Химические свойства неметаллов задания егэ

Всего: 88    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 88    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

v
ЕГЭ
— Тематические тренировочные задания

ü  Задание  7.

Характерные химические
свойства простых веществ-неметаллов:

водорода, галогенов,
кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния.

1.      Верны ли следующие суждения о химических
свойствах азота?

 А. Азот реагирует с кислородом только при
высокой температуре.

Б. Азот при нагревании реагирует с активными
металлами.

1)      верно только  А                              3)
верны оба суждения

2)       верно только Б                              4)
оба суждения неверны

2.      Верны ли следующие суждения об окислительных
свойствах азота?

А. Азот является более слабым окислителем, чем
фтор.

Б. Азот является окислителем в  реакции с
водородом.

1) верно только А                                     
3) верны оба суждения

2) верно только
Б                                      4) оба суждения неверны

3.      Окислительные свойства фосфор проявляет при
взаимодействии с

        1)кислородом      
2)серой                3) хлором                      4) магнием 

4.      Верны ли следующие суждения о химических
свойствах фосфора?

А.Фосфор, предварительно подожжённый на
воздухе, сгорает в кислороде ярким пламенем.

Б.Красный фосфор взаимодействует с металлами.

1) верно только А                                      3)
верны оба суждения

2) верно только
Б                                      4) оба суждения неверны

5.      Сера реагирует с каждым из двух веществ

1) O₂ и  SiO₂                   2)    Cl₂ и  NaCl       
        3)   HCl   и   N₂               4)Fe и H₂

6.      Кремний вступает в реакцию с

1)гидроксидом алюминия    2)оксидом магния   
3)кислородом     4) водородом

7.      Верны ли суждения о свойствах углерода?

А. Взаимодействие углерода с кислородом
относится к экзотермическим    реакциям.

Б. При полном сгорании углерода образуется
оксид углерода (IV).

1) верно только
А                                 3) верны оба суждения

2) верно только
Б                                 4) оба суждения неверны

8.      Углерод выступает в качестве восстановителя в
реакции с

1)водородом       2)алюминием      3)
кальцием                4)оксидом меди

9.      Окислительные свойства водород проявляет при
взаимодействии с

1)     
бромом           2)
кислородом        3) углеродом              4) калием

10.   Как водород, так и хлор взаимодействуют с

1)водой     2) аммиаком       3) гидроксидом
кальция   4) металлическим кальцием     

11.  Верны ли следующие суждения о свойствах хлора?

А. Хлор реагирует как с активными, так и с
неактивными металлами.

Б. Хлор не растворяется в воде.

1) верно только
А                                      3) верны оба суждения

2) верно только
Б                                     4) оба суждения неверны

Химические свойства неметаллов

1. Галогены

1) С кислородом из галогенов реагирует только фтор:

F2 + O2 → O2F2 (или OF2)

Cl2 + O2 → реакция не идет.

2) С водой реагируют все галогены, но по-разному: фтор окисляет воду, другие галогены диспропорционируют в ней:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Cl2 + H2O → HCl + HClO

3) Все галогены взаимодействуют с водородом:

H2 + F2 → 2HF

H2 + Cl2 → 2HCl

H2 + Br2 → 2HBr

4) Из солей галогены реагируют: 1) с галогенидами (если галоген в простом веществе является более сильным окислителем, чем галоген в соли) и 2) с сульфидами:

Cl2 + CaBr2 → CaCl2 + Br2

Cl2 + CaF2 → реакция не идет, так как Cl2 обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем F2.

С сульфидами:

Br2 + Na2S → 2NaBr + S.

Если можем окислить металл:

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

5) Все галогены реагируют с металлами:

3F2 + 2Fe → 2FeF3

3Br2 + 2Fe → 2FeBr3

Cl2 + Cu → CuCl2

Окислительный свойства йода выражены слабее, чем у других галогенов, поэтому с такими металлами, как Fe и Cu, он взаимодействует по-другому:

I2 + Fe → FeI2

I2 + 2Cu — > 2CuI

6) Галогены — сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:

Br2 + H2S → S + 2HBr

H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2

3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

7) Не реагируют с оксидами

Не реагируют с кислотами за исключением одной реакции (только I2 и только с концентрированной азотной кислотой):

10HNO3(конц.) + I2 →  2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)

9) Диспропорционируют в растворах щелочей:

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)                  

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).

2. Сера (желтое вещество, плавает на поверхности воды, не смачиваясь ею)

1) реагирует с кислородом:

S + O2 → SO2

2) Реагирует с водородом:

S + H2 <=> H2S

3) Реагирует с металлами

S + Fe → FeS (t)

2Na + S → Na2S

4) Реагирует со всеми неметаллами, кроме N2, I2 и благородных газов:

S + N2 → реакция не идет

S + I2 →  реакция не идет

5S + 2P → P2S5

2S + C → CS2

S + 3F2 → SF6

S + Br2 → SBr2

5) Реагирует с кислотами-окислителями:

S + 6HNO3(конц.)  → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2HNO3(разб.) → H2SO4 + 2NO

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

3. Азот (прочная тройная связь)

Реагирует только с O2, H2, F2 (со фтором реакции на ЕГЭ не встречаются) и металлами.

1) Реагирует с кислородом (электрический разряд или 2000ºС)

N2 + O2 → 2NO

2) Реагирует с водородом (обратимая, экзотермическая реакция):

N2 + 3H2 <=> 2NH3

3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными — только при нагревании):

N2 + 2Al → 2AlN (t)

N2 + 3Mg → Mg3N2 (t)

4) Не реагирует с H2O, кислотами, оксидами, солями.

4. Фосфор

Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор — ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.

1) Реагирует с кислородом:

4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток O2)

4P + 5O2 → 2P2O5 (избыток O2)

2) Не реагирует с водородом:

P + H2 → реакция не идет.

3) Диспропорционирует в растворах щелочей:

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)

4) Реагирует с кислотами-окислителями:

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO

5) Окисляется сильными окислителями:

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:

P + Na → Na3P

2P + 3Ca → Ca3P2

7) Реагирует с серой, галогенами:

2P + 3Cl2  → 2PCl3 (недостаток Cl2)

2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток Cl2)

2P + 3I2 → 2PI3 (с I2 возможно только образованием PI3, PI5 не образуется)

Реагирует с соединениями P⁺⁵:
3PCl5 + 2P → 5PCl3

5. Углерод

1) Реагирует с кислородом:

C + O2 → CO2

2) Реагирует с водородом:

С + 2H2 → CH4

3) Не взаимодействует с щелочами

C + NaOH → реакция не идет

4) Не взаимодействует с кислотами-неокислителями:

C + HCl → реакция не идет

C + H2SO4(разб.) → реакция не идет.

5) Реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей:

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.)  → CO2 + 4NO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(разб.)  → реакция не идет.

