Kokias savybes turi nemetalai? Nemetalų vandenilio junginiai

24 paskaita

Nemetalai.

Paskaitos metmenys:

Nemetalai yra paprastos medžiagos

Nemetalų padėtis periodinėje lentelėje

Nemetalinių elementų skaičius yra žymiai mažesnis nei metalinių Dešimt cheminių elementų (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) pasižymi tipiškomis nemetalinėmis savybėmis. Šeši elementai, kurie paprastai klasifikuojami kaip nemetalai, pasižymi dvejopomis (ir metalinėmis, ir nemetalinėmis) savybėmis (B, Si, As, Se, Te, At). Ir dar 6 elementai neseniai buvo įtraukti į nemetalų sąrašą. Tai vadinamosios tauriosios (arba inertinės) dujos (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Taigi, 22 iš žinomų cheminių elementų paprastai priskiriami nemetalams.

Elementai, pasižymintys nemetalinėmis savybėmis periodinėje lentelėje, yra virš boro-astatino įstrižainės (26 pav.).

Daugumos nemetalų atomai, skirtingai nei metalo atomai, turi didelį elektronų skaičių išoriniame elektroniniame sluoksnyje – nuo ​​4 iki 8. Išimtis yra vandenilio, helio, boro atomai, kurių išoriniame yra 1, 2 ir 3 elektronai. lygiu, atitinkamai.

Iš nemetalų tik du elementai - vandenilis (1s 1) ir helis (1s 2) priklauso s šeimai, visi kiti priklauso s šeimai. R-šeima .

Tipiškų nemetalų (A) atomai pasižymi dideliu elektronegatyvumu ir dideliu elektronų afinitetu, kuris lemia jų gebėjimą sudaryti neigiamo krūvio jonus su atitinkamų tauriųjų dujų elektronų konfigūracijomis:

A 0 + nê → A n -

Šie jonai yra joninių nemetalų junginių su tipiniais metalais dalis. Nemetalai taip pat turi neigiamas oksidacijos būsenas kovalentiniuose junginiuose su kitais mažiau elektronegatyviais nemetalais (ypač vandeniliu).

Nemetalų atomai kovalentiniuose junginiuose su daugiau elektronneigiamų nemetalų (ypač deguonies) turi teigiamą oksidacijos būseną. Aukščiausia teigiama nemetalų oksidacijos būsena, paprastai, lygus grupės numeriui, kuriame jis yra.

Nemetalai yra paprastos medžiagos

Nepaisant nedidelio nemetalinių elementų skaičiaus, jų vaidmuo ir reikšmė tiek Žemėje, tiek erdvėje yra milžiniška. 99% Saulės ir kitų žvaigždžių masės sudaro nemetalai vandenilis ir helis. Žemės oro apvalkalas susideda iš nemetalų atomų – ​​azoto, deguonies ir tauriųjų dujų. Žemės hidrosferą sudaro viena iš svarbiausių gyvybei medžiagų – vanduo, kurio molekulės susideda iš nemetalų vandenilio ir deguonies. Gyvojoje medžiagoje vyrauja 6 nemetalai – anglis, deguonis, vandenilis, azotas, fosforas, siera.

Normaliomis sąlygomis nemetalinės medžiagos egzistuoja skirtingomis agregacijos būsenomis:

1) dujos: vandenilis H2, deguonis O2, azotas N2, fluoras F2, chloras C12, inertinės dujos: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) skysčiai: bromas Br 2

3) kietosios medžiagos jodas I 2, anglis C, silicis Si, siera S, fosforas P ir kt.

Septyni nemetaliniai elementai sudaro paprastas medžiagas, kurios egzistuoja dviatominių molekulių E 2 pavidalu (vandenilis H 2, deguonis O 2, azotas N 2, fluoras F 2, chloras C1 2, bromas Br 2, jodas I 2).

Kadangi nemetalų kristalinėje gardelėje tarp atomų nėra laisvųjų elektronų, jie fizinėmis savybėmis skiriasi nuo metalų:

¾ neturi blizgesio;

¾ trapūs, skirtingo kietumo;

¾ yra prasti šilumos ir elektros laidininkai.

Nemetalinės kietosios medžiagos praktiškai netirpsta vandenyje; dujiniai O 2, N 2, H 2 ir halogenai labai mažai tirpsta vandenyje.

Nemetalų skaičiui būdinga alotropija- vieno elemento egzistavimo kelių paprastų medžiagų pavidalu reiškinys. Alotropinės modifikacijos žinomos deguoniui (deguonis O 2 ir ozonas O 3), sierai (ortorombinė, monoklininė ir plastikinė), fosforo (baltos, raudonos ir juodos), anglies (grafitas, deimantas ir karabinas ir kt.), silicio (kristalinis ir tt) modifikacijos. amorfinis).

Nemetalų cheminės savybės

Nemetalai labai skiriasi savo cheminiu aktyvumu. Taigi azotas ir tauriosios dujos į chemines reakcijas patenka tik esant labai sunkioms sąlygoms (aukštam slėgiui ir temperatūrai, esant katalizatoriui).

Reaktyviausi nemetalai yra halogenai, vandenilis ir deguonis. Siera, fosforas ir ypač anglis bei silicis reaguoja tik esant aukštesnei temperatūrai.

Nemetalai cheminėse reakcijose pasižymi ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis. Didžiausias oksidacinis pajėgumas būdingas halogenams ir deguoniui. Nemetalai, tokie kaip vandenilis, anglis, silicis, turi vyraujančias redukcines savybes.

I. Nemetalų oksidacinės savybės:

1. Sąveika su metalais. Tokiu atveju susidaro dvejetainiai junginiai: su deguonimi - oksidai, su vandeniliu - hidridai, su azotu - nitridai, su halogenais - halogenidai ir kt.:

2Cu + O 2 → 2CuO

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2. Sąveika su vandeniliu. Nemetalai taip pat veikia kaip oksidatoriai reakcijose su vandeniliu, sudarydami lakiuosius vandenilio junginius:

H 2 + C1 2 → 2HC1

N 2 + 3H 2 → t, p, kat. 2NH3

3. Sąveika su nemetalais. Nemetalai taip pat pasižymi oksidacinėmis savybėmis reakcijose su mažiau elektronegatyviais nemetalais:

2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;

C + 2S → CS 2.

4. Sąveika su sudėtingomis medžiagomis. Nemetalų oksidacinės savybės taip pat gali pasireikšti reakcijose su sudėtingomis medžiagomis. Pavyzdžiui, vanduo dega fluoro atmosferoje:

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.

II. Mažinančios nemetalų savybes

1. Sąveika su nemetalais. Nemetalai gali turėti redukcines savybes, palyginti su nemetalais, kurių elektronegatyvumas yra didesnis, ir visų pirma fluoro ir deguonies atžvilgiu:

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;

N 2 + O 2 → 2NO

2. Sąveika su sudėtingomis medžiagomis. Kai kurie nemetalai gali būti reduktoriai, todėl juos galima naudoti metalurgijos gamyboje:

C + ZnO → Zn + CO;

5H 2 + V 2 O 5 → 2 V + 5H 2 O.

SiО 2 + 2С → Si + 2СО.

Nemetalai pasižymi redukuojančiomis savybėmis, kai sąveikauja su sudėtingomis medžiagomis – stipriais oksidatoriais, pavyzdžiui:

3S + 2KClO 3 → 3SO 2 + 2KC1;

6P + 5KSlO 3 → ZR 2 O 5 + 5KS1.

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + 2H2O;

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

Bendrieji nemetalų gavimo būdai

Kai kurie nemetalai gamtoje randami laisvoje būsenoje: siera, deguonis, azotas, tauriosios dujos. Visų pirma, paprastos medžiagos – nemetalai – yra oro dalis.

Oro rektifikacijos (atskyrimo) būdu gaunami dideli deguonies ir azoto dujų kiekiai.

Aktyviausi nemetalai – halogenai – gaunami elektrolizės būdu iš junginių lydalo arba tirpalų. Pramonėje, naudojant elektrolizę, vienu metu dideliais kiekiais gaunami trys svarbūs produktai: artimiausias fluoro analogas – chloras, vandenilis ir natrio hidroksidas. Natrio chlorido tirpalas, tiekiamas į elektrolizatorių iš viršaus, naudojamas kaip elektrolitas.

Nemetalų gamybos būdai bus išsamiau aptarti vėliau atitinkamose paskaitose.

Bendrosios nemetalų charakteristikos.

Nemetalai- cheminiai elementai, sudarantys paprastus kūnus, neturinčius metalams būdingų savybių. Kokybinė nemetalų savybė yra elektronegatyvumas.

Elektronegatyvumas― tai gebėjimas poliarizuoti cheminį ryšį, pritraukti bendras elektronų poras.

Yra 22 elementai, klasifikuojami kaip nemetalai.

Nemetalinių elementų padėtis periodinėje cheminių elementų lentelėje

Kaip matyti iš lentelės, nemetaliniai elementai daugiausia yra viršutinėje dešinėje periodinės lentelės dalyje.

Nemetalų atomų sandara

Būdingas nemetalų bruožas yra didesnis (palyginti su metalais) elektronų skaičius išoriniame jų atomų energijos lygyje. Tai lemia didesnį jų gebėjimą prijungti papildomus elektronus ir turėti didesnį oksidacinį aktyvumą nei metalai. Ypač stiprias oksidacines savybes, t. y. gebėjimą pridėti elektronų, turi nemetalai, esantys VI-VII grupių 2 ir 3 perioduose. Jei palyginsime elektronų išsidėstymą orbitose fluoro, chloro ir kitų halogenų atomuose, galime spręsti apie jų išskirtines savybes. Fluoro atomas neturi laisvų orbitų. Todėl fluoro atomai gali turėti tik I valentingumą ir 1 oksidacijos laipsnį. Stipriausias oksidatorius yra fluoras. Kitų halogenų atomuose, pavyzdžiui, chloro atome, yra laisvos d-orbitalės tame pačiame energijos lygyje. Dėl šios priežasties elektronų poravimas gali vykti trimis skirtingais būdais. Pirmuoju atveju chloras gali turėti +3 oksidacijos laipsnį ir sudaryti chloro rūgštį HClO 2, kuri atitinka druskas - chloritus, pavyzdžiui, kalio chloritą KClO 2. Antruoju atveju chloras gali sudaryti junginius, kuriuose chloro oksidacijos laipsnis yra +5. Tokie junginiai yra perchloro rūgštis HClO 3 ir jos druskos - chloratai, pavyzdžiui, kalio chloratas KClO 3 (Berthollet druska). Trečiuoju atveju chloro oksidacijos laipsnis yra +7, pavyzdžiui, perchloro rūgštyje HClO 4 ir jos druskose, perchloratuose (kalio perchlorate KClO 4).

Nemetalų molekulių struktūros. Nemetalų fizinės savybės

Dujinėje būsenoje kambario temperatūroje yra:

vandenilis - H2;

azotas - N 2;

deguonis - O 2;

fluoras - F 2;

chloras - CI 2.

Ir inertinės dujos:

helis – Jis;

neonas - Ne;

argonas - Ar;

kriptonas - Kr;

ksenonas - Xe;

radonas – Rn).

Skystyje – bromo – Br.

Kietas:

• anglis - C;

  silicis - Si;

  fosforas - P;

• arsenas - As;

  selenas - Se;

  telūras - Te;

• astatinas – At.

Nemetalų spalvų spektras daug turtingesnis: raudona – fosforui, ruda – bromui, geltona – sierai, geltonai žalia – chlorui, violetinė – jodo garams ir kt.

Tipiškiausi nemetalai turi molekulinę struktūrą, o mažiau tipiški – nemamolekulinę struktūrą. Tai paaiškina jų savybių skirtumus.

Paprastų medžiagų – nemetalų sudėtis ir savybės

Nemetalai sudaro ir monoatomines, ir dviatomes molekules. KAM monatominis Nemetalams priskiriamos inertinės dujos, kurios praktiškai nereaguoja net su aktyviausiomis medžiagomis. Tauriosios dujos yra periodinės lentelės VIII grupėje, o atitinkamų paprastų medžiagų cheminės formulės yra tokios: He, Ne, Ar, Kr, Xe ir Rn.

