Sostanze che presentano le proprietà dei metalli e dei non metalli. Non metalli

Non metalli Agenti ossidanti.

Nelle reazioni con i metalli si manifestano i non metalli come agenti ossidanti .

R. Gli alogeni interagiscono particolarmente attivamente con i metalli. Come risultato delle reazioni composte, si formano sali: alogenuri.

Per esempio , quando l'alluminio reagisce con lo iodio, si forma lo ioduro di alluminio AlI3 :

2 Al0 +3 IO20 −→− H2 O2 Al+3 IO3−1 .

Il ferro reagisce vigorosamente con il cloro per formare cloruro ferrico ( III) FeCl3 :

2 Fe0 +3 Cl20 −→− To2 Fe+3 Cl3−1 .

La reazione di combinazione dell'alluminio con lo zolfo inizia dopo che la miscela di sostanze viene riscaldata. Il prodotto della reazione è solfuro di alluminioAlS32 :

2 Al0 +3 S0 −→− ToAl2+3 S3−2 .

L'interazione chimica tra sodio e zolfo avviene attraverso una semplice miscelazione meccanica. Di conseguenza, si forma solfuro di sodioNaS2 :

2 N / a0 + S0 → N / a2+1 S−2 .

N20 + 3 H20 ⇄ To, P2 N− 3 H3 + 1 .

H20 + Cl20 −→− To2 H+ 1 Cl− 1 .

Riduttori non metallici.

L'ossigeno ha un'elevata elettronegatività, quindi nelle reazioni con altri non metalli è un agente ossidante e altri non metalli lo sonorestauratori.

Come risultato della combinazione dell'ossigeno con altri non metalli, si formano ossidi.

Per esempio , lo zolfo brucia nell'ossigeno per formare anidride solforosa o ossido di zolfo ( IV) COSÌ2 :

S0 + O20 → S+4 O2−2 .

Il fosforo brucia vigorosamente nell'ossigeno con una fiamma brillante. Durante la reazione si formano nuvole bianche di ossido di fosforo ( V) P.O.52 :

4 P0 +5 O20 →2 P2+5 O5−2 .

Allo stesso tempo, l'interazione dell'ossigeno con l'azoto chimicamente poco attivo procede lentamente e inizia solo a temperature molto elevate. Il prodotto della reazione è il gas ossido nitrico( II) NO:

N20 + O20 −→− To2 N+2 O−2 .

Non metalli come agenti riducenti

1. Tutti i non metalli (eccetto il fluoro) mostrano proprietà riducenti quando interagiscono con l'ossigeno:

S+O 2 =COSÌ 2 , 2H 2 +O 2 = 2 ore 2 DI.

L'ossigeno in combinazione con il fluoro può anche presentare uno stato di ossidazione positivo, cioè essere un agente riducente. Tutti gli altri non metalli presentano proprietà riducenti. Ad esempio, il cloro non si combina direttamente con l'ossigeno, ma i suoi ossidi possono essere ottenuti indirettamente (Cl 2 Oh, Clo 2 , Cl 2 O 2 ), in cui il cloro presenta uno stato di ossidazione positivo. Ad alte temperature, l'azoto si combina direttamente con l'ossigeno e presenta proprietà riducenti. Lo zolfo reagisce ancora più facilmente con l'ossigeno.

2. Molti non metalli mostrano proprietà riducenti quando interagiscono con sostanze complesse:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 conc.=H 2 COSÌ 4 +6NO 2 + 2 ore 2 DI.

3. Esistono anche reazioni in cui lo stesso non metallo è sia un agente ossidante che un agente riducente:

Cl 2 +H 2 O = HCl + HClO.

4. Il fluoro è il non metallo più tipico, che non ha proprietà riducenti, cioè la capacità di donare elettroni nelle reazioni chimiche

Un agente ossidante è una sostanza o un elemento chimico che accetta elettroni in una reazione redox e abbassa lo stato di ossidazione. Un agente riducente è una sostanza o un elemento chimico che dona elettroni in una reazione redox e aumentagrado di ossidazione.

I non metalli nella tavola periodica si trovano a destra della diagonale boro-astato. Si tratta di elementi dei principali sottogruppi III, IV, V, VI, VII, VIII. I non metalli includono: , , astato e .

Tra i non metalli, due elementi - idrogeno ed elio - appartengono alla famiglia s, tutti gli altri appartengono alla famiglia p.

Gli atomi non metallici hanno un numero diverso di elettroni sullo strato elettronico esterno: un atomo di idrogeno ha un elettrone (1s 1), un atomo di elio ha due elettroni (1s 2) e un atomo di boro ha tre elettroni (2s 2 2p 1). Tuttavia, gli atomi della maggior parte dei non metalli, a differenza degli atomi, hanno un gran numero di elettroni nello strato elettronico esterno, da 4 a 8; le loro configurazioni elettroniche variano da ns 2 np 2 per atomi di elementi del sottogruppo principale del gruppo IV a ns 2 np 6 per atomi di gas inerti.

Proprietà fisiche

Elementi - non metalli formano sostanze semplici che, in condizioni normali, esistono in diversi stati di aggregazione:

7 elementi non metallici formano sostanze semplici che esistono sotto forma di molecole biatomiche E 2 (H 2, O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2).

Bromo

I reticoli cristallini dei metalli e dei solidi non metallici differiscono l'uno dall'altro. Gli atomi di metallo formano una struttura cristallina densamente compattata in cui esistono legami covalenti tra gli atomi. Di norma, nel reticolo cristallino dei non metalli non ci sono elettroni liberi. A questo proposito, i solidi non metallici, a differenza dei solidi non metallici, conducono male il calore e la corrente elettrica e non hanno plasticità.

Proprietà chimiche

Non metalli come agenti ossidanti

1. Proprietà ossidanti dei non metalli appaiono principalmente quando interagiscono con. Per esempio:

4Al+3C = Al4C3

2Al + N2 = 2AlN

1. Tutti i non metalli svolgono il ruolo di agente ossidante quando interagiscono con. Per esempio:

H2 + Cl2 = 2HCl

3H2 + N2 = 2NH3

1. Qualsiasi non metallo agisce come agente ossidante nelle reazioni con quei non metalli che hanno un EO inferiore. Per esempio:

2P + 5S = P2S5

In questa reazione, lo zolfo è un agente ossidante e un agente riducente, poiché l'EO del fosforo è inferiore all'EO dello zolfo.

