Вещества, проявяващи свойствата на метали и неметали. Неметали
Неметални окислители.
При реакции с метали неметалите се проявяват като окислители .
А. Халогените взаимодействат особено активно с металите. В резултат на съединенията се образуват соли - халогениди.
Например , когато алуминият реагира с йод, се образува алуминиев йодид АлИ3 :
2 Ал0 +3 аз20 −→− з2 О2 Ал+3 аз3−1 .
Желязото реагира енергично с хлора, за да образува железен хлорид ( III) FeCl3 :
2 Fe0 +3 кл20 −→− Tо2 Fe+3 кл3−1 .
Реакцията на свързване на алуминий със сяра започва след нагряване на сместа от вещества. Продуктът от реакцията е алуминиев сулфидAlS32 :
2 Ал0 +3 С0 −→− TоАл2+3 С3−2 .
Химическото взаимодействие между натрий и сяра се осъществява чрез просто механично смесване. В резултат на това се образува натриев сулфидNaS2 :
2 Na0 + С0 → Na2+1 С−2 .
н20 + 3 з20 ⇄ Tо, стр2 н− 3 з3 + 1 .
з20 + кл20 −→− Tо2 з+ 1 кл− 1 .
Неметални редуктори.
Кислородът има висока електроотрицателност, така че в реакции с други неметали той е окислител, а други неметали сареставратори.
В резултат на свързването на кислорода с други неметали се образуват оксиди.
Например , сярата изгаря в кислород, за да образува серен диоксид или серен оксид ( IV) ТАКА2 :
С0 + О20 → С+4 О2−2 .
Фосфорът гори енергично в кислород с ярък пламък. По време на реакцията се образуват бели облаци от фосфорен оксид ( V) П.О.52 :
4 П0 +5 О20 →2 П2+5 О5−2 .
В същото време взаимодействието на кислорода с химически ниско активен азот протича бавно и започва само при много високи температури. Продуктът на реакцията е газ азотен оксид( II) НЕ:
н20 + О20 −→− Tо2 н+2 О−2 .
Неметалите като редуциращи агенти
1. Всички неметали (с изключение на флуор) проявяват редуциращи свойства при взаимодействие с кислород:
S+O 2 =ТАКА 2 , 2H 2 +О 2 = 2H 2 ОТНОСНО.
Кислородът в комбинация с флуор може също да прояви положително състояние на окисление, т.е. да бъде редуциращ агент. Всички други неметали проявяват редуциращи свойства. Например, хлорът не се свързва директно с кислорода, но неговите оксиди могат да бъдат получени индиректно (Cl 2 О, ClO 2 , Кл 2 О 2 ), в който хлорът проявява положително състояние на окисление. При високи температури азотът директно се свързва с кислорода и проявява редуциращи свойства. Сярата реагира още по-лесно с кислорода.
2. Много неметали проявяват редуциращи свойства при взаимодействие със сложни вещества:
ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц.= З 2 ТАКА 4 +6НЕ 2 + 2H 2 ОТНОСНО.
3. Има и реакции, при които един и същи неметал е едновременно окислител и редуциращ агент:
кл 2 +H 2 O = HCl + HClO.
4. Флуорът е най-типичният неметал, който няма редуциращи свойства, т.е. способността да отдава електрони при химични реакции
Окислителят е вещество или химичен елемент, който приема електрони в редокс реакция и понижава степента на окисление. Редуциращият агент е вещество или химичен елемент, който отдава електрони в редокс реакция и увеличавастепен на окисление.
Неметалите в периодичната таблица са разположени вдясно от диагонала бор-астат. Това са елементи от основните подгрупи III, IV, V, VI, VII, VIII групи. Неметалите включват: , , астат, както и . 
Сред неметалите два елемента - водород и хелий - принадлежат към s-семейството, всички останали принадлежат към p-семейството.
Неметалните атоми имат различен брой електрони във външния електронен слой: водородният атом има един електрон (1s 1), хелиевият атом има два електрона (1s 2), а борният атом има три електрона (2s 2 2p 1). Но атомите на повечето неметали, за разлика от атомите, имат голям брой електрони във външния електронен слой - от 4 до 8; техните електронни конфигурации варират от ns 2 np 2 за атоми на елементи от главната подгрупа на IV група до ns 2 np 6 за атоми на инертни газове.
Физични свойства
Елементи - неметалиобразуват прости вещества, които при нормални условия съществуват в различни агрегатни състояния:
7 неметални елемента образуват прости вещества, които съществуват под формата на двуатомни молекули E 2 (H 2, O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2).
Бром Кристалните решетки на металите и неметалните твърди тела се различават една от друга. Металните атоми образуват плътно опакована кристална структура, в която съществуват ковалентни връзки между атомите. По правило в кристалната решетка на неметалите няма свободни електрони. В това отношение неметалните твърди тела, за разлика от неметалните твърди тела, провеждат лошо топлина и електрически ток и нямат пластичност.
Химични свойства
Неметалите като окислители
- Окислителни свойства на неметалитесе появяват предимно, когато взаимодействат с. Например:
4Al + 3C = Al 4 C 3
2Al + N 2 = 2AlN
- Всички неметали играят ролята на окислител при взаимодействие с. Например:
H2 + Cl2 = 2HCl
3H 2 + N 2 = 2NH 3
- Всеки неметал действа като окислител в реакции с онези неметали, които имат по-нисък EO. Например:
2P + 5S = P 2 S 5
В тази реакция сярата е окислител и редуциращ агент, тъй като EO на фосфора е по-малък от EO на сярата.
