¿Qué propiedades tienen los no metales? Compuestos de hidrógeno de no metales.

Conferencia 24

No metales.

Esquema de la conferencia:

Los no metales son sustancias simples.

Posición de los no metales en la tabla periódica.

El número de elementos no metálicos es significativamente menor que el de los elementos metálicos. Diez elementos químicos (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) tienen propiedades no metálicas típicas. Seis elementos que normalmente se clasifican como no metales exhiben propiedades duales (tanto metálicas como no metálicas) (B, Si, As, Se, Te, At). Y recientemente se han incluido 6 elementos más en la lista de no metales. Se trata de los llamados gases nobles (o inertes) (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Así, 22 de los elementos químicos conocidos suelen clasificarse como no metales.

Los elementos que exhiben propiedades no metálicas en la tabla periódica se encuentran por encima de la diagonal boro-astato (Fig. 26).

Los átomos de la mayoría de los no metales, a diferencia de los átomos metálicos, tienen una gran cantidad de electrones en la capa electrónica externa, de 4 a 8. La excepción son los átomos de hidrógeno, helio y boro, que tienen 1, 2 y 3 electrones en la capa externa. nivel, respectivamente.

Entre los no metales, solo dos elementos: hidrógeno (1s 1) y helio (1s 2) pertenecen a la familia s, todos los demás pertenecen a R-familia .

Los átomos de los no metales típicos (A) se caracterizan por una alta electronegatividad y una alta afinidad electrónica, lo que determina su capacidad para formar iones cargados negativamente con las configuraciones electrónicas de los correspondientes gases nobles:

A 0 + nê → A n -

Estos iones forman parte de compuestos iónicos de no metales con metales típicos. Los no metales también tienen estados de oxidación negativos en compuestos covalentes con otros no metales menos electronegativos (en particular, hidrógeno).

Los átomos de no metales en compuestos covalentes con no metales más electronegativos (particularmente oxígeno) tienen estados de oxidación positivos. Estado de oxidación positivo más alto de un no metal., generalmente, igual al número del grupo, en el que se encuentra.

Los no metales son sustancias simples.

A pesar del pequeño número de elementos no metálicos, su papel e importancia tanto en la Tierra como en el espacio son enormes. El 99% de la masa del Sol y de otras estrellas está formada por no metales, hidrógeno y helio. La capa de aire de la Tierra está formada por átomos no metálicos: nitrógeno, oxígeno y gases nobles. La hidrosfera de la Tierra está formada por una de las sustancias más importantes para la vida: el agua, cuyas moléculas están formadas por los no metales hidrógeno y oxígeno. En la materia viva predominan 6 no metales: carbono, oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, fósforo y azufre.

En condiciones normales, las sustancias no metálicas existen en diferentes estados de agregación:

1) gases: hidrógeno H2, oxígeno O2, nitrógeno N2, flúor F2, cloro C12, gases inertes: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) líquidos: bromo Br 2

3) sólidos yodo I 2, carbono C, silicio Si, azufre S, fósforo P, etc.

Siete elementos no metálicos forman sustancias simples que existen en forma de moléculas diatómicas E 2 (hidrógeno H 2, oxígeno O 2, nitrógeno N 2, flúor F 2, cloro C1 2, bromo Br 2, yodo I 2).

Dado que no hay electrones libres entre los átomos en la red cristalina de los no metales, sus propiedades físicas difieren de las de los metales:

¾ no tener brillo;

¾ quebradizos, tienen diferente dureza;

¾ son malos conductores del calor y la electricidad.

Los sólidos no metálicos son prácticamente insolubles en agua; El O 2, N 2, H 2 gaseoso y los halógenos tienen muy baja solubilidad en agua.

Varios no metales se caracterizan por alotropía- el fenómeno de la existencia de un elemento en forma de varias sustancias simples. Se conocen modificaciones alotrópicas del oxígeno (oxígeno O 2 y ozono O 3), azufre (ortorrómbico, monoclínico y plástico), fósforo (blanco, rojo y negro), carbono (grafito, diamante y carabina, etc.), silicio (cristalino y amorfo).

Propiedades químicas de los no metales.

Los no metales difieren significativamente en su actividad química. Por lo tanto, el nitrógeno y los gases nobles entran en reacciones químicas solo en condiciones muy severas (alta presión y temperatura, presencia de un catalizador).

Los no metales más reactivos son los halógenos, el hidrógeno y el oxígeno. El azufre, el fósforo y especialmente el carbono y el silicio sólo reaccionan a temperaturas elevadas.

Los no metales exhiben propiedades tanto oxidantes como reductoras en reacciones químicas. La mayor capacidad oxidante es característica de los halógenos y el oxígeno. Los no metales como el hidrógeno, el carbono y el silicio tienen propiedades reductoras predominantes.

I. Propiedades oxidantes de los no metales:

1. Interacción con metales. En este caso, se forman compuestos binarios: con oxígeno - óxidos, con hidrógeno - hidruros, con nitrógeno - nitruros, con halógenos - haluros, etc .:

2Cu + O 2 → 2CuO

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2. Interacción con el hidrógeno. Los no metales también actúan como agentes oxidantes en reacciones con hidrógeno, formando compuestos volátiles de hidrógeno:

H 2 + C1 2 → 2HC1

N 2 + 3H 2 → t, p, cat. 2NH3

3. Interacción con no metales. Los no metales también exhiben propiedades oxidantes en reacciones con no metales menos electronegativos:

2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;

C + 2S → CS 2.

4. Interacción con sustancias complejas. Las propiedades oxidantes de los no metales también pueden manifestarse en reacciones con sustancias complejas. Por ejemplo, el agua arde en una atmósfera de flúor:

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.

II. Propiedades reductoras de los no metales.

1. Interacción con no metales. Los no metales pueden exhibir propiedades reductoras en relación con los no metales con mayor electronegatividad, y principalmente en relación con el flúor y el oxígeno:

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;

norte 2 + O 2 → 2NO

2. Interacción con sustancias complejas. Algunos no metales pueden ser agentes reductores, lo que permite su uso en la producción metalúrgica:

C+ZnO → Zn+CO;

5H 2 + V 2 O 5 → 2V + 5H 2 O.

SiО 2 + 2С → Si + 2СО.

Los no metales exhiben propiedades reductoras cuando interactúan con sustancias complejas: agentes oxidantes fuertes, por ejemplo:

3S + 2KClO3 → 3SO2 + 2KC1;

6P + 5KSlO 3 → ZR 2 O 5 + 5KS1.

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → ZN 3 PO 4 + 5NO.

Métodos generales para la obtención de no metales.

Algunos no metales se encuentran en la naturaleza en estado libre: azufre, oxígeno, nitrógeno, gases nobles. En primer lugar, las sustancias simples (no metales) forman parte del aire.

Se obtienen grandes cantidades de oxígeno y nitrógeno mediante rectificación (separación) del aire.

Los no metales más activos, los halógenos, se obtienen por electrólisis de masas fundidas o soluciones a partir de compuestos. En la industria, mediante la electrólisis, se obtienen simultáneamente en grandes cantidades tres productos importantes: el análogo más cercano del flúor: cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio. Como electrolito se utiliza una solución de cloruro de sodio alimentada al electrolizador desde arriba.

Los métodos para producir no metales se analizarán con más detalle más adelante en las conferencias correspondientes.

Características generales de los no metales.

No metales- elementos químicos que forman cuerpos simples que no tienen propiedades características de los metales. Una característica cualitativa de los no metales es la electronegatividad.

Electronegatividad― esta es la capacidad de polarizar un enlace químico, de atraer pares de electrones comunes.

Hay 22 elementos clasificados como no metales.

Posición de los elementos no metálicos en la tabla periódica de elementos químicos.

Como puede verse en la tabla, los elementos no metálicos se encuentran principalmente en la parte superior derecha de la tabla periódica.

Estructura de átomos no metálicos.

Un rasgo característico de los no metales es un mayor número (en comparación con los metales) de electrones en el nivel de energía externo de sus átomos. Esto determina su mayor capacidad para unir electrones adicionales y exhibir una mayor actividad oxidativa que los metales. Los no metales ubicados en el segundo y tercer período de los grupos VI-VII exhiben propiedades oxidantes particularmente fuertes, es decir, la capacidad de agregar electrones. Si comparamos la disposición de los electrones en los orbitales de los átomos de flúor, cloro y otros halógenos, podemos juzgar sus propiedades distintivas. El átomo de flúor no tiene orbitales libres. Por lo tanto, los átomos de flúor sólo pueden exhibir valencia I y estado de oxidación 1. El agente oxidante más fuerte es flúor. En los átomos de otros halógenos, por ejemplo en el átomo de cloro, hay orbitales d libres con el mismo nivel de energía. Gracias a esto, el emparejamiento de electrones puede ocurrir de tres formas diferentes. En el primer caso, el cloro puede presentar un estado de oxidación de +3 y formar ácido cloroso HClO 2, que corresponde a sales: cloritos, por ejemplo clorito de potasio KClO 2. En el segundo caso, el cloro puede formar compuestos en los que el estado de oxidación del cloro es +5. Dichos compuestos incluyen ácido perclórico HClO 3 y sus sales: cloratos, por ejemplo clorato de potasio KClO 3 (sal de Berthollet). En el tercer caso, el cloro presenta un estado de oxidación de +7, por ejemplo en el ácido perclórico HClO 4 y en sus sales, los percloratos (en el perclorato de potasio KClO 4).

Estructuras de moléculas no metálicas. Propiedades físicas de los no metales.

En estado gaseoso a temperatura ambiente se encuentran:

hidrógeno - H 2;

nitrógeno - N 2;

oxígeno - O 2;

flúor - F 2;

cloro - CI 2.

Y gases inertes:

helio - él;

neón - Ne;

argón - Ar;

criptón - Kr;

xenón - Xe;

radón - Rn).

En líquido - bromo - Br.

En sólido:

• carbono - C;

  silicio - Si;

  fósforo - P;

• arsénico - Como;

  selenio - Se;

  telurio - Te;

• astatino - En.

El espectro de colores de los no metales es mucho más rico: rojo para el fósforo, marrón para el bromo, amarillo para el azufre, amarillo verdoso para el cloro, violeta para el vapor de yodo, etc.

Los no metales más típicos tienen una estructura molecular, mientras que los menos típicos tienen una estructura no molecular. Esto explica la diferencia en sus propiedades.

Composición y propiedades de sustancias simples: no metales.

