Stoffe, die die Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen aufweisen. Nichtmetalle

Nichtmetalle Oxidationsmittel.

Bei Reaktionen mit Metallen treten Nichtmetalle auf als Oxidationsmittel .

A. Halogene interagieren besonders aktiv mit Metallen. Durch Verbindungsreaktionen entstehen Salze – Halogenide.

Zum Beispiel Wenn Aluminium mit Jod reagiert, entsteht Aluminiumiodid AlI3 :

2 Al0 +3 ICH20 −→− H2 Ö2 Al+3 ICH3−1 .

Eisen reagiert heftig mit Chlor unter Bildung von Eisenchlorid ( III) FeCl3 :

2 Fe0 +3 Cl20 −→− TÖ2 Fe+3 Cl3−1 .

Die Reaktion der Verbindung von Aluminium mit Schwefel beginnt nach dem Erhitzen des Stoffgemisches. Das Reaktionsprodukt ist AluminiumsulfidAlS32 :

2 Al0 +3 S0 −→− TÖAl2+3 S3−2 .

Die chemische Wechselwirkung zwischen Natrium und Schwefel erfolgt durch einfaches mechanisches Mischen. Dadurch entsteht NatriumsulfidNaS2 :

2 N / A0 + S0 → N / A2+1 S−2 .

N20 + 3 H20 ⇄ TÖ, P2 N− 3 H3 + 1 .

H20 + Cl20 −→− TÖ2 H+ 1 Cl− 1 .

Nichtmetallische Reduzierstücke.

Sauerstoff hat eine hohe Elektronegativität und ist daher bei Reaktionen mit anderen Nichtmetallen ein Oxidationsmittel, ebenso wie andere NichtmetalleRestauratoren.

Durch die Verbindung von Sauerstoff mit anderen Nichtmetallen entstehen Oxide.

Zum Beispiel Schwefel verbrennt in Sauerstoff zu Schwefeldioxid oder Schwefeloxid ( IV) ALSO2 :

S0 + Ö20 → S+4 Ö2−2 .

Phosphor verbrennt in Sauerstoff heftig mit heller Flamme. Während der Reaktion bilden sich weiße Wolken aus Phosphoroxid ( V) Postfach52 :

4 P0 +5 Ö20 →2 P2+5 Ö5−2 .

Gleichzeitig verläuft die Wechselwirkung von Sauerstoff mit chemisch wenig aktivem Stickstoff langsam und beginnt erst bei sehr hohen Temperaturen. Das Reaktionsprodukt ist Stickstoffmonoxidgas( II) NEIN:

N20 + Ö20 −→− TÖ2 N+2 Ö−2 .

Nichtmetalle als Reduktionsmittel

1. Alle Nichtmetalle (außer Fluor) zeigen bei Wechselwirkung mit Sauerstoff reduzierende Eigenschaften:

S+O 2 =SO 2 , 2H 2 + O 2 = 2H 2 UM.

Sauerstoff kann in Kombination mit Fluor auch eine positive Oxidationsstufe aufweisen, also ein Reduktionsmittel sein. Alle anderen Nichtmetalle weisen reduzierende Eigenschaften auf. Chlor verbindet sich beispielsweise nicht direkt mit Sauerstoff, seine Oxide können jedoch indirekt gewonnen werden (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 Ö 2 ), in dem Chlor eine positive Oxidationsstufe aufweist. Bei hohen Temperaturen verbindet sich Stickstoff direkt mit Sauerstoff und zeigt reduzierende Eigenschaften. Noch leichter reagiert Schwefel mit Sauerstoff.

2. Viele Nichtmetalle zeigen bei Wechselwirkung mit komplexen Stoffen reduzierende Eigenschaften:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 Konz.= H 2 ALSO 4 +6NEIN 2 + 2H 2 UM.

3. Es gibt auch Reaktionen, bei denen dasselbe Nichtmetall sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel ist:

Cl 2 +H 2 O = HCl + HClO.

4. Fluor ist das typischste Nichtmetall, das keine reduzierenden Eigenschaften besitzt, d. h. die Fähigkeit, bei chemischen Reaktionen Elektronen abzugeben

Ein Oxidationsmittel ist ein Stoff oder ein chemisches Element, das in einer Redoxreaktion Elektronen aufnimmt und den Oxidationszustand senkt. Ein Reduktionsmittel ist ein Stoff oder ein chemisches Element, das in einer Redoxreaktion Elektronen abgibt und erhöhtOxidationsgrad.

Nichtmetalle im Periodensystem befinden sich rechts von der Bor-Astat-Diagonale. Dies sind Elemente der Hauptuntergruppen III, IV, V, VI, VII, VIII. Zu den Nichtmetallen gehören: , , Astat sowie .

Unter den Nichtmetallen gehören zwei Elemente – Wasserstoff und Helium – zur s-Familie, alle anderen gehören zur p-Familie.

Nichtmetallatome haben eine unterschiedliche Anzahl von Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht: Ein Wasserstoffatom hat ein Elektron (1s 1), ein Heliumatom hat zwei Elektronen (1s 2) und ein Boratom hat drei Elektronen (2s 2 2p 1). Allerdings haben die Atome der meisten Nichtmetalle im Gegensatz zu Atomen eine große Anzahl von Elektronen in der äußeren Elektronenschicht – von 4 bis 8; ihre elektronischen Konfigurationen variieren von ns 2 np 2 für Atome von Elementen der Hauptuntergruppe der Gruppe IV bis ns 2 np 6 für Atome inerter Gase.

Physikalische Eigenschaften

Elemente - Nichtmetalle bilden einfache Stoffe, die unter normalen Bedingungen in unterschiedlichen Aggregatzuständen vorliegen:

7 nichtmetallische Elemente bilden einfache Substanzen, die in Form von zweiatomigen Molekülen E 2 (H 2, O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2) vorliegen.

Brom

Die Kristallgitter von Metallen und nichtmetallischen Festkörpern unterscheiden sich voneinander. Metallatome bilden eine dicht gepackte Kristallstruktur, in der zwischen den Atomen kovalente Bindungen bestehen. Im Kristallgitter von Nichtmetallen gibt es in der Regel keine freien Elektronen. In dieser Hinsicht leiten nichtmetallische Feststoffe im Gegensatz zu nichtmetallischen Feststoffen Wärme und elektrischen Strom schlecht und weisen keine Plastizität auf.

Chemische Eigenschaften

Nichtmetalle als Oxidationsmittel

1. Oxidierende Eigenschaften von Nichtmetallen erscheinen hauptsächlich, wenn sie mit interagieren. Zum Beispiel:

4Al + 3C = Al 4 C 3

2Al + N 2 = 2AlN

1. Alle Nichtmetalle spielen bei der Wechselwirkung mit ihnen die Rolle eines Oxidationsmittels. Zum Beispiel:

H2 + Cl2 = 2HCl

3H 2 + N 2 = 2NH 3

1. Jedes Nichtmetall wirkt als Oxidationsmittel bei Reaktionen mit Nichtmetallen, die einen niedrigeren EO aufweisen. Zum Beispiel:

2P + 5S = P 2 S 5

Bei dieser Reaktion ist Schwefel ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel, da der EO von Phosphor geringer ist als der EO von Schwefel.

