المواد التي تظهر خصائص المعادن وغير المعادن. اللافلزات

العوامل المؤكسدة اللافلزية.

في التفاعلات مع المعادن، تظهر اللافلزات نفسها كعوامل مؤكسدة .

أ. تتفاعل الهالوجينات بشكل خاص مع المعادن. نتيجة للتفاعلات المركبة، يتم تشكيل الأملاح - الهاليدات.

على سبيل المثال فعندما يتفاعل الألومنيوم مع اليود يتكون يوديد الألومنيوم علي3 :

2 آل0 +3 أنا20 −→− ح2 يا2 آل+3 أنا3−1 .

يتفاعل الحديد بقوة مع الكلور لتكوين كلوريد الحديديك ( ثالثا) FeCl3 :

2 الحديد0 +3 Cl20 −→− رس2 الحديد+3 Cl3−1 .

يبدأ تفاعل دمج الألومنيوم مع الكبريت بعد تسخين خليط المواد. منتج التفاعل هو كبريتيد الألومنيومآلس32 :

2 آل0 +3 س0 −→− رسآل2+3 س3−2 .

يحدث التفاعل الكيميائي بين الصوديوم والكبريت من خلال خلط ميكانيكي بسيط. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل كبريتيد الصوديومناس2 :

2 نا0 + س0 → نا2+1 س−2 .

ن20 + 3 ح20 ⇄ رس, ص2 ن− 3 ح3 + 1 .

ح20 + Cl20 −→− رس2 ح+ 1 Cl− 1 .

مخفضات غير المعادن.

يتمتع الأكسجين بسالبية كهربية عالية، لذلك في التفاعلات مع اللافلزات الأخرى يكون عاملًا مؤكسدًا، بينما تكون اللافلزات الأخرىالمرممون.

نتيجة لدمج الأكسجين مع غيره من المعادن غير المعدنية، يتم تشكيل أكاسيد.

على سبيل المثال يحترق الكبريت في الأكسجين لتكوين ثاني أكسيد الكبريت أو أكسيد الكبريت ( رابعا) لذا2 :

س0 + يا20 → س+4 يا2−2 .

يحترق الفوسفور بقوة في الأكسجين بلهب ساطع. أثناء التفاعل، تتشكل سحب بيضاء من أكسيد الفوسفور ( الخامس) ص.ب.52 :

4 ص0 +5 يا20 →2 ص2+5 يا5−2 .

في الوقت نفسه، يستمر تفاعل الأكسجين مع النيتروجين منخفض النشاط كيميائيًا ببطء ويبدأ فقط عند درجات حرارة عالية جدًا. منتج التفاعل هو غاز أكسيد النيتريك( ثانيا) لا:

ن20 + يا20 −→− رس2 ن+2 يا−2 .

اللافلزات كعوامل اختزال

1. جميع اللافلزات (ما عدا الفلور) تظهر خصائص اختزالية عند تفاعلها مع الأكسجين:

س+س 2 =SO 2 ، 2 ح 2 + يا 2 = 2 ح 2 عن.

يمكن أن يظهر الأكسجين مع الفلور أيضًا حالة أكسدة إيجابية، أي أن يكون عامل اختزال. جميع اللافلزات الأخرى تظهر خصائص مختزلة. على سبيل المثال، لا يتحد الكلور بشكل مباشر مع الأكسجين، ولكن يمكن الحصول على أكاسيده بشكل غير مباشر (Cl 2 يا، كلو 2 ، كل 2 يا 2 )، حيث يُظهر الكلور حالة أكسدة إيجابية. عند درجات الحرارة المرتفعة، يتحد النيتروجين مباشرة مع الأكسجين ويظهر خصائص مختزلة. يتفاعل الكبريت بسهولة أكبر مع الأكسجين.

2. تظهر العديد من اللافلزات خصائص مختزلة عند التفاعل مع المواد المعقدة:

ZnO + C = Zn + CO، S + 6HNO 3 conc.= ح 2 لذا 4 +6لا 2 + 2 ساعة 2 عن.

3. هناك أيضًا تفاعلات يكون فيها نفس اللافلز عاملًا مؤكسدًا وعامل اختزال:

Cl 2 +ح 2 O = حمض الهيدروكلوريك + حمض الهيدروكلوريك.

4. الفلور هو أكثر اللافلزات شيوعًا، وليس له خصائص اختزالية، أي القدرة على منح الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية

العامل المؤكسد هو مادة أو عنصر كيميائي يقبل الإلكترونات في تفاعل الأكسدة والاختزال ويقلل من حالة الأكسدة. عامل الاختزال هو مادة أو عنصر كيميائي يمنح الإلكترونات في تفاعل الأكسدة والاختزال ويزيددرجة الأكسدة.

تقع اللافلزات في الجدول الدوري على يمين قطري البورون-أستاتين. هذه هي عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية III، IV، V، VI، VII، VIII. تشمل اللافلزات ما يلي:،،، والأستاتين، وكذلك.

من بين العناصر غير المعدنية، ينتمي عنصران - الهيدروجين والهيليوم - إلى عائلة s، وجميع العناصر الأخرى تنتمي إلى عائلة p.

تحتوي الذرات اللافلزية على عدد مختلف من الإلكترونات على طبقة الإلكترون الخارجية: ذرة الهيدروجين بها إلكترون واحد (1s 1)، وذرة الهيليوم بها إلكترونين (1s 2)، وذرة البورون بها ثلاثة إلكترونات (2s 2 2p 1). ومع ذلك، فإن ذرات معظم اللافلزات، على عكس الذرات، لديها عدد كبير من الإلكترونات في الطبقة الإلكترونية الخارجية - من 4 إلى 8؛ تختلف تكويناتها الإلكترونية من ns 2 np 2 لذرات عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة IV إلى ns 2 np 6 لذرات الغازات الخاملة.

الخصائص الفيزيائية

العناصر - غير المعادنتشكل مواد بسيطة توجد في الظروف العادية في حالات مختلفة من التجميع:

7 عناصر غير معدنية تشكل مواد بسيطة توجد على شكل جزيئات ثنائية الذرة E 2 (H 2، O 2، N 2، F 2، Cl 2، Br 2، I 2).

البروم

تختلف الشبكات البلورية للمعادن والمواد الصلبة غير المعدنية عن بعضها البعض. تشكل ذرات المعدن بنية بلورية كثيفة توجد فيها روابط تساهمية بين الذرات. كقاعدة عامة، لا توجد إلكترونات حرة في الشبكة البلورية لللافلزات. وفي هذا الصدد، فإن المواد الصلبة غير المعدنية، على عكس المواد الصلبة غير المعدنية، موصلة للحرارة والتيار الكهربائي بشكل سيء ولا تحتوي على اللدونة.

الخواص الكيميائية

اللافلزات كعوامل مؤكسدة

1. خصائص الأكسدة من اللافلزاتتظهر بشكل أساسي عند التفاعل معها. على سبيل المثال:

4Al + 3C = آل 4 ج 3

2Al + N 2 = 2AlN

1. تلعب جميع اللافلزات دور العامل المؤكسد عند التفاعل معها. على سبيل المثال:

H2 + Cl2 = 2HCl

3ح2 + ن2 = 2نه3

1. تعمل أي مادة غير معدنية كعامل مؤكسد في التفاعلات مع تلك العناصر غير المعدنية التي تحتوي على EO أقل. على سبيل المثال:

2ف + 5س = ف2س5

في هذا التفاعل، الكبريت هو عامل مؤكسد وعامل اختزال، لأن EO للفوسفور أقل من EO للكبريت.