Los no metales forman moléculas tanto monoatómicas como diatómicas. A monoatómico Los no metales incluyen gases inertes que prácticamente no reaccionan ni siquiera con las sustancias más activas. Los gases nobles se ubican en el grupo VIII de la tabla periódica, y las fórmulas químicas de las sustancias simples correspondientes son las siguientes: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Algunos no metales se forman diatónico moléculas. Se trata de H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , Cl 2 (elementos del grupo VII del sistema periódico), así como oxígeno O 2 y nitrógeno N 2 . De triatómico Las moléculas se componen de gas ozono (O 3). Para sustancias no metálicas que se encuentran en estado sólido, es bastante difícil crear una fórmula química. Los átomos de carbono del grafito están conectados entre sí de diferentes maneras. Es difícil aislar una sola molécula en las estructuras dadas. Al escribir fórmulas químicas para sustancias como en el caso de los metales, se supone que dichas sustancias están formadas únicamente por átomos. Las fórmulas químicas, en este caso, se escriben sin índices: C, Si, S, etc. Sustancias simples como el ozono y el oxígeno, que tienen la misma composición cualitativa (ambos consisten en el mismo elemento: oxígeno), pero difieren en el número de átomos. en una molécula tienen propiedades diferentes. Así, el oxígeno no tiene olor, mientras que el ozono tiene un olor acre que olemos durante una tormenta. Las propiedades de los no metales duros, el grafito y el diamante, que también tienen la misma composición cualitativa pero diferentes estructuras, difieren marcadamente (el grafito es frágil, el diamante es duro). Por tanto, las propiedades de una sustancia están determinadas no sólo por su composición cualitativa, sino también por cuántos átomos contiene la molécula de la sustancia y cómo están conectados entre sí. Los no metales en forma de cuerpos simples se encuentran en estado sólido o gaseoso (excepto el bromo, que es líquido). No tienen las propiedades físicas inherentes a los metales. Los no metales sólidos no tienen el brillo característico de los metales, suelen ser frágiles y no conducen bien la electricidad ni el calor (con excepción del grafito). El boro B cristalino (como el silicio cristalino) tiene un punto de fusión muy alto (2075°C) y una gran dureza. La conductividad eléctrica del boro aumenta considerablemente al aumentar la temperatura, lo que permite su uso generalizado en la tecnología de semiconductores. La adición de boro al acero y aleaciones de aluminio, cobre, níquel, etc. mejora sus propiedades mecánicas. Los boruros (compuestos de boro con ciertos metales, por ejemplo titanio: TiB, TiB 2) son necesarios en la fabricación de piezas de motores a reacción y álabes de turbinas de gas. Como puede verse en el Esquema 1, el carbono - C, el silicio - Si, el boro - B tienen una estructura similar y algunas propiedades comunes. Como sustancias simples, se encuentran en dos formas: cristalina y amorfa. Las formas cristalinas de estos elementos son muy duras y con puntos de fusión elevados. El silicio cristalino tiene propiedades semiconductoras. Todos estos elementos forman compuestos con metales: carburos, siliciuros y boruros (CaC 2, Al 4 C 3, Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Algunos de ellos tienen mayor dureza, por ejemplo Fe 3 C, TiB. El carburo de calcio se utiliza para producir acetileno.

Propiedades químicas de los no metales.

De acuerdo con los valores numéricos de electronegatividades relativas, las capacidades oxidantes de los no metales aumentan en el siguiente orden: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

No metales como agentes oxidantes.

Las propiedades oxidantes de los no metales se manifiestan durante su interacción:

con metales: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

con hidrógeno: H 2 + F 2 = 2HF;

con no metales que tienen menor electronegatividad: 2P + 5S = P 2 S 5 ;

con algunas sustancias complejas: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3.

No metales como agentes reductores.

Todos los no metales (excepto el flúor) exhiben propiedades reductoras al interactuar con el oxígeno:

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

El oxígeno en combinación con flúor también puede presentar un estado de oxidación positivo, es decir, ser un agente reductor. Todos los demás no metales presentan propiedades reductoras. Por ejemplo, el cloro no se combina directamente con el oxígeno, pero indirectamente es posible obtener sus óxidos (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 2), en los que el cloro presenta un estado de oxidación positivo. A altas temperaturas, el nitrógeno se combina directamente con el oxígeno y presenta propiedades reductoras. El azufre reacciona aún más fácilmente con el oxígeno.

Muchos no metales exhiben propiedades reductoras cuando interactúan con sustancias complejas:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 conc = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.

También hay reacciones en las que el mismo no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

El flúor es el no metal más típico, que no se caracteriza por propiedades reductoras, es decir, la capacidad de donar electrones en reacciones químicas.

Compuestos no metálicos

Los no metales pueden formar compuestos con diferentes enlaces intramoleculares.

Tipos de compuestos no metálicos

Las fórmulas generales de los compuestos de hidrógeno según los grupos de la tabla periódica de elementos químicos se dan en la tabla:

Con los metales, el hidrógeno forma (con algunas excepciones) compuestos no volátiles, que son sólidos de estructura no molecular. Por tanto, sus puntos de fusión son relativamente altos. Con los no metales, el hidrógeno forma compuestos volátiles de estructura molecular (por ejemplo, fluoruro de hidrógeno HF, sulfuro de hidrógeno H 2 S, amoníaco NH 3, metano CH 4). En condiciones normales, se trata de gases o líquidos volátiles. Cuando se disuelven en agua, los compuestos de hidrógeno de halógenos, azufre, selenio y teluro forman ácidos de la misma fórmula que los propios compuestos de hidrógeno: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Cuando el amoníaco se disuelve en agua, se forma agua con amoníaco, generalmente denotada por la fórmula NH 4 OH y llamada hidróxido de amonio. También se denota por la fórmula NH 3 ∙H 2 O y se llama hidrato de amoníaco.

Con el oxígeno, los no metales forman óxidos ácidos. En algunos óxidos presentan un estado de oxidación máximo igual al número de grupo (por ejemplo, SO 2, N 2 O 5), mientras que en otros es menor (por ejemplo, SO 2, N 2 O 3). Los óxidos ácidos corresponden a ácidos, y de los dos ácidos oxigenados de un no metal, aquel en el que presenta un estado de oxidación más alto es más fuerte. Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3 es más fuerte que el ácido nitroso HNO 2 y el ácido sulfúrico H 2 SO 4 es más fuerte que el ácido sulfuroso H 2 SO 3.

Características de los compuestos de oxígeno de los no metales.

Las propiedades de los óxidos superiores (es decir, óxidos que contienen un elemento de un grupo determinado con el estado de oxidación más alto) cambian gradualmente de básicas a ácidas en períodos de izquierda a derecha.

En grupos de arriba a abajo, las propiedades ácidas de los óxidos superiores se debilitan gradualmente. Esto se puede juzgar por las propiedades de los ácidos correspondientes a estos óxidos.

El aumento de las propiedades ácidas de los óxidos superiores de los elementos correspondientes en los períodos de izquierda a derecha se explica por un aumento gradual de la carga positiva de los iones de estos elementos.

En los principales subgrupos del sistema periódico de elementos químicos, las propiedades ácidas de los óxidos no metálicos superiores disminuyen de arriba a abajo.

Halógenos.

Estructura de los átomos de halógeno.

Los halógenos incluyen elementos del grupo VIII de la tabla periódica; los átomos de estos elementos contienen siete electrones en el nivel energético externo y hasta su finalización carecen de un solo electrón, por lo que los halógenos exhiben fuertes propiedades oxidantes. En el subgrupo, a medida que aumenta el número atómico, estas propiedades disminuyen debido a un aumento en el radio de los átomos: del flúor al astato y, en consecuencia, aumentan sus propiedades reductoras. El valor de la electronegatividad relativa de los halógenos disminuye de manera similar. Como elemento más electronegativo, el flúor en compuestos con otros elementos exhibe un estado de oxidación constante. -1 . Los halógenos restantes pueden presentar tanto este estado de oxidación en compuestos con metales, hidrógeno y elementos menos electronegativos, como estados de oxidación impares positivos de +1 antes +7 en compuestos con elementos más electronegativos: oxígeno, flúor.

Sustancias simples halógenas y sus propiedades.

Cloro, bromo y yodo en recipientes de vidrio.

Al caracterizar sustancias simples, los halógenos, es necesario recordar información teórica básica sobre los tipos de enlaces químicos y la estructura cristalina de la sustancia. En las moléculas de halógeno diatómico, los átomos están conectados por un enlace covalente no polar. Г··Г o G-G y tienen una red cristalina molecular.

Bajo condiciones normales F 2 - gas amarillo brillante con un tinte naranja, CL 2 ― gas venenoso de color amarillo verdoso con un característico olor sofocante, hermano 2 ― un líquido marrón muy volátil (el vapor de bromo es muy venenoso, las quemaduras por bromo son muy dolorosas y no se curan en mucho tiempo), y I 2 - una sustancia cristalina sólida capaz de sublimarse. En una fila F 2, CL 2 , hermano 2 ,I 2 - aumenta la densidad de las sustancias simples y aumenta la intensidad del color. En consecuencia, aparece el mismo patrón en los cambios en las propiedades de los átomos y sustancias simples: los halógenos: con un aumento en el número atómico, las propiedades no metálicas se debilitan y las metálicas aumentan.

Propiedades químicas de los halógenos.

La interacción de halógenos con metales para formar haluros:

2Na + I 2 ―― 2Na +1 I -1 (yoduro de sodio);

2Al + 3I 2 = 2Al +3 I 3 -1 (yoduro de aluminio);

2Al + 3Br 2 = 2Al +3 Br 3 -1 (bromuro de aluminio).

Cuando los metales de los subgrupos laterales (metales de transición) reaccionan con los halógenos, se forman haluros con un alto grado de oxidación del metal, por ejemplo:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3,

pero 2HCl + Fe = FeCl 2 + H 2.

La interacción de halógenos con hidrógeno con la formación de haluros de hidrógeno (tipo de enlace - covalente polar, tipo de red - molecular). Comparar la velocidad de las reacciones químicas de diferentes halógenos con el hidrógeno permite repetir su dependencia de la naturaleza de las sustancias que reaccionan. Así, el flúor tiene una velocidad de reacción tan alta que reacciona explosivamente con el hidrógeno incluso en la oscuridad. La reacción del cloro con el hidrógeno en condiciones normales es lenta y solo cuando se enciende o se ilumina su velocidad aumenta muchas veces (se produce una explosión). El bromo y el yodo reaccionan aún más lentamente con el hidrógeno y esta última reacción se vuelve endotérmica:

Sólo el flúor interactúa irreversiblemente con el hidrógeno; otros halógenos, dependiendo de las condiciones, también pueden dar una reacción reversible.

Las soluciones acuosas de haluros de hidrógeno son ácidos: HF - fluorhídrico (fluórico), HCl - clorhídrico (clorhídrico), HBr - bromhídrico, HI - yodhídrico.

Los halógenos reaccionan con el agua:

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2

El agua arde en flúor; ​​el oxígeno no es la causa, sino la consecuencia de la combustión, actuando en el papel inusual de un agente reductor.

