Çfarë veti kanë jometalet? Përbërjet e hidrogjenit të jometaleve

Leksioni 24

jometalet.

Skica e ligjëratës:

Jometalet janë substanca të thjeshta

Pozicioni i jometaleve në tabelën periodike

Numri i elementeve jometalike është dukshëm më i vogël se ai i elementeve metalikë. Dhjetë elementë kimikë (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) kanë veti tipike jometalike. Gjashtë elementë që zakonisht klasifikohen si jometale shfaqin veti të dyfishta (metalike dhe jometalike) (B, Si, As, Se, Te, At). Dhe 6 elementë të tjerë janë përfshirë së fundmi në listën e jometaleve. Këto janë të ashtuquajturat gaze fisnike (ose inerte) (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Pra, 22 nga elementët kimikë të njohur zakonisht klasifikohen si jometale.

Elementet që shfaqin veti jometalike në tabelën periodike ndodhen mbi diagonalen bor-astatinë (Fig. 26).

Atomet e shumicës së jometaleve, ndryshe nga atomet e metaleve, kanë një numër të madh elektronesh në shtresën e jashtme elektronike - nga 4 në 8. Përjashtim bëjnë atomet e hidrogjenit, heliumit, borit, të cilët kanë 1, 2 dhe 3 elektrone në pjesën e jashtme. nivel, respektivisht.

Ndër jometalet, vetëm dy elementë - hidrogjeni (1s 1) dhe heliumi (1s 2) i përkasin familjes s, të gjithë të tjerët i përkasin R-familje .

Atomet e jometaleve tipike (A) karakterizohen nga elektronegativiteti i lartë dhe afiniteti i lartë i elektroneve, i cili përcakton aftësinë e tyre për të formuar jone të ngarkuar negativisht me konfigurimin elektronik të gazeve fisnike përkatëse:

A 0 + nê → A n -

Këto jone janë pjesë e përbërjeve jonike të jometaleve me metale tipike. Jometalet gjithashtu kanë gjendje negative oksidimi në përbërjet kovalente me jometale të tjera më pak elektronegative (në veçanti, hidrogjenin).

Atomet jometale në përbërjet kovalente me jometale më elektronegative (veçanërisht oksigjeni) kanë gjendje pozitive oksidimi. Gjendja më e lartë pozitive e oksidimit të një jometali, zakonisht, e barabartë me numrin e grupit, në të cilën ndodhet.

Jometalet janë substanca të thjeshta

Pavarësisht numrit të vogël të elementeve jometalike, roli dhe rëndësia e tyre si në Tokë ashtu edhe në hapësirë ​​janë të mëdha. 99% e masës së Diellit dhe yjeve të tjerë përbëhet nga jometalet hidrogjen dhe helium. Predha ajrore e Tokës përbëhet nga atome jo metalike - azot, oksigjen dhe gazra fisnikë. Hidrosfera e Tokës formohet nga një nga substancat më të rëndësishme për jetën - uji, molekulat e të cilit përbëhen nga hidrogjeni dhe oksigjeni jometal. Lënda e gjallë dominohet nga 6 jometale - karboni, oksigjeni, hidrogjeni, azoti, fosfori, squfuri.

Në kushte normale, substancat jometalike ekzistojnë në gjendje të ndryshme grumbullimi:

1) gaze: hidrogjen H2, oksigjen O2, azot N2, fluor F2, klor C12, gazra inerte: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) lëngje: brom Br 2

3) lëndët e ngurta jodi I 2, karboni C, silic Si, squfur S, fosfor P etj.

Shtatë elemente jometalike formojnë substanca të thjeshta që ekzistojnë në formën e molekulave diatomike E 2 (hidrogjen H 2, oksigjen O 2, azot N 2, fluor F 2, klor C1 2, brom Br 2, jod I 2).

Meqenëse nuk ka elektrone të lira midis atomeve në rrjetën kristalore të jometaleve, ato ndryshojnë në vetitë fizike nga metalet:

¾ nuk kanë shkëlqim;

¾ e brishtë, kanë fortësi të ndryshme;

¾ janë përçues të dobët të nxehtësisë dhe energjisë elektrike.

Lëndët e ngurta jometalike janë praktikisht të patretshme në ujë; të gaztë O 2, N 2, H 2 dhe halogjenet kanë tretshmëri shumë të ulët në ujë.

Një numër i jometaleve karakterizohen nga alotropia- dukuria e ekzistencës së një elementi në formën e disa substancave të thjeshta. Modifikimet alotropike janë të njohura për oksigjenin (oksigjen O 2 dhe ozon O 3), squfurin (orthorhombik, monoklinik dhe plastik), fosforin (i bardhë, i kuq dhe i zi), karbon (grafit, diamant dhe karabinë, etj.), silikon (kristalor dhe amorfe).