1. Le proprietà ossidanti dei non metalli si manifestano nelle reazioni con alcune sostanze complesse. Qui è importante notare in particolare le proprietà ossidanti di un non metallo - nelle reazioni di ossidazione di sostanze complesse:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

1. Non solo l'ossigeno, ma anche altri non metalli (e altri) possono anche svolgere il ruolo di agente ossidante nelle reazioni con sostanze complesse. Ad esempio, il forte agente ossidante Cl 2 si ossida cloruro di ferro (II). V cloruro di ferro (III).:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

La capacità di alcuni non metalli di sostituirne altri dalle loro soluzioni si basa su una diversa attività ossidativa. Ad esempio, il bromo, come agente ossidante più forte, sostituisce lo iodio libero da una soluzione di ioduro di potassio:

2KI + Br2 = 2KBr + I2

Non metalli come agenti riducenti

Vale la pena notare che anche i non metalli (eccetto il fluoro) possono presentare proprietà riducenti. In questo caso, gli elettroni degli atomi non metallici vengono spostati verso gli atomi degli elementi ossidanti. Nei composti risultanti, gli atomi non metallici hanno stati di ossidazione positivi. Lo stato di ossidazione positivo più elevato di un non metallo è solitamente uguale al numero del gruppo.

1. Tutti i non metalli agiscono come agenti riducenti quando interagiscono con l'ossigeno, poiché l'EO dell'ossigeno è maggiore dell'EO di tutti gli altri non metalli (eccetto il fluoro):

4P + 5O2 = 2P2O5

Combustione del fosforo nell'ossigeno

1. Molti non metalli agiscono come agenti riducenti nelle reazioni con sostanze ossidanti complesse:

ZnO + C = Zn + CO

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Pertanto, quasi tutti i non metalli possono agire sia come agenti ossidanti che come agenti riducenti. Dipende dalla sostanza con cui interagisce il non metallo.

Autoossidazione – Reazioni di autoguarigione

Esistono anche reazioni in cui lo stesso non metallo è sia un agente ossidante che un agente riducente. Questo reazioni di autoossidazione - autoguarigione (sproporzione). Per esempio:

Non metalli- elementi chimici che formano corpi semplici che non hanno proprietà caratteristiche dei metalli. Una caratteristica qualitativa dei non metalli è l'elettronegatività.

Elettronegatività― questa è la capacità di polarizzare un legame chimico, di attrarre coppie di elettroni comuni.

Ci sono 22 elementi classificati come non metalli.

1° periodo

3° periodo

4° periodo

5° periodo

6° periodo

Come si può vedere dalla tabella, gli elementi non metallici si trovano principalmente nella parte in alto a destra della tavola periodica.

Struttura degli atomi non metallici

Una caratteristica dei non metalli è il maggior numero di elettroni (rispetto ai metalli) nel livello energetico esterno dei loro atomi. Ciò determina la loro maggiore capacità di attaccare elettroni aggiuntivi e di esibire un'attività ossidativa più elevata rispetto ai metalli. Proprietà ossidanti particolarmente forti, cioè la capacità di aggiungere elettroni, sono esibite dai non metalli situati nel 2° e 3° periodo dei gruppi VI-VII. Se confrontiamo la disposizione degli elettroni negli orbitali negli atomi di fluoro, cloro e altri alogeni, possiamo giudicare le loro proprietà distintive. L'atomo di fluoro non ha orbitali liberi. Pertanto, gli atomi di fluoro possono mostrare solo I e lo stato di ossidazione è 1. L'agente ossidante più forte è fluoro. Negli atomi di altri alogeni, ad esempio nell'atomo di cloro, ci sono orbitali d liberi allo stesso livello energetico. Grazie a ciò, l’accoppiamento degli elettroni può avvenire in tre modi diversi. Nel primo caso, il cloro può presentare uno stato di ossidazione +3 e formare acido cloroso HClO2, che corrisponde ai sali, ad esempio clorito di potassio KClO2. Nel secondo caso il cloro può formare composti in cui il cloro è +5. Tali composti includono HClO3 ed ee, ad esempio clorato di potassio KClO3 (Bertoletova). Nel terzo caso il cloro presenta uno stato di ossidazione pari a +7, ad esempio nell'acido perclorico HClO4 e nei suoi sali, i perclorati (nel perclorato di potassio KClO4).

Strutture di molecole non metalliche. Proprietà fisiche dei non metalli

Allo stato gassoso a temperatura ambiente si trovano:

· idrogeno - H2;

· azoto - N2;

· ossigeno - O2;

fluoro - F2;

· radon - Rn).

In liquido - bromo - Br.

Nel solido:

boro - B;

· carbonio - C;

· silicio - Si;

· fosforo - P;

· selenio - Se;

tellurio: Te;

È molto più ricco di non metalli e di colori: rosso per fosforo, marrone per bromo, giallo per zolfo, giallo-verde per cloro, viola per vapori di iodio, ecc.

I non metalli più tipici hanno una struttura molecolare, mentre quelli meno tipici hanno una struttura non molecolare. Questo spiega la differenza nelle loro proprietà.

Composizione e proprietà delle sostanze semplici - non metalli

I non metalli formano molecole sia monoatomiche che biatomiche. A monoatomico I non metalli includono gas inerti che praticamente non reagiscono nemmeno con le sostanze più attive. si trovano nel gruppo VIII della tavola periodica, e le formule chimiche delle sostanze semplici corrispondenti sono le seguenti: He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn.