Para caracterizar la capacidad de algunos halógenos (no átomos de halógeno, sino sustancias simples) para desplazar a otros de las soluciones de sus compuestos, se puede utilizar la "serie de actividad" de los halógenos, que se escribe de la siguiente manera:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > Yo 2,

es decir, se reducen las propiedades oxidantes.

Por tanto, el cloro desplaza al bromo y al yodo (pero no al flúor), y el bromo sólo puede desplazar al yodo de las soluciones de las sales correspondientes:

2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2

2КI + Br 2 = 2КВr + I 2.

Importancia biológica y aplicación de los halógenos.

Flúor juega un papel muy importante en la vida de las plantas, los animales y los humanos. Sin flúor, el desarrollo del esqueleto óseo y especialmente de los dientes es imposible. El contenido de flúor en los huesos es de 80 a 100 mg por 100 g de materia seca. El flúor está presente en el esmalte en forma del compuesto Ca 4 F 2 (PO 4) 2 y le confiere dureza y blancura. Si falta flúor en el cuerpo humano, el tejido dental se daña (caries) y su exceso contribuye a la fluorosis dental. La necesidad humana diaria de fluoruro es de 2 a 3 mg. Cloro(ion cloro) es más importante para la vida de animales y humanos que para las plantas. Forma parte de los riñones, pulmones, bazo, sangre, saliva, cartílago, cabello. Los iones de cloro regulan el sistema de amortiguación de la sangre. El cloruro de sodio es un componente del plasma sanguíneo y del líquido cefalorraquídeo y participa en la regulación del metabolismo del agua en el cuerpo. El ácido clorhídrico libre forma parte del jugo gástrico de todos los mamíferos y participa activamente en la digestión. El estómago de una persona sana contiene entre un 0,2 y un 0,3% de ácido clorhídrico. La falta de cloro en el cuerpo provoca taquicardia, disminución de la presión arterial y convulsiones. Una cantidad suficiente de cloro se encuentra en verduras como el apio, los rábanos, los pepinos, la col blanca, el eneldo, los pimientos, las cebollas y las alcachofas. Bromo También es uno de los microelementos esenciales y se encuentra sobre todo en la glándula pituitaria y en la sangre. Glándula tiroides, glándulas suprarrenales. Los bromuros en pequeñas dosis (0,1-0,3 para un adulto) tienen un efecto positivo sobre el sistema nervioso central como potenciadores de los procesos inhibidores en la corteza cerebral. En la naturaleza, los bromuros se acumulan en plantas como el centeno, el trigo, la cebada, las patatas, las zanahorias, las cerezas y las manzanas. El queso holandés contiene mucho bromo. Yodo en el cuerpo humano comienza a acumularse en el útero. La hormona tiroidea humana, tiroxina, contiene un 60% de yodo unido. Esta hormona viaja a través del torrente sanguíneo hasta el hígado, los riñones, las glándulas mamarias y el tracto gastrointestinal. La falta de yodo en el cuerpo humano provoca enfermedades como el bocio endémico y el cretinismo, que ralentiza el crecimiento y desarrolla retraso mental. En combinación con otros elementos, el yodo favorece el crecimiento y la nutrición de los animales, mejora su salud y fertilidad. Los principales proveedores de yodo para el ser humano son los cereales, las berenjenas, los frijoles, la col blanca y la coliflor, las patatas, las cebollas, las zanahorias, los pepinos, la calabaza, la lechuga, las algas y los calamares.

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Elementos químicos - no metales

Sólo hay 16 elementos químicos no metálicos, pero dos de ellos, oxígeno y silicio, constituyen el 76% de la masa de la corteza terrestre. Los no metales constituyen el 98,5% de la masa de las plantas y el 97,6% de la masa de los humanos. Todas las sustancias orgánicas más importantes están formadas por carbono, hidrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y nitrógeno; son los elementos de la vida. El hidrógeno y el helio son los elementos principales del Universo; todos los objetos cósmicos, incluido nuestro Sol, están formados por ellos. Es imposible imaginar nuestra vida sin compuestos no metálicos, especialmente si recordamos que un compuesto químico vital, el agua, está formado por hidrógeno y oxígeno.

Si en la tabla periódica dibujamos una diagonal desde el berilio hasta el astato, entonces a la derecha de la diagonal habrá elementos no metálicos y a la izquierda debajo, los metales, estos también incluyen elementos de todos los subgrupos secundarios, lantánidos y actínidos. . Los elementos ubicados cerca de la diagonal, por ejemplo, berilio, aluminio, titanio, germanio, antimonio, tienen un carácter dual y se clasifican como metaloides. Elementos no metálicos: elemento s – hidrógeno; Elementos p del grupo 13 – boro; 14 grupos – carbono y silicio; 15 grupos – nitrógeno, fósforo y arsénico, 16 grupos – oxígeno, azufre, selenio y telurio y todos los elementos del grupo 17 - flúor, cloro, bromo, yodo y astato. Elementos del grupo 18 – gases inertes, ocupan una posición especial, tienen una capa electrónica exterior completamente completa y ocupan una posición intermedia entre los metales y los no metales. A veces se clasifican como no metales, pero sólo formalmente, según sus características físicas.

No metales Son elementos químicos cuyos átomos aceptan electrones para completar un nivel de energía externo, formando así iones con carga negativa.

La capa electrónica externa de los átomos no metálicos contiene de tres a ocho electrones.

Casi todos los no metales tienen radios relativamente pequeños y una gran cantidad de electrones en el nivel de energía exterior de 4 a 7, se caracterizan por altos valores de electronegatividad y propiedades oxidantes; Por tanto, en comparación con los átomos metálicos, los no metales se caracterizan por:

· radio atómico más pequeño;

· cuatro o más electrones en el nivel de energía exterior;

De ahí la propiedad más importante de los átomos no metálicos: la tendencia a aceptar hasta 8 electrones faltantes, es decir. propiedades oxidantes. Características cualitativas de los átomos no metálicos, es decir. La electronegatividad puede servir como una especie de medida de su no metalicidad, es decir, la propiedad de los átomos de elementos químicos de polarizar un enlace químico, de atraer pares de electrones comunes;

La primera clasificación científica de los elementos químicos fue su división en metales y no metales. Esta clasificación no ha perdido su importancia hasta el día de hoy. Los no metales son elementos químicos cuyos átomos se caracterizan por la capacidad de aceptar electrones antes de que se complete la capa externa debido a la presencia, por regla general, de cuatro o más electrones en la capa electrónica externa y al radio pequeño de los átomos en comparación con el metal. átomos.

Esta definición deja de lado los elementos del grupo VIII del subgrupo principal: gases inertes o nobles, cuyos átomos tienen una capa externa completa de electrones. La configuración electrónica de los átomos de estos elementos es tal que no pueden clasificarse ni en metales ni en no metales. Son aquellos objetos que dividen los elementos en metales y no metales, ocupando una posición límite entre ellos. Los gases inertes o nobles (“nobleza” se expresa en inercia) a veces se clasifican como no metales, pero solo formalmente, según sus características físicas. Estas sustancias conservan el estado gaseoso hasta temperaturas muy bajas. Así, el helio He pasa al estado líquido en t° = -268,9 °C.

La inercia química de estos elementos es relativa. Para el xenón y el criptón se conocen compuestos con flúor y oxígeno: KrF 2, XeF 2, XeF 4, etc. Sin duda, en la formación de estos compuestos los gases inertes actuaron como agentes reductores. De la definición de no metales se deduce que sus átomos se caracterizan por valores elevados de electronegatividad. Varía de 2 a 4. Los no metales son elementos de los subgrupos principales, principalmente elementos p, con excepción del hidrógeno, un elemento s.

Todos los elementos no metálicos (excepto el hidrógeno) ocupan la esquina superior derecha de la tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleev, formando un triángulo, cuyo vértice es el flúor F y la base es la diagonal B - At. Sin embargo, se debe prestar especial atención a la doble posición del hidrógeno en la tabla periódica: en los principales subgrupos de los grupos I y VII. Esto no es una coincidencia. Por un lado, el átomo de hidrógeno, al igual que los átomos de metales alcalinos, tiene un electrón (configuración electrónica 1s 1) en su (y única) capa electrónica externa, que es capaz de donar, exhibiendo las propiedades de un agente reductor.

En la mayoría de sus compuestos, el hidrógeno, como los metales alcalinos, presenta un estado de oxidación de +1. Pero la pérdida de un electrón por un átomo de hidrógeno es más difícil que la de los átomos de metales alcalinos. Por otro lado, al átomo de hidrógeno, al igual que a los átomos de halógeno, le falta un electrón para completar la capa electrónica externa, por lo que el átomo de hidrógeno puede aceptar un electrón, exhibiendo las propiedades de un agente oxidante y el estado de oxidación -1 característico del halógeno en hidruros (compuestos con metales, similares a los compuestos metálicos con halógenos: haluros). Pero la adición de un electrón a un átomo de hidrógeno es más difícil que en el caso de los halógenos.

En condiciones normales, el hidrógeno H2 es un gas. Su molécula, al igual que los halógenos, es diatómica. Los átomos no metálicos tienen propiedades oxidantes predominantes, es decir, la capacidad de agregar electrones. Esta capacidad se caracteriza por el valor de la electronegatividad, que naturalmente cambia en períodos y subgrupos. El flúor es el agente oxidante más fuerte; sus átomos en reacciones químicas no pueden ceder electrones, es decir, exhiben propiedades reductoras. Otros no metales pueden exhibir propiedades reductoras, aunque en un grado mucho más débil en comparación con los metales; en períodos y subgrupos, su capacidad reductora cambia en orden opuesto a la capacidad oxidativa.

• Los elementos no metálicos se ubican en los principales subgrupos de los grupos III-VIII de PS D.I. Mendeleev, ocupando su esquina superior derecha.
• La capa electrónica externa de los átomos de elementos no metálicos contiene de 3 a 8 electrones.
• Las propiedades no metálicas de los elementos aumentan con los períodos y se debilitan en los subgrupos a medida que aumenta el número atómico del elemento.
• Los compuestos con mayor contenido de oxígeno de los no metales son de naturaleza ácida (óxidos e hidróxidos ácidos).
• Los átomos de elementos no metálicos son capaces tanto de aceptar electrones, exhibiendo funciones oxidantes, como de regalarlos, exhibiendo funciones reductoras.

Estructura y propiedades físicas de los no metales.

En sustancias simples, los átomos no metálicos están unidos. enlace covalente no polar. Gracias a esto se forma un sistema electrónico más estable que el de átomos aislados. En este caso, simple (por ejemplo, en moléculas de hidrógeno H 2, halógenos F 2, Br 2, I 2), doble (por ejemplo, en moléculas de azufre S 2), triple (por ejemplo, en moléculas de nitrógeno N 2) se forman enlaces covalentes.

• Sin maleabilidad
• sin brillo
• Conductividad térmica (solo grafito)
• Varios colores: amarillo, verde amarillento, marrón rojizo.
• Conductividad eléctrica (solo grafito y fósforo negro).