Susidaro kai kurie nemetalai dviatominis molekulių. Tai H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , Cl 2 (periodinės sistemos VII grupės elementai), taip pat deguonis O 2 ir azotas N 2 . Nuo triatominis molekulės susideda iš ozono dujų (O 3). Nemetalinėms medžiagoms, kurios yra kietos būsenos, gana sunku sukurti cheminę formulę. Anglies atomai grafite yra sujungti vienas su kitu skirtingais būdais. Sunku atskirti vieną molekulę nurodytose struktūrose. Rašant chemines formules tokioms medžiagoms, kaip ir metalų atveju, daroma prielaida, kad tokios medžiagos susideda tik iš atomų. Cheminės formulės šiuo atveju rašomos be indeksų: C, Si, S ir tt Paprastos medžiagos, tokios kaip ozonas ir deguonis, kurių kokybinė sudėtis yra tokia pati (abu susideda iš to paties elemento - deguonies), tačiau skiriasi atomų skaičiumi. molekulėje turi skirtingas savybes. Taigi, deguonis neturi kvapo, o ozonas turi aštrų kvapą, kurį užuodžiame per perkūniją. Kietųjų nemetalų, grafito ir deimanto, kurių kokybinė sudėtis taip pat tokia pati, bet skirtingos struktūros, savybės smarkiai skiriasi (grafitas trapus, deimantas kietas). Taigi medžiagos savybes lemia ne tik jos kokybinė sudėtis, bet ir tai, kiek atomų yra medžiagos molekulėje ir kaip jie yra tarpusavyje susiję. Nemetalai paprastų kūnų pavidalu yra kietos arba dujinės būsenos (išskyrus bromą, kuris yra skystis). Jie neturi metalams būdingų fizinių savybių. Kietieji nemetalai neturi metalams būdingo blizgesio, jie paprastai yra trapūs ir gerai praleidžia elektrą ar šilumą (išskyrus grafitą). Kristalinis boras B (kaip ir kristalinis silicis) turi labai aukštą lydymosi temperatūrą (2075°C) ir didelį kietumą. Didėjant temperatūrai boro elektrinis laidumas labai padidėja, todėl jį galima plačiai naudoti puslaidininkių technologijoje. Boro pridėjimas prie plieno ir aliuminio, vario, nikelio ir kt. lydinių pagerina jų mechanines savybes. Boridai (boro junginiai su tam tikrais metalais, pavyzdžiui, titanu: TiB, TiB 2) būtini reaktyvinių variklių detalių ir dujų turbinų mentes gamyboje. Kaip matyti iš 1 schemos, anglis - C, silicis - Si, boras - B turi panašią struktūrą ir turi keletą bendrų savybių. Kaip paprastos medžiagos, jos būna dviejų formų – kristalinės ir amorfinės. Šių elementų kristalinės formos yra labai kietos, jų lydymosi temperatūra yra aukšta. Kristalinis silicis turi puslaidininkių savybių. Visi šie elementai sudaro junginius su metalais – karbidais, silicidais ir boridais (CaC 2, Al 4 C 3, Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Kai kurie iš jų turi didesnį kietumą, pavyzdžiui, Fe 3 C, TiB. Acetilenui gaminti naudojamas kalcio karbidas.

Nemetalų cheminės savybės

Atsižvelgiant į santykinių elektronegatyvumo skaitines vertes, nemetalų oksidaciniai gebėjimai didėja tokia tvarka: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Nemetalai kaip oksidatoriai

Nemetalų oksidacinės savybės pasireiškia jų sąveikos metu:

su metalais: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

su vandeniliu: H2 + F2 = 2HF;

su nemetalais, kurių elektronegatyvumas mažesnis: 2P + 5S = P 2 S 5 ;

su kai kuriomis sudėtingomis medžiagomis: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3.

Nemetalai kaip reduktorius

Visi nemetalai (išskyrus fluorą) sąveikaudami su deguonimi pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

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

Deguonis kartu su fluoru taip pat gali turėti teigiamą oksidacijos būseną, ty būti reduktorius. Visi kiti nemetalai pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Pavyzdžiui, chloras nesijungia tiesiogiai su deguonimi, bet netiesiogiai galima gauti jo oksidų (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 2), kuriuose chloras turi teigiamą oksidacijos būseną. Aukštoje temperatūroje azotas tiesiogiai susijungia su deguonimi ir pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Siera dar lengviau reaguoja su deguonimi.

Daugelis nemetalų, sąveikaudami su sudėtingomis medžiagomis, pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

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

Taip pat yra reakcijų, kuriose tas pats nemetalas yra ir oksidatorius, ir reduktorius:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.

Fluoras yra tipiškiausias nemetalas, kuris nepasižymi redukuojančiomis savybėmis, t.y. gebėjimu paaukoti elektronus cheminėse reakcijose.

Nemetaliniai junginiai

Nemetalai gali sudaryti junginius su skirtingais intramolekuliniais ryšiais.

Nemetalų junginių rūšys

Bendrosios vandenilio junginių formulės pagal periodinės cheminių elementų sistemos grupes pateiktos lentelėje:

Su metalais vandenilis sudaro (su kai kuriomis išimtimis) nelakius junginius, kurie yra nemolekulinės struktūros kietos medžiagos. Todėl jų lydymosi temperatūra yra gana aukšta. Su nemetalais vandenilis sudaro lakius molekulinės struktūros junginius (pavyzdžiui, vandenilio fluoridas HF, vandenilio sulfidas H 2 S, amoniakas NH 3, metanas CH 4). Įprastomis sąlygomis tai yra dujos arba lakūs skysčiai. Ištirpę vandenyje, halogenų, sieros, seleno ir telūro vandenilio junginiai sudaro tos pačios formulės rūgštis kaip ir patys vandenilio junginiai: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Kai amoniakas ištirpsta vandenyje, susidaro amoniako vanduo, paprastai žymimas formule NH 4 OH ir vadinamas amonio hidroksidu. Jis taip pat žymimas formule NH 3 ∙H 2 O ir vadinamas amoniako hidratu.

Su deguonimi nemetalai sudaro rūgštinius oksidus. Kai kuriuose oksiduose jų maksimali oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui (pavyzdžiui, SO 2, N 2 O 5), o kituose ji yra mažesnė (pavyzdžiui, SO 2, N 2 O 3). Rūgščių oksidai atitinka rūgštis, o iš dviejų vieno nemetalo deguonies rūgščių stipresnė yra ta, kurioje oksidacijos būsena yra didesnė. Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3 yra stipresnė už azoto rūgštį HNO 2, o sieros rūgštis H 2 SO 4 yra stipresnė už sieros rūgštį H 2 SO 3.

Nemetalų deguonies junginių charakteristikos

Aukštesniųjų oksidų (t. y. oksidų, kuriuose yra tam tikros grupės elementas, turintis didžiausią oksidacijos laipsnį) savybės palaipsniui keičiasi iš bazinės į rūgštinę periodais iš kairės į dešinę.

Grupėse iš viršaus į apačią aukštesnių oksidų rūgštinės savybės palaipsniui silpnėja. Tai galima spręsti pagal šiuos oksidus atitinkančių rūgščių savybes.

Atitinkamų elementų aukštesnių oksidų rūgščių savybių padidėjimas periodais iš kairės į dešinę paaiškinamas laipsnišku šių elementų jonų teigiamo krūvio didėjimu.

Pagrindiniuose periodinės cheminių elementų sistemos pogrupiuose aukštesnių nemetalų oksidų rūgštinės savybės mažėja iš viršaus į apačią.

Halogenai.

Halogeno atomų sandara

Halogenai apima periodinės lentelės VIII grupės elementus. Šių elementų atomai išoriniame energijos lygyje turi septynis elektronus ir iki jo pabaigos jiems trūksta tik vieno elektrono, todėl halogenai pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis. Pogrupyje, didėjant atominiam skaičiui, šios savybės mažėja, nes padidėja atomų spindulys: nuo fluoro iki astatino - ir atitinkamai didėja jų redukuojančios savybės. Panašiai mažėja ir halogenų santykinio elektronegatyvumo reikšmė. Kaip labiausiai elektronegatyvus elementas, fluoras junginiuose su kitais elementais turi pastovią oksidacijos būseną -1 . Likę halogenai gali turėti tiek tokią oksidacijos būseną junginiuose su metalais, vandeniliu ir mažiau elektroneigiamais elementais, tiek teigiamas nelygines oksidacijos būsenas +1 prieš +7 junginiuose, kuriuose yra daugiau elektronneigiamų elementų: deguonies, fluoro.

Paprastos medžiagos halogenai ir jų savybės

Chloras, bromas ir jodas stikliniuose induose

Apibūdinant paprastas medžiagas – halogenus, būtina prisiminti pagrindinę teorinę informaciją apie cheminių jungčių tipus ir medžiagos kristalinę struktūrą. Dviatominėse halogeno molekulėse atomai yra sujungti kovalentiniu nepoliniu ryšiu Г··Г arba G-G ir turi molekulinę kristalinę gardelę.

Normaliomis sąlygomis F 2 - ryškiai geltonos dujos su oranžiniu atspalviu, Cl 2 - geltonai žalios nuodingos dujos, turinčios būdingą dusinantį kvapą, Br 2 ― labai lakus rudas skystis (bromo garai labai nuodingi, bromo nudegimai labai skausmingi ir ilgai negyja) ir aš 2 - kieta kristalinė medžiaga, galinti sublimuotis. Eilėje F 2, Cl 2 , Br 2 , aš 2 - didėja paprastų medžiagų tankis, didėja spalvos intensyvumas. Vadinasi, atomų ir paprastų medžiagų – halogenų – savybių pasikeitimuose atsiranda tas pats modelis: didėjant atominiam skaičiui, nemetalinės savybės susilpnėja, o metalinės savybės didėja.

Cheminės halogenų savybės

Halogenų sąveika su metalais susidaro halogenidai:

2Na + I 2 ―― 2Na +1 I -1 (natrio jodidas);

2Al + 3I 2 = 2Al +3 I 3 -1 (aliuminio jodidas);

2Al + 3Br 2 = 2Al +3 Br 3 -1 (aliuminio bromidas).

Kai šoninių pogrupių metalai (pereinamieji metalai) reaguoja su halogenais, susidaro halogenidai, turintys didelį metalo oksidacijos laipsnį, pavyzdžiui:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,

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

Halogenų sąveika su vandeniliu susidaro vandenilio halogenidai (ryšio tipas – kovalentinis polinis, gardelės tipas – molekulinis). Palyginus skirtingų halogenų cheminių reakcijų greitį su vandeniliu, galima pakartoti jo priklausomybę nuo reaguojančių medžiagų pobūdžio. Taigi fluoras turi tokį didelį reakcijos greitį, kad net tamsoje sprogstamai reaguoja su vandeniliu. Chloro reakcija su vandeniliu normaliomis sąlygomis yra lėta ir tik užsidegus ar apšvietus jo greitis padidėja daug kartų (įvyksta sprogimas). Bromas ir jodas dar lėčiau reaguoja su vandeniliu, o pastaroji reakcija tampa endoterminė:

Tik fluoras negrįžtamai sąveikauja su vandeniliu, priklausomai nuo sąlygų, taip pat gali sukelti grįžtamąją reakciją.

Vandeniniai vandenilio halogenidų tirpalai yra rūgštys: HF - vandenilio fluorido (fluoro), HCl - vandenilio chlorido (hidrochlorido), HBr - vandenilio bromo, HI - vandenilio jodo.

Halogenai reaguoja su vandeniu:

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

Vanduo dega fluore, o ne priežastis, o degimo pasekmė, veikdamas kaip neįprastas reduktorius.

Norėdami apibūdinti kai kurių halogenų (ne halogeno atomų, o paprastų medžiagų) gebėjimą išstumti kitus iš jų junginių tirpalų, galite naudoti halogenų „aktyvumo seriją“, kuri parašyta taip:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2,

y., sumažėja oksidacinės savybės.

