Типичными неметаллами являются газы. Они не проявляют при нормальных условиях ни одного сходного с металлами свойства.
Элемент хлор (Сl₂). При нормальных условиях химический элемент хлор - это желтовато–зелёный газ с резким удушливим запахом. Хлор очень ядовит даже при такой малой концентрации как 0,001мг на 1 дм³ воздуха. Газ хлор в 2.5 раза тяжелее воздуха. Поэтому стелится по земле желтовато-зелёным туманом. При содержании хлора в воздухе 0,9 мл/л смерть наступает в течение пяти минут. В небольших количествах (человек чувствует газ хлор уже при концентрации его в воздухе 0,003 мл/л), хлор сильно раздражает слизистые оболочки дыхательных путей и вызывает кашель. Элемент хлор напрямую не взаимодействует с кислородом, азотом, углеродом и инертными газами. Окислительные свойства хлора проявляются в реакциях с простыми веществами (металлическим натрием Na, чистым железом Fe, фосфором P, серой S) и некоторыми сложными веществами.
Химический элемент хлор содержится в земной коре по массе 0,017%. В некоторых горнах районах этот газ хлор покрывает основание грунта и потому приводит к гибели насекомых, мелких грызунов и микроорганизмов. Температура кипения хлора равна (- 33,6 °С), а температура плавления хлора(-100,98 °С). Элемент хлор относится к ряду галогенов (фтор F₂, хлор Cl₂, бром Br₂, йод I₂, астат At₂ ), что придаёт ему некоторые особенности при химических реакциях. В реакциях с другими галогенами элемент хлор вытесняет любой из галогенов, стоящих после него (бром, йод и астат). Газ хлор отлично растворяется в холодной воде, 1 объём воды растворяет около 2 объёмов газа хлора с образованием двух кислот: соляной кислоты (HCl) и хлорноватистой (HClO), последняя не стойкая и распадается на атомарный кислород и соляную кислоту. Полученная кислота является одной из сильных кислот.
Элемент хлор имеет прекрасное дезенфецирующее свойство. Он уничтожает практически все живые организмы в сфере своего влияния, что делает его полезным в медицине и домашнем хозяйстве (порошки, хлорка – тоже хлорная вода, соды с содержанием хлора). Сухой газ хлор такой способности не имеет. Раствор хлора в воде носит название «хлорной воды» которая имеет прекрасное свойство отбеливания материалов (особенно тканей). Раствор хлора «уничтожает» краску на одежде, поэтому если не хотите, чтобы ваша кофточка или рубашка покрылась белыми пятнами - не используйте такую воду при стирке цветного белья. Достаточно просто поместить влажную крашенную ткань в струю хлора, как вскоре она потеряет свой цвет и превратится в чисто-белую.
Как хлорная вода влияет на волосы при купании например в бассейне - можно ознакомиться на странице Органические вещества. Состав шампуня.

Элемент фтор

Химический элемент фтор F₂ — ярко-жёлтый газ, с оранжевым оттенком (tпл = -220 °С, tкип= -188°С). По поводу истинного цвета элемента фтора возникало немало разногласий: из-за необычайно высокой реакционной способности редко кто осмеливался получать газ фтор в достаточном количестве в прозрачном сосуде. Но последующие исследования подтвердили окраску фтора, о которой сообщал ещё Муассан. Химический элемент фтор взаимодействует почти со всеми простыми веществами, включая тяжёлые инертные газы (Кr, Хе). Элемент фтор, как и элемент хлор, относится к ряду галогенов.

Элемент бром

Элемент бром Br₂ — легколетучая жидкость тёмнокрасного цвета (iпл=-7 °С, tкип=59 °С), растворимая в воде (при 20 °С 3,6 г бром (Вr₂) в 100 мл воды) и органических растворителях. Пары брома сильно ядовиты. Ожоги бромом очень болезненны и долго не заживают. Если химический элемент бром или бромная вода попала на кожу, надо немедленно промыть место ожога большим количеством воды, а затем раствором соды, которая нейтрализует бром.