- Окислителните свойства на неметалите се проявяват при реакции с някои сложни вещества. Тук е важно да се отбележат особено окислителните свойства на неметала - при окислителни реакции на сложни вещества:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
- Не само кислородът, но и други неметали (и други) също могат да играят ролята на окислител в реакции със сложни вещества. Например, силният окислител Cl 2 окислява железен (II) хлорид V железен (III) хлорид:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
Способността на някои неметали да изместват други от техните разтвори се основава на различна окислителна активност. Например, бромът, като по-силен окислител, измества свободния йод от разтвор на калиев йодид:
2KI + Br 2 = 2KBr + I 2
Неметалите като редуциращи агенти
Струва си да се отбележи, че неметалите (с изключение на флуор) също могат да проявяват редуциращи свойства. В този случай електроните на неметалните атоми се изместват към атомите на окислителните елементи. В получените съединения неметалните атоми имат положителни степени на окисление. Най-високата положителна степен на окисление на неметала обикновено е равна на номера на групата.
- Всички неметали действат като редуциращи агенти при взаимодействие с кислорода, тъй като EO на кислорода е по-голям от EO на всички други неметали (с изключение на флуор):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
Изгаряне на фосфор в кислород - Много неметали действат като редуциращи агенти в реакции със сложни окислители:
ZnO + C = Zn + CO
SiO2 + 2C = Si + 2CO
По този начин почти всички неметали могат да действат както като окислители, така и като редуциращи агенти. Зависи с какво вещество взаимодейства неметалът.
Самоокисление – реакции на самолечение
Има и реакции, при които един и същ неметал е едновременно окислител и редуциращ агент. Това реакции на самоокисление - самолечение (диспропорциониране). Например: 
Неметали- химични елементи, които образуват прости тела, които нямат свойства, характерни за металите. Качествена характеристика на неметалите е електроотрицателността.
Електроотрицателност― това е способността да се поляризира химическа връзка, да се привличат общи електронни двойки.
Има 22 елемента, класифицирани като неметали.
1-ви период
3-ти период
4-ти период
5-ти период
6-ти период
Както се вижда от таблицата, неметалните елементи са разположени главно в горната дясна част на периодичната таблица.
Строеж на неметалните атоми
Характерна особеност на неметалите е по-големият брой електрони (в сравнение с металите) във външното енергийно ниво на техните атоми. Това определя тяхната по-голяма способност да прикрепят допълнителни електрони и да проявяват по-висока окислителна активност от металите. Особено силни окислителни свойства, т.е. способността да добавят електрони, се проявяват от неметалите, разположени във 2-ри и 3-ти периоди на групи VI-VII. Ако сравним разположението на електроните в орбиталите на атомите на флуор, хлор и други халогени, можем да преценим техните отличителни свойства. Флуорният атом няма свободни орбитали. Следователно флуорните атоми могат да проявяват само I и степента на окисление е 1. Най-силният окислител е флуор. В атомите на други халогени, например в атома на хлора, има свободни d-орбитали на същото енергийно ниво. Благодарение на това електронното сдвояване може да се случи по три различни начина. В първия случай хлорът може да има степен на окисление +3 и да образува хлорна киселина HClO2, която съответства на соли - например калиев хлорит KClO2. Във втория случай хлорът може да образува съединения, в които хлорът е +5. Такива съединения включват HClO3 и ее, например калиев хлорат KClO3 (Бертолетова). В третия случай хлорът показва степен на окисление +7, например в перхлорна киселина HClO4 и нейните соли, перхлорати (в калиев перхлорат KClO4).
Структури на неметалните молекули. Физични свойства на неметалите
В газообразно състояние при стайна температура са:
· водород - Н2;
· азот - N2;
· кислород – О2;
флуор - F2;
· радон - Rn).
В течност - бром - Br.
В твърдо:
бор - B;
· въглерод - С;
· силиций – Si;
· фосфор - P;
· селен – Se;
телур - Te;
Той е много по-богат на неметали и цветове: червено за фосфор, кафяво за бром, жълто за сяра, жълто-зелено за хлор, виолетово за йодни пари и др.
Най-типичните неметали имат молекулярна структура, докато по-малко типичните имат немолекулна структура. Това обяснява разликата в свойствата им.
Състав и свойства на простите вещества - неметали
Неметалите образуват както едноатомни, така и двуатомни молекули. ДА СЕ моноатоменНеметалите включват инертни газове, които практически не реагират дори с най-активните вещества. се намират в VIII група на периодичната система, а химичните формули на съответните прости вещества са както следва: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.
Образуват се някои неметали двуатомнамолекули. Това са H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (елементи от VII група на периодичната система), както и кислород O2 и азот N2. от триатоменмолекули се състои от газ озон (O3). За неметалните вещества, които са в твърдо състояние, е доста трудно да се създаде химична формула. Въглеродните атоми в графита са свързани един с друг по различни начини. Трудно е да се изолира една молекула в дадените структури. При писане на химични формули за такива вещества, както в случая с металите, се въвежда предположението, че такива вещества се състоят само от атоми. , в този случай се пишат без индекси: C, Si, S и т.н. Такива прости вещества като кислород, имащи същия качествен състав (и двата се състоят от един и същ елемент - кислород), но се различават по броя на атомите в молекулата , имат различни свойства. Така кислородът няма мирис, докато озонът има остра миризма, която усещаме по време на гръмотевична буря. Свойствата на твърдите неметали, графит и диамант, които също имат еднакъв качествен състав, но различни структури, рязко се различават (графитът е крехък, твърд). По този начин свойствата на дадено вещество се определят не само от неговия качествен състав, но и от това колко атома се съдържат в молекулата на веществото и как те са свързани помежду си. под формата на прости тела са в твърдо газообразно състояние (с изключение на бром - течност). Те нямат физическите свойства, присъщи на металите. Твърдите неметали нямат типичния блясък на металите, обикновено са крехки и слабо провеждат топлина (с изключение на графита). Кристалният бор B (като кристален силиций) има много висока точка на топене (2075°C) и висока твърдост. Електрическата проводимост на бора се увеличава значително с повишаване на температурата, което прави възможно широкото му използване в полупроводниковата технология. Добавянето на бор към стоманата и сплавите от алуминий, мед, никел и др. подобрява техните механични свойства. Боридите (съединения с определени метали, например титан: TiB, TiB2) са необходими при производството на части за реактивни двигатели и лопатки на газови турбини. Както може да се види от схема 1, въглерод - C, силиций - Si, - B имат подобна структура и имат някои общи свойства. Като прости вещества те се срещат в две форми – кристална и аморфна. Кристалните форми на тези елементи са много твърди, с високи точки на топене. Кристалът има полупроводникови свойства. Всички тези елементи образуват съединения с метали - , и (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Някои от тях имат по-голяма твърдост, например Fe3C, TiB. използвани за производство на ацетилен.