1. Die oxidierenden Eigenschaften von Nichtmetallen zeigen sich in Reaktionen mit einigen komplexen Stoffen. Dabei ist besonders auf die oxidierenden Eigenschaften eines Nichtmetalls zu achten – bei Oxidationsreaktionen komplexer Stoffe:

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

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

1. Nicht nur Sauerstoff, sondern auch andere Nichtmetalle (und andere) können bei Reaktionen mit komplexen Stoffen die Rolle eines Oxidationsmittels spielen. Beispielsweise oxidiert das starke Oxidationsmittel Cl 2 Eisen(II)-chlorid V Eisen(III)-chlorid:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Die Fähigkeit einiger Nichtmetalle, andere aus ihren Lösungen zu verdrängen, beruht auf unterschiedlicher oxidativer Aktivität. Beispielsweise verdrängt Brom als stärkeres Oxidationsmittel freies Jod aus einer Kaliumjodidlösung:

2KI + Br 2 = 2KBr + I 2

Nichtmetalle als Reduktionsmittel

Es ist zu beachten, dass auch Nichtmetalle (außer Fluor) reduzierende Eigenschaften aufweisen können. Dabei werden die Elektronen von Nichtmetallatomen auf die Atome oxidierender Elemente verlagert. In den resultierenden Verbindungen weisen Nichtmetallatome positive Oxidationsstufen auf. Die höchste positive Oxidationsstufe eines Nichtmetalls entspricht normalerweise der Gruppennummer.

1. Alle Nichtmetalle wirken bei der Wechselwirkung mit Sauerstoff als Reduktionsmittel, da der EO von Sauerstoff größer ist als der EO aller anderen Nichtmetalle (außer Fluor):

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Verbrennung von Phosphor in Sauerstoff

1. Viele Nichtmetalle wirken als Reduktionsmittel bei Reaktionen mit komplexen oxidierenden Stoffen:

ZnO + C = Zn + CO

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Somit können fast alle Nichtmetalle sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel wirken. Es hängt davon ab, mit welcher Substanz das Nichtmetall interagiert.

Selbstoxidation – Selbstheilungsreaktionen

Es gibt auch Reaktionen, bei denen dasselbe Nichtmetall sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel ist. Das Reaktionen der Selbstoxidation – Selbstheilung (Disproportionierung). Zum Beispiel:

Nichtmetalle- chemische Elemente, die einfache Körper bilden, die keine für Metalle charakteristischen Eigenschaften aufweisen. Ein qualitatives Merkmal von Nichtmetallen ist die Elektronegativität.

Elektronegativität― Dies ist die Fähigkeit, eine chemische Bindung zu polarisieren und gemeinsame Elektronenpaare anzuziehen.

Es gibt 22 Elemente, die als Nichtmetalle klassifiziert sind.

1. Zeitraum

3. Periode

4. Periode

5. Periode

6. Periode

Wie aus der Tabelle ersichtlich ist, befinden sich nichtmetallische Elemente hauptsächlich im oberen rechten Teil des Periodensystems.

Struktur von Nichtmetallatomen

Ein charakteristisches Merkmal von Nichtmetallen ist die größere Anzahl von Elektronen (im Vergleich zu Metallen) im äußeren Energieniveau ihrer Atome. Dies bestimmt ihre größere Fähigkeit, zusätzliche Elektronen zu binden und eine höhere oxidative Aktivität als Metalle zu zeigen. Besonders starke oxidierende Eigenschaften, also die Fähigkeit, Elektronen hinzuzufügen, weisen Nichtmetalle auf, die sich in der 2. und 3. Periode der Gruppen VI-VII befinden. Wenn wir die Anordnung der Elektronen in Orbitalen in den Atomen von Fluor, Chlor und anderen Halogenen vergleichen, können wir ihre charakteristischen Eigenschaften beurteilen. Das Fluoratom hat keine freien Orbitale. Daher können Fluoratome nur I aufweisen und die Oxidationsstufe ist 1. Das stärkste Oxidationsmittel ist Fluor. In den Atomen anderer Halogene, beispielsweise im Chloratom, gibt es freie d-Orbitale auf dem gleichen Energieniveau. Dadurch kann die Elektronenpaarung auf drei verschiedene Arten erfolgen. Im ersten Fall kann Chlor eine Oxidationsstufe von +3 aufweisen und chlorige Säure HClO2 bilden, die Salzen entspricht – beispielsweise Kaliumchlorit KClO2. Im zweiten Fall kann Chlor Verbindungen bilden, in denen Chlor +5 ist. Zu diesen Verbindungen gehören HClO3 und ee, zum Beispiel Kaliumchlorat KClO3 (Bertoletova). Im dritten Fall weist Chlor eine Oxidationsstufe von +7 auf, beispielsweise in Perchlorsäure HClO4 und ihren Salzen, Perchloraten (in Kaliumperchlorat KClO4).

Strukturen nichtmetallischer Moleküle. Physikalische Eigenschaften von Nichtmetallen

Im gasförmigen Zustand bei Raumtemperatur sind:

· Wasserstoff - H2;

· Stickstoff - N2;

· Sauerstoff – O2;

Fluor - F2;

· Radon - Rn).

In Flüssigkeit - Brom - Br.

In Vollton:

Bor - B;

· Kohlenstoff - C;

· Silizium – Si;

· Phosphor - P;

· Selen – Se;

Tellur - Te;

Es ist viel reicher an Nichtmetallen und Farben: Rot für Phosphor, Braun für Brom, Gelb für Schwefel, Gelbgrün für Chlor, Violett für Joddampf usw.

Die typischsten Nichtmetalle haben eine molekulare Struktur, während die weniger typischen eine nichtmolekulare Struktur haben. Dies erklärt den Unterschied in ihren Eigenschaften.

Zusammensetzung und Eigenschaften einfacher Stoffe – Nichtmetalle

Nichtmetalle bilden sowohl einatomige als auch zweiatomige Moleküle. ZU einatomig Zu den Nichtmetallen zählen Inertgase, die selbst mit den aktivsten Substanzen praktisch nicht reagieren. befinden sich in der Gruppe VIII des Periodensystems und die chemischen Formeln der entsprechenden einfachen Substanzen lauten wie folgt: He, Ne, Ar, Kr, Xe und Rn.