Vetitë kimike të jometaleve

Jometalet ndryshojnë ndjeshëm në aktivitetin e tyre kimik. Kështu, azoti dhe gazrat fisnikë hyjnë në reaksione kimike vetëm në kushte shumë të rënda (presioni dhe temperatura e lartë, prania e një katalizatori).

Jometalet më reaktive janë halogjenet, hidrogjeni dhe oksigjeni. Squfuri, fosfori dhe veçanërisht karboni dhe silikoni janë reaktivë vetëm në temperatura të ngritura.

Jometalet shfaqin veti oksiduese dhe reduktuese në reaksionet kimike. Kapaciteti më i lartë oksidues është karakteristik për halogjenet dhe oksigjenin. Jometalet si hidrogjeni, karboni, silikoni kanë veti mbizotëruese reduktuese.

I. Vetitë oksiduese të jometaleve:

1. Ndërveprimi me metalet. Në këtë rast, formohen komponime binare: me oksigjen - okside, me hidrogjen - hidride, me azot - nitride, me halogjene - halogjene, etj.:

2Cu + O 2 → 2CuO

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2. Ndërveprimi me hidrogjenin. Jometalet gjithashtu veprojnë si agjentë oksidues në reaksionet me hidrogjenin, duke formuar komponime të paqëndrueshme të hidrogjenit:

H 2 + C1 2 → 2HC1

N 2 + 3H 2 → t, p, cat. 2NH 3

3. Ndërveprimi me jometalet. Jometalet gjithashtu shfaqin veti oksiduese në reaksionet me jometale më pak elektronegative:

2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;

C + 2S → CS 2.

4. Ndërveprimi me substanca komplekse. Vetitë oksiduese të jometaleve mund të manifestohen gjithashtu në reaksione me substanca komplekse. Për shembull, uji digjet në një atmosferë fluor:

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.

II. Reduktimi i vetive të jometaleve

1. Ndërveprimi me jometalet. Jometalet mund të shfaqin veti reduktuese në raport me jometalet me elektronegativitet më të madh, dhe kryesisht në lidhje me fluorin dhe oksigjenin:

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;

N 2 + O 2 → 2JO

2. Ndërveprimi me substanca komplekse. Disa jometale mund të jenë agjentë reduktues, gjë që lejon përdorimin e tyre në prodhimin metalurgjik:

C + ZnO → Zn + CO;

5H 2 + V 2 O 5 → 2V + 5H 2 O.

SiО 2 + 2С → Si + 2СО.

Jometalet shfaqin veti reduktuese kur ndërveprojnë me substanca komplekse - agjentë të fortë oksidues, për shembull:

3S + 2KSlO 3 → 3SO 2 + 2KS1;

6P + 5KSlO 3 → ZR 2 O 5 + 5KS1.

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

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

Metodat e përgjithshme për marrjen e jometaleve

Disa jometale gjenden në natyrë në gjendje të lirë: squfuri, oksigjeni, azoti, gazrat fisnikë. Para së gjithash, substancat e thjeshta - jometalet - janë pjesë e ajrit.

Sasi të mëdha të gazrave të oksigjenit dhe azotit fitohen me korrigjimin (ndarjen) e ajrit.

Jometalet më aktive - halogjenet - përftohen nga elektroliza e shkrirjeve ose tretësirave nga komponimet. Në industri, duke përdorur elektrolizën, tre produkte të rëndësishme merren njëkohësisht në sasi të mëdha: analogu më i afërt i fluorit - klori, hidrogjeni dhe hidroksidi i natriumit. Një zgjidhje e klorurit të natriumit e futur në elektrolizer nga lart përdoret si elektrolit.

Metodat për prodhimin e jometaleve do të diskutohen më në detaje më vonë në ligjëratat përkatëse.

Karakteristikat e përgjithshme të jometaleve.

jometalet- elemente kimike që formojnë trupa të thjeshtë që nuk kanë veti karakteristike për metalet. Një karakteristikë cilësore e jometaleve është elektronegativiteti.

Elektronegativiteti- kjo është aftësia për të polarizuar një lidhje kimike, për të tërhequr çifte elektronike të zakonshme.

Janë 22 elementë të klasifikuar si jometale.

Pozicioni i elementeve jometalike në tabelën periodike të elementeve kimike

Siç shihet nga tabela, elementet jometalike ndodhen kryesisht në pjesën e sipërme të djathtë të tabelës periodike.