Химични свойства на неметалите
В съответствие с числените стойности на относителната електроотрицателност, окислителните неметали нарастват в следния ред: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Неметалите като окислители
Окислителните свойства на неметалите се проявяват по време на тяхното взаимодействие:
· с метали: 2Na + Cl2 = 2NaCl;
· с водород: H2 + F2 = 2HF;
· с неметали, които имат по-ниска електроотрицателност: 2P + 5S = P2S5;
· с някои сложни вещества: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,
2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.
Неметалите като редуциращи агенти
1. Всички неметали (с изключение на флуор) проявяват редуциращи свойства при взаимодействие с кислород:
S + O2 = SO2, 2H2 + O2 = 2H2O.
Кислородът в комбинация с флуор може също да прояви положително състояние на окисление, т.е. да бъде редуциращ агент. Всички други неметали проявяват редуциращи свойства. Например, хлорът не се свързва директно с кислорода, но индиректно е възможно да се получат неговите оксиди (Cl2O, ClO2, Cl2O2), в които хлорът проявява положително състояние на окисление. При високи температури азотът директно се свързва с кислорода и проявява редуциращи свойства. Сярата реагира още по-лесно с кислорода.
2. Много неметали проявяват редуциращи свойства при взаимодействие със сложни вещества:
ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO3 конц = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.
3. Има и реакции, при които неметалът е едновременно окислител и редуциращ агент:
Cl2 + H2O = HCl + HClO.
4. Флуорът е най-типичният неметал, който няма редуциращи свойства, т.е. способността да отдава електрони при химични реакции.
Неметални съединения
Неметалите могат да образуват съединения с различни вътремолекулни връзки.
Видове неметални съединения
Общите формули на водородните съединения според групите на периодичната таблица на химичните елементи са дадени в таблицата:
|
Летливи водородни съединения |
Общо халкогени.
В главната подгрупа на шестата група на периодичната таблица на елементите. И. Менделеев съдържа елементите: кислород (O), сяра (S), селен (Se), (Te) и (Po). Тези елементи се наричат заедно халкогени, което означава "образуващи руда".
В подгрупата на халкогените, отгоре надолу, с увеличаване на атомния заряд естествено се променят свойствата на елементите: неметалните им свойства намаляват, а металните се увеличават. Така че - типичен неметал, а полоният - метал (радиоактивен).
Сив селен
Производство на фотоклетки и токоизправители
В полупроводниковата технология
Биологична роля на халкогените
Сярата играе важна роля в живота на растенията, животните и хората. В животинските организми сярата е част от почти всички протеини, съдържащи сяра протеини и протеини, както и витамин В1 и хормона инсулин. При липса на сяра растежът на вълната се забавя при овцете, а при птиците се наблюдава лошо оперение.
Растенията, които консумират най-много сяра, са зелето, марулята и спанакът. Грахови и бобови шушулки, репички, ряпа, лук, хрян, тиква и краставици също са богати на сяра; Цвеклото също е бедно на сяра.
По химични свойства селенът и телурът са много близки до сярата, но по отношение на физиологичните свойства са нейни антагонисти. За нормалното функциониране на тялото са необходими много малки количества селен. Селенът има положителен ефект върху сърдечно-съдовата система, червените кръвни клетки и подобрява имунните свойства на организма. Повишеното количество селен причинява заболяване при животните, изразяващо се в отслабване и сънливост. Липсата на селен в организма води до смущения в работата на сърцето, дихателните органи, подуване на тялото и дори може да се появи. Селенът има значителен ефект върху животните. Например елените, които имат висока зрителна острота, съдържат 100 пъти повече селен в ретината, отколкото в други части на тялото. В растителния свят всички растения съдържат много селен. Растението натрупва особено големи количества от него.
Физиологичната роля на телура за растенията, животните и хората е проучена по-малко от тази на селена. Известно е, че телурът е по-малко токсичен в сравнение със селена и съединенията на телура в тялото бързо се редуцират до елементарен телур, който от своя страна се свързва с органични вещества.
Обща характеристика на елементите от подгрупата на азота
Основната подгрупа на петата група включва азот (N), фосфор (P), арсен (As), антимон (Sb) и (Bi).
Отгоре надолу в подгрупата от азот до бисмут неметалните свойства намаляват, докато металните свойства и радиусът на атомите се увеличават. Азотът, фосфорът, арсенът са неметали, но принадлежат към металите.