Si formano alcuni non metalli biatomico molecole. Questi sono H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementi del gruppo VII della tavola periodica), nonché ossigeno O2 e azoto N2. Da triatomico Le molecole sono costituite da gas ozono (O3). Per le sostanze non metalliche che si trovano allo stato solido, è abbastanza difficile creare una formula chimica. Gli atomi di carbonio nella grafite sono collegati tra loro in modi diversi. È difficile isolare una singola molecola nelle strutture date. Quando si scrivono formule chimiche per tali sostanze, come nel caso dei metalli, viene introdotto il presupposto che tali sostanze siano costituite solo da atomi. , in questo caso, sono scritti senza indici: C, Si, S, ecc. Sostanze semplici come l'ossigeno, aventi la stessa composizione qualitativa (entrambi sono costituiti dallo stesso elemento - ossigeno), ma che differiscono nel numero di atomi nella molecola , hanno proprietà diverse. Pertanto, l'ossigeno non ha odore, mentre l'ozono ha un odore pungente che sentiamo durante un temporale. Le proprietà dei non metalli duri, della grafite e del diamante, che hanno anche la stessa composizione qualitativa, ma strutture diverse, differiscono nettamente (la grafite è fragile, dura). Pertanto, le proprietà di una sostanza sono determinate non solo dalla sua composizione qualitativa, ma anche da quanti atomi sono contenuti nella molecola della sostanza e da come sono collegati tra loro. sotto forma di corpi semplici sono allo stato solido gassoso (ad eccezione del bromo - liquido). Non hanno le proprietà fisiche inerenti ai metalli. I non metalli duri non hanno la lucentezza tipica dei metalli, sono generalmente fragili e conducono male il calore (ad eccezione della grafite). Il boro cristallino B (come il silicio cristallino) ha un punto di fusione molto elevato (2075°C) ed un'elevata durezza. La conduttività elettrica del boro aumenta notevolmente con l'aumentare della temperatura, il che ne consente un ampio utilizzo nella tecnologia dei semiconduttori. L'aggiunta di boro all'acciaio e alle leghe di alluminio, rame, nichel, ecc. ne migliora le proprietà meccaniche. I boruri (composti con determinati metalli, ad esempio titanio: TiB, TiB2) sono necessari nella produzione di parti di motori a reazione e pale di turbine a gas. Come si può vedere dallo Schema 1, il carbonio - C, il silicio - Si, - B hanno una struttura simile e hanno alcune proprietà comuni. Come sostanze semplici, si trovano in due forme: cristallina e amorfa. Le forme cristalline di questi elementi sono molto dure, con punti di fusione elevati. Il cristallino ha proprietà semiconduttrici. Tutti questi elementi formano composti con metalli - , e (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Alcuni di loro hanno una durezza maggiore, ad esempio Fe3C, TiB. utilizzato per produrre acetilene.

Proprietà chimiche dei non metalli

In accordo con i valori numerici delle relative elettronegatività, i non metalli ossidanti aumentano nel seguente ordine: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Non metalli come agenti ossidanti

Le proprietà ossidanti dei non metalli si manifestano durante la loro interazione:

· con metalli: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· con idrogeno: H2 + F2 = 2HF;

· con non metalli che hanno elettronegatività minore: 2P + 5S = P2S5;

· con alcune sostanze complesse: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Non metalli come agenti riducenti

1. Tutti i non metalli (eccetto il fluoro) mostrano proprietà riducenti quando interagiscono con l'ossigeno:

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

L'ossigeno in combinazione con il fluoro può anche presentare uno stato di ossidazione positivo, cioè essere un agente riducente. Tutti gli altri non metalli presentano proprietà riducenti. Ad esempio, il cloro non si combina direttamente con l'ossigeno, ma indirettamente è possibile ottenerne gli ossidi (Cl2O, ClO2, Cl2O2), in cui il cloro presenta uno stato di ossidazione positivo. Ad alte temperature, l'azoto si combina direttamente con l'ossigeno e presenta proprietà riducenti. Lo zolfo reagisce ancora più facilmente con l'ossigeno.

2. Molti non metalli mostrano proprietà riducenti quando interagiscono con sostanze complesse:

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

3. Esistono anche reazioni in cui un non metallo è sia un agente ossidante che un agente riducente:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Il fluoro è il non metallo più tipico, che non ha proprietà riducenti, cioè la capacità di donare elettroni nelle reazioni chimiche.

Composti non metallici

I non metalli possono formare composti con diversi legami intramolecolari.

Tipi di composti non metallici

Le formule generali dei composti dell'idrogeno secondo i gruppi della tavola periodica degli elementi chimici sono riportate nella tabella:

	Composti volatili dell'idrogeno

Calcogeni totali.

Nel sottogruppo principale del sesto gruppo della tavola periodica degli elementi. I. Mendeleev contiene gli elementi: ossigeno (O), zolfo (S), selenio (Se), (Te) e (Po). Questi elementi sono collettivamente chiamati calcogeni, che significa "formazione di minerali".

Nel sottogruppo dei calcogeni, dall'alto verso il basso, con l'aumentare della carica atomica, le proprietà degli elementi cambiano naturalmente: le loro proprietà non metalliche diminuiscono e le loro proprietà metalliche aumentano. Quindi - un tipico non metallo, e il polonio - un metallo (radioattivo).

Selenio grigio

Produzione di fotocellule e raddrizzatori di corrente elettrica

Nella tecnologia dei semiconduttori

Ruolo biologico dei calcogeni

Lo zolfo svolge un ruolo importante nella vita delle piante, degli animali e degli esseri umani. Negli organismi animali, lo zolfo fa parte di quasi tutte le proteine, proteine ​​e proteine ​​contenenti zolfo, nonché vitamina B1 e insulina ormonale. Con una mancanza di zolfo, la crescita della lana nelle pecore rallenta e negli uccelli si nota una scarsa piumaggio.

Le piante che consumano maggiormente zolfo sono cavoli, lattuga e spinaci. Anche i baccelli di piselli e fagioli, i ravanelli, le rape, le cipolle, il rafano, la zucca e i cetrioli sono ricchi di zolfo; Le barbabietole sono anche povere di zolfo.

In termini di proprietà chimiche, il selenio e il tellurio sono molto simili allo zolfo, ma in termini di proprietà fisiologiche sono i suoi antagonisti. Sono necessarie piccolissime quantità di selenio per il normale funzionamento del corpo. Il selenio ha un effetto positivo sul sistema cardiovascolare, sui globuli rossi e migliora le proprietà immunitarie del corpo. Una maggiore quantità di selenio provoca malattie negli animali, manifestandosi con emaciazione e sonnolenza. Una mancanza di selenio nel corpo porta a disturbi del cuore, degli organi respiratori, gonfiore del corpo e può anche verificarsi. Il selenio ha un effetto significativo sugli animali. Ad esempio, i cervi, che hanno un'elevata acuità visiva, contengono 100 volte più selenio nella retina che in altre parti del corpo. Nel mondo vegetale, tutte le piante contengono molto selenio. La pianta ne accumula quantità particolarmente elevate.

Il ruolo fisiologico del tellurio per le piante, gli animali e l'uomo è stato studiato meno di quello del selenio. È noto che il tellurio è meno tossico rispetto al selenio e che i composti del tellurio nell'organismo vengono rapidamente ridotti a tellurio elementare, che a sua volta si combina con le sostanze organiche.

Caratteristiche generali degli elementi del sottogruppo dell'azoto

Il sottogruppo principale del quinto gruppo comprende azoto (N), fosforo (P), arsenico (As), antimonio (Sb) e (Bi).

Dall'alto verso il basso nel sottogruppo dall'azoto al bismuto, le proprietà non metalliche diminuiscono, mentre aumentano le proprietà metalliche e il raggio degli atomi. L'azoto, il fosforo e l'arsenico sono non metalli, ma appartengono ai metalli.