Элемент йод

Элемент йод (I₂) (tпл=114 °С, tкип=185 °С) хорошо знаком каждому с детства: 5-процентный водно-спиртовой раствор йода используют для дезинфекции ран и порезов. Если вылить раствор йода в фарфоровую чашечку и оставить на несколько часов, то спирт испарится и йод выделится крсталлический йод в виде серых кристаллов с металлическим блеском, хорошо растворимых в органических растворителях. При небольшом нагревании кристаллический йод возгоняется, образуя пары фиолетового цвета.
Как и элемент хлор, фтор, бром, элемент йод - тоже принадлежит к семейству галогенов. В обычном состоянии химический элемент йод - тёмно–серые кристаллы с металлическим блеском. Кристаллический йод можно расплавить при температуре 133,5°С
Кристаллический йод в воде не растворяется, а в спирте растворяется хорошо. Спиртовой раствор йода имеет бурый цвет (продаётся в аптеке в виде 5-10% раствора йода). Пары йода имеют тымно-фиолетовый окрас.
Йод – прекрасное профиллактическое средство против излучения. Его добавление к пище способствует укреплению щитовидной железы, которая больше всего подвержена радиоактивному влиянию. Для усвоения йода организмом в пищу используют йодированную соль (KI – йодид калия). Эту соль в виде добавок к пищевой соли (NaCl) можно приобрести в продуктовых магазинах.
Любопытно то, что реакционная способность йода в «разноцветных» растворах (фиолетовый и коричневый) - неодинакова. Так, в коричневых растворах йод намного активнее, чем в фиолетовых, например быстрее реагирует с медью. Это объясняется тем, что молекулы йода могут взаимодействовать с молекулами растворителя, образуя комплексы, в которых йод более активен. Именно растворитель играет решающую роль в проявлении авктивности йода!
При добавлении растительного масла к раствору йода можно наблюдать переход йода из водной фазы в органическую (экстракцию). Процесс экстракции заметно ускорится, если смесь энергично всряхивать.

Кое0-что о пользе йода:
Йод - один из очень важных ээлементов для организма человека. Нормальная доза для потребления его человеком испчисляется в микрограммах, но его отсутствие в организме - опасно для жизни человека. Йод принимает участие в всинтезе гормонов щитовидной железы, которые в свою очередь отвечают за нормальный рост и развитие человеческого организма; йод очень необходим для правильной работы мозга!

Газ кислород O₂. Кислород является самым распространённым элементом на земле и составляет 46% по массе всех существующих химических элементов. Второе место занимает кремний (24%), затем железо, кальций и остальные. Газ кислород цвета и запаха не имеет. Жидкий кислород представляет собой жидкость голубоватого цвета (температура сжижения -183°С). Жидкий кислород замерзает при температуре -219 °С. Газ кислород немного тяжелее воздуха. При электрических разрядах образует молекулу озона O₃ – газ голубоватого цвета. Особенно большое количество этого озона образуется во время грозы. Вы, наверное, чувствовали приятный свежий запах, выходя на улицу, после сильного ливня с грозой. Это озон. Сам по себе в небольших количествах он не ядовит, даже полезен для дыхания. Но концентрированный озон достаточно вреден.
Рассмотрим некоторые химические свойства кислорода. Как химический элемент газ кислород – сильный окислитель. Смесь 2-х объемов водорода и одного объема кислорода представляют собой так называемый «гремучий газ». Смесь этих газов особенно взрывоопасна при повышенной температуре. Газ кислород также сам по себе взрывоопасен: на воздухе при высокой температуре он взрывается с образованием паров воды. Химический элемент кислород легко окисляет металлы. С некоторыми из них взаимодействует прямо при комнатной температуре (в основном это щелочные металлы). Некоторые чистые металлы образуют плотную защитную оксидную плёнку на своей на поверхности (о некоторых из них уже шла речь: алюминий, медь), благодаря которой они не разрушаются. К таким металлам ещё можно отнести магний, цинк, в особенности золото и платина, которые устойчивы даже к действию сильных кислот (серной кислоты, азотной кислоты, соляной кислоты, хлорной кислоты HClO₄). Если внесении в сосуд, где содержиться газ кислород, нагретый металл, то последний быстро и ярко загорается, образуя окисид. Газ кислород при нагреве вступает в реакцию с неметаллами, окисляя их до оксидов. Часто реакции с кислородом сопровождаются выделением большого количества теплоты и световой энергии. Типичный пример - реакция горения. Например, все органические соединения (кроме побочных продуктов реакции: соединений серы S, хлора Cl₂, азота N) сгорают с образованием углекислого газа CO₂ и воды H₂O.

