Металл ба металл бус шинж чанарыг харуулсан бодисууд. Төмөр бус

Металл бус исэлдүүлэгч бодисууд.

Металлуудтай урвалд ороход металл бус бодисууд илэрдэг исэлдүүлэгч бодис болгон .

A. Галоген нь металлтай ялангуяа идэвхтэй харилцан үйлчилдэг. Нийлмэл урвалын үр дүнд давс үүсдэг - галоген.

Жишээлбэл , хөнгөн цагаан иодтой урвалд ороход хөнгөн цагаан иодид үүсдэг Али3 :

2 Ал0 +3 I20 −→− Х2 О2 Ал+3 I3−1 .

Төмөр нь хлортой хүчтэй урвалд орж төмрийн хлорид үүсгэдэг ( III) FeCl3 :

2 Fe0 +3 Cl20 −→− то2 Fe+3 Cl3−1 .

Хөнгөн цагааныг хүхэртэй хослуулах урвал нь бодисын хольцыг халаасны дараа эхэлдэг. Урвалын бүтээгдэхүүн нь хөнгөн цагаан сульфид юмAlS32 :

2 Ал0 +3 С0 −→− тоАл2+3 С3−2 .

Натри ба хүхрийн хоорондох химийн харилцан үйлчлэл нь энгийн механик хольцоор явагддаг. Үүний үр дүнд натрийн сульфид үүсдэгNaS2 :

2 На0 + С0 → На2+1 С−2 .

Н20 + 3 Х20 ⇄ то, х2 Н− 3 Х3 + 1 .

Х20 + Cl20 −→− то2 Х+ 1 Cl− 1 .

Металл бус бууруулагч.

Хүчилтөрөгч нь өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй тул бусад металл бус бодисуудтай урвалд орохдоо исэлдүүлэгч бодис, бусад металл бус бодисууд байдаг.сэргээн засварлагчид.

Хүчилтөрөгчийг бусад металл бус металлуудтай хослуулсны үр дүнд исэлүүд үүсдэг.

Жишээлбэл , хүхэр нь хүчилтөрөгчөөр шатаж хүхрийн давхар исэл эсвэл хүхрийн исэл үүсгэдэг. ( IV) SO2 :

С0 + О20 → С+4 О2−2 .

Фосфор нь хурц дөлөөр хүчилтөрөгчөөр хүчтэй шатдаг. Урвалын явцад фосфорын ислийн цагаан үүл үүсдэг ( В) П.О.52 :

4 П0 +5 О20 →2 П2+5 О5−2 .

Үүний зэрэгцээ хүчилтөрөгчийн химийн идэвхгүй азоттой харилцан үйлчлэл нь удаан үргэлжилж, зөвхөн маш өндөр температурт эхэлдэг. Урвалын бүтээгдэхүүн нь азотын ислийн хий юм( II) ҮГҮЙ:

Н20 + О20 −→− то2 Н+2 О−2 .

Бууруулах бодис болгон металл бус

1. Бүх металл бус (фтороос бусад) нь хүчилтөрөгчтэй харьцахдаа багасгах шинж чанартай байдаг.

S+O 2 = SO 2 , 2H 2 + О 2 = 2H 2 ТУХАЙ.

Хүчилтөрөгч нь фтортой хослуулан исэлдэлтийн эерэг төлөвийг харуулж чадна, өөрөөр хэлбэл, бууруулагч бодис байж болно. Бусад бүх металл бусууд нь багасгах шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл, хлор нь хүчилтөрөгчтэй шууд нийлдэггүй, харин түүний ислийг шууд бус аргаар (Cl) авах боломжтой. 2 O, ClO 2 , Cl 2 О 2 ), хлор нь эерэг исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг. Өндөр температурт азот нь хүчилтөрөгчтэй шууд нэгдэж, багасгах шинж чанартай байдаг. Хүхэр нь хүчилтөрөгчтэй илүү амархан урвалд ордог.

2. Олон төрлийн металл бус бодисууд нийлмэл бодисуудтай харилцан үйлчлэхэд багасгах шинж чанартай байдаг.

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц.=Х 2 SO 4 +6 ҮГҮЙ 2 + 2 цаг 2 ТУХАЙ.

3. Мөн ижил металл бус нь исэлдүүлэгч ба ангижруулагч бодис хоёулаа байх урвалууд байдаг.

Cl 2 +H 2 O = HCl + HClO.

4. Фтор бол бууруулагч шинж чанаргүй, өөрөөр хэлбэл химийн урвалд электрон өгөх чадваргүй хамгийн ердийн металл бус бодис юм.

Исэлдүүлэгч бодис нь исэлдүүлэх урвалын үед электроныг хүлээн авч исэлдэлтийн төлөвийг бууруулдаг бодис эсвэл химийн элемент юм. Бууруулах бодис нь исэлдэлтийн урвалд электрон өгч, нэмэгддэг бодис эсвэл химийн элемент юмисэлдэлтийн зэрэг.

Үелэх систем дэх металл бусууд нь бор-астатины диагональаас баруун талд байрладаг. Эдгээр нь үндсэн дэд бүлгийн III, IV, V, VI, VII, VIII бүлгийн элементүүд юм. Металл бус металлд: , , астатин, түүнчлэн .

Металл бусын дотроос устөрөгч ба гели гэсэн хоёр элемент нь s-бүлэгт, бусад нь p-бүлэгт хамаардаг.

Төмөр бус атомууд гаднах электрон давхаргад өөр өөр тооны электронтой байдаг: устөрөгчийн атом нь нэг электронтой (1s 1), гелийн атом нь хоёр электронтой (1s 2), борын атом нь гурван электронтой (2s 2 2p 1). Гэсэн хэдий ч ихэнх металл бусын атомууд нь атомуудаас ялгаатай нь гаднах электрон давхаргад олон тооны электронтой байдаг - 4-8; тэдгээрийн электрон тохиргоо нь IV бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементийн атомуудын хувьд ns 2 np 2-оос инертийн хийн атомуудын хувьд ns 2 np 6 хооронд хэлбэлздэг.

Физик шинж чанар

Элементүүд - металл бусХэвийн нөхцөлд янз бүрийн нэгтгэх төлөвт байдаг энгийн бодисуудыг үүсгэдэг.

7 металл бус элемент нь хоёр атомт молекул E 2 (H 2, O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2) хэлбэрээр байдаг энгийн бодисуудыг үүсгэдэг.

Бром

Металл ба металл бус хатуу биетүүдийн болор тор нь бие биенээсээ ялгаатай. Металл атомууд нь атомуудын хооронд ковалент холбоо байдаг шигүү савласан болор бүтцийг бүрдүүлдэг. Дүрмээр бол металл бусын болор торонд чөлөөт электронууд байдаггүй. Үүнтэй холбоотойгоор металл бус хатуу биетүүд нь металл бус хатуу биетүүдээс ялгаатай нь дулаан, цахилгаан гүйдлийг муу дамжуулдаг бөгөөд уян хатан чанаргүй байдаг.

Химийн шинж чанар

Исэлдүүлэгч бодис болох металл бус

1. Төмөр бус бодисын исэлдүүлэх шинж чанартэдэнтэй харилцах үед үндсэндээ гарч ирдэг. Жишээлбэл:

4Al + 3C = Al 4 C 3

2Al + N 2 = 2AlN

1. Бүх металл бус бодисууд харилцан үйлчлэхдээ исэлдүүлэгчийн үүрэг гүйцэтгэдэг. Жишээлбэл:

H2 + Cl2 = 2HCl

3H 2 + N 2 = 2NH 3

1. Аливаа металл бус нь EO багатай металл бусуудтай урвалд ороход исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг. Жишээлбэл:

2P + 5S = P 2 S 5

Энэ урвалд хүхэр нь исэлдүүлэгч бодис ба бууруулагч бодис юм, учир нь фосфорын EO нь хүхрийн EO-ээс бага байдаг.