6) Используется при получении фосфора:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6. Кремний

1) Реагирует с кислородом:

Si + O2 → SiO2 (кварц, песок)

2) Не реагирует с водородом:

Si + H2 → реакция не идет.

3) Растворяется в щелочах:

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2­

4) Не реагирует с растворами кислот. Реагирует только с HF:

Si + 4HF → SiF4 + 2H2 (t).

Слайд 1

Задание 6 по ЕГЭ/ химия/ Химические свойства простых металлов, неметаллов и оксидов

Слайд 2

Химические свойства металлов В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы

Слайд 3

1. Взаимодействуют с неметаллами: а) кислородом (с образованием оксидов) 4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Ca + O 2 = 2CaO Обрати внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия — надпероксид 2Na + O 2 = Na 2 O 2 , К + О 2 = КО 2 а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом: 2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O

Слайд 4

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании. 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe 2 O 3 ) 2Zn + O 2 = 2ZnO 2Cu + O 2 = 2CuO Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях

Слайд 5

б) водородом (с образованием гидридов) 2Na + H 2 = 2NaH Ca + H 2 = CaH 2

Слайд 6

в) хлором (с образованием хлоридов) 2K + Cl 2 = 2KCl Mg + Cl 2 = MgCl 2 2Al + 3Cl 2 =2AlCl 3 Обрати внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III): 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Слайд 7

г) серой (с образованием сульфидов) 2Na + S = Na 2 S Hg + S = HgS 2Al + 3S = Al 2 S 3 Обрати внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II): Fe + S = FeS

Слайд 8

д) азотом (с образованием нитридов) 6K + N 2 = 2K 3 N 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 2Al + N 2 = 2AlN

Слайд 9

2. Взаимодействуют со сложными веществами: (использовать ряд Бекетова) Li, K, Ba, Ca , Na, Mg, Al, Mn , Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn , Pb , (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt а) водой Металлы, расположенные в ряду до магния , при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи. 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ↑ Ba + H 2 O = Ba (OH) 2 + H 2 ↑

Слайд 10

Магний взаимодействует с водой при кипячении. Mg + 2H 2 O = Mg (OH) 2 + H 2 ↑ Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой. 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 ↑ Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов. 3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑

Слайд 11

б) растворами кислот Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ Обрати внимание: образуются соли двухвалентного железа. Fe + H 2 SO 4 ( разб .) = FeSO 4 + H 2 ↑ Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.

Слайд 12

в) растворами солей правило: Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него. Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2 Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu Запомнить!!! Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.

Слайд 13

г) растворами щелочей Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны. Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 ↑ 2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑

Слайд 14

д) с органическими веществами Щелочные металлы со спиртами и фенолом. 2 C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ↑ 2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2 ↑ CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 + ZnCl 2 циклопропан Реакция Вюрца 2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 + 2 NaCl этан

Слайд 15

Неметаллы At , B, Te , H, As , I, Si , P, Se , C, S, Br , Cl , N, O, F электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства. 1. Окислительные свойства а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители) 2Na + S = Na 2 S (сульфид натрия) 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитрид магния)

Слайд 16

б) в реакциях с неметаллами( смотри ряд электроотрицательности ) At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F 2P + 5S = P 2 S 5 ( сульфид фосфора V) H 2 + S = H 2 S H 2 + Cl 2 = 2HCl 3H 2 + N 2 = 2NH 3

Слайд 17

в) в реакциях с некоторыми сложными веществами Окислитель – кислород , реакции горения CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Окислитель – хлор 2 FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2 CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl C Н 2 =CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br

Слайд 18

2. Восстановительные свойства а) в реакциях с фтором S + 3F2 = SF6 H2 + F2 = 2HF Si + 2F2 = SiF4 б) в реакциях с кислородом (кроме фтора) S + O2 = SO2 N2 + O2 = 2NO 4P + 5O2 = 2P2O5 C + O2 = CO2

Слайд 19

в) в реакциях со сложными веществами – окислителями H 2 + CuO = Cu + H 2 O 6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5 C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O H 2 C=O + H 2 = CH 3 OH

Слайд 20

3. Реакции диспропорционирования : один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Слайд 21

Оксиды: классификация, получение и химические свойства

Слайд 22

Получение оксидов 1. Взаимодействие простых веществ с кислородом: 1.1. Окисление металлов: 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3): 4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3 4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3 Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III): 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

Слайд 23

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов. 4P + 5O 2 (изб.) → 2P 2 O 5 4P + 3O 2 (нед.) → 2P 2 O 3 Исключения S + O 2 → SO 2 N 2 + O 2 = 2NO Запомни Не окисляется кислородом фтор F 2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl 2 , бром и др.), инертные газы (гелий He , неон, аргон, криптон).

Слайд 24

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д. 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 2H 2 S + 3O 2 (изб.) → 2H 2 O + 2SO 2 2H 2 S + O 2 (нед.) → 2H 2 O + 2S 4NH 3 + 3O 2 →2N 2 + 6H 2 O 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O ( с катализатором)

Слайд 25

3. Разложение гидроксидов. H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2 H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2 NH 4 OH → NH 3 + H 2 O 2AgOH → Ag 2 O + H 2 O 2CuOH → Cu 2 O + H 2 O Запомни Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота,гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

Слайд 26

При нагревании H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2 2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Слайд 27

4. Разложение солей Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O CaCO 3 → CaO + CO 2 Запомни (Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с изменением степени окисления 2Zn(NO 3 ) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2

Слайд 30

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых взаимодействует кислород. 1оксид магния 2оксид азота(II) 3гидроксид кальция 4серная кислота (р-р) 5.гидроксид железа(II) 25

Слайд 31

Из предложенного перечня пар взаимодействующих между собой веществ выберите две пары, при взаимодействии которых водород не выделятся. 1. Zn и H2SO4 ( разб .) 2. Al и NaOH ( конц .) 3. Cu и HNO3 ( конц .) 4. Mg и HBr ( разб .) 5. Hg и H2SO4 ( конц .) 35

Слайд 32

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых взаимодействует медь. 1.хлор 2.водород 3.серная кислота ( конц .) 4.гидроксид натрия (р-р) 5.серная кислота (р-р) 13

Слайд 33

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых вступает в реакцию кремний. 1.магний 2.кислород 3.гидроксид алюминия 4.вода 5. соляная кислота 12

Слайд 34

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует азот. 1.вода 2.водород 3.хлорид натрия 4.соляная кислота 5.калий 25

*

Простые вещества — неметаллы.

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода $Н_2$, галогенов $F_2, Br_2, I_2$), двойные (например, в молекулах серы $S_2$), тройные (например, в молекулах азота $N_2$) ковалентные связи.