Азотна подгрупа
|
Сравнителна характеристика |
7 N азот |
15 P фосфор |
33 Като арсен |
51 Sb антимон |
83 Би бисмут |
|||||
|
Електронна структура |
…4f145d106S26p3 |
|||||||||
|
Степен на окисление |
1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5 |
3, +1, +3, +4,+5 |
||||||||
|
Електро- негативизъм |
||||||||||
|
Да бъдеш сред природата |
В свободно състояние - в атмосферата (N2 -), в свързано състояние - в състава на NaNO3 -; KNO3 - индийска селитра |
Ca3(PO4)2 - фосфорит, Ca5(PO4)3(OH) - хидроксиапатит, Ca5(PO4)3F - флуорапатит |
||||||||
|
Алотропни форми при нормални условия |
Азот (една форма) |
NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (амониев хидроксид); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (фосфониев хидроксид). Биологична роля на азота и фосфора Азотът играе изключително важна роля в живота на растенията, тъй като е част от аминокиселини, протеини и хлорофил, витамини от група В и ензими, които активират. Следователно липсата на азот в почвата се отразява негативно на растенията и най-вече на съдържанието на хлорофил в листата, което ги кара да избледняват. консумират от 50 до 250 кг азот на 1 хектар почвена площ. Най-много азот се съдържа в цветовете, младите листа и плодовете. Най-важният източник на азот за растенията е азотът - това са главно амониев нитрат и амониев сулфат. Трябва да се отбележи и специалната роля на азота като компонент на въздуха - най-важният компонент на живата природа. Нито един химичен елемент не участва толкова активно и разнообразно в жизнените процеси на растителните и животинските организми, колкото фосфорът. Той е компонент на нуклеиновите киселини и е част от някои ензими и витамини. При животните и хората до 90% от фосфора е концентриран в костите, до 10% в мускулите и около 1% в нервната система (под формата на неорганични и органични съединения). В мускулите, черния дроб, мозъка и други органи се намира под формата на фосфатиди и фосфорни естери. Фосфорът участва в мускулните контракции и в изграждането на мускулна и костна тъкан. Хората, занимаващи се с умствена работа, трябва да приемат повишено количество фосфор, за да предотвратят изчерпването на нервните клетки, които работят при повишено натоварване именно по време на умствена работа. При липса на фосфор производителността намалява, развива се невроза и двувалентен германий, калай и олово GeO, SnO, PbO се нарушават от амфотерни оксиди. Висшите оксиди на въглерода и силиция CO2 и SiO2 са киселинни оксиди, които съответстват на хидроксиди, проявяващи слабо киселинни свойства - H2CO3 и силициева киселина H2SiO3. Амфотерните оксиди - GeO2, SnO2, PbO2 - съответстват на амфотерни хидроксиди, а при преминаване от германиев хидроксид Ge(OH)4 към оловен хидроксид Pb(OH)4 киселинните свойства се отслабват и основните се засилват. Биологична роля на въглерода и силиция Въглеродните съединения са в основата на растителните и животинските организми (45% въглерод се намира в растенията и 26% в животинските организми). Въглеродният оксид (II) и въглеродният оксид (IV) проявяват характерни биологични свойства. Въглеродният окис (II) е много токсичен газ, тъй като се свързва здраво с хемоглобина в кръвта и лишава хемоглобина от способността да пренася кислород от белите дробове до капилярите. При вдишване CO може да причини отравяне, вероятно дори смърт. Въглеродният (IV) оксид е особено важен за растенията. В растителните клетки (особено в листата), в присъствието на хлорофил и действието на слънчевата енергия, глюкозата се произвежда от въглероден диоксид и вода с освобождаване на кислород. В резултат на фотосинтезата растенията годишно свързват 150 милиарда тона въглерод и 25 милиарда тона водород и отделят до 400 милиарда тона кислород в атмосферата. Учените са установили, че растенията получават около 25% от CO2 през кореновата система от карбонати, разтворени в почвата. Растенията използват силиций за изграждане на покривни тъкани. Силицият, който се съдържа в растенията, прониквайки в клетъчните стени, ги прави по-твърди и по-устойчиви на увреждане от насекоми, предпазва ги от гъбични инфекции. Силицият се съдържа в почти всички животински и човешки тъкани, особено богати на него са черният дроб и хрущялите. При болните от туберкулоза има значително по-малко силиций в костите, зъбите и хрущялите, отколкото при здравите хора. При заболявания като Botkin се наблюдава намаляване на съдържанието на силиций в кръвта, а при увреждане на дебелото черво, напротив, повишаване на съдържанието му в кръвта. |
Взаимодействие с метали:
2Na + S = Na 2 S
- взаимодействие с водород (образуват се летливи водородни съединения):
H2 + Cl2 = 2HCl
- всеки неметал действа като окислител в реакции с онези неметали, които имат по-ниска стойност на електроотрицателност:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3
- взаимодействие със сложни вещества:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
Възстановяващи свойства
Взаимодействие с кислород (изключение - флуор):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- взаимодействие със сложни окислителни вещества:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2? + 2Н 2 О.
При взаимодействие с неметали концентрираната сярна киселина се редуцира до SO 2.
Реакция на диспропорционалност
Характеристика на активните неметали. Среща се в алкална среда:
3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.
Основни характеристики.От всички известни в момента елементи около 80% принадлежат на металите: s-елементи от групи I и II, всички d- и f-елементи и редица p-елементи от основните подгрупи на периодичната система. Най-типичните метали се намират в началото на периодите (с изключение на първия). Основната характеристика на металните елементи е наличието на малък брой електрони във външните им енергийни нива (1,2,3).