1. تتجلى الخصائص المؤكسدة لللافلزات في التفاعلات مع بعض المواد المعقدة. من المهم هنا أن نلاحظ بشكل خاص الخصائص المؤكسدة للمواد غير المعدنية - في تفاعلات الأكسدة للمواد المعقدة:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

1. ليس فقط الأكسجين، ولكن أيضًا غير المعادن الأخرى (وغيرها) يمكنها أيضًا أن تلعب دور عامل مؤكسد في التفاعلات مع المواد المعقدة. على سبيل المثال، يتأكسد العامل المؤكسد القوي Cl 2 كلوريد الحديد (II).الخامس كلوريد الحديد (III).:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

تعتمد قدرة بعض اللافلزات على إزاحة غيرها من محاليلها على نشاط مؤكسد مختلف. على سبيل المثال، البروم، باعتباره عامل مؤكسد أقوى، يزيح اليود الحر من محلول يوديد البوتاسيوم:

2KI + Br2 = 2KBr + I2

اللافلزات كعوامل اختزال

ومن الجدير بالذكر أن المواد غير المعدنية (باستثناء الفلور) يمكن أن تظهر أيضًا خصائص مختزلة. في هذه الحالة، يتم نقل إلكترونات الذرات غير المعدنية إلى ذرات العناصر المؤكسدة. وفي المركبات الناتجة، تكون للذرات اللافلزية حالات أكسدة موجبة. أعلى حالة أكسدة إيجابية لللافلزات عادة ما تكون مساوية لرقم المجموعة.

1. تعمل جميع اللافلزات كعوامل اختزال عند التفاعل مع الأكسجين، نظرًا لأن EO للأكسجين أكبر من EO لجميع اللافلزات الأخرى (باستثناء الفلور):

4ف + 5س2 = 2ف2س5

احتراق الفوسفور في الأكسجين

1. تعمل العديد من اللافلزات كعوامل اختزال في التفاعلات مع المواد المؤكسدة المعقدة:

ZnO + C = Zn + CO

SiO2 + 2C = Si + 2CO

وبالتالي، يمكن لجميع اللافلزات تقريبًا أن تعمل كعوامل مؤكسدة وعوامل اختزال. يعتمد ذلك على المادة التي يتفاعل معها اللافلز.

الأكسدة الذاتية – تفاعلات الشفاء الذاتي

هناك أيضًا تفاعلات يكون فيها نفس اللافلز عاملًا مؤكسدًا وعامل اختزال. هذا تفاعلات الأكسدة الذاتية - الشفاء الذاتي (عدم التناسب). على سبيل المثال:

اللافلزات- العناصر الكيميائية التي تشكل أجساماً بسيطة ليس لها خصائص مميزة للمعادن. السمة النوعية لللافلزات هي السالبية الكهربية.

كهرسلبية- هذه هي القدرة على استقطاب الرابطة الكيميائية لجذب أزواج الإلكترونات المشتركة.

هناك 22 عنصرًا مصنفة على أنها غير معدنية.

الفترة الأولى

الفترة الثالثة

الفترة الرابعة

الفترة الخامسة

الفترة السادسة

كما يتبين من الجدول، تقع العناصر غير المعدنية بشكل رئيسي في الجزء العلوي الأيمن من الجدول الدوري.

هيكل الذرات غير المعدنية

السمة المميزة لللافلزات هي العدد الأكبر من الإلكترونات (مقارنة بالمعادن) في مستوى الطاقة الخارجي لذراتها. وهذا يحدد قدرتها الأكبر على ربط إلكترونات إضافية وإظهار نشاط مؤكسد أعلى من المعادن. تظهر خصائص الأكسدة القوية بشكل خاص، أي القدرة على إضافة الإلكترونات، في اللافلزات الموجودة في الفترتين الثانية والثالثة من المجموعات السادس إلى السابع. وإذا قارنا ترتيب الإلكترونات في المدارات في ذرات الفلور والكلور والهالوجينات الأخرى، يمكننا الحكم على خصائصها المميزة. لا تحتوي ذرة الفلور على مدارات حرة. لذلك، يمكن لذرات الفلور أن تظهر فقط I وحالة الأكسدة هي 1. أقوى عامل مؤكسد هو الفلور. وفي ذرات الهالوجينات الأخرى، على سبيل المثال في ذرة الكلور، توجد مدارات d حرة عند نفس مستوى الطاقة. وبفضل هذا، يمكن أن يحدث الاقتران الإلكتروني بثلاث طرق مختلفة. في الحالة الأولى، يمكن أن يظهر الكلور حالة أكسدة تبلغ +3 ويشكل حمض الكلوروس HClO2، الذي يتوافق مع الأملاح - على سبيل المثال، كلوريت البوتاسيوم KClO2. وفي الحالة الثانية، يمكن أن يشكل الكلور مركبات يكون فيها الكلور +5. وتشمل هذه المركبات HClO3 وee، على سبيل المثال كلورات البوتاسيوم KClO3 (بيرتوليتوفا). في الحالة الثالثة، يظهر الكلور حالة أكسدة قدرها +7، على سبيل المثال في حمض البيركلوريك HClO4 وأملاحه، البيركلورات (في بيركلورات البوتاسيوم KClO4).

هياكل الجزيئات غير المعدنية. الخصائص الفيزيائية لغير المعادن

في الحالة الغازية عند درجة حرارة الغرفة هي:

· الهيدروجين - H2؛

· النيتروجين - N2؛

· الأكسجين - O2؛

الفلور - F2؛

· الرادون - Rn).

في السائل - البروم - بر.

في الصلبة:

البورون - ب؛

· الكربون - C؛

· السيليكون - سي.

· الفوسفور - ف.

· السيلينيوم - سي؛

التيلوريوم - تي؛

وهو أكثر ثراءً بالنسبة للمواد غير المعدنية والألوان: الأحمر للفوسفور، والبني للبروم، والأصفر للكبريت، والأصفر والأخضر للكلور، والبنفسجي لبخار اليود، وما إلى ذلك.

تمتلك اللافلزات الأكثر شيوعًا بنية جزيئية، في حين أن اللافلزات الأقل شيوعًا لها بنية غير جزيئية. وهذا ما يفسر الفرق في خصائصها.

تكوين وخصائص المواد البسيطة - اللافلزات

تشكل اللافلزات جزيئات أحادية الذرة وثنائية الذرة. ل أحادي الذرةتشتمل اللافلزات على غازات خاملة لا تتفاعل عمليا حتى مع المواد الأكثر نشاطا. تقع في المجموعة الثامنة من الجدول الدوري، والصيغ الكيميائية للمواد البسيطة المقابلة لها هي كما يلي: He، Ne، Ar، Kr، Xe، وRn.