Как вам уже известно, простые вещества — неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы ($H_2, N_2, O_2, F_2, Cl_2, O_3$) или твердые вещества ($I_2, P_4, S_8$), и лишь один-единственный бром ($Br_2$) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. Атомное строение. Эти вещества образованы длинными цепями атомов ($Cn, Bn, Sin, Sen, Ten$). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ — аллотропных модификаций. Как вы помните, это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул ($О_2, О_3$), и с разным строением кристаллов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен.

Элементы-неметаллы, обладающие свойством аллотропии, обозначены в схеме звездочкой. Так что простых веществ — неметаллов гораздо больше, чем химических элементов — металлов. Вы знаете, что для большинства металлов, за редким исключением (золото, медь и некоторые другие), характерна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ — неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: $P, Se{аморф.}$ — желтые; $Bа{морф.}$ — коричневый; $О{2(ж)}$ — голубой; $Si, As{мет.}$ — серые; $Р_4$ — бледно-желтый; $I{1(г)}$ — фиолетово-черный с металлическим блеском; $Br{2(ж)}$ — бурая жидкость; $Cl{2(г)}$ — желто-зеленый; $F{2(г)}$ — бледно-зеленый; $S{8(т)}$ — желтая.

Несмотря на большие различия в физических свойствах неметаллов, все-таки нужно отметить и некоторые их общие черты. Все газообразные вещества, жидкий бром, а также типичные ковалентные кристаллы — диэлектрики, т.к. все внешние электроны их атомов использованы для образования химических связей. Кристаллы непластичны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Общие химические свойства неметаллов.

Как мы уже отмечали, для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства простых веществ — неметаллов.

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются, в первую очередь, при их взаимодействии с металлами (как вы знаете, металлы — всегда восстановители):

Окислительные свойства хлора $Cl_2$ выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл $Fe$, который имеет в соединениях устойчивые степени окисления $+2$ и $+3$, окисляется им до более высокой степени окисления.

2. Большинство неметаллов проявляют окислительные свойства при взаимодействии с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения:

3. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности:

Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окислительные свойства:

Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя.

Фтор $F_2$ — самый сильный окислитель из неметаллов, проявляет в реакциях только окислительные свойства.

4. Окислительные свойства неметаллы проявляют и в реакциях с некоторыми сложными веществами.

Отметим, в первую очередь, окислительные свойства неметалла кислорода в реакциях со сложными веществами:

а)${C}↖{-4}H_4+2{O_2}↖{0}→{C}↖{+4}{O_2}↖{-2}+2H_2{O}↖{-2}$

восстановитель ${C}↖{-4}-8{e}↖{-}→{C}↖{+4}|1$

окислитель ${O_2}↖{0}+4{e}↖{-}→2{O}↖{-2}|2$

б)$2{S}↖{+4}O_2+{O_2}↖{0}{→}↖{t°,кат.}2{S}↖{+6}{O_3}↖{-2}$

восстановитель ${S}↖{+4}-2{e}↖{-}→{S}↖{+6}|1$

окислитель ${O_2}↖{0}+4{e}↖{-}→2{O}↖{-2}|2$

Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами — неорганическими (а, б) и органическими (в, г):

а)$2{Fe}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{Cl_2}↖{0}=2{Fe}↖{+3}{Cl_3}↖{-1}$

восстановитель ${Fe}↖{+2}-1{e}↖{-}→{Fe}↖{+3}|2$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-}|1$

Сильный окислитель хлор $Cl_2$ окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III);

б)$2{K}↖{+1}{I}↖{-1}+{Cl_2}↖{0}={K}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{I_2}↖{0}$

восстановитель $2{I}↖{-1}-2{e}↖{-}→{I_2}↖{0}|1$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-1}|1$

Хлор $Cl_2$ как более сильный окислитель вытесняет иод $I_2$ в свободном виде из раствора иодида калия;

в)${C}↖{-4}H_4+{Cl_2}↖{0}{→}↖{свет}{CH_3}↖{-2}{Cl}↖{-1}+H{Cl}↖{-1}$

восстановитель ${C}↖{-4}-2{e}↖{-}→{C}↖{-2}|1$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-1}|1$

Галогенирование метана — характерная реакция для алканов;

г)${C}↖{-2}H_2{=}↙{водный р-р}{C}↖{-2}H_2+{Br_2}↖{0}→{C}↖{-1}H_2{Br}↖{-1}-{C}↖{-1}H_2{Br}↖{-1}$

восстановитель ${C}↖{-2}-1{e}↖{-}→{C}↖{-1}|2$

окислитель ${Br_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Br}↖{-1}|1$

Вы помните, конечно, качественную реакцию на непредельные соединения — обесцвечивание бромной воды.

Восстановительные свойства простых веществ — неметаллов. При рассмотрении реакций неметаллов друг с другом мы уже отмечали, что, в зависимости от значения их электроотрицательности, один из них проявляет свойства окислителя, а другой — свойства восстановителя.

1. По отношению ко фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства.

2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислородом:

В результате реакций образуются оксиды неметаллов: несолеобразующие и солеобразующие кислотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: ${Cl_2}↖{+1}{O}↖{−2}, {Cl}↖{+4}{O_2}↖{-2}, {Cl_2}↖{+7}{O_7}↖{-2}, {Br_2}↖{+1}{O}↖{-2}, {Br}↖{+4}{O_2}↖{-2}, {I_2}↖{+5}{O_5}↖{-2}$ и др., которые получают косвенным путем.

3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами — окислителями:

а)${H_2}↖{0}+{{Cu}↖{+2}O}↙{оксид}{→}↖{t°}{Cu}↖{0}+{H_2}↖{+1}C$

восстановитель ${H_2}↖{0}-2{e}↖{-}→2{H}↖{+1}|1$

окислитель ${Cu}↖{+2}+2{e}↖{-}→{Cu}↖{0}|1$

б)$6{P}↖{0}+5{K{Cl}↖{+5}O_3}↙{соль}{→}↖{t}5K{Cl}↖{-1}+3{P_2}↖{+5}O_5$

восстановитель ${P}↖{0}-5{e}↖{-}→{P}↖{+5}|6$

окислитель ${Cl}↖{+5}+6{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|5$

в)${C}↖{0}+4{H{NO}↖{+5}O_3}↙{кислота}{→}↖{t°}{C}↖{+4}O_2↑+4{N}↖{+4}O_2↑+2H_2O$

восстановитель ${C}↖{0}-4{e}↖{-}→{C}↖{+4}|1$

окислитель ${N}↖{+5}+1{e}↖{-}→{N}↖{+4}|4$

г)

восстановитель ${H_2}↖{0}-2{e}↖{-}→{2H}↖{+}|1$

окислитель ${C}↖{0}+2{e}↖{-}→{C}↖{-2}|1$

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования):

а)${Cl_2}↖{0}+H_2O⇄H{Cl}↖{-1}+H{Cl}↖{+1}O$

восстановитель ${Cl}↖{0}-1{e}↖{-}→{Cl}↖{+1}|1$

окислитель ${Cl}↖{0}+1{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|1$

б)$3{Cl_2}↖{0}+6KOH=5K{Cl}↖{-1}+K{Cl}↖{+5}O_3+2H_2O$

восстановитель ${Cl}↖{0}-5{e}↖{-}→{Cl}↖{+5}|1$

окислитель ${Cl}↖{0}+1{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|5$

Итак, подведем итоги. Большинство неметаллов могут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстановительные свойства не присущи только фтору $F_2$).