В природата металите се срещат както в свободна форма, така и под формата на съединения. В свободна форма има химически по-малко активни метали, които трудно се окисляват с кислород: платина, злато, сребро, живак, мед и др. Всички метали, с изключение на живака, при нормални условия са твърди вещества с характерен блясък които провеждат електрически ток и се нагряват добре. Повечето метали могат да бъдат изковани, изтеглени и валцувани. Въз основа на цвета всички метали условно се разделят на две групи: черни и цветни. Въз основа на тяхната плътност се разграничават леките метали (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Примери за леки метали са калий, натрий, калций, алуминий и др. Тежките метали включват осмий, калай, олово, никел, живак, злато, платина и др. Точката на топене на металите също е различна: от -38,9 °C (живак) до 3380 °C (волфрам). Металите също могат да се различават по твърдост: най-меките метали са натрий и калий (рязани с нож), а най-твърдите са никел, волфрам, хром (последният реже стъкло). Различните метали провеждат топлина и електричество по различен начин: най-добрият проводник на електричество е среброто, най-лошият е живакът.
В разтопено състояние металите могат да се разпределят един в друг, образувайки сплави. Повечето разтопени метали могат да се смесват един с друг в неограничени количества. Когато разтопените метали се смесват, или стопилките на един метал просто се разтварят в друг, или металите влизат в химическа комбинация. Най-често сплавите са смеси от свободни метали с техните химични съединения. Сплавите могат да включват и неметали (чугунът е сплав от желязо и въглерод). Свойствата на металите се различават значително от свойствата на съставните им елементи.
Известно е, че металите имат 1-3 валентни електрона на тяхното външно енергийно ниво (EEL). Следователно те сравнително лесно предават електроните си на неметалите, които имат 5-7 електрона във вятърната турбина. По този начин металите реагират директно с халогени. Повечето Me реагират добре с кислород (с изключение на златото, платината, среброто), образувайки оксиди и пероксиди; реагират със сярата, за да образуват сулфиди. Алкалните алкалоземни метали лесно реагират с вода, за да образуват разтворими в нея основи. Металите със средна активност реагират с вода само при нагряване. Нискоактивните метали изобщо не реагират с вода. Повечето метали се разтварят в киселини. Химическата реактивност на различните метали обаче е различна. Определя се от лекотата на металните атоми да се откажат от валентни електрони.
Електронни квантови числа
Квантово число н – Основното нещо . Той определя енергията на електрона във водородния атом и едноелектронните системи (He +, Li 2+ и др.). В този случай енергията на електрона
Орбитално квантово числохарактеризира формата на орбиталите и приема стойности от 0 до н– 1. Освен числови лима буквени обозначения
| л | = | … | |||||
| л | = | с | стр | д | f | ж | … |
Електрони със същата стойност лобразуват подниво.
Квантово число лопределя квантуването на орбиталния ъглов момент на електрона в сферично симетричното Кулоново поле на ядрото.
Квантово число m l Наречен магнитен . Той определя пространственото местоположение на атомната орбитала и взема цели числа от – лдо + лпрез нула, тоест 2 л+ 1 стойности. Местоположението на орбиталата се характеризира със стойността на проекцията на вектора на орбиталния ъглов момент M zкъм която и да е координатна ос (обикновено z):
Орбитали от същото подниво ( л= const) имат същата енергия. Това състояние се нарича изродени в енергия. Така стр-орбитален – три пъти, д- пет пъти и f– седмократно изроден.
Гранични повърхности с-, стр-, д-, f- орбиталите са показани на фиг. 2.1.
s-орбиталисферично симетричен за всеки ни се различават един от друг само по размера на сферата. Тяхната максимално симетрична форма се дължи на факта, че когато л= 0 и μ л = 0.
р-орбиталисъществуват, когато н≥ 2 и л= 1, следователно са възможни три варианта за ориентация в пространството: m l= –1, 0, +1. Всички p-орбитали имат възлова равнина, която разделя орбиталата на две области, така че граничните повърхности имат формата на дъмбели, ориентирани в пространството под ъгъл от 90° една спрямо друга. Осите на симетрия за тях са координатните оси, които са обозначени p x, p y, p z.
d-орбиталиопределя се от квантово число л = 2 (н≥ 3), при което m l= –2, –1, 0, +1, +2, тоест те се характеризират с пет варианта за ориентация в пространството. д-Означени са орбитали, ориентирани от лопатки по координатните оси d z² и d x ²– г², и остриета, ориентирани по ъглополовящите на координатните ъгли - dxy, d yz, dxz.
Седем f-орбитали, съответстващ л = 3 (н≥ 4), са изобразени под формата на гранични повърхности, показани на фиг. 2.1.
Квантови числа н, лИ m lне характеризират напълно състоянието на електрона в атома. Експериментално е установено, че електронът има още едно свойство - спин. По опростен начин въртенето може да се представи като въртене на електрон около собствената му ос. Спин квантово числоm s има само две значения Госпожица= ±1/2, представляващи две проекции на ъгловия момент на електрона върху избраната ос. Електрони с различни Госпожицаса обозначени със стрелки, сочещи нагоре и надолу.
В многоелектронните атоми, както при водородния атом, състоянието на електрона се определя от стойностите на същите четири квантови числа, но в този случай електронът е не само в полето на ядрото, но и в полето на други електрони. Следователно енергията в многоелектронните атоми се определя не само от главното, но и от орбиталното квантово число, или по-скоро от тяхната сума: енергията на атомните орбитали нараства с нарастването на сумата н + л; ако количеството е същото, първо се запълва нивото с по-малкото ни голям л. Енергията на атомните орбитали нараства според серията
| 1с < 2с < 2стр < 3с < 3стр < 4с ≈ 3д < 4стр < 5с ≈ 4д < 5стр < 6с ≈ 4f ≈ 5д < 6стр < 7с ≈ 5f ≈ 6д < 7стр. |
И така, четири квантови числа описват състоянието на електрона в атома и характеризират енергията на електрона, неговия спин, формата на електронния облак и неговата ориентация в пространството. Когато атомът преминава от едно състояние в друго, настъпва преструктуриране на електронния облак, т.е. стойностите на квантовите числа се променят, което е придружено от поглъщане или излъчване на енергийни кванти от атома.