Элемент углерод C: Самая простейшая и знакомая нам форма углерода – это графит, -черный, с металлическим блеском, довольно хрупкий. Из графита может быть получен искусственный алмаз. Алмаз является одним из самых твёрдых и тугоплавких (t пл >4000 °С) веществ. В то же время алмаз хрупок: его довольно легко расколоть на части. Аля этого ювелиры пользуются ножом, по которому ударяют молотком. Немногие знают, что эта форма углерода - алмаз обладает очень высокой теплопроводностью — проводит тепло лучше, чем многие чистые металлы (в 4 раза лучше, чем медь). В то же время алмаз не проводит электрический ток. Часто алмаз имеет тот или иной оттенок. Известны алмазы оранжевого, голубого, розового, жёлтого, коричневого, молочно-белого, синего, зелёного, серого и даже чёрного цвета. Окраска алмаза связана как с дефектами в их кристаллической структуре, так и с замещением части атомов углерода на атомы бора, азота и даже алюминия. Серая и чёрная окраска алмазов обусловлена включениями графита. Графит — наиболее устойчивая при комнатной температуре аллотропная модификация углерода. Теоретически все алмазы должны были уже давно превратиться в графит, но с заметной скоростью такая реакция идёт лишь начиная с температуры около 1000 °С, а при 2000 °С она происходит почти мгновенно. Однако с практической точки зрения гораздо больший интерес представляет обратный процесс — превращение графита в алмаз. Это становится возможным при температуре около 3000 °С и давлении 3•106 атм. К сожалению, алмазы, которые удаётся получить из графита, обычно очень мелкие и невысокого качества. Они могут быть использованы лишь для технических целей. В природе алмазы встречаются в виде включений в кимберлитовых трубках — воронкообразной формы разломах земной коры, заполненных породой кимберлитом. При разрушении (выветривании) трубок алмазы переходят в россыпи Алмаз встречается в природе в виде бесформенной прозрачной массы. Алмаз –это чистый углерод - иная форма углерода с отличным структурным строением от графита, очень твёрдый (твёрдость алмаза принята в технической литературе за единицу) Мы привыкли видеть, что при нагревании тела из твёрдого состояния переходят в жидкое. Но для химического элемента углерода эта версия ошибочна. Если нагреть элемент углерод до 3500°С, то мы увидим, что он, минуя жидкую фазу, переходит в газообразное состояние (возгоняется). Углерод имеет свойство впитывать как губка различные красители и запахи.

Например, если в чернильный раствор положить кусочек угля, то мы можем вскоре заметить достаточную разницу между цветом первоначального раствора и раствора, где находился кусочек угля. Известно, что таким способом пользуются для нейтрализации различных ядов в организме. В аптеках можно найти углерод в виде таблеток под названием ''активированный уголь'' - самый обыкновенный углерод, только очищенный и пригодный для принятия организмом. Огромное количество элемента углерода найдено в космосе, на больших астероидах, в основаниях планет, в составе комет. Изотопы углерода являются результатом термоядерного синтеза и распада других химических элементов.
Рассмотрим некоторые химические свойства углерода
Химический элемент углерод отличный восстановитель. При высокой температуре, с его помощью синтезируют огромное число органических соединений (их намного больше, чем неорганических). В промышленности с помощью углерода получают некоторые чистые металлы, восстанавливая их из их окислов. Явным примером может служить восстановление чистого железа из его оксида в среде углерода при нагревании. В зависимости от того, сколько кислорода подаётся на окисление углерода (сжигание углерода), образуются различные оксиды углерода. При сжигании углерода в атмосфере, слабо обогащённой кислородом, образуется угарный газ (цвета и запаха не имеет), но имеющий удушающую способность.
Угарный газ - CO - имеет большую химическую активность. При попадании в организм человека может вызывать головокружение, так как забирает из крови кислород, превращаясь в углекислый газ CO₂. По этой же причине (взаимодействии с кислородом и образовании углекислого газа) разжигать костры в закрытом пространстве не рекомендуется. Даже обычный всем знакомый углекислый газ CO₂ при концентрации в 10% вызывает болезненные ощущения и удушье. При действии солнечного света оксид углерода CO может прореагировать с хлором, образовав при этом очень ядовитый газ фосген COCl₂. При электрическом разряде между графитовыми электродами в атмосфере азота образуется очень ядовитый газ циан CN. Все органические соединения имеют в своём составе химический элемент углерод. Именно по этому принципу и дают им определение.