Estado de agregación:

• líquido – Br 2;

A diferencia de los metales, los no metales son sustancias simples caracterizadas por una amplia variedad de propiedades. Los no metales tienen diferentes estados de agregación en condiciones normales:

• gases – H 2, O 2, O 3, N 2, F 2, Cl 2;
• líquido – Br 2;
• sólidos: modificaciones de azufre, fósforo, silicio, carbono, etc.

El espectro de colores de los no metales es mucho más rico: rojo para el fósforo, rojo marrón para el bromo, amarillo para el azufre, amarillo verdoso para el cloro, violeta para el vapor de yodo. Elementos: los no metales son más capaces, en comparación con los metales, de alotropía.

La capacidad de los átomos de un elemento químico para formar varias sustancias simples se llama alotropía, y estas sustancias simples se denominan modificaciones alotrópicas.

Sustancias simples: los no metales pueden tener:

1. Estructura molecular. En condiciones normales, la mayoría de estas sustancias son gases (H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, O 3) o sólidos (I 2, P 4, S 8), y solo un bromo (Br 2 ) es un líquido. Todas estas sustancias tienen una estructura molecular y, por tanto, son volátiles. En estado sólido, son fusibles debido a la débil interacción intermolecular que mantiene sus moléculas en el cristal y son capaces de sublimarse.

2. Estructura atomica. Estas sustancias están formadas por largas cadenas de átomos (Cn, Bn, Sin, Sen, Diez). Debido a la gran fuerza de los enlaces covalentes, suelen tener una gran dureza y cualquier cambio asociado con la destrucción de los enlaces covalentes en sus cristales (fusión, evaporación) se produce con un gran gasto de energía. Muchas de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición elevados y su volatilidad es muy baja.

Muchos elementos no metálicos forman varias sustancias simples: modificaciones alotrópicas. Esta propiedad de los átomos se llama alotropía. La alotropía puede estar asociada con diferentes composiciones de moléculas (O 2, O 3) y con diferentes estructuras cristalinas. Las modificaciones alotrópicas del carbono son grafito, diamante, carbino y fullereno. Para identificar las propiedades características de todos los no metales, es necesario prestar atención a su ubicación en la tabla periódica de elementos y determinar la configuración de la capa electrónica exterior.

Durante el periodo:

• la carga nuclear aumenta;
• el radio del átomo disminuye;
• aumenta el número de electrones en la capa exterior;
• aumenta la electronegatividad;
• se mejoran las propiedades oxidantes;
• Se mejoran las propiedades no metálicas.

En el subgrupo principal:

• la carga nuclear aumenta;
• el radio del átomo aumenta;
• el número de electrones en la capa exterior no cambia;
• la electronegatividad disminuye;
• las propiedades oxidantes se debilitan;
• las propiedades no metálicas se debilitan.

La mayoría de los metales, con raras excepciones (oro, cobre y algunos otros), se caracterizan por un color blanco plateado. Pero para sustancias simples, no metales, la gama de colores es mucho más diversa: P, Se - amarillo; B - marrón; O 2(l) - azul; Si, As (reunido) - gris; P 4 - amarillo pálido; I - negro violeta con brillo metálico; Br 2(l) - líquido marrón; C1 2(g) - amarillo verdoso; F 2(r) - verde pálido; S 8(TV) - amarillo. Los cristales de los no metales no son plásticos y cualquier deformación provoca la destrucción de los enlaces covalentes. La mayoría de los no metales no tienen brillo metálico.

¡Solo hay 16 elementos químicos no metálicos! Bastante, teniendo en cuenta que se conocen 114 elementos. Dos elementos no metálicos constituyen el 76% de la masa de la corteza terrestre. Se trata de oxígeno (49%) y silicio (27%). La atmósfera contiene el 0,03% de la masa de oxígeno de la corteza terrestre. Los no metales constituyen el 98,5% de la masa de las plantas, el 97,6% de la masa del cuerpo humano. Los no metales C, H, O, N, S son elementos biogénicos que forman las sustancias orgánicas más importantes de una célula viva: proteínas, grasas, carbohidratos, ácidos nucleicos. La composición del aire que respiramos incluye sustancias simples y complejas, formadas también por elementos no metálicos (oxígeno O 2, nitrógeno N 2, dióxido de carbono CO 2, vapor de agua H 2 O, etc.)

Propiedades oxidativas de sustancias simples: no metales.

Los átomos de los no metales, y por tanto las sustancias simples formadas por ellos, se caracterizan por: oxidativo, entonces restaurativo propiedades.

1. Propiedades oxidantes de los no metales. aparecer primero cuando interactúan con metales(los metales siempre son agentes reductores):

Las propiedades oxidantes del cloro Cl2 son más pronunciadas que las del azufre, por lo que el metal Fe, que en los compuestos tiene estados de oxidación estables de +2 y +3, se oxida a un estado de oxidación más alto.

1. La mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes al interactuar con el hidrógeno. Como resultado, se forman compuestos de hidrógeno volátiles.

2. Cualquier no metal actúa como agente oxidante en reacciones con aquellos no metales que tienen un valor de electronegatividad menor:

La electronegatividad del azufre es mayor que la del fósforo, por lo que aquí presenta propiedades oxidantes.

La electronegatividad del flúor es mayor que la de todos los demás elementos químicos, por lo que presenta las propiedades de un agente oxidante. El flúor F2 es el agente oxidante más fuerte entre los no metales y solo exhibe propiedades oxidantes en las reacciones.

3. Los no metales también exhiben propiedades oxidantes en reacciones con algunas sustancias complejas..

Observemos primero las propiedades oxidantes del oxígeno no metálico en reacciones con sustancias complejas:

No sólo el oxígeno, sino también otros no metales pueden ser agentes oxidantes en reacciones con sustancias complejas.- inorgánicos (1, 2) y orgánicos (3, 4):

El agente oxidante fuerte cloro Cl 2 oxida el cloruro de hierro (II) en cloruro de hierro (III);

El cloro Cl 2, como agente oxidante más fuerte, desplaza el yodo libre I 2 de la solución de yoduro de potasio;

La halogenación del metano es una reacción característica de los alcanos;

Una reacción cualitativa a los compuestos insaturados es su decoloración del agua con bromo.

Propiedades reductoras de sustancias simples: no metales.

Al revisar Reacciones de no metales entre sí. que, dependiendo del valor de su electronegatividad, uno de ellos exhibe las propiedades de un agente oxidante y el otro, las propiedades de un agente reductor.

1. En relación con el flúor, todos los no metales (incluso el oxígeno) presentan propiedades reductoras.

2. Por supuesto, los no metales, excepto el flúor, sirven como agentes reductores cuando interactúan con el oxígeno.

Como resultado de las reacciones, óxidos no metálicos: ácido no formador de sal y formador de sal. Y aunque los halógenos no se combinan directamente con el oxígeno, se conocen sus óxidos: Cl 2 +1 O -2, Cl 2 +4 O 2 -2, Cl 2 +7 O 7 -2, Br 2 +1 O -2, Br +4 O 2 -2, I 2 +5 O 5 -2, etc., que se obtienen indirectamente.

3. Muchos no metales pueden actuar como agentes reductores en reacciones con sustancias complejas: agentes oxidantes:

También hay reacciones en las que el mismo no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor. Estas son reacciones de autooxidación-autocuración (desproporción):

Por lo tanto, la mayoría de los no metales pueden actuar en reacciones químicas como agente oxidante y como agente reductor (las propiedades reductoras no son exclusivas del flúor F2).

Compuestos de hidrógeno de no metales.

A diferencia de los metales, los no metales forman compuestos de hidrógeno gaseosos. Su composición depende del grado de oxidación de los no metales.

RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR

Una propiedad común de todos los no metales. es la formación de compuestos volátiles de hidrógeno, en la mayoría de los cuales el no metal tiene un estado de oxidación más bajo. Entre las fórmulas de sustancias dadas hay muchas cuyas propiedades, aplicación y producción has estudiado previamente: CH 4, NH 3, H 2 O, H 2 S, HCl.

Se sabe que estos compuestos se pueden obtener más fácilmente directamente interacción de un no metal con hidrógeno, es decir, por síntesis:

Todos los compuestos de hidrógeno de los no metales están formados por enlaces polares covalentes, tienen una estructura molecular y en condiciones normales son gases, excepto el agua (líquido). Los compuestos de hidrógeno de los no metales se caracterizan por diferentes relaciones con el agua. El metano y el silano son prácticamente insolubles en él. El amoníaco, cuando se disuelve en agua, forma una base débil, NH 3 H 2 O. Cuando el sulfuro de hidrógeno, el seleniuro de hidrógeno, el telururo de hidrógeno y los haluros de hidrógeno se disuelven en agua, se forman ácidos con la misma fórmula que los propios compuestos de hidrógeno: H 2S, H2Se, H2Te, HF, HCl, HBr, HI.

Si comparamos las propiedades ácido-base de los compuestos de hidrógeno formados por no metales de un período, por ejemplo, el segundo (NH 3, H 2 O, HF) o el tercero (PH 3, H 2 S, HCl), entonces Se puede concluir que sus propiedades ácidas aumentan naturalmente y, en consecuencia, se debilitan las principales. Obviamente, esto se debe al hecho de que aumenta la polaridad del enlace E-H (donde E es un no metal).

Las propiedades ácido-base de los compuestos de hidrógeno de no metales del mismo subgrupo también difieren. Por ejemplo, en la serie de haluros de hidrógeno HF, HCl, HBr, HI, la fuerza del enlace E-H disminuye a medida que aumenta la longitud del enlace. En soluciones, HCl, HBr, HI se disocian casi por completo; estos son ácidos fuertes y su fuerza aumenta de HF a HI. Además, el HF pertenece a los ácidos débiles, lo que se debe a otro factor: la interacción intermolecular, la formación de enlaces de hidrógeno...H-F...H-F.... Los átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de flúor F no sólo de su propia molécula, sino también de la vecina.

Resumiendo las características comparativas de las propiedades ácido-base de los compuestos de hidrógeno de no metales, concluiremos que las propiedades ácidas de estas sustancias se fortalecen y las propiedades básicas se debilitan por períodos y subgrupos principales con un aumento en los números atómicos de los elementos que los forman.

Según el período en el PS de los elementos químicos, con un aumento en el número ordinal del elemento no metálico, aumenta la naturaleza ácida del compuesto de hidrógeno.

SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl

Además de las propiedades consideradas, los compuestos de hidrógeno de no metales en reacciones redox siempre exhiben las propiedades de los agentes reductores, porque en ellos el no metal tiene un estado de oxidación más bajo.