Съвременна формулировка на периодичния закон
това ли е:
„свойствата на химичните елементи (т.е. свойствата и формата на съединенията, които образуват) периодично зависят от заряда на ядрото на атомите на химичните елементи.“
Менделеевата таблица
Периодичната таблица на Менделеев се състои от 8 групи и 7 периода.
Вертикалните колони на таблица се наричат групи . Елементите във всяка група имат подобни химични и физични свойства. Това се обяснява с факта, че елементите от една и съща група имат подобни електронни конфигурации на външния слой, броят на електроните в който е равен на номера на групата. В този случай групата се разделя на главни и второстепенни подгрупи.
IN Основни подгрупивключва елементи, чиито валентни електрони са разположени на външните ns- и np-поднива. IN Странични подгрупивключва елементи, чиито валентни електрони са разположени на външното ns-подниво и вътрешното (n - 1) d-подниво (или (n - 2) f-подниво).
Всички елементи в периодичната таблица , в зависимост от кое подниво (s-, p-, d- или f-) валентните електрони се класифицират на: s-елементи (елементи от основните подгрупи на групи I и II), p-елементи (елементи от главните подгрупи III - VII групи), d-елементи (елементи от странични подгрупи), f-елементи (лантаниди, актиниди).
Най-високата валентност на даден елемент (с изключение на O, F, елементите от медната подгрупа и осмата група) е равна на номера на групата, в която се намира.
За елементите от главните и вторичните подгрупи формулите на висшите оксиди (и техните хидрати) са еднакви. В основните подгрупи съставът на водородните съединения е еднакъв за елементите от тази група. Твърдите хидриди образуват елементи от основните подгрупи на групи I - III, а групите IV - VII образуват газообразни водородни съединения. Водородните съединения от тип EN 4 са по-неутрални съединения, EN 3 са основи, H 2 E и NE са киселини.
Хоризонталните редове на таблица се извикват периоди . Елементите в периодите се различават един от друг, но общото между тях е, че последните електрони са на едно и също енергийно ниво ( главно квантово числон- същото ).
Първият период се различава от останалите по това, че има само 2 елемента: водород H и хелий He.
Във втория период има 8 елемента (Li - Ne). Литият Li, алкален метал, започва периода, а благородният газ неон Ne го затваря.
В третия период, както и във втория, има 8 елемента (Na - Ar). Периодът започва с алкалния метал натрий Na, а благородният газ аргон Ar го затваря.
Четвъртият период съдържа 18 елемента (K - Kr) - Менделеев го обозначава като първи голям период. Той също започва с алкалния метал калий и завършва с инертния газ криптон Kr. Съставът на големите периоди включва преходни елементи (Sc - Zn) - д-елементи.
В петия период, подобно на четвъртия, има 18 елемента (Rb - Xe) и структурата му е подобна на четвъртия. Той също започва с алкалния метал рубидий Rb и завършва с инертния газ ксенон Xe. Съставът на големите периоди включва преходни елементи (Y - Cd) - д-елементи.
Шестият период се състои от 32 елемента (Cs - Rn). Освен 10 д-елементи (La, Hf - Hg) съдържа ред от 14 f-елементи (лантаниди) - Ce - Lu
Седмият период не е приключил. Започва с Franc Fr, може да се предположи, че ще съдържа, подобно на шестия период, 32 елемента. Но досега са намерени само 24 (до елемента с Z = 110). Това включва 14 f-елементи, които принадлежат към актинидите.
Периодичен закон
Менделеев дава следната формулировка на периодичния закон: „свойствата на простите тела, както и формите и свойствата на съединенията на елементите, и следователно свойствата на простите и сложните тела, които те образуват, периодично зависят от тяхното атомно тегло. ”
Има четири основни периодични модела:
Правило за октетзаявява, че всички елементи са склонни да получат или загубят електрон, за да имат осемелектронна конфигурация на най-близкия благороден газ. защото Тъй като външните s- и p-орбитали на благородните газове са напълно запълнени, те са най-стабилните елементи.
Йонизационна енергияе количеството енергия, необходимо за отстраняване на електрон от атом. Според правилото на октета, когато се движите през периодичната таблица отляво надясно, е необходима повече енергия за отстраняване на електрона. Следователно елементите от лявата страна на таблицата са склонни да загубят електрон, а тези от дясната страна са склонни да го получат. Инертните газове имат най-висока енергия на йонизация. Енергията на йонизация намалява, докато се движите надолу по групата, защото електроните при ниски енергийни нива имат способността да отблъскват електрони при по-високи енергийни нива. Това явление се нарича екраниращ ефект. Поради този ефект външните електрони са по-слабо свързани с ядрото. Движейки се по периода, йонизационната енергия плавно нараства отляво надясно.
Електронен афинитет– промяната в енергията, когато атом на вещество в газообразно състояние придобие допълнителен електрон. Докато човек се движи надолу в групата, афинитетът към електрони става по-малко отрицателен поради екраниращия ефект.
атомен радиус.За радиус на свободен атом се приема положението на главния максимум на плътността на външните електронни обвивки. Това е т.нар орбитален радиус . Когато се изучава структурата на молекулите и кристалите, атомите и йоните могат да се считат за притежаващи определен ефективен радиус, в зависимост от вида на химичната връзка. Ако вземем предвид само относителните стойности на атомните радиуси, тогава е лесно да се открие периодичността на тяхната зависимост от номера на елемента.
В периодиорбитални атомни радиуси с увеличаване на ядрения заряд Зкато цяло намаляват монотонно поради увеличаване на степента на взаимодействие на външните електрони с ядрото.