1. Төмөр бус исэлдүүлэгч шинж чанар нь зарим нарийн төвөгтэй бодисуудтай урвалд ордог. Энд металл бус исэлдүүлэгч шинж чанарыг онцгой анхаарах нь чухал юм - нарийн төвөгтэй бодисын исэлдэлтийн урвалд:

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

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

1. Зөвхөн хүчилтөрөгч төдийгүй бусад металл бус (болон бусад) нь нарийн төвөгтэй бодисуудтай урвалд ороход исэлдүүлэгч бодисын үүрэг гүйцэтгэдэг. Жишээлбэл, хүчтэй исэлдүүлэгч бодис Cl 2 исэлддэг төмрийн (II) хлоридВ төмрийн (III) хлорид:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Зарим металл бус металлын уусмалаас бусдыг зайлуулах чадвар нь өөр өөр исэлдэлтийн идэвхжилд суурилдаг. Жишээлбэл, бром нь илүү хүчтэй исэлдүүлэгч бодис болох калийн иодид уусмалаас чөлөөт иодыг зайлуулдаг.

2KI + Br 2 = 2KBr + I 2

Бууруулах бодис болгон металл бус

Металл бус (фтороос бусад) нь бууруулах шинж чанартай байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Энэ тохиолдолд металл бус атомуудын электронууд исэлдүүлэгч элементийн атомууд руу шилждэг. Үүссэн нэгдлүүдэд металл бус атомууд эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. Төмөр бус бодисын хамгийн өндөр эерэг исэлдэлтийн төлөв нь ихэвчлэн бүлгийн дугаартай тэнцүү байдаг.

1. Хүчилтөрөгчийн ЭО нь бусад бүх металл бусуудын (фтороос бусад) EO-ээс их байдаг тул бүх металл бус бодисууд хүчилтөрөгчтэй харилцан үйлчлэх үед бууруулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг.

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

Хүчилтөрөгч дэх фосфорын шаталт

1. Олон төрлийн металл бус бодисууд нь нарийн төвөгтэй исэлдүүлэгч бодисуудтай урвалд ороход бууруулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг.

ZnO + C = Zn + CO

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Тиймээс бараг бүх металл бус бодисууд нь исэлдүүлэгч болон бууруулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг. Энэ нь металл бус ямар бодистой харьцахаас хамаарна.

Өөрийгөө исэлдүүлэх - өөрийгөө эдгээх урвал

Мөн ижил металл бус нь исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодис хоёулаа байдаг урвалууд байдаг. Энэ Өөрөө исэлдэх урвал - өөрийгөө эдгээх (пропорциональ бус байдал). Жишээлбэл:

Төмөр бус- металлын шинж чанаргүй энгийн биеийг үүсгэдэг химийн элементүүд. Төмөр бус материалын чанарын шинж чанар нь цахилгаан сөрөг чанар юм.

Цахилгаан сөрөг чанар― Энэ бол химийн холбоог туйлшруулах, нийтлэг электрон хосуудыг татах чадвар юм.

22 элементийг металл бус гэж ангилдаг.

1-р үе

3-р үе

4-р үе

5-р үе

6-р үе

Хүснэгтээс харахад металл бус элементүүд нь үелэх системийн баруун дээд хэсэгт голчлон байрладаг.

Металл бус атомын бүтэц

Металл бус металлын онцлог шинж чанар нь тэдгээрийн атомын гаднах энергийн түвшинд илүү олон тооны электрон (металлуудтай харьцуулахад) байдаг. Энэ нь тэдний нэмэлт электронуудыг хавсаргах, металлаас илүү өндөр исэлдэлтийн идэвхийг харуулах чадварыг тодорхойлдог. Ялангуяа хүчтэй исэлдүүлэх шинж чанар, өөрөөр хэлбэл электрон нэмэх чадварыг VI-VII бүлгийн 2, 3-р үе шатанд байрлах металл бус металлууд харуулдаг. Хэрэв бид фтор, хлор болон бусад галогенийн атом дахь тойрог зам дахь электронуудын байршлыг харьцуулж үзвэл тэдгээрийн өвөрмөц шинж чанарыг шүүж болно. Фторын атом нь чөлөөт орбиталгүй. Иймд фторын атомууд зөвхөн I-г харуулах боломжтой ба исэлдэлтийн төлөв нь 1. Хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис нь фтор. Бусад галогенийн атомуудад, жишээлбэл хлорын атомд ижил энергийн түвшинд чөлөөт d-орбиталууд байдаг. Үүний ачаар электрон хосолж гурван янзаар явагдана. Эхний тохиолдолд хлор нь +3-ийн исэлдэлтийн төлөвийг үзүүлж, хлорт хүчил HClO2 үүсгэдэг бөгөөд энэ нь давстай тохирдог - жишээлбэл, калийн хлорит KClO2. Хоёр дахь тохиолдолд хлор нь хлор нь +5 байх нэгдэл үүсгэж болно. Ийм нэгдлүүдэд HClO3 ба ee, жишээ нь калийн хлорат KClO3 (Бертолетова) орно. Гурав дахь тохиолдолд хлор нь +7 исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг, жишээлбэл, перхлорт хүчил HClO4 ба түүний давс, перхлорат (калийн перхлорат KClO4) -д.

Металл бус молекулуудын бүтэц. Металл бус бодисын физик шинж чанар

Өрөөний температурт хийн төлөвт:

· устөрөгч - H2;

· азот - N2;

· хүчилтөрөгч - O2;

фтор - F2;

· радон - Rn).

Шингэн дотор - бром - Br.

Хатуу хэлбэрээр:

бор - B;

· нүүрстөрөгч - C;

· цахиур - Si;

· фосфор - P;

· селен - Se;

теллур - Те;

Энэ нь металл бус ба өнгөт илүү баялаг: улаан нь фосфор, бор нь бром, шар нь хүхэр, шар-ногоон нь хлор, ягаан нь иодын уур гэх мэт.

Хамгийн ердийн металл бус нь молекулын бүтэцтэй байдаг бол бага ердийнх нь молекул бус бүтэцтэй байдаг. Энэ нь тэдний шинж чанарын ялгааг тайлбарлаж байна.

Энгийн бодисын найрлага, шинж чанар - металл бус

Төмөр бус бодисууд нь нэг атомт ба хоёр атомт молекулуудыг үүсгэдэг. TO монотомМеталл бус бодисууд нь хамгийн идэвхтэй бодисуудтай ч бараг урвалд ордоггүй инерт хий орно. нь үелэх системийн VIII бүлэгт байрладаг бөгөөд харгалзах энгийн бодисын химийн томъёо нь дараах байдалтай байна: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Зарим металл бус бодисууд үүсдэг хоёр атомтмолекулууд. Эдгээр нь H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (Үелэх системийн VII бүлгийн элементүүд), түүнчлэн хүчилтөрөгч O2, азот N2 юм. -аас гурвалсан атоммолекулууд нь озоны хий (O3) -аас бүрдэнэ. Хатуу төлөвт байгаа металл бус бодисын хувьд химийн томъёо үүсгэх нь нэлээд хэцүү байдаг. Бал чулуунд агуулагдах нүүрстөрөгчийн атомууд хоорондоо янз бүрийн аргаар холбогддог. Өгөгдсөн бүтцэд нэг молекулыг тусгаарлахад хэцүү байдаг. Металлын нэгэн адил ийм бодисын химийн томъёог бичихдээ ийм бодисууд зөвхөн атомуудаас бүрддэг гэсэн таамаглалыг нэвтрүүлдэг. , энэ тохиолдолд индексгүйгээр бичигдсэн: C, Si, S гэх мэт. Хүчилтөрөгч зэрэг энгийн бодисууд нь ижил чанарын найрлагатай (хоёулаа ижил элементээс бүрддэг - хүчилтөрөгч), гэхдээ молекул дахь атомын тоогоор ялгаатай. , өөр өөр шинж чанартай. Тиймээс хүчилтөрөгч нь ямар ч үнэргүй байдаг бол озон нь аадар борооны үед үнэртдэг хурц үнэртэй байдаг. Чанарын хувьд ижил боловч өөр өөр бүтэцтэй хатуу бус металл, бал чулуу, алмазын шинж чанар нь эрс ялгаатай (бал чулуу нь хэврэг, хатуу). Иймд тухайн бодисын шинж чанарыг зөвхөн чанарын найрлагаар нь тодорхойлохоос гадна тухайн бодисын молекулд хэдэн атом агуулагдаж, тэдгээр нь хоорондоо хэрхэн холбогдож байгаагаар тодорхойлогддог. энгийн биетүүд нь хатуу хийн төлөвт байдаг (бромоос бусад - шингэн). Тэд металд байдаг физик шинж чанартай байдаггүй. Хатуу металл бус металлын ердийн гялбаа байдаггүй, тэдгээр нь ихэвчлэн хэврэг, дулааныг муу дамжуулдаг (бал чулуунаас бусад). Кристал бор B (талст цахиур гэх мэт) нь маш өндөр хайлах цэг (2075 ° C), өндөр хатуулагтай байдаг. Борын цахилгаан дамжуулах чанар нь температур нэмэгдэхийн хэрээр их хэмжээгээр нэмэгддэг бөгөөд энэ нь түүнийг хагас дамжуулагч технологид өргөнөөр ашиглах боломжийг олгодог. Ган, хөнгөн цагаан, зэс, никель гэх мэт хайлшуудад бор нэмснээр механик шинж чанар нь сайжирдаг. Боридууд (тодорхой металлуудтай нэгдлүүд, жишээ нь титан: TiB, TiB2) тийрэлтэт хөдөлгүүрийн эд анги, хийн турбины ир үйлдвэрлэхэд зайлшгүй шаардлагатай. 1-р схемээс харахад нүүрстөрөгч - C, цахиур - Si, - B нь ижил төстэй бүтэцтэй бөгөөд зарим нийтлэг шинж чанартай байдаг. Энгийн бодисын хувьд тэдгээр нь талст ба аморф гэсэн хоёр хэлбэрээр байдаг. Эдгээр элементүүдийн талст хэлбэрүүд нь маш хатуу, өндөр хайлах цэгтэй байдаг. Кристал нь хагас дамжуулагч шинж чанартай байдаг. Эдгээр бүх элементүүд нь металлуудтай нэгдэл үүсгэдэг - , ба (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Тэдгээрийн зарим нь илүү хатуулагтай байдаг, жишээлбэл Fe3C, TiB. ацетилен үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