تتشكل بعض اللافلزات ثنائي الذرةجزيئات. هذه هي H2، F2، Cl2، Br2، Cl2 (عناصر المجموعة السابعة من الجدول الدوري)، وكذلك الأكسجين O2 والنيتروجين N2. من ثلاثي الذرةتتكون جزيئاته من غاز الأوزون (O3). بالنسبة للمواد غير المعدنية الموجودة في الحالة الصلبة، من الصعب جدًا إنشاء صيغة كيميائية. ترتبط ذرات الكربون الموجودة في الجرافيت ببعضها البعض بطرق مختلفة. من الصعب عزل جزيء واحد في الهياكل المحددة. عند كتابة الصيغ الكيميائية لمثل هذه المواد، كما هو الحال في المعادن، يتم تقديم الافتراض بأن هذه المواد تتكون من ذرات فقط. ، في هذه الحالة، مكتوبة بدون مؤشرات: C، Si، S، إلخ. مواد بسيطة مثل الأكسجين، لها نفس التركيب النوعي (كلاهما يتكون من نفس العنصر - الأكسجين)، ولكن تختلف في عدد الذرات في الجزيء ، لها خصائص مختلفة. وبالتالي، فإن الأكسجين ليس له رائحة، في حين أن الأوزون له رائحة نفاذة نشمها أثناء العواصف الرعدية. تختلف خصائص اللافلزات الصلبة والجرافيت والماس، والتي لها أيضًا نفس التركيب النوعي، ولكن هياكل مختلفة، بشكل حاد (الجرافيت هش وصلب). وبالتالي، فإن خصائص المادة لا يتم تحديدها فقط من خلال تركيبها النوعي، ولكن أيضًا من خلال عدد الذرات الموجودة في جزيء المادة وكيفية ارتباطها ببعضها البعض. على شكل أجسام بسيطة تكون في الحالة الغازية الصلبة (عدا البروم – السائل). ليس لديهم الخصائص الفيزيائية الكامنة في المعادن. لا تتمتع اللافلزات الصلبة بالبريق النموذجي للمعادن، فهي عادةً ما تكون هشة، كما أنها موصلة للحرارة بشكل سيء (باستثناء الجرافيت). يتمتع البورون البلوري B (مثل السيليكون البلوري) بنقطة انصهار عالية جدًا (2075 درجة مئوية) وصلابة عالية. تزداد الموصلية الكهربائية للبورون بشكل كبير مع زيادة درجة الحرارة، مما يجعل من الممكن استخدامه على نطاق واسع في تكنولوجيا أشباه الموصلات. تؤدي إضافة البورون إلى الفولاذ وسبائك الألومنيوم والنحاس والنيكل وغيرها إلى تحسين خواصها الميكانيكية. البوريدات (مركبات تحتوي على معادن معينة، مثل التيتانيوم: TiB، TiB2) ضرورية في صناعة أجزاء المحرك النفاث وشفرات توربينات الغاز. كما يتبين من المخطط 1، فإن الكربون - C، والسيليكون - Si، - B لها بنية مماثلة ولها بعض الخصائص المشتركة. كمواد بسيطة، فهي موجودة في شكلين - بلورية وغير متبلورة. والأشكال البلورية لهذه العناصر شديدة الصلابة، ولها نقاط انصهار عالية. البلوري له خصائص أشباه الموصلات. كل هذه العناصر تشكل مركبات مع المعادن - و (CaC2، Al4C3، Fe3C، Mg2Si، TiB، TiB2). بعضها لديه صلابة أكبر، على سبيل المثال Fe3C، TiB. تستخدم لإنتاج الأسيتيلين.

الخواص الكيميائية للمواد غير المعدنية

وفقًا للقيم العددية للسالبية الكهربية النسبية، تزداد اللافلزات المؤكسدة بالترتيب التالي: Si، B، H، P، C، S، I، N، Cl، O، F.

اللافلزات كعوامل مؤكسدة

تظهر الخصائص المؤكسدة لللافلزات أثناء تفاعلها:

· مع المعادن: 2Na + Cl2 = 2NaCl؛

· مع الهيدروجين: H2 + F2 = 2HF؛

· مع اللافلزات ذات السالبية الكهربية المنخفضة: 2P + 5S = P2S5؛

· مع بعض المواد المعقدة: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O،

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

اللافلزات كعوامل اختزال

1. جميع اللافلزات (ما عدا الفلور) تظهر خصائص اختزالية عند تفاعلها مع الأكسجين:

S + O2 = SO2، 2H2 + O2 = 2H2O.

يمكن أن يظهر الأكسجين مع الفلور أيضًا حالة أكسدة إيجابية، أي أن يكون عامل اختزال. جميع اللافلزات الأخرى تظهر خصائص مختزلة. على سبيل المثال، لا يتحد الكلور بشكل مباشر مع الأكسجين، ولكن من الممكن الحصول على أكاسيده (Cl2O، ClO2، Cl2O2) بشكل غير مباشر، حيث يظهر الكلور حالة أكسدة موجبة. عند درجات الحرارة المرتفعة، يتحد النيتروجين مباشرة مع الأكسجين ويظهر خصائص مختزلة. يتفاعل الكبريت بسهولة أكبر مع الأكسجين.

2. تظهر العديد من اللافلزات خصائص مختزلة عند التفاعل مع المواد المعقدة:

ZnO + C = Zn + CO، S + 6HNO3 conc = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.

3. هناك أيضًا تفاعلات يكون فيها اللافلز عاملًا مؤكسدًا وعامل اختزال:

Cl2 + H2O = حمض الهيدروكلوريك + حمض الهيدروكلوريك.

4. الفلور هو أكثر اللافلزات شيوعًا، ولا يمتلك خصائص اختزالية، أي القدرة على منح الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية.

مركبات غير معدنية

يمكن أن تشكل اللافلزات مركبات ذات روابط جزيئية مختلفة.

أنواع المركبات غير المعدنية

ترد في الجدول الصيغ العامة لمركبات الهيدروجين حسب مجموعات الجدول الدوري للعناصر الكيميائية:

	مركبات الهيدروجين المتطايرة

مجموع الكالكوجينات.

في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة من الجدول الدوري للعناصر. I. يحتوي مندليف على العناصر: الأكسجين (O)، الكبريت (S)، السيلينيوم (Se)، (Te) و (Po). تُسمى هذه العناصر مجتمعة بالكالكوجينات، والتي تعني "تكوين الخام".

في المجموعة الفرعية من الكالكوجينات، من الأعلى إلى الأسفل، مع زيادة الشحنة الذرية، تتغير خصائص العناصر بشكل طبيعي: تنخفض خواصها غير المعدنية وتزداد خواصها المعدنية. لذلك - اللافلز النموذجي، والبولونيوم - معدن (مشع).

السيلينيوم الرمادي

إنتاج الخلايا الكهروضوئية ومقومات التيار الكهربائي

في تكنولوجيا أشباه الموصلات

الدور البيولوجي للكالكوجينات

يلعب الكبريت دورًا مهمًا في حياة النباتات والحيوانات والبشر. في الكائنات الحيوانية، يعد الكبريت جزءًا من جميع البروتينات تقريبًا، والبروتينات والبروتينات المحتوية على الكبريت، بالإضافة إلى فيتامين ب1 وهرمون الأنسولين. مع نقص الكبريت، يتباطأ نمو الصوف في الأغنام، ويلاحظ ضعف الريش في الطيور.

والنباتات التي تستهلك الكبريت أكثر من غيرها هي الملفوف والخس والسبانخ. كما أن قرون البازلاء والفاصوليا والفجل واللفت والبصل والفجل واليقطين والخيار غنية أيضًا بالكبريت. البنجر فقير أيضًا بالكبريت.

من حيث الخصائص الكيميائية، فإن السيلينيوم والتيلوريوم يشبهان إلى حد كبير الكبريت، ولكن من حيث الخصائص الفسيولوجية فهما خصمان له. هناك حاجة إلى كميات صغيرة جدًا من السيلينيوم من أجل الأداء الطبيعي للجسم. السيلينيوم له تأثير إيجابي على نظام القلب والأوعية الدموية، وخلايا الدم الحمراء، ويحسن خصائص المناعة في الجسم. زيادة كمية السيلينيوم تسبب المرض في الحيوانات، والذي يتجلى في الهزال والنعاس. يؤدي نقص السيلينيوم في الجسم إلى تعطيل عمل القلب والأعضاء التنفسية وتورم الجسم وقد يحدث ذلك. السيلينيوم له تأثير كبير على الحيوانات. على سبيل المثال، تحتوي الغزلان، التي تتمتع بحدة بصر عالية، على كمية من السيلينيوم في شبكية العين تزيد 100 مرة عن تلك الموجودة في أجزاء أخرى من الجسم. في عالم النبات، تحتوي جميع النباتات على الكثير من السيلينيوم. يتراكم النبات بكميات كبيرة منه بشكل خاص.

تمت دراسة الدور الفسيولوجي للتيلوريوم للنباتات والحيوانات والبشر بشكل أقل من السيلينيوم. ومن المعروف أن التيلوريوم أقل سمية مقارنة بالسيلينيوم وأن مركبات التيلوريوم الموجودة في الجسم تختزل بسرعة إلى التيلوريوم العنصري، والذي بدوره يتحد مع المواد العضوية.

الخصائص العامة لعناصر مجموعة النيتروجين الفرعية

المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة تشمل النيتروجين (N)، الفوسفور (P)، الزرنيخ (As)، الأنتيمون (Sb) و (Bi).