В подгрупиРадиусите се увеличават главно поради увеличаване на броя на електронните обвивки.
U с- И стр-елементи, промяната в радиусите както в периоди, така и в подгрупи е по-изразена, отколкото в д- И f-елементи, т.к д- И f-електроните са вътрешни. Намаляване на радиусите д- и се наричат f-елементи в периоди д- И f-компресия. Последица f-компресия е, че атомните радиуси на електронните аналози д-елементи от пети и шести период са почти идентични
Йонизационна енергияатом азе количеството енергия, необходимо за отстраняване на електрон от невъзбуден атом или йон.
Йонизационна енергия азизразено в kJ∙mol –1 или eV∙atom –1. Значение азв електронволтове е числено равен на йонизационния потенциал, изразен във волтове, тъй като д = д - · аз.
E + – e – = E + , Δ з = аз 1 – първи йонизационен потенциал; E – e – = E 2+ , Δ з = аз 2 – втори йонизационен потенциал и др. аз 1 < аз 2 < аз 3 < аз 4 ...
Йонизационната енергия определя природата и силата на химичните връзки и редукционните свойства на елементите.
Енергия на електронен афинитет.Друга важна характеристика на атома в химията е енергия на електронен афинитет– енергия, освободена, когато електрон се прикрепи към неутрален атом. Колкото по-голям е афинитетът към електрона, толкова по-силен окислител е елементът. Експериментално определяне на енергията на електронен афинитет дмного по-трудно от определянето на йонизационната енергия. Количества д(в eV) за някои атоми са дадени по-долу:
Немонотонната промяна в електронния афинитет в даден период също се дължи на сравнителната стабилност на напълно и наполовина запълнени подчерупки. Най-силният от всички елементарни окислители е флуорът (има и най-малкия атомен радиус от всички елементи от VII група).
Имайте предвид, че за разлика от йонизацията, добавянето на два или повече електрона е енергийно възпрепятствано и многозарядните едноатомни отрицателни йони не съществуват в свободно състояние.
Нямат окислителна способност неутрален атоми със стабилни конфигурации с 2 и с 2 стр 6 и преходни елементи. За останалите елементи в периодичната таблица окислителната способност на неутралните атоми се увеличава отляво надясно и отдолу нагоре.
В периодите електроотрицателността се увеличава, а в групите намалява с увеличаване З, тоест нараства от Cs до F по диагонала на периодичната таблица. Това обстоятелство до известна степен определя диагоналното сходство на елементите.
В главните и второстепенните подгрупи свойствата на елементите се изменят немонотонно, което се дължи на т.нар. вторична периодичност свързани с влиянието д- И f-електронни слоеве.
От анализа на периодичността на геометричните и енергийните параметри на атомите следва, че периодичният закон може да се използва за определяне на физикохимичните константи, прогнозиране на промените в радиусите, енергиите на йонизация и афинитетите на електрони и, следователно, киселинно-основните и редокс свойства на техните съединения.
Ковалентна връзка– най-общият тип химична връзка, която възниква поради социализацията на електронна двойка чрез обменен механизъм, когато всеки от взаимодействащите атоми доставя един електрон, или донорно-акцепторен механизъм, ако една електронна двойка се прехвърля за обща употреба от един атом (донор) към друг атом (акцептор) (фиг. 3.2).
Класически пример за неполярна ковалентна връзка (разликата в електроотрицателността е нула) се наблюдава в хомонуклеарни молекули: H–H, F–F. Енергията на двуелектронна връзка с два центъра е в диапазона 200–2000 kJ∙mol –1.
Когато се образува хетероатомна ковалентна връзка, електронна двойка се измества към по-електроотрицателен атом, което прави връзката полярна. Йонността на полярна връзка като процент се изчислява чрез емпиричната зависимост 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, където χ A и χ B са електроотрицателността на атомите A и B на АВ молекула. С изключение поляризуемостковалентната връзка има свойството насищане– способността на атома да образува толкова ковалентни връзки, колкото има енергийно достъпни атомни орбитали. За третото свойство на ковалентната връзка - фокус– ще бъдат разгледани по-долу (виж метода на валентните връзки).
Йонна връзка– специален случай на ковалентен, когато получената електронна двойка изцяло принадлежи на по-електроотрицателен атом, който се превръща в анион. Основата за идентифицирането на тази връзка като отделен тип е фактът, че съединения с такава връзка могат да бъдат описани в електростатично приближение, като се има предвид, че йонната връзка се дължи на привличането на положителни и отрицателни йони. Взаимодействието на йони с противоположен знак не зависи от посоката, а силите на Кулон нямат свойството на насищане. Следователно всеки йон в йонно съединение привлича такъв брой йони с противоположен знак, че се образува кристална решетка от йонен тип. В йонния кристал няма молекули. Всеки йон е заобиколен от определен брой йони с различен знак (координационното число на йона). Йонните двойки могат да съществуват в газообразно състояние като полярни молекули. В газообразно състояние NaCl има диполен момент от ~3∙10 –29 C∙m, което съответства на изместване от 0,8 електронен заряд на дължина на връзката от 0,236 nm от Na към Cl, т.е. Na 0,8+ Cl 0,8– .
Метална връзкавъзниква в резултат на частична делокализация на валентни електрони, които се движат доста свободно в металната решетка, електростатично взаимодействайки с положително заредени йони. Силите на свързване не са локализирани или насочени, а делокализираните електрони причиняват висока топлинна и електрическа проводимост.
