Химические свойства неметаллических элементов

Водень. Водень перший елемент перодично системи, його електронна формула 1S1. Ступен окислення водню можуть дорвнювати 1, 1, а також 0 у простй речовин. За значеннями ступенв окислення водень схожий з лужними металами 1 та з галогенами -1. Тому в перодичнй систем для нього зазначено два положення вдповдно в обох пдгрупах цих елементв. Однак найбльш стйким ступенем окислення у водню 1.

Таким чином, особливост будови електронно оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в перодичнй систем. Вмст водню у земнй кор 30 ат В усх природних сполуках водень ма ступнь окислення 1. Переважна кльксть водню сну у вигляд Н2О. Водень входить до складу горючих газв, у природних сумшах углеводнв нафти та нших органчних сполук. Добування водню в усх випадках це вдновлення з 1 до 0.

Найбльше значення у промисловост ма реакця метану з водяною парою СН4 Н2О СО 3Н2 СО Н2О СО2 Н2 Водень можна також отримати реакцю водяно пари з розжареним коксом С Н2О СО Н2 СО Н2О СО2 Н2 Для добування водню застосовують також електролз водяних розчинв солей, кислот, лугв. Наприклад Zn2HClZnCl2H2 2Al6NaOH6H2O2Na3AlOH63H2 Водень безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у вод.

Вльний водень в 0 ступен може бути окисником вдновником. Вдновн властивост виявля в реакцях з неметалами, а також по вдношенню до оксидв галогенв 2H2O22H2O H2Cl22HCl CuOH2CuH2O WO33H2W3H2O У реакцях з активними металами окисником, утворю гдриди 2NaH22NaH З деякими елементами, наприклад, кремнм, фосфором, водень не реагу. При нагрванн водень реагу з багатьма d металами. Сполуки що мстять водень в степен окислення 1, х окислювальн

властивост, а в 1 вдновн. NaHHOHNaOHH2 Водень застосовують для добування ряду металв Мо,W, Fe, Cu. У великих клькостях Н2 використовують у виробництв амаку та органчних синтезах. Кисень. Кисень найпоширенший у природ елемент 58 ат Бльшсть його знаходиться в ступен окислення 2 у вигляд сполук солей кремнвих кислот силкатв, пску SiO2, води, карбонатв, фосфатв, сульфатв. Невелика частина кисню перебува у вльному стан в атмосфер.

Незначн клькост кисню отримують у лаборатор термчним розкладом кисневмсних сполук. Наприклад 2KClO32KCl3O2 2KMnO4K2MnO4MnO2O2 Кисень типовим окисником, вн вступа в реакцю з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцй найчастше оксиди 4Fe3O22Fe2O3 CO2CO2 CH42O2CO22H2O 2ZnS3O22ZnO2SO2 Однак в реакцях з деякими найактивншими металами утворюють сполуки зв язок мж атомами кисню в яких збегаться 2NaO2Na2O2 пероксид натрю

KO2KO2 надпероксид калю LiO2Li2O оксид лтю Озон О3 алотропчна модифкаця кисню. Його добувають дю тихого електричного розряду або ультрафолетового промння на кисень 3O22O3 Цей несамодльний процес вдбуваться за стадями O2hvO2 O2O2O3O O2OO3 О3 дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворються на початкових стадях реакцй О3 з рзними вдновниками. НаприкладO3O2O 2KIO3H2SO4I2K2SO4O2H2O

O O2 Бнарн сполуки з киснем можна роздлити на клька видв Оксиди - кисень ма ступнь окислення 2, у тому числ основн Na2O, CaO, кислотн СО2, P2O5, амфотерн ZnO, Al2O3, несолетврн N2O, NO. Пероксидн сполуки речовини, атоми кисню в яких зв язан мж собою хмчними зв язками пероксиди N2O2, ВаО2, надпероксиди КО2, озонди КО3. Субоксиди сполуки з металчними зв язками

Т6О, Т3О. Розглянемо властивост сполук кисню з воднем. Вода. Це стйка речовина Нутв. -286 кДжмоль. Лише за температури понад 1000оС помтним ста розкладання на прост речовини 2H2O2H2O2 Понад 5000оС розкладання вдбуваться практично повнстю. Вода найбльш широко застосовуваний розчинник для полярних онних сполук. Для води характерн реакц приднання гдратац з основними кислотними оксидами