Struktura e atomeve jometale

Një tipar karakteristik i jometaleve është një numër më i madh (në krahasim me metalet) i elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë së atomeve të tyre. Kjo përcakton aftësinë e tyre më të madhe për të lidhur elektrone shtesë dhe për të shfaqur aktivitet oksidativ më të lartë se metalet. Veçanërisht të forta oksiduese, d.m.th aftësia për të shtuar elektrone, shfaqin jometalet e vendosura në periudhat e 2-të dhe të 3-të të grupeve VI-VII. Nëse krahasojmë renditjen e elektroneve në orbitale në atomet e fluorit, klorit dhe halogjeneve të tjera, atëherë mund të gjykojmë vetitë e tyre dalluese. Atomi i fluorit nuk ka orbitale të lira. Prandaj, atomet e fluorit mund të shfaqin vetëm valencën I dhe gjendjen e oksidimit 1. Agjenti oksidues më i fortë është fluorin. Në atomet e halogjenëve të tjerë, për shembull në atomin e klorit, ka d-orbitale të lira në të njëjtin nivel energjie. Falë kësaj, çiftimi i elektroneve mund të ndodhë në tre mënyra të ndryshme. Në rastin e parë, klori mund të shfaqë një gjendje oksidimi +3 dhe të formojë acid klorik HClO 2, i cili korrespondon me kripërat - kloritet, për shembull klorit kaliumi KClO 2. Në rastin e dytë, klori mund të formojë komponime në të cilat gjendja e oksidimit të klorit është +5. Komponime të tilla përfshijnë acidin perklorik HClO 3 dhe kripërat e tij - klorate, për shembull klorat kaliumi KClO 3 (kripa e Berthollet). Në rastin e tretë, klori shfaq një gjendje oksidimi +7, për shembull në acidin perklorik HClO 4 dhe në kripërat e tij, perkloratet (në perklorat kaliumi KClO 4).

Strukturat e molekulave jometale. Vetitë fizike të jometaleve

Në gjendje të gaztë në temperaturën e dhomës janë:

hidrogjen - H2;

nitrogjen - N2;

oksigjen - O 2;

fluor - F 2;

klor - CI 2.

Dhe gazet inerte:

helium - Ai;

neoni - Ne;

argon - Ar;

krypton - Kr;

ksenon - Xe;

radoni - Rn).

Në lëng - brom - Br.

Në gjendje të ngurtë:

• karboni - C;

  silikon - Si;

  fosfor - P;

• arsenik - Si;

  selenium - Se;

  teluri - Te;

• astatine - Në.

Spektri i ngjyrave për jometalet është shumë më i pasur: e kuqja për fosforin, kafeja për bromin, e verdha për squfurin, e verdha-jeshile për klorin, vjollca për avujt e jodit etj.

Jometalet më tipike kanë strukturë molekulare, ndërsa ato më pak tipiket kanë strukturë jomolekulare. Kjo shpjegon ndryshimin në vetitë e tyre.

Përbërja dhe vetitë e substancave të thjeshta - jometaleve

Jometalet formojnë molekula monoatomike dhe diatomike. TE monatomike Jometalet përfshijnë gazra inerte që praktikisht nuk reagojnë as me substancat më aktive. Gazet fisnike ndodhen në grupin VIII të tabelës periodike dhe formulat kimike të substancave të thjeshta përkatëse janë si më poshtë: He, Ne, Ar, Kr, Xe dhe Rn.