Es bilden sich einige Nichtmetalle zweiatomig Moleküle. Dies sind H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (Elemente der Gruppe VII des Periodensystems) sowie Sauerstoff O2 und Stickstoff N2. Aus triatomisch Moleküle bestehen aus Ozongas (O3). Für nichtmetallische Stoffe, die sich in einem festen Zustand befinden, ist es ziemlich schwierig, eine chemische Formel zu erstellen. Die Kohlenstoffatome im Graphit sind auf unterschiedliche Weise miteinander verbunden. Es ist schwierig, ein einzelnes Molekül in den gegebenen Strukturen zu isolieren. Beim Schreiben chemischer Formeln für solche Stoffe, wie im Fall von Metallen, wird die Annahme eingeführt, dass solche Stoffe nur aus Atomen bestehen. werden in diesem Fall ohne Indizes geschrieben: C, Si, S usw. Solche einfachen Substanzen wie Sauerstoff, die die gleiche qualitative Zusammensetzung haben (beide bestehen aus demselben Element - Sauerstoff), sich jedoch in der Anzahl der Atome im Molekül unterscheiden , haben unterschiedliche Eigenschaften. Sauerstoff hat also keinen Geruch, während Ozon einen stechenden Geruch hat, den wir bei einem Gewitter riechen. Die Eigenschaften der harten Nichtmetalle Graphit und Diamant, die ebenfalls die gleiche qualitative Zusammensetzung, aber unterschiedliche Strukturen haben, unterscheiden sich stark (Graphit ist spröde, hart). Somit werden die Eigenschaften eines Stoffes nicht nur durch seine qualitative Zusammensetzung bestimmt, sondern auch dadurch, wie viele Atome im Molekül des Stoffes enthalten sind und wie sie miteinander verbunden sind. in Form einfacher Körper liegen sie im festen gasförmigen Zustand vor (außer Brom - flüssig). Sie verfügen nicht über die physikalischen Eigenschaften von Metallen. Harte Nichtmetalle haben nicht den typischen Glanz von Metallen, sind meist spröde und leiten Wärme schlecht (mit Ausnahme von Graphit). Kristallines Bor B hat (wie kristallines Silizium) einen sehr hohen Schmelzpunkt (2075 °C) und eine hohe Härte. Die elektrische Leitfähigkeit von Bor nimmt mit steigender Temperatur stark zu, was einen breiten Einsatz in der Halbleitertechnologie ermöglicht. Der Zusatz von Bor zu Stahl und Legierungen aus Aluminium, Kupfer, Nickel usw. verbessert deren mechanische Eigenschaften. Boride (Verbindungen mit bestimmten Metallen, zum Beispiel Titan: TiB, TiB2) werden bei der Herstellung von Triebwerksteilen und Gasturbinenschaufeln benötigt. Wie aus Schema 1 ersichtlich ist, haben Kohlenstoff – C, Silizium – Si, – B eine ähnliche Struktur und einige gemeinsame Eigenschaften. Als einfache Stoffe kommen sie in zwei Formen vor – kristallin und amorph. Die kristallinen Formen dieser Elemente sind sehr hart und weisen einen hohen Schmelzpunkt auf. Kristallin hat Halbleitereigenschaften. Alle diese Elemente bilden Verbindungen mit Metallen - , und (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Einige von ihnen haben eine größere Härte, zum Beispiel Fe3C, TiB. zur Herstellung von Acetylen verwendet.

Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen

Entsprechend den Zahlenwerten der relativen Elektronegativitäten nehmen die oxidierenden Nichtmetalle in der folgenden Reihenfolge zu: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Nichtmetalle als Oxidationsmittel

Die oxidierenden Eigenschaften von Nichtmetallen zeigen sich bei ihrer Wechselwirkung:

· mit Metallen: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· mit Wasserstoff: H2 + F2 = 2HF;

· bei Nichtmetallen mit geringerer Elektronegativität: 2P + 5S = P2S5;

· mit einigen komplexen Stoffen: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Nichtmetalle als Reduktionsmittel

1. Alle Nichtmetalle (außer Fluor) zeigen bei Wechselwirkung mit Sauerstoff reduzierende Eigenschaften:

S + O2 = SO2, 2H2 + O2 = 2H2O.

Sauerstoff kann in Kombination mit Fluor auch eine positive Oxidationsstufe aufweisen, also ein Reduktionsmittel sein. Alle anderen Nichtmetalle weisen reduzierende Eigenschaften auf. Chlor verbindet sich beispielsweise nicht direkt mit Sauerstoff, indirekt ist es jedoch möglich, seine Oxide (Cl2O, ClO2, Cl2O2) zu erhalten, in denen Chlor eine positive Oxidationsstufe aufweist. Bei hohen Temperaturen verbindet sich Stickstoff direkt mit Sauerstoff und zeigt reduzierende Eigenschaften. Noch leichter reagiert Schwefel mit Sauerstoff.

2. Viele Nichtmetalle zeigen bei Wechselwirkung mit komplexen Stoffen reduzierende Eigenschaften:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO3 konz = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.

3. Es gibt auch Reaktionen, bei denen ein Nichtmetall sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel ist:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluor ist das typischste Nichtmetall, das keine reduzierenden Eigenschaften besitzt, d. h. die Fähigkeit, bei chemischen Reaktionen Elektronen abzugeben.

Nichtmetallische Verbindungen

Nichtmetalle können Verbindungen mit unterschiedlichen intramolekularen Bindungen eingehen.

Arten von Nichtmetallverbindungen

Allgemeine Formeln von Wasserstoffverbindungen nach Gruppen des Periodensystems der chemischen Elemente sind in der Tabelle aufgeführt:

	Flüchtige Wasserstoffverbindungen

Gesamtchalkogene.

In der Hauptuntergruppe der sechsten Gruppe des Periodensystems der Elemente. I. Mendeleev enthält die Elemente: Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se), (Te) und (Po). Diese Elemente werden zusammenfassend als Chalkogene bezeichnet, was „erzbildend“ bedeutet.

In der Untergruppe der Chalkogene ändern sich von oben nach unten mit zunehmender Atomladung auf natürliche Weise die Eigenschaften der Elemente: Ihre nichtmetallischen Eigenschaften nehmen ab und ihre metallischen Eigenschaften nehmen zu. Also - ein typisches Nichtmetall und Polonium - ein Metall (radioaktiv).

Graues Selen

Herstellung von Fotozellen und Stromgleichrichtern

In der Halbleitertechnik

Biologische Rolle von Chalkogenen

Schwefel spielt eine wichtige Rolle im Leben von Pflanzen, Tieren und Menschen. In tierischen Organismen ist Schwefel Bestandteil fast aller Proteine, schwefelhaltigen Proteine ​​und Proteine ​​sowie Vitamin B1 und dem Hormon Insulin. Bei einem Mangel an Schwefel verlangsamt sich das Wollwachstum bei Schafen und bei Vögeln wird ein schlechtes Gefieder festgestellt.

Die Pflanzen, die am meisten Schwefel verbrauchen, sind Kohl, Salat und Spinat. Auch Erbsen- und Bohnenschoten, Radieschen, Rüben, Zwiebeln, Meerrettich, Kürbis und Gurken sind reich an Schwefel; Rüben sind zudem schwefelarm.

Von den chemischen Eigenschaften her sind Selen und Tellur dem Schwefel sehr ähnlich, von den physiologischen Eigenschaften her sind sie jedoch dessen Gegenspieler. Für eine normale Funktion des Körpers sind nur sehr geringe Mengen Selen erforderlich. Selen wirkt sich positiv auf das Herz-Kreislauf-System und die roten Blutkörperchen aus und verbessert die Immuneigenschaften des Körpers. Eine erhöhte Menge an Selen verursacht bei Tieren Krankheiten, die sich in Abmagerung und Schläfrigkeit äußern. Ein Mangel an Selen im Körper führt zu Störungen des Herzens, der Atmungsorgane, Schwellungen des Körpers und kann sogar auftreten. Selen hat eine erhebliche Wirkung auf Tiere. Hirsche beispielsweise, die über eine hohe Sehschärfe verfügen, enthalten in der Netzhaut 100-mal mehr Selen als in anderen Körperteilen. In der Pflanzenwelt enthalten alle Pflanzen viel Selen. Die Pflanze speichert besonders große Mengen davon.

Die physiologische Rolle von Tellur für Pflanzen, Tiere und Menschen wurde weniger untersucht als die von Selen. Es ist bekannt, dass Tellur im Vergleich zu Selen weniger toxisch ist und Tellurverbindungen im Körper schnell zu elementarem Tellur reduziert werden, das sich wiederum mit organischen Substanzen verbindet.

Allgemeine Eigenschaften von Elementen der Stickstoff-Untergruppe

Die Hauptuntergruppe der fünften Gruppe umfasst Stickstoff (N), Phosphor (P), Arsen (As), Antimon (Sb) und (Bi).