Sottogruppo dell'azoto

Caratteristiche comparative	7 Azoto N	15 Fosforo P	33 Come l'arsenico	51 Sb antimonio	83 Bi bismuto
Struttura elettronica					…4f145d106S26p3
Stato di ossidazione	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Elettro- negatività
Essere nella natura	Allo stato libero - nell'atmosfera (N2 -), allo stato legato - nella composizione di NaNO3 -; KNO3 - Salnitro indiano	Ca3(PO4)2 - fosforite, Ca5(PO4)3(OH) - idrossiapatite, Ca5(PO4)3F - fluorapatite
Forme allotropiche in condizioni normali	Azoto (una forma)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (idrossido di ammonio); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (idrossido di fosfonio). Ruolo biologico dell'azoto e del fosforo L'azoto svolge un ruolo estremamente importante nella vita vegetale, poiché fa parte degli aminoacidi, delle proteine ​​e della clorofilla, delle vitamine del gruppo B e degli enzimi che si attivano. Pertanto, la mancanza di azoto nel terreno influisce negativamente sulle piante e, soprattutto, sul contenuto di clorofilla nelle foglie, che le fa impallidire. consumare da 50 a 250 kg di azoto per 1 ettaro di superficie del suolo. La maggior parte dell'azoto si trova nei fiori, nelle foglie giovani e nei frutti. La fonte di azoto più importante per le piante è l'azoto: si tratta principalmente di nitrato di ammonio e solfato di ammonio. Va inoltre notato il ruolo speciale dell'azoto come componente dell'aria, il componente più importante della natura vivente. Nessun elemento chimico prende parte così attiva e diversificata ai processi vitali degli organismi vegetali e animali come il fosforo. È un componente degli acidi nucleici e fa parte di alcuni enzimi e vitamine. Negli animali e nell'uomo, fino al 90% del fosforo è concentrato nelle ossa, fino al 10% nei muscoli e circa l'1% nel sistema nervoso (sotto forma di composti inorganici e organici). Nei muscoli, nel fegato, nel cervello e in altri organi si trova sotto forma di fosfatidi ed esteri del fosforo. Il fosforo partecipa alle contrazioni muscolari e alla costruzione del tessuto muscolare e osseo. Le persone impegnate nel lavoro mentale devono consumare una maggiore quantità di fosforo per prevenire l'esaurimento delle cellule nervose, che funzionano sotto carico maggiore proprio durante il lavoro mentale. Con una mancanza di fosforo, le prestazioni diminuiscono, si sviluppa nevrosi e germanio bivalente, stagno e piombo GeO, SnO, PbO sono disturbati dagli ossidi anfoteri. Gli ossidi superiori di carbonio e silicio CO2 e SiO2 sono ossidi acidi, che corrispondono a idrossidi che presentano proprietà debolmente acide: H2CO3 e acido silicico H2SiO3. Gli ossidi anfoteri - GeO2, SnO2, PbO2 - corrispondono agli idrossidi anfoteri e quando si passa dall'idrossido di germanio Ge(OH)4 all'idrossido di piombo Pb(OH)4, le proprietà acide vengono indebolite e quelle basiche vengono migliorate. Ruolo biologico del carbonio e del silicio I composti del carbonio sono la base degli organismi vegetali e animali (il 45% del carbonio si trova nelle piante e il 26% negli organismi animali). Il monossido di carbonio (II) e il monossido di carbonio (IV) presentano proprietà biologiche caratteristiche. Il monossido di carbonio (II) è un gas molto tossico perché si lega strettamente all'emoglobina nel sangue e priva l'emoglobina della capacità di trasportare l'ossigeno dai polmoni ai capillari. Se inalata, la CO può causare avvelenamento, forse anche la morte. Il monossido di carbonio (IV) è particolarmente importante per le piante. Nelle cellule vegetali (soprattutto nelle foglie), in presenza della clorofilla e per l'azione dell'energia solare, il glucosio viene prodotto a partire dall'anidride carbonica e dall'acqua con liberazione di ossigeno. Come risultato della fotosintesi, le piante legano ogni anno 150 miliardi di tonnellate di carbonio e 25 miliardi di tonnellate di idrogeno e rilasciano fino a 400 miliardi di tonnellate di ossigeno nell’atmosfera. Gli scienziati hanno scoperto che le piante ricevono circa il 25% della CO2 attraverso il sistema radicale dai carbonati disciolti nel terreno. Le piante utilizzano il silicio per costruire i tessuti tegumentari. Il silicio contenuto nelle piante, permeando le pareti cellulari, le rende più dure e resistenti ai danni degli insetti, le protegge dalle infezioni fungine. Il silicio si trova in quasi tutti i tessuti animali e umani, il fegato e la cartilagine ne sono particolarmente ricchi. Nei pazienti affetti da tubercolosi la quantità di silicio nelle ossa, nei denti e nella cartilagine è significativamente inferiore rispetto alle persone sane. In malattie come Botkin, si osserva una diminuzione del contenuto di silicio nel sangue e, in caso di danno al colon, al contrario, un aumento del suo contenuto nel sangue.

Interazione con i metalli:
2Na+S = Na2S
- interazione con l'idrogeno (si formano composti volatili dell'idrogeno):
H2 + Cl2 = 2HCl
- qualsiasi non metallo agisce come agente ossidante nelle reazioni con quei non metalli che hanno un valore di elettronegatività inferiore:
2P + 3Cl2 = 2PCl3
- interazione con sostanze complesse:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Proprietà riparative

Interazione con l'ossigeno (eccezione - fluoro):
4P + 5O2 = 2P2O5
- interazione con sostanze ossidanti complesse:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2? +2H2O.
Quando interagisce con non metalli, l'acido solforico concentrato viene ridotto a SO 2.

Reazione di sproporzione

Caratteristica dei non metalli attivi. Si verifica in un ambiente alcalino:
3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O.

Caratteristiche generali. Di tutti gli elementi attualmente conosciuti, circa l'80% appartiene ai metalli: elementi s dei gruppi I e II, tutti gli elementi d ed f e un numero di elementi p dei principali sottogruppi del sistema periodico. I metalli più tipici si trovano all'inizio dei periodi (tranne il primo). La caratteristica principale degli elementi metallici è la presenza di un piccolo numero di elettroni nei loro livelli energetici esterni (1,2,3).