Taigi chloras išstumia bromą ir jodą (bet ne fluorą), o bromas gali išstumti tik jodą iš atitinkamų druskų tirpalų:

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br 2

2КI + Br 2 = 2КВr + I 2.

Biologinė halogenų reikšmė ir taikymas

Fluoras vaidina labai svarbų vaidmenį augalų, gyvūnų ir žmonių gyvenime. Be fluoro neįmanomas kaulų skeleto ir ypač dantų vystymasis. Fluoro kiekis kauluose yra 80-100 mg 100 g sausos medžiagos. Fluoras emalyje yra junginio Ca 4 F 2 (PO 4) 2 pavidalu ir suteikia jam kietumo bei baltumo. Jei žmogaus organizme trūksta fluoro, pažeidžiamas dantų audinys (ėduonis), o jo perteklius prisideda prie dantų fluorozės. Žmogaus paros fluoro poreikis yra 2-3 mg. Chloras(chloro jonas) yra svarbesnis gyvūnų ir žmonių gyvybei nei augalams. Tai yra inkstų, plaučių, blužnies, kraujo, seilių, kremzlių, plaukų dalis. Chloro jonai reguliuoja kraujo buferinę sistemą. Natrio chloridas yra kraujo plazmos ir smegenų skysčio komponentas ir dalyvauja reguliuojant vandens apykaitą organizme. Laisva druskos rūgštis yra visų žinduolių skrandžio sulčių dalis ir aktyviai dalyvauja virškinant. Sveiko žmogaus skrandyje yra 0,2-0,3% druskos rūgšties. Chloro trūkumas organizme sukelia tachikardiją, kraujospūdžio sumažėjimą ir traukulius. Pakankamas chloro kiekis yra tokiose daržovėse kaip salierai, ridikai, agurkai, baltagūžiai kopūstai, krapai, paprikos, svogūnai, artišokai. Bromas taip pat yra vienas iš būtiniausių mikroelementų, daugiausia randamas hipofizėje ir kraujyje. Skydliaukė, antinksčiai. Bromidai mažomis dozėmis (0,1-0,3 suaugusiam žmogui) teigiamai veikia centrinę nervų sistemą kaip slopinančių procesų smegenų žievėje stipriklis. Gamtoje bromidai kaupiasi tokiuose augaluose kaip rugiai, kviečiai, miežiai, bulvės, morkos, vyšnios, obuoliai. Olandiškame sūryje yra daug bromo. Jodasžmogaus organizme pradeda kauptis įsčiose. Žmogaus skydliaukės hormone, tiroksine, yra 60% surišto jodo. Šis hormonas per kraują patenka į kepenis, inkstus, pieno liaukas ir virškinimo traktą. Jodo trūkumas žmogaus organizme sukelia tokias ligas kaip endeminė gūžys ir kretinizmas, dėl kurio sulėtėja augimas ir išsivysto protinis atsilikimas. Kartu su kitais elementais jodas skatina gyvūnų augimą ir mitybą, gerina jų sveikatą ir vaisingumą. Pagrindiniai jodo tiekėjai žmonėms yra grūdai, baklažanai, pupelės, baltieji ir žiediniai kopūstai, bulvės, svogūnai, morkos, agurkai, moliūgai, salotos, jūros dumbliai, kalmarai.

Įvestas nuo Maskvos patvirtinimo 2000 m. Generolascharakteristika atestuoto specialisto mokymo sritys „Sauga..., sąveikos rūšys, lydiniai, taikymas technikoje. Nemetalai, savybės, pritaikymas, svarbiausi junginiai - oksidai...

Cheminiai elementai – nemetalai

Yra tik 16 nemetalinių cheminių elementų, tačiau du iš jų, deguonis ir silicis, sudaro 76% žemės plutos masės. Nemetalai sudaro 98,5% augalų masės ir 97,6% žmonių masės. Visos svarbiausios organinės medžiagos susideda iš anglies, vandenilio, deguonies, sieros, fosforo ir azoto, tai yra gyvybės elementai. Vandenilis ir helis yra pagrindiniai Visatos elementai, iš jų sudaryti visi kosminiai objektai, įskaitant mūsų Saulę. Neįmanoma įsivaizduoti savo gyvenimo be nemetalų junginių, ypač jei prisiminsime, kad gyvybiškai svarbus cheminis junginys – vanduo – susideda iš vandenilio ir deguonies.

Jei periodinėje lentelėje nubrėžiame įstrižainę nuo berilio iki astatino, tada dešinėje įstrižainės viršuje bus nemetaliniai elementai, o kairėje apačioje - metalai, tai taip pat apima visų antrinių pogrupių elementus, lantanidus ir aktinidus. . Elementai, esantys šalia įstrižainės, pavyzdžiui, berilis, aliuminis, titanas, germanis, stibis, turi dvejopą pobūdį ir yra klasifikuojami kaip metaloidai. Nemetaliniai elementai: s elementas – vandenilis; 13 grupės p-elementai – boro; 14 grupių – anglis ir silicis; 15 grupių – azotas, fosforas ir arsenas, 16 grupių – deguonies, sieros, seleno ir telūro ir visi 17 grupės elementai – fluoras, chloras, bromas, jodas ir astatas. 18 grupės elementai – inertinės dujos, užima ypatingą vietą, jie turi visiškai užbaigtą išorinį elektroninį sluoksnį ir užima tarpinę padėtį tarp metalų ir nemetalų. Kartais jie priskiriami nemetalams, tačiau tik formaliai, atsižvelgiant į jų fizines savybes.

Nemetalai yra cheminiai elementai, kurių atomai priima elektronus, kad užbaigtų išorinį energijos lygį, sudarydami neigiamo krūvio jonus.

Išoriniame nemetalinių atomų elektronų sluoksnyje yra nuo trijų iki aštuonių elektronų.

Beveik visi nemetalai turi santykinai mažus spindulius ir didelį elektronų skaičių išoriniame energijos lygyje nuo 4 iki 7, jiems būdingos didelės elektronegatyvumo vertės ir oksidacinės savybės. Todėl, palyginti su metalo atomais, nemetalams būdingos:

· mažesnis atominis spindulys;

· keturi ar daugiau elektronų išoriniame energijos lygyje;

Iš čia ir svarbiausia nemetalų atomų savybė – polinkis priimti iki 8 trūkstamų elektronų, t.y. oksidacinės savybės. Nemetalų atomų kokybinės charakteristikos, t.y. Elektronegatyvumas gali pasitarnauti kaip tam tikras jų nemetališkumo matas, t.y. cheminių elementų atomų savybė poliarizuoti cheminį ryšį, pritraukti bendras elektronų poras;

Pati pirmoji mokslinė cheminių elementų klasifikacija buvo jų padalijimas į metalus ir nemetalus. Ši klasifikacija neprarado savo reikšmės iki šių dienų. Nemetalai yra cheminiai elementai, kurių atomams būdingas gebėjimas priimti elektronus dar nepasibaigus išoriniam sluoksniui dėl to, kad išoriniame elektroniniame sluoksnyje paprastai yra keturi ar daugiau elektronų ir dėl mažo atomų spindulio, palyginti su metalu. atomai.

Šis apibrėžimas palieka nuošalyje pagrindinio pogrupio VIII grupės elementus – inertines arba tauriąsias dujas, kurių atomai turi pilną išorinį elektronų sluoksnį. Šių elementų atomų elektroninė konfigūracija yra tokia, kad jų negalima priskirti nei metalams, nei nemetalams. Tai tie objektai, kurie dalija elementus į metalus ir nemetalus, užimdami ribinę padėtį tarp jų. Inertinės arba tauriosios dujos ("kilnumas" išreiškiamas inertiškumu) kartais priskiriamos nemetalams, tačiau tik formaliai, remiantis fizinėmis savybėmis. Šios medžiagos išlaiko dujinę būseną iki labai žemos temperatūros. Taigi helis He virsta skysta būsena, kai t° = -268,9 °C.

Šių elementų cheminis inertiškumas yra santykinis. Ksenonui ir kriptonui žinomi junginiai su fluoru ir deguonimi: KrF 2, XeF 2, XeF 4 ir kt. Be abejonės, formuojant šiuos junginius inertinės dujos veikė kaip reduktorius. Iš nemetalų apibrėžimo matyti, kad jų atomai pasižymi didelėmis elektronegatyvumo reikšmėmis. Jis svyruoja nuo 2 iki 4. Nemetalai yra pagrindinių pogrupių elementai, daugiausia p-elementai, išskyrus vandenilį – s elementą.

Visi nemetaliniai elementai (išskyrus vandenilį) užima viršutinį dešinįjį D.I. Mendelejevo cheminių elementų lentelės kampą, sudarydami trikampį, kurio viršūnė yra fluoras, o pagrindas yra įstrižainė B - At. Tačiau ypatingas dėmesys turėtų būti skiriamas dvigubai vandenilio padėčiai periodinėje lentelėje: pagrindiniuose I ir VII grupių pogrupiuose. Tai nėra atsitiktinumas. Viena vertus, vandenilio atomas, kaip ir šarminių metalų atomai, savo išoriniame (ir vieninteliame) elektroniniame sluoksnyje turi vieną elektroną (elektroninė konfigūracija 1s 1), kurį jis gali paaukoti, pasižymėdamas redukuojančio agento savybėmis.

Daugumoje jo junginių vandenilio, kaip ir šarminių metalų, oksidacijos būsena yra +1. Tačiau elektroną prarasti vandenilio atomas yra sunkiau nei šarminių metalų atomus. Kita vertus, vandenilio atomui, kaip ir halogeno atomams, trūksta vieno elektrono, kad užbaigtų išorinį elektronų sluoksnį, todėl vandenilio atomas gali priimti vieną elektroną, pasižymintį oksiduojančios medžiagos savybėmis ir -1 oksidacijos būsena, būdinga halogenui. hidridai (junginiai su metalais, panašūs į metalų junginius su halogenais – halogenidais). Tačiau vieną elektroną pridėti prie vandenilio atomo yra sunkiau nei halogenus.

Normaliomis sąlygomis vandenilis H2 yra dujos. Jo molekulė, kaip ir halogenai, yra dviatomė. Nemetalų atomai turi vyraujančias oksidacines savybes, t.y., gebėjimą pridėti elektronų. Šiam gebėjimui būdinga elektronegatyvumo reikšmė, kuri natūraliai kinta periodais ir pogrupiais. Fluoras yra stipriausias oksidatorius, jo atomai cheminių reakcijų metu nepajėgia atsisakyti elektronų, t.y. pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Kiti nemetalai gali turėti redukuojančių savybių, nors ir daug silpniau, palyginti su metalais; perioduose ir pogrupiuose jų redukcinis gebėjimas kinta priešinga tvarka, lyginant su oksidaciniu gebėjimu.

• Nemetaliniai elementai yra pagrindiniuose PS D.I III–VIII grupių pogrupiuose. Mendelejevas, užimantis jo viršutinį dešinįjį kampą.
• Išoriniame nemetalinių elementų atomų elektroniniame sluoksnyje yra nuo 3 iki 8 elektronų.
• Nemetalinės elementų savybės periodiškai didėja, o pogrupiuose susilpnėja didėjant elemento atominiam skaičiui.
• Didesni nemetalų deguonies junginiai yra rūgštūs (rūgščių oksidai ir hidroksidai).
• Nemetalinių elementų atomai gali ir priimti elektronus, atlikti oksidacines funkcijas, ir atiduoti juos, rodydami redukcines funkcijas.

Nemetalų struktūra ir fizikinės savybės

Paprastose medžiagose nemetalų atomai yra sujungti kovalentinis nepolinis ryšys. Dėl to susidaro stabilesnė elektroninė sistema nei izoliuotų atomų. Šiuo atveju viengubas (pavyzdžiui, vandenilio H 2, halogenų F 2, Br 2, I 2 molekulėse), dvigubas (pavyzdžiui, sieros molekulėse S 2), trigubas (pavyzdžiui, azoto molekulėse N 2) susidaro kovalentiniai ryšiai.

