Dans les réactions avec les non-métaux, les métaux présentent des propriétés. Caractéristiques générales des métaux

Si la plupart des éléments métalliques ne sont pas colorés, les seules exceptions étant le cuivre et l'or, alors presque tous les non-métaux ont leur propre couleur : fluor - jaune orangé, chlore - jaune verdâtre, brome - rouge brique, iode - violet, soufre - jaune, le phosphore peut être blanc, rouge et noir, et l'oxygène liquide est bleu.

Tous les non-métaux ne conduisent pas la chaleur ou l’électricité car ils n’ont pas de porteurs de charge libres – les électrons sont tous utilisés pour former des liaisons chimiques ; Les cristaux de non-métaux sont non plastiques et cassants, puisque toute déformation entraîne la destruction des liaisons chimiques. La plupart des non-métaux n’ont pas d’éclat métallique.

Les propriétés physiques des non-métaux sont variées et sont déterminées par différents types de réseaux cristallins.

1.4.1 Allotropie

ALLOTROPIE - existence d'éléments chimiques sous deux ou plusieurs formes moléculaires ou cristallines. Par exemple, les allotropes sont l'oxygène ordinaire O 2 et l'ozone O 3 ; dans ce cas, l’allotropie est due à la formation de molécules avec un nombre d’atomes différent. Le plus souvent, l'allotropie est associée à la formation de cristaux de diverses modifications. Le carbone existe sous deux allotropes cristallins distincts : le diamant et le graphite. Auparavant, on croyait que ce qu'on appelle. les formes amorphes de carbone, de charbon de bois et de suie sont également ses modifications allotropiques, mais il s'est avéré qu'elles ont la même structure cristalline que le graphite. Le soufre se présente sous deux modifications cristallines : orthorhombique (a-S) et monoclinique (b-S) ; au moins trois de ses formes non cristallines sont connues : l-S, m-S et violet. Pour le phosphore, les modifications blanches et rouges ont été bien étudiées, le phosphore noir a également été décrit ; à des températures inférieures à –77°C, il existe un autre type de phosphore blanc. Des modifications allotropiques de As, Sn, Sb, Se et, à haute température, du fer et de nombreux autres éléments ont été découvertes.

1.5. Propriétés chimiques des non-métaux

Les éléments chimiques non métalliques peuvent présenter des propriétés à la fois oxydantes et réductrices, selon la transformation chimique à laquelle ils participent.

Les atomes de l'élément le plus électronégatif - le fluor - ne sont pas capables de donner des électrons ; il ne présente toujours que des propriétés oxydantes ; d'autres éléments peuvent également présenter des propriétés réductrices, bien que dans une bien moindre mesure que les métaux. Les agents oxydants les plus puissants sont le fluor, l'oxygène et le chlore ; l'hydrogène, le bore, le carbone, le silicium, le phosphore, l'arsenic et le tellure présentent des propriétés principalement réductrices. L'azote, le soufre et l'iode ont des propriétés rédox intermédiaires.

Interaction avec des substances simples

Interaction avec les métaux :

2Na + Cl2 = 2NaCl,

6Li + N2 = 2Li3N,

2Ca + O2 = 2CaO

dans ces cas, les non-métaux présentent des propriétés oxydantes ; ils acceptent les électrons, formant des particules chargées négativement.