Элемент сера S - твёрдое, хрупкое, жёлтое кристаллическое вещество с температурой плавления 119,3°С. Но не надо путать эту серу с серой на спичках. На головках спичек в основном находятся сложные вещества, одним из которых - хлорат калия (KClO3), которое способно самовоспламеняться при трении или температуре. Элемент сера - простое вещество и здесь присутствует в качестве одного из компонентов, составляющих спичечную головку.
Модификации серы:
Существует две модификации серы: хрупкая сера и пластическая сера. При 113 °С кристаллическая сера плавится, превращаясь в жёлтую водянистую жидкость. Расплавленная сера при температуре 187°С становится очень вязкой и быстро темнеет. При этом меняется её структурное состояние. А если нагреть серу до 445 °С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу — резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. В этом состоянии сера способна деформироваться, растягиваться, при этом материал не разрушаясь. Но стоит ей полежать несколько дней на воздухе, как она превращается опять в хрупкий материал.
Элемент сера диэлектрик. Она может служить теплоизолятором. Сера легко окисляет почти все металлы, кроме золота Au, платины Pt и рутения Ru. Элемент сера окисляет даже при комнатной температуре щелочные (натрий Na, калий K, литий Li, кальций Ca) и щелочноземельные металлы (алюминий Al, магний Mg). На воздухе кристаллическая сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы SO₂(газ с неприятным удушливым запахом). Если сжигать крситаллическую серу в атмосфере водорода, то образуется газ с запахом протухших яиц. Это сероводород H₂S. Если Вы проезжали мимо шельфа Чёрного моря, то наверняка чувствовали этот запах. Чёрное море, начиная с глубины уже 150м имеет повышенную концентрацию сероводорода. А на мелководье это газ выходит наружу. Этим объясняется то факт, что на глубине порядка уже 150 м практически нет жизни.

Многие продукты, портясь, выделяют специфический запах сероводорода. Элемент сера используется в промышленности для получения серной кислоты. Окисляя диоксид серы SO₂ в среде обогащённой кислородом, получают триоксид серы SO₃ – вязкая прозрачная жидкость. Серный ангидрид или триоксид серы SO₃ при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип=45 °С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость — олеум (от лат. oleum — «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раствор SO₃ в H₂SO₄.
Сернистый газ проявляет сильное отбеливающее действие: если, например, красную розу опустить в ёмкость с сернистым газом SO₂, то она потеряет свой цвет.

Элемент кремний ( Si ). Этот химический элемент занимает 1/4 состава земной коры. Кварц, горный хрусталь, песок, глина, гранит, слюда, асбест - всё это химические соединения элемента кремния
Кремний относится к промежуточным элементам (амфотерным) и может проявлять как металлические так и неметаллические свойства. Он может образовывать химические соединения как металлами, так и с неметаллами. Чистый кремний - простое вещество серого цвета, твёрдое и тугоплавкое, хрупкое. Кристаллический кремний имеет металлический блеск (эхлемент кремни - полупроводник) В свободном состоянии кремний выделить достаточно сложно. Промышелнное получение кремния связано с восстановлением кварца - оксид кремния (или правильно - диоксид кремния SiO₂) раскалённым коксом (углеродом)
SiO₂+C=CO₂+Si
В лаборатории чистый кремий восстанавливают из кварцевого песка с помощью металлического магния. SiO₂+2Mg=Si+2MgO.
При нагревании порошок кремния может медленно реагировать с концентрированными растворами щелочей (наприамер, гидроксидом натрия NaOH)
Si +2NaOH +H₂O =Na₂SiO₃+2H₂, - полученное сложное вещество - ещё назвают жидким стеклом.
Кремний встречается в кристаллическом состочнии (кристаллический кремний) и аморфном состоянии (аморфный кремний). Кристаллический кремний образуется при охлаждении раствора аморфного кремния в расплавленном металле. В свою очередь, кристаллический кремний, очнь хрупкий материал и легко измельчается в аморфный порошок. Таким образов, аморфный кремний представляет собой обломки кристаллов кристаллического кремния.
Интересно то, что химическая активность кремния зависит от размеров его кристаллов. Крупнокристаллический кремний химически менее активен, чем аморфный кремний. Послендний легко реагирует со фтором даже при обычной температуре, а при температуре 400 - 600 ⁰ C реагирует с кислородом, хлором, бромом, серой с образованием соответствующих химических соединений. При очень высоких температурах Кремний реагирует с азотом и углеродом с образованием соответственно нитрида и карбида кремния.