In der Untergruppe von Stickstoff bis Wismut nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften von oben nach unten ab, während die metallischen Eigenschaften und der Atomradius zunehmen. Stickstoff, Phosphor, Arsen sind Nichtmetalle, gehören aber zu den Metallen.

Stickstoff-Untergruppe

Vergleichsmerkmale	7 N-Stickstoff	15 P Phosphor	33 Als Arsen	51 Sb-Antimon	83 Bi-Wismut
Elektronische Struktur					…4f145d106S26p3
Oxidationszustand	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Elektro- Negativität
In der Natur sein	Im freien Zustand – in der Atmosphäre (N2 –), im gebundenen Zustand – in der Zusammensetzung von NaNO3 –; KNO3 – Indischer Salpeter	Ca3(PO4)2 – Phosphorit, Ca5(PO4)3(OH) – Hydroxylapatit, Ca5(PO4)3F – Fluorapatit
Allotrope Formen unter normalen Bedingungen	Stickstoff (eine Form)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (Ammoniumhydroxid); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (Phosphoniumhydroxid). Biologische Rolle von Stickstoff und Phosphor Stickstoff spielt im Pflanzenleben eine äußerst wichtige Rolle, da er Bestandteil von Aminosäuren, Proteinen und Chlorophyll, B-Vitaminen und aktivierenden Enzymen ist. Daher wirkt sich ein Stickstoffmangel im Boden negativ auf die Pflanzen aus, vor allem auf den Chlorophyllgehalt in den Blättern, was zu deren Blässe führt. verbrauchen 50 bis 250 kg Stickstoff pro 1 Hektar Bodenfläche. Der meiste Stickstoff kommt in Blüten, jungen Blättern und Früchten vor. Die wichtigste Stickstoffquelle für Pflanzen ist Stickstoff – das sind vor allem Ammoniumnitrat und Ammoniumsulfat. Hervorzuheben ist auch die besondere Rolle von Stickstoff als Bestandteil der Luft – dem wichtigsten Bestandteil der belebten Natur. Kein einziges chemisches Element ist so aktiv und vielfältig an den Lebensvorgängen pflanzlicher und tierischer Organismen beteiligt wie Phosphor. Es ist Bestandteil von Nukleinsäuren und Bestandteil einiger Enzyme und Vitamine. Bei Tieren und Menschen sind bis zu 90 % des Phosphors in den Knochen konzentriert, bis zu 10 % in den Muskeln und etwa 1 % im Nervensystem (in Form anorganischer und organischer Verbindungen). In Muskeln, Leber, Gehirn und anderen Organen kommt es in Form von Phosphatiden und Phosphorestern vor. Phosphor ist an Muskelkontraktionen und am Aufbau von Muskel- und Knochengewebe beteiligt. Menschen, die geistig arbeiten, müssen eine erhöhte Menge an Phosphor zu sich nehmen, um eine Erschöpfung der Nervenzellen zu verhindern, die gerade bei geistiger Arbeit unter erhöhter Belastung arbeiten. Bei einem Mangel an Phosphor nimmt die Leistungsfähigkeit ab, es entwickelt sich eine Neurose und zweiwertiges Germanium, Zinn und Blei GeO, SnO, PbO werden durch amphotere Oxide gestört. Die höheren Oxide von Kohlenstoff und Silizium CO2 und SiO2 sind saure Oxide, die den Hydroxiden mit schwach sauren Eigenschaften entsprechen – H2CO3 und Kieselsäure H2SiO3. Amphotere Oxide – GeO2, SnO2, PbO2 – entsprechen amphoteren Hydroxiden, und beim Übergang von Germaniumhydroxid Ge(OH)4 zu Bleihydroxid Pb(OH)4 werden die sauren Eigenschaften abgeschwächt und die basischen verstärkt. Biologische Rolle von Kohlenstoff und Silizium Kohlenstoffverbindungen sind die Grundlage pflanzlicher und tierischer Organismen (45 % des Kohlenstoffs kommen in Pflanzen und 26 % in tierischen Organismen vor). Kohlenmonoxid (II) und Kohlenmonoxid (IV) weisen charakteristische biologische Eigenschaften auf. Kohlenmonoxid (II) ist ein sehr giftiges Gas, da es sich fest an Hämoglobin im Blut bindet und dem Hämoglobin die Fähigkeit nimmt, Sauerstoff von der Lunge zu den Kapillaren zu transportieren. Beim Einatmen kann CO zu Vergiftungen und möglicherweise sogar zum Tod führen. Kohlenmonoxid ist für Pflanzen besonders wichtig. In Pflanzenzellen (insbesondere in Blättern) entsteht in Gegenwart von Chlorophyll und unter Einwirkung von Sonnenenergie aus Kohlendioxid und Wasser unter Freisetzung von Sauerstoff Glukose. Durch die Photosynthese binden Pflanzen jährlich 150 Milliarden Tonnen Kohlenstoff und 25 Milliarden Tonnen Wasserstoff und geben bis zu 400 Milliarden Tonnen Sauerstoff an die Atmosphäre ab. Wissenschaftler haben herausgefunden, dass Pflanzen etwa 25 % des CO2 über das Wurzelsystem aus im Boden gelösten Karbonaten aufnehmen. Pflanzen nutzen Silizium zum Aufbau von Hautgewebe. Das in Pflanzen enthaltene Silizium dringt in die Zellwände ein, macht sie härter und widerstandsfähiger gegen Schäden durch Insekten und schützt sie vor Pilzinfektionen. Silizium kommt in fast allen tierischen und menschlichen Geweben vor, insbesondere Leber und Knorpel sind reich daran. Bei Tuberkulosepatienten befindet sich deutlich weniger Silizium in den Knochen, Zähnen und Knorpeln als bei gesunden Menschen. Bei Erkrankungen wie Botkin kommt es zu einer Abnahme des Siliziumgehalts im Blut, bei einer Schädigung des Dickdarms hingegen zu einer Erhöhung des Siliziumgehalts im Blut.

Wechselwirkung mit Metallen:
2Na + S = Na 2 S
- Wechselwirkung mit Wasserstoff (es entstehen flüchtige Wasserstoffverbindungen):
H2 + Cl2 = 2HCl
- Jedes Nichtmetall wirkt als Oxidationsmittel bei Reaktionen mit Nichtmetallen, die einen niedrigeren Elektronegativitätswert haben:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3
- Wechselwirkung mit komplexen Substanzen:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Wiederherstellende Eigenschaften

Wechselwirkung mit Sauerstoff (Ausnahme – Fluor):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- Wechselwirkung mit komplexen oxidierenden Substanzen:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2? + 2H 2 O.
Bei der Wechselwirkung mit Nichtmetallen wird konzentrierte Schwefelsäure zu SO 2 reduziert.

Disproportionierungsreaktion

Charakteristisch für aktive Nichtmetalle. Tritt in einer alkalischen Umgebung auf:
3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.

Allgemeine Charakteristiken. Von allen derzeit bekannten Elementen gehören etwa 80 % zu Metallen: s-Elemente der Gruppen I und II, alle d- und f-Elemente sowie eine Reihe von p-Elementen der Hauptuntergruppen des Periodensystems. Die typischsten Metalle befinden sich am Anfang von Perioden (mit Ausnahme der ersten). Das Hauptmerkmal metallischer Elemente ist das Vorhandensein einer geringen Anzahl von Elektronen in ihren äußeren Energieniveaus (1,2,3).