Interaction avec d'autres non-métaux :

Lorsqu'ils interagissent avec l'hydrogène, la plupart des non-métaux présentent des propriétés oxydantes, formant des composés volatils d'hydrogène - des hydrures covalents :

3H 2 + N 2 = 2NH 3,

H 2 + Br 2 = 2HBr;

Lorsqu'ils interagissent avec l'oxygène, tous les non-métaux, à l'exception du fluor, présentent des propriétés réductrices :

S + O 2 = SO 2,

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

Lorsqu'il interagit avec le fluor, le fluor est un agent oxydant et l'oxygène est un agent réducteur :

2F 2 + O 2 = 2DE 2 ;

Les non-métaux interagissent entre eux, plus le métal électronégatif joue le rôle d'agent oxydant, moins le métal électronégatif joue le rôle d'agent réducteur :

S + 3F 2 = SF 6,

Les non-métaux sont des éléments dont les propriétés physiques et chimiques diffèrent considérablement de celles des métaux. La raison de leurs différences n'a été expliquée en détail qu'à la fin du XIXe siècle, après la découverte de la structure électronique de l'atome. Quelle est la particularité des non-métaux ? Quelles qualités les caractérisent ? Voyons cela.

Les non-métaux : qu'est-ce que c'est ?

L'approche consistant à séparer les éléments en métaux et non-métaux existe depuis longtemps dans la communauté scientifique. Les 94 premiers éléments du tableau périodique de Mendeleïev sont généralement classés comme éléments. Les non-métaux de Mendeleev comprennent 22 éléments. Ils occupent le coin supérieur droit.

Sous leur forme libre, les non-métaux sont des substances simples dont la principale caractéristique est l'absence de propriétés métalliques caractéristiques. Ils peuvent se trouver dans tous les états d’agrégation. Ainsi, l’iode, le phosphore, le soufre et le carbone se trouvent sous forme de solides. L'état gazeux est caractéristique de l'oxygène, de l'azote, du fluor, etc. Seul le brome est un liquide.

Dans la nature, les éléments non métalliques peuvent exister à la fois sous forme de substances simples et sous forme de composés. Le soufre, l'azote et l'oxygène se trouvent sous forme non liée. Dans les composés, ils forment des borates, des phosphates, etc. Sous cette forme, ils sont présents dans les minéraux, l'eau et les roches.

Différence avec les métaux

Les non-métaux sont des éléments qui diffèrent des métaux par leur apparence, leur structure et leurs propriétés chimiques. Ils possèdent un grand nombre d'électrons non appariés au niveau externe, ce qui signifie qu'ils sont plus actifs dans les réactions oxydatives et s'attachent plus facilement des électrons supplémentaires.

Une différence caractéristique entre les éléments est observée dans la structure du réseau cristallin. Pour les métaux, c'est métallique. Dans les non-métaux, il peut être de deux types : atomique et moléculaire. Le réseau atomique donne de la dureté aux substances et augmente le point de fusion ; il est caractéristique du silicium, du bore et du germanium. Le chlore, le soufre et l'oxygène ont un réseau moléculaire. Cela leur confère de la volatilité et une légère dureté.

La structure interne des éléments détermine leurs propriétés physiques. Les métaux ont un éclat caractéristique et une bonne conductivité du courant et de la chaleur. Ils sont durs, ductiles, malléables et présentent une gamme de couleurs réduite (noir, nuances de gris, parfois jaunâtres).

Les non-métaux sont ceux qui sont liquides, gazeux ou qui manquent d’éclat et de malléabilité. Leurs couleurs varient beaucoup et peuvent être rouges, noires, grises, jaunes, etc. Presque tous les non-métaux sont de mauvais conducteurs de courant (sauf le carbone) et de chaleur (sauf le phosphore noir et le carbone).

Propriétés chimiques des non-métaux

Dans les réactions chimiques, les non-métaux peuvent jouer à la fois le rôle d’agents oxydants et d’agents réducteurs. Lorsqu'ils interagissent avec les métaux, ils acceptent des électrons, présentant ainsi des propriétés oxydantes.

Lorsqu'ils interagissent avec d'autres non-métaux, ils se comportent différemment. Dans de telles réactions, l’élément le moins électronégatif agit comme un agent réducteur, tandis que l’élément le plus électronégatif agit comme un agent oxydant.

Avec l'oxygène, presque tous les non-métaux (sauf le fluor) agissent comme agents réducteurs. Lorsqu’ils interagissent avec l’hydrogène, beaucoup sont des agents oxydants, formant ensuite des composés volatils.