CaOH2OCaOH2 P2O53H2O2H3PO4 з солями CuSO45H2OCuSO45H2O Вода може брати участь у реакцях обмну. Наприклад гдролзу солей. У реакцях з сильними окисниками вода виступа як вдновник за рахунок кисню -2 2F2H2O4HFO2 При д вдновникв за рахунок водню 1 вода проявля окиснювальн властивост 2HOH2Na2NaOHH2 Розчинн сол у вод не снують через сильний гдролз розклад

Н2О2 у лужному середовищ Na2O22HOH2NaOHH2O2 2H2O22H2O2O2 Бльш стйки до д води нерозчинн сол, наприклад ВаО2, реакцю обмну якого з Н2SО4 можна добути Н2О2 BaO2H2SO4H2O2BaSO4 Галогени. Галогени фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементв найбльш стйким ступнь окислення 1. Фтор найбльш електронегативний елемент, позитивних ступенв окислення не ма, в нших галогенв електронегативнсть

менша можлив позитивн ступен окислення 1, 3, 5, 7 у хлору також 6. У природних сполуках галогени мають ступнь окислення 1. Найважливш мнерали плавиковий шпат СаF2, фторапатит CaF2 3Ca3 PO42, кам яна сль NaCl, сильвнт KClNaCl та нш. они хлору мстяться в морськй вод. Бром йод власних мнералв не утворюють, они Br мстяться у вод деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенв це процес х окислення вд ступеня окислення 1 до 0. Фтор 2 найсильншим окисником, його можна одержати лише електролзом. Хлор у промисловост добувають електролзом концентрованого водного розчину NaCl. У лаборатор хлор добувають з соляно кислоти при взамод з сильними окисниками, наприклад MnO2, KmnO4 MnO24HClMnCl2Cl22H2O 2KmnO416HCl2MnCl25Cl22KCl8H2O

Аналогчно добувають в лаборатор бром 2 йод 2 використовуючи замсть кислот соляно бромно бльш доступн сол цих кислот 2NaBrMnO22H2SO4Br2MnSO4Na2SO42H2O 10KI2KMnO48H2SO45I2MnSO46K2SO48H2O Для промислового добування бром 2 йод 2 нафтов води або води солених озер обробляють хлором 2BrCl2Br22Cl 2ICl2I22Cl У звичайних умовах фтор безбарвний газ, а хлор жовто-зелений, бром темно-червона рдина, йод темно-коричнев кристали. Найхарактернш для галогенв окиснювальн властивост.

Найсльншим окисником фтор 2, який окислю кисень до 2 навть деяк благородн гази XeF2XeF2 2H2O2F24HFO2 SiO22F2SiF4O2 Галогени окислюють метали, багато як неметали складн речовини 2Al3Br22AlBr3 2P3Cl22PCl3 2NH33Br2N26HBr У реакцях з воднем спостергаться зниження окиснювальних властивостей Н2 Г2 2НГ. Реакця з фтором швидко перебга в темнот на холод, реакця з бромом йде швидко лише при нагрванн, реакця з йодом оборотна протка при пдвищенн температури.

При взамод хлору з водою вдбуваться його самоокисненням, самовдновленням , утворюються дв кислоти соляна хлорнуватиста Cl2H2OHClHOCl а в реакцях з лугами сол цих кислот Cl22KOHKClKOClH2O Бром йод з водою лугами реагують аналогчно хлору. Галогеноводн НГ можна добути реакцями галогенв з воднем бо для HF i HCl реакцями обмну CaF2H2SO4CaSO42HF NaClH2SO4NaHSO4HCl

NaClNaHSO4Na2SO4HCl HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподбному стан, добре розчиняються у вод. У водних розчинах НГ мають кислотн властивост. HCl, HBr, HI - сильн кислоти. Пдсилення вдновних властивостей Г виявляються у х рзному реагуванн на дю концентровано H2SO4. Так ця кислота не реагу на HCl, але частково оксню

HBr, причому S 6 вдновлються до SO2 Н вдновлю срку 6 не тльки для SO2, а до вльно срки або навть H2S 2HBrH2SO4Br2SO22H2O 8HIH2SO44I2H2S4H2O Через це HBr HI неможливо добути дю концентровано срчано кислоти на сол цих кислот. Реакця утворення розкладу летних галогенв також використовують для очищення та добування металв TiI4Ti2I2 Фтор не утворю кисневих кислот. Для хлору вдом кислоти хлорнуватиста

HCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише остання вддлена в ндивдуальному стан, решта сну в розчинах. Аналогчн кислоти окрм HBrО2 HIО2 утворюють бром йод. Срка. З помж р елементв VI групи, окрм кисню, найбльше значення ма срка. Найвищий ступнь окиснення в срки 6 вдповда стану, коли вона утворю 6 ковалентних зв язкв з бльш електронегативними партнерами. Найхарактерншими для срки ступен окиснення 2, 0, 4, 6.

Срка розповсюджений елемент. Добування срки зводиться до видобування очищення самородно срки. Срка сну в клькох алотропних модифкацях. За звичайних умов стйка моноклинна срка. За температури понад 95,4оС вона перетворються на ромбчну срку. При незначному нагрванн срка енергйно реагу з багатьма матералами з рдкою ртуттю, воднем, виступаючи як окисник FeSFeS 2Al3SAl2S3 H2SH2S При д кисню галогенв

Cl, F срка виявля вдновн властивост SO2SO2 2SCl2S2Cl2 Срководень H2S добувають сполученням простих речовин або через реакц обмну FeS2HClFeCl2H2S H2S газ рзким непримним запахом, дуже отруйний. У розчинах це слабка кислота. Розчинн сульфди сол лужних металв, сол амоню пддаються сильному гдролзу, при цьому гдролз перебга ступнчасто оборотно SHOHHSOH

I ступнь або Na2SHOHNaHSNaOH Гдролз деяких сульфатв Al2S3, Cr2S3 йде практично до кнця, оскльки в результат утворються слабка нерозчинна основа видляться газоподбний срководень Al2S36H2O2AlOH33H2S Бльшсть сульфатв металв у вод нерозчинна, з водою не реагу, причому деяк х них Fe, MnS, ZnS розчиняються при д кислот, а ряж нших PbS, HgS, Sb2S3 з кислотами не реагують. Нерозчинн у кислотах сульфди можна добути дю

H2S на розчинн сол PbNO32H2SPbS2HNO3 Ус нерозчинн сульфди можна добути реакцями обмну з використанням розчинних у вод сульфдв CuSO4Na2SCuSNa2SO4 FeSO4Na2SFeSNa2SO4 Сульфди активних металв одержують дю вуглля на сульфати при нагрванн Na2SO44CNa2S4CO H2S окиснються киснем, на повтр горять 2H2S3O22SO22H2O при надлишку О2 2H2SO22S2H2O при недостатнй клькост О2 Аналогчно, але за вищих температур перебгають реакц випалу

сульфдв металв 2ZnS3O2ZnOSO2 У водних рохчинах сульфди H2S виявляють вдновн властивост у реакцях з галогенами, KMnO4 та ншими окисниками Na2SI22NaIS H2S4Br24H2OH2SO48HBr При д срки на сульфди металв утворюються полсульфди Na2Sn-1SNa2Sn Срка утворю два стйких оксидв SO2 SO3.

SO2 за звичайних умов - безбарвний газ з рзким запахом, отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у вод. Частково реагу з водою з утворенням срчисто кислоти SO2H2OH2SO3 Внаслдок оборотност ц реакц НSO3 сну лише у розчинах. Ця кислота утворю лише два типи солей сульфти Na2SO3, CaSO3 гдросульфти NaHSO3, CaHSO32. Останн не стйки, переходять у просульфти.

Для срки VI характерн вдновн властивост. Реакця з киснем 2SO2O22SO2, яка перебга при пдвищенн температури, застосовуться для одержання SO3 дал срчано кислоти. При кмнатнй температур ця реакця практично не йде. Практично миттво срчиста кислота та сол у розчинах реагують з галогенами KMnO4, K2Cr2O7 Na2SO3I2H2ONa2SO42HI Оксид срки VI енергйно сполучаться з водою

SO3H2OH2SO4 Срчана кислота в язка безбарвна рдина. У водному розчин Na2SO4 сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагу з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з видленням водню, наприклад ZnH2SO4pZnSO4H2 У концентрованй срчанй кислот срка VI може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i

HI але н HCl до вльних галогенв. Концентрована срчана кислота не д на бльшсть металв за звичайних умов, але при нагрванн реагу навть з малоактивними металами, але н з благородними металами Au, Pt та нш. Якщо метали малоактивн срка VI вдновлються до 4 SO2 Cu2H2SO4kCuSO4SO22H2O Бльш активн метали вдновлюють срку VI до просто речовини або навть до H2S 4Zn5H2SO44ZnSO4H2S4H2O

SO2, S Як сильна нелетка кислота H2SO4 витсня чимало нших кислот з х солей NaClH2SO4NaHSO4HCl KNO3H2SO4KHSO4HNO3 Бльшсть солей H2SO4 розчинна в вод. Нерозчинн BaSO4, SrSO4, PbSO4, малорозчиниий CaSO4. Чимало кольорових металв добувають з сульфдних руд. Na2SO3, NaHSO3, CaHSO32 використовують при добуванн целюлози з деревини.

Срка шкдливий домшок у чавунах сталях. Срчана кислота використовуться при гдрометалургйному добуванн Zn, Cd, Ni, Cu. Азот. За електронегативнстю азот поступаться лише фтору кисню. У сполуках з киснем вн проявля позитивн ступен окислення 1,3,4,5. Азот ма рзн негативн ступен окислення. Найвищий вдповда числу електронв на зовншньому рвн. Найнижчий 3 заповненню електронно оболонки до структури нертного газу

Ne. Найбльш стйким ступнь окислення 0. Бльшсть азоту знаходиться у повтр. Азот добувають перегонкою рдкого повтря. У молекул N2 атоми зв язан потрйним зв язком. Велика енергя зв язку зумовлю високу стйксть малу хмчну активнсть N2. За звичайних умов азот реагу лише з лтм, з ншими металами при нагрванн, утворюючи нтриди. З воднем сполучаться лише при пдвищених температурах тиску, з киснем при температурах понад 3000oС.

У реакцях з киснем фтором вдновником, в нших випадках окисником 6LiN22Li3N 3MgN2Mg3N2 3H2N22NH3 N2O22NO N23F22NF3 Нтриди металв на вдмну вд галогенв, сульфдв не солями, оскльки м не вдповдають як-небуть кислоти. У нтридв S-металв ступнь окислення 3 Li3N, Mg3N2. Ц нтриди легко вступають у реакцю з водою, наприклад Mg3N26HOH3MgOH22NH3 Нтриди d-металв тверд, тугоплавк, мають низьку хмчну активнсть, не реагують з водою,

дуже повльно вступають в реакц з кислотами. Амак в промисловост добувають синтезом з простих речовин N23H22NH3 У лаборатор амак можна одержати з солей амоню NH3 NH4ClNaOHNaClNH4OH H2O Амак розчиняться у вод, вн проявля донорн властивост. Розчин NH3 у вод умовно називають гдроксидом амоню, хоча молекули NH4OH не сну. У реакцях з кислотами утворюютьсясол амоню

NH3HClNH4Cl 2NH3H2CO3NH42CO3 Сол амоню стйки за звичайних умов, але при пдвищених температурах розкладаються. В результат може утворитися амак. Наприклад NH4SO4NH3NH4HSO4. Проте у деяких випадках NH4Cl, NH4Br та н. утворен гази не роздляються NH4ClNH3HCl при проходженн знову утв. вихдна сль. При д металв вдбуваться процес замщення атомв водню 2Al2NH32AlN3H2 Тому амак часто використовуться для добування нтридв.

Амак не горить на повтр, не взамо у розчинах з багатьма окисниками, наприклад з сполуками Cr3. Однак у присутност каталзаторв амак регау з киснем Cr2O3 4NH33O22N26H2O Pt 4NH35O24NO6H2O У розчинах амак швидко окислються галогенами Cl2, Br2 2NH33Cl2N26HCl Азот утворю велику кльксть рзномантних кисневих сполук. NO2 добувають у промисловост каталтичним Pt окисненням амаку, синтез з простих речовин

N2 O2 2NO не використовуться через велик енергетичн витрати. Найважлившою властивсть NO швидко практично повнстю окислюватися киснем 2NOO22NO2 Взамодя NO2 з водою йде за рвнянням 2NO2HOHHNO3HNO2 Азотиста кислота HNO2 сну лише розчинах, багато як сол KNO2, NaNO3 стйк. Сама ж кислота при пдвищен концентрац розчину або температури розкладаться

NO2 2HNO2HOHN2O3 NO Тому кнцевими продуктами реакц NO2 з водою HNO3 та NO 3NO2HOH2HNO3NO У присутност О2, NO перетворються у NO2 диним продуктом реакц ста HNO3 4NO2O22HOH4HNO3 Ця реакця покладена в основу промислового способу добування азотно кислоти. У водних розчинах HNO3 сильною кислотою, практично повнмтю дисоцю.

Сол азотно кислоти, нтрати, одержан для бльшост металв, майже вс вони розчинн у вод. При д на метали концентрованою азотною кислотою продуктом вдновлення звичайно NO2, розведеною азотною кислотою на метали NO, а на активн метали сумш NO, N2O, N2, NH4NO3 Cu4HNO3kCuNO322NO22HOH 3Cu8HNO3p3CuNO322NO4HOH 4Zn10HNO3p4ZnNO32N2O5HOH Азотна кислота не реагу з благородними металами Au,

Pt та н деяк порвняно активн метали Al, Fe на холод пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслдок утворення на х поверхн при д HNO3 нертних оксидних плвок. Окиснювальн властивост азоту 5 у нтратах виявляються запдвищених температур. Вийнятком нтрати малоактивних металв, оксиди яких термчно нестйк 2AgNO3 Ag 2NO2 O2. Найширшого застосування набули амак азотна кислота.

Велика роль азоту та його сполук у металург. Сол азотно кислоти застосовують при добуванн деяких металв наприклад VO2 NO32 при добуванн урану царська водка сумш азотно соляно кислот при добуванн пластиннових металв. Фосфор. У зв язку з тим, що атом фосфору ма велики розмр, а значичть, меншу електронегативнсть Е2,1, найнижчий ступнь окислення 3, який вдповда завершенню зовншнього рвня, ста менш стйким. Навпаки найстйкшою ста найвищий ступнь окислення 5.

Добування фосфору при д вуглля пску на фосфат кальцю в електропечах при 1500оС Ca3PO425C3SiO23CaSiO32P5CO Фософр утворю клька алотропчних модфкацй. Блий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняться у деяких органчних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозайматься при температурах понад 50оС. Червоний чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняться в органчний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерн вдновн властивост, як вн виявля у реакцях з

неметалами 4P3O2 надлишок2P2O3 4P5O2 надлишок2P2O5 2P5Cl2 надлишок2PCl5 В реакцях з активними металами фосфор виступа в рол окисника 3Mg2PMg3P2. Зводним фосфором не реагу. Бфлий фосфор вступа в реакцю з лугом, при цьому вдбуваться його самоокислення самовдновлення P43NaOH3HOHPH33NaH2PO2 Сполуки фосфору з металами, фосфди, забудовую властивостями аналогчн нтридам. Фосфди S металв реагують з водою, утворюючи фосфн

Mg3P26H2O3Mg OH22PH3. Фосфн реагу з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфоню PH3HIPH4I. При пдвищенн температури або д води сол фосфоню легко розкладаються. Водночас фосфн сильним вдновником, на повтр легко займаться 2PH34O2P2O53HOH При д лугу на бфлий фосфор разом з фосфном утворю сль NaH2PO2 гпофосфт натрю. Цй сол вдповда фосфорнуватиста кислота

H3PO2. Кислота сильна, одноосновна. Кислота сол сильними вдновниками. У зв язку з цим гпофосфти використовуються при хмчному нкелюванн NiSO4NaH2PO2HOHNiNaH2PO3H2SO4 При взамод P2O5 з водою утворюються фосфорн кислоти P2O5HOH2HPO3 метафосфорна кислота P2O52HOHH4P2O7 дифосфорна кислота P2O53HOH2H3PO4 ортофосфорна кислота Найбльше значення ма ортофосфорна кислота фосфорна.

Для добування окрм реакц P2O5 з водою, використовують дю срчано кислоти на фосфат кальцю Ca3PO423H2SO43CaSO42H3PO4 Кислота триосновна, утворю три типи солей середн, або фосфати Na3PO4, Ca3 PO42, кисл, в тому числ гдрофосфати Na2HPO4, CaHPO4 дегдрофосфати NaH2PO4, CaH2PO42. Фосфор шкдливою домшкою в човунах сталях. Гпофосфати застосовуються для добування нкельових покриттв.

У великих клькостях сол фосфорно кислоти використовують як фосфорн добрива. Вуглець. Електронегативнсть вуглецю2,5, електрони хмчних зв язкв можуть зсуватися вд атома вуглецю до його партнерв виника ступнь окислення 4, а також до атома вуглецю вд його партнерв ступнь окислення 4. Вдом сполуки в яких вуглець ма рзн промежн ступн окислення. Найстйкиший ступнь окислення 4. Бльшсть його знаходиться у карбонатах

CaCO3, MgCO3. Вуглець мститься в органчних речовинах, в тому числ у нафт, вуглл, сланц, природному газ. Вуглець зустрчаться у вигляд простих речовин графту, алмазу. Вдомо клька алотропчних модифкацй вуглецю алмаз, графт, карбн, фулерени. Вуглець найтугоплавкша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагрванн вступа в реакц з металами воднем, виявляючи окиснювальн властивост, у реакях з киснем, сркою, оксидами металв

та н. вдновн властивост Ca2CCaC2 CO2CO2 4Al3CAl4C3 C2SCS2 2H2CCH4 CPbOPbCO З галогенами вууглець безпосередньо не реагу. Карбди металв можна роздлити на дв групи карбди S- P- металв карбди d металв. Карбди першо групи з водою вступають у реакц обмну з утворенням гдроксидв металв вуглеводнв CaC22HOHCaOH2C2H2 HCCH Al4C312HOH4AlOH33CH4

Карбди звичайно добувають дю надлику вуглецю на оксиди металв CaO3CCaC2CO V2O57C2VC5CO Вуглець утворюють 2 оксиди СО СО2. При згоранн вуглець у надлишку ксню утворються СО2 СоО2СО2, СО2 припдвищенних иемпературах реагу з вуглецем CO2C2CO При пропусканн парв води крз шар разжареного коксу утворються сумш

СО Н2, як називаються водяним газом CHOHCOH2 СО за звичайних умов поводить себе як несолетврний оксид, не реагу з водою, розчинами кислов лугв. Однак при пдвищеному тиску пр нагванн вступа в реакцю з лугами, утворюються сол мурашино кислоти Со NaOHHCOONa. Для СО характерн вдовн властивост 2COO22CO2 H -565 кДж. Fe2O33CO2Fe3CO2 NiOCONiCO2 Оксиди вуглецю 2 сполучаються з багатьма металами, утворюючи карбонди

Fe5COFeCO5 карбонл залза Ni4CONiCO4 карбонл нкелю Велике значення ма реакця СО з амаком CONH3HCNHOH Дуже отруйна. Повльно розкладатсья прид води кисню. Сол ц кислоти NaCN, KCN називають цандами. Оксид вуглецю 4 добувають у промисловост термчним розкладом CaCO3 CaCO3CaOCO2 а у лаборатор дю соляно кислоти на СаСО3 в апарат Кппа CaCO32HClCaCl2HOHCO2 СО2 розчиняться у вод, утворюючи вугльну кислоту

CO2HOHH2CO3 Вугльна кислота нестйка, сну лише у водному розчин, двухосновна. Для перетворення карбонатв у гдрокарбонати можна використати дю вугльно кислоти на карбонати CaCO3H2CO3CaHCO32 для оборотного переходу донейтралзаця кисло сол CaHCO32CaOH22CaCO32HOH В зв язку з тим, що вугльна кислота являтсья слабкою, карбонати пдлягають значному гдролзу. Гдролз солей лужних металв де ступнчато оборотно.

Вуглець його сполуки дуже важлив для металург. Вуглець кокс використовуться як дешевий вдновник при отриманн багатьох металв Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co н. Вуглець важливий компонент сплавв чугуна, стал та н. Кремнй. Електронегативнсть кремню 1,9 невисока, тому найбльш стйка ступнь окислення 4. Найбльш низька ступнь окислення 4 проявляться в сполуках з активними металами, промжн ступен окислення

крм 0 нестйк. Кремнй одержують в електропечах вдновленням SiO2 коксом SiO22CSi2CO H68.9 Дж. Необхдний для напвпровдникв технки кремнй особливо частоти отримують розкладанням його водневих з днань, йодиду кремню або реакц SiCl4 з чистим цинком. Кремнй полмер, в реакй вступа тльки при нагрванн. На вдмну вд вуглецю не реагу з Н2, але з днуться з галогенами

Si2MgMg2Si Si окисник SiO2SiO2 Si2Cl2SiCl4 Si вдновник Сполуки кремню з металами, силциди, як карбди, можна подлити на дв групи. Солеподбн силциди S-металв Mg2Si, Ca2Si легко реагують з кислотами але не з водою, утворюючи сполуки кремню з воднем слани Mg2Si4HCl2MgCl2SiH4 Силциди d-металв, як частш за все мають склад SinH2n2. На повтр слани самозаймаються SiH42O2SiO22HOH при нагрванн розкладаються

SiH4Si2H2 Оксид кремню SiO2 в природ сну у вигляд кварцу пску, тримдиту, кристоалту, а також в аморфному стан опла, агат. SiO2 тугоплавкий хмчно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагу, сво кислотн властивост проявля в реакцях з лугами, основними оксидами деякими солями, як проходять з достатньою швидкстю при пдвищених температурах 2NaOHSiO2NaSiO3HOH Na2CO3SiO2Na2SiO3CO2 З кислотами SiO2 не реагу, вийняток склада плавикова кислота

SiO24HFSiF42H2O. Кремнву кислоту можна отримати дю кислоти на розчин Na2SiO3. Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь колодний розчин, при великих концентрацях гель студень. Ортокремнва кислота розчинна у вод, слабка, може снувати в дуже розведених розчинах. При пдвищеннй концентрац виника полконденсаця. Найбльш широко використовуються силкати, виробляють млони тон рзних слкатних матералв, в тому числ цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та н.

Кварцовий псок являться основною складовою частиною формувальних сумшей в литниковому виробництв, а рдке скло Na2SiO3 зв язуючий матерал в цих сумшах. Кремнй складовою частиною чугунв та сталей, а також н. сплавв. Бор. Бор диний неметалчний елемент 3 групи. Валентнсть бору частш за все тльки 3. Бор да стйки зв язки з киснем галогенами. Зв язки В-

В В-Н менш стйк. В цьому подбнсть с кремнм дагональна подбнсть. Дя бору характерний ступнь окислення 3. Основн його мнерали борати кальцю та магню, а також бура Na2B4O7 и борна кислота H3BO3. Бор отримують вдновленням B2O3 магнм 3MgB2O33MgO2B Крм того, як для кремню використовують термчний розклад сполук бору з воднем та йодом. Бор полмерна речовина, взвичайних умовах реагу тльки з фтором, при нагрван з днються з металами,

а також з киснем, галогенами та навть з азотом. З воднем не реагу Mg2BMgB2 4B3O22B2O3 2B3Cl22BCl3 В сполуках бору з металами переважа металчний зв язок. Бльш активн бориди S металв, як реагують з кислотами 3MgB26HCl3MgCl2B2H64b Найпростшо сполуки ВН3 в звичайних умовах не сну, пдляга димерзац. Бороводн мало стйк, при нагванн легко розкладаються на бор водень, дуже активн, на повтр самозагоряються

В2Н63О2В2О33Н2О. Оксид бору ма кислотн властивост, з днуться з водою, утворюючи ортоборну кислоту B2O33HOH2H3BO3 Ортоборна кислота розчина у вод. Дуже слабка, тому при д лугв не утворю солей типу М3ВО3, а утворю сол бльш сильно тетроборно кислоти 2NaOH4H3BO4Na2B4O77HOH Тетроборат натрю може дал реагувати з лугами та основними оксидами Na2B4O72NaOHHOH4NaBO2 Na2B4O7CoO2NaBO2CoBO22 При д на бор азотом або амаком утворютсья нтрид бору

BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавв. Бор використовують при пайц та зварюванн.