Металл бус бодисын химийн шинж чанар

Харьцангуй электрон сөрөг байдлын тоон утгын дагуу исэлдүүлэгч металл бусууд дараах дарааллаар нэмэгддэг: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Исэлдүүлэгч бодис болох металл бус

Металл бус бодисын исэлдүүлэх шинж чанар нь харилцан үйлчлэлийн явцад илэрдэг.

· металлуудтай: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· устөрөгчтэй: H2 + F2 = 2HF;

· цахилгаан сөрөг чанар багатай металл бус металлуудтай: 2P + 5S = P2S5;

· зарим нарийн төвөгтэй бодисуудтай: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Бууруулах бодис болгон металл бус

1. Бүх металл бус (фтороос бусад) нь хүчилтөрөгчтэй харьцахдаа багасгах шинж чанартай байдаг.

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

Хүчилтөрөгч нь фтортой хослуулан исэлдэлтийн эерэг төлөвийг харуулж чадна, өөрөөр хэлбэл, бууруулагч бодис байж болно. Бусад бүх металл бусууд нь багасгах шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл, хлор нь хүчилтөрөгчтэй шууд нийлдэггүй, харин шууд бусаар түүний исэл (Cl2O, ClO2, Cl2O2) авах боломжтой бөгөөд хлор нь эерэг исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг. Өндөр температурт азот нь хүчилтөрөгчтэй шууд нэгдэж, багасгах шинж чанартай байдаг. Хүхэр нь хүчилтөрөгчтэй илүү амархан урвалд ордог.

2. Олон төрлийн металл бус бодисууд нийлмэл бодисуудтай харилцан үйлчлэхэд багасгах шинж чанартай байдаг.

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

3. Металл бус нь исэлдүүлэгч ба ангижруулагч хоёулаа байх урвалууд байдаг.

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Фтор бол бууруулагч шинж чанаргүй, өөрөөр хэлбэл химийн урвалд электрон өгөх чадваргүй хамгийн ердийн металл бус бодис юм.

Металл бус нэгдлүүд

Төмөр бус бодисууд нь өөр өөр молекулын холбоо бүхий нэгдлүүдийг үүсгэж болно.

Металл бус нэгдлүүдийн төрлүүд

Химийн элементүүдийн үечилсэн системийн бүлгүүдийн дагуу устөрөгчийн нэгдлүүдийн ерөнхий томъёог хүснэгтэд үзүүлэв.

	Дэгдэмхий устөрөгчийн нэгдлүүд

Нийт халькоген.

Элементүүдийн үелэх системийн зургаа дахь бүлгийн үндсэн дэд бүлэгт. И.Менделеев нь хүчилтөрөгч (O), хүхэр (S), селен (Se), (Te) ба (Po) элементүүдийг агуулдаг. Эдгээр элементүүдийг хамтад нь халькоген гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь "хүдэр үүсгэгч" гэсэн утгатай.

Халькогений дэд бүлэгт атомын цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр элементүүдийн шинж чанар нь байгалийн жамаар өөрчлөгддөг: металл бус шинж чанар нь буурч, металлын шинж чанар нь нэмэгддэг. Тиймээс - ердийн металл бус, полони - металл (цацраг идэвхт).

Саарал селен

Фотоэлел ба цахилгаан гүйдлийн шулуутгагч үйлдвэрлэл

Хагас дамжуулагч технологид

Халькогений биологийн үүрэг

Хүхэр нь ургамал, амьтан, хүний ​​амьдралд чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Амьтны организмд хүхэр нь бараг бүх уураг, хүхэр агуулсан уураг, уураг, түүнчлэн В1 витамин, инсулин гормоны нэг хэсэг юм. Хүхрийн дутагдлаас болж хонины ноосны өсөлт удааширч, шувуунд өд муутай байдаг.

Хүхэр хамгийн их хэрэглэдэг ургамал бол байцаа, шанцайны ургамал, бууцай юм. Вандуй болон буурцагны буурцаг, улаан лууван, манжин, сонгино, тунхууны хулуу, өргөст хэмх зэрэг нь хүхэрээр баялаг; Манжин нь мөн хүхрийн агууламж муутай байдаг.

Химийн шинж чанарын хувьд селен, теллур нь хүхэртэй маш төстэй боловч физиологийн шинж чанарын хувьд түүний антагонистууд юм. Биеийн хэвийн үйл ажиллагаанд маш бага хэмжээний селен шаардлагатай байдаг. Селен нь зүрх судасны систем, цусны улаан эсэд эерэг нөлөө үзүүлж, биеийн дархлааны шинж чанарыг сайжруулдаг. Селенийн хэмжээ ихсэх нь амьтдад өвчин үүсгэдэг бөгөөд энэ нь туранхай, нойрмоглох хэлбэрээр илэрдэг. Бие махбодид селен дутагдах нь зүрх, амьсгалын замын эрхтнүүдийн үйл ажиллагааг тасалдуулах, бие хавагнах, тэр ч байтугай үүсч болно. Селен нь амьтдад ихээхэн нөлөө үзүүлдэг. Тухайлбал, харааны өндөр мэдрэмжтэй бугын нүдний торлог бүрхэвч нь биеийн бусад хэсгүүдээс 100 дахин их селен агуулдаг. Ургамлын ертөнцөд бүх ургамал их хэмжээний селен агуулдаг. Ургамал нь ялангуяа их хэмжээгээр хуримтлагддаг.

Теллурын ургамал, амьтан, хүний ​​физиологийн үүргийг селенээс бага судалсан. Теллур нь селентэй харьцуулахад хор багатай байдаг тул бие дэх теллурын нэгдлүүд нь элементийн теллур болж хувирдаг бөгөөд энэ нь эргээд органик бодисуудтай нийлдэг.

Азотын дэд бүлгийн элементүүдийн ерөнхий шинж чанар

Тав дахь бүлгийн үндсэн дэд бүлэгт азот (N), фосфор (P), хүнцэл (As), сурьма (Sb) ба (Bi) орно.

Азотоос висмут хүртэлх дэд бүлгийн дээрээс доошоо металл бус шинж чанар буурч, харин металлын шинж чанар, атомын радиус нэмэгддэг. Азот, фосфор, хүнцэл нь металл биш боловч металд хамаардаг.