Certains éléments non métalliques ont la capacité de former plusieurs substances ou modifications simples. Ce phénomène est appelé allotropie. Par exemple, le carbone existe sous forme de graphite, de diamant, de carbyne et d'autres modifications. L'oxygène en possède deux : l'ozone et l'oxygène lui-même. Le phosphore se présente sous des formes rouges, noires, blanches et métalliques.

Non-métaux dans la nature

Les non-métaux se trouvent partout en quantités variables. Ils font partie de la croûte terrestre, font partie de l'atmosphère, de l'hydrosphère et sont présents dans l'Univers et dans les organismes vivants. Dans l’espace, les plus courants sont l’hydrogène et l’hélium.

Sur Terre, la situation est complètement différente. Les composants les plus importants de la croûte terrestre sont l'oxygène et le silicium. Ils représentent plus de 75 % de sa masse. Mais la plus petite quantité provient de l'iode et du brome.

Dans la composition de l'eau de mer, l'oxygène représente 85,80 % et l'hydrogène 10,67 %. Sa composition comprend également du chlore, du soufre, du bore, du brome, du carbone, du fluor et du silicium. Dans la composition de l'atmosphère, la primauté appartient à l'azote (78 %) et à l'oxygène (21 %).

Les non-métaux tels que le carbone, l'hydrogène, le phosphore, le soufre, l'oxygène et l'azote sont des substances organiques importantes. Ils soutiennent l’activité vitale de tous les êtres vivants de notre planète, y compris les humains.

Position des éléments non métalliques dans le tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev

· Éléments non métalliques :

· élément s – ​​​​hydrogène ;

· éléments p du groupe 3 – bore ;

· 4 groupes – carbone et silicium ;

· 5 groupes – azote, phosphore et arsenic,

· 6 groupes – oxygène, soufre, sélénium et tellure

· 7 groupes – fluor, chlore, brome, iode et astatine.

Les éléments du groupe 8 - les gaz inertes - occupent une position particulière ; ils ont une couche électronique externe complètement terminée.

Les éléments chimiques non métalliques peuvent présenter des propriétés à la fois oxydantes et réductrices, selon la transformation chimique à laquelle ils participent.

Les atomes de l'élément le plus électronégatif - le fluor - ne sont pas capables de donner des électrons ; il ne présente toujours que des propriétés oxydantes ; d'autres éléments peuvent également présenter des propriétés réductrices, bien que dans une bien moindre mesure que les métaux. Les agents oxydants les plus puissants (acceptent les électrons) sont le fluor, l'oxygène et le chlore ; l'hydrogène, le bore, le carbone, le silicium, le phosphore, l'arsenic et le tellure présentent des propriétés majoritairement réductrices (faire un don). L'azote, le soufre et l'iode ont des propriétés rédox intermédiaires.

1. Interaction avec les métaux :

2Na + Cl 2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N 2 = 2Li 3 N, 2Ca + O 2 = 2CaO

dans ces cas, les non-métaux présentent des propriétés oxydantes ; ils acceptent les électrons, formant des particules chargées négativement.

2. Interaction avec d'autres non-métaux :

· interagir avec de l'hydrogène , la plupart des non-métaux présentent des propriétés oxydantes, formant des composés hydrogènes volatils - hydrures covalents :

3H 2 + N 2 = 2NH 3, H 2 + Br 2 = 2HBr;

· interagir avec de l'oxygène , tous les non-métaux, à l'exception du fluor, présentent des propriétés réductrices :

S + O 2 = SO 2, 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

· pendant l'interaction avec du fluor le fluor est un agent oxydant et l'oxygène est un agent réducteur : 2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;

· les non-métaux interagissent Entre elles , un métal plus électronégatif joue le rôle d'un agent oxydant, un métal moins électronégatif joue le rôle d'un réducteur : S + 3F 2 = SF 6, C + 2Cl 2 = CCl 4.