Водородные соединения неметаллов. Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений, в большинстве из которых неметалл имеет низшую степень окисления.

Период	Группа
III	IV	V	VI	VII
$2$	${B_2H_6}↙{диборан}$	$ {CH_4}↙{метан}$	$ {NH_3}↙{аммиак}$	$ {H_2O}↙{вода}$	$ {HF}↙{фтороводород}$
$3$		${SiH_4}↙{силан}$	$PH_3↙{фосфин}$	${H_2S}↙{сероводород}$	${HCl}↙{хлороводород}$
$4$			${AsH_3}↙{арсин}$	${H_2Se}↙{селеноводород}$	${HBr}↙{бромоводород}$
$5$				${H_3Te}↙{теллуроводород}$	${HI}↙{йодоводород}$

Среди приведенных формул веществ много таких, свойства, применение и получение которых вы изучали ранее: $CH_4, NH_3, H_2O, H_2S, HCl$.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом, т.е. синтезом:

$table 1.H_2+Cl_2=2HCl; 2.N_2+3H_2⇄2NH_3;}$ В промышленности так получают хлороводород и аммиак.

$table 3.C+2H_2=CH_4; 4.2H_2+O_2=2H_2O; 5.H_2+S⇄H_2S;}$ Синтезы метана, воды и сероводорода имеют в основном теоретическое значение.

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость).

Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание — $NH_3·H_2O$.

При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: $H_2S, H_2Se, H_2Te, HF, HCl, HBr, HI$.

Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго ($NH_3, H_2O, HF$) или третьего ($PH_3, H_2S, HCl$), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э—Н (где Э — неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов $HF, HCl, HBr, HI$ прочность связи Э—Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах $HCl, HBr, HI$ диссоциируют практически полностью — это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от $HF$ к $HI$. При этом $HF$ относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором — межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей $…Н—F…H—F…$. Атомы водорода связаны с атомами фтора $F$ не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

*

*

Химические свойства водорода.

В свободном состоянии водород существует в виде молекул $H_2$, атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной связью.

Водород ($Н$) — самый легкий газ из всех газообразных веществ. Имеет самую высокую теплопроводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При температуре $–252,8°С$ и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной:

$H_2=2H – 432$ кДж$.

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами:

$Ca+H_2=CaH_2$,

образуя гидрид кальция, и с $F_2$, образуя фтороводород:

$F_2+H_2=2HF$.

3. При высоких температурах получают аммиак:

$N_2+3H_2=2NH_3$.

и гидрид титана (металл в порошке):

$Ti+H_2=TiH_2$.

4. При поджигании водород реагирует с кислородом:

$2H_2+O_2=2H_2O+484 кДж$.

5. Водород обладает восстановительной способностью:

$CuO+H_2=Cu+H_2O$.

Химические свойства галогенов: хлор, бром, йод.

У галогенов наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

Внешний энергетический уровень у атомов галогенов содержит семь электронов, что соответствует номеру группы Периодической системы — VII. Два электрона занимают s-орбиталь, пять — $p$-орбитали. Для элементов этой группы при увеличении числа заполненных электронами уровней размер атомов возрастает, а прочность связи с ядром снижается.

Молекулы галогенов двухатомные ($Cl_2, Br_2, I_2$). Галогены — вещества молекулярного строения. Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы этих веществ. Хлор — газ желто-зеленого цвета, бром — красно-коричневая жидкость, йод — твердое вещество серо-фиолетового цвета. Водные растворы галогенов в воде называют хлорной, бромной и йодной водой.

1. Галогены — сильные окислители. Они окисляют простые и сложные вещества:

2. По окислительной активности каждый вышестоящий в Периодической таблице галоген является более сильным по отношению к нижестоящему. Поэтому каждый галоген вытесняет любой нижестоящий из его соединений:

3. Галогены активно реагируют с неметаллами:

На свету взрывается.

4. Галогены реагируют с водой, образуя атомарный кислород:

$H_2O+Cl_2=2HCl+O; O+O=O_2$.

5. Галогены очень активны в присутствии воды. Так, сухой хлор хранят в железных баллонах, а во влажном хлоре железо быстро ржавеет (совместное действие с водой продуктов реакции — кислоты и атомарного кислорода).

Водный раствор хлороводорода $HCl$ называют соляной, или хлороводородной, кислотой. Ей присущи все свойства кислот. Соляная кислота принимает участие в пищеварении живых организмов. В огромных масштабах соляная кислота используется во многих отраслях промышленности: химической, нефтедобывающей и нефтеперерабатывающей.

*

*

Химические свойства кислорода.

Кислород ($O$) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере ($21%$ по объему), в земной коре ($92%$), в гидросфере ($89%$).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при $0°С$ и давлении $1$ атм. $1,43$ г/л, что в $1,11$ раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При $20°С$ и атмосферном давлении в $100$ объемах воды растворяется $3$ объема $O_2$. Температура кипения кислорода равна $–183°С$; при этой температуре и давлении $1$ атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

— неметаллов:

$C+O_2=CO_2; S+O_2=SO_2; 4P+5O_2=2P_2O_5;$

— металлов:

$3Fe+2O_2=Fe_3O_4$, или $FeO·Fe_2O_3$.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

$2Cu+O_2=2CuO$;

б) горение сложных веществ:

$2{C_2H_2}↙{ацетилен}+5O_2→4CO_2+2H_2O$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон $O_3$. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы ($Au, Pt, Ag$):

${Ag+O_3=AgO+O_2↑}↙{text «(с кислородом серебро не реагирует)» }$

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне $6{e}↖{-}$, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления $+2,+4,+6$. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления $–2$.

