Неметаллы: фосфор, углерод, кремний. Водородные соединения

Цели урока

• Описывать аллотропные модификации фосфора, углерода и объяснять разницу в их химической активности.
• Записывать уравнения реакций фосфора с кислородом, галогенами, металлами, щелочами (диспропорционирование).
• Характеризовать кислотно-основные свойства оксидов фосфора($V$) и углерода($IV$), а также соответствующих кислот.
• Получать и описывать свойства оксида углерода($II$) как восстановителя и оксида углерода($IV$) как окислителя (реакция с магнием).
• Различать карбонаты и гидрокарбонаты, записывать их термическое разложение.
• Понимать особую устойчивость $SiO_2$ (реакция только с $HF$ и щелочами/карбонатами при сплавлении).
• Проводить качественные реакции на $PO_4^{3-}$ (желтый осадок $Ag_3PO_4$), $CO_3^{2-}$ (выделение $CO_2$), $SiO_3^{2-}$ (студенистый осадок $H_2SiO_3$).

Зачем это нужно на ЕГЭ

Фосфор, углерод и кремний (элементы VA и IVA групп) регулярно встречаются в заданиях 6–8 (реакции с их участием, сравнение свойств). Задание 24 включает качественные реакции на фосфаты, карбонаты, силикаты. В задании 31 часто бывают цепочки превращений $C → CO → CO_2 → CaCO_3 → Ca(HCO_3)_2$ или $P → P_2O_5 → H_3PO_4 → Ca_3(PO_4)_2$. Кремний и его соединения могут встретиться в задании 25 (силикатная промышленность). Кроме того, знание свойств $CO$ важно для понимания доменного процесса (тема «Металлы»).

Теория

1. Фосфор (P)

Элемент VA группы, электронная конфигурация $[Ne]3s^2\,3p^3$. Характерные степени окисления: –3, +3, +5.

Аллотропия:

• Белый фосфор ($P_4$) – очень активен, ядовит, самовоспламеняется на воздухе, светится в темноте. Молекулы тетраэдрические.
• Красный фосфор – полимер, менее активен, не ядовит, не самовоспламеняется. Получают нагреванием белого фосфора без доступа воздуха.
• Чёрный фосфор – термодинамически наиболее устойчив, похож на графит.

Химические свойства:

• Окисление на воздухе:
  Медленное окисление: $4P + 3O_2 \xrightarrow{} 2P_2O_3$ (ангидрид фосфористой кислоты).
  Горение в избытке кислорода: $4P + 5O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2P_2O_5$ (ангидрид ортофосфорной кислоты).
• С галогенами: $2P + 3Cl_2 \xrightarrow{} 2PCl_3$ (недостаток), $2P + 5Cl_2 \xrightarrow{} 2PCl_5$ (избыток).
• С металлами (образование фосфидов): $3Ca + 2P \xrightarrow{t^\circ} Ca_3P_2$ (фосфид кальция). При гидролизе фосфидов выделяется фосфин $PH_3$: $Ca_3P_2 + 6H_2O \rightarrow 3Ca(OH)_2 + 2PH_3\uparrow$.
• С щелочами (диспропорционирование белого фосфора): $P_4 + 3NaOH + 3H_2O \rightarrow 3NaH_2PO_2 + PH_3\uparrow$ (гипофосфит натрия + фосфин).

Оксиды и кислоты фосфора:

• $P_2O_3$ (белый, воскообразный) – кислотный оксид, реагирует с водой: $P_2O_3 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_3$ (фосфористая кислота, двухосновная, восстановитель).
• $P_2O_5$ (белый порошок, сильный осушитель) – кислотный оксид, взаимодействует с водой с образованием $H_3PO_4$ (ортофосфорная кислота, трёхосновная, кислота средней силы).

Ортофосфорная кислота ($H_3PO_4$) и её соли:

• Получение: $Ca_3(PO_4)_2 + 3H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} 3CaSO_4\downarrow + 2H_3PO_4$.
• Свойства: нелетучая, при нагревании переходит в дифосфорную ($H_4P_2O_7$) и далее в метафосфорную ($HPO_3$).
• Соли: фосфаты ($Na_3PO_4$), гидрофосфаты ($Na_2HPO_4$), дигидрофосфаты ($NaH_2PO_4$). Все, кроме фосфатов щелочных металлов, нерастворимы в воде (кроме $Ca(H_2PO_4)_2$ – растворим).
• Качественная реакция на $PO_4^{3-}$: $3Ag^+ + PO_4^{3-} \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow$ (жёлтый осадок, растворим в $HNO_3$).