Halogènes (groupe 7)

Propriétés chimiques des halogènes.

ACIDES CHLORES CONTENANT DE L'OXYGÈNE

· Acide hypochloreux HCl +1 O sels – hypo chlorites

Existe uniquement sous forme de solutions aqueuses diluées.

Obtention de Cl2 + H2O = HCl + HClO

Propriétés chimiques

HClO est un acide faible et un oxydant fort :

1) Se décompose à la lumière, libérant de l'oxygène atomique. HClO = HCl + O

2) Avec les alcalis cela donne des sels - hypochlorites HClO + KOH = KClO + H2O

3) Réagit avec les halogénures d'hydrogène 2HI + HClO = I2 + HCl + H2O

Acide chloreux HClO2 (HClO2 est un acide faible et un agent oxydant fort ; sels d'acide chloreux - chlorites)

Propriétés chimiques

1.HClO2 + KOH = KClO2 + H2O

2. Instable, se décompose pendant le stockage 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Acide hypochloreux HCl O3 (HClO3 - Acide fort et oxydant fort ; sels d'acide perchlorique - chlorates)

KClO3 - Sel de Berthollet; il est obtenu en faisant passer du chlore dans une solution de KOH chauffée (40°C) :

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Le sel de Berthollet est utilisé comme agent oxydant ; Lorsqu'il est chauffé, il se décompose :

4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 (sans catalyseur)

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (catalyseur MnO 2)

Acide perchlorique HClO4 (HClO4 est un acide très fort et un oxydant très fort ; sels d'acide perchlorique - perchlorates)

Préparation de KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4

Propriétés chimiques

1) Réagit avec les alcalis HClO4 + KOH = KClO4 + H2O

2) Lorsqu'il est chauffé, l'acide perchlorique et ses sels se décomposent :

4HClO4 = 4ClO2 + 3O2 + 2H2O KClO4 = KCl + 2O2

Chalcogènes (éléments du groupe VIA)

Oxygène, S, Se, Te, Po. Le nom chalcogènes signifie « donner naissance à des minerais ». Composés soufrés : pyrite, ou pyrite de fer - FeS2, cinabre - HgS, blende de zinc - ZnS.

Les chalcogènes ont 6 électrons dans leur niveau d'énergie externe. Les atomes manquent de 2 électrons avant d’atteindre le niveau d’énergie externe, ils gagnent donc des électrons et présentent un état d’oxydation -2 dans leurs composés.

Les atomes de soufre, de sélénium et de tellure dans leurs composés contenant plus d'éléments électronégatifs présentent des états d'oxydation positifs de +2, +4 et +6.

Oxygène n=8 1s 2 2s 2 14h 4

L'oxygène fait partie de minerais tels que le corindon - Al2O3, le minerai de fer magnétique - Fe3O4, le minerai de fer rouge - Fe2O3, le minerai de fer brun - Fe2O3

L'oxygène combiné avec fluor – OF2 présente un état d'oxydation de +2. L'oxygène fait partie de l'atmosphère, où il représente 21 %.

Obtention d'oxygène.

· Dans l'industrie, l'oxygène est obtenu à partir de l'air liquide.

· L'oxygène peut également être obtenu en décomposant l'eau dans un appareil spécial : un électrolyseur.

· Le peroxyde d'hydrogène (H2O2) est utilisé en laboratoire. Cette réaction se produit en présence d'un catalyseur - l'oxyde de manganèse IV

· en laboratoire, ils utilisent également la réaction de décomposition du permanganate de potassium - KMnO 4 - « permanganate de potassium ».

· Dans des conditions de laboratoire, de l'oxygène est libéré lorsque le sel de Berthollet (chlorate de potassium) est chauffé.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 Le catalyseur est l'oxyde de manganèse (MnO 2).

l'oxygène existe sous la forme de deux modifications allotropiques – O 2 et O 3 .