Азотын дэд бүлэг

Харьцуулсан шинж чанарууд	7 N азот	15 P фосфор	33 Хүнцэл шиг	51 Sb сурьма	83 Би висмут
Цахим бүтэц					…4f145d106S26p3
Исэлдэлтийн төлөв	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Цахилгаан- сөрөг байдал
Байгальд байх	Чөлөөт төлөвт - агаар мандалд (N2 -), холбогдсон төлөвт - NaNO3 -ийн найрлагад; KNO3 - Энэтхэгийн хужир	Ca3(PO4)2 - фосфорит, Ca5(PO4)3(OH) - гидроксиапатит, Ca5(PO4)3F - флюорапатит
Хэвийн нөхцөлд аллотроп хэлбэрүүд	Азот (нэг хэлбэр)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (аммонийн гидроксид); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (фосфони гидроксид). Азот ба фосфорын биологийн үүрэг Азот нь ургамлын амьдралд маш чухал үүрэг гүйцэтгэдэг, учир нь энэ нь амин хүчил, уураг, хлорофилл, В витамин, идэвхжүүлдэг ферментүүдийн нэг хэсэг юм. Тиймээс хөрсөн дэх азотын дутагдал нь ургамалд сөргөөр нөлөөлж, юуны түрүүнд навч дахь хлорофилийн агууламжид сөргөөр нөлөөлж, улмаар цайвар өнгөтэй болдог. 1 га хөрсөнд 50-250 кг азот хэрэглэдэг. Ихэнх азот нь цэцэг, залуу навч, жимс жимсгэнээс олддог. Ургамлын азотын хамгийн чухал эх үүсвэр бол азот юм - эдгээр нь голчлон аммонийн нитрат ба аммонийн сульфат юм. Амьд байгалийн хамгийн чухал бүрэлдэхүүн хэсэг болох агаарын бүрэлдэхүүн хэсэг болох азотын онцгой үүргийг бас тэмдэглэх нь зүйтэй. Нэг ч химийн элемент фосфор шиг ургамал, амьтны организмын амьдралын үйл явцад идэвхтэй, олон талт оролцдоггүй. Энэ нь нуклейн хүчлийн бүрэлдэхүүн хэсэг бөгөөд зарим фермент, витаминуудын нэг хэсэг юм. Амьтан, хүний ​​​​фосфорын 90% хүртэл ясанд, 10% хүртэл булчинд, 1% орчим нь мэдрэлийн системд (органик бус ба органик нэгдлүүд хэлбэрээр) төвлөрдөг. Булчин, элэг, тархи болон бусад эрхтэнд фосфатид, фосфорын эфир хэлбэрээр олддог. Фосфор нь булчингийн агшилт, булчин, ясны эдийг барихад оролцдог. Сэтгэцийн ажил эрхэлдэг хүмүүс сэтгэцийн ажлын явцад ачаалал ихтэй ажилладаг мэдрэлийн эсүүд шавхагдахаас урьдчилан сэргийлэхийн тулд фосфорыг их хэмжээгээр хэрэглэх шаардлагатай болдог. Фосфор дутагдсанаар гүйцэтгэл буурч, невроз үүсч, хоёр валент германи, цагаан тугалга, хар тугалга GeO, SnO, PbO нь амфотерийн исэлд өртдөг. Нүүрстөрөгч ба цахиурын CO2 ба SiO2-ийн өндөр исэл нь хүчиллэг исэл бөгөөд сул хүчиллэг шинж чанартай гидроксид - H2CO3 ба цахиурын хүчил H2SiO3-тай тохирч байна. Амфотерийн исэлүүд - GeO2, SnO2, PbO2 нь амфотерийн гидроксидтэй тохирч, германий гидроксид Ge(OH) 4-ээс хар тугалганы гидроксид Pb (OH) 4 руу шилжих үед хүчиллэг шинж чанар нь суларч, үндсэн шинж чанар нь нэмэгддэг. Нүүрстөрөгч ба цахиурын биологийн үүрэг Нүүрстөрөгчийн нэгдлүүд нь ургамал, амьтны организмын үндэс болдог (нүүрстөрөгчийн 45% нь ургамалд, 26% нь амьтны организмд байдаг). Нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) ба нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV) нь биологийн шинж чанарыг харуулдаг. Нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) нь цусан дахь гемоглобинтой нягт холбогдож, гемоглобиныг уушигнаас хялгасан судас руу хүчилтөрөгч дамжуулах чадваргүй болгодог тул маш хортой хий юм. Амьсгалахад CO нь хордлого, бүр үхэлд хүргэдэг. Нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV) нь ургамлын хувьд онцгой ач холбогдолтой. Ургамлын эсэд (ялангуяа навчис) хлорофилл, нарны энергийн нөлөөгөөр хүчилтөрөгч ялгаруулж нүүрстөрөгчийн давхар исэл, уснаас глюкоз үүсдэг. Фотосинтезийн үр дүнд ургамал жилд 150 тэрбум тонн нүүрстөрөгч, 25 тэрбум тонн устөрөгчийг холбож, агаар мандалд 400 тэрбум тонн хүчилтөрөгч ялгаруулдаг. Эрдэмтэд ургамал хөрсөнд ууссан карбонатуудаас СО2-ийн 25 орчим хувийг эх системээр дамжуулан авдаг болохыг тогтоожээ. Ургамал нь цахиурыг арьсны эд эсийг бий болгоход ашигладаг. Ургамалд агуулагдах цахиур нь эсийн хананд нэвчиж, шавьжны хор хөнөөлийг илүү хатуу болгож, мөөгөнцрийн халдвараас хамгаалдаг. Цахиур нь бараг бүх амьтан, хүний ​​эд эсэд агуулагддаг бөгөөд элэг, мөгөөрсөөр баялаг байдаг. Сүрьеэтэй өвчтөнүүдийн яс, шүд, мөгөөрсний эдэд цахиур нь эрүүл хүмүүсийнхээс хамаагүй бага байдаг. Боткин зэрэг өвчний үед цусан дахь цахиурын агууламж буурч, бүдүүн гэдэс гэмтсэн тохиолдолд эсрэгээр цусан дахь агууламж нэмэгддэг.

Металлуудтай харилцах:
2Na + S = Na 2 S
- устөрөгчтэй харилцан үйлчлэх (дэгдэмхий устөрөгчийн нэгдлүүд үүсдэг):
H2 + Cl2 = 2HCl
- аливаа металл бус нь бага цахилгаан сөрөг утгатай металл бусуудтай урвалд ороход исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг.
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3
- нарийн төвөгтэй бодисуудтай харилцан үйлчлэх:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Сэргээх шинж чанар

Хүчилтөрөгчтэй харилцан үйлчлэх (үл хамаарах зүйл - фтор):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- нарийн төвөгтэй исэлдүүлэгч бодисуудтай харилцан үйлчлэх:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2? + 2H 2 O.
Металл бус бодисуудтай харилцан үйлчлэхэд төвлөрсөн хүхрийн хүчил SO 2 хүртэл буурдаг.

Пропорциональ бус урвал

Идэвхтэй металл бусуудын шинж чанар. Шүлтлэг орчинд тохиолддог:
3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.

Ерөнхий шинж чанар.Одоогийн байдлаар мэдэгдэж байгаа бүх элементүүдийн 80 орчим хувь нь металд хамаардаг: I ба II бүлгийн s-элементүүд, бүх d- ба f-элементүүд, үечилсэн системийн үндсэн дэд бүлгийн хэд хэдэн p-элементүүд. Хамгийн ердийн металлууд нь хугацааны эхэнд байрладаг (эхнийхээс бусад). Металлын элементүүдийн гол онцлог нь гаднах энергийн түвшинд цөөн тооны электронууд байдаг (1,2,3).