In der Natur kommen Metalle sowohl in freier Form als auch in Form von Verbindungen vor. In ihrer freien Form gibt es chemisch weniger aktive Metalle, die mit Sauerstoff schwer zu oxidieren sind: Platin, Gold, Silber, Quecksilber, Kupfer usw. Alle Metalle, mit Ausnahme von Quecksilber, sind unter normalen Bedingungen feste Stoffe mit einem charakteristischen Glanz die elektrischen Strom und Wärme gut leiten. Die meisten Metalle können geschmiedet, gezogen und gewalzt werden. Aufgrund ihrer Farbe werden alle Metalle herkömmlicherweise in zwei Gruppen eingeteilt: Eisen und Nichteisen. Anhand ihrer Dichte werden Leichtmetalle unterschieden (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Beispiele für Leichtmetalle sind Kalium, Natrium, Kalzium, Aluminium usw. Zu den Schwermetallen gehören Osmium, Zinn, Blei, Nickel, Quecksilber, Gold, Platin usw. Auch der Schmelzpunkt von Metallen ist unterschiedlich: von -38,9 °C (Quecksilber) bis 3380 °C (Wolfram). Metalle können sich auch in der Härte unterscheiden: Die weichsten Metalle sind Natrium und Kalium (mit einem Messer geschnitten), die härtesten sind Nickel, Wolfram und Chrom (letzteres schneidet Glas). Verschiedene Metalle leiten Wärme und Strom unterschiedlich: Der beste Stromleiter ist Silber, der schlechteste ist Quecksilber.

Im geschmolzenen Zustand können sich Metalle untereinander verteilen und Legierungen bilden. Die meisten geschmolzenen Metalle sind in unbegrenzten Mengen miteinander mischbar. Beim Mischen geschmolzener Metalle lösen sich entweder die Schmelzen eines Metalls einfach in einem anderen auf oder die Metalle gehen eine chemische Verbindung ein. Am häufigsten handelt es sich bei Legierungen um Mischungen freier Metalle mit ihren chemischen Verbindungen. Zu den Legierungen können auch Nichtmetalle gehören (Gusseisen ist eine Legierung aus Eisen und Kohlenstoff). Die Eigenschaften von Metallen unterscheiden sich erheblich von den Eigenschaften ihrer Bestandteile.

Es ist bekannt, dass Metalle auf ihrem äußeren Energieniveau (EEL) 1–3 Valenzelektronen haben. Daher geben sie ihre Elektronen relativ leicht an Nichtmetalle ab, die im Windrad 5-7 Elektronen haben. Somit reagieren Metalle direkt mit Halogenen. Die meisten Me reagieren gut mit Sauerstoff (mit Ausnahme von Gold, Platin, Silber) und bilden Oxide und Peroxide; reagieren mit Schwefel unter Bildung von Sulfiden. Alkali-Erdalkalimetalle reagieren leicht mit Wasser und bilden darin lösliche Alkalien. Metalle mittlerer Aktivität reagieren nur beim Erhitzen mit Wasser. Niedrigaktive Metalle reagieren überhaupt nicht mit Wasser. Die meisten Metalle lösen sich in Säuren. Allerdings ist die chemische Reaktivität verschiedener Metalle unterschiedlich. Sie wird durch die Leichtigkeit der Metallatome bestimmt, Valenzelektronen abzugeben.

Elektronenquantenzahlen

Quantenzahl N – Die Hauptsache . Es bestimmt die Energie des Elektrons im Wasserstoffatom und in Einelektronensystemen (He +, Li 2+ usw.). In diesem Fall die Elektronenenergie

Orbitale Quantenzahl charakterisiert die Form der Orbitale und nimmt Werte von 0 bis an N– 1. Außer numerisch l hat Buchstabenbezeichnungen

l	=						…
l	=	S	P	D	F	G	…

Elektronen mit gleichem Wert l bilden eine Unterebene.

Quantenzahl l bestimmt die Quantisierung des Bahndrehimpulses eines Elektrons im kugelsymmetrischen Coulomb-Feld des Kerns.

Quantenzahl m l angerufen magnetisch . Es bestimmt die räumliche Lage des Atomorbitals und nimmt ganzzahlige Werte von – l bis + l durch Null, also 2 l+ 1 Werte. Der Ort des Orbitals wird durch den Wert der Projektion des Vektors des Orbitaldrehimpulses charakterisiert Mz zu einer beliebigen Koordinatenachse (normalerweise die z):

Tabelle 2.1. Die Anzahl der Orbitale auf Energieunterebenen.

Orbitale derselben Unterebene ( l= const) haben die gleiche Energie. Dieser Zustand wird aufgerufen energetisch degenerieren. Also P-orbital – dreimal, D- fünfmal und F– siebenfach entartet.

Grenzflächen S-, P-, D-, F- Orbitale sind in Abb. dargestellt. 2.1.

s-Orbitale sphärisch symmetrisch für jeden N und unterscheiden sich voneinander nur in der Größe der Kugel. Ihre maximal symmetrische Form ist darauf zurückzuführen, dass wann l= 0 und μ l = 0.

p-Orbitale existieren wann N≥ 2 und l= 1, daher sind drei Möglichkeiten der Orientierung im Raum möglich: m l= –1, 0, +1. Alle p-Orbitale haben eine Knotenebene, die das Orbital in zwei Bereiche teilt, sodass die Grenzflächen die Form von Hanteln haben, die in einem Winkel von 90° zueinander im Raum ausgerichtet sind. Die Symmetrieachsen für sie sind die Koordinatenachsen, die bezeichnet werden p x, p y, p z.

d-Orbitale bestimmt durch die Quantenzahl l = 2 (N≥ 3), bei dem m l= –2, –1, 0, +1, +2, d. h. sie zeichnen sich durch fünf Möglichkeiten der Orientierung im Raum aus. D-Orbitale, die durch Schaufeln entlang der Koordinatenachsen ausgerichtet sind, werden bezeichnet d z² und d x ²– j² und Klingen, die entlang der Winkelhalbierenden der Koordinatenwinkel ausgerichtet sind - dxy, d yz, dxz.

Sieben F-Orbitale, dazugehörigen l = 3 (N≥ 4) werden in Form von Grenzflächen dargestellt, wie in Abb. 2.1.

Quantenzahlen N, l Und m l charakterisieren den Zustand eines Elektrons in einem Atom nicht vollständig. Es wurde experimentell festgestellt, dass das Elektron eine weitere Eigenschaft hat – den Spin. Vereinfacht lässt sich der Spin als Drehung eines Elektrons um seine eigene Achse darstellen. Spinquantenzahlm s hat nur zwei Bedeutungen MS= ±1/2, was zwei Projektionen des Drehimpulses des Elektrons auf die ausgewählte Achse darstellt. Elektronen mit unterschiedlichen MS werden durch nach oben und unten zeigende Pfeile angezeigt.

In Mehrelektronenatomen wird wie im Wasserstoffatom der Zustand des Elektrons durch die Werte derselben vier Quantenzahlen bestimmt, aber in diesem Fall befindet sich das Elektron nicht nur im Feld des Kerns, sondern auch im Feld anderer Elektronen. Daher wird die Energie in Mehrelektronenatomen nicht nur durch die Hauptquantenzahl, sondern auch durch die Orbitalquantenzahl bzw. deren Summe bestimmt: Die Energie der Atomorbitale nimmt mit zunehmender Summe zu N + l; Bei gleicher Menge wird zuerst die Ebene mit der kleineren gefüllt N und groß l. Die Energie der Atomorbitale nimmt entsprechend der Reihe zu

1S < 2S < 2P < 3S < 3P < 4S ≈ 3D < 4P < 5S ≈ 4D < 5P < 6S ≈ 4F ≈ 5D < 6P < 7S ≈ 5F ≈ 6D < 7P.