Hidrógeno

El hidrógeno es el elemento principal del Universo. Muchos objetos espaciales (nubes de gas, estrellas, incluido el Sol) están compuestos por más de la mitad de hidrógeno. En la Tierra, incluidas la atmósfera, la hidrosfera y la litosfera, es sólo del 0,88%. Pero esto es en masa, y la masa atómica del hidrógeno es muy pequeña. Por tanto, su pequeño contenido es sólo aparente, y de cada 100 átomos de la Tierra, 17 son átomos de hidrógeno.

En estado libre, el hidrógeno existe en forma de moléculas de H 2, los átomos están unidos formando una molécula. enlace covalente no polar.

El hidrógeno (H2) es el gas más ligero de todas las sustancias gaseosas. Tiene la conductividad térmica más alta y el punto de ebullición más bajo (después del helio). Ligeramente soluble en agua. A una temperatura de -252,8 °C y presión atmosférica, el hidrógeno se vuelve líquido.

1. La molécula de hidrógeno es muy fuerte, lo que la hace inactivo:

H2 = 2H - 432 kJ

2. A temperaturas normales, el hidrógeno reacciona con metales activos:

Ca + H 2 = CaH 2,

formando hidruro de calcio, y con F 2, formando fluoruro de hidrógeno:

F 2 + H 2 = 2HF

3. A altas temperaturas obtener amoníaco:

N2 + 3H2 = 2NH3

e hidruro de titanio (polvo metálico):

Ti + H2 = TiH2

4. Cuando se enciende, el hidrógeno reacciona con el oxígeno:

2H2 + O2 = 2H2O + 484 kJ

5. Hidrógeno tiene capacidad restauradora:

CuO + H2 = Cu + H2O

Elementos del subgrupo principal del grupo VII de la tabla periódica, unidos bajo el nombre general halógenos, el flúor (F), el cloro (Cl), el bromo (Bg), el yodo (I), el astato (At) (rara vez se encuentran en la naturaleza) son no metales típicos. Esto es comprensible, porque sus átomos contienen hay siete electrones en el nivel de energía exterior, y sólo necesitan un electrón para completarlo. Los átomos de estos elementos, al interactuar con los metales, aceptan electrones de los átomos metálicos. En este caso se produce un enlace iónico y se forman sales. De ahí el nombre común de “halógenos”, es decir, “que dan origen a sales”.

Los halógenos son sustancias simples.

Todos los halógenos existen en estado libre en forma de moléculas diatómicas con enlaces químicos covalentes no polares entre los átomos. En estado sólido, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 tienen redes de cristales moleculares, lo que se confirma por sus propiedades físicas.

Con un aumento en el peso molecular de los halógenos, aumentan los puntos de fusión y ebullición y aumentan las densidades: el bromo es un líquido, el yodo es un sólido, el flúor y el cloro son gases. Esto se debe al hecho de que a medida que aumentan los tamaños de los átomos y moléculas de halógeno, aumentan las fuerzas de interacción intermolecular entre ellos. De F 2 a I 2 aumenta la intensidad del color de los halógenos.

La actividad química de los halógenos, como los no metales, se debilita del flúor al yodo., los cristales de yodo desarrollan un brillo metálico. Cada halógeno es el agente oxidante más fuerte en su período.. Las propiedades oxidantes de los halógenos se manifiestan claramente cuando interactúan con metales. En este caso se forman sales. Así, el flúor ya reacciona en condiciones normales con la mayoría de los metales y, cuando se calienta, con el oro, la plata y el platino, conocidos por su pasividad química. El aluminio y el zinc se encienden en una atmósfera de flúor:

Otros halógenos reaccionan con los metales cuando se calientan.. El polvo de hierro calentado también se enciende cuando reacciona con el cloro. El experimento se puede realizar como con el antimonio, pero primero solo se deben calentar limaduras de hierro en una cuchara de hierro y luego verter en pequeñas porciones en un matraz con cloro. Dado que el cloro es un agente oxidante fuerte, la reacción da como resultado la formación de cloruro de hierro (III):

En vapor de bromo quemaduras de alambre de cobre al rojo vivo:

El yodo oxida los metales más lentamente., pero en presencia de agua, que es un catalizador, la reacción del yodo con el polvo de aluminio es muy violenta:

La reacción va acompañada de la liberación de vapor de yodo violeta.

Sobre la disminución de las propiedades oxidativas y el aumento de las propiedades reductoras de los halógenos del flúor al yodo. También se puede juzgar por su capacidad para desplazarse entre sí de soluciones de sus sales., y también se manifiesta claramente cuando interactúan con el hidrógeno. La ecuación para esta reacción se puede escribir en forma general de la siguiente manera:

Si el flúor reacciona con el hidrógeno en cualquier condición con una explosión, entonces una mezcla de cloro e hidrógeno reacciona solo cuando se enciende o se irradia con la luz solar directa, el bromo reacciona con el hidrógeno cuando se calienta y sin explosión. Estas reacciones son exotérmicas. La reacción del compuesto de yodo con hidrógeno es débilmente endotérmica y avanza lentamente incluso cuando se calienta;

Como resultado de estas reacciones, se forman fluoruro de hidrógeno HF, cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr y yoduro de hidrógeno HI, respectivamente.

Propiedades químicas del cloro en tablas.

Producción de halógenos

El flúor y el cloro se obtienen por electrólisis de masas fundidas o soluciones de sus sales. Por ejemplo, el proceso de electrólisis del cloruro de sodio fundido puede reflejarse en la ecuación:

Cuando el cloro se produce por electrólisis de una solución de cloruro de sodio, además de cloro, también se forman hidrógeno e hidróxido de sodio:

Oxígeno (O)- el antepasado del subgrupo principal del grupo VI de la Tabla Periódica de Elementos. Los elementos de este subgrupo (oxígeno O, azufre S, selenio Se, telurio Te, polonio Po) tienen el nombre común de "calcógenos", que significa "dar origen a minerales".

El oxígeno es el elemento más abundante en nuestro planeta. Es parte del agua (88,9%), pero cubre 2/3 de la superficie del globo, formando su capa de agua: la hidrosfera. El oxígeno es el segundo componente más grande y el primero más importante para la vida en la envoltura de aire de la Tierra: la atmósfera, donde representa el 21% (en volumen) y el 23,15% (en masa). El oxígeno forma parte de numerosos minerales de la capa sólida de la corteza terrestre: la litosfera: de cada 100 átomos de la corteza terrestre, el oxígeno representa 58 átomos.

El oxígeno ordinario existe en forma de O 2. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido tiene un color azul claro, en estado sólido es azul. El gas oxígeno es más soluble en agua que el nitrógeno y el hidrógeno.

El oxígeno reacciona con casi todas las sustancias simples. excepto halógenos, gases nobles, oro y platino.. Las reacciones de los no metales con el oxígeno ocurren con mucha frecuencia, liberando grandes cantidades de calor y acompañadas de reacciones de ignición-combustión. Por ejemplo, la combustión de azufre con formación de SO 2, fósforo con formación de P 2 O 5 o carbón con formación de CO 2. Casi todas las reacciones que involucran oxígeno son exotérmicas. Una excepción es la interacción del nitrógeno con el oxígeno: se trata de una reacción endotérmica que ocurre a temperaturas superiores a 1200 ° C o durante una descarga eléctrica:

El oxígeno oxida vigorosamente no solo sustancias simples, sino también muchas complejas, formando así óxidos de los elementos a partir de los cuales están formadas:

El alto poder oxidante del oxígeno es la base de la combustión de todo tipo de combustible.

El oxígeno también participa en los procesos de oxidación lenta de diversas sustancias a temperaturas normales. El papel del oxígeno en el proceso respiratorio de humanos y animales es extremadamente importante. Las plantas también absorben oxígeno atmosférico. Pero si en la oscuridad solo ocurre el proceso por el cual las plantas absorben oxígeno, entonces en la luz ocurre otro proceso opuesto: la fotosíntesis, como resultado de lo cual las plantas absorben dióxido de carbono y liberan oxígeno.

En la industria, el oxígeno se obtiene del aire líquido y en el laboratorio. por descomposición de peróxido de hidrógeno en presencia de catalizador de dióxido de manganeso MnO 2 :

y descomposición del permanganato de potasio KMnO 4 cuando se calienta:

Propiedades químicas del oxígeno en tablas.

Aplicación de oxígeno

El oxígeno se utiliza en las industrias metalúrgica y química para acelerar (intensificar) los procesos de producción. El oxígeno puro también se utiliza para obtener altas temperaturas, por ejemplo, en la soldadura con gas y el corte de metales. En medicina, el oxígeno se utiliza en casos de dificultad respiratoria temporal asociada a determinadas enfermedades. El oxígeno también se utiliza en metalurgia como oxidante del combustible para cohetes, en aviación para respirar, cortar metales, soldarlos y hacer voladuras. El oxígeno se almacena en cilindros de acero pintados de azul a una presión de 150 atm. En condiciones de laboratorio, el oxígeno se almacena en instrumentos de vidrio: gasómetros.

átomos azufre (S), como los átomos de oxígeno y todos los demás elementos del subgrupo principal del grupo VI, contienen en el nivel de energía externo 6 electrones, de los cuales dos electrones desapareados. Sin embargo, en comparación con los átomos de oxígeno, los átomos de azufre tienen un radio mayor y un valor de electronegatividad más bajo y, por lo tanto, exhiben propiedades reductoras pronunciadas, formando compuestos con estados de oxidación. +2, +4, +6. En relación con elementos menos negativos (hidrógeno, metales), el azufre presenta propiedades oxidantes y adquiere un estado de oxidación. -2 .

El azufre es una sustancia simple.

El azufre, como el oxígeno, se caracteriza por la alotropía. Se conocen muchas modificaciones del azufre con una estructura cíclica o lineal de moléculas de diversas composiciones.

La modificación más estable se conoce como azufre rómbico y consta de moléculas de S 8. Sus cristales tienen forma de octaedros con esquinas recortadas. Son de color amarillo limón y translúcidos, con un punto de fusión de 112,8 °C. Todas las demás modificaciones se transforman en esta modificación a temperatura ambiente. Al cristalizar a partir de una masa fundida, se obtiene primero azufre monoclínico (cristales en forma de aguja, punto de fusión 119,3 ° C), que luego se convierte en azufre ortorrómbico. Cuando se calientan trozos de azufre en un tubo de ensayo, se derrite y se convierte en un líquido amarillo. A una temperatura de aproximadamente 160 °C, el azufre líquido comienza a oscurecerse, se vuelve espeso y viscoso, no sale del tubo de ensayo y, al calentarlo más, se convierte en un líquido muy móvil, pero conserva el mismo color marrón oscuro. Si lo viertes en agua fría, se endurece hasta formar una masa gomosa transparente. Esto es azufre plástico. También se puede obtener en forma de hilos. Al cabo de unos días también se transforma en azufre rómbico.