• Jokio plastiškumo
• Jokio blizgesio
• Šilumos laidumas (tik grafitas)
• Įvairių spalvų: geltona, gelsvai žalia, raudonai ruda.
• Elektros laidumas (tik grafitas ir juodasis fosforas).

Sumavimo būsena:

• skystis – Br 2;

Skirtingai nuo metalų, nemetalai yra paprastos medžiagos, pasižyminčios daugybe savybių. Įprastomis sąlygomis nemetalai turi skirtingas agregacijos būsenas:

• dujos – H 2, O 2, O 3, N 2, F 2, Cl 2;
• skystis – Br 2;
• kietosios medžiagos – sieros, fosforo, silicio, anglies ir kt.

Nemetalų spalvų spektras daug turtingesnis: raudona – fosforui, raudonai ruda – bromui, geltona – siera, geltonai žalia – chlorui, violetinė – jodo garams. Elementai - nemetalai, palyginti su metalais, yra labiau allotropiniai.

Vieno cheminio elemento atomų gebėjimas sudaryti kelias paprastas medžiagas vadinamas alotropija, o šios paprastos medžiagos – alotropinėmis modifikacijomis.

Paprastos medžiagos – nemetalai gali turėti:

1. Molekulinė struktūra.Įprastomis sąlygomis dauguma šių medžiagų yra dujos (H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, O 3) arba kietosios medžiagos (I 2, P 4, S 8) ir tik vienas bromas (Br 2 ) yra skystis. Visos šios medžiagos turi molekulinę struktūrą, todėl yra lakios. Kietoje būsenoje jie yra tirpūs dėl silpnos tarpmolekulinės sąveikos, kuri laiko jų molekules kristale, ir gali sublimuotis.

2. Atominė struktūra.Šias medžiagas sudaro ilgos atomų grandinės (Cn, Bn, Sin, Sen, Ten). Dėl didelio kovalentinių ryšių stiprumo jie paprastai turi didelį kietumą, o bet kokie pokyčiai, susiję su kovalentinių jungčių sunaikinimu jų kristaluose (lydymas, išgaravimas), atsiranda su didelėmis energijos sąnaudomis. Daugelis tokių medžiagų turi aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą, o jų lakumas yra labai mažas.

Daugelis nemetalinių elementų sudaro kelias paprastas medžiagas - alotropinės modifikacijos. Ši atomų savybė vadinama alotropija. Allotropija gali būti siejama su skirtingomis molekulių sudėtimis (O 2, O 3) ir skirtingomis kristalų struktūromis. Allotropinės anglies modifikacijos yra grafitas, deimantas, karbinas ir fullerenas. Norint nustatyti visiems nemetalams būdingas savybes, būtina atkreipti dėmesį į jų vietą periodinėje elementų lentelėje ir nustatyti išorinio elektroninio sluoksnio konfigūraciją.

Per laikotarpį:

• didėja branduolinis krūvis;
• atomo spindulys mažėja;
• elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje didėja;
• didėja elektronegatyvumas;
• pagerėja oksidacinės savybės;
• pagerinamos nemetalinės savybės.

Pagrindiniame pogrupyje:

• didėja branduolinis krūvis;
• atomo spindulys didėja;
• išoriniame sluoksnyje esančių elektronų skaičius nesikeičia;
• elektronegatyvumas mažėja;
• susilpnėja oksidacinės savybės;
• nemetalinės savybės susilpnėja.

Daugumai metalų, išskyrus retas išimtis (auksą, varį ir kai kuriuos kitus), būdinga sidabriškai balta spalva. Tačiau paprastoms medžiagoms – nemetalams, spalvų gama daug įvairesnė: P, Se – geltona; B - ruda; O 2(l) - mėlyna; Si, As (met) - pilka; P 4 - šviesiai geltona; I - violetinė-juoda su metaliniu blizgesiu; Br 2(l) - rudas skystis; C1 2(g) - geltonai žalia; F 2(r) - šviesiai žalia; S 8(TV) – geltona. Nemetaliniai kristalai nėra plastiški, o bet kokia deformacija sukelia kovalentinių ryšių sunaikinimą. Dauguma nemetalų neturi metalinio blizgesio.

Yra tik 16 nemetalinių cheminių elementų! Nemažai, turint omenyje, kad žinomi 114 elementų. Du nemetaliniai elementai sudaro 76% žemės plutos masės. Tai deguonis (49 %) ir silicis (27 %). Atmosferoje yra 0,03% deguonies masės žemės plutoje. Nemetalai sudaro 98,5% augalų masės, 97,6% žmogaus kūno masės. Nemetalai C, H, O, N, S yra biogeniniai elementai, kurie sudaro svarbiausias gyvos ląstelės organines medžiagas: baltymus, riebalus, angliavandenius, nukleorūgštis. Oro, kuriuo kvėpuojame, sudėtis apima paprastas ir sudėtingas medžiagas, kurias taip pat sudaro nemetaliniai elementai (deguonis O 2, azotas N 2, anglies dioksidas CO 2, vandens garai H 2 O ir kt.)

Paprastų medžiagų – nemetalų – oksidacinės savybės

Nemetalų atomai, taigi ir jų sudarytos paprastos medžiagos, pasižymi: oksidacinis, taip atkuriamoji savybių.

1. Nemetalų oksidacinės savybės pasirodo pirmas kai jie sąveikauja su metalais(metalai visada yra reduktorius):

Chloro Cl2 oksidacinės savybės yra ryškesnės nei sieros, todėl metalas Fe, kurio junginiuose yra stabilios oksidacijos būsenos +2 ir +3, oksiduojasi iki aukštesnės oksidacijos būsenos.

1. Dauguma nemetalų eksponuojami oksidacinės savybės kai sąveikauja su vandeniliu. Dėl to susidaro lakieji vandenilio junginiai.

2. Bet kuris nemetalas veikia kaip oksidatorius reakcijose su nemetalais, kurių elektronegatyvumo vertė mažesnė:

Sieros elektronegatyvumas yra didesnis nei fosforo, todėl čia ji pasižymi oksidacinėmis savybėmis.

Fluoro elektronegatyvumas yra didesnis nei visų kitų cheminių elementų, todėl jis pasižymi oksiduojančios medžiagos savybėmis. Fluoras F2 yra stipriausias oksidatorius tarp nemetalų, jis reakcijose pasižymi tik oksidacinėmis savybėmis.

3. Nemetalai taip pat pasižymi oksidacinėmis savybėmis reakcijose su kai kuriomis sudėtingomis medžiagomis..

Pirmiausia atkreipkime dėmesį į nemetalinio deguonies oksidacines savybes reakcijose su sudėtingomis medžiagomis:

Ne tik deguonis, bet ir kiti nemetalai taip pat gali būti oksidatoriais reakcijose su sudėtingomis medžiagomis- neorganiniai (1, 2) ir organiniai (3, 4):

Stiprus oksidatorius chloras Cl 2 oksiduoja geležies (II) chloridą į geležies (III) chloridą;

Chloras Cl 2 kaip stipresnis oksidatorius išstumia laisvąjį jodą I 2 iš kalio jodido tirpalo;

Metano halogeninimas yra būdinga alkanų reakcija;

Kokybinė reakcija į nesočiuosius junginius yra jų bromo vandens spalvos pasikeitimas.

Paprastų medžiagų – nemetalų – redukcinės savybės

Peržiūrint nemetalų reakcijos tarpusavyje kad, priklausomai nuo jų elektronegatyvumo reikšmės, vienas iš jų pasižymi oksiduojančios medžiagos, o kitas – redukuojančio agento savybėmis.

1. Fluoro atžvilgiu visi nemetalai (net deguonis) pasižymi redukuojančiomis savybėmis.

2. Žinoma, nemetalai, išskyrus fluorą, veikia kaip reduktorius, kai sąveikauja su deguonimi.

Dėl reakcijų, nemetalų oksidai: nesudarantis druskos ir druską sudarantis rūgštus. Ir nors halogenai tiesiogiai nesijungia su deguonimi, žinomi jų oksidai: 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 ir kt., kurie gaunami netiesiogiai.

3. Daugelis nemetalų gali veikti kaip reduktorius reakcijose su sudėtingomis medžiagomis - oksidatoriais:

Taip pat yra reakcijų, kuriose tas pats nemetalas yra ir oksidatorius, ir reduktorius. Tai savaiminio oksidacijos-savaiminio išgydymo (disproporcingumo) reakcijos:

Taigi dauguma nemetalų cheminėse reakcijose gali veikti ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius (redukuojančios savybės nėra būdingos tik fluorui F2).

Nemetalų vandenilio junginiai

Skirtingai nuo metalų, nemetalai sudaro dujinius vandenilio junginius. Jų sudėtis priklauso nuo nemetalų oksidacijos laipsnio.

RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR

Bendra visų nemetalų nuosavybė yra lakiųjų vandenilio junginių susidarymas, kurių daugumoje nemetalas turi mažesnę oksidacijos būseną. Tarp pateiktų medžiagų formulių yra daug, kurių savybes, pritaikymą ir gamybą jau ištyrėte anksčiau: CH 4, NH 3, H 2 O, H 2 S, HCl.

Yra žinoma, kad šiuos junginius lengviausia gauti tiesiogiai nemetalo sąveika su vandeniliu, tai yra, sintezės būdu:

Visi nemetalų vandenilio junginiai susidaro kovalentiniais poliniais ryšiais, turi molekulinę struktūrą ir normaliomis sąlygomis yra dujos, išskyrus vandenį (skystį). Nemetalų vandenilio junginiai pasižymi skirtingu ryšiu su vandeniu. Metanas ir silanas jame praktiškai netirpsta. Amoniakas, ištirpęs vandenyje, sudaro silpną bazę NH 3 H 2 O. Kai vandenyje ištirpsta vandenilio sulfidas, vandenilio selenidas, vandenilio teluridas ir vandenilio halogenidai, susidaro rūgštys, kurių formulė tokia pati kaip ir patys vandenilio junginiai: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCl, HBr, HI.

Jei palygintume vandenilio junginių, sudarytų iš vieno periodo, pavyzdžiui, antrojo (NH 3, H 2 O, HF) ar trečiojo (PH 3, H 2 S, HCl) nemetalų, rūgščių-šarmų savybes, tada mes galima daryti išvadą, kad jų rūgštinės savybės natūraliai didėja ir atitinkamai silpnėja pagrindinės. Akivaizdu, kad taip yra dėl to, kad didėja E-H jungties poliškumas (kur E yra nemetalas).

Skiriasi ir to paties pogrupio nemetalų vandenilio junginių rūgščių-šarmų savybės. Pavyzdžiui, vandenilio halogenidų HF, HCl, HBr, HI serijoje E-H ryšio stiprumas mažėja, kai jungties ilgis didėja. Tirpaluose HCl, HBr, HI disocijuoja beveik visiškai – tai stiprios rūgštys, kurių stiprumas didėja nuo HF iki HI. Be to, HF priklauso silpnoms rūgštims, o tai yra dėl kito faktoriaus – tarpmolekulinės sąveikos, vandenilinių jungčių susidarymo ...H-F...H-F.... Vandenilio atomai yra prijungti prie fluoro atomų F ne tik savo, bet ir gretimos molekulės.

Apibendrindami lyginamąsias nemetalų vandenilio junginių rūgščių ir šarmų savybių charakteristikas, padarysime išvadą, kad šių medžiagų rūgštinės savybės stiprėja, o bazines savybes susilpnina periodai ir pagrindiniai pogrupiai, padidėjus jų atominiam skaičiui. juos formuojantys elementai.

Atsižvelgiant į cheminių elementų PS laikotarpį, padidėjus elemento - nemetalo eilės skaičiui, padidėja vandenilio junginio rūgštingumas.

SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl

Be aptartų savybių, nemetalų vandenilio junginiai redokso reakcijose visada pasižymi redukuojančių agentų savybėmis, nes juose nemetalas turi mažesnę oksidacijos būseną.