Сера ($S$) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера $S_8$ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с $t°{пл}=112,8°С$. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с $t°{пл}=119,3°С$, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при $160°С$ серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: $S+O_2=SO_2$ (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: $Fe+S=FeS$ $H_2+S=H_2S$ (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера $S$, сульфиды: $FeS_2$ (пирит), $CuS$; сульфаты: $CaSO_4·2H_2O$ (гипс), $Na_2SO_4$	1. При обычных условиях $SO_2$ — газ, $SO_3$ — жидкое вещество ($t°*{пл}=16,8°С$). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: — с водой: $SO_2+H_2O⇄H_2SO_3$ $SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — со щелочами: $SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$ $SO_3+2NaOH=Na_2SO_4+H_2O$ — с основными оксидами: $SO_3+CaO=CaSO_4$ Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: — горение серы $S+O_2=SO_2$ — обжиг пирита $4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2$ б) в лаборатории: $Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2↑+H_2O$; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): $2SO_2+O_2=2SO_3$	1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($ρ≈2 г/см^3$), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: $H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$ 3. Взаимодействует с металлами: $Zn+H_2SO_4=ZnSO_4+H_2↑$ В концентрированной кислоте пассивируются $Al$ и $Fe$. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: $H_2SO_4+2NaOH=Na_2SO_4+2H_2O$ $H_2SO_4+Cа(OH)_2=CаSO_4+2H_2O$ $3H_2SO_4+2Al(OH)_3=Al_2(SO_4)_3+6H_2O$ 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: $H_2SO_4+CuO=CuSO_4+H_2O$ $H_2SO_4+ZnO=ZnSO_4+H_2O$ 6. Концентрированная кислота гигроскопична: Получение в промышленности в соответствии со схемой: $FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

Химические свойства азота.

Азот ($N$) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления $–3$ в соединениях с водородом (аммиак $NH_3$) и с металлами (нитриды $Li_3N, Mg_3N_2$).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления $+3$ и $+5$. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления $+1, +2, +4$.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы $N_2$, атомы связаны прочной ковалентной связью $N≡N$. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится $78%$. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли ($NH_4NO_3, KNO_3$) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот	Соединения азота
Аммиак	Оксиды азота	Азотная кислота
1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула. 2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами): $N_2+3H_2⇄2NH_3$ $N_2+3Mg=Mg_3N_2 3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом): $N_2+O_2=2NO$ Получение 1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха. 2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония: $NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O$	1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ. 2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания: $NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}$ 3. Схема электронного строения иона аммония: 4. Взаимодействует с кислотами: $NH_3+H^{+}=NH_4^+$ 5. Проявляет восстановительные свой ства: $2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$ $4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O$ $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$ Получение 1. В промышленности: $N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$ 2. В лаборатории: $2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$	1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре: $2NO+O_2=2NO_2$ 2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ Образуются при взаимодействии: 1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда: $N_2+O_2=2NO$ 2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора: $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$ 3) меди с азотной кислотой: а) концентрированной: $Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$ б) разбавленной: $3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$	1. Неустойчива, разлагается под действием света: $4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$ 2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе: $HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$ 3. Взаимодействует с основными оксидами: $CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$ $CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$ 4. Взаимодействует с основаниями: $Fe(OH)_3+3HNO_3=Fe(NO_3)_3+3H_2O$ $Fe(OH)*3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$ 5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла. Получение 1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ 2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании: $2NaNO*{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ($P$) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $+5$, а вот соединение фосфин ($PH_3$) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

Фосфор	Соединения фосфора
Оксид фосфора (V)	Фосфорная кислота
1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый. 2. Горит в кислороде: $4P+5O_2=2P_2O_5$ (проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре: $P_4+3O_2=2P_2O_3$ Получение $2Ca_3(PO_4)_2+10C+6SiO_2=P_4↑+10CO↑+6CaSiO_3–Q$	1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета. 2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя — с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$ — со щелочами: $P_2O_5+6NaOH=2Na_3PO_4+3H_2O$ — с основными оксидами: $P_2O_5+3CaO=Ca_3(PO_4)_2$ Получение Сжигание фосфора в избытке воздуха: $4P+5O_2=2P_2O_5$	1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде. 2. Слабая трехосновная кислота: $H_3PO_4⇄H^{+}+H_2PO_4^{-}⇄2H^{+}+HPO_4^{2−}⇄3H^{+}PO_4^{3−}$ 3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком: $H_3PO_4+3NaOH=Na_3PO_4+3H_2O$ $H_3PO_4+2NaOH=Na_2HPO_4+2H_2O$ $H_3PO_4+NH_3=NH_4H_2PO_4$ $H_3PO_4+2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$ 4. Взаимодействует с основными оксидами: $2H_3PO_4+3CaO=Ca_3(PO_4)_2+3H_2O$ 5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат): $Ca_3(PO_4)_2+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$ Получение в промышленности: 1) по реакции оксида фосфора (V) с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4;$ 2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании: $Ca_3(PO_4)_2+3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4+2H_3PO_4$

Химические свойства углерода.

Углерод ($C$) — первый элемент главной подгруппы IV группы Периодической системы. На его высшем энергетическом уровне $4$ электрона, поэтому его атомы могут принимать четыре электрона, приобретая степень окисления $–4$, т.е. проявлять окислительные свойства, и отдавать свои электроны, проявляя восстановительные свойства, приобретая степень окисления $+4$.

О свойствах аллотропных модификаций алмаза и графита мы уже говорили ранее. Химические свойства углерода и его соединений обобщены в таблице.

Углерод — это особый химический элемент. Он — основа многообразия органических соединений, из которых построены все живые организмы на планете.

Углерод и его соединения.

Углерод	Соединения углерода
Оксид углерода (IV)	Угольная кислота
1. Имеет аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен. 2. Проявляет восстановительные свойства: а) горит в кислороде: $C+O_2=CO_2+Q$ неполное сгорание: $2C+O_2=2CO+Q;$ б) взаимодействует с оксидом углерода (IV), образуя ядовитое вещество — угарный газ: $C+CO_2=2CO;$ в) восстанавливает металлы из их оксидов: $C+2CuO=CO_2+2Cu$ Получение Неполное сжигание метана: $CH_4+O_2=C+2H_2O$	1. Газ без запаха, цвета и вкуса, тяжелее воздуха. 2. Кислотный оксид. 3. При растворении взаимодействует с водой: $CO_2+H_2O⇄H_2CO_3$ 4. Реагирует с основаниями (известковая вода при его пропускании мутнеет): $CO2+Ca(OH)_2=CaCO_3↓+H_2O$ 5. Реагирует с основными оксидами: $CO_2+CaO=CaCO_3$ 6. Образуется в реакциях: — горения углерода в кислороде: $C+O_2=CO_2$ — окисления оксида углерода (II): $2CO+O_2=2CO_2$ — сгорания метана: $CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O$ — взаимодействия кислот с карбонатами: $CaCO_3+2HCl=CaCl_2+CO_2↑+H_2O$ — термического разложения карбонатов и гидрокарбонатов: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ $2NaHCO_3=Na_2CO_3+CO_2↑+H_2O$ — окислительных биохимических процессов дыхания, гниения	1. Непрочная молекула. Слабая двухосновная кислота. Равновесие в водном растворе: $CO_2+H_2O⇄H_2CO_3⇄H^{+}+HCO_3^{−}⇄2H^{+}+CO_3^{2−}$ 2. Взаимодействует с растворами щелочей как раствор углекислого газа в воде с образованием кислых (гидрокарбонатов) и средних (карбонатов) солей: $CO_2+NaOH=NaHCO_3$ $CO_2+2NaOH=Na_2CO_3+H_2O$ 3. Вытесняется из солей более сильными кислотами: $CaCO_3+2HCl=CaCl_2+CO_2↑+H_2O$ 4. Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу: $2Na^{+}+CO_3^{2−}+H_2O⇄2Na^{+}+HCO_3^{−}+OH^{–}$ $CO_3^{2−}+H_2O⇄HCO_3^{−}+OH^–$

Химические свойства кремния.