من الأعلى إلى الأسفل في المجموعة الفرعية من النيتروجين إلى البزموت، تنخفض الخواص غير المعدنية، بينما تزداد الخواص المعدنية ونصف قطر الذرات. النيتروجين والفوسفور والزرنيخ ليست معادن، ولكنها تنتمي إلى المعادن.

مجموعة فرعية من النيتروجين

الخصائص المقارنة	7 ن النيتروجين	15 ف الفوسفور	33 كما الزرنيخ	51 Sb الأنتيمون	83 ثنائي البزموت
الهيكل الإلكتروني					…4f145d106S26p3
حالة الأكسدة	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
الكهربائية- سلبية
التواجد في الطبيعة	في الحالة الحرة - في الغلاف الجوي (N2 -)، في الحالة المقيدة - في تكوين NaNO3 -؛ KNO3 - الملح الصخري الهندي	Ca3(PO4)2 - فوسفوريت، Ca5(PO4)3(OH) - هيدروكسيباتيت، Ca5(PO4)3F - فلوراباتيت
أشكال متآصلة في ظل الظروف العادية	النيتروجين (شكل واحد)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (هيدروكسيد الأمونيوم)؛ PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (هيدروكسيد الفوسفونيوم). الدور البيولوجي للنيتروجين والفوسفور يلعب النيتروجين دورًا مهمًا للغاية في حياة النبات، لأنه جزء من الأحماض الأمينية والبروتينات والكلوروفيل وفيتامينات ب والإنزيمات التي تنشط. ولذلك فإن نقص النيتروجين في التربة يؤثر سلباً على النباتات، وعلى رأسها محتوى الكلوروفيل في الأوراق، مما يؤدي إلى شحوبها. تستهلك من 50 إلى 250 كجم من النيتروجين لكل هكتار من مساحة التربة. يوجد معظم النيتروجين في الزهور والأوراق الصغيرة والفواكه. أهم مصدر للنيتروجين للنباتات هو النيتروجين - وهو بشكل رئيسي نترات الأمونيوم وكبريتات الأمونيوم. وتجدر الإشارة أيضًا إلى الدور الخاص للنيتروجين كأحد مكونات الهواء - وهو أهم عنصر في الطبيعة الحية. لا يوجد عنصر كيميائي واحد يلعب دورًا نشطًا ومتنوعًا في العمليات الحيوية للكائنات النباتية والحيوانية مثل الفوسفور. وهو أحد مكونات الأحماض النووية وهو جزء من بعض الإنزيمات والفيتامينات. في الحيوانات والبشر، يتركز ما يصل إلى 90% من الفسفور في العظام، وما يصل إلى 10% في العضلات، وحوالي 1% في الجهاز العصبي (على شكل مركبات غير عضوية وعضوية). يوجد في العضلات والكبد والدماغ والأعضاء الأخرى على شكل فوسفاتيدات واسترات الفوسفور. يشارك الفوسفور في تقلصات العضلات وفي بناء أنسجة العضلات والعظام. يحتاج الأشخاص المنخرطون في العمل العقلي إلى استهلاك كمية متزايدة من الفوسفور من أجل منع استنزاف الخلايا العصبية، التي تعمل تحت ضغط متزايد على وجه التحديد أثناء العمل العقلي. مع نقص الفوسفور ، يتناقص الأداء ، ويتطور العصاب ، ويشعر الجرمانيوم ثنائي التكافؤ والقصدير والرصاص GeO و SnO و PbO بالانزعاج بواسطة أكاسيد مذبذبة. الأكاسيد الأعلى من الكربون والسيليكون CO2 وSiO2 هي أكاسيد حمضية، والتي تتوافق مع الهيدروكسيدات التي تظهر خصائص حمضية ضعيفة - H2CO3 وحمض السيليك H2SiO3. أكاسيد مذبذبة - GeO2، SnO2، PbO2 - تتوافق مع هيدروكسيدات مذبذبة، وعند الانتقال من هيدروكسيد الجرمانيوم Ge(OH)4 إلى هيدروكسيد الرصاص Pb(OH)4، تضعف الخواص الحمضية وتتعزز الخواص الأساسية. الدور البيولوجي للكربون والسيليكون مركبات الكربون هي أساس الكائنات النباتية والحيوانية (45% من الكربون يوجد في النباتات و26% في الكائنات الحيوانية). يُظهر أول أكسيد الكربون (II) وأول أكسيد الكربون (IV) خصائص بيولوجية مميزة. أول أكسيد الكربون (II) هو غاز سام للغاية لأنه يرتبط بقوة بالهيموجلوبين في الدم ويحرم الهيموجلوبين من القدرة على حمل الأكسجين من الرئتين إلى الشعيرات الدموية. عند استنشاقه، يمكن أن يسبب ثاني أكسيد الكربون التسمم، وربما حتى الموت. أول أكسيد الكربون (IV) مهم بشكل خاص للنباتات. في الخلايا النباتية (خاصة في الأوراق)، في وجود الكلوروفيل وعمل الطاقة الشمسية، يتم إنتاج الجلوكوز من ثاني أكسيد الكربون والماء مع إطلاق الأكسجين. نتيجة لعملية التمثيل الضوئي، تربط النباتات سنويًا 150 مليار طن من الكربون و25 مليار طن من الهيدروجين، وتطلق ما يصل إلى 400 مليار طن من الأكسجين في الغلاف الجوي. لقد وجد العلماء أن النباتات تتلقى حوالي 25% من ثاني أكسيد الكربون من خلال نظام الجذر من الكربونات المذابة في التربة. تستخدم النباتات السيليكون لبناء الأنسجة التكاملية. السيليكون الموجود في النباتات، والذي يتغلغل في جدران الخلايا، يجعلها أكثر صلابة وأكثر مقاومة للأضرار التي تسببها الحشرات، ويحميها من العدوى الفطرية. يوجد السيليكون في جميع أنسجة الحيوانات والبشر تقريبًا، وغني به بشكل خاص الكبد والغضاريف. في مرضى السل، يكون السيليكون في العظام والأسنان والغضاريف أقل بكثير من الأشخاص الأصحاء. في أمراض مثل البوتكين، هناك انخفاض في محتوى السيليكون في الدم، وفي حالات تلف القولون، على العكس من ذلك، زيادة محتواه في الدم.

التفاعل مع المعادن:
2Na + S = Na2S
- التفاعل مع الهيدروجين (تتكون مركبات الهيدروجين المتطايرة):
H2 + Cl2 = 2HCl
- أي مادة غير معدنية تعمل كعامل مؤكسد في التفاعلات مع تلك المعادن التي لها قيمة أقل في السالبية الكهربية:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3
- التفاعل مع المواد المعقدة:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

الخصائص التصالحية

التفاعل مع الأكسجين (استثناء – الفلور):
4ف + 5س2 = 2ف2س5
- التفاعل مع المواد المؤكسدة المعقدة:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2؟ + 2 ح 2 س.
عند التفاعل مع اللافلزات، يتم تقليل حمض الكبريتيك المركز إلى SO 2.

رد فعل عدم التناسب

سمة من اللافلزات النشطة. يحدث في بيئة قلوية:
3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O.

الخصائص العامة.من بين جميع العناصر المعروفة حاليًا، ينتمي حوالي 80% منها إلى المعادن: عناصر s من المجموعتين الأولى والثانية، وجميع العناصر d وf وعدد من العناصر p من المجموعات الفرعية الرئيسية للنظام الدوري. توجد المعادن الأكثر شيوعًا في بداية الفترات (ما عدا الفترة الأولى). السمة الرئيسية للعناصر المعدنية هي وجود عدد قليل من الإلكترونات في مستويات الطاقة الخارجية (1،2،3).