Байгальд металууд нь чөлөөт болон нэгдлүүд хэлбэрээр хоёуланд нь байдаг. Чөлөөт хэлбэрээр хүчилтөрөгчөөр исэлдэхэд хэцүү химийн идэвхжил багатай металлууд байдаг: цагаан алт, алт, мөнгө, мөнгөн ус, зэс гэх мэт. Мөнгөн уснаас бусад бүх металууд нь ердийн нөхцөлд гялалзах шинж чанартай хатуу бодис юм. цахилгаан гүйдэл, дулааныг сайн дамжуулдаг. Ихэнх металлыг хуурамчаар хийж, зурж, өнхрүүлж болно. Өнгөний дагуу бүх металлыг хар ба өнгөт гэсэн хоёр бүлэгт хуваадаг. Нягтаас хамааран хөнгөн металуудыг ялгадаг (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Хөнгөн металлын жишээ бол кали, натри, кальци, хөнгөн цагаан гэх мэт. Хүнд металлуудад осми, цагаан тугалга, хар тугалга, никель, мөнгөн ус, алт, цагаан алт гэх мэт. Металлын хайлах цэг нь мөн өөр өөр байдаг: -38.9 ° C (мөнгөн ус) -аас 3380 ° C (волфрам). Металууд нь хатуулгаараа ялгаатай байж болно: хамгийн зөөлөн металлууд нь натри, кали (хутгагаар зүсэгдсэн), хамгийн хатуу нь никель, вольфрам, хром (сүүлийнх нь шил зүсдэг) ​​юм. Янз бүрийн металлууд дулаан, цахилгааныг өөр өөрөөр дамжуулдаг: цахилгаан гүйдлийг хамгийн сайн дамжуулагч нь мөнгө, хамгийн муу нь мөнгөн ус юм.

Хайлсан төлөвт металууд бие биендээ тархаж, хайлш үүсгэдэг. Ихэнх хайлсан металлыг бие биетэйгээ хязгааргүй хэмжээгээр хольж болно. Хайлсан металлыг холих үед нэг металлын хайлмал нь нөгөөд нь уусдаг, эсвэл металууд химийн нэгдэлд ордог. Ихэнхдээ хайлш нь чөлөөт металлын химийн нэгдлүүдийн холимог юм. Хайлш нь металл бус (цутгамал төмөр нь төмөр ба нүүрстөрөгчийн хайлш) байж болно. Металлын шинж чанар нь тэдгээрийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн шинж чанараас ихээхэн ялгаатай байдаг.

Металууд гадаад энергийн түвшинд (EEL) 1-3 валентын электронтой байдаг нь мэдэгдэж байна. Иймээс тэд салхин турбинд 5-7 электронтой металл бусд харьцангуй амархан электроноо өгдөг. Тиймээс металууд галогентэй шууд урвалд ордог. Ихэнх Me хүчилтөрөгчтэй (алт, цагаан алт, мөнгө оруулахгүй) сайн урвалд орж, исэл ба хэт исэл үүсгэдэг; хүхэртэй урвалд орж сульфид үүсгэнэ. Шүлтлэг шороон металууд нь устай амархан урвалд орж түүнд уусдаг шүлт үүсгэдэг. Дунд зэргийн идэвхтэй металлууд зөвхөн халах үед устай урвалд ордог. Идэвх багатай металууд устай огт урвалд ордоггүй. Ихэнх металлууд хүчилд уусдаг. Гэсэн хэдий ч янз бүрийн металлын химийн урвал өөр өөр байдаг. Энэ нь металлын атомуудын валентийн электроныг өгөхөд хялбар байдлаар тодорхойлогддог.

Электрон квант тоо

Квантын тоо n – Гол нь . Энэ нь устөрөгчийн атом ба нэг электрон систем дэх электроны энергийг тодорхойлдог (He +, Li 2+ гэх мэт). Энэ тохиолдолд электрон энерги

Орбитын квант тоотойрог замын хэлбэрийг тодорхойлж, 0-ээс утгыг авна n– 1. Тооноос бусад лүсгийн тэмдэглэгээтэй

л	=						…
л	=	с	х	г	е	g	…

Ижил утгатай электронууд лдэд түвшинг бүрдүүлнэ.

Квантын тоо лцөмийн бөмбөрцөг тэгш хэмтэй Кулоны талбар дахь электроны тойрог замын өнцгийн импульсийн квантчлалыг тодорхойлно.

Квантын тоо м л дуудсан соронзон . Энэ нь атомын тойрог замын орон зайн байршлыг тодорхойлж, бүхэл тоон утгыг авдаг - л+ руу лтэгээр, өөрөөр хэлбэл 2 л+ 1 утга. Орбитын байрлал нь тойрог замын өнцгийн импульсийн векторын проекцын утгаар тодорхойлогддог. М заливаа координатын тэнхлэгт (ихэвчлэн z):

Хүснэгт 2.1. Эрчим хүчний дэд түвшний тойрог замын тоо.

Нэг дэд түвшний тойрог замууд ( л= const) ижил энергитэй байна. Энэ нөхцлийг нэрлэдэг энергийн хувьд доройтох. Тэгэхээр х- тойрог зам - гурван удаа, г- таван удаа, мөн е- долоо дахин доройтох.

Хилийн гадаргуу с-, х-, г-, е- тойрог замуудыг Зураг дээр үзүүлэв. 2.1.

s-Орбиталуудямар ч хувьд бөмбөрцөг тэгш хэмтэй nзөвхөн бөмбөрцгийн хэмжээгээр бие биенээсээ ялгаатай. Тэдний хамгийн их тэгш хэмтэй хэлбэр нь хэзээ байдагтай холбоотой юм л= 0 ба μ л = 0.

p-Орбиталуудхэзээ байдаг n≥ 2 ба л= 1, тиймээс орон зайд чиг баримжаа олгох гурван сонголт боломжтой: м л= –1, 0, +1. Бүх p-орбиталууд нь тойрог замыг хоёр мужид хуваадаг зангилааны хавтгайтай байдаг тул хилийн гадаргуу нь бие биенээсээ 90 ° өнцгөөр орон зайд чиглэсэн дамббелл хэлбэртэй байдаг. Тэдний хувьд тэгш хэмийн тэнхлэгүүд нь тодорхойлогдсон координатын тэнхлэгүүд юм p x, p y, p z.

d-Орбиталуудквант тоогоор тодорхойлогддог л = 2 (n≥ 3), үүнд м л= –2, –1, 0, +1, +2, өөрөөр хэлбэл тэдгээр нь орон зайд чиг баримжаа олгох таван сонголтоор тодорхойлогддог. г-Координатын тэнхлэгийн дагуу ирээр чиглэсэн тойрог замуудыг зааж өгсөн болно d z² ба d x ²– y², мөн координатын өнцгийн биссектрисын дагуу чиглэсэн ир - dxy, d yz, dxz.

Долоо е- тойрог замууд, харгалзах л = 3 (n≥ 4), зурагт үзүүлсэн хилийн гадаргуугийн хэлбэрээр дүрслэгдсэн болно. 2.1.

Квантын тоо n, лТэгээд м латом дахь электроны төлөв байдлыг бүрэн тодорхойлж чадахгүй. Электрон өөр нэг шинж чанартай болох нь туршилтаар тогтоогдсон - спин. Хялбаршуулсан байдлаар спинийг электроныг өөрийн тэнхлэгийн эргэн тойронд эргүүлэх байдлаар илэрхийлж болно. Спин квант тоо хоёрхон утгатай м с= ±1/2, сонгосон тэнхлэг дээрх электроны өнцгийн импульсийн хоёр төсөөллийг илэрхийлнэ. Өөр өөр электронууд м сдээш доош чиглэсэн сумаар заана.

Устөрөгчийн атомын нэгэн адил олон электрон атомуудад электроны төлөвийг ижил дөрвөн квант тооны утгуудаар тодорхойлдог боловч энэ тохиолдолд электрон нь зөвхөн цөмийн талбарт төдийгүй талбарт байдаг. бусад электронуудын. Тиймээс олон электрон атомын энергийг зөвхөн үндсэн утгаараа бус тойрог замын квант тоогоор, эс тэгвээс тэдгээрийн нийлбэрээр тодорхойлдог: нийлбэр нэмэгдэх тусам атомын орбиталуудын энерги нэмэгддэг. n + л; Хэрэв хэмжээ нь ижил байвал эхлээд бага хэмжээтэй түвшинг бөглөнө nмөн том л. Цувралын дагуу атомын орбиталуудын энерги нэмэгддэг

1с < 2с < 2х < 3с < 3х < 4с ≈ 3г < 4х < 5с ≈ 4г < 5х < 6с ≈ 4е ≈ 5г < 6х < 7с ≈ 5е ≈ 6г < 7х.