Кремний ($Si$) — второй представитель главной подгруппы IV группы. По распространенности в природе кремний — второй после кислорода. Наиболее распространенными соединениями кремния являются диоксид кремния $SiO_2$ — кремнезем и силикаты.

Кристаллический кремний имеет структуру алмаза, очень хрупок, относится к тугоплавким веществам. При обычных условиях инертен, что объясняется прочностью его кристаллической решетки. В таблице обобщены химические свойства кремния и его соединений.

Соединения кремния служат основой производства стекла и цемента. Состав оконного стекла: $Na_2O·CaO·6SiO_2$.

Кремний и его соединения.

Кремний	Соединения кремния
Оксид кремния (IV)	Кремниевая кислота
1. Обладает полупроводниковыми свойствами. 2. Горит в кислороде: $Si+O_2=SiO_2+Q$ Получение — Восстановление оксида кремния (IV) углеродом (в промышленности): $SiO_2+2C=Si+2CO$ — порошком магния (в лаборатории): $SiO_2+2Mg=Si+2MgO$	1. Твердое бесцветное прозрачное вещество, легко затвердевающее в виде стекла. 2. В воде не растворяется и с водой не реагирует. 3. Как кислотный оксид взаимодействует с: а) щелочами: $SiO_2+2NaOH=Na_2SiO_3+H_2O;$ б) основными оксидами: $SiO_2+CaO=CaSiO_3$ 4. Вытесняет из солей летучие кислоты (реакции, лежащие в основе варки стекла): $SiO_2+Na_2CO_3=Na_2SiO_3+CO_2↑$ $SiO_2+CaCO_3=CaSiO_3+CO_2↑$	1. Очень слабая двухосновная не растворимая в воде кислота состава $mSiO_2·nH_2O(H_2SiO_3)$ 2. Разлагается уже при несильном нагревании: $H_2SiO_3=SiO_2+H_2O$ 3. Соли кремниевой кислоты (силикаты) подвергаются гидролизу: $4Na^{+}+2SiO_3^{2-}+2H_2O⇄4Na^{+}+Si_2O_5^{2−}+2OH^–$ $2SiO_3^{2-}+2H_2O⇄Si_2O_5^{2−}+2OH^–$ Получение Действие кислот на растворимые силикаты: $Na_2SiO_3+2HCl=2NaCl+H_2SiO_3↓$

1. Задания с выбором ответов А1-А13

I.  Выбор од­но­го пра­виль­но­го ва­ри­ан­та из 4 пред­ло­жен­ных

Во­прос	Ком­мен­та­рий
А1. Какая фор­му­ла со­от­вет­ству­ет элек­трон­ной кон­фи­гу­ра­ции внеш­не­го элек­трон­но­го уров­ня се­ле­на? 1. …3s23p4 2. …4s24p4 3. …3s23p6 4. …4s24p6	Селен на­хо­дит­ся в VI–A груп­пе, зна­чит, на по­след­нем слое 6 элек­тро­нов. В 4-ом пе­ри­о­де, зна­чит, 4 элек­трон­ных уров­ня. Пра­виль­ный ответ 2.
А2. У ка­ко­го эле­мен­та ярче вы­ра­же­ны неме­тал­ли­че­ские свой­ства: 1. тел­лур 2. сера 3. селен 4. кис­ло­род	Все эле­мен­ты VI-A груп­пы, а в рам­ках груп­пы неме­тал­ли­че­ские свой­ства уси­ли­ва­ют­ся снизу вверх. Пра­виль­ный ответ 4.
А3. В каком со­еди­не­нии сера про­яв­ля­ет сте­пень окис­ле­ния +6? 1. SO2 2. H2SO3 3. H2SO4 4. Al2S3	Опре­де­ля­ем сте­пень окис­ле­ния серы в каж­дом ве­ще­стве, зная, что О-2, а Н+1. Сумма всех сте­пе­ней окис­ле­ния в мо­ле­ку­ле долж­на быть равна 0. Пра­виль­ный ответ 3.
А4. Какой из пе­ре­чис­лен­ных ме­тал­лов не ре­а­ги­ру­ет с кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­той? 1. Медь 2. Цинк 3. Каль­ций 4. Же­ле­зо	Кон­цен­три­ро­ван­ная сер­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет и с теми ме­тал­ла­ми, ко­то­рые на­хо­дят­ся в элек­тро­хи­ми­че­ском ряду на­пря­же­ний пра­вее во­до­ро­да. Но она не ре­а­ги­ру­ет с неко­то­ры­ми ме­тал­ла­ми из-за пас­си­ва­ции. Среди этих ме­тал­лов и же­ле­зо. Пра­виль­ный ответ 4.
А5. В какой из при­ве­ден­ных пар оба ве­ще­ства ре­а­ги­ру­ют с раз­бав­лен­ной сер­ной кис­ло­той? 1. сера и оксид серы (IV) 2. медь и гид­рок­сид меди (II) 3. оксид меди (II) и хло­рид меди (II) 4. оксид меди (II) и гид­рок­сид бария	Раз­бав­лен­ная сер­ная кис­ло­та вза­и­мо­дей­ству­ет с ос­нов­ны­ми ок­си­да­ми, ос­но­ва­ни­я­ми, ме­тал­ла­ми, на­хо­дя­щи­ми­ся в ряду на­пря­же­ний до во­до­ро­да и с со­ля­ми, если по­лу­ча­ет­ся оса­док или газ. Пра­виль­ный ответ 4.
А6. В ка­че­стве ре­а­ген­та на можно ис­поль­зо­вать рас­твор, со­дер­жа­щий ионы: 1. Ba2+ 2. H+ 3. Cu2+ 4. Fe2+	Ка­че­ствен­ной ре­ак­ци­ей на сер­ную кис­ло­ту и её соли, т.е на ион яв­ля­ет­ся ре­ак­ция с рас­тво­ри­мы­ми со­ля­ми бария. Пра­виль­ный ответ 1.
А7. Сте­пень окис­ле­ния азота может быть: 1. +1 2. -4 3. +6 4. +7	Азот может про­яв­лять сте­пе­ни окис­ле­ния  от -3 до +5. В ука­зан­ном ин­тер­ва­ле под­хо­дит толь­ко ва­ри­ант 1. Пра­виль­ный ответ 1.
А8. Срав­ни­те устой­чи­вость во­до­род­ных со­еди­не­ний азота и фос­фо­ра: 1. во­до­род­ное со­еди­не­ние азота более устой­чи­во 2. во­до­род­ное со­еди­не­ние азота менее устой­чи­во 3. оба со­еди­не­ния  неустой­чи­вы 4. оба со­еди­не­ния оди­на­ко­во устой­чи­вы	Во­до­род­ные со­еди­не­ния азота NH3 – ам­ми­ак, и фос­фо­ра PH3 – фос­фин. PH3 фос­фин са­мо­вос­пла­ме­ня­ет­ся на воз­ду­хе. Пра­виль­ный ответ 1.
А9. В каком со­еди­не­нии азот про­яв­ля­ет сте­пень окис­ле­ния +4? 1. N2O 2. NaNO2 3. NaNO3 4. NO2	Опре­де­ля­ем сте­пень окис­ле­ния азота в каж­дом ве­ще­стве, зная, что О-2, а Na+1. Сумма всех сте­пе­ней окис­ле­ния в мо­ле­ку­ле долж­на быть равна 0. Пра­виль­ный ответ 4.
А10. Какую кри­стал­ли­че­скую ре­шет­ку имеет твер­дый ам­ми­ак? 1. атом­ную 2. мо­ле­ку­ляр­ную 3. ион­ную 4. ме­тал­ли­че­скую	Ам­ми­ак со­сто­ит из мо­ле­кул. Пра­виль­ный ответ 2.
А11. Каким спо­со­бом по­лу­ча­ют ам­ми­ак в ла­бо­ра­то­рии? 1. со­еди­не­ни­ем азота с во­до­ро­дом 2. раз­ло­же­ни­ем солей ам­мо­ния 3. вос­ста­нов­ле­ние ок­си­дов азота во­до­ро­дом 4. вза­и­мо­дей­стви­ем солей ам­мо­ния с гид­рок­си­дом каль­ция	При про­мыш­лен­ном про­из­вод­стве ам­ми­а­ка из во­до­ро­да и азота тре­бу­ют­ся вы­со­кие тем­пе­ра­ту­ра и дав­ле­ние, и ка­та­ли­за­тор. 2NH4NO3 + Сa(OH)22NH3↑ + 2H2O + Сa(NO3)2. Пра­виль­ный ответ 4.
А12. С ка­ки­ми ве­ще­ства­ми ам­ми­ак всту­па­ет в ре­а­ции со­еди­не­ния: 1. кис­ло­ты 2.кис­ло­род 3. ще­ло­чи 4. соли	По опре­де­ле­нию ре­ак­ции со­еди­не­ния, ам­ми­ак всту­па­ет в ре­ак­ции со­еди­не­ния с кис­ло­та­ми, об­ра­зу­ют­ся соли ам­мо­ния. Пра­виль­ный ответ 1.
А 13. Как раз­ли­чить рас­тво­ры солей хло­ри­да ам­мо­ния и хло­ри­да на­трия? 1. по за­па­ху 2. по дей­ствию нит­ра­та се­реб­ра 3. по дей­ствию кис­ло­ты при на­гре­ва­нии 4. по дей­ствию ще­ло­чи при на­гре­ва­нии	Ха­рак­тер­ным за­па­хом об­ла­да­ет ам­ми­ак, а не соли ам­мо­ния. Они за­па­ха не имеют. 2NH4Cl+ Сa(OH)22NH3↑ + 2H2O + СaCl2. Ам­ми­ак опре­де­ля­ет­ся по за­па­ху. Пра­виль­ный ответ 4.