Vier Quantenzahlen beschreiben also den Zustand eines Elektrons in einem Atom und charakterisieren die Energie des Elektrons, seinen Spin, die Form der Elektronenwolke und seine Orientierung im Raum. Wenn ein Atom von einem Zustand in einen anderen übergeht, kommt es zu einer Umstrukturierung der Elektronenwolke, das heißt, die Werte der Quantenzahlen ändern sich, was mit der Absorption oder Emission von Energiequanten durch das Atom einhergeht.

Moderne Formulierung des Periodengesetzes ist das:
„Die Eigenschaften chemischer Elemente (d. h. die Eigenschaften und die Form der Verbindungen, die sie bilden) hängen periodisch von der Ladung des Atomkerns der chemischen Elemente ab.“

Mendelejew-Tisch

Mendelejews Periodensystem besteht aus 8 Gruppen und 7 Perioden.

Die vertikalen Spalten einer Tabelle werden aufgerufen Gruppen . Die Elemente innerhalb jeder Gruppe haben ähnliche chemische und physikalische Eigenschaften. Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass Elemente derselben Gruppe ähnliche elektronische Konfigurationen der äußeren Schicht haben, deren Anzahl an Elektronen gleich der Gruppennummer ist. In diesem Fall wird die Gruppe aufgeteilt in Haupt- und Nebenuntergruppen.

IN Hauptuntergruppen umfasst Elemente, deren Valenzelektronen sich auf den äußeren ns- und np-Unterebenen befinden. IN Nebenuntergruppen umfasst Elemente, deren Valenzelektronen sich auf der äußeren ns-Unterebene und der inneren (n - 1) d-Unterebene (oder (n - 2) f-Unterebene) befinden.

Alle Elemente in Periodensystem , abhängig davon, in welche Unterebene (s-, p-, d- oder f-) Valenzelektronen eingeteilt werden in: s-Elemente (Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II), p-Elemente (Elemente der Hauptuntergruppen III). - VII-Gruppen), D-Elemente (Elemente von Nebenuntergruppen), F-Elemente (Lanthaniden, Aktiniden).

Die höchste Wertigkeit eines Elements (mit Ausnahme von O, F, Elementen der Kupfer-Untergruppe und der Gruppe Acht) entspricht der Nummer der Gruppe, in der es vorkommt.

Für Elemente der Haupt- und Nebennebengruppen sind die Formeln der höheren Oxide (und ihrer Hydrate) gleich. In den Hauptuntergruppen ist die Zusammensetzung der Wasserstoffverbindungen für die Elemente dieser Gruppe gleich. Feste Hydride bilden Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I–III und die Gruppen IV–VII bilden gasförmige Wasserstoffverbindungen. Wasserstoffverbindungen vom Typ EN 4 sind eher neutrale Verbindungen, EN 3 sind Basen, H 2 E und NE sind Säuren.

Die horizontalen Zeilen einer Tabelle werden aufgerufen Perioden . Die Elemente in den Perioden unterscheiden sich voneinander, was ihnen jedoch gemeinsam ist, ist, dass sich die letzten Elektronen auf dem gleichen Energieniveau befinden ( HauptquantenzahlN- das gleiche ).

Die erste Periode unterscheidet sich von den anderen dadurch, dass es nur zwei Elemente gibt: Wasserstoff H und Helium He.

In der zweiten Periode gibt es 8 Elemente (Li – Ne). Lithium Li, ein Alkalimetall, beginnt die Periode und das Edelgas Neon Ne schließt sie ab.

In der dritten Periode gibt es, genau wie in der zweiten, 8 Elemente (Na – Ar). Die Periode beginnt mit dem Alkalimetall Natrium Na und wird vom Edelgas Argon Ar abgeschlossen.

Die vierte Periode enthält 18 Elemente (K – Kr) – Mendelejew bezeichnete sie als die erste große Periode. Es beginnt ebenfalls mit dem Alkalimetall Kalium und endet mit dem Edelgas Krypton Kr. Die Zusammensetzung großer Perioden umfasst Übergangselemente (Sc - Zn) - D- Elemente.

In der fünften Periode gibt es, ähnlich wie in der vierten, 18 Elemente (Rb - Xe) und ihre Struktur ähnelt der vierten. Es beginnt ebenfalls mit dem Alkalimetall Rubidium Rb und endet mit dem Edelgas Xenon Xe. Die Zusammensetzung großer Perioden umfasst Übergangselemente (Y - Cd) - D- Elemente.

Die sechste Periode besteht aus 32 Elementen (Cs – Rn). Außer 10 D-Elemente (La, Hf - Hg) enthält eine Reihe von 14 F-Elemente (Lanthanide) - Ce - Lu

Die siebte Periode ist noch nicht vorbei. Sie beginnt mit Franc Fr, man kann davon ausgehen, dass sie wie die sechste Periode 32 Elemente enthalten wird. Bisher wurden jedoch nur 24 gefunden (bis zum Element mit Z = 110). Dazu gehören 14 F-Elemente, die zu den Aktiniden gehören.

Periodisches Gesetz

Mendelejew formulierte das Periodengesetz wie folgt: „Die Eigenschaften einfacher Körper sowie die Formen und Eigenschaften von Elementverbindungen und damit die Eigenschaften der einfachen und komplexen Körper, die sie bilden, hängen periodisch von ihrem Atomgewicht ab.“ ”
Es gibt vier Hauptperiodenmuster:

Oktettregel besagt, dass alle Elemente dazu neigen, ein Elektron zu gewinnen oder zu verlieren, um die Acht-Elektronen-Konfiguration des nächstgelegenen Edelgases zu erreichen. Weil Da die äußeren s- und p-Orbitale von Edelgasen vollständig gefüllt sind, sind sie die stabilsten Elemente.
Ionisationsenergie ist die Energiemenge, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem Atom zu entfernen. Gemäß der Oktettregel ist beim Durchlaufen des Periodensystems von links nach rechts mehr Energie erforderlich, um ein Elektron zu entfernen. Daher neigen Elemente auf der linken Seite der Tabelle dazu, ein Elektron zu verlieren, und diejenigen auf der rechten Seite neigen dazu, eines zu gewinnen. Inerte Gase haben die höchste Ionisierungsenergie. Die Ionisierungsenergie nimmt ab, wenn man sich in der Gruppe nach unten bewegt, weil Elektronen auf niedrigem Energieniveau haben die Fähigkeit, Elektronen auf höherem Energieniveau abzustoßen. Dieses Phänomen nennt man abschirmende Wirkung. Aufgrund dieses Effekts sind die äußeren Elektronen weniger fest an den Kern gebunden. Im Verlauf der Periode nimmt die Ionisierungsenergie gleichmäßig von links nach rechts zu.

Elektronenaffinität– die Energieänderung, wenn ein Atom einer Substanz im gasförmigen Zustand ein zusätzliches Elektron aufnimmt. Je weiter man sich in der Gruppe nach unten bewegt, desto weniger negativ wird die Elektronenaffinität aufgrund des Abschirmeffekts.

Atomradius. Als Radius eines freien Atoms wird die Lage des Hauptmaximums der Dichte der äußeren Elektronenhüllen angenommen. Dies ist das sogenannte Umlaufradius . Bei der Untersuchung der Struktur von Molekülen und Kristallen kann davon ausgegangen werden, dass Atome und Ionen je nach Art der chemischen Bindung einen bestimmten effektiven Radius haben. Wenn wir nur die relativen Werte der Atomradien betrachten, ist es leicht, die Periodizität ihrer Abhängigkeit von der Elementzahl zu erkennen.