In natura i metalli si trovano sia in forma libera che sotto forma di composti. Nella loro forma libera esistono metalli chimicamente meno attivi che sono difficili da ossidare con l'ossigeno: platino, oro, argento, mercurio, rame, ecc. Tutti i metalli, ad eccezione del mercurio, in condizioni normali sono sostanze solide con una lucentezza caratteristica che conducono corrente elettrica e riscaldano bene. La maggior parte dei metalli può essere forgiata, trafilata e laminata. In base al colore, tutti i metalli sono convenzionalmente divisi in due gruppi: ferrosi e non ferrosi. In base alla loro densità si distinguono i metalli leggeri (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Esempi di metalli leggeri sono potassio, sodio, calcio, alluminio, ecc. I metalli pesanti includono osmio, stagno, piombo, nichel, mercurio, oro, platino, ecc. Anche il punto di fusione dei metalli è diverso: da -38,9 °C (mercurio) a 3380 °C (tungsteno). I metalli possono anche differire in durezza: i metalli più morbidi sono sodio e potassio (tagliati con un coltello), mentre i più duri sono nichel, tungsteno, cromo (quest'ultimo taglia il vetro). I diversi metalli conducono il calore e l'elettricità in modo diverso: il miglior conduttore di elettricità è l'argento, il peggiore è il mercurio.

Allo stato fuso i metalli possono distribuirsi tra loro formando leghe. La maggior parte dei metalli fusi possono essere miscelati tra loro in quantità illimitate. Quando i metalli fusi vengono miscelati, le fusioni di un metallo si dissolvono semplicemente in un altro oppure i metalli entrano in una combinazione chimica. Molto spesso le leghe sono miscele di metalli liberi con i loro composti chimici. Le leghe possono includere anche non metalli (la ghisa è una lega di ferro e carbonio). Le proprietà dei metalli differiscono significativamente dalle proprietà dei loro elementi costitutivi.

È noto che i metalli hanno 1-3 elettroni di valenza al loro livello energetico esterno (EEL). Pertanto, cedono con relativa facilità i loro elettroni ai non metalli, che nella turbina eolica hanno 5-7 elettroni. Pertanto, i metalli reagiscono direttamente con gli alogeni. La maggior parte dei Me reagiscono bene con l'ossigeno (esclusi oro, platino, argento), formando ossidi e perossidi; reagiscono con lo zolfo formando solfuri. I metalli alcalini alcalino terrosi reagiscono facilmente con l'acqua per formare alcali in essa solubili. I metalli di media attività reagiscono con l'acqua solo quando riscaldati. I metalli a bassa attività non reagiscono affatto con l'acqua. La maggior parte dei metalli si dissolve negli acidi. Tuttavia, la reattività chimica dei diversi metalli è diversa. È determinato dalla facilità con cui gli atomi metallici cedono elettroni di valenza.

Numeri quantici dell'elettrone

Numero quantico N – La stessa cosa . Determina l'energia dell'elettrone nell'atomo di idrogeno e nei sistemi a un elettrone (He +, Li 2+, ecc.). In questo caso, l'energia dell'elettrone

Numero quantico orbitale caratterizza la forma degli orbitali e assume valori da 0 a N– 1. Tranne numerico l ha designazioni di lettere

l	=						…
l	=	S	P	D	F	G	…

Elettroni con lo stesso valore l formare un sottolivello.

Numero quantico l determina la quantizzazione del momento angolare orbitale di un elettrone nel campo di Coulomb a simmetria sferica del nucleo.

Numero quantico ml chiamato magnetico . Determina la posizione spaziale dell’orbitale atomico e prende valori interi da – l a + l fino a zero, cioè 2 l+ 1 valori. La posizione dell'orbitale è caratterizzata dal valore della proiezione del vettore del momento angolare orbitale Mz a qualsiasi asse di coordinate (di solito il z):

Tabella 2.1. Il numero di orbitali ai sottolivelli energetici.

Orbitali dello stesso sottolivello ( l= cost) hanno la stessa energia. Questa condizione è chiamata degenerare in energia. COSÌ P-orbitale – tre volte, D- cinque volte, e F– sette volte degenere.

Superfici di confine S-, P-, D-, F- gli orbitali sono mostrati in Fig. 2.1.

s-orbitali sfericamente simmetrico per qualsiasi N e differiscono tra loro solo per la dimensione della sfera. La loro forma massimamente simmetrica è dovuta al fatto che quando l= 0 e μ l = 0.

p-Orbitali esistere quando N≥ 2 e l= 1, quindi sono possibili tre opzioni per l'orientamento nello spazio: ml= –1, 0, +1. Tutti gli orbitali p hanno un piano nodale che divide l'orbitale in due regioni, quindi le superfici di confine hanno la forma di manubri orientati nello spazio con un angolo di 90° l'una rispetto all'altra. Gli assi di simmetria per loro sono gli assi delle coordinate, che sono designati px, p.y, pz.

d-orbitali determinato dal numero quantico l = 2 (N≥ 3), a cui ml= –2, –1, 0, +1, +2, cioè sono caratterizzati da cinque opzioni per l'orientamento nello spazio. D-Sono designati gli orbitali orientati dalle lame lungo gli assi delle coordinate dz² e dx ²– sì², e lame orientate lungo le bisettrici degli angoli coordinati - dxy, d yz, dxz.

Sette F-orbitali, corrispondente l = 3 (N≥ 4), sono rappresentati sotto forma di superfici limite mostrate in Fig. 2.1.

Numeri quantistici N, l E ml non caratterizzano completamente lo stato di un elettrone in un atomo. È stato stabilito sperimentalmente che l'elettrone ha un'altra proprietà: lo spin. In modo semplificato, lo spin può essere rappresentato come la rotazione di un elettrone attorno al proprio asse. Numeri quantici di spinm s ha solo due significati SM= ±1/2, che rappresenta due proiezioni del momento angolare dell'elettrone sull'asse selezionato. Elettroni con diverso SM sono indicati da frecce rivolte verso l'alto e verso il basso.

Negli atomi multielettronici, come nell'atomo di idrogeno, lo stato dell'elettrone è determinato dai valori degli stessi quattro numeri quantici, ma in questo caso l'elettrone non si trova solo nel campo del nucleo, ma anche nel campo di altri elettroni. Pertanto, l'energia negli atomi multielettronici è determinata non solo dal numero quantico orbitale, ma anche da quello principale, o meglio dalla loro somma: l'energia degli orbitali atomici aumenta all'aumentare della somma N + l; se l'importo è lo stesso, verrà riempito per primo il livello con quello più piccolo N e grande l. L'energia degli orbitali atomici aumenta secondo la serie

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

Quindi, quattro numeri quantici descrivono lo stato di un elettrone in un atomo e caratterizzano l'energia dell'elettrone, la sua rotazione, la forma della nuvola di elettroni e il suo orientamento nello spazio. Quando un atomo passa da uno stato all'altro, si verifica una ristrutturazione della nuvola di elettroni, cioè cambiano i valori dei numeri quantici, che è accompagnata dall'assorbimento o dall'emissione di quanti di energia da parte dell'atomo.