2. Задания с кратким ответом и на соответствие В1-В10

В1. Ука­жи­те число воз­мож­ных ре­ак­ций, про­те­ка­ю­щих с об­ра­зо­ва­ни­ем во­до­ро­да, ко­то­рые можно про­ве­сти между сле­ду­ю­щи­ми ве­ще­ства­ми

1. Рас­твор сер­ной кис­ло­ты

2. Маг­ний

3. Ртуть

4. Азот­ная кис­ло­та

5. Оксид маг­ния

Ком­мен­та­рий

Для ре­ше­ния задач о воз­мож­но­сти вза­и­мо­дей­ствия ве­ще­ства с несколь­ки­ми ве­ще­ства­ми удоб­но де­лать таб­ли­цу:

	H2SO4	Mg	Hg	HNO3	MgO
H2SO4	—	MgSO4+H2↑	Х	Х	MgSO4+H2O
Mg	MgSO4+H2↑	—	Х	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	Х
Hg	Х	Х	—	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	Х
HNO3	Х	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	—	Mg(NO3)2+H2O
MgO	MgSO4+H2O	Х	Х	Mg(NO3)2+H2O	—

Ве­ще­ство не ре­а­ги­ру­ет само с собой, по­это­му по диа­го­на­ли ста­вим про­чер­ки.

Ме­тал­лы и оксид маг­ния не будут вза­и­мо­дей­ство­вать между собой с об­ра­зо­ва­ни­ем во­до­ро­да. Обе кис­ло­ты будут вза­и­мо­дей­ство­вать с ос­нов­ным ок­си­дом MgO, но будет об­ра­зо­вы­вать­ся соль и вода. Азот­ная кис­ло­та любой кон­цен­тра­ции яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем не за счет H⁺, а за счет N⁺⁵, по­это­му при вза­и­мо­дей­ствии с ме­тал­ла­ми во­до­род не вы­де­лит­ся. Раз­бав­лен­ная сер­ная кис­ло­та с Hg не вза­и­мо­дей­ству­ет, так как Hg стоит в ряду ак­тив­но­сти ме­тал­лов после во­до­ро­да, а с Mg вы­де­ля­ет­ся во­до­род.

Пра­виль­ный ответ: одна ре­ак­ция.