In Perioden Orbitalradien der Atome mit zunehmender Kernladung Z nehmen im Allgemeinen monoton ab, da der Grad der Wechselwirkung der äußeren Elektronen mit dem Kern zunimmt.

In Untergruppen Die Radien vergrößern sich hauptsächlich durch eine Zunahme der Zahl der Elektronenschalen.

U S- Und P-Elemente ist die Änderung der Radien sowohl in Perioden als auch in Untergruppen stärker ausgeprägt als in D- Und F-Elemente, weil D- Und F-Elektronen sind intern. Radien reduzieren D- und f-Elemente in Perioden werden aufgerufen D- Und F-Kompression. Folge F-Kompression ist der Atomradius elektronischer Analoga D-Elemente der fünften und sechsten Periode sind nahezu identisch

Ionisationsenergie Atom ICH ist die Energiemenge, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem nicht angeregten Atom oder Ion zu entfernen.

Ionisationsenergie ICH ausgedrückt in kJ∙mol –1 oder eV∙Atom –1. Bedeutung ICH in Elektronenvolt ist numerisch gleich dem in Volt ausgedrückten Ionisationspotential, da E = e - · ICH.

E + – e – = E + , Δ H = ICH 1 – erstes Ionisierungspotential; E – e – = E 2+ , Δ H = ICH 2 – zweites Ionisationspotential usw. ICH 1 < ICH 2 < ICH 3 < ICH 4 ...

Die Ionisierungsenergie bestimmt die Art und Stärke chemischer Bindungen und die reduzierenden Eigenschaften von Elementen.

Elektronenaffinitätsenergie. Ein weiteres wichtiges Merkmal eines Atoms in der Chemie ist Elektronenaffinitätsenergie– Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Elektron an ein neutrales Atom bindet. Je größer die Elektronenaffinität, desto stärker ist das Oxidationsmittel des Elements. Experimentelle Bestimmung der Elektronenaffinitätsenergie E viel schwieriger als die Bestimmung der Ionisierungsenergie. Mengen E(in eV) für einige Atome sind unten angegeben:

Die nichtmonotone Änderung der Elektronenaffinität in einer Periode ist auch auf die vergleichsweise Stabilität vollständig und halbgefüllter Unterschalen zurückzuführen. Das stärkste aller elementaren Oxidationsmittel ist Fluor (es hat auch den kleinsten Atomradius aller Elemente der Gruppe VII).

Beachten Sie, dass im Gegensatz zur Ionisierung die Addition von zwei oder mehr Elektronen energetisch behindert wird und mehrfach geladene monoatomare negative Ionen im freien Zustand nicht existieren.

Sie haben keine Oxidationsfähigkeit neutral Atome mit stabiler Konfiguration S 2 und S 2 P 6 und Übergangselemente. Bei den übrigen Elementen des Periodensystems nimmt die Oxidationskapazität neutraler Atome von links nach rechts und von unten nach oben zu.

In Perioden nimmt die Elektronegativität zu, in Gruppen nimmt sie mit zunehmender Zeit ab Z, das heißt, sie nimmt entlang der Diagonale des Periodensystems von Cs nach F zu. Dieser Umstand bestimmt gewissermaßen die diagonale Ähnlichkeit der Elemente.

In der Haupt- und Nebenuntergruppe ändern sich die Eigenschaften der Elemente nichtmonoton, was auf die sogenannte sekundäre Periodizität mit dem Einfluss verbunden D- Und F-elektronische Schichten.

Aus der Analyse der Periodizität der geometrischen und energetischen Parameter von Atomen folgt, dass das periodische Gesetz verwendet werden kann, um physikalisch-chemische Konstanten zu bestimmen, Änderungen der Radien, Ionisierungsenergien und Elektronenaffinitäten und folglich des Säure-Base-Verhältnisses und des Redox vorherzusagen Eigenschaften ihrer Verbindungen.

Kovalente Bindung– die allgemeinste Art einer chemischen Bindung, die durch die Vergesellschaftung eines Elektronenpaares entsteht Austauschmechanismus, wenn jedes der wechselwirkenden Atome ein Elektron liefert, oder Donor-Akzeptor-Mechanismus, wenn ein Elektronenpaar zur gemeinsamen Nutzung von einem Atom (Donor) auf ein anderes Atom (Akzeptor) übertragen wird (Abb. 3.2).

Ein klassisches Beispiel für eine unpolare kovalente Bindung (die Elektronegativitätsdifferenz ist Null) wird in homonuklearen Molekülen beobachtet: H–H, F–F. Die Energie einer Zwei-Elektronen-Zweizentrenbindung liegt im Bereich von 200–2000 kJ∙mol –1.

Wenn eine heteroatomare kovalente Bindung gebildet wird, wird ein Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom verschoben, wodurch die Bindung polar wird. Die Ionizität einer polaren Bindung in Prozent wird durch die empirische Beziehung 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2 berechnet, wobei χ A und χ B die Elektronegativität der Atome A und B der Bindung sind AB-Molekül. Außer Polarisierbarkeit kovalente Bindung hat die Eigenschaft Sättigung– die Fähigkeit eines Atoms, so viele kovalente Bindungen zu bilden, wie es energetisch zugängliche Atomorbitale hat. Über die dritte Eigenschaft einer kovalenten Bindung – Fokus– wird weiter unten besprochen (siehe Methode der Valenzbindungen).

Ionenverbindung– ein Sonderfall von kovalent, wenn das resultierende Elektronenpaar vollständig zu einem elektronegativeren Atom gehört, das zu einem Anion wird. Die Grundlage für die Identifizierung dieser Bindung als eigenständiger Typ ist die Tatsache, dass Verbindungen mit einer solchen Bindung in einer elektrostatischen Näherung beschrieben werden können, wobei davon ausgegangen wird, dass die Ionenbindung auf der Anziehung positiver und negativer Ionen beruht. Die Wechselwirkung von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen ist richtungsunabhängig und Coulomb-Kräfte haben nicht die Eigenschaft der Sättigung. Daher zieht jedes Ion in einer ionischen Verbindung so viele Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen an, dass ein Kristallgitter ionischen Typs entsteht. In einem Ionenkristall gibt es keine Moleküle. Jedes Ion ist von einer bestimmten Anzahl von Ionen mit unterschiedlichem Vorzeichen (der Koordinationszahl des Ions) umgeben. Ionenpaare können im gasförmigen Zustand als polare Moleküle vorliegen. Im gasförmigen Zustand hat NaCl ein Dipolmoment von ~3∙10 –29 C∙m, was einer Verschiebung von 0,8 Elektronenladungen pro Bindungslänge von 0,236 nm von Na zu Cl entspricht, d. h. Na 0,8+ Cl 0,8– .

Metallverbindung entsteht durch teilweise Delokalisierung von Valenzelektronen, die sich im Metallgitter recht frei bewegen und elektrostatisch mit positiv geladenen Ionen interagieren. Die Bindungskräfte sind nicht lokalisiert oder gerichtet und delokalisierte Elektronen verursachen eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit.