Элемент фосфор (Р). Это вещество может существовать в двух видах: красный фосфор и белый фосфор (белый фосфор ещё называют жёлтым фосфором).
Белый фосфор (или жёлтый фосфор)- ядовитое, очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещество бледно-жёлтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 34 °С и горит ярким белым пламенем с образование оксида фосфора. Белый фосфор плавится при температуре 44,1°С., светится в темноте. При попадании на кожу может вызвать сильный ожёг.
Белый фосфор очень ядовит: смертельная доза около 0,1 г (примерно такая же и у цианистого калия — 0,12 г). Из-за опасности самовоспламенения на воздухе белый фосфор хранят под слоем воды. Красный фосфор и чёрный фосфор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде. Белый фосфор уже при комнатной температуре, а остальные модификации фосфора — при нагревании вступают в реакцию со многими простыми веществами: галогенами (фтор, хлор, бром, йод, астат) кислородом, серой, некоторыми металлами.
Если нагреть белый фосфор до 300 ⁰ C без доступа воздуха, то он постепенно переходит в красный фосфор. Красный фосфор – твёрдое вещество, не ядовитое, в темноте не светится и не самовоспламеняется. Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспламеняются красный фосфор на воздухе при t>200 °С) Вода не растворяет фосфор. Его обычно растворяют в этиловом спирте.
Под давлением в сотни атмосфер получается чёрный фосфор, по свойствам похожий на металл (он проводит электричество и блестит). Чёрный фосфор имеет сходную с металлами кристаллическую решетку.

От чего светится фосфор

Если говорят, что фосфор светится, значит имеют в виде только белй фосфор! В его молекуле (вершины пирамиды с основанием - треугольник), у каждой вершины есть по паре электронов, которые раположены снаружи от поверхности вообраажаемой пирамиды. Атомы фосфора "открыты" и легко доступны любыма томам других элементов - окислителей (например кислорода из воздуха). Доступные электронные пары фосфора служат "приманкой" для любых других атомов, которые готовы присоедимнить чужой электрон (обладающие высокой электроотрицательностью). Белый фосфор светится не просто так, - он окисляется - сначало атомы кислорода располагаются между атомами фосфора. Это происходит до тех пор, пока все сврободные электронные пары не присоединятся к кислороду. После этого белый фосфор перестаёт светиться и превращается в оксид фосфора P₂O₅. Оксид фосфора - относительнь устойчивое вещество, но при этом активно реагирует с водой, образуя метафосфорную кислоту HPO₃ и ортофосфорную кислоту H₃PO₄

Кислоты фосфора

При растворении в воде оксида фосфора P₂O₅ образуется ортофосфорная кислота H₃PO₄. Эта кислота – одна из слабых кислот, поэтому с большинством металлов не реагирует, а только удаляет на их поверхности оксидную плёнку. Её часто используют при ремонте электрооборудования, пайки электронных плат и т.д. Она является хорошим средством для удаления ржавчины. Элемент фосфор образует две кислоты: одну – ортофосфорную кислоту, вторую – метафосфорную (НPO₃). Но вторая кислота – соединение не стойкое и быстро окисляется, образуя ортофосфорную кислоту.

Получение кислота. Свойства кислот

Вернуться на первую страницу