Propriétés chimiques

L'oxygène n'interagit pas avec les halogènes, les gaz rares, l'or et le platine.

· L'oxygène réagit vigoureusement avec les métaux. Par exemple, dans une réaction avec le lithium, de l'oxyde de lithium se forme, dans une réaction avec du cuivre - oxyde de cuivre (II).

4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O 2 = 2CuO

· L'oxygène réagit avec les non-métaux.

S + O 2 = SO 2 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Presque toutes les réactions avec l'oxygène sont exothermiques (c'est-à-dire accompagnées d'un dégagement de chaleur). L'exception est la réaction de l'azote avec l'oxygène, qui est endothermique.

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q

· L'oxygène est une substance complexe.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

SOUFRE n=16 1s 2 2s 2 14h 6 3s 2 15h 4

I. Éléments. Forme de non-métaux p-éléments, ainsi que l'hydrogène et l'hélium, qui sont s-éléments. Dans un tableau de longue période p-les éléments qui forment des non-métaux sont situés à droite et au-dessus de la limite conventionnelle B - At.

II. Des atomes. Les atomes non métalliques sont petits (rayon orbital inférieur à 0,1 nm). La plupart d’entre eux ont quatre à huit électrons de valence (c’est-à-dire les plus externes), mais l’atome d’hydrogène en a un, l’atome d’hélium en a deux et l’atome de bore a trois électrons de valence. Les atomes non métalliques attachent relativement facilement les électrons étrangers (mais pas plus de trois). Les atomes non métalliques n'ont pas tendance à donner des électrons.

Pour les atomes d'éléments non métalliques dans la période avec un numéro atomique croissant

• la charge nucléaire augmente ;
• les rayons atomiques diminuent ;
• le nombre d'électrons sur la couche externe augmente ;
• le nombre d'électrons de valence augmente ;
• l'électronégativité augmente ;
• les propriétés oxydantes (non métalliques) sont renforcées (sauf pour les éléments du groupe VIIIA).

Pour les atomes d'éléments non métalliques dans un sous-groupe (dans un tableau à longue période - dans un groupe) de numéro atomique croissant

• la charge nucléaire augmente ;
• le rayon de l'atome augmente ;
• l'électronégativité diminue ;
• le nombre d'électrons de valence ne change pas ;
• le nombre d'électrons externes ne change pas (à l'exception de l'hydrogène et de l'hélium) ;
• les propriétés oxydantes (non métalliques) s'affaiblissent (sauf pour les éléments du groupe VIIIA).

III. Substances simples. La plupart des non-métaux sont des substances simples dans lesquelles les atomes sont liés par des liaisons covalentes ; Il n'y a pas de liaisons chimiques dans les gaz rares. Les non-métaux comprennent à la fois les substances moléculaires et non moléculaires. Tout cela conduit au fait qu'il n'existe pas de propriétés physiques caractéristiques de tous les non-métaux.

Non-métaux moléculaires : H 2, N 2, P 4 (phosphore blanc), As 4, O 2, O 3, S 8, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Il s’agit également des gaz rares (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), dont les atomes sont comme des « molécules monoatomiques ».

À température ambiante, l'hydrogène, l'azote, l'oxygène, l'ozone, le fluor et le chlore sont des gaz ; brome - liquide; le phosphore, l'arsenic, le soufre et l'iode sont des solides.

Non-métaux non moléculaires : B (plusieurs modifications allotropiques), C (graphite), C (diamant), Si, Ge, P (rouge), P (noir), As, Se, Te. Tous sont des solides, le silicium, le germanium, le sélénium et quelques autres ont des propriétés semi-conductrices.