Wasserstoffverbindung. Seine Entstehung beruht auf der Tatsache, dass durch eine starke Verschiebung eines Elektronenpaares in Richtung eines elektronegativen Atoms ein Wasserstoffatom, das eine effektive positive Ladung aufweist, mit einem anderen elektronegativen Atom (F, O, N, weniger) interagieren kann oft Cl, Br, S). Die Energie einer solchen elektrostatischen Wechselwirkung beträgt 20–100 kJ∙mol –1. Wasserstoffbrückenbindungen können sein innen- Und intermolekular . Eine intramolekulare Wasserstoffbrücke entsteht beispielsweise in Acetylaceton und geht mit einem Ringschluss einher (Abb. 3.3).

Carbonsäuremoleküle in unpolaren Lösungsmitteln dimerisieren aufgrund zweier intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen (Abb. 3.4).

Die Wasserstoffbindung spielt eine äußerst wichtige Rolle in biologischen Makromolekülen, beispielsweise anorganischen Verbindungen wie H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen zeichnet sich Wasser im Vergleich zu H 2 E (E = S, Se, Te) durch so hohe Schmelz- und Siedetemperaturen aus. Gäbe es keine Wasserstoffbrückenbindungen, würde Wasser bei –100 °C schmelzen und bei –80 °C sieden.

Van-der-Waals-Bindung (intermolekulare Bindung).– die universellste Art der intermolekularen Bindung, aufgrund Dispersionskräfte(induzierter Dipol – induzierter Dipol), Induktion Wechselwirkung (permanenter Dipol – induzierter Dipol) und orientierend Wechselwirkung (permanenter Dipol – permanenter Dipol). Die Energie der Van-der-Waals-Bindung ist geringer als die der Wasserstoffbindung und beträgt 2–20 kJ∙mol –1.

KOVALENTE BINDUNG

Dies geschieht aufgrund des zu beiden Atomen gehörenden Elektronenpaares. Für die Bildung kovalenter Bindungen gibt es Austausch- und Donor-Akzeptor-Mechanismen.

1) Austauschmechanismus. Jedes Atom trägt ein ungepaartes Elektron zu einem gemeinsamen Elektronenpaar bei:

2) Donor-Akzeptor-Mechanismus. Ein Atom (Donor) stellt ein Elektronenpaar bereit, und das andere Atom (Akzeptor) stellt ein leeres Orbital für dieses Paar bereit;

Zwei Atome können sich mehrere Elektronenpaare teilen. In diesem Fall reden sie darüber Vielfache Verbindungen:

Wenn die Elektronendichte symmetrisch zwischen Atomen liegt, spricht man von einer kovalenten Bindung unpolar.

Wird die Elektronendichte zu einem der Atome hin verschoben, spricht man von einer kovalenten Bindung Polar-.

Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der Atome ist, desto größer ist die Polarität der Bindung.

DEFINITION

Nichtmetalle– chemische Elemente, deren Atome zur Vervollständigung des äußeren Energieniveaus Elektronen aufnehmen und dabei negativ geladene Ionen bilden. Die elektronische Konfiguration der Valenzelektronen von Nichtmetallen ist im Allgemeinen - ns 2 n.p. 1−5 Ausnahmen bilden Wasserstoff (1s 1) und Helium (1s 2), die ebenfalls als Nichtmetalle gelten.

Nichtmetalle weisen in ihren Verbindungen normalerweise ein breites Spektrum an Oxidationsstufen auf. Die größere Anzahl an Elektronen auf dem externen Energieniveau im Vergleich zu Metallen bestimmt ihre größere Fähigkeit, Elektronen zu binden und eine hohe oxidative Aktivität zu zeigen.

Nichtmetalle in der Natur finden

Nichtmetalle kommen in der Erdkruste vor (hauptsächlich Sauerstoff und Silizium – 76 % der Masse der Erdkruste, sowie As, Se, I, Te, aber in sehr geringen Mengen), in der Luft (Stickstoff und Sauerstoff). ), in pflanzlicher Materie (98,5 % – Kohlenstoff, Wasserstoff, Sauerstoff, Schwefel, Phosphor und Stickstoff) sowie in der Grundlage der menschlichen Masse (97,6 % – Kohlenstoff, Wasserstoff, Sauerstoff, Schwefel, Phosphor und Stickstoff). Wasserstoff und Helium sind Bestandteile von Weltraumobjekten, einschließlich der Sonne. Nichtmetalle kommen in der Natur am häufigsten in Form von Verbindungen vor.

Physikalische Eigenschaften von Nichtmetallen

Fluor, Chlor, Sauerstoff, Stickstoff, Wasserstoff und Inertgase sind gasförmige Stoffe, Jod, Astat, Schwefel, Selen, Tellur, Phosphor, Arsen, Kohlenstoff, Silizium, Bor sind feste Stoffe; Brom ist eine Flüssigkeit.

Position der Nichtmetalle im Periodensystem D.I. Mendelejew

Wenn Sie im Periodensystem gedanklich eine Diagonale von Beryllium zu Astat zeichnen, dann befinden sich in der oberen rechten Ecke des Tisches nichtmetallische Elemente. Unter den Nichtmetallen gibt es ein S-Element – ​​Wasserstoff; p-Elemente Bor; Kohlenstoff, Silizium; Stickstoff, Phosphor, Arsen, Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Halogene und Astat. Elemente der Gruppe VIII sind inerte (Edel-)Gase, die ein vollständig vollständiges äußeres Energieniveau aufweisen und weder als Metalle noch als Nichtmetalle klassifiziert werden können.

Nichtmetalle haben hohe Elektronenaffinitäten, Elektronegativitäten und Redoxpotentiale.

Gewinnung von Nichtmetallen

Die Vielfalt der Nichtmetalle hat zu einer Vielzahl von Methoden zu ihrer Herstellung geführt, so wird Wasserstoff sowohl durch Labormethoden, beispielsweise durch die Wechselwirkung von Metallen mit Säuren (1), als auch durch industrielle Methoden, beispielsweise durch, gewonnen Methanumwandlung (2).

Zn +2HCl = ZnCl 2 + H 2

CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 (Temperatur 900 C)

Die Herstellung von Halogenen erfolgt hauptsächlich durch Oxidation von Halogenwasserstoffsäuren:

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

Zur Erzeugung von Sauerstoff werden Reaktionen der thermischen Zersetzung komplexer Stoffe genutzt:

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

Schwefel wird durch unvollständige Oxidation von Schwefelwasserstoff (1) oder durch die Wackenroder-Reaktion (2) gewonnen:

H 2 S + O 2 =2S +2H 2 O (1)

2H 2 S + SO 2 =3S↓ +2H 2 O (2)

Um Stickstoff zu gewinnen, nutzen Sie die Zersetzungsreaktion von Ammoniumnitrit:

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

Die Hauptmethode zur Gewinnung von Phosphor ist die Verwendung von Calciumphosphat:

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

Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen

Die grundlegenden chemischen Eigenschaften von Nichtmetallen (allen gemeinsam) sind:

— Wechselwirkung mit Metallen

2Na + Cl 2 = 2NaCl

6Li + N 2 = 2Li 3 N

2Ca + O2 = 2CaO

- Wechselwirkung mit anderen Nichtmetallen

3H 2 + N 2 = 2NH 3

H 2 + Br 2 = 2HBr

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2F 2 + O 2 = 2OF 2

S + 3F 2 = SF 6,

C + 2Cl 2 = CCl 4

Jedes Nichtmetall hat spezifische chemische Eigenschaften, die nur für es charakteristisch sind und die bei der separaten Untersuchung jedes Nichtmetalls im Detail betrachtet werden.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Führen Sie eine Reihe von Transformationen S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →H 2 SO 4 durch
Lösung	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