توجد المعادن في الطبيعة في شكل حر وفي شكل مركبات. توجد في شكلها الحر معادن أقل نشاطًا كيميائيًا يصعب أكسدتها بالأكسجين: البلاتين والذهب والفضة والزئبق والنحاس وغيرها. جميع المعادن، باستثناء الزئبق، في الظروف العادية هي مواد صلبة ذات بريق مميز. التي توصل التيار الكهربائي والحرارة بشكل جيد. يمكن تشكيل معظم المعادن وسحبها ولفها. بناءً على اللون، يتم تقسيم جميع المعادن تقليديًا إلى مجموعتين: الحديدية وغير الحديدية. بناءً على كثافتها، يتم تمييز المعادن الخفيفة (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). ومن أمثلة المعادن الخفيفة البوتاسيوم والصوديوم والكالسيوم والألمنيوم وما إلى ذلك. وتشمل المعادن الثقيلة الأوسيميوم والقصدير والرصاص والنيكل والزئبق والذهب والبلاتين وما إلى ذلك. تختلف درجة انصهار المعادن أيضًا: من -38.9 درجة مئوية (الزئبق) إلى 3380 درجة مئوية (التنغستن). يمكن أن تختلف المعادن أيضًا في الصلابة: أنعم المعادن هي الصوديوم والبوتاسيوم (مقطع بسكين)، والأصعب هو النيكل والتنغستن والكروم (الأخير يقطع الزجاج). تقوم المعادن المختلفة بتوصيل الحرارة والكهرباء بشكل مختلف: أفضل موصل للكهرباء هو الفضة، وأسوأها هو الزئبق.

في الحالة المنصهرة، يمكن توزيع المعادن فيما بينها لتكوين السبائك. يمكن خلط معظم المعادن المنصهرة مع بعضها البعض بكميات غير محدودة. عندما يتم خلط المعادن المنصهرة، إما أن يذوب معدن واحد في معدن آخر، أو تدخل المعادن في تركيبة كيميائية. في أغلب الأحيان، تكون السبائك عبارة عن خليط من معادن حرة مع مركباتها الكيميائية. يمكن أن تشمل السبائك أيضًا غير المعادن (الحديد الزهر عبارة عن سبيكة من الحديد والكربون). تختلف خصائص المعادن بشكل كبير عن خصائص العناصر المكونة لها.

من المعروف أن المعادن تحتوي على 1-3 إلكترونات تكافؤ عند مستوى الطاقة الخارجي (EEL). لذلك، فإنها تتخلى بسهولة نسبيًا عن إلكتروناتها إلى اللافلزات، التي تحتوي على 5-7 إلكترونات في توربينات الرياح. وبالتالي، تتفاعل المعادن مباشرة مع الهالوجينات. يتفاعل معظم الأشخاص بشكل جيد مع الأكسجين (باستثناء الذهب والبلاتين والفضة)، ويشكلون الأكاسيد والبيروكسيدات؛ تتفاعل مع الكبريت لتكوين الكبريتيدات. تتفاعل الفلزات القلوية الترابية بسهولة مع الماء لتكوين قلويات قابلة للذوبان فيه. تتفاعل المعادن متوسطة النشاط مع الماء فقط عند تسخينها. المعادن منخفضة النشاط لا تتفاعل مع الماء على الإطلاق. تذوب معظم المعادن في الأحماض. ومع ذلك، فإن التفاعل الكيميائي للمعادن المختلفة يختلف. ويتحدد من خلال سهولة تخلي ذرات المعدن عن إلكترونات التكافؤ.

أعداد الكم الإلكترون

رقم الكم ن – الشيء الرئيسي . إنه يحدد طاقة الإلكترون في ذرة الهيدروجين وأنظمة الإلكترون الواحد (He +، Li 2+، إلخ). في هذه الحالة، طاقة الإلكترون

رقم الكم المدارييحدد شكل المدارات ويأخذ القيم من 0 إلى ن– 1. باستثناء الرقمية للديه تسميات الرسالة

ل	=						…
ل	=	س	ص	د	F	ز	…

إلكترونات لها نفس القيمة لتشكيل مستوى فرعي.

رقم الكم ليحدد تكميم الزخم الزاوي المداري للإلكترون في مجال كولوم المتماثل كرويًا للنواة.

رقم الكم م ل مُسَمًّى مغناطيسي . يحدد الموقع المكاني للمدار الذري ويأخذ القيم الصحيحة من - لإلى + لإلى الصفر، أي 2 ل+ 1 القيم. يتميز موقع المداري بقيمة إسقاط متجه الزخم الزاوي المداري مزإلى أي محور إحداثي (عادةً ض):

الجدول 2.1. عدد المدارات عند مستويات الطاقة الفرعية.

المدارات من نفس المستوى الفرعي ( ل= const) لهما نفس الطاقة. هذا الشرط يسمى تتدهور في الطاقة. لذا ص-المداري - ثلاث مرات، د- خمس مرات، و F- منحط سبعة أضعاف.

الأسطح الحدودية س-, ص-, د-, F- تظهر المدارات في الشكل. 2.1.

المداراتمتناظرة كرويا لأي نوتختلف عن بعضها البعض فقط في حجم الكرة. يرجع شكلها المتماثل إلى أقصى حد إلى حقيقة أنه عندما ل= 0 و μ ل = 0.

المدارات فموجودة عندما ن≥ 2 و ل= 1، وبالتالي هناك ثلاثة خيارات ممكنة للتوجيه في الفضاء: م ل= -1، 0، +1. تحتوي جميع المدارات p على مستوى عقدي يقسم المدار إلى منطقتين، وبالتالي فإن الأسطح الحدودية لها شكل الدمبل الموجه في الفضاء بزاوية 90 درجة بالنسبة لبعضها البعض. محاور التماثل بالنسبة لهم هي محاور الإحداثيات، والتي تم تحديدها ص س, السنة التحضيرية, ص ض.

د-المداراتيحددها عدد الكم ل = 2 (ن≥ 3)، حيث م ل= –2، –1، 0، +1، +2، أي أنها تتميز بخمسة خيارات للتوجيه في الفضاء. د-يتم تحديد المدارات الموجهة بواسطة الشفرات على طول محاور الإحداثيات د ض² و د س ²– ذ²، والشفرات موجهة على طول منصفات زوايا الإحداثيات - com.dxy, د ذ, com.dxz.

سبعة F-المدارات، مُتَجَانِس ل = 3 (ن≥ 4)، تم تصويرها على شكل أسطح حدودية موضحة في الشكل. 2.1.

عدد الكمية ن, لو م للا تصف بشكل كامل حالة الإلكترون في الذرة. لقد ثبت تجريبيًا أن الإلكترون له خاصية أخرى - الدوران. بطريقة مبسطة، يمكن تمثيل الدوران على أنه دوران الإلكترون حول محوره. تدور عدد الكم ق له معنيان فقط آنسة= ±1/2، يمثل إسقاطين للزخم الزاوي للإلكترون على المحور المحدد. الإلكترونات مختلفة آنسةيشار إليها بواسطة الأسهم التي تشير إلى الأعلى والأسفل.

في الذرات متعددة الإلكترونات، كما هو الحال في ذرة الهيدروجين، يتم تحديد حالة الإلكترون من خلال قيم نفس أرقام الكم الأربعة، ولكن في هذه الحالة لا يكون الإلكترون موجودا فقط في مجال النواة، ولكن أيضا في المجال من الإلكترونات الأخرى. لذلك، فإن الطاقة في الذرات متعددة الإلكترونات لا تتحدد فقط من خلال العدد الرئيسي، ولكن أيضًا من خلال عدد الكم المداري، أو بالأحرى من خلال مجموعها: تزداد طاقة المدارات الذرية مع زيادة المجموع ن + ل; إذا كان المبلغ هو نفسه، يتم ملء المستوى الأصغر أولاً نوكبيرة ل. تزداد طاقة المدارات الذرية تبعا للسلسلة

1س < 2س < 2ص < 3س < 3ص < 4س ≈ 3د < 4ص < 5س ≈ 4د < 5ص < 6س ≈ 4F ≈ 5د < 6ص < 7س ≈ 5F ≈ 6د < 7ص.

