ГДЗ по химии 9 класс, базовый уровень учебник Габриелян, Остроумов — страница 61

   Атомы большинства неметаллов содержат четыре–семь электронов на внешнем электронном слое (энергетическом уровне). Для завершения электронной оболочки до устойчивого октета неметаллам проще присоединить один–четыре электрона (возникает ионная или ковалентная полярная связь) или обобществить их с атомами этого же или другого неметалла (возникает ковалентная неполярная связь), чем отдать четыре–семь валентных электронов другому атому.
   По сравнению с атомами металлов атомы неметаллов той же группы имеют меньший радиус атома.
   Таким образом, атомы неметаллов характеризуются большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне или небольшим радиусом атома по сравнению с металлами той же группы.
   К неметаллам, как правило, относят и благородные газы, атомы которых характеризуются полностью заполненной электронной оболочкой и не способны отдавать или принимать электроны. Иногда благородные газы выделяют в отдельную группу химических элементов.
   Строение атомов неметаллов определяет их положение в Периодической системе Д. И. Менделеева. Благодаря большому числу валентных электронов неметаллы занимают «правый фланг» элементов А-групп. Они расположены справа сверху от диагонали бор — астат, условно разделяющей элементы на металлы и неметаллы.

   Атомы элементов-неметаллов, соединяясь друг с другом, образуют простые вещества неметаллы. Простые вещества неметаллы образованы за счет ковалентных неполярных связей. Ковалентными неполярными связями в неметаллах могут быть связаны друг с другом два атома (в молекулах кислорода О₂, хлора Cl₂, иода I₂), три атома (в молекуле озона О₃), четыре атома (в молекуле белого фосфора Р₄) и более. Такие вещества имеют молекулярное строение и, как следствие, молекулярную кристаллическую решетку в твердом состоянии. Напомним, что в узлах кристаллической решетки находятся молекулы вещества, относительно слабо связаны между собой силами межмолекулярного взаимодействия.
   Поэтому при обычных условиях неметаллы представляют собой или газы (водород, кислород, озон, фтор, хлор), или летучую жидкость (бром), или легкоплавкие твердые вещества (белый фосфор, сера).
   Ковалентными неполярными связями может быть связано друг с другом множество атомов неметалла, так что его образец — это одна гигантская частица. В таких веществах невозможно различить отдельные молекулы. Это неметаллы немолекулярного строения. Немолекулярное строение имеют, например, кристаллический кремний и аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. У кремния и алмаза — атомная кристаллическая решетка. В узлах такой решетки расположены отдельные атомы, прочно связанные со своими соседями ковалентными неполярными связями. Разрушить такую решетку чрезвычайно сложно, что и сказывается на физических свойствах подобных неметаллов. Это кристаллические вещества с очень высокими температурами плавления, нелетучие, очень твердые.
   Не образуют друг с другом химических связей только атомы благородных газов. Даже несмотря на свою сравнительно большую относительную атомную массу ксенон и радон, равно как и гелий, неон, аргон, криптон, при нормальных условиях представляют собой газы.

   Металлы обладают высокой электропроводностью, теплопроводностью, металлическим блеском, преимущественно все одного цвета, высокими температурами кипения и плавления. А неметаллы наоборот обладают низкими электропроводностью и теплопроводностью, различной окраской, не имеют металлического блеска, за исключением графита, кремния и иода.
   Кислород: при нормальных условиях, это бесцветный газ без запаха, малорастворим в воде, электрический ток не проводит.
   Водород: при нормальных условиях, это бесцветный газ без запаха, малорастворим в воде, электрический ток не проводит, обладает одной из самых высоких теплопроводностей среди газов.
   Азот: при нормальных условиях, это бесцветный газ без запаха, малорастворим в воде, электрический ток не проводит.

   Число протонов указывает на порядковый номер элемента.
   Найдем число протонов: 78 − 24 = 54, значит это ксенон Xe.

а) Br₂ + H₂S = 2HBr + S
б) C + ZnO = CO + Zn
в) 3O₂ + 2CuS = 2CuO + 2SO₂

а) 4N⁻³H₃ + 3O₂⁰ → 2N₂⁰ + 6H₂O⁻²

б) 6NaOH + 3Br₂⁰ → 5NaBr⁻¹ + NaBr⁺⁵O₃ + 3H₂O

в) Na₂S⁺⁴O₃ + Cl₂⁰ + H₂O → Na₂S⁺⁶O₄ + 2HCl⁻¹

      Сообщение на тему «Из истории создания спичек»
   История создания спичек это путь от примитивных прототипов до безопасных и удобных изделий, которые смогли изменить способ получения огня.
   В Китае в 5 веке пользовались деревянными палочками, которые были пропитаны серой, но они не воспламенялись сами, а только переносили уже существующий огонь. И это были самые ранние прототипы спичек.
   В 1805 году Жан Шансель создал спички покрытые смесью бертолетовой соли, серы, сахара и резины, чтобы зажечь такую спичку, нужно было окунуть ее в серную кислоту. Такой вариант был слишком дорогим и небезопасным. В 1826 году Джон Уокер установил, что смесь хлората калия, серы и сульфида сурьмы воспламеняется при трении. Он создал спички (их еще называли люциферы) в состав которых входили сульфид сурьмы, бертолетова соль и гуммиарабика, но они тоже считались недостаточно стабильными и опасными. В 1830 году Шарль Сория добавил к смеси белый фосфор и такие спички легче зажигались, но их токсичность была высока и привела к массовым заболеваниям рабочих (фосфорный некроз).
   В 1844 году Густав Эрик Паш разделил реагенты между головкой спички и боковой поверхностью коробка и заменил белый фосфор на красный фосфор (так как он безопасен для человека). В 1855 году шведский химик Йохан Лундстрём нанес красный фосфор на наждачную бумагу и в спичечной головке также заменил белый фосфор на красный. Такие спички были признаны во всем мире и назывались «шведскими». В 1906 году использование белого фосфора официально запретили.
   В настоящее время существуют разные виды спичек, например, термические, каминные, охотничьи и другие. Производители стараются переходить на менее токсичные составляющие, биоразлагаемые материалы, такие как бамбук.