Тиймээс дөрвөн квант тоо нь атом дахь электроны төлөвийг тодорхойлж, электроны энерги, түүний эргэлт, электрон үүлний хэлбэр, орон зай дахь чиг баримжаа зэргийг тодорхойлдог. Атом нэг төлөвөөс нөгөөд шилжих үед электрон үүлний бүтцийн өөрчлөлт явагддаг, өөрөөр хэлбэл квант тоонуудын утгууд өөрчлөгддөг бөгөөд энэ нь атомын энергийн квантыг шингээх эсвэл ялгаруулах замаар дагалддаг.

Тогтмол хуулийн орчин үеийн томъёолол энэ нь:
"Химийн элементүүдийн шинж чанар (жишээ нь, тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанар, хэлбэр) нь химийн элементийн атомын цөмийн цэнэгээс үе үе хамааралтай байдаг."

Менделеевийн хүснэгт

Менделеевийн үелэх систем нь 8 бүлэг, 7 үеэс бүрддэг.

Хүснэгтийн босоо багануудыг дуудна бүлгүүд . Бүлэг тус бүрийн элементүүд нь ижил төстэй химийн болон физик шинж чанартай байдаг. Үүнийг ижил бүлгийн элементүүд гаднах давхаргын ижил төстэй электрон тохиргоотой, электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байдагтай холбон тайлбарлаж байна. Энэ тохиолдолд бүлэг нь хуваагдана үндсэн болон хоёрдогч дэд бүлгүүд.

IN Үндсэн дэд бүлгүүдвалентийн электронууд нь гаднах ns- ба np-дэд түвшинд байрладаг элементүүд орно. IN Хажуугийн дэд бүлгүүдҮүнд валентийн электронууд нь гаднах ns-дэд түвшинд, дотоод (n - 1) d-дэд түвшинд (эсвэл (n - 2) f-дэд түвшинд) байрладаг элементүүдийг багтаана.

Бүх элементүүд тогтмол хүснэгт , аль дэд түвшний (s-, p-, d- эсвэл f-) валентийн электронуудыг ангилж байгаагаас хамааран: s-элементүүд (I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд), p-элементүүд (III үндсэн дэд бүлгийн элементүүд). - VII бүлэг), d-элементүүд (хажуугийн дэд бүлгийн элементүүд), f-элементүүд (лантанидууд, актинидүүд).

Элементийн хамгийн өндөр валент нь (O, F, зэсийн дэд бүлгийн элементүүд ба 8-р бүлгийн элементүүдээс бусад) нь түүний олдсон бүлгийн тоотой тэнцүү байна.

Үндсэн болон хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд дээд ислийн (болон тэдгээрийн гидратуудын) томъёо ижил байна. Үндсэн дэд бүлгүүдэд устөрөгчийн нэгдлүүдийн найрлага нь энэ бүлгийн элементүүдийн хувьд ижил байна. Хатуу гидрид нь I - III бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг бүрдүүлдэг ба IV - VII бүлгүүд нь хийн устөрөгчийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг. EN 4 төрлийн устөрөгчийн нэгдлүүд нь илүү төвийг сахисан нэгдлүүд, EN 3 нь суурь, H 2 E ба NE нь хүчил юм.

Хүснэгтийн хэвтээ эгнээ гэж нэрлэдэг үеүүд . Үеийн элементүүд бие биенээсээ ялгаатай боловч тэдгээрийн нийтлэг зүйл бол сүүлийн электронууд ижил энергийн түвшинд байдаг ( үндсэн квант тооn- адилхан ).

Эхний үе нь устөрөгч H ба гелий He гэсэн 2 элементтэй байдгаараа бусдаас ялгаатай.

Хоёр дахь үед 8 элемент (Li - Ne) байдаг. Шүлтлэг металл болох Литиум Ли үеийг эхлүүлж, үнэт хий неон Не түүнийг хаадаг.

Гурав дахь үед яг л хоёр дахь үеийнх шиг 8 элемент (Na - Ar) байна. Энэ үе нь шүлтлэг металлын натрийн Na-аас эхэлж, аргоны аргоны хий нь түүнийг хаадаг.

Дөрөв дэх үе нь 18 элементийг агуулдаг (K - Kr) - Менделеев үүнийг анхны том үе гэж тодорхойлсон. Энэ нь мөн шүлтлэг металлын калигаар эхэлж, инертийн хийн криптон Кр-ээр төгсдөг. Том үеүүдийн найрлагад шилжилтийн элементүүд орно (Sc - Zn) - d-элементүүд.

Тав дахь үед дөрөв дэхтэй адил 18 элемент (Rb - Xe) байдаг бөгөөд бүтэц нь дөрөв дэхтэй төстэй юм. Энэ нь мөн шүлтлэг металлын рубидиум Rb-ээс эхэлж, инертийн хийн ксенон Xe-ээр төгсдөг. Том үеүүдийн найрлагад шилжилтийн элементүүд орно (Y - Cd) - d-элементүүд.

Зургаа дахь үе нь 32 элементээс бүрдэнэ (Cs - Rn). 10-аас бусад нь г-элементүүд (La, Hf - Hg) энэ нь 14 эгнээ агуулна е-элементүүд (лантанидууд) - Се - Лу

Долоо дахь үе дуусаагүй байна. Энэ нь франк Fr-ээс эхэлдэг бөгөөд энэ нь зургаа дахь үе шиг 32 элементийг агуулна гэж таамаглаж болно. Гэхдээ одоогоор зөвхөн 24 (Z = 110 элемент хүртэл) олдсон байна. Үүнд 14 орно е-актинидуудад хамаарах элементүүд.

Тогтмол хууль

Менделеев үечилсэн хуулийн дараах томъёоллыг өгсөн: "Энгийн биетүүдийн шинж чанар, түүнчлэн элементүүдийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанар, тиймээс тэдгээрийн үүсгэсэн энгийн ба нийлмэл биетүүдийн шинж чанарууд нь тэдгээрийн атомын жингээс үе үе хамааралтай байдаг. ”
Дөрвөн үндсэн үечилсэн загвар байдаг:

Октет дүрэмХамгийн ойрын язгуур хийн найман электрон бүтэцтэй байхын тулд бүх элементүүд электрон авах эсвэл алдах хандлагатай байдаг. Учир нь Сайн хийн гаднах s- ба p-орбиталууд бүрэн дүүрсэн тул тэдгээр нь хамгийн тогтвортой элементүүд юм.
Ионжуулалтын энергинь атомаас электроныг зайлуулахад шаардагдах энергийн хэмжээ юм. Октет дүрмийн дагуу үечилсэн хүснэгтийг зүүнээс баруун тийш шилжүүлэхэд электроныг зайлуулахад илүү их энерги шаардагдана. Тиймээс хүснэгтийн зүүн талд байгаа элементүүд электроноо алдаж, баруун талд байгаа элементүүд нэг электрон авах хандлагатай байдаг. Инерцийн хий нь хамгийн их иончлох энергитэй байдаг. Бүлэг доош шилжих тусам иончлолын энерги буурдаг, учир нь бага энергийн түвшний электронууд нь өндөр энергийн түвшинд электроныг түлхэх чадвартай байдаг. Энэ үзэгдлийг гэж нэрлэдэг хамгаалах нөлөө. Энэ нөлөөгөөр гаднах электронууд цөмтэй бага нягт холбоотой байдаг. Хугацаа дагуу хөдөлж, иончлолын энерги зүүнээс баруун тийш жигд нэмэгддэг.

Электрон хамаарал– хийн төлөвт байгаа бодисын атом нэмэлт электрон авах үед энергийн өөрчлөлт. Бүлэг доош шилжих тусам скринингийн нөлөөгөөр электроны хамаарал бага сөрөг болдог.

атомын радиус.Чөлөөт атомын радиусыг гаднах электрон бүрхүүлийн нягтын гол максимумын байрлал гэж авна. Энэ нь гэж нэрлэгддэг зүйл юм тойрог замын радиус . Молекул, талстуудын бүтцийг судлахдаа атом ба ионууд нь химийн холбооны төрлөөс хамааран тодорхой үр дүнтэй радиустай гэж үзэж болно. Хэрэв бид зөвхөн атомын радиусын харьцангуй утгыг авч үзвэл тэдгээрийн элементийн дугаараас хамаарах үечилсэн байдлыг илрүүлэхэд хялбар байдаг.