Водородна връзка. Образуването му се дължи на факта, че в резултат на силно изместване на електронна двойка към електроотрицателен атом, водороден атом, който има ефективен положителен заряд, може да взаимодейства с друг електроотрицателен атом (F, O, N, по-малко често Cl, Br, S). Енергията на такова електростатично взаимодействие е 20–100 kJ∙mol –1. Водородните връзки могат да бъдат вътре- И междумолекулен . Интрамолекулна водородна връзка се образува, например, в ацетилацетон и е придружена от затваряне на пръстена (фиг. 3.3).
Молекулите на карбоксилната киселина в неполярни разтворители се димеризират поради две междумолекулни водородни връзки (фиг. 3.4).
Водородната връзка играе изключително важна роля в биологичните макромолекули, като неорганични съединения като H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Поради водородните връзки водата се характеризира с толкова високи температури на топене и кипене в сравнение с H 2 E (E = S, Se, Te). Ако нямаше водородни връзки, тогава водата щеше да се стопи при –100 °C и да кипи при –80 °C.
Ван дер Ваалсово (междумолекулно) свързване– най-универсалният вид междумолекулна връзка, поради дисперсионни сили(индуциран дипол – индуциран дипол), индукциявзаимодействие (постоянен дипол – индуциран дипол) и ориентационенвзаимодействие (постоянен дипол – постоянен дипол). Енергията на ван дер Ваалсовата връзка е по-малка от тази на водородната връзка и възлиза на 2–20 kJ∙mol –1.
КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА
Осъществява се поради електронната двойка, принадлежаща на двата атома. Има обменни и донорно-акцепторни механизми за образуване на ковалентни връзки.
1) Обменен механизъм. Всеки атом допринася с един несдвоен електрон към обща електронна двойка:
2) Донорно-акцепторен механизъм. Един атом (донор) осигурява електронна двойка, а другият атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка;
Два атома могат да споделят няколко двойки електрони. В този случай те говорят за кратнивръзки:
Ако електронната плътност е разположена симетрично между атомите, се нарича ковалентна връзка неполярни.
Ако електронната плътност е изместена към един от атомите, тогава се нарича ковалентна връзка полярен.
Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-голяма е полярността на връзката.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Неметали– химически елементи, чиито атоми приемат електрони, за да завършат външното енергийно ниво, като по този начин образуват отрицателно заредени йони. Електронната конфигурация на валентните електрони на неметалите като цяло е - ns 2 н.п. 1−5 Изключение правят водородът (1s 1) и хелият (1s 2), които също се считат за неметали.
Неметалите обикновено имат широк диапазон от степени на окисление в техните съединения. По-големият брой електрони на външно енергийно ниво в сравнение с металите определя тяхната по-голяма способност да прикрепят електрони и да проявяват висока окислителна активност.
Откриване на неметалите в природата
Неметалите се намират в земната кора (предимно кислород и силиций - 76% от масата на земната кора, както и As, Se, I, Te, но в много малки количества), във въздуха (азот и кислород ), в растителната материя (98,5% - въглерод, водород, кислород, сяра, фосфор и азот), както и в основата на човешката маса (97,6% - - въглерод, водород, кислород, сяра, фосфор и азот). Водородът и хелият са част от космическите обекти, включително Слънцето. Най-често неметалите се срещат в природата под формата на съединения.
Физични свойства на неметалите
Флуорът, хлорът, кислородът, азотът, водородът и инертните газове са газообразни вещества, йод, астат, сяра, селен, телур, фосфор, арсен, въглерод, силиций, бор са твърди вещества; бромът е течност.
Позиция на неметалите в периодичната таблица D.I. Менделеев
Ако в периодичната таблица начертаете мислено диагонал от берилий до астат, тогава в горния десен ъгъл на таблицата ще има неметални елементи. Сред неметалите има s-елемент - водород; р-елементи бор; въглерод, силиций; азот, фосфор, арсен, кислород, сяра, селен, телур, халогени и астат. Елементите от група VIII са инертни (благородни) газове, които имат напълно завършено външно енергийно ниво и не могат да бъдат класифицирани нито като метали, нито като неметали.
Неметалите имат висок електронен афинитет, електроотрицателност и редокс потенциал.
Получаване на неметали
Разнообразието от неметали е довело до различни методи за тяхното производство, така че водородът се получава както чрез лабораторни методи, например чрез взаимодействие на метали с киселини (1), така и чрез индустриални методи, например чрез преобразуване на метан (2).
Zn +2HCl = ZnCl2 + H2
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 (температура 900 C)
Производството на халогени се извършва главно чрез окисляване на халогеноводородни киселини:
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
За производството на кислород се използват реакции на термично разлагане на сложни вещества:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2
Сярата се получава чрез непълно окисляване на сероводород (1) или чрез реакцията на Wackenroder (2):
H 2 S + O 2 =2S + 2H 2 O (1)
2H 2 S + SO 2 =3S↓ +2H 2 O (2)
За да получите азот, използвайте реакцията на разлагане на амониев нитрит:
NaNO 2 + NH 4 Cl = N 2 + NaCl + 2H 2 O
Основният метод за получаване на фосфор е от калциев фосфат:
Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 +5CO +2P
Химични свойства на неметалите
Основните химични свойства на неметалите (общи за всички) са:
— взаимодействие с метали
2Na + Cl 2 = 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Ca + O2 = 2CaO
- взаимодействие с други неметали
3H 2 + N 2 = 2NH 3
H2 + Br2 = 2HBr
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2F 2 + O 2 = 2OF 2
S + 3F 2 = SF 6,
C + 2Cl 2 = CCl 4
Всеки неметал има специфични химични свойства, характерни само за него, които се разглеждат подробно при изучаването на всеки неметал поотделно.
Примери за решаване на проблеми
ПРИМЕР 1
| Упражнение | Извършете серия от трансформации S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →H 2 SO 4 |
| Решение | S + H 2 = H 2 S 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O 2SO2 + O2 = 2SO3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