В2. За­кон­чи­те ре­ак­цию вза­и­мо­дей­ствия между медью и кон­цен­три­ро­ван­ной азот­ной кис­ло­той. Ко­эф­фи­ци­ент перед фор­му­лой азот­ной кис­ло­ты равен: 1.      2 2.      4 3.      6 4.      8	Cu + 4HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O N+5+е— = N+4        2 Cu0 -2е— = Cu+2     1  Пра­виль­ный ответ :2.
В3. Какое ве­ще­ство об­ра­зу­ет­ся в ре­зуль­та­те це­поч­ки пре­вра­ще­ний: Р…  …  ? В ответ надо за­пи­сать на­зва­ние ве­ще­ства.	4P+5O2 = 2P2O5 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 2NH3 + H3РO4 = (NH4)2НРO4(гид­ро­ор­то­фос­фат ам­мо­ния) Пра­виль­ный ответ: гид­ро­ор­то­фос­фат ам­мо­ния
В4. При вза­и­мо­дей­ствии 6 л азота и 12 л во­до­ро­да (н.у.) вы­де­ли­лось 2 л ам­ми­а­ка. Най­ди­те выход ам­ми­а­ка от тео­ре­ти­че­ски воз­мож­но­го.	Объ­ё­мы газов от­но­сят­ся как неболь­шие целые числа. N2+3H2⇆2NH3 Во­до­род на­хо­дит­ся в недо­стат­ке, вести рас­чё­ты будем от­но­си­тель­но во­до­ро­да. С 12л Н2 долж­но было об­ра­зо­вать­ся 8л NH3. На­хо­дим тео­ре­ти­че­ский выход Пра­виль­ный ответ: 25%.
В5. Какое ве­ще­ство об­ра­зу­ет­ся в ре­зуль­та­те сле­ду­ю­щих пре­вра­ще­ний: NH3…  …  …?	4NH3+5O2NO+6H2O 2NO +О2 ⇄ 2NO2 4NO2+ 2H2O + О2 ⇄ 4HNO3 NH3+ H NO3 = NH4NO3 Пра­виль­ный ответ: нит­рат ам­мо­ния.
В6. На сго­ра­ние 1м3 газа рас­хо­ду­ет­ся 3м3 кис­ло­ро­да. При этом об­ра­зу­ет­ся 2м3 во­дя­ных паров и 2м3 уг­ле­кис­ло­го газа. Ука­жи­те мо­ляр­ную массу ис­ход­но­го газа.	СхНу +        3О2 →        2СО2 +       2Н2О 1м3                  3м3             2м3             2 м3 Из урав­не­ния ре­ак­ции видно, что весь кис­ло­род, со­дер­жа­щий­ся в воде и уг­ле­кис­лом газе, бе­рет­ся из мо­ле­ку­ляр­но­го кис­ло­ро­да, ис­поль­зу­ю­ще­го­ся для окис­ле­ния. Со­от­вет­ствен­но, дру­гих эле­мен­тов, кроме уг­ле­ро­да и во­до­ро­да, в ис­ход­ном газе нет. Зна­чит, это уг­ле­во­до­род. х = 2; у = 4, это эти­лен С2Н4. М (С2Н4) = 28 г/моль. Пра­виль­ный ответ: 28 г/моль.
В7. Для вне­се­ния 14 г азота на 1м2 почвы ис­поль­зо­ва­ли нит­рат ам­мо­ния. Ука­жи­те массу нит­ра­та ам­мо­ния, необ­хо­ди­мо­го для вне­се­ния на 1м2 почвы.	NH4NO3 в  х г со­дер­жит­ся 14 г азота в 80г со­дер­жит­ся 28 г азота.  Ре­ша­ем про­пор­цию х= ;  х = 40 (г). Для вне­се­ния 14 г азота на 1м2 почвы нужно вне­сти 40 г нит­ра­та ам­мо­ния. Пра­виль­ный ответ: 40г NH4NO3
В8. Смесь меди и ок­си­да меди (II) мас­сой 38,4 г рас­тво­ри­ли в кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­те. При этом вы­де­лил­ся оксид серы (IV) объ­ё­мом 6,72 л (н.у.). Опре­де­ли­те мас­со­вую долю ок­си­да меди в смеси (в%).	Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O CuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O =50% Пра­виль­ный ответ: =50%
В9. Ука­жи­те номер пе­ри­о­да, неко­то­рые эле­мен­ты ко­то­ро­го об­ра­зу­ют ве­ще­ства с во­до­род­ны­ми свя­зя­ми.	Во­до­род­ные связи могут об­ра­зо­вы­вать­ся толь­ко в во­до­род­ных со­еди­не­ни­ях наи­бо­лее элек­тро­от­ри­ца­тель­ных эле­мен­тов: N, O, F и дру­гих га­ло­ге­нов. N, O, F на­хо­дят­ся во вто­ром пе­ри­о­де. Пра­виль­ный ответ: пе­ри­од №2.
В10. Над разо­гре­тым по­рош­ком (Х1) про­пу­сти­ли во­до­род. По­лу­чен­ное ве­ще­ство крас­но­го цвета (Х2) рас­тво­ри­ли в кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­те. По­лу­чен­ный рас­твор ве­ще­ства го­лу­бо­го цвета (Х3) ней­тра­ли­зо­ва­ли рас­тво­ром ще­ло­чи KOH, выпал го­лу­бой оса­док (Х4), ко­то­рый при на­гре­ва­нии пре­вра­тил­ся в чер­ный по­ро­шок (Х1). Ука­жи­те мо­ляр­ную массу ис­ход­но­го и по­лу­чен­но­го ве­ще­ства.	Суль­фат ме­тал­ла го­лу­бо­го цвета – это СuSO4(X3). Зна­чит, все ве­ще­ства – это со­еди­не­ния меди. CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4 Cu(OH)2↓ CuO + H2O CuO +H2 Cu + H2O, от­сю­да сле­ду­ет, что ис­ход­ное ве­ще­ство – это CuO. М(CuO) = 80 г/моль Пра­виль­ный ответ: М(CuO)=80 г/моль

3. Задания с развернутым ответом С1-С2

Во­прос	Ком­мен­та­рий
С1. На­пи­ши­те урав­не­ния ре­ак­ций, ко­то­рые нужно про­ве­сти для осу­ществ­ле­ния сле­ду­ю­щих пре­вра­ще­ний:. NaBr →NaCl →Cl2→ KClO3→KCl                              Ca(OCl)2	2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2 NaCl + 2H2O  = 2NaOH + H2↑ + Cl2↑ 3Cl2 + 6KOH(горяч., конц.) → 5KCl + KClO3 + 3H2O 2KClO3 2KCl + 3O2↑ 2Ca(OH)2 + 2Cl2 → Ca(OCl)2 + CaCl2 + 2H2O
С2. Мас­со­вая доля азота в удоб­ре­нии со­став­ля­ет 14%. Весь азот вхо­дит в удоб­ре­ние в со­ста­ве мо­че­ви­ны СO(NH2)2. Вы­чис­ли­те мас­со­вую долю мо­че­ви­ны в этом удоб­ре­нии.	Пусть было 100 г удоб­ре­ния. Со­став­ля­ем про­пор­цию. В 1 моль мо­че­ви­ны (60г) со­дер­жит­ся 28 г азота В х г мо­че­ви­ны долж­но со­дер­жать­ся 14 г азота. Ре­ша­ем про­пор­цию. х = 30 г. От­сю­да сле­ду­ет Пра­виль­ный ответ: 30%.

Под­ве­де­ние итога

Вы смог­ли про­ве­рить свои зна­ния по теме «ЕГЭ. Неме­тал­лы». Вы си­сте­ма­ти­зи­ро­ва­ли и за­кре­пи­ли зна­ния по рас­ши­рен­ной теме «Неме­тал­лы», рас­смот­рев опре­де­лен­ные во­про­сы и разо­брав ре­ше­ния задач, ко­то­рые воз­мож­ны на Еди­ном го­су­дар­ствен­ном эк­за­мене.