Хугацаагаарцөмийн цэнэг нэмэгдэх тусам тойрог замын атомын радиус Зерөнхийдөө цөмтэй гадаад электронуудын харилцан үйлчлэлийн зэрэг нэмэгдсэнтэй холбоотойгоор монотон буурдаг.

Дэд бүлгүүдэдЦацрагууд нь электрон бүрхүүлийн тоо ихэссэнтэй холбоотойгоор ихэвчлэн нэмэгддэг.

У с- Тэгээд х-элементүүдийн радиусын өөрчлөлт нь үе ба дэд бүлгүүдийн аль алинд нь илүү тод илэрдэг. г- Тэгээд е-элементүүд, учир нь г- Тэгээд е- электронууд нь дотоод. Радиусыг багасгах г- ба үе дэх f-элементүүдийг дуудна г- Тэгээд е- шахалт. Үр дагавар е-шахалт гэдэг нь электрон аналогийн атомын радиус юм г-тав, зургаа дахь үеийн элементүүд бараг адилхан

Ионжуулалтын энергиатом Iнь өдөөгдөөгүй атом эсвэл ионоос электроныг зайлуулахад шаардагдах энергийн хэмжээ юм.

Ионжуулалтын энерги IкЖ∙моль –1 эсвэл эВ∙атом –1-ээр илэрхийлнэ. Утга Iэлектрон вольт нь вольтоор илэрхийлэгдсэн иончлолын потенциалтай тоон хувьд тэнцүү байна Э = д - · I.

E + – e – = E + , Δ Х = I 1 - эхний иончлолын боломж; E – e – = E 2+ , Δ Х = I 2 – хоёр дахь иончлолын потенциал гэх мэт. I 1 < I 2 < I 3 < I 4 ...

Иончлолын энерги нь химийн бондын шинж чанар, хүч чадал, элементүүдийн бууруулагч шинж чанарыг тодорхойлдог.

Электрон ойрын энерги.Химийн атомын өөр нэг чухал шинж чанар юм электрон ойрын энерги– саармаг атомтай электрон нэгдэх үед ялгардаг энерги. Элементийн электрон хамаарал их байх тусам исэлдүүлэгч бодис илүү хүчтэй болно. Электрон ойрын энергийн туршилтын тодорхойлолт Эиончлолын энергийг тодорхойлохоос хамаагүй хэцүү. Тоо хэмжээ ЭЗарим атомын хувьд (eV-ээр) доор өгөв.

Нэг үе дэх электроны хамаарлын монотон бус өөрчлөлт нь бүрэн ба хагас дүүрсэн дэд бүрхүүлүүдийн харьцангуй тогтвортой байдалтай холбоотой юм. Бүх элементийн исэлдүүлэгч бодисуудаас хамгийн хүчтэй нь фтор юм (энэ нь мөн VII бүлгийн бүх элементүүдийн атомын радиусаас хамгийн багатай).

Ионжуулалтаас ялгаатай нь хоёр ба түүнээс дээш электрон нэмэхэд энергийн хувьд саад болж, олон тооны цэнэгтэй моноатом сөрөг ионууд чөлөөт төлөвт байдаггүй гэдгийг анхаарна уу.

Тэд исэлдүүлэх чадваргүй байдаг төвийг сахисан Тогтвортой тохиргоотой атомууд с 2 ба с 2 х 6 ба шилжилтийн элементүүд. Тогтмол системийн үлдсэн элементүүдийн хувьд төвийг сахисан атомуудын исэлдүүлэх чадвар зүүнээс баруун тийш, доороос дээшээ нэмэгддэг.

Үеийн үед цахилгаан сөрөг чанар нэмэгдэж, бүлгээр нь нэмэгдэх тусам буурдаг З, өөрөөр хэлбэл энэ нь үелэх системийн диагональ дагуу Cs-ээс F хүртэл нэмэгддэг. Энэ нөхцөл байдал нь элементүүдийн диагональ ижил төстэй байдлыг тодорхой хэмжээгээр тодорхойлдог.

Үндсэн болон хоёрдогч дэд бүлгүүдэд элементүүдийн шинж чанар нь монотон бус байдлаар өөрчлөгддөг бөгөөд энэ нь дараахь зүйлтэй холбоотой юм. хоёрдогч үе үе нөлөөлөлтэй холбоотой г- Тэгээд е- электрон давхаргууд.

Атомын геометрийн болон энергийн параметрүүдийн үечилсэн байдлын шинжилгээнээс үзэхэд үечилсэн хуулийг физик-химийн тогтмолуудыг тодорхойлох, цацрагийн өөрчлөлт, иончлолын энерги, электрон хамаарлын өөрчлөлтийг урьдчилан таамаглах, улмаар хүчил-суурь ба исэлдэлтийн исэлдэлтийг тодорхойлоход ашиглаж болно. тэдгээрийн нэгдлүүдийн шинж чанар.

Ковалент холбоо– электрон хосыг нийгэмшүүлснээс үүдэн үүсдэг химийн хамгийн ерөнхий төрөл солилцооны механизм, харилцан үйлчлэгч атом бүр нэг электрон нийлүүлэх үед, эсвэл донор-хүлээн авагч механизм, хэрэв электрон хосыг нийтлэг хэрэглээнд зориулж нэг атом (донор) өөр атом руу (хүлээн авагч) шилжүүлсэн бол (Зураг 3.2).

Туйл бус ковалент бондын сонгодог жишээ (цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа нь тэг) нэг төрлийн молекулуудад ажиглагддаг: H-H, F-F. Хоёр электрон хоёр төвийн бондын энерги нь 200-2000 кЖ∙моль -1-ийн мужид оршдог.

Гетероатомын ковалент холбоо үүсэх үед электрон хос илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг бөгөөд энэ нь холбоог туйлшруулдаг. Туйлтын холбооны ион чанарыг хувиар тооцдог эмпирик хамаарал 16(χ A – χ B) + 3.5(χ A – χ B) 2, энд χ A ба χ B нь атомын А ба В атомуудын цахилгаан сөрөг чанар юм. AB молекул. Үүнээс бусад нь туйлшрах чадварковалент холбоо нь өмчтэй байдаг ханасан байдал– атомын энергийн хувьд боломжтой атомын орбиталтай адил олон ковалент холбоо үүсгэх чадвар. Ковалентын бондын гурав дахь шинж чанарын тухай - анхаарлаа төвлөрүүл– доор авч үзэх болно (валентын бондын аргыг үзнэ үү).

Ионы холбооҮүссэн электрон хос нь илүү электрон сөрөг атомд бүрэн хамаарах бөгөөд энэ нь анион болдог ковалентийн онцгой тохиолдол. Энэ холбоог тусдаа төрөл гэж тодорхойлох үндэс нь эерэг ба сөрөг ионуудын таталцлаас үүдэлтэй ионы холбоог харгалзан ийм холбоо бүхий нэгдлүүдийг электростатик ойролцоо байдлаар дүрсэлж болно. Эсрэг тэмдгийн ионуудын харилцан үйлчлэл нь чиглэлээс хамаардаггүй бөгөөд Кулоны хүч нь ханалтын шинж чанартай байдаггүй. Иймээс ионы нэгдэл дэх ион бүр эсрэг тэмдэгтэй ийм тооны ионуудыг татдаг тул ионы төрлийн болор тор үүсдэг. Ионы кристалд молекул байдаггүй. Ион бүр өөр өөр тэмдгийн тодорхой тооны ионоор хүрээлэгдсэн байдаг (ионы зохицуулалтын дугаар). Хос ионууд нь хийн төлөвт туйлын молекул хэлбэрээр оршиж болно. Хийн төлөвт NaCl нь ~3∙10 –29 C∙m диполь моменттэй бөгөөд энэ нь 0,236 нм урттай бондын урт тутамд 0,8 электрон цэнэгийн Na-аас Cl, өөрөөр хэлбэл Na 0,8+ Cl 0,8– шилжилттэй тохирч байна.