Formulazione moderna della legge periodica è questo:
“le proprietà degli elementi chimici (cioè le proprietà e la forma dei composti che formano) dipendono periodicamente dalla carica del nucleo degli atomi degli elementi chimici”.

Tavolo Mendeleev

La tavola periodica di Mendeleev è composta da 8 gruppi e 7 periodi.

Vengono chiamate le colonne verticali di una tabella gruppi . Gli elementi all'interno di ciascun gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche simili. Ciò è spiegato dal fatto che gli elementi dello stesso gruppo hanno configurazioni elettroniche simili dello strato esterno, il numero di elettroni su cui è uguale al numero del gruppo. In questo caso il gruppo è diviso in sottogruppi principali e secondari.

IN Sottogruppi principali include elementi i cui elettroni di valenza si trovano sui sottolivelli esterni ns e np. IN Sottogruppi laterali include elementi i cui elettroni di valenza si trovano nel sottolivello ns esterno e nel sottolivello d interno (n - 1) (o (n - 2) sottolivello f).

Tutti gli elementi dentro tavola periodica , a seconda di quale sottolivello (s-, p-, d- o f-) gli elettroni di valenza sono classificati in: elementi s (elementi dei sottogruppi principali dei gruppi I e II), elementi p (elementi dei sottogruppi principali III - VII gruppi), elementi d (elementi dei sottogruppi laterali), elementi f (lantanidi, attinidi).

La valenza più alta di un elemento (ad eccezione di O, F, elementi del sottogruppo del rame e del gruppo otto) è uguale al numero del gruppo in cui si trova.

Per gli elementi dei sottogruppi principale e secondario, le formule degli ossidi superiori (e dei loro idrati) sono le stesse. Nei sottogruppi principali, la composizione dei composti dell'idrogeno è la stessa degli elementi di questo gruppo. Gli idruri solidi formano elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I - III e i gruppi IV - VII formano composti gassosi di idrogeno. I composti dell'idrogeno di tipo EN 4 sono composti più neutri, EN 3 sono basi, H 2 E e NE sono acidi.

Vengono chiamate le righe orizzontali di una tabella periodi . Gli elementi nei periodi differiscono tra loro, ma ciò che hanno in comune è che gli ultimi elettroni si trovano allo stesso livello energetico ( numero quantico principaleN- lo stesso ).

Il primo periodo differisce dagli altri in quanto sono presenti solo 2 elementi: idrogeno H ed elio He.

Nel secondo periodo ci sono 8 elementi (Li - Ne). Il periodo inizia con il litio Li, un metallo alcalino, e lo chiude il gas nobile neon Ne.

Nel terzo periodo, come nel secondo, ci sono 8 elementi (Na - Ar). Il periodo inizia con il metallo alcalino sodio Na e lo chiude il gas nobile argon Ar.

Il quarto periodo contiene 18 elementi (K - Kr) - Mendeleev lo designò come il primo grande periodo. Inizia anche con il metallo alcalino potassio e termina con il gas inerte krypton Kr. La composizione dei grandi periodi comprende elementi di transizione (Sc - Zn) - D- elementi.

Nel quinto periodo, simile al quarto, sono presenti 18 elementi (Rb - Xe) e la sua struttura è simile al quarto. Inizia anche con il metallo alcalino rubidio Rb e termina con il gas inerte xeno Xe. La composizione dei grandi periodi comprende elementi di transizione (Y - Cd) - D- elementi.

Il sesto periodo è composto da 32 elementi (Cs - Rn). Tranne 10 D-elementi (La, Hf - Hg) contiene una riga di 14 F-elementi (lantanidi) - Ce - Lu

Il settimo periodo non è finito. Inizia con Franc Fr, si può presumere che conterrà, come il sesto periodo, 32 elementi. Ma finora ne sono stati trovati solo 24 (fino all'elemento con Z = 110). Ciò include 14 F-elementi che appartengono agli attinidi.

Legge periodica

Mendeleev ha dato la seguente formulazione della Legge Periodica: “le proprietà dei corpi semplici, così come le forme e le proprietà dei composti di elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, dipendono periodicamente dal loro peso atomico. "
Esistono quattro modelli periodici principali:

Regola dell'ottetto afferma che tutti gli elementi tendono a guadagnare o perdere un elettrone per avere la configurazione a otto elettroni del gas nobile più vicino. Perché Poiché gli orbitali s e p esterni dei gas nobili sono completamente pieni, sono gli elementi più stabili.
Energia ionizzataè la quantità di energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo. Secondo la regola dell’ottetto, quando ci si sposta lungo la tavola periodica da sinistra a destra, è necessaria più energia per rimuovere un elettrone. Pertanto, gli elementi sul lato sinistro della tabella tendono a perdere un elettrone, mentre quelli sul lato destro tendono ad acquistarne uno. I gas inerti hanno la più alta energia di ionizzazione. L'energia di ionizzazione diminuisce man mano che si scende nel gruppo, perché gli elettroni a bassi livelli energetici hanno la capacità di respingere gli elettroni a livelli energetici più elevati. Questo fenomeno si chiama effetto schermante. A causa di questo effetto, gli elettroni esterni sono legati meno strettamente al nucleo. Muovendosi lungo il periodo, l’energia di ionizzazione aumenta gradualmente da sinistra a destra.

Affinità elettronica– la variazione di energia quando un atomo di una sostanza allo stato gassoso acquista un elettrone aggiuntivo. Man mano che si scende nel gruppo, l'affinità elettronica diventa meno negativa a causa dell'effetto schermante.

raggio atomico. Si considera che il raggio di un atomo libero sia la posizione del massimo principale della densità dei gusci elettronici esterni. Questo è il cosiddetto raggio orbitale . Quando si studia la struttura delle molecole e dei cristalli, si può considerare che gli atomi e gli ioni abbiano un certo raggio efficace, a seconda del tipo di legame chimico. Se consideriamo solo i valori relativi dei raggi atomici, è facile rilevare la periodicità della loro dipendenza dal numero dell'elemento.

A periodi raggi atomici orbitali all’aumentare della carica nucleare Z in generale, diminuiscono monotonicamente a causa dell'aumento del grado di interazione degli elettroni esterni con il nucleo.