Vandenilis

Vandenilis yra pagrindinis Visatos elementas. Daugelį kosminių objektų (dujų debesų, žvaigždžių, įskaitant Saulę) sudaro daugiau nei pusė vandenilio. Žemėje, įskaitant atmosferą, hidrosferą ir litosferą, yra tik 0,88 proc. Bet tai yra masė, o vandenilio atominė masė yra labai maža. Todėl mažas jo kiekis yra tik akivaizdus, ​​o iš 100 Žemės atomų 17 yra vandenilio atomai.

Laisvoje būsenoje vandenilis yra H 2 molekulių pavidalu, atomai yra sujungti į molekulę kovalentinis nepolinis ryšys.

Vandenilis (H2) yra lengviausios dujos iš visų dujinių medžiagų. Jis turi didžiausią šilumos laidumą ir žemiausią virimo temperatūrą (po helio). Šiek tiek tirpsta vandenyje. Esant -252,8 °C temperatūrai ir atmosferos slėgiui vandenilis tampa skystas.

1. Vandenilio molekulė yra labai stipri, todėl ji neaktyvus:

H2 = 2H - 432 kJ

2. Esant įprastoms temperatūroms, vandenilis reaguoja su aktyviais metalais:

Ca + H2 = CaH2,

sudarant kalcio hidridą, o su F2 – vandenilio fluoridą:

F2 + H2 = 2HF

3. Esant aukštai temperatūrai gauti amoniako:

N2 + 3H2 = 2NH3

ir titano hidridas (metalo milteliai):

Ti + H2 = TiH2

4. Kai užsidega, vandenilis reaguoja su deguonimi:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 kJ

5. Vandenilis turi atkuriamąjį gebėjimą:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Periodinės lentelės VII grupės pagrindinio pogrupio elementai, sujungti bendruoju pavadinimu halogenai, fluoras (F), chloras (Cl), bromas (Bg), jodas (I), astatinas (At) (gamtoje randamas retai) yra tipiški nemetalai. Tai suprantama, nes jų atomuose yra išoriniame energijos lygyje yra septyni elektronai, ir jiems reikia tik vieno elektrono, kad jį užbaigtų. Šių elementų atomai, sąveikaudami su metalais, priima elektronus iš metalo atomų. Tokiu atveju susidaro joninis ryšys ir susidaro druskos. Taigi bendras pavadinimas „halogenai“, t. y. „pagimdantys druskas“.

Halogenai yra paprastos medžiagos

Visi halogenai egzistuoja laisvoje būsenoje dviatominių molekulių pavidalu su kovalentinėmis nepolinėmis cheminėmis jungtimis tarp atomų. Kietoje būsenoje F 2, Cl 2, Br 2, I 2 turi molekulinės kristalinės gardelės, ką patvirtina jų fizinės savybės.

Didėjant halogenų molekulinei masei, didėja lydymosi ir virimo temperatūra, didėja tankis: bromas yra skystis, jodas yra kieta medžiaga, fluoras ir chloras yra dujos. Taip yra dėl to, kad didėjant halogeno atomų ir molekulių dydžiams, didėja tarpmolekulinės sąveikos jėgos tarp jų. Nuo F 2 iki I 2 halogenų spalvos intensyvumas didėja.

Cheminis halogenų, kaip ir nemetalų, aktyvumas susilpnėja nuo fluoro iki jodo, jodo kristalai sukuria metalinį blizgesį. Kiekvienas halogenas yra stipriausias oksidatorius savo laikotarpiu. Halogenų oksidacinės savybės aiškiai pasireiškia jiems sąveikaujant su metalais. Tokiu atveju susidaro druskos. Taigi fluoras jau normaliomis sąlygomis reaguoja su dauguma metalų, o kaitinamas – su auksu, sidabru ir platina, kurie žinomi dėl savo cheminio pasyvumo. Aliuminis ir cinkas užsidega fluoro atmosferoje:

Kiti halogenai kaitinant reaguoja su metalais. Įkaitinti geležies milteliai taip pat užsidega, kai reaguoja su chloru. Eksperimentą galima atlikti kaip su stibiu, tačiau tik geležies drožles pirmiausia reikia kaitinti geležiniame šaukšte, o tada mažomis porcijomis supilti į kolbą su chloru. Kadangi chloras yra stiprus oksidatorius, reakcijos metu susidaro geležies (III) chloridas:

Bromo garuose nudegina iki raudonumo įkaitusi varinė viela:

Jodas lėčiau oksiduoja metalus, tačiau esant vandeniui, kuris yra katalizatorius, jodo reakcija su aliuminio milteliais vyksta labai smarkiai:

Reakciją lydi violetinio jodo garų išsiskyrimas.

Dėl halogenų oksidacinių ir redukcinių savybių sumažėjimo nuo fluoro iki jodo Taip pat galima spręsti pagal jų gebėjimą išstumti vienas kitą iš jų druskų tirpalų, ir tai taip pat aiškiai pasireiškia, kai jie sąveikauja su vandeniliu. Šios reakcijos lygtis gali būti parašyta bendra forma taip:

Jei fluoras bet kokiomis sąlygomis su vandeniliu reaguoja sprogimu, tai chloro ir vandenilio mišinys reaguoja tik užsidegęs arba apšvitintas tiesioginiais saulės spinduliais, bromas reaguoja su vandeniliu kaitinant ir be sprogimo. Šios reakcijos yra egzoterminės. Jodo junginio reakcija su vandeniliu yra silpnai endoterminė, ji vyksta lėtai net kaitinant.

Dėl šių reakcijų susidaro atitinkamai vandenilio fluoridas HF, vandenilio chloridas HCl, vandenilio bromidas HBr ir vandenilio jodidas HI.

Cheminės chloro savybės lentelėse

Halogenų gamyba

Fluoras ir chloras gaunami elektrolizės būdu iš lydalo arba jų druskų tirpalų. Pavyzdžiui, išlydyto natrio chlorido elektrolizės procesas gali būti atspindėtas lygtimi:

Kai chloras gaunamas elektrolizuojant natrio chlorido tirpalą, be chloro taip pat susidaro vandenilis ir natrio hidroksidas:

Deguonis (O)- periodinės elementų lentelės VI grupės pagrindinio pogrupio protėvis. Šio pogrupio elementai – deguonis O, siera S, selenas Se, telūras Te, polonis Po – turi bendrą pavadinimą „chalkogenai“, o tai reiškia „rūdų gimdymą“.

Deguonis yra gausiausias elementas mūsų planetoje. Jis yra vandens dalis (88,9%), tačiau dengia 2/3 Žemės rutulio paviršiaus, sudarydamas jo vandens apvalkalą – hidrosferą. Deguonis yra antras pagal dydį komponentas ir pirmasis svarbus gyvybės komponentas – atmosfera, kurioje jis sudaro 21 % (pagal tūrį) ir 23,15 % (pagal masę). Deguonis yra daugelio mineralų dalis kietame žemės plutos apvalkale – litosferoje: iš 100 žemės plutos atomų deguonis sudaro 58 atomus.

Paprastas deguonis egzistuoja O 2 pavidalu. Tai bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos. Skystoje būsenoje jis yra šviesiai mėlynos spalvos, kietoje - mėlynos spalvos. Deguonies dujos geriau tirpsta vandenyje nei azotas ir vandenilis.

Deguonis reaguoja su beveik visomis paprastomis medžiagomis, išskyrus halogenus, tauriąsias dujas, auksą ir platinos metalus. Nemetalų reakcijos su deguonimi vyksta labai dažnai, išskirdamos didelius šilumos kiekius ir lydimos užsidegimo – degimo reakcijų. Pavyzdžiui, sieros deginimas, kai susidaro SO 2, fosforas, kai susidaro P 2 O 5, arba anglis, susidarant CO 2. Beveik visos reakcijos, kuriose dalyvauja deguonis, yra egzoterminės. Išimtis yra azoto sąveika su deguonimi: tai endoterminė reakcija, vykstanti aukštesnėje nei 1200 ° C temperatūroje arba elektros iškrovos metu:

Deguonis energingai oksiduoja ne tik paprastas, bet ir daugelį sudėtingų medžiagų, sudarydamas elementų, iš kurių jie yra pagaminti, oksidus:

Didelė deguonies oksidacinė galia yra visų rūšių kuro degimo pagrindas.

Deguonis taip pat dalyvauja lėto įvairių medžiagų oksidacijos procesuose įprastoje temperatūroje. Deguonies vaidmuo žmonių ir gyvūnų kvėpavimo procese yra nepaprastai svarbus. Augalai taip pat sugeria atmosferos deguonį. Bet jei tamsoje vyksta tik augalų deguonies pasisavinimo procesas, tai šviesoje vyksta kitas priešingas procesas – fotosintezė, dėl kurios augalai sugeria anglies dvideginį ir išskiria deguonį.

Pramonėje deguonis gaunamas iš skysto oro, o laboratorijoje - skaidant vandenilio peroksidą, esant mangano dioksido katalizatoriui MnO 2 :

ir kalio permanganato KMnO skilimas 4 kai šildomas:

Cheminės deguonies savybės lentelėse

Deguonies panaudojimas

Metalurgijos ir chemijos pramonėje deguonis naudojamas gamybos procesams pagreitinti (intensyvinti). Grynas deguonis taip pat naudojamas aukštai temperatūrai gauti, pavyzdžiui, suvirinant dujomis ir pjaustant metalą. Medicinoje deguonis naudojamas laikinai sutrikus kvėpavimui, susijusiam su tam tikromis ligomis. Deguonis taip pat naudojamas metalurgijoje kaip oksidatorius raketų kurui, aviacijoje kvėpavimui, metalams pjauti, metalams suvirinti ir sprogdinti. Deguonis laikomas mėlynai nudažytuose plieniniuose cilindruose esant 150 atm slėgiui. Laboratorinėmis sąlygomis deguonis saugomas stikliniuose instrumentuose – gazometruose.

Atomai siera (S), kaip ir deguonies atomai bei visi kiti VI grupės pagrindinio pogrupio elementai, yra išoriniame energijos lygmenyje 6 elektronai, Iš kurių du nesuporuoti elektronai. Tačiau, palyginti su deguonies atomais, sieros atomai turi didesnį spindulį ir mažesnę elektronegatyvumo vertę, todėl pasižymi ryškiomis redukuojančiomis savybėmis, sudarydami junginius su oksidacijos būsenomis. +2, +4, +6. Mažiau neigiamų elementų (vandenilio, metalų) atžvilgiu siera pasižymi oksidacinėmis savybėmis ir įgauna oksidacijos būseną -2 .

Siera yra paprasta medžiaga

Sierai, kaip ir deguoniui, būdinga alotropija. Yra žinoma daug sieros modifikacijų, turinčių ciklinę arba linijinę įvairios sudėties molekulių struktūrą.

Stabiliausia modifikacija žinoma kaip rombinė siera, susidedanti iš S8 molekulių. Jo kristalai yra oktaedro formos su nupjautais kampais. Jie yra citrinos geltonumo ir permatomi, lydymosi temperatūra yra 112,8 °C. Visos kitos modifikacijos kambario temperatūroje virsta šia modifikacija. Kristalizuojant iš lydalo, pirmiausia gaunama monoklininė siera (adatos formos kristalai, lydymosi temperatūra 119,3 ° C), kuri vėliau virsta ortorombine siera. Kaitinant sieros gabaliukus mėgintuvėlyje, ji ištirpsta, virsta geltonu skysčiu. Maždaug 160 °C temperatūroje skysta siera pradeda tamsėti, tampa tiršta ir klampi, neišsilieja iš mėgintuvėlio, o toliau kaitinant virsta labai judriu skysčiu, tačiau išlaiko tą pačią tamsiai rudą spalvą. Supylus į šaltą vandenį, sustingsta į skaidrią guminę masę. Tai plastikinė siera. Jį taip pat galima gauti siūlų pavidalu. Po kelių dienų ji taip pat virsta rombine siera.

Siera vandenyje netirpsta. Sieros kristalai skęsta vandenyje, tačiau milteliai plūduriuoja vandens paviršiuje, nes maži sieros kristalai nėra sudrėkinti vandens, o juos išlaiko nedideli oro burbuliukai. Tai yra flotacijos procesas. Siera šiek tiek tirpsta etilo alkoholyje ir dietilo eteryje ir lengvai tirpsta anglies disulfide.