إذن، أربعة أرقام كمومية تصف حالة الإلكترون في الذرة وتميز طاقة الإلكترون، ودورانه، وشكل السحابة الإلكترونية واتجاهه في الفضاء. عندما تنتقل الذرة من حالة إلى أخرى، تحدث إعادة هيكلة للسحابة الإلكترونية، أي تتغير قيم الأعداد الكمومية، وهو ما يصاحبه امتصاص أو انبعاث كمات الطاقة من قبل الذرة.

الصياغة الحديثة للقانون الدوري هذا هو:
"إن خصائص العناصر الكيميائية (أي خصائص وشكل المركبات التي تشكلها) تعتمد بشكل دوري على شحنة نواة ذرات العناصر الكيميائية."

جدول مندلييف

يتكون الجدول الدوري لمندليف من 8 مجموعات و7 فترات.

تسمى الأعمدة الرأسية للجدول مجموعات . العناصر الموجودة في كل مجموعة لها خصائص كيميائية وفيزيائية مماثلة. ويفسر ذلك حقيقة أن عناصر المجموعة نفسها لها تكوينات إلكترونية متشابهة للطبقة الخارجية، وعدد الإلكترونات الموجودة عليها يساوي رقم المجموعة. في هذه الحالة، يتم تقسيم المجموعة إلى المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية.

في المجموعات الفرعية الرئيسيةيتضمن العناصر التي توجد إلكتروناتها التكافؤ في المستويات الفرعية الخارجية ns و np. في المجموعات الفرعية الجانبيةيتضمن العناصر التي توجد إلكتروناتها التكافؤ على المستوى الفرعي ns الخارجي والمستوى الفرعي الداخلي (n - 1) d (أو (n - 2) المستوى الفرعي f).

جميع العناصر في الجدول الدوري ، اعتمادًا على المستوى الفرعي (s- أو p- أو d- أو f-) يتم تصنيف إلكترونات التكافؤ إلى: عناصر s (عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية)، وعناصر p (عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية III - المجموعات السابعة)، عناصر د (عناصر المجموعات الفرعية الجانبية)، عناصر ف (اللانثانيدات، الأكتينيدات).

أعلى تكافؤ لعنصر ما (باستثناء O وF وعناصر المجموعة الفرعية النحاسية والمجموعة الثامنة) يساوي عدد المجموعة التي يوجد فيها.

بالنسبة لعناصر المجموعتين الفرعيتين الرئيسية والثانوية، فإن صيغ الأكاسيد الأعلى (وهيدراتها) هي نفسها. في المجموعات الفرعية الرئيسية، يكون تركيب مركبات الهيدروجين هو نفسه بالنسبة للعناصر الموجودة في هذه المجموعة. تشكل الهيدريدات الصلبة عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات الأولى - الثالثة، والمجموعات الرابعة - السابعة تشكل مركبات الهيدروجين الغازية. مركبات الهيدروجين من النوع EN 4 هي مركبات أكثر حيادية، EN 3 عبارة عن قواعد، H 2 E و NE عبارة عن أحماض.

تسمى الصفوف الأفقية للجدول فترات . تختلف العناصر الموجودة في الدورات عن بعضها البعض، لكن القاسم المشترك بينها هو أن الإلكترونات الأخيرة تكون على نفس مستوى الطاقة ( عدد الكم الرئيسين- نفس الشيء ).

تختلف الفترة الأولى عن غيرها في وجود عنصرين فقط: الهيدروجين H والهيليوم He.

في الفترة الثانية هناك 8 عناصر (لي - ني). يبدأ دور الليثيوم Li، وهو فلز قلوي، ويغلقه الغاز النبيل النيون Ne.

وفي الدورة الثالثة، كما في الثانية، هناك 8 عناصر (Na - Ar). تبدأ الدورة بمعدن الصوديوم القلوي Na، ويغلقه الغاز النبيل الأرجون Ar.

تحتوي الفترة الرابعة على 18 عنصرًا (K - Kr) - وقد وصفها مندليف بأنها الفترة الكبيرة الأولى. ويبدأ أيضًا بالفلز القلوي البوتاسيوم وينتهي بالغاز الخامل الكريبتون Kr. يتضمن تكوين الفترات الكبيرة عناصر انتقالية (Sc - Zn) - د-عناصر.

وفي الدورة الخامسة مثل الرابعة يوجد 18 عنصر (Rb - Xe) وبنيتها تشبه الرابعة. ويبدأ أيضًا بالروبيديوم القلوي Rb، وينتهي بالغاز الخامل زينون Xe. يتضمن تكوين الفترات الكبيرة العناصر الانتقالية (Y - Cd) - د-عناصر.

الفترة السادسة تتكون من 32 عنصر (Cs - Rn). باستثناء 10 د- العناصر (La, Hf - Hg) وتحتوي على صف مكون من 14 F-عناصر (اللانثانيدات) - Ce - Lu

الفترة السابعة لم تنته بعد. يبدأ بـ Franc Fr، ويمكن الافتراض أنه سيحتوي، مثل الفترة السادسة، على 32 عنصرًا. لكن تم العثور على 24 عنصرًا فقط حتى الآن (حتى العنصر الذي له Z = 110). وهذا يشمل 14 F- العناصر التي تنتمي إلى الأكتينيدات.

القانون الدوري

أعطى مندليف الصيغة التالية للقانون الدوري: “إن خصائص الأجسام البسيطة، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر، وبالتالي خصائص الأجسام البسيطة والمعقدة التي تشكلها، تعتمد بشكل دوري على وزنها الذري. "
هناك أربعة أنماط دورية رئيسية:

القاعدة الثمانيينص على أن جميع العناصر تميل إلى اكتساب أو فقدان إلكترون لكي تحصل على التركيبة الثمانية للإلكترونات لأقرب غاز نبيل. لأن وبما أن المدارات الخارجية s وp للغازات النبيلة مملوءة بالكامل، فهي العناصر الأكثر استقرارًا.
طاقة التأينهي كمية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون من الذرة. وفقا لقاعدة الثمانيات، عند التحرك عبر الجدول الدوري من اليسار إلى اليمين، هناك حاجة إلى المزيد من الطاقة لإزالة الإلكترون. ولذلك، فإن العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول تميل إلى فقدان إلكترون، والعناصر الموجودة على الجانب الأيمن تميل إلى اكتساب إلكترون واحد. تتمتع الغازات الخاملة بأعلى طاقة تأين. تنخفض طاقة التأين كلما تحركت إلى أسفل المجموعة، لأن تمتلك الإلكترونات عند مستويات الطاقة المنخفضة القدرة على صد الإلكترونات عند مستويات الطاقة الأعلى. وتسمى هذه الظاهرة تأثير التدريع. ونتيجة لهذا التأثير، تكون الإلكترونات الخارجية أقل ارتباطًا بالنواة. وبالتحرك على طول الفترة، تزداد طاقة التأين بسلاسة من اليسار إلى اليمين.

الإلكترون تقارب– التغير في الطاقة عندما تكتسب ذرة المادة في الحالة الغازية إلكترونًا إضافيًا. عندما يتحرك الشخص إلى أسفل المجموعة، يصبح تقارب الإلكترون أقل سلبية بسبب تأثير الفحص.

نصف القطر الذري.يعتبر نصف قطر الذرة الحرة هو موضع الحد الأقصى الرئيسي لكثافة أغلفة الإلكترون الخارجية. هذا هو ما يسمى نصف القطر المداري . عند دراسة بنية الجزيئات والبلورات، يمكن اعتبار الذرات والأيونات ذات نصف قطر فعال معين، اعتمادًا على نوع الرابطة الكيميائية. إذا نظرنا فقط إلى القيم النسبية لنصف القطر الذري، فمن السهل اكتشاف دورية اعتمادها على رقم العنصر.