Nei sottogruppi I raggi aumentano principalmente a causa dell'aumento del numero di gusci elettronici.

U S- E P-elementi, la variazione dei raggi sia nei periodi che nei sottogruppi è più pronunciata che in D- E F-elementi, perché D- E F-gli elettroni sono interni. Riduzione dei raggi D- e vengono chiamati gli elementi f nei periodi D- E F-compressione. Conseguenza F-la compressione è quella dei raggi atomici degli analoghi elettronici D-gli elementi del quinto e del sesto periodo sono quasi identici

Energia ionizzata atomo IOè la quantità di energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo o ione non eccitato.

Energia ionizzata IO espresso in kJ∙mol –1 o eV∙atom –1. Senso IO in elettronvolt è numericamente uguale al potenziale di ionizzazione espresso in volt, poiché E = e - · IO.

E + – e – = E + , Δ H = IO 1 – potenziale di prima ionizzazione; E – e – = E 2+ , Δ H = IO 2 – potenziale di seconda ionizzazione, ecc. IO 1 < IO 2 < IO 3 < IO 4 ...

L'energia di ionizzazione determina la natura e la forza dei legami chimici e le proprietà riducenti degli elementi.

Energia di affinità elettronica. Un'altra caratteristica importante di un atomo in chimica è energia di affinità elettronica– energia rilasciata quando un elettrone si attacca a un atomo neutro. Maggiore è l'affinità elettronica, più forte è l'agente ossidante dell'elemento. Determinazione sperimentale dell'energia di affinità elettronica E molto più difficile che determinare l'energia di ionizzazione. Le quantità E(in eV) per alcuni atomi sono i seguenti:

Il cambiamento non monotono dell'affinità elettronica in un periodo è dovuto anche alla stabilità comparativa dei subshell completamente e semiriempiti. Il più forte di tutti gli agenti ossidanti elementari è il fluoro (ha anche il raggio atomico più piccolo di tutti gli elementi del gruppo VII).

Si noti che, a differenza della ionizzazione, l'aggiunta di due o più elettroni è energeticamente ostacolata e gli ioni negativi monoatomici a carica multipla non esistono allo stato libero.

Non hanno capacità ossidante neutro atomi con configurazioni stabili S 2 e S 2 P 6 ed elementi di transizione. Per i restanti elementi della tavola periodica, la capacità ossidante degli atomi neutri aumenta da sinistra a destra e dal basso verso l'alto.

Nei periodi l'elettronegatività aumenta e nei gruppi diminuisce all'aumentare Z, cioè aumenta da Cs a F lungo la diagonale della tavola periodica. Questa circostanza determina in una certa misura la somiglianza diagonale degli elementi.

Nei sottogruppi principale e secondario, le proprietà degli elementi cambiano in modo non monotono, a causa del cosiddetto periodicità secondaria associato all'influenza D- E F-strati elettronici.

Dall'analisi della periodicità dei parametri geometrici ed energetici degli atomi, ne consegue che la legge periodica può essere utilizzata per determinare le costanti fisico-chimiche, prevedere i cambiamenti nei raggi, nelle energie di ionizzazione e nelle affinità elettroniche e, di conseguenza, l'equilibrio acido-base e redox proprietà dei loro composti.

Legame covalente– il tipo più generale di legame chimico che nasce dalla socializzazione di una coppia di elettroni meccanismo di scambio, quando ciascuno degli atomi interagenti fornisce un elettrone, o meccanismo donatore-accettore, se una coppia di elettroni viene trasferita per uso comune da un atomo (donatore) a un altro atomo (accettore) (Fig. 3.2).

Un classico esempio di legame covalente non polare (la differenza di elettronegatività è zero) si osserva nelle molecole omonucleari: H–H, F–F. L’energia di un legame a due centri con due elettroni è compresa tra 200 e 2000 kJ∙mol –1.

Quando si forma un legame covalente eteroatomico, una coppia di elettroni viene spostata verso un atomo più elettronegativo, rendendo il legame polare. La ionicità di un legame polare in percentuale è calcolata dalla relazione empirica 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, dove χ A e χ B sono l'elettronegatività degli atomi A e B del Molecola AB. Tranne polarizzabilità il legame covalente ha la proprietà saturazione– la capacità di un atomo di formare tanti legami covalenti quanti sono gli orbitali atomici energeticamente accessibili. Sulla terza proprietà di un legame covalente - messa a fuoco– sarà discusso più avanti (vedi il metodo dei legami di valenza).

Legame ionico– un caso speciale di covalente, quando la coppia di elettroni risultante appartiene completamente ad un atomo più elettronegativo, che diventa un anione. La base per identificare questo legame come un tipo separato è il fatto che i composti con tale legame possono essere descritti in approssimazione elettrostatica, considerando il legame ionico dovuto all'attrazione di ioni positivi e negativi. L'interazione degli ioni di segno opposto non dipende dalla direzione e le forze di Coulomb non hanno la proprietà di saturazione. Pertanto, ciascuno ione in un composto ionico attrae un numero tale di ioni di segno opposto da formare un reticolo cristallino di tipo ionico. Non ci sono molecole in un cristallo ionico. Ogni ione è circondato da un certo numero di ioni di segno diverso (il numero di coordinazione dello ione). Le coppie ioniche possono esistere allo stato gassoso come molecole polari. Allo stato gassoso, NaCl ha un momento dipolare di ~3∙10 –29 C∙m, che corrisponde a uno spostamento di 0,8 carica elettronica per lunghezza di legame di 0,236 nm da Na a Cl, cioè Na 0,8+ Cl 0,8– .

Collegamento in metallo nasce come risultato della parziale delocalizzazione degli elettroni di valenza, che si muovono abbastanza liberamente nel reticolo metallico, interagendo elettrostaticamente con ioni caricati positivamente. Le forze di legame non sono localizzate o dirette e gli elettroni delocalizzati causano un'elevata conduttività termica ed elettrica.

Legame idrogeno. La sua formazione è dovuta al fatto che, a seguito di un forte spostamento di una coppia di elettroni verso un atomo elettronegativo, un atomo di idrogeno, che ha una carica positiva effettiva, può interagire con un altro atomo elettronegativo (F, O, N, meno spesso Cl, Br, S). L'energia di tale interazione elettrostatica è 20–100 kJ∙mol –1. I legami idrogeno possono esserlo dentro- E intermolecolare . Un legame idrogeno intramolecolare si forma, ad esempio, nell'acetilacetone ed è accompagnato dalla chiusura dell'anello (Fig. 3.3).