Normaliomis sąlygomis siera reaguoja su visais šarminiais ir šarminių žemių metalais, variu, gyvsidabriu, sidabru, Pavyzdžiui:

Ši reakcija grindžiama išsiliejusio gyvsidabrio pašalinimu ir neutralizavimu, pavyzdžiui, iš sugedusio termometro. Matomus gyvsidabrio lašus galima surinkti ant popieriaus lapo arba vario plastiko. Į plyšius patekęs gyvsidabris turi būti padengtas sieros milteliais. Šis procesas vadinamas demerkurizacija.

Kaitinant siera reaguoja ir su kitais metalais (Zn, Al, Fe), o tik auksas su juo nesąveikauja jokiomis sąlygomis. Siera taip pat pasižymi oksidacinėmis savybėmis su vandeniliu, su kuriuo ji reaguoja kaitinama:

Iš nemetalų su siera nereaguoja tik azotas, jodas ir tauriosios dujos. Siera dega melsva liepsna, sudarydama sieros oksidą (IV):

Šis junginys paprastai žinomas kaip sieros dioksidas.

Cheminės sieros savybės lentelėse

Siera yra labai dažnas elementas: žemės plutoje sieros yra 4,7·10-2% masės (15 vieta tarp kitų elementų), o visoje Žemėje yra daug daugiau (0,7%). Pagrindinė sieros masė yra žemės gelmėse, jos mantijos sluoksnyje, esančiame tarp žemės plutos ir žemės šerdies. Čia, maždaug 1200–3000 km gylyje, yra storas sulfidų ir metalų oksidų sluoksnis. Žemės plutoje siera randama tiek laisvos (vietinės), tiek daugiausia sulfido ir sulfato junginių pavidalu. Iš sulfidų žemės plutoje dažniausiai yra piritas FeS2, chalkopiritas FeCuS2, švino blizgesys (galena) PbS, cinko mišinys (sfaleritas) ZnS. Didelis kiekis sieros randamas žemės plutoje mažai tirpių sulfatų pavidalu – jūros vandenyje paplitę gipso CaSO4 2H2O, barito magnio, natrio ir kalio sulfatai.

Įdomu tai, kad senovėje Žemės geologinės istorijos laikais (maždaug prieš 800 mln. metų) gamtoje sulfatų nebuvo. Jie susidarė kaip sulfidų oksidacijos produktai, kai dėl augalų gyvenimo susidarė deguonies atmosfera. Vulkaninėse dujose yra sieros vandenilio H2S ir sieros dioksido SO2. todėl vietinė siera, esanti netoli aktyvių ugnikalnių (Sicilija, Japonija), gali susidaryti sąveikaujant šioms dviem dujoms:

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

Kiti natūralios sieros telkiniai yra susiję su mikroorganizmų veikla.

Mikroorganizmai dalyvauja daugelyje cheminių procesų, kurie paprastai sudaro sieros ciklą gamtoje. Jų pagalba sulfidai oksiduojami iki sulfatų, sulfatus absorbuoja gyvi organizmai, kur siera redukuojama ir tampa baltymų bei kitų gyvybiškai svarbių medžiagų dalimi. Kai pūva negyvos organizmų liekanos, sunaikinami baltymai ir išsiskiria sieros vandenilis, kuris toliau oksiduojamas arba iki elementinės sieros (taip susidaro sieros nuosėdos), arba iki sulfatų. Įdomu tai, kad bakterijos ir dumbliai, oksiduojantys vandenilio sulfidą iki sieros, surenka jį savo ląstelėse. Tokių mikroorganizmų ląstelės gali būti sudarytos iš 95% grynos sieros.

Sieros kilmę galima nustatyti pagal joje esantį jos analogą – seleną: jei seleno yra natūralioje sieroje, tai siera yra vulkaninės kilmės, jei ne – biogeninės kilmės, nes mikroorganizmai vengia įtraukti seleno į vidų. jų gyvavimo ciklas taip pat turi daugiau 32S izotopo nei sunkesnis 34S.

Biologinė sieros reikšmė

Gyvybiškai svarbus cheminis elementas. Tai yra baltymų dalis - vienas iš pagrindinių visų gyvų organizmų ląstelių cheminių komponentų. Ypač daug sieros yra plaukų, ragų ir vilnos baltymuose. Be to, siera yra neatskiriama organizme esančių biologiškai aktyvių medžiagų dalis: vitaminai ir hormonai (pavyzdžiui, insulinas). Siera dalyvauja organizmo redokso procesuose. Kai organizme trūksta sieros, atsiranda kaulų trapumas ir trapumas bei plaukų slinkimas.

Ankštiniai augalai (žirniai, lęšiai), avižiniai dribsniai ir kiaušiniai yra daug sieros.

Sieros panaudojimas

Siera naudojama degtukų ir popieriaus, gumos ir dažų, sprogmenų ir vaistų, plastikų ir kosmetikos gamyboje. Žemės ūkyje jis naudojamas augalų kenkėjų kontrolei. Tačiau pagrindinis sieros vartotojas yra chemijos pramonė. Maždaug pusė pasaulio sieros sunaudojama sieros rūgščiai gaminti.

Azotas

Azotas (N)- pirmasis periodinės lentelės V grupės pagrindinio pogrupio atstovas. Jo atomuose išoriniame energijos lygyje yra penki elektronai, iš kurių trys yra nesuporuoti elektronai. Iš to išplaukia, kad šių elementų atomai gali pridėti tris elektronus, užbaigdami išorinį energijos lygį.

Azoto atomai gali atiduoti savo išorinius elektronus elektronegatyvesniems elementams (fluorui, deguoniui) ir taip įgyti oksidacijos būsenas +3 ir +5. Azoto atomai taip pat turi redukuojančių savybių oksidacijos būsenose +1, +2, +4.

Laisvoje būsenoje azotas yra dviatomės molekulės N2 vandenyje. Šioje molekulėje du N atomai yra sujungti labai stipriu trigubu kovalentiniu ryšiu, šie ryšiai gali būti žymimi taip:

Azotas yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos.

Normaliomis sąlygomis azotas reaguoja tik su ličiu, sudarydamas Li nitridą 3 N:

Jis sąveikauja su kitais metalais tik esant aukštai temperatūrai.

Taip pat esant aukštai temperatūrai ir slėgiui Esant katalizatoriui, azotas reaguoja su vandeniliu, sudarydamas amoniaką:

Elektros lanko temperatūroje jis susijungia su deguonimi, sudarydamas azoto oksidą (II):

Azoto cheminės savybės lentelėse

Azoto panaudojimas

Azotas, gautas distiliuojant skystą orą, pramonėje naudojamas amoniako sintezei ir azoto rūgšties gamybai. Medicinoje grynas azotas naudojamas kaip inertinė terpė plaučių tuberkuliozei gydyti, o skystasis azotas – stuburo, sąnarių ir kt.

Fosforas

Cheminis elementas fosforas sudaro keletą alotropinių modifikacijų. Dvi iš jų yra paprastos medžiagos: baltas fosforas ir raudonasis fosforas. Baltasis fosforas turi molekulinę kristalinę gardelę, susidedančią iš P4 molekulių. Netirpus vandenyje, tirpus anglies disulfide. Jis lengvai oksiduojasi ore ir netgi užsiliepsnoja miltelių pavidalu. Baltasis fosforas yra labai nuodingas. Ypatinga savybė yra galimybė švytėti tamsoje dėl oksidacijos. Laikykite po vandeniu Raudonasis fosforas yra tamsiai raudoni milteliai. Jis netirpsta nei vandenyje, nei anglies disulfide. Ore oksiduojasi lėtai ir savaime neužsidega. Nenuodingas ir nešviečia tamsoje. Kai raudonasis fosforas kaitinamas mėgintuvėlyje, jis virsta baltuoju fosforu (koncentruotais garais).

Raudonojo ir baltojo fosforo cheminės savybės yra panašios, tačiau baltasis fosforas yra chemiškai aktyvesnis. Taigi, abu jie sąveikauja su metalais, sudarydami fosfidus:

Baltasis fosforas užsidega savaime ore, o raudonasis fosforas užsidega. Abiem atvejais susidaro fosforo (V) oksidas, kuris išsiskiria tirštų baltų dūmų pavidalu:

Fosforas tiesiogiai nereaguoja su vandeniliu PH 3 gali būti gaunamas netiesiogiai, pavyzdžiui, iš fosfidų:

Fosfinas yra labai nuodingos dujos, turinčios nemalonų kvapą. Lengvai užsidega ore. Šia fosfino savybe galima paaiškinti pelkių „wis-o'-the-wisps“ atsiradimą.

Fosforo cheminės savybės lentelėse

Fosforo panaudojimas

Fosforas yra svarbiausias biogeninis elementas ir tuo pačiu labai plačiai naudojamas pramonėje. Raudonasis fosforas naudojamas degtukų gamyboje. Jis kartu su smulkiai šlifuotu stiklu ir klijais užtepamas ant dėžutės šoninio paviršiaus. Kai degtuko galvutė, kurioje yra kalio chlorato ir sieros, trinasi, užsiliepsnoja.

Galbūt pirmoji fosforo savybė, kurią žmogus panaudojo, yra degumas. Fosforo degumas yra labai didelis ir priklauso nuo alotropinės modifikacijos.

Chemiškai aktyviausias, toksiškiausias ir degiausias yra baltas („geltonasis“) fosforas, todėl jis labai dažnai naudojamas (padegamosiose bombose ir kt.).

Raudonasis fosforas yra pagrindinė pramonės gaminama ir vartojama modifikacija. Jis naudojamas degtukų, sprogstamųjų medžiagų, padegamųjų kompozicijų, įvairių rūšių kuro, taip pat ekstremalaus slėgio tepalų gamyboje, kaip geteris kaitinamųjų lempų gamyboje.

Fosforas (fosfatų pavidalu) yra vienas iš trijų svarbiausių biogeninių elementų ir dalyvauja ATP sintezėje. Didžioji dalis pagamintos fosforo rūgšties sunaudojama fosforo trąšoms gaminti – superfosfatui, nuosėdoms, amofosfatams ir kt.

Fosfatai plačiai naudojami:

• kaip kompleksinės medžiagos (vandens minkštikliai),
• kaip metalinių paviršių pasyvatorių dalis (apsauga nuo korozijos, pavyzdžiui, vadinamoji majef kompozicija).

Fosfatų gebėjimas sudaryti stiprų trimatį polimerų tinklą naudojamas fosfatų ir aliuminofosfatų rišamųjų medžiagų gamybai.

Anglies

Anglis (C)- Periodinės lentelės VI grupės pagrindinio pogrupio pirmasis elementas. Jo atomų išoriniame lygyje yra 4 elektronai, todėl jie gali priimti keturis elektronus, taip įgydami oksidacijos būseną -4 t.y. pasižymi oksidacinėmis savybėmis ir atiduoda savo elektronus labiau elektronneigiamiems elementams, t.y. pasižymi redukuojančiomis savybėmis, įgydami oksidacijos būseną +4.

Anglis yra paprasta medžiaga

Anglis sudaro alotropines modifikacijas deimantas ir grafitas. Deimantas yra skaidri kristalinė medžiaga, kiečiausia iš visų natūralių medžiagų. Jis tarnauja kaip kietumo standartas, kuris pagal dešimties balų sistemą įvertintas aukščiausiu balu – 10. Tokį deimanto kietumą lemia ypatinga jo atominės kristalinės gardelės struktūra. Jame kiekvieną anglies atomą supa tie patys atomai, esantys taisyklingo tetraedro viršūnėse.

Deimantiniai kristalai dažniausiai yra bespalviai, tačiau būna mėlynos, žalsvai mėlynos, raudonos ir juodos spalvos. Jie turi labai stiprų blizgesį dėl didelio šviesos laužimo ir atspindžio savybių. O dėl išskirtinai didelio kietumo jie naudojami grąžtų, grąžtų, šlifavimo įrankių gamybai, stiklo pjovimui.