2. Углерод (C)

Элемент IVA группы, $[He]2s^2\,2p^2$. Степени окисления: –4, 0, +2, +4.

Аллотропия:

• Алмаз – sp³-гибридизация, атомная решётка, очень твёрдый, диэлектрик.
• Графит – sp²-гибридизация, слоистая структура, мягкий, проводит электрический ток.
• Карбин, фуллерены – менее распространённые модификации.

Химические свойства:

• Восстановитель:
  • Горение в кислороде: $C + O_2 \xrightarrow{t^\circ} CO_2$ (избыток $O_2$); $2C + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CO$ (недостаток).
  • С оксидами металлов: $2CuO + C \xrightarrow{t^\circ} 2Cu + CO_2\uparrow$.
  • С водяным паром (получение водяного газа): $C + H_2O \xrightarrow{t^\circ} CO + H_2$.
  • С окислительными кислотами: $C + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CO_2 + 2SO_2 + 2H_2O$; $C + 4HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CO_2 + 4NO_2 + 2H_2O$.
• Окислитель (с активными металлами и водородом при $t^\circ$):
  Образует карбиды: $Ca + 2C \xrightarrow{t^\circ} CaC_2$ (карбид кальция, гидролиз – ацетилен); $4Al + 3C \xrightarrow{t^\circ} Al_4C_3$ (карбид алюминия, гидролиз – метан).

Оксиды углерода:

• CO (угарный газ) – бесцветный, ядовитый, несолеобразующий оксид. Получают при неполном сгорании $C$ или разложением муравьиной кислоты: $HCOOH \xrightarrow{H_2SO_4} CO + H_2O$.
  Сильный восстановитель: $CO + CuO \xrightarrow{t^\circ} Cu + CO_2$.
• $CO_2$ (углекислый газ) – кислотный оксид. С водой даёт $H_2CO_3$ (угольная кислота, слабая, существует только в растворе). Соли – карбонаты и гидрокарбонаты.

Свойства карбонатов и гидрокарбонатов:

• Термическое разложение:
  $CaCO_3 \xrightarrow{t^\circ} CaO + CO_2$ (кроме карбонатов щелочных металлов). $$2NaHCO_3 \xrightarrow{t^\circ} Na_2CO_3 + CO_2 + H_2O$$
• Качественная реакция на $CO_3^{2-}$ и $HCO_3^{-}$: действие кислоты – выделение $CO_2$ (помутнение известковой воды): $Ca(OH)_2 + CO_2 \rightarrow CaCO_3\downarrow + H_2O$.

Важная реакция $CO_2$ с магнием (проявляет окислительные свойства): $2Mg + CO_2 \xrightarrow{t^\circ} 2MgO + C$.

3. Кремний (Si)

Элемент IVA группы, $[Ne]3s^2\,3p^2$. По строению и свойствам ближе к алмазу (атомная решётка), но менее твёрдый. Полупроводник.

Химические свойства:

• При обычных условиях инертен (оксидная плёнка). Реагирует с фтором при комнатной температуре: $Si + 2F_2 \rightarrow SiF_4$.
• При нагревании реагирует с другими галогенами, кислородом, серой: $Si + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SiO_2$; $Si + 2Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} SiCl_4$.
• С металлами – силициды: $2Mg + Si \xrightarrow{t^\circ} Mg_2Si$ (гидролиз – силан $SiH_4$).
• Со щелочами в растворе (отличие от углерода): $Si + 2NaOH + H_2O \rightarrow Na_2SiO_3 + 2H_2\uparrow$. С концентрированными щелочами реакция идёт без нагрева.
• На кислоты (кроме смеси $HNO_3 + HF$) не действует.