Le molecole di acido carbossilico nei solventi non polari dimerizzano a causa di due legami idrogeno intermolecolari (Fig. 3.4).

Il legame idrogeno svolge un ruolo estremamente importante nelle macromolecole biologiche, tali composti inorganici come H 2 O, H 2 F 2, NH 3. A causa dei legami idrogeno, l'acqua è caratterizzata da temperature di fusione e di ebollizione così elevate rispetto a H 2 E (E = S, Se, Te). Se non ci fossero legami idrogeno, l’acqua si scioglierebbe a –100°C e bollirebbe a –80°C.

Legame di Van der Waals (intermolecolare).– il tipo più universale di legame intermolecolare, dovuto a forze di dispersione(dipolo indotto – dipolo indotto), induzione interazione (dipolo permanente – dipolo indotto) e orientativo interazione (dipolo permanente – dipolo permanente). L’energia del legame van der Waals è inferiore a quella del legame idrogeno e ammonta a 2–20 kJ∙mol –1.

LEGAME COVALENTE

Viene effettuato a causa della coppia di elettroni appartenente a entrambi gli atomi. Esistono meccanismi di scambio e donatore-accettore per la formazione di legami covalenti.

1) Meccanismo di scambio. Ogni atomo contribuisce con un elettrone spaiato a una coppia di elettroni comune:

2) Meccanismo donatore-accettore. Un atomo (donatore) fornisce una coppia di elettroni e l'altro atomo (accettore) fornisce un orbitale vuoto per quella coppia;

Due atomi possono condividere diverse coppie di elettroni. In questo caso ne parlano multipli collegamenti:

Se la densità elettronica si trova simmetricamente tra gli atomi, viene chiamato legame covalente non polare.

Se la densità elettronica viene spostata verso uno degli atomi, viene chiamato il legame covalente polare.

Maggiore è la differenza nell'elettronegatività degli atomi, maggiore è la polarità del legame.

DEFINIZIONE

Non metalli– elementi chimici i cui atomi accettano elettroni per completare il livello energetico esterno, formando così ioni caricati negativamente. La configurazione elettronica degli elettroni di valenza dei non metalli in generale è: ns 2 n.p. 1−5 Le eccezioni sono l'idrogeno (1s 1) e l'elio (1s 2), anch'essi considerati non metalli.

I non metalli solitamente presentano un’ampia gamma di stati di ossidazione nei loro composti. Il maggior numero di elettroni a livello energetico esterno rispetto ai metalli determina la loro maggiore capacità di legare elettroni e di esibire un'elevata attività ossidativa.

Trovare non metalli in natura

I non metalli si trovano nella crosta terrestre (principalmente ossigeno e silicio - 76% della massa della crosta terrestre, così come As, Se, I, Te, ma in quantità molto piccole), nell'aria (azoto e ossigeno ), nella materia vegetale (98,5% - carbonio, idrogeno, ossigeno, zolfo, fosforo e azoto), nonché nella base della massa umana (97,6% - - carbonio, idrogeno, ossigeno, zolfo, fosforo e azoto). L'idrogeno e l'elio fanno parte degli oggetti spaziali, compreso il Sole. Molto spesso i non metalli si presentano in natura sotto forma di composti.

Proprietà fisiche dei non metalli

Fluoro, cloro, ossigeno, azoto, idrogeno e gas inerti sono sostanze gassose, iodio, astato, zolfo, selenio, tellurio, fosforo, arsenico, carbonio, silicio, boro sono sostanze solide; il bromo è un liquido.

Posizione dei non metalli nella tavola periodica D.I. Mendeleev

Se nella tavola periodica disegni mentalmente una diagonale dal berillio all'astato, nell'angolo in alto a destra della tabella ci saranno elementi non metallici. Tra i non metalli c'è l'elemento s: l'idrogeno; boro degli elementi p; carbonio, silicio; azoto, fosforo, arsenico, ossigeno, zolfo, selenio, tellurio, alogeni e astato. Gli elementi del gruppo VIII sono gas inerti (nobili) che hanno un livello di energia esterna completamente completo e non possono essere classificati né come metalli né come non metalli.

I non metalli hanno elevate affinità elettroniche, elettronegatività e potenziali redox.

Ottenere non metalli

La varietà dei non metalli ha dato origine a una varietà di metodi per la loro produzione, quindi l'idrogeno si ottiene sia con metodi di laboratorio, ad esempio mediante l'interazione di metalli con acidi (1), sia con metodi industriali, ad esempio mediante conversione del metano (2).

Zn +2HCl = ZnCl2 + H2

CH4 + H2O = CO + 3H2 (temperatura 900 C)

La produzione di alogeni avviene principalmente mediante l'ossidazione degli acidi idroalici:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

K2Cr2O7 +14HCl= 3Cl2 + 2KCl +2CrCl3 +7H2O

2KMnO4+16HCl = 2MnCl2+5Cl2+8H2O+ 2KCl

Per produrre ossigeno vengono utilizzate reazioni di decomposizione termica di sostanze complesse:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 +O2

4K2Cr2O7 = 4K2CrO4 +2Cr2O3 +3O2

Lo zolfo si ottiene per ossidazione incompleta dell'idrogeno solforato (1) o mediante la reazione di Wackenroder (2):

H2S + O2 =2S +2H2O (1)

2H2S + SO2 =3S↓ +2H2O (2)

Per ottenere l'azoto, utilizzare la reazione di decomposizione del nitrito di ammonio:

NaNO2 + NH4Cl = N2 + NaCl + 2H2O

Il metodo principale per ottenere il fosforo è dal fosfato di calcio:

Ca3(PO4)2 +3SiO2 +5C = 3CaSiO3 +5CO +2P

Proprietà chimiche dei non metalli

Le proprietà chimiche fondamentali dei non metalli (comuni a tutti) sono:

— interazione con i metalli

2Na + Cl2 = 2NaCl

6Li+N2 = 2Li3N

2Ca + O2 = 2CaO

- interazione con altri non metalli

3H2 + N2 = 2NH3

H2 + Br2 = 2HBr

4P + 5O2 = 2P2O5

2F2 + O2 = 2OF2

S + 3F 2 = SF 6,

C+2Cl2 = CCl4

Ogni non metallo ha proprietà chimiche specifiche che sono caratteristiche solo di esso, che vengono considerate in dettaglio quando si studia ciascun non metallo separatamente.

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio	Effettuare una serie di trasformazioni S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →H 2 SO 4
Soluzione	S + H2 = H2S 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O 2SO2 + O2 = 2SO3 SO3 + H2O = H2SO4