Didžiausi deimantų telkiniai yra Pietų Afrikoje, o Rusijoje jie kasami Jakutijoje.

Grafitas yra tamsiai pilka, riebi liesti kristalinė medžiaga su metaliniu blizgesiu. Skirtingai nei deimantas, grafitas yra minkštas (palieka žymę popieriuje) ir nepermatomas, gerai praleidžia šilumą ir elektros srovę. Grafito minkštumą lemia jo sluoksniuota struktūra. Grafito kristalinėje gardelėje anglies atomai, esantys toje pačioje plokštumoje, yra glaudžiai sujungti į taisyklingus šešiakampius. Ryšiai tarp sluoksnių yra silpni. Jis labai atsparus ugniai. Iš grafito gaminami elektrodai, kietieji tepalai, neutronų moderatoriai branduoliniuose reaktoriuose ir pieštukų laidai. Esant aukštai temperatūrai ir slėgiui, iš grafito gaminami dirbtiniai deimantai, kurie plačiai naudojami technikoje.

Suodžiai ir anglis turi panašią struktūrą kaip grafitas. Medžio anglis gaunama sausai distiliuojant medieną. Ši anglis dėl savo porėto paviršiaus turi nepaprastą savybę sugerti dujas ir ištirpusias medžiagas. Ši savybė vadinama adsorbcija. Kuo didesnis anglies poringumas, tuo efektyvesnė adsorbcija. Siekiant padidinti sugėrimo pajėgumą, anglis apdorojama karšto vandens garais. Tokiu būdu apdorota anglis vadinama aktyvuota arba aktyvia. Vaistinėse jis parduodamas juodų karboleno tablečių pavidalu.

Cheminės anglies savybės

Deimantas ir grafitas susijungia su deguonimi esant labai aukštai temperatūrai. Suodžiai ir anglys daug lengviau sąveikauja su deguonimi, jame degdami. Bet bet kuriuo atveju tokios sąveikos rezultatas yra tas pats - susidaro anglies dioksidas:

Kaitinant, su metalais susidaro anglis karbidai:

Aliuminio karbidas- šviesiai geltoni skaidrūs kristalai. Kalcio karbidas CaC 2 žinomas pilkų gabalėlių pavidalu. Dujų suvirintojai jį naudoja acetilenui gaminti:

Acetilenas naudojamas metalams pjauti ir suvirinti, jį deginant deguonimi specialiuose degikliuose.

Jei aliuminio karbidą veiksite vandeniu, gausite kitokias dujas - metanas CH 4:

Silicis

Silicis (Si) yra antrasis periodinės lentelės IV grupės pagrindinio pogrupio elementas. Gamtoje silicis yra antras pagal gausumą cheminis elementas po deguonies. Daugiau nei ketvirtadalį žemės plutos sudaro jos junginiai. Labiausiai paplitęs silicio junginys yra jo dioksidas SiO 2 – silicio dioksidas. Gamtoje jis sudaro mineralinį kvarcą ir daugybę atmainų, tokių kaip kalnų krištolas ir jo garsioji purpurinė forma – ametistas, taip pat agatas, opalas, jaspis, chalcedonas, karneolis. Silicio dioksidas taip pat yra įprastas ir kvarcinis smėlis. Antrasis natūralaus silicio junginių tipas yra silikatai. Tarp jų labiausiai paplitę aliumosilikatai – granitas, įvairių rūšių molis, žėrutis. Silikatas, kuriame nėra aliuminio, yra, pavyzdžiui, asbestas. Silicio oksidas yra būtinas augalų ir gyvūnų gyvenimui. Jis suteikia tvirtumo augalų stiebams ir apsauginėms gyvūnų apdangalams. Silicis žmogaus kaulams suteikia glotnumo ir tvirtumo. Silicis yra žemesniųjų gyvų organizmų – diatomų ir radiolarijų – dalis.

Cheminės silicio savybės

Silicis dega deguonyje, sudarant silicio dioksidą arba silicio (IV) oksidą:

Būdamas nemetalas, kaitinant susijungia su metalais ir susidaro silicidai:

Silicidus lengvai skaido vanduo arba rūgštys, išskirdami dujinį vandenilio junginį iš silicio - silanas:

4HCl + Mg2Si → SiH4 + 2MgCl2

Skirtingai nuo angliavandenilių, silanas ore užsidega savaime ir dega, kad susidarytų silicio dioksidas ir vanduo:

Padidėjęs silano reaktyvumas, palyginti su CH4 metanu, paaiškinamas tuo, kad silicio atominis dydis yra didesnis nei anglies, todėl Si-H cheminiai ryšiai yra silpnesni nei CH jungtys.

Silicis sąveikauja su koncentruotais vandeniniais šarmų tirpalais, susidaro silikatai ir vandenilis:

Gaunamas silicis redukuojant jį iš dioksido magniu arba anglimi:

Silicio oksidas (IV) arba silicio dioksidas arba silicio dioksidas SiO 2, kaip ir CO 2, yra rūgštinis oksidas. Tačiau, skirtingai nei CO 2, jis turi ne molekulinę, o atominę kristalinę gardelę. Todėl SiO 2 yra kieta ir ugniai atspari medžiaga. Jis netirpsta vandenyje ir rūgštyse, išskyrus vandenilio fluorido rūgštį, bet aukštoje temperatūroje reaguoja su šarmais, sudarydamas silicio rūgšties druskas - silikatai:

Silikatai taip pat gali būti gaunami sulydant silicio dioksidą su metalų oksidais arba karbonatais:

Natrio ir kalio silikatai vadinami tirpiu stiklu. Jų vandeniniai tirpalai yra gerai žinomi silikatiniai klijai. Iš silikatų tirpalų, veikiant juos stipresnėms rūgštims - druskos, sieros, acto ir net anglies - gamina silicio rūgštį H 2 SiO 3 :

Vadinasi, H 2 SiO 3 - labai silpna rūgštis. Jis netirpsta vandenyje ir iškrenta iš reakcijos mišinio želatininių nuosėdų pavidalu, kartais kompaktiškai užpildydamas visą tirpalo tūrį, paversdamas jį pusiau kieta mase, panašia į želė ar želė. Šiai masei išdžiūvus susidaro labai porėta medžiaga – silikagelis, kuris plačiai naudojamas kaip adsorbentas – kitų medžiagų sugėriklis.

Etaloninė medžiaga testui atlikti:

Mendelejevo lentelė

Tirpumo lentelė

Nemetalai- cheminiai elementai, sudarantys paprastus kūnus, neturinčius metalams būdingų savybių. Kokybinė nemetalų savybė yra elektronegatyvumas.

Elektronegatyvumas― tai gebėjimas poliarizuoti cheminį ryšį, pritraukti bendras elektronų poras.

Yra 22 elementai, klasifikuojami kaip nemetalai.

1 periodas

3 periodas

4-asis laikotarpis

5-asis laikotarpis

6-asis laikotarpis

Kaip matyti iš lentelės, nemetaliniai elementai daugiausia yra viršutinėje dešinėje periodinės lentelės dalyje.

Nemetalų atomų sandara

Būdinga nemetalų savybė yra ta, kad jų atomų išoriniame energijos lygyje yra daugiau elektronų (palyginti su metalais). Tai lemia didesnį jų gebėjimą prijungti papildomus elektronus ir turėti didesnį oksidacinį aktyvumą nei metalai. Ypač stiprias oksidacines savybes, t. y. gebėjimą pridėti elektronų, turi nemetalai, esantys VI-VII grupių 2 ir 3 perioduose. Jei palyginsime elektronų išsidėstymą orbitose fluoro, chloro ir kitų halogenų atomuose, galime spręsti apie jų išskirtines savybes. Fluoro atomas neturi laisvų orbitų. Todėl fluoro atomai gali turėti tik I, o oksidacijos būsena yra 1. Stipriausias oksidatorius yra fluoras. Kitų halogenų atomuose, pavyzdžiui, chloro atome, yra laisvos d-orbitalės tame pačiame energijos lygyje. Dėl šios priežasties elektronų poravimas gali vykti trimis skirtingais būdais. Pirmuoju atveju chloras gali turėti +3 oksidacijos laipsnį ir sudaryti chloro rūgštį HClO2, kuri atitinka druskas, pavyzdžiui, kalio chloritas KClO2. Antruoju atveju chloras gali sudaryti junginius, kuriuose chloro yra +5. Tokie junginiai apima HClO3 ir ee, pavyzdžiui, kalio chloratą KClO3 (Bertoletova). Trečiuoju atveju chloro oksidacijos laipsnis yra +7, pavyzdžiui, perchloro rūgštyje HClO4 ir jos druskose, perchloratuose (kalio perchlorate KClO4).

Nemetalų molekulių struktūros. Nemetalų fizinės savybės

Dujinėje būsenoje kambario temperatūroje yra:

· vandenilis – H2;

· azotas - N2;

· deguonis - O2;

fluoras - F2;

· radonas – Rn).

Skystyje – bromo – Br.

Kietas:

boras - B;

· anglis - C;

· silicio – Si;

· fosforas - P;

· selenas – Se;

telūras - Te;

Jis daug turtingesnis nemetalams ir spalvoms: raudona – fosforui, ruda – bromui, geltona – sierai, geltonai žalia – chlorui, violetinė – jodo garams ir kt.

Tipiškiausi nemetalai turi molekulinę struktūrą, o mažiau tipiški – nemamolekulinę struktūrą. Tai paaiškina jų savybių skirtumus.

Paprastų medžiagų – nemetalų sudėtis ir savybės

Nemetalai sudaro ir monoatomines, ir dviatomes molekules. KAM monatominis Nemetalams priskiriamos inertinės dujos, kurios praktiškai nereaguoja net su aktyviausiomis medžiagomis. yra periodinės lentelės VIII grupėje, o atitinkamų paprastų medžiagų cheminės formulės yra tokios: He, Ne, Ar, Kr, Xe ir Rn.

Susidaro kai kurie nemetalai dviatominis molekules. Tai H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (periodinės lentelės VII grupės elementai), taip pat deguonis O2 ir azotas N2. Nuo triatominis molekulės susideda iš ozono dujų (O3). Nemetalinėms medžiagoms, kurios yra kietos būsenos, gana sunku sukurti cheminę formulę. Anglies atomai grafite yra sujungti vienas su kitu skirtingais būdais. Sunku atskirti vieną molekulę nurodytose struktūrose. Rašant chemines formules tokioms medžiagoms, kaip ir metalų atveju, daroma prielaida, kad tokios medžiagos susideda tik iš atomų. , šiuo atveju rašomi be indeksų: C, Si, S ir tt Tokios paprastos medžiagos kaip deguonis, turinčios vienodą kokybinę sudėtį (abu susideda iš to paties elemento - deguonies), tačiau skiriasi atomų skaičiumi molekulėje , turi skirtingas savybes. Taigi, deguonis neturi kvapo, o ozonas turi aštrų kvapą, kurį užuodžiame per perkūniją. Kietųjų nemetalų, grafito ir deimanto, kurių kokybinė sudėtis taip pat yra vienoda, bet skirtingos struktūros, savybės smarkiai skiriasi (grafitas yra trapus, kietas). Taigi medžiagos savybes lemia ne tik jos kokybinė sudėtis, bet ir tai, kiek atomų yra medžiagos molekulėje ir kaip jie yra tarpusavyje susiję. paprastų kūnų pavidalu yra kietos dujinės būsenos (išskyrus bromą – skystą). Jie neturi metalams būdingų fizinių savybių. Kietieji nemetalai neturi metalams būdingo blizgesio, dažniausiai yra trapūs, prastai praleidžia šilumą (išskyrus grafitą). Kristalinis boras B (kaip ir kristalinis silicis) turi labai aukštą lydymosi temperatūrą (2075°C) ir didelį kietumą. Didėjant temperatūrai boro elektrinis laidumas labai padidėja, todėl jį galima plačiai naudoti puslaidininkių technologijoje. Boro pridėjimas prie plieno ir aliuminio, vario, nikelio ir kt. lydinių pagerina jų mechanines savybes. Boridai (junginiai su tam tikrais metalais, pvz., titanu: TiB, TiB2) būtini reaktyvinių variklių detalių ir dujų turbinų mentes gamyboje. Kaip matyti iš 1 schemos, anglis - C, silicis - Si, - B turi panašią struktūrą ir turi keletą bendrų savybių. Kaip paprastos medžiagos, jos būna dviejų formų – kristalinės ir amorfinės. Šių elementų kristalinės formos yra labai kietos, jų lydymosi temperatūra yra aukšta. Kristalinis turi puslaidininkių savybių. Visi šie elementai sudaro junginius su metalais - , ir (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Kai kurie iš jų turi didesnį kietumą, pavyzdžiui, Fe3C, TiB. naudojamas acetileno gamybai.