Оксид кремния(IV) ($SiO_2$):

• Кислотный оксид, но очень устойчив. С водой не реагирует, с растворами щелочей практически не взаимодействует. Реагирует только:
  • С расплавами щелочей и карбонатов: $SiO_2 + 2NaOH \xrightarrow{\text{сплавление}} Na_2SiO_3 + H_2O$; $SiO_2 + Na_2CO_3 \xrightarrow{\text{сплавление}} Na_2SiO_3 + CO_2$.
  • С плавиковой кислотой: $SiO_2 + 4HF \rightarrow SiF_4\uparrow + 2H_2O$ (используют для травления стекла).
• При высокой температуре восстанавливается углеродом: $SiO_2 + 2C \xrightarrow{t^\circ} Si + 2CO$.

Кремниевая кислота ($H_2SiO_3$) и силикаты:

• $H_2SiO_3$ – очень слабая кислота, нерастворима в воде, выпадает в виде студенистого осадка при действии сильных кислот на силикаты: $Na_2SiO_3 + 2HCl \rightarrow H_2SiO_3\downarrow + 2NaCl$.
• Силикаты – соли кремниевых кислот. В природе – полевые шпаты, глина, слюды. Растворимы только силикаты натрия и калия («жидкое стекло»).
• Качественная реакция на $SiO_3^{2-}$: при добавлении кислоты выпадает студенистый осадок $H_2SiO_3$.

Примеры

1. Горение белого фосфора в избытке кислорода: $4P + 5O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2P_2O_5$.
2. Взаимодействие карбоната кальция с углекислым газом и водой (образование гидрокарбоната): $CaCO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow Ca(HCO_3)_2$. При кипячении – обратная реакция.
3. Получение силиката натрия сплавлением: $SiO_2 + Na_2CO_3 \xrightarrow{\text{сплавление}} Na_2SiO_3 + CO_2\uparrow$.
4. Окисление углерода концентрированной серной кислотой: $C + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CO_2 + 2SO_2 + 2H_2O$.

Вопросы для самопроверки

1. Почему белый фосфор хранят под водой, а красный – нет?
2. Напишите уравнение реакции $P_2O_5$ с избытком воды. Какая кислота образуется?
3. Как отличить карбонат натрия от силиката натрия с помощью соляной кислоты?
4. Почему $CO$ ядовит? Напишите уравнение реакции $CO$ с оксидом железа(III) (важно для доменного процесса).
5. Кремний не реагирует с соляной кислотой, но растворяется в щелочи. Почему? Напишите уравнение.
6. Что такое «жидкое стекло»? Качественная реакция на силикат-ион?

Краткий конспект

• Фосфор активен (белый) или умеренно активен (красный). Образует $P_2O_5$ (ангидрид $H_3PO_4$) и фосфиды ($PH_3$). $H_3PO_4$ – трёхосновная кислота, даёт три типа солей. Качественная реакция на $PO_4^{3-}$ – $Ag_3PO_4$ (жёлтый).
• Углерод – восстановитель (сгорает до $CO$, $CO_2$), с металлами образует карбиды. $CO$ – несолеобразующий восстановитель, $CO_2$ – кислотный оксид. $CO_3^{2-}$ и $HCO_3^-$ определяются по $CO_2$ (известковая вода).
• Кремний – полупроводник, реагирует со щелочами (выделение $H_2$) и фтором. $SiO_2$ устойчив, взаимодействует только с $HF$ и при сплавлении со щелочами/карбонатами. $H_2SiO_3$ выпадает при подкислении силикатов.
• Качественные реакции: $PO_4^{3-} \xrightarrow{AgNO_3} Ag_3PO_4\downarrow$ (желтый); $CO_3^{2-} \xrightarrow{H^+} CO_2$ (мутит известковую воду); $SiO_3^{2-} \xrightarrow{H^+} H_2SiO_3\downarrow$ (студенистый).

Что изучать дальше

• Урок 34 «Генетическая связь между классами неорганических соединений» — переходы $C → CO → CO_2 → CaCO_3$, $P → P_2O_5 → H_3PO_4 → Ca_3(PO_4)_2$ и т.д.
• Урок 70 «Химическая промышленность. Производство важнейших веществ» — производство фосфорных удобрений, силикатная промышленность — стекло, цемент.
• Урок 73 «Итоговое повторение: неорганическая химия» — где обобщаются свойства всех основных классов.