في فتراتنصف القطر الذري المداري مع زيادة الشحنة النووية زبشكل عام، تنخفض بشكل رتيب بسبب زيادة درجة تفاعل الإلكترونات الخارجية مع النواة.

في مجموعات فرعيةيزداد نصف القطر بشكل رئيسي بسبب زيادة عدد الأغلفة الإلكترونية.

ش س- و ص- العناصر، يكون التغير في نصف القطر في الفترات وفي المجموعات الفرعية أكثر وضوحًا منه في د- و F-العناصر، لأن د- و F- الإلكترونات داخلية . تقليل نصف القطر د- وتسمى عناصر f في الفترات د- و F-ضغط. عاقبة F-الضغط هو نصف القطر الذري لنظائرها الإلكترونية د-عناصر الفترتين الخامسة والسادسة متطابقة تقريبًا

طاقة التأينذرة أناهي كمية الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون من ذرة أو أيون غير مثار.

طاقة التأين أنايتم التعبير عنها بـ kJ∙mol –1 أو eV∙atom –1. معنى أنابالإلكترون فولت يساوي عدديا جهد التأين المعبر عنه بالفولت ه = ه - · أنا.

ه + – ه – = ه + , Δ ح = أنا 1 - إمكانية التأين الأولى؛ ه – ه – = ه 2+ , Δ ح = أنا 2 - احتمال التأين الثاني، الخ. أنا 1 < أنا 2 < أنا 3 < أنا 4 ...

تحدد طاقة التأين طبيعة وقوة الروابط الكيميائية وخصائص الاختزال للعناصر.

طاقة الألفة الإلكترونية.ومن الخصائص المهمة الأخرى للذرة في الكيمياء طاقة تقارب الإلكترون- الطاقة المنطلقة عندما يرتبط الإلكترون بذرة متعادلة. كلما زاد الألفة الإلكترونية للعنصر، كلما كان العامل المؤكسد أقوى. التحديد التجريبي لطاقة تقارب الإلكترون هأصعب بكثير من تحديد طاقة التأين. كميات ه(بالإلكترونيات) لبعض الذرات مذكورة أدناه:

يرجع أيضًا التغير غير الرتيب في تقارب الإلكترون في فترة ما إلى الاستقرار المقارن للأغلفة الفرعية الكاملة ونصف المملوءة. أقوى العوامل المؤكسدة الأولية هو الفلور (كما أنه يحتوي على أصغر نصف قطر ذري لجميع عناصر المجموعة السابعة).

لاحظ أنه، على عكس التأين، يتم إعاقة إضافة إلكترونين أو أكثر بقوة، ولا توجد أيونات سالبة أحادية الذرة مشحونة بشكل مضاعف في حالة حرة.

ليس لديهم القدرة المؤكسدة حيادي ذرات ذات تكوينات مستقرة س 2 و س 2 ص 6 والعناصر الانتقالية. بالنسبة للعناصر المتبقية في الجدول الدوري، فإن قدرة الأكسدة للذرات المحايدة تزداد من اليسار إلى اليمين ومن الأسفل إلى الأعلى.

في الفترات، تزداد السالبية الكهربية، وفي المجموعات تتناقص مع الزيادة زأي أنه يزيد من Cs إلى F على طول قطري الجدول الدوري. يحدد هذا الظرف إلى حد ما التشابه القطري للعناصر.

في المجموعتين الفرعيتين الرئيسية والثانوية، تتغير خصائص العناصر بشكل غير رتيب، وذلك بسبب ما يسمى الدورية الثانوية المرتبطة بالتأثير د- و F- الطبقات الإلكترونية.

من تحليل دورية المعلمات الهندسية ومعامل الطاقة للذرات، يترتب على ذلك أنه يمكن استخدام القانون الدوري لتحديد الثوابت الفيزيائية والكيميائية، والتنبؤ بالتغيرات في نصف القطر، وطاقات التأين والتقارب الإلكتروني، وبالتالي، الحمض والقاعدة والأكسدة. خصائص مركباتها.

الرابطة التساهمية- النوع الأكثر عمومية من الروابط الكيميائية التي تنشأ بسبب التنشئة الاجتماعية لزوج من الإلكترونات آلية التبادل، عندما تزود كل ذرة من الذرات المتفاعلة بإلكترون واحد، أو آلية المانح والمتلقي، إذا تم نقل زوج الإلكترون للاستخدام المشترك من ذرة واحدة (المانحة) إلى ذرة أخرى (المتقبل) (الشكل 3.2).

لوحظ مثال كلاسيكي على الرابطة التساهمية غير القطبية (فرق السالبية الكهربية صفر) في الجزيئات متجانسة النواة: H – H، F – F. تقع طاقة الرابطة ثنائية الإلكترون في حدود 200–2000 كيلوجول∙مول –1.

عندما تتشكل رابطة تساهمية غير متجانسة، ينتقل زوج من الإلكترونات إلى ذرة أكثر سالبية كهربية، مما يجعل الرابطة قطبية. يتم حساب أيونية الرابطة القطبية كنسبة مئوية بواسطة العلاقة التجريبية 16(χ A – χ B) + 3.5(χ A – χ B) 2، حيث χ A و χ B هما السالبية الكهربية للذرات A و B من جزيء AB. يستثني الاستقطابالرابطة التساهمية لها الخاصية التشبع– قدرة الذرة على تكوين العديد من الروابط التساهمية بقدر ما لديها من مدارات ذرية يمكن الوصول إليها بقوة. حول الخاصية الثالثة للرابطة التساهمية - ركز- سيتم مناقشتها أدناه (انظر طريقة روابط التكافؤ).

الرابطة الأيونية- حالة خاصة من التساهمية، عندما ينتمي زوج الإلكترون الناتج بالكامل إلى ذرة أكثر سالبية كهربية، والتي تصبح أنيونًا. أساس تحديد هذه الرابطة كنوع منفصل هو حقيقة أن المركبات التي لها مثل هذه الرابطة يمكن وصفها بالتقريب الكهروستاتيكي، مع الأخذ في الاعتبار أن الرابطة الأيونية ناتجة عن تجاذب الأيونات الموجبة والسالبة. تفاعل الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لا يعتمد على الاتجاه، ولا تمتلك قوى كولوم خاصية التشبع. ولذلك، فإن كل أيون في المركب الأيوني يجذب هذا العدد من الأيونات ذات الإشارة المعاكسة بحيث يتم تشكيل شبكة بلورية من النوع الأيوني. لا توجد جزيئات في البلورة الأيونية. كل أيون محاط بعدد معين من الأيونات ذات إشارة مختلفة (الرقم التنسيقي للأيون). يمكن أن توجد أزواج الأيونات في الحالة الغازية على شكل جزيئات قطبية. في الحالة الغازية، يمتلك NaCl عزم ثنائي القطب ~3∙10 –29 C∙m، وهو ما يتوافق مع إزاحة 0.8 شحنة إلكترون لكل رابطة طولها 0.236 نانومتر من Na إلى Cl، أي Na 0.8+ Cl 0.8–.

اتصال معدنيينشأ نتيجة إلغاء التموضع الجزئي لإلكترونات التكافؤ، التي تتحرك بحرية تامة في الشبكة المعدنية، وتتفاعل كهروستاتيكيًا مع الأيونات الموجبة الشحنة. قوى الربط ليست موضعية أو موجهة، والإلكترونات غير المتوضعة تسبب موصلية حرارية وكهربائية عالية.