IV. Propriétés chimiques. La plupart des non-métaux ont des propriétés oxydantes. En tant qu'agents oxydants, ils réagissent avec les métaux :

Avec des substances complexes :

Ce sont tous des gaz sauf l'eau. Les substances en gras en solution aqueuse sont des acides forts.

Dans un groupe, à mesure que le numéro de série augmente, leur stabilité diminue et leur activité de récupération augmente.

Au fur et à mesure que le numéro de série augmente, les propriétés acides de leurs solutions augmentent dans le groupe, ces propriétés s'affaiblissent.

VI. Oxydes et hydroxydes. Tous les oxydes non métalliques sont classés comme acides ou non salifiants. Oxydes non salifiants : CO, SiO, N 2 O, NO.

Les acides suivants correspondent à des oxydes supérieurs de non-métaux (les acides forts sont en gras)

À mesure que le numéro de série augmente, la force des acides supérieurs augmente. Il n'y a pas de dépendance prononcée dans les groupes.

INTERACTION DES MÉTAUX AVEC DES NON-MÉTAUX

Les non-métaux présentent des propriétés oxydantes dans les réactions avec les métaux, acceptant leurs électrons et étant réduits.

Interaction avec les halogènes

Halogènes (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) sont des agents oxydants puissants, donc tous les métaux réagissent avec eux dans des conditions normales :

2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

Le produit de cette réaction est un sel - un halogénure métallique ( MeF n -fluorure, MeCl n -chlorure, MeBr n -bromure, MeI n -iodure). Lors de l'interaction avec un métal, l'halogène est réduit à son état d'oxydation le plus bas (-1), etnégal à l’état d’oxydation du métal.

La vitesse de réaction dépend de l'activité chimique du métal et de l'halogène. L'activité oxydante des halogènes diminue dans le groupe de haut en bas (de F à I).

Interaction avec l'oxygène

Presque tous les métaux sont oxydés par l'oxygène (sauf Ag, Au, Pt ), et des oxydes se forment Moi 2 O n .

Métaux actifs Dans des conditions normales, ils interagissent facilement avec l’oxygène de l’air.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (avec flash)

Métaux d’activité intermédiaire réagissent également avec l'oxygène aux températures ordinaires. Mais la vitesse d'une telle réaction est nettement inférieure à celle avec la participation de métaux actifs.

Métaux peu actifs oxydé par l'oxygène lorsqu'il est chauffé (combustion dans l'oxygène).

Oxydes Les métaux peuvent être divisés en trois groupes selon leurs propriétés chimiques :

1. Oxydes basiques ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O etc.) sont formés de métaux dans des états d'oxydation faibles (+1, +2, généralement inférieurs à +4). Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides et les acides pour former des sels :

CaO + CO2 → CaCO3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Oxydes acides ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 etc.) sont formés de métaux dans des états d’oxydation élevés (généralement supérieurs à +4). Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques et les bases pour former des sels :

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Oxydes amphotères ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 etc.) ont une double nature et peuvent interagir aussi bien avec les acides qu’avec les bases :

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr2O3 + 6NaOH → 2Na3

Interaction avec le soufre

Tous les métaux réagissent avec le soufre (sauf Au ), formant des sels - sulfures Moi 2 S n . Dans ce cas, le soufre est réduit au degré d'oxydation «-2». Platine ( Pt ) n'interagit avec le soufre que sous une forme finement broyée. Les métaux alcalins, ainsi que Ca et Mg réagir de manière explosive avec le soufre lorsqu'il est chauffé. Zn, Al (en poudre) et Mg en réaction avec le soufre, ils donnent un éclair. De gauche à droite dans la série d'activités, le taux d'interaction des métaux avec le soufre diminue.

Interaction avec l'hydrogène

Certains métaux actifs forment des composés avec l'hydrogène - hydrures :

2 Na + H 2 → 2 NaH

Dans ces composés, l’hydrogène est dans un état d’oxydation rare de « -1 ».

E.A. Nudnova, M.V. Andrioukhova