Formohen disa jometale diatomike molekulat. Këto janë H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , Cl 2 (elemente të grupit VII të sistemit periodik), si dhe oksigjen O 2 dhe azoti N 2 . Nga triatomike molekulat përbëhen nga gazi i ozonit (O 3). Për substancat jometalike që janë në gjendje të ngurtë, është mjaft e vështirë të krijohet një formulë kimike. Atomet e karbonit në grafit janë të lidhur me njëri-tjetrin në mënyra të ndryshme. Është e vështirë të izolosh një molekulë të vetme në strukturat e mësipërme. Kur shkruhet formula kimike për substanca të tilla, si në rastin e metaleve, parashtrohet supozimi se substanca të tilla përbëhen vetëm nga atome. Formulat kimike, në këtë rast, shkruhen pa indekse: C, Si, S etj. Substancat e thjeshta si ozoni dhe oksigjeni, të cilat kanë të njëjtën përbërje cilësore (të dyja përbëhen nga i njëjti element - oksigjen), por ndryshojnë në numrin e atomeve. në një molekulë kanë veti të ndryshme. Kështu, oksigjeni nuk ka erë, ndërsa ozoni ka një erë të mprehtë që e nuhasim gjatë një stuhie. Vetitë e jometaleve të forta, grafitit dhe diamantit, të cilët gjithashtu kanë të njëjtën përbërje cilësore, por struktura të ndryshme, ndryshojnë ndjeshëm (grafiti është i brishtë, diamanti është i fortë). Kështu, vetitë e një lënde përcaktohen jo vetëm nga përbërja e saj cilësore, por edhe nga sa atome përmbahen në molekulën e substancës dhe si janë të lidhura me njëri-tjetrin. Jometalet në formën e trupave të thjeshtë janë në gjendje të ngurtë ose të gaztë (përveç bromit, i cili është i lëngshëm). Ata nuk kanë vetitë fizike të natyrshme në metale. Jometalet e ngurta nuk kanë shkëlqimin karakteristik të metaleve, zakonisht janë të brishtë dhe nuk e përcjellin mirë elektricitetin ose ngrohjen (me përjashtim të grafitit). Bori kristalor B (si silikoni kristalor) ka një pikë shkrirjeje shumë të lartë (2075°C) dhe fortësi të lartë. Përçueshmëria elektrike e borit rritet shumë me rritjen e temperaturës, gjë që bën të mundur përdorimin e gjerë të tij në teknologjinë gjysmëpërçuese. Shtimi i borit në çelik dhe lidhjet e aluminit, bakrit, nikelit etj. përmirëson vetitë e tyre mekanike. Boridet (përbërjet e borit me metale të caktuara, për shembull titani: TiB, TiB 2) janë të nevojshme në prodhimin e pjesëve të motorit reaktiv dhe teheve të turbinave me gaz. Siç shihet nga Skema 1, karboni - C, silic - Si, bor - B kanë një strukturë të ngjashme dhe kanë disa veti të përbashkëta. Si substanca të thjeshta, ato gjenden në dy forma - kristalore dhe amorfe. Format kristalore të këtyre elementeve janë shumë të forta, me pika të larta shkrirjeje. Silici kristalor ka veti gjysmëpërçuese. Të gjithë këta elementë formojnë komponime me metale - karbide, silicide dhe boride (CaC 2, Al 4 C 3, Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Disa prej tyre kanë fortësi më të madhe, për shembull Fe 3 C, TiB. Karbidi i kalciumit përdoret për të prodhuar acetilen.

Vetitë kimike të jometaleve

Në përputhje me vlerat numerike të elektronegativiteteve relative, aftësitë oksiduese të jometaleve rriten në rendin e mëposhtëm: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Jometalet si agjentë oksidues

Vetitë oksiduese të jometaleve shfaqen gjatë ndërveprimit të tyre:

me metale: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

me hidrogjen: H2 + F2 = 2HF;

me jometale që kanë elektronegativitet më të ulët: 2P + 5S = P 2 S 5 ;

me disa substanca komplekse: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3.

Jometalet si agjentë reduktues

Të gjithë jometalet (përveç fluorit) shfaqin veti reduktuese kur ndërveprojnë me oksigjenin:

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

Oksigjeni në kombinim me fluorin gjithashtu mund të shfaqë një gjendje pozitive oksidimi, d.m.th., të jetë një agjent reduktues. Të gjithë jometalet e tjerë shfaqin veti reduktuese. Për shembull, klori nuk kombinohet drejtpërdrejt me oksigjenin, por në mënyrë indirekte është e mundur të merren oksidet e tij (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 2), në të cilat klori shfaq një gjendje pozitive oksidimi. Në temperatura të larta, azoti kombinohet drejtpërdrejt me oksigjenin dhe shfaq veti reduktuese. Squfuri reagon edhe më lehtë me oksigjenin.

Shumë jometale shfaqin veti reduktuese kur ndërveprojnë me substanca komplekse:

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

Ekzistojnë gjithashtu reaksione në të cilat i njëjti jometal është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.

Fluori është jometali më tipik, i cili nuk karakterizohet nga vetitë reduktuese, pra aftësia për të dhuruar elektrone në reaksionet kimike.

Komponimet jo metalike

Jometalet mund të formojnë komponime me lidhje të ndryshme intramolekulare.

Llojet e përbërjeve jometale

Formulat e përgjithshme të përbërjeve të hidrogjenit sipas grupeve të tabelës periodike të elementeve kimike janë dhënë në tabelë:

Me metalet, hidrogjeni formon (me disa përjashtime) komponime jo të paqëndrueshme, të cilat janë lëndë të ngurta me strukturë jo molekulare. Prandaj, pikat e tyre të shkrirjes janë relativisht të larta. Me jometalet, hidrogjeni formon komponime të paqëndrueshme të strukturës molekulare (për shembull, fluori i hidrogjenit HF, sulfidi i hidrogjenit H 2 S, amoniaku NH 3, metani CH 4). Në kushte normale, këto janë gