Химические свойства неметаллов
В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Неметаллы как окислители
Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

· с металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

· с водородом: H 2 + F 2 = 2HF;

· с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность: 2Р + 5S = Р 2 S 5 ;

· с некоторыми сложными веществами: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3 .

Неметаллы как восстановители

1. Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O 2 = SO 2 , 2H 2 + O 2 = 2H 2 О.

Кислород в соединении с фтором может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 2), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера.

2. Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 О .

3. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl 2 + H 2 О = HCl + HClO.

4. Фтор ― самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Соединения неметаллов
Неметаллы могут образовывать соединения с разными внутримолекулярными связями.
Виды соединений неметаллов
Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблицe :

	RH 2	RH 3	RH 4	RH 3	H 2 R
Нелетучие водородные соединения				Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения (например, фтороводород HF, сероводород H 2 S, аммиак NH 3 , метан CH 4). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH 4 OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH 3 ∙H 2 O и называют гидратом аммиака.
С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO 2 , N 2 O 5), а других ― более низкую (например, SO 2 , N 2 O 3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO 3 сильнее азотистой HNO 2 , а серная кислота H 2 SO 4 сильнее сернистой H 2 SO 3 .
Характеристики кислородных соединений неметаллов

1. Свойства высших оксидов (т. е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам.

3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

4. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

Химические свойства неметаллов
В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Неметаллы как окислители
Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

· с металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

· с водородом: H 2 + F 2 = 2HF;

· с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность: 2Р + 5S = Р 2 S 5 ;

· с некоторыми сложными веществами: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3 .

Неметаллы как восстановители

1. Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O 2 = SO 2 , 2H 2 + O 2 = 2H 2 О.

Кислород в соединении с фтором может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 2), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера.

2. Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 О .

3. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl 2 + H 2 О = HCl + HClO.

4. Фтор ― самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Соединения неметаллов
Неметаллы могут образовывать соединения с разными внутримолекулярными связями.
Виды соединений неметаллов
Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблицe :

	RH 2	RH 3	RH 4	RH 3	H 2 R
Нелетучие водородные соединения				Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения (например, фтороводород HF, сероводород H 2 S, аммиак NH 3 , метан CH 4). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH 4 OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH 3 ∙H 2 O и называют гидратом аммиака.
С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO 2 , N 2 O 5), а других ― более низкую (например, SO 2 , N 2 O 3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO 3 сильнее азотистой HNO 2 , а серная кислота H 2 SO 4 сильнее сернистой H 2 SO 3 .
Характеристики кислородных соединений неметаллов

1. Свойства высших оксидов (т. е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам.

3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

4. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

1. Металлы реагируют с неметаллами.

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода

Me + HCl → соль + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.

2Me + 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H 2

Продуктом окисления металла является его гидроксид – Me(OH) n (где n-степень окисления металла).

Например:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Продукт окисления в таких реакциях – оксид металла Me 2 O n (где n-степень окисления металла).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 ·FeO + 4H 2

5. Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют

6. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Активные металлы ‑ цинк и железо заместили медь в сульфате и образовали соли. Цинк и железо окислились, а медь восстановилась.

7. Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.

Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .

на холоде: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O образуется хлорид и гипохлорит

при нагревании: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O образуется лорид и хлорат

8 Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.

9. Галогены не реагируют с кислородом.

10. Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.

3Zn+4H2SO4=3 ZnSO4+S+4H2O

11. Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.

2Мg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Классификация неорганических соединений

Простые вещества – вещества, молекулы которых состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения) – вещества, молекулы которых состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Простые вещества разбиваются на две большие группы: металлы и неметаллы.

Металлы – группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами: твёрдые вещества (исключение составляет ртуть) имеют металлический блеск, являются хорошими проводниками теплоты и электричества, ковкие (железо (Fe), медь (Cu), алюминий (Al), ртуть (Hg), золото (Au), серебро (Ag) и др.).

Неметаллы – группа элементов: твёрдые, жидкие (бром) и газообразные веществ, которые не обладают металлическим блеском, являются изоляторы, хрупкие.

А сложные вещества в свою очередь подразделятся на четыре группы, или класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого – нибудь другого вещества.

Основания – это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид – анионы OH-.

Кислоты – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла.

Соли – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Соль представляет собой продукт частичного или полного замещения атомов водорода кислоты металлом.

Неметаллы ― химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. Качественной характеристикой неметаллов является электроотрицательность.

Электроотрицательность ― это способность поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары.

К неметаллам относят 22 элемента.

1-й период

3-й период

4-й период

5-й период

6-й период

Как видно из таблицы, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы.

Строение атомов неметаллов

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2- и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор . В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли ― , например хлорит калия KClO2. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых хлора +5. К таким соединениям относятся HClO3 и ее ― , например хлорат калия КClO3 (бертолетова ). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO4).

Строения молекул неметаллов. Физические свойства неметаллов

В газообразном состоянии при комнатной температуре находятся:

· водород ― H2;

· азот ― N2;

· кислород ― O2;

· фтор ― F2;

· радон ― Rn).

В жидком ― бром ― Br.

В твердом:

· бор ― B;

· углерод ― C;

· кремний ― Si;

· фосфор ― P;

· селен ― Se;

· теллур ― Te;

Гораздо богаче у неметаллов и цветов: красный ― у фосфора, бурый ― у брома, желтый ― у серы, желто-зеленый ― у хлора, фиолетовый ― у паров йода и т. д.

Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные ― немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств.

Состав и свойства простых веществ – неметаллов

Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы. К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. расположены в VIII группе периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.

Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (элементы VII группы периодической системы), а также кислород O2 и азот N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3). Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. , при этом, записываются без индексов: C, Si, S и т. д. Такие простые вещества, как и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и же элемента ― кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так, кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом, который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение, резко отличаются (графит хрупкий, твердый). Таким образом, свойства вещества определяются не только его качественным составом, но и , сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между собой. в виде простых тел находятся в твердом газообразном состоянии (исключая бром ― жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят и тепло (за исключением графита). Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические свойства. Бориды (соединения с некоторыми металлами, например с титаном: TiB, TiB2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин. Как видно из схемы 1, углерод ― С, кремний ― Si, ― В имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они встречаются в двух видоизменениях ― в кристаллическом и аморфном. Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими температурами плавления. Кристаллический обладает полупроводниковыми свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами ― , и (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Некоторые из них обладают большей твердостью, например Fe3C, TiB. используется для получения ацетилена.

Химические свойства неметаллов

В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

· с металлами: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· с водородом: H2 + F2 = 2HF;

· с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность: 2Р + 5S = Р2S5;

· с некоторыми сложными веществами: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Неметаллы как восстановители

1. Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O2 = SO2, 2H2 + O2 = 2H2О.

Кислород в соединении с фтором может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2O, ClO2, Cl2O2), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера.

2. Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO3 конц = H2SO4 + 6NO2 + 2H2О.

3. Существуют и такие реакции, в которых и же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl2 + H2О = HCl + HClO.

4. Фтор ― самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Соединения неметаллов

Неметаллы могут образовывать соединения с разными внутримолекулярными связями.

Виды соединений неметаллов

Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблицe:

	Летучие водородные соединения

Общая халькогенов.

В главной подгруппе шестой группы периодической системы элементов . И. Менделеева находятся элементы: кислород (О), сера (S), селен (Se), (Te) и (Po). Эти элементы имеют общее название халькогены, что означает «образующие руды».

В подгруппе халькогенов сверху вниз с увеличением заряда атома закономерно изменяются свойства элементов: уменьшается их неметаллический и усиливаются металлические свойства. Так ― типичный неметалл, а полоний ― металл (радиоактивен).

Серый селен

Производство фотоэлементов и выпрямителей электрического тока

В полупроводниковой технике

Биологическая роль халькогенов

Сера играет важную роль в жизни растений, животных и человека. В животных организмах сера входит в состав почти всех белков, в серосодержащие ― и , а также в состав витамина В1 и гормона инсулина. При недостатке серы у овец замедляется рост шерсти, а у птиц отмечена плохая оперяемость.

Из растений больше всего потребляют серу капуста, салат, шпинат. Богаты серой также стручки гороха и фасоли, редис, репа, лук, хрен, тыква, огурцы; бедны серой и свекла.

По химическим свойствам селен и теллур очень похожи на серу, но по физиологическим являются ее антагонистами. Для нормального функционирования организма необходимы очень малые количества селена. Селен положительно влияет на сердечно-сосудистой системы, красных кровяных , повышает иммунные свойства организма. Повышенное количество селена вызывает у животных заболевание, проявляющееся в исхудании и сонливости. Недостаток селена в организме ведет к нарушению работы сердца, органов дыхания, повышается тела и может даже наступить . Существенное влияние селен оказывает на животных. Например, у оленей, которые отличаются высокой остротой зрения, в сетчатке селена содержится в 100 раз больше, чем в других частях тела. В растительном мире много селена содержат все растения. Особенно большое его накапливает растение .

Физиологическая роль теллура для растений, животных и человека изучена меньше, чем селена. Известно, что теллур менее токсичен по сравнению с селеном и соединения теллура в организме быстро восстанавливаются до элементарного теллура, который в свою очередь соединяется с органическими веществами.

Общая характеристика элементов подгруппы азота

В главную подгруппу пятой группы входят азот (N), фосфор (P), мышьяк (As), сурьма (Sb) и (Bi).

Сверху вниз в подгруппе от азота к висмуту неметаллические свойства уменьшаются, а металлические свойства и радиус атомов ― увеличиваются. Азот, фосфор, мышьяк являются неметаллами, а относится к металлам.

Подгруппа азота

Сравнительные характеристики	7 N азот	15 Р фосфор	33 As мышьяк	51 Sb сурьма	83 Bi висмут
Электронное строение					…4f145d106S26p3
Степень окисления	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Электро - отрицательность
Нахождение в природе	В свободном состоянии ― в атмосфере (N2 ― ), в связанном ― в составе NaNO3 ― ; КNO3 ― индийская селитра	Ca3(РО4)2 ― фосфорит, Ca5(РО4)3(ОН) ― гидрооксилапатит, Ca5(РО4)3F ― фторапатит
Аллотропические формы при обычных условиях	Азот (одна форма)	NH3 + Н2О ↔ NH4ОН ↔ NH4+ + ОН – (гидроксид аммония); РH3 + Н2О ↔ РH4ОН ↔ РH4+ + ОН- (гидроксид фосфония). Биологическая роль азота и фосфора Азот играет исключительно важную роль в жизни растений, поскольку входит в состав аминокислот, белков и хлорофилла, витаминов группы В, ферментов, активизирующих . Поэтому недостаток азота в почве отрицательно сказывается на растениях, и в первую очередь на содержание хлорофилла в листьях, из-за чего они бледнеют. потребляют от 50 до 250 кг азота на 1 гектар площади почвы. Больше всего азота находится в цветах, молодых листьях и плодах. Важнейшим источником азота для растений являются азотные ― это в основном нитрат аммония и сульфат аммония. Следует отметить также особую роль азота как составной части воздуха ― важнейшего компонента живой природы. Ни один из химических элементов не принимает столь активного и многообразного участия в жизненных процессах растительных и животных организмов, как фосфор. Он является составной частью нуклеиновых кислот, входит в состав некоторых ферментов и витаминов. У животных и человека в костях сосредоточено до 90 % фосфора, в мышцах ― до 10 %, в нервной ― около 1 % (в виде неорганических и органических соединений). В мышцах, печени, мозге и других органах находится в виде фосфатидов и фосфорных эфиров. Фосфор принимает участие в мышечных сокращениях и в построении мышечной и костной ткани. Людям, занимающимся умственным трудом, необходимо употреблять повышенное количество фосфора, чтобы не допустить истощения нервных клеток, которые функционируют с повышенной нагрузкой именно при умственном труде. При недостатке фосфора понижается работоспособность, развивается невроз, нарушается двухвалентных германия, олова и свинца GeО, SnО, PbО ― амфотерными оксидами. Высшие оксиды углерода и кремния СО2 и SiO2 являются кислотными оксидами, которым соответствуют гидроксиды, проявляющие слабокислотные свойства ― Н2СО3 и кремниевая кислота Н2SiО3. Амфотерным оксидам ― GeО2, SnО2, PbО2 ― соответствуют амфотерные гидроксиды, причем при переходе от гидроксида германия Ge(ОН)4 к гидроксиду свинца Pb(ОН)4 кислотные свойства ослабляются, а основные усиливаются. Биологическая роль углерода и кремния Соединения углерода являются основой растительных и животных организмов (45 % углерода содержится в растениях и 26 % ― в животных организмах). Характерные биологические свойства проявляют оксид углерода (II) и оксид углерода (IV). Оксид углерода (II) ― очень токсичный газ, так как он прочно соединяется с гемоглобином крови и лишает гемоглобин возможности переносить кислород от легких к капиллярам. При вдыхании СО может получить отравления, возможен даже смертельный . Оксид углерода (IV) особенно важен для растений. В клетках растений (особенно в листьях) в присутствии хлорофилла и действием солнечной энергии происходит глюкозы из углекислого и воды с выделением кислорода. В результате фотосинтеза растения ежегодно связывают 150 млрд. т углерода и 25 млрд. т водорода, и выделяют в атмосферу до 400 млрд. т кислорода. Ученые установили, что растения получают около 25 % СО2 через корневую систему из растворенных в почве карбонатов. Кремний растения используют для построения покровных тканей. Содержащихся в растениях кремний, пропитывая клеточные стенки, делает их более твердыми и устойчивыми к повреждениям насекомыми, предохраняет их от проникновения грибной инфекции. Кремний находится почти во всех тканях животных и человека, особенно им богаты , печень, хрящи. У туберкулезных больных в костях, зубах и хрящах кремния значительно меньше, чем у здоровых людей. При таких заболеваниях, как , Боткина, отмечается уменьшение содержания кремния в крови, а при поражении толстой кишки ― наоборот, увеличение его содержания в крови.

Общие свойства металлов.

Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.

Получение металлов:
- восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
- восстановление из растворов солей более активным металлом;
- электролиз растворов или расплавов соединений металлов - восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.

В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).

Химические свойства металлов.
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).

а) взаимодействие металлов с водой.
При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий - после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания - гидроксид магния или гидроксид алюминия - и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
б) взаимодействие с оксидами:
активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
в) взаимодействие с кислотами:
Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
г) с щелочами
Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество - менее активный металл.

Общие свойства неметаллов.

Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации - кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации - ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации - красный, белый и чёрный фосфор, углерод - шесть аллотропных модификаций - сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.

В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности - кислород, на третьем - азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.

Химические свойства неметаллов.

1. Взаимодействие с простыми веществами:
Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы - в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения - оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный - свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
а) с водой:
В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
б) с оксидами металлов и неметаллов:
Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
в) с кислотами:
Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
г) со щелочами:
Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) с солями:
При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.