El azufre no se disuelve en agua. Los cristales de azufre se hunden en el agua, pero el polvo flota en la superficie del agua, porque los pequeños cristales de azufre no se mojan con el agua y se mantienen a flote gracias a pequeñas burbujas de aire. Este es un proceso de flotación. El azufre es ligeramente soluble en alcohol etílico y éter dietílico y se disuelve fácilmente en disulfuro de carbono.

Bajo condiciones normales El azufre reacciona con todos los metales alcalinos y alcalinotérreos, cobre, mercurio y plata., Por ejemplo:

Esta reacción es la base de la eliminación y neutralización del mercurio derramado, por ejemplo, de un termómetro roto. Las gotas visibles de mercurio se pueden recoger en una hoja de papel o plástico cobrizo. Cualquier mercurio que entre en las grietas debe cubrirse con azufre en polvo. Este proceso se llama desmercurización.

Cuando se calienta, el azufre también reacciona con otros metales (Zn, Al, Fe), y solo el oro no interactúa con él bajo ninguna condición. El azufre también presenta propiedades oxidantes con el hidrógeno, con el que reacciona cuando se calienta:

De los no metales, sólo el nitrógeno, el yodo y los gases nobles no reaccionan con el azufre. El azufre arde con una llama azulada y forma óxido de azufre (IV):

Este compuesto se conoce comúnmente como dióxido de azufre.

Propiedades químicas del azufre en tablas.

El azufre es un elemento muy común: la corteza terrestre contiene entre un 4,7,10 y un 2% de azufre en masa (el puesto 15 entre otros elementos), y la Tierra en su conjunto contiene mucho más (0,7%). La masa principal de azufre se encuentra en las profundidades de la tierra, en su capa de manto ubicada entre la corteza terrestre y el núcleo terrestre. Aquí, a una profundidad de aproximadamente 1200-3000 km, se encuentra una gruesa capa de sulfuros y óxidos metálicos. En la corteza terrestre, el azufre se encuentra tanto en estado libre (nativo) como, principalmente, en forma de compuestos de sulfuro y sulfato. De los sulfuros de la corteza terrestre, los más comunes son la pirita FeS2, la calcopirita FeCuS2, el lustre de plomo (galena) PbS y la blenda de zinc (esfalerita) ZnS. Se encuentran grandes cantidades de azufre en la corteza terrestre en forma de sulfatos poco solubles: el yeso CaSO4 · 2H2O, la barita BaSO4, los sulfatos de magnesio, sodio y potasio son comunes en el agua de mar;

Es interesante que en la antigüedad de la historia geológica de la Tierra (hace unos 800 millones de años) no había sulfatos en la naturaleza. Se formaron como productos de la oxidación de sulfuros, cuando surgió una atmósfera de oxígeno como resultado de la vida vegetal. El sulfuro de hidrógeno H2S y el dióxido de azufre SO2 se encuentran en los gases volcánicos. por lo tanto, el azufre nativo, que se encuentra en zonas cercanas a volcanes activos (Sicilia, Japón), podría formarse por la interacción de estos dos gases:

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.

Otros depósitos de azufre nativo están asociados con la actividad de microorganismos.

Los microorganismos participan en muchos procesos químicos que generalmente conforman el ciclo del azufre en la naturaleza. Con su ayuda, los sulfuros se oxidan a sulfatos, los sulfatos son absorbidos por los organismos vivos, donde el azufre se reduce y pasa a formar parte de proteínas y otras sustancias vitales. Cuando los restos muertos de los organismos se pudren, las proteínas se destruyen y se libera sulfuro de hidrógeno, que luego se oxida a azufre elemental (así se forman los depósitos de azufre) o a sulfatos. Curiosamente, las bacterias y algas que oxidan el sulfuro de hidrógeno a azufre lo acumulan en sus células. Las células de tales microorganismos pueden estar compuestas por un 95% de azufre puro.

El origen del azufre se puede determinar por la presencia de su análogo, el selenio, en él: si el selenio se encuentra en el azufre nativo, entonces el azufre es de origen volcánico, si no, es de origen biogénico, ya que los microorganismos evitan incluir selenio en su ciclo de vida; además, el azufre biogénico contiene más isótopo 32S que 34S, más pesado.

Importancia biológica del azufre.

Un elemento químico vital. Es parte de las proteínas, uno de los principales componentes químicos de las células de todos los organismos vivos. Especialmente hay mucho azufre en las proteínas del cabello, los cuernos y la lana. Además, el azufre es una parte integral de las sustancias biológicamente activas del cuerpo: vitaminas y hormonas (por ejemplo, insulina). El azufre participa en los procesos redox del cuerpo. Con la falta de azufre en el cuerpo, se produce fragilidad y fragilidad de los huesos y caída del cabello.

Las legumbres (guisantes, lentejas), la avena y los huevos son ricos en azufre.

Aplicación de azufre

El azufre se utiliza en la producción de cerillas y papel, caucho y pinturas, explosivos y medicinas, plásticos y cosméticos. En agricultura se utiliza para controlar plagas de plantas. Sin embargo, el principal consumidor de azufre es la industria química. Aproximadamente la mitad del azufre del mundo se utiliza para producir ácido sulfúrico.

Nitrógeno

Nitrógeno (N)- el primer representante del subgrupo principal del grupo V de la tabla periódica. Sus átomos contienen cinco electrones en el nivel de energía exterior, de los cuales tres son electrones desapareados. De ello se deduce que los átomos de estos elementos pueden sumar tres electrones, completando el nivel de energía exterior.

Los átomos de nitrógeno pueden ceder sus electrones externos a elementos más electronegativos (flúor, oxígeno) y así adquirir estados de oxidación +3 y +5. Los átomos de nitrógeno también exhiben propiedades reductoras en estados de oxidación. +1, +2, +4.

En estado libre, el nitrógeno existe en el agua de la molécula diatómica N2. En esta molécula, dos átomos de N están conectados por un triple enlace covalente muy fuerte, estos enlaces se pueden designar de la siguiente manera:

El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido.

Bajo condiciones normales El nitrógeno reacciona sólo con el litio, formando nitruro de Li. 3 norte:

Interactúa con otros metales sólo a altas temperaturas.

También a altas temperaturas y presiones. en presencia de un catalizador, el nitrógeno reacciona con el hidrógeno para formar amoníaco:

A la temperatura del arco eléctrico, se combina con el oxígeno formando óxido nítrico (II):

Propiedades químicas del nitrógeno en tablas.

Aplicación de nitrógeno

El nitrógeno obtenido por destilación del aire líquido se utiliza en la industria para la síntesis de amoníaco y la producción de ácido nítrico. En medicina, el nitrógeno puro se utiliza como medio inerte para el tratamiento de la tuberculosis pulmonar y el nitrógeno líquido se utiliza en el tratamiento de enfermedades de la columna, las articulaciones, etc.

Fósforo

El elemento químico fósforo forma varias modificaciones alotrópicas. Dos de ellas son sustancias simples: fósforo blanco y fósforo rojo. El fósforo blanco tiene una red cristalina molecular formada por moléculas de P4. Insoluble en agua, soluble en disulfuro de carbono. Se oxida fácilmente en el aire e incluso se enciende en forma de polvo. El fósforo blanco es muy venenoso. Una propiedad especial es la capacidad de brillar en la oscuridad debido a la oxidación. Guárdelo bajo agua. El fósforo rojo es un polvo carmesí oscuro. No se disuelve ni en agua ni en disulfuro de carbono. En el aire se oxida lentamente y no se enciende espontáneamente. No es venenoso y no brilla en la oscuridad. Cuando el fósforo rojo se calienta en un tubo de ensayo, se convierte en fósforo blanco (vapor concentrado).

Las propiedades químicas del fósforo rojo y blanco son similares, pero el fósforo blanco es químicamente más activo. Entonces, ambos interactúan con los metales, formando fosfuros:

El fósforo blanco se enciende espontáneamente en el aire, mientras que el fósforo rojo arde cuando se enciende. En ambos casos se forma óxido de fósforo (V), que se libera en forma de humo blanco espeso:

El fósforo no reacciona directamente con el hidrógeno; la fosfina PH 3 se puede obtener indirectamente, por ejemplo, a partir de fosfuros:

La fosfina es un gas muy venenoso con un olor desagradable. Fácilmente inflamable en el aire. Esta propiedad de la fosfina explica la aparición de fuegos fatuos de pantano.

Propiedades químicas del fósforo en tablas.

Aplicación de fósforo

El fósforo es el elemento biogénico más importante y al mismo tiempo encuentra una aplicación muy amplia en la industria. El fósforo rojo se utiliza en la producción de cerillas. Este, junto con vidrio finamente molido y pegamento, se aplica a la superficie lateral de la caja. Cuando la cabeza de una cerilla, que contiene clorato de potasio y azufre, se frota, se produce la ignición.

Quizás la primera propiedad del fósforo que el hombre ha puesto a su servicio sea la inflamabilidad. La inflamabilidad del fósforo es muy alta y depende de la modificación alotrópica.

El más activo químicamente, tóxico e inflamable es el fósforo blanco ("amarillo"), por lo que se utiliza con mucha frecuencia (en bombas incendiarias, etc.).

El fósforo rojo es la principal modificación producida y consumida por la industria. Se utiliza en la producción de cerillas, explosivos, composiciones incendiarias, diversos tipos de combustibles, así como lubricantes de extrema presión, como getter en la producción de lámparas incandescentes.

El fósforo (en forma de fosfatos) es uno de los tres elementos biogénicos más importantes y participa en la síntesis de ATP. La mayor parte del ácido fosfórico producido se utiliza para producir fertilizantes de fósforo: superfosfato, precipitado, amofosfato, etc.

Los fosfatos se utilizan ampliamente:

• como agentes complejantes (ablandadores de agua),
• como parte de pasivadores de superficies metálicas (protección contra la corrosión, por ejemplo, la llamada composición majef).

La capacidad de los fosfatos para formar una fuerte red polimérica tridimensional se utiliza para fabricar aglutinantes de fosfato y aluminofosfato.

Carbón

Carbono (C)- el primer elemento del subgrupo principal del grupo VI de la tabla periódica. Sus átomos contienen 4 electrones en el nivel exterior, por lo que pueden aceptar cuatro electrones, adquiriendo así un estado de oxidación. -4 , es decir, exhiben propiedades oxidantes y ceden sus electrones a elementos más electronegativos, es decir, exhiben propiedades reductoras, mientras adquieren un estado de oxidación. +4.

El carbono es una sustancia simple.

El carbono forma modificaciones alotrópicas. diamante y grafito. El diamante es una sustancia cristalina transparente, la más dura de todas las sustancias naturales. Sirve como estándar de dureza, que según el sistema de diez puntos se valora con la puntuación más alta de 10. Esta dureza del diamante se debe a la estructura especial de su red cristalina atómica. En él, cada átomo de carbono está rodeado por los mismos átomos ubicados en los vértices de un tetraedro regular.