Металл холболтэерэг цэнэгтэй ионуудтай электростатикаар харилцан үйлчилдэг металл торонд чөлөөтэй хөдөлдөг валентийн электронуудын хэсэгчилсэн задралын үр дүнд үүсдэг. Холбох хүч нь орон нутгийн шинж чанартай биш, чиглүүлээгүй, задарсан электронууд нь өндөр дулаан, цахилгаан дамжуулалтыг үүсгэдэг.

Устөрөгчийн холбоо. Үүний үүсэх нь электрон хосыг электрон сөрөг атом руу хүчтэй шилжүүлсний үр дүнд үр дүнтэй эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом нь өөр электрон сөрөг атомтай (F, O, N, бага) харилцан үйлчилж чаддагтай холбоотой юм. ихэвчлэн Cl, Br, S). Ийм электростатик харилцан үйлчлэлийн энерги нь 20–100 кЖ∙моль –1 байна. Устөрөгчийн холбоо байж болно дотор- Тэгээд молекул хоорондын . Молекулын доторх устөрөгчийн холбоо нь жишээлбэл, ацетилацетонд үүсдэг ба цагирагийн хаалт дагалддаг (Зураг 3.3).

Поляр бус уусгагч дахь карбоксилын хүчлийн молекулууд нь хоёр молекул хоорондын устөрөгчийн бондоос болж димерждэг (Зураг 3.4).

Устөрөгчийн холбоо нь H 2 O, H 2 F 2, NH 3 зэрэг органик бус нэгдлүүд болох биологийн макромолекулуудад маш чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Устөрөгчийн бондын улмаас ус нь H 2 E (E = S, Se, Te) -тэй харьцуулахад ийм өндөр хайлах, буцалгах температураар тодорхойлогддог. Хэрэв устөрөгчийн холбоо байхгүй байсан бол ус -100 хэмд хайлж, -80 хэм буцалгана.

Ван дер Ваальс (молекул хоорондын) холбоо– улмаас молекул хоорондын бондын хамгийн түгээмэл төрөл тархалтын хүч( өдөөгдсөн диполь - өдөөгдсөн диполь), индукцхарилцан үйлчлэл (байнгын диполь – өдөөгдсөн диполь) ба чиг баримжаатайхарилцан үйлчлэл (байнгын диполь – байнгын диполь). Ван дер Ваалсын бондын энерги нь устөрөгчийн холбооноос бага бөгөөд 2-20 кЖ∙моль -1 байна.

КОВАЛЕНТИЙН БОНД

Энэ нь хоёр атомд хамаарах электрон хосын улмаас хийгддэг. Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны болон донор хүлээн авагч механизмууд байдаг.

1) Солилцооны механизм. Атом бүр нэг хосгүй электроныг нийтлэг электрон хосод оруулдаг.

2) Донор хүлээн авагч механизм. Нэг атом (донор) электрон хосыг, нөгөө атом (хүлээн авагч) нь тухайн хосыг хоосон орбиталаар хангадаг;

Хоёр атом хэд хэдэн хос электроныг хуваалцаж болно. Энэ тохиолдолд тэд ярьдаг олон тоохолболтууд:

Хэрэв электрон нягт нь атомуудын хооронд тэгш хэмтэй байрласан бол ковалент холбоо гэж нэрлэдэг туйлшралгүй.

Хэрэв электрон нягтрал аль нэг атом руу шилжсэн бол ковалент холбоо гэж нэрлэдэг туйл.

Атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа их байх тусам бондын туйлшрал их болно.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Төмөр бус- атомууд нь гадаад энергийн түвшинг дуусгахын тулд электроныг хүлээн авч сөрөг цэнэгтэй ионуудыг үүсгэдэг химийн элементүүд. Метал бусын валентийн электронуудын электрон тохиргоо нь ерөнхийдөө - ns 2 n.p. 1−5 Үл хамаарах зүйл нь устөрөгч (1s 1) ба гели (1s 2) бөгөөд тэдгээрийг металл бус гэж үздэг.

Металл бус бодисууд нь ихэвчлэн нэгдлүүдэд исэлдэлтийн төлөвийн өргөн хүрээтэй байдаг. Металлуудтай харьцуулахад гадаад энергийн түвшинд электронуудын тоо их байгаа нь электронуудыг хавсаргах, өндөр исэлдэлтийн идэвхийг харуулах чадварыг тодорхойлдог.

Байгалийн бус металлыг олох

Металл бус нь дэлхийн царцдас (ихэнхдээ хүчилтөрөгч, цахиур - дэлхийн царцдасын массын 76%, түүнчлэн As, Se, I, Te, гэхдээ маш бага хэмжээгээр), агаарт (азот, хүчилтөрөгч) олддог. ), ургамлын материалд (98 .5% - нүүрстөрөгч, устөрөгч, хүчилтөрөгч, хүхэр, фосфор, азот), түүнчлэн хүний ​​массын суурь (97.6% - нүүрстөрөгч, устөрөгч, хүчилтөрөгч, хүхэр, фосфор, азот). Устөрөгч ба гели нь нар, түүний дотор сансрын биетүүдийн нэг хэсэг юм. Ихэнхдээ металл бус бодисууд байгальд нэгдлүүд хэлбэрээр байдаг.

Металл бус бодисын физик шинж чанар

Фтор, хлор, хүчилтөрөгч, азот, устөрөгч, идэвхгүй хий нь хийн бодис, иод, астатин, хүхэр, селен, теллур, фосфор, хүнцэл, нүүрстөрөгч, цахиур, бор нь хатуу бодис; бром бол шингэн юм.

Үелэх систем дэх металл бусуудын байрлал D.I. Менделеев

Хэрэв та үечилсэн хүснэгтэд бериллээс астатины диагональ зурсан бол хүснэгтийн баруун дээд буланд металл бус элементүүд байх болно. Металл бус металлуудын дунд s-элемент байдаг - устөрөгч; p-элементүүд бор; нүүрстөрөгч, цахиур; азот, фосфор, хүнцэл, хүчилтөрөгч, хүхэр, селен, теллур, галоген, астатин. VIII бүлгийн элементүүд нь гаднах энергийн түвшинг бүрэн хангасан, металл ба металл бус гэж ангилах боломжгүй инерт (эрхэм) хий юм.

Металл бус бодисууд нь электроны хамаарал, электрон сөрөг чанар, исэлдэлтийн потенциалтай байдаг.

Металл бус металлыг олж авах

Металл бус металлын олон янз байдал нь тэдгээрийг үйлдвэрлэх олон янзын аргыг бий болгосон тул устөрөгчийг лабораторийн аргаар, жишээлбэл, металлын хүчлүүдтэй харилцан үйлчлэлцэх замаар (1), үйлдвэрлэлийн аргаар, жишээлбэл, метаны хувиргалт (2).

Zn +2HCl = ZnCl 2 + H 2

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

Галоген үйлдвэрлэх нь голчлон гидрохалын хүчлийг исэлдүүлэх замаар явагддаг.

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

Хүчилтөрөгч үйлдвэрлэхийн тулд нарийн төвөгтэй бодисын дулааны задралын урвалыг ашигладаг.

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

Хүхрийг устөрөгчийн сульфидын бүрэн бус исэлдэлт (1) эсвэл Вакенродерийн урвалаар (2) гаргаж авдаг.

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

2H 2 S + SO 2 =3S↓ +2H 2 O (2)

Азот авахын тулд аммонийн нитритийн задралын урвалыг ашиглана:

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

Фосфор авах гол арга бол кальцийн фосфатаас:

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

Металл бус бодисын химийн шинж чанар

Металл бус металлын үндсэн химийн шинж чанарууд (бүгдэнд нийтлэг байдаг) нь:

- металлуудтай харилцан үйлчлэл

2Na + Cl 2 = 2NaCl

6Li + N 2 = 2Li 3 N

2Ca + O2 = 2CaO

- бусад металл бустай харилцан үйлчлэл

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

Төмөр бус бүр нь зөвхөн түүний шинж чанартай химийн өвөрмөц шинж чанартай байдаг бөгөөд үүнийг металл бус тус бүрийг тусад нь судлахдаа нарийвчлан авч үздэг.

Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ

ЖИШЭЭ 1

Дасгал хийх	S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →H 2 SO 4 хувиргалтын цувааг хийнэ.
Шийдэл	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