رابطة الهيدروجين. يرجع تكوينها إلى حقيقة أنه نتيجة للإزاحة القوية لزوج الإلكترون نحو ذرة سالبية كهربية، يمكن لذرة الهيدروجين، التي لها شحنة موجبة فعالة، أن تتفاعل مع ذرة أخرى سالبية كهربية (F، O، N، أقل في كثير من الأحيان Cl، Br، S). طاقة هذا التفاعل الكهروستاتيكي هي 20–100 كيلو جول∙مول –1. يمكن أن تكون روابط الهيدروجين داخل- و بين الجزيئات . يتم تكوين رابطة هيدروجينية داخل الجزيئات، على سبيل المثال، في الأسيتيل أسيتون وتكون مصحوبة بإغلاق حلقة (الشكل 3.3).

تتضاءل جزيئات حمض الكربوكسيل في المذيبات غير القطبية بسبب روابط هيدروجينية بين الجزيئات (الشكل 3.4).

تلعب الرابطة الهيدروجينية دورًا مهمًا للغاية في الجزيئات البيولوجية الكبيرة، مثل المركبات غير العضوية مثل H2O، H2F2، NH3. بسبب الروابط الهيدروجينية، يتميز الماء بدرجات حرارة انصهار وغليان عالية مقارنة بـ H2E (E = S, Se, Te). إذا لم تكن هناك روابط هيدروجينية، فإن الماء سيذوب عند -100 درجة مئوية ويغلي عند -80 درجة مئوية.

رابطة فان دير فالس (بين الجزيئات).– النوع الأكثر عالمية من الروابط بين الجزيئات، بسبب القوات تشتت(ثنائي القطب المستحث - ثنائي القطب المستحث)، تعريفيالتفاعل (ثنائي القطب الدائم – ثنائي القطب المستحث) و اتجاهيالتفاعل (ثنائي القطب الدائم – ثنائي القطب الدائم). طاقة رابطة فان دير فالس أقل من رابطة الهيدروجين وتبلغ 2–20 كيلو جول∙مول –1.

الرابطة التساهمية

ويتم ذلك بسبب زوج الإلكترون الذي ينتمي إلى كلتا الذرتين. هناك آليات تبادل والجهات المانحة والمتقبلة لتشكيل الروابط التساهمية.

1) آلية الصرف. تساهم كل ذرة بإلكترون واحد غير متزاوج إلى زوج إلكترون مشترك:

2) آلية المانحين والمتقبلين. توفر إحدى الذرات (المانحة) زوجًا من الإلكترونات، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبلة) مدارًا فارغًا لذلك الزوج؛

يمكن لذرتين مشاركة عدة أزواج من الإلكترونات. في هذه الحالة يتحدثون عنها مضاعفاتروابط:

إذا كانت كثافة الإلكترون موجودة بشكل متماثل بين الذرات، تسمى الرابطة التساهمية الغير قطبي.

إذا انتقلت كثافة الإلكترون نحو إحدى الذرات، تسمى الرابطة التساهمية القطبية.

كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للذرات، زادت قطبية الرابطة.

تعريف

اللافلزات– العناصر الكيميائية التي تستقبل ذراتها الإلكترونات لإكمال مستوى الطاقة الخارجي، وبالتالي تكوين أيونات سالبة الشحنة. التكوين الإلكتروني لإلكترونات التكافؤ من اللافلزات بشكل عام هو - نانوثانية 2 n.p. 1−5 الاستثناءات هي الهيدروجين (1s 1) والهيليوم (1s 2)، والتي تعتبر أيضًا من غير المعادن.

عادةً ما تحتوي اللافلزات على نطاق واسع من حالات الأكسدة في مركباتها. يحدد العدد الأكبر من الإلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية مقارنة بالمعادن قدرتها الأكبر على ربط الإلكترونات وإظهار نشاط مؤكسد عالي.

العثور على اللافلزات في الطبيعة

توجد اللافلزات في القشرة الأرضية (معظمها من الأكسجين والسيليكون - 76% من كتلة القشرة الأرضية، وكذلك كما، Se، I، Te، ولكن بكميات صغيرة جدًا)، وفي الهواء (النيتروجين والأكسجين ) ، في المادة النباتية (98.5٪ - الكربون والهيدروجين والأكسجين والكبريت والفوسفور والنيتروجين)، وكذلك أساس الكتلة البشرية (97.6٪ - - الكربون والهيدروجين والأكسجين والكبريت والفوسفور والنيتروجين). الهيدروجين والهيليوم جزء من الأجسام الفضائية، بما في ذلك الشمس. في معظم الأحيان، توجد اللافلزات في الطبيعة في شكل مركبات.

الخصائص الفيزيائية لغير المعادن

الفلور والكلور والأكسجين والنيتروجين والهيدروجين والغازات الخاملة هي مواد غازية، واليود والأستاتين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والفوسفور والزرنيخ والكربون والسيليكون والبورون هي مواد صلبة؛ البروم سائل.

موقع العناصر غير المعدنية في الجدول الدوري D.I. مندليف

إذا قمت في الجدول الدوري برسم قطري من البريليوم إلى الأستاتين عقليًا، فستكون هناك عناصر غير معدنية في الزاوية اليمنى العليا من الجدول. من بين اللافلزات يوجد عنصر s - الهيدروجين. ف-عناصر البورون. الكربون والسيليكون. النيتروجين والفوسفور والزرنيخ والأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والهالوجينات والأستاتين. عناصر المجموعة الثامنة هي غازات خاملة (نبيلة) لها مستوى طاقة خارجي مكتمل تمامًا ولا يمكن تصنيفها على أنها معادن أو غير معادن.

تحتوي اللافلزات على ارتباطات إلكترونية عالية، وسالبية كهربية، وإمكانات الأكسدة والاختزال.

الحصول على غير المعادن

أدى تنوع اللافلزات إلى ظهور طرق متنوعة لإنتاجها، لذلك يتم الحصول على الهيدروجين عن طريق الطرق المخبرية، على سبيل المثال، عن طريق تفاعل المعادن مع الأحماض (1)، وعن طريق الطرق الصناعية، على سبيل المثال، عن طريق تحويل الميثان (2).

Zn +2HCl = ZnCl2 + H2

CH4 + H2O = CO + 3H2 (درجة الحرارة 900 مئوية)

يتم إنتاج الهالوجينات بشكل رئيسي عن طريق أكسدة أحماض الهيدروهاليك:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 +14HCl= 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O

2KMnO 4 +16HCl = 2 MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O+ 2KCl

لإنتاج الأكسجين تستخدم تفاعلات التحلل الحراري للمواد المعقدة:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4 K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2

يتم الحصول على الكبريت عن طريق الأكسدة غير الكاملة لكبريتيد الهيدروجين (1) أو عن طريق تفاعل واكينرودر (2):

ح 2 ق + يا 2 = 2 ق + 2 ح 2 يا (1)

2H2S + SO2 =3S↓ +2H2O (2)

للحصول على النيتروجين، استخدم تفاعل تحلل نتريت الأمونيوم:

NaNO 2 + NH 4 Cl = N 2 + NaCl + 2H 2 O

الطريقة الرئيسية للحصول على الفوسفور هي من فوسفات الكالسيوم:

Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 +5CO +2P

الخواص الكيميائية للمواد غير المعدنية

الخصائص الكيميائية الأساسية لللافلزات (المشتركة بين الجميع) هي:

- التفاعل مع المعادن

2Na + Cl 2 = 2NaCl

6لي + ن 2 = 2لي 3 ن

2Ca + O2 = 2CaO

- التفاعل مع اللافلزات الأخرى

3ح2 + ن2 = 2نه3

ح2 + ر2 = 2HBr

4ف + 5س2 = 2ف2س5

2F 2 + يا 2 = 2O 2

ق + 3ف 2 = سادس 6،

C + 2Cl 2 = CCl 4

كل مادة غير معدنية لها خصائص كيميائية محددة مميزة لها فقط، والتي يتم أخذها في الاعتبار بالتفصيل عند دراسة كل مادة غير معدنية على حدة.

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

يمارس	تنفيذ سلسلة من التحولات S → H 2 S → SO 2 → SO 3 → H 2 SO 4
حل	ق + ح 2 = ح 2 ق 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O 2SO2 + O2 = 2SO3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4