Los cristales de diamante suelen ser incoloros, pero vienen en colores azul, cian, rojo y negro. Tienen un brillo muy fuerte debido a sus altas propiedades refractivas y reflectantes de la luz. Y debido a su dureza excepcionalmente alta, se utilizan para la fabricación de taladros, taladros, herramientas abrasivas y corte de vidrio.

Los depósitos de diamantes más grandes se encuentran en Sudáfrica y en Rusia se extraen en Yakutia.

El grafito es una sustancia cristalina de color gris oscuro, grasosa al tacto y con brillo metálico. A diferencia del diamante, el grafito es blando (deja una marca en el papel) y opaco, y conduce bien el calor y la corriente eléctrica. La suavidad del grafito se debe a su estructura en capas. En la red cristalina del grafito, los átomos de carbono que se encuentran en el mismo plano están estrechamente unidos formando hexágonos regulares. Los enlaces entre las capas son débiles. Es muy refractario. El grafito se utiliza para fabricar electrodos, lubricantes sólidos, moderadores de neutrones en reactores nucleares y minas para lápices. A altas temperaturas y presiones, se producen diamantes artificiales a partir de grafito, que se utilizan ampliamente en tecnología.

El hollín y el carbón vegetal tienen una estructura similar a la del grafito. El carbón vegetal se obtiene por destilación seca de la madera. Este carbón, debido a su superficie porosa, tiene una notable capacidad para absorber gases y sustancias disueltas. Esta propiedad se llama adsorción. Cuanto mayor sea la porosidad del carbón, más eficaz será la adsorción. Para aumentar la capacidad de absorción, el carbón vegetal se trata con vapor de agua caliente. El carbón procesado de esta manera se llama activado o activo. En las farmacias se vende en forma de comprimidos de carboleno negro.

Propiedades químicas del carbono.

El diamante y el grafito se combinan con el oxígeno a temperaturas muy altas. El hollín y el carbón interactúan mucho más fácilmente con el oxígeno y se queman en él. Pero en cualquier caso, el resultado de tal interacción es el mismo: se forma dióxido de carbono:

Cuando se calienta, el carbono se forma con los metales. carburos:

Carburo de aluminio- cristales transparentes de color amarillo claro. El carburo de calcio CaC 2 se conoce en forma de piezas grises. Lo utilizan los soldadores a gas para producir acetileno:

Acetileno Se utiliza para cortar y soldar metales, quemándolos con oxígeno en quemadores especiales.

Si actúa sobre carburo de aluminio con agua, obtendrá un gas diferente: metano Capítulo 4:

Silicio

El silicio (Si) es el segundo elemento del subgrupo principal del grupo IV de la tabla periódica. En la naturaleza, el silicio es el segundo elemento químico más abundante después del oxígeno. Más de una cuarta parte de la corteza terrestre está formada por sus compuestos. El compuesto de silicio más común es su dióxido SiO 2 - sílice. En la naturaleza forma el mineral cuarzo y muchas variedades, como el cristal de roca y su famosa forma violeta: la amatista, así como ágata, ópalo, jaspe, calcedonia y cornalina. También es común el dióxido de silicio y la arena de cuarzo. El segundo tipo de compuestos de silicio naturales son los silicatos. Entre ellos, los más comunes son los aluminosilicatos: granito, varios tipos de arcillas y mica. Un silicato que no contiene aluminio es, por ejemplo, el amianto. El óxido de silicio es esencial para la vida de plantas y animales. Da fuerza a los tallos de las plantas y a las cubiertas protectoras de los animales. El silicio da suavidad y fuerza a los huesos humanos. El silicio forma parte de organismos vivos inferiores: diatomeas y radiolarios.

Propiedades químicas del silicio.

El silicio se quema en oxígeno, formación de dióxido de silicio u óxido de silicio (IV):

Al ser un no metal, cuando se calienta se combina con los metales para formar siliciuros:

Los siliciuros se descomponen fácilmente con agua o ácidos, liberando un compuesto de hidrógeno gaseoso de silicio. silano:

4HCl + Mg2 Si → SiH 4 + 2MgCl2

A diferencia de los hidrocarburos, el silano se enciende espontáneamente en el aire. y se quema para formar dióxido de silicio y agua:

La mayor reactividad del silano en comparación con el metano CH4 se explica por el hecho de que el silicio tiene un tamaño atómico mayor que el carbono, por lo que los enlaces químicos Si-H son más débiles que los enlaces C-H.

El silicio reacciona con soluciones acuosas concentradas de álcali, formando silicatos e hidrógeno:

Se obtiene silicio reduciéndolo del dióxido con magnesio o carbono:

El óxido de silicio (IV), o dióxido de silicio, o sílice SiO 2, como el CO 2, es un óxido ácido. Sin embargo, a diferencia del CO 2, no tiene una red cristalina molecular, sino atómica. Por tanto, el SiO 2 es una sustancia dura y refractaria. No se disuelve en agua ni en ácidos, excepto en ácido fluorhídrico, pero reacciona a altas temperaturas con álcalis para formar sales de ácido silícico. silicatos:

Los silicatos también se pueden obtener fusionando dióxido de silicio con óxidos o carbonatos metálicos:

Los silicatos de sodio y potasio se llaman vidrio soluble. Sus soluciones acuosas son las conocidas colas de silicato. A partir de soluciones de silicatos por la acción de ácidos más fuertes sobre ellos (clorhídrico, sulfúrico, acético e incluso carbónico) produce ácido silícico H 2 SiO 3 :

Por eso, h 2 SiO 3 - ácido muy débil. Es insoluble en agua y cae de la mezcla de reacción en forma de un precipitado gelatinoso, llenando a veces de forma compacta todo el volumen de la solución, convirtiéndola en una masa semisólida similar a una gelatina o gelatina. Cuando esta masa se seca, se forma una sustancia muy porosa: el gel de sílice, que se usa ampliamente como adsorbente, un absorbente de otras sustancias.

Material de referencia para realizar el examen:

mesa de mendeleev

tabla de solubilidad

No metales- elementos químicos que forman cuerpos simples que no tienen propiedades características de los metales. Una característica cualitativa de los no metales es la electronegatividad.

Electronegatividad― esta es la capacidad de polarizar un enlace químico, de atraer pares de electrones comunes.

Hay 22 elementos clasificados como no metales.

1er periodo

3er período

4to período

5to período

6to período

Como puede verse en la tabla, los elementos no metálicos se encuentran principalmente en la parte superior derecha de la tabla periódica.

Estructura de átomos no metálicos.

Un rasgo característico de los no metales es la mayor cantidad de electrones (en comparación con los metales) en el nivel de energía exterior de sus átomos. Esto determina su mayor capacidad para unir electrones adicionales y exhibir una mayor actividad oxidativa que los metales. Los no metales ubicados en el segundo y tercer período de los grupos VI-VII exhiben propiedades oxidantes particularmente fuertes, es decir, la capacidad de agregar electrones. Si comparamos la disposición de los electrones en los orbitales de los átomos de flúor, cloro y otros halógenos, podemos juzgar sus propiedades distintivas. El átomo de flúor no tiene orbitales libres. Por lo tanto, los átomos de flúor solo pueden exhibir I y el estado de oxidación es 1. El agente oxidante más fuerte es flúor. En los átomos de otros halógenos, por ejemplo en el átomo de cloro, hay orbitales d libres con el mismo nivel de energía. Gracias a esto, el emparejamiento de electrones puede ocurrir de tres formas diferentes. En el primer caso, el cloro puede presentar un estado de oxidación de +3 y formar ácido cloroso HClO2, que corresponde a sales, por ejemplo, clorito de potasio KClO2. En el segundo caso, el cloro puede formar compuestos en los que el cloro es +5. Tales compuestos incluyen HClO3 y ee, por ejemplo clorato de potasio KClO3 (Bertoletova). En el tercer caso, el cloro presenta un estado de oxidación de +7, por ejemplo en el ácido perclórico HClO4 y sus sales, los percloratos (en el perclorato de potasio KClO4).

Estructuras de moléculas no metálicas. Propiedades físicas de los no metales.

En estado gaseoso a temperatura ambiente se encuentran:

· hidrógeno - H2;

· nitrógeno - N2;

· oxígeno - O2;

flúor - F2;

· radón - Rn).

En líquido - bromo - Br.

En sólido:

boro - B;

· carbono - C;

· silicio - Si;

· fósforo - P;

· selenio - Se;

telurio - Te;

Es mucho más rico en no metales y colores: rojo para fósforo, marrón para bromo, amarillo para azufre, amarillo verdoso para cloro, violeta para vapor de yodo, etc.

Los no metales más típicos tienen una estructura molecular, mientras que los menos típicos tienen una estructura no molecular. Esto explica la diferencia en sus propiedades.

Composición y propiedades de sustancias simples: no metales.

Los no metales forman moléculas tanto monoatómicas como diatómicas. A monoatómico Los no metales incluyen gases inertes que prácticamente no reaccionan ni siquiera con las sustancias más activas. se ubican en el grupo VIII de la tabla periódica, y las fórmulas químicas de las sustancias simples correspondientes son las siguientes: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Algunos no metales se forman diatónico moléculas. Se trata de H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementos del grupo VII de la tabla periódica), así como oxígeno O2 y nitrógeno N2. De triatómico Las moléculas están formadas por gas ozono (O3). Para sustancias no metálicas que se encuentran en estado sólido, es bastante difícil crear una fórmula química. Los átomos de carbono del grafito están conectados entre sí de diferentes maneras. Es difícil aislar una sola molécula en las estructuras dadas. Al escribir fórmulas químicas para sustancias como en el caso de los metales, se supone que dichas sustancias están formadas únicamente por átomos. , en este caso, se escriben sin índices: C, Si, S, etc. Sustancias tan simples como el oxígeno, que tienen la misma composición cualitativa (ambas consisten en el mismo elemento: oxígeno), pero que difieren en el número de átomos en la molécula. , tienen diferentes propiedades. Así, el oxígeno no tiene olor, mientras que el ozono tiene un olor acre que olemos durante una tormenta. Las propiedades de los no metales duros, el grafito y el diamante, que también tienen la misma composición cualitativa, pero diferentes estructuras, difieren marcadamente (el grafito es frágil, duro). Por tanto, las propiedades de una sustancia están determinadas no sólo por su composición cualitativa, sino también por cuántos átomos contiene la molécula de la sustancia y cómo están conectados entre sí. en forma de cuerpos simples se encuentran en estado sólido gaseoso (a excepción del bromo, líquido). No tienen las propiedades físicas inherentes a los metales. Los no metales duros no tienen el brillo típico de los metales, suelen ser frágiles y conducen mal el calor (con excepción del grafito). El boro B cristalino (como el silicio cristalino) tiene un punto de fusión muy alto (2075°C) y una gran dureza. La conductividad eléctrica del boro aumenta considerablemente al aumentar la temperatura, lo que permite su uso generalizado en la tecnología de semiconductores. La adición de boro al acero y aleaciones de aluminio, cobre, níquel, etc. mejora sus propiedades mecánicas. Los boruros (compuestos con ciertos metales, por ejemplo titanio: TiB, TiB2) son necesarios en la fabricación de piezas de motores a reacción y álabes de turbinas de gas. Como puede verse en el Esquema 1, el carbono - C, el silicio - Si, - B tienen una estructura similar y algunas propiedades comunes. Como sustancias simples, se encuentran en dos formas: cristalina y amorfa. Las formas cristalinas de estos elementos son muy duras y con puntos de fusión elevados. El cristalino tiene propiedades semiconductoras. Todos estos elementos forman compuestos con metales - , y (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Algunos de ellos tienen mayor dureza, por ejemplo Fe3C, TiB. Se utiliza para producir acetileno.