Nemetalų cheminės savybės

Atsižvelgiant į santykinių elektronegatyvumo skaitines reikšmes, oksiduojantys nemetalai didėja tokia tvarka: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Nemetalai kaip oksidatoriai

Nemetalų oksidacinės savybės pasireiškia jų sąveikos metu:

· su metalais: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· su vandeniliu: H2 + F2 = 2HF;

· su nemetalais, kurių elektronegatyvumas mažesnis: 2P + 5S = P2S5;

· su kai kuriomis sudėtingomis medžiagomis: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Nemetalai kaip reduktorius

1. Visi nemetalai (išskyrus fluorą), sąveikaudami su deguonimi, pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

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

Deguonis kartu su fluoru taip pat gali turėti teigiamą oksidacijos būseną, ty būti reduktorius. Visi kiti nemetalai pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Pavyzdžiui, chloras nesijungia tiesiogiai su deguonimi, bet netiesiogiai galima gauti jo oksidus (Cl2O, ClO2, Cl2O2), kuriuose chloras turi teigiamą oksidacijos būseną. Aukštoje temperatūroje azotas tiesiogiai susijungia su deguonimi ir pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Siera dar lengviau reaguoja su deguonimi.

2. Daugelis nemetalų, sąveikaudami su sudėtingomis medžiagomis, pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

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

3. Taip pat yra reakcijų, kuriose nemetalas yra ir oksidatorius, ir reduktorius:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluoras yra tipiškiausias nemetalas, neturintis redukuojančių savybių, t.y. gebėjimo paaukoti elektronus cheminėse reakcijose.

Nemetaliniai junginiai

Nemetalai gali sudaryti junginius su skirtingais intramolekuliniais ryšiais.

Nemetalų junginių rūšys

Bendrosios vandenilio junginių formulės pagal periodinės cheminių elementų sistemos grupes pateiktos lentelėje:

Bendras kalkogenas.

Periodinės elementų lentelės šeštosios grupės pagrindiniame pogrupyje. I. Mendelejeve yra elementai: deguonis (O), siera (S), selenas (Se), (Te) ir (Po). Šie elementai bendrai vadinami chalkogenais, o tai reiškia „rūdos formavimąsi“.

Kalkogenų pogrupyje iš viršaus į apačią, didėjant atominiam krūviui, natūraliai kinta elementų savybės: mažėja jų nemetalinės savybės, didėja metalinės savybės. Taigi – tipiškas nemetalas, o polonis – metalas (radioaktyvus).

Pilkas selenas

Fotoelementų ir elektros srovės lygintuvų gamyba

Puslaidininkių technologijoje

Biologinis chalkogenų vaidmuo

Siera vaidina svarbų vaidmenį augalų, gyvūnų ir žmonių gyvenime. Gyvūnų organizmuose siera yra beveik visų baltymų, sieros turinčių baltymų ir baltymų, taip pat vitamino B1 ir hormono insulino dalis. Trūkstant sieros, avių vilnos augimas sulėtėja, o paukščiams pastebimas prastas plunksnas.

Daugiausia sieros sunaudojantys augalai yra kopūstai, salotos ir špinatai. Sieros taip pat gausu žirnių ir pupelių ankštyse, ridikuose, ropėse, svogūnuose, krienuose, moliūguose, agurkuose; Burokėliuose taip pat trūksta sieros.

Cheminėmis savybėmis selenas ir telūras labai panašūs į sierą, tačiau fiziologinėmis savybėmis yra jos antagonistai. Normaliam organizmo funkcionavimui reikalingas labai nedidelis seleno kiekis. Selenas teigiamai veikia širdies ir kraujagyslių sistemą, raudonuosius kraujo kūnelius, gerina organizmo imunines savybes. Padidėjęs seleno kiekis sukelia gyvūnų ligas, pasireiškiančias išsekimu ir mieguistumu. Dėl seleno trūkumo organizme sutrinka širdis, kvėpavimo organai, pabrinksta ir netgi gali atsirasti. Selenas turi didelį poveikį gyvūnams. Pavyzdžiui, elnių, turinčių didelį regėjimo aštrumą, tinklainėje yra 100 kartų daugiau seleno nei kitose kūno dalyse. Augalų pasaulyje visuose augaluose yra daug seleno. Ypač daug jo augalas sukaupia.

Telūro fiziologinis vaidmuo augalams, gyvūnams ir žmonėms buvo ištirtas mažiau nei seleno. Yra žinoma, kad telūras yra mažiau toksiškas, palyginti su selenu, o telūro junginiai organizme greitai paverčiami elementiniu telūru, kuris savo ruožtu susijungia su organinėmis medžiagomis.

Bendrosios azoto pogrupio elementų charakteristikos

Į pagrindinį penktosios grupės pogrupį įeina azotas (N), fosforas (P), arsenas (As), stibis (Sb) ir (Bi).

Iš viršaus į apačią pogrupyje nuo azoto iki bismuto nemetalinės savybės mažėja, o metalinės savybės ir atomų spindulys didėja. Azotas, fosforas, arsenas yra nemetalai, bet priklauso metalams.

Azoto pogrupis

Kasdieniame gyvenime žmogus sąveikauja su daugybe medžiagų. Visi elementai gali būti klasifikuojami pagal fizines ir chemines savybes. Straipsnyje apžvelgsime kuo metalai skiriasi nuo nemetalų, jų savybes ir koncepciją.

Metalo apibrėžimas ir jo savybės

Kasdien susiduriame su metalais ir tai ne be reikalo. Dauguma periodinės lentelės elementų yra jie. Visi jie turi savo ypatybes ir savybes.

Paprastai metalai yra elementai, kurie gerai praleidžia šilumą ir elektrą. Metalai taip pat yra labai plastiški, todėl kalimo būdu galima keisti formą, be to, jie turi aukštą kietumo koeficientą. Išskirtinis šio elemento bruožas yra jo blizgesys, vadinamas metaliniu. Metalo savybės skirstomos į dvi pagrindines frakcijas, tokias kaip:

• Fizinės savybės.
• Cheminės savybės.

Kuo metalai skiriasi nuo metalų fizinėmis savybėmis? Fizinės savybės apima:

• Spalva. Metalai, kaip taisyklė, turi tankią struktūrą, kuri nepraleidžia šviesos. O jų spalvą lemia šviesos atspindys nuo jos paviršiaus. Taigi, metalai dažniausiai būna nuo pilkos iki sidabrinės spalvos. Tačiau yra išimčių, tokių kaip varis, kuris yra raudonas, ir auksas, kuris yra geltonas.
• Formos būsena, kietumas ir tankis. Patys metalai turi kietą agregaciją, tačiau aukštoje temperatūroje gali virsti skysčiais. Taigi metalai tirpsta nuo 40 iki 3400 laipsnių Celsijaus temperatūroje. Tačiau yra metalų, kurių pagrindinė agregacijos būsena yra skysta. Šie elementai apima gyvsidabrį.
• Elektrinis laidumas. Ypatinga savybė yra jo mažėjimas didėjant medžiagos temperatūrai.
• Šilumos laidumas ir virimo/lydymosi temperatūra.

Kuo metalai skiriasi nuo metalų cheminėmis savybėmis? Į šią grupę įeina:

Kuo metalai skiriasi vienas nuo kito?

Daugelis žmonių nežino, kuo metalai skiriasi nuo metalų. Jų skirtumus galima klasifikuoti:

• Metalai skiriasi vienas nuo kito spalvomis, pavyzdžiui, aukso ir vario.
• Metalai taip pat tirpsta esant skirtingoms temperatūroms. Kai kuriuos metalus, tokius kaip alavas ir švinas, galima išlydyti namuose, tačiau kitiems reikia aukštesnės temperatūros.
• Metalai skirstomi į dvi grupes: sunkiuosius ir lengvuosius. Sunkiesiems metalams priskiriami tie, kurių tankis yra nuo 5 g/cm3, lengvųjų metalų tankis mažesnis nei 5 g/cm3. Lengviesiems metalams priskiriamas litis, kurio tankis yra 0,2 g/cm 3, o sunkiausio metalo vietą dalijasi osmis ir iridis. Jų tankis – 22,6 g/cm3.
• Metalai skiriasi vienas nuo kito lankstumu ir elektriniu laidumu. Kai kurie iš jų yra labai lankstūs. Pavyzdžiui, tik iš 1 gramo aukso galite padaryti ploną 3,5 kilometro vielą. Jis bus lankstus ir nesulaužys. Su mažiau plastišku metalu to pakartoti nepavyks.
• Be to, kai kurie metalai praleidžia srovę geriau nei kiti. Labiausiai elektrai laidūs metalai yra varis, sidabras ir aliuminis. Jie dažniausiai naudojami kaip laidūs elementai.

Kuo nemetalai skiriasi nuo metalų?

Nemetalai paprastai vadinami elementais, kurie turi nemetalinių savybių. Kuo metalai skiriasi nuo nemetalų? Pažiūrėkime atidžiau:

Mediena yra augalinė medžiaga. Metalas yra natūralaus cheminio junginio rezultatas. Koks skirtumas tarp medžio ir metalo:

Puslaidininkiai yra nemetalai, turintys tam tikrų metalinių savybių. Metalai ir puslaidininkiai yra panašūs tuo, kad abu gali praleisti srovę.

Tačiau puslaidininkiai turi išskirtinį bruožą, kuris yra tas, kad jų elektrinis laidumas gali padidėti kelis kartus, priklausomai nuo išorinių veiksnių. Taigi, kylant temperatūrai puslaidininkis geriau praleidžia srovę. Metaluose elektros laidumas mažėja didėjant temperatūrai. Elektros laidumą taip pat gali paveikti pašalinių priemaišų buvimas. Taigi metaluose priemaišos mažina elektros laidumą, o puslaidininkiuose – didėja.

Puslaidininkiai, skirtingai nei metalai, gali turėti teigiamą ir neigiamą elektros laidumą. Patys puslaidininkiai, pagal savo gebėjimą praleisti srovę per save, stovi tarp metalo ir elementų, kurie visiškai nelaidžia srovės.

Skirtumas tarp metalo ir plieno

Faktas yra tas, kad metalai yra visa grupė elementų, turinčių metalinių savybių. Šiai grupei taip pat priklauso geležis. Plienas yra ne kas kita, kaip geležies lydinys su metalų grupei priklausančiais elementais.

Dažniausiai, be geležies, pliene yra periodinės lentelės elementų, tokių kaip molibdenas, chromas ir vanadis. Pliene taip pat yra anglies. Jis naudojamas geležies stiprumui padidinti.

Taigi, keičiant anglies kiekį lydinyje, galima gauti labai stiprią medžiagą. Tačiau kuo stipresnis plienas, tuo jis trapesnis. Taigi, esant ilgalaikei dinaminei apkrovai, plienas lengvai lūžta. Kitų priemaišų pridėjimas padeda pasiekti atsparumą bet kokiam poveikiui.

Taigi, straipsnyje buvo nagrinėjama, kuo metalai skiriasi nuo metalų ir nemetalų. Visų elementų charakteristikas galima palyginti pagal chemines ir fizines savybes. Kiekvieną dieną žmogus naudoja tokius elementus ir kuria naujas medžiagas, kad pagerintų gyvenimo kokybę.