Propiedades químicas de los no metales.

De acuerdo con los valores numéricos de las electronegatividades relativas, los no metales oxidantes aumentan en el siguiente orden: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

No metales como agentes oxidantes.

Las propiedades oxidantes de los no metales se manifiestan durante su interacción:

· con metales: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· con hidrógeno: H2 + F2 = 2HF;

· con no metales que tienen menor electronegatividad: 2P + 5S = P2S5;

· con algunas sustancias complejas: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

No metales como agentes reductores.

1. Todos los no metales (excepto el flúor) exhiben propiedades reductoras al interactuar con el oxígeno:

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

El oxígeno en combinación con flúor también puede presentar un estado de oxidación positivo, es decir, ser un agente reductor. Todos los demás no metales presentan propiedades reductoras. Por ejemplo, el cloro no se combina directamente con el oxígeno, pero indirectamente es posible obtener sus óxidos (Cl2O, ClO2, Cl2O2), en los que el cloro presenta un estado de oxidación positivo. A altas temperaturas, el nitrógeno se combina directamente con el oxígeno y presenta propiedades reductoras. El azufre reacciona aún más fácilmente con el oxígeno.

2. Muchos no metales exhiben propiedades reductoras al interactuar con sustancias complejas:

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

3. También hay reacciones en las que un no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. El flúor es el no metal más típico, que no tiene propiedades reductoras, es decir, la capacidad de donar electrones en reacciones químicas.

Compuestos no metálicos

Los no metales pueden formar compuestos con diferentes enlaces intramoleculares.

Tipos de compuestos no metálicos

Las fórmulas generales de los compuestos de hidrógeno según los grupos de la tabla periódica de elementos químicos se dan en la tabla:

Calcógenos totales.

En el subgrupo principal del sexto grupo de la tabla periódica de elementos. I. Mendeleev contiene los elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), (Te) y (Po). Estos elementos se denominan colectivamente calcógenos, que significa "formadores de minerales".

En el subgrupo de calcógenos, de arriba a abajo, a medida que aumenta la carga atómica, las propiedades de los elementos cambian naturalmente: sus propiedades no metálicas disminuyen y sus propiedades metálicas aumentan. Entonces, un no metal típico y polonio, un metal (radiactivo).

Selenio gris

Producción de fotocélulas y rectificadores de corriente eléctrica.

En tecnología de semiconductores

Papel biológico de los calcógenos.

El azufre juega un papel importante en la vida de plantas, animales y humanos. En los organismos animales, el azufre forma parte de casi todas las proteínas, proteínas y proteínas que contienen azufre, así como de la vitamina B1 y la hormona insulina. Con la falta de azufre, el crecimiento de la lana en las ovejas se ralentiza y en las aves se observa un plumaje deficiente.

Las plantas que más consumen azufre son la col, la lechuga y las espinacas. Las vainas de guisantes y frijoles, los rábanos, los nabos, las cebollas, el rábano picante, la calabaza y los pepinos también son ricos en azufre; La remolacha también es pobre en azufre.

En cuanto a las propiedades químicas, el selenio y el telurio son muy similares al azufre, pero en cuanto a las propiedades fisiológicas son sus antagonistas. Se necesitan cantidades muy pequeñas de selenio para el funcionamiento normal del organismo. El selenio tiene un efecto positivo sobre el sistema cardiovascular, los glóbulos rojos y mejora las propiedades inmunes del cuerpo. Una mayor cantidad de selenio provoca enfermedades en los animales, que se manifiestan en emaciación y somnolencia. La falta de selenio en el cuerpo provoca alteraciones del corazón, de los órganos respiratorios, hinchazón del cuerpo e incluso puede producirse. El selenio tiene un efecto significativo en los animales. Por ejemplo, los ciervos, que tienen una alta agudeza visual, contienen 100 veces más selenio en la retina que en otras partes del cuerpo. En el mundo vegetal, todas las plantas contienen mucho selenio. La planta acumula cantidades especialmente grandes.

El papel fisiológico del telurio para plantas, animales y humanos se ha estudiado menos que el del selenio. Se sabe que el telurio es menos tóxico en comparación con el selenio y los compuestos de telurio en el cuerpo se reducen rápidamente a telurio elemental, que a su vez se combina con sustancias orgánicas.

Características generales de los elementos del subgrupo del nitrógeno.

El subgrupo principal del quinto grupo incluye nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb) y (Bi).

De arriba a abajo, en el subgrupo que va del nitrógeno al bismuto, las propiedades no metálicas disminuyen, mientras que las propiedades metálicas y el radio de los átomos aumentan. El nitrógeno, el fósforo y el arsénico no son metales, pero pertenecen a los metales.

Subgrupo de nitrógeno

En la vida cotidiana, una persona interactúa con muchas sustancias. Todos los elementos se pueden clasificar según sus cualidades físicas y químicas. En el artículo veremos en qué se diferencian los metales de los no metales, sus propiedades y concepto.

Definición de metal y sus propiedades.

Todos los días tratamos con metales y no en vano. La mayoría de los elementos de la tabla periódica son ellos. Todos ellos tienen sus propias características y propiedades.

Por regla general, los metales son elementos que conducen bien el calor y la electricidad. Los metales también son muy dúctiles, lo que les permite cambiar de forma mediante la forja, y además tienen un alto coeficiente de dureza. Una característica distintiva de este elemento es su brillo, que se llama metálico. Las propiedades del metal se dividen en dos fracciones principales, como son:

• Propiedades físicas.
• Propiedades químicas.

¿En qué se diferencian los metales de los metales en sus características físicas? Las propiedades físicas incluyen:

• Color. Los metales suelen tener una estructura densa que no deja pasar la luz. Y su color está determinado por el reflejo de la luz en su superficie. Así, los metales en la mayoría de los casos tienen colores que van del gris al plateado. Pero hay excepciones, como el cobre, que es rojo, y el oro, que es amarillo.
• Estado de forma, dureza y densidad. Los propios metales tienen un estado de agregación sólido, pero son capaces de convertirse en líquidos a altas temperaturas. Así, los metales se funden a temperaturas de 40 a 3400 grados centígrados. Pero hay metales cuyo principal estado de agregación es el líquido. Estos elementos incluyen el mercurio.
• Conductividad eléctrica. Una característica especial es su disminución al aumentar la temperatura de la sustancia.
• Conductividad térmica y punto de ebullición/fusión.

¿En qué se diferencian los metales de los metales en sus propiedades químicas? Este grupo incluye:

¿En qué se diferencian los metales entre sí?

Mucha gente no sabe en qué se diferencian los metales de los metales. Sus diferencias se pueden clasificar:

• Los metales difieren en color entre sí, como el oro y el cobre.
• Los metales también se funden a diferentes temperaturas. Algunos metales, como el estaño y el plomo, se pueden fundir en casa, pero otros requieren temperaturas más altas.
• Los metales se dividen en dos grupos: pesados ​​y ligeros. Los metales pesados ​​incluyen aquellos cuya densidad es a partir de 5 g/cm3, los metales ligeros tienen una densidad inferior a 5 g/cm3. Los metales ligeros incluyen el litio, que tiene una densidad de 0,2 g/cm 3; el lugar del metal más pesado lo comparten el osmio y el iridio. Su densidad es de 22,6 g/cm3.
• Los metales se diferencian entre sí por su ductilidad y conductividad eléctrica. Algunos de ellos son muy flexibles. Por ejemplo, con tan solo 1 gramo de oro se puede fabricar un hilo fino de 3,5 kilómetros. Será flexible y no se romperá. No será posible repetir esto con un metal menos dúctil.
• Además, algunos metales conducen la corriente mejor que otros. Los metales más conductores de electricidad son el cobre, la plata y el aluminio. Se utilizan con mayor frecuencia como elementos conductores.

¿En qué se diferencian los no metales de los metales?

A los no metales se les llama comúnmente elementos que tienen propiedades no metálicas. ¿En qué se diferencian los metales de los no metales? Miremos más de cerca:

La madera es un material vegetal. El metal es el resultado de un compuesto químico natural. ¿Cuál es la diferencia entre madera y metal?

Los semiconductores son no metales que tienen algunas propiedades metálicas. Los metales y los semiconductores son similares en que ambos son capaces de conducir corriente.

Pero los semiconductores tienen una característica distintiva: su conductividad eléctrica puede aumentar varias veces dependiendo de factores externos. Por tanto, un semiconductor conduce mejor la corriente a medida que aumenta la temperatura. En los metales, la conductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura. La conductividad eléctrica también puede verse afectada por la presencia de impurezas extrañas. Así, en los metales, las impurezas reducen la conductividad eléctrica y en los semiconductores aumentan.

Los semiconductores, a diferencia de los metales, pueden tener conductividad eléctrica positiva y negativa. Los propios semiconductores, en términos de su capacidad para pasar corriente a través de sí mismos, se sitúan entre el metal y los elementos que no conducen corriente en absoluto.

La diferencia entre metal y acero.

El caso es que los metales son todo un grupo de elementos que tienen propiedades metálicas. Este grupo también incluye el hierro. El acero no es más que una aleación de hierro con elementos pertenecientes al grupo de los metales.

Muy a menudo, además del hierro, el acero contiene elementos de la tabla periódica como molibdeno, cromo y vanadio. El acero también contiene carbono. Se utiliza para aumentar la resistencia del hierro.

Así, variando la cantidad de carbono en la aleación, se puede obtener un material muy resistente. Pero cuanto más fuerte es el acero, más quebradizo se vuelve. Por tanto, bajo carga dinámica prolongada, el acero se rompe fácilmente. Agregarle otras impurezas ayuda a lograr resistencia a cualquier influencia.

Entonces, el artículo examinó en qué se diferencian los metales de los metales y no metales. Las características de todos los elementos se pueden comparar en términos de propiedades químicas y físicas. Cada día una persona utiliza estos elementos y crea nuevas sustancias para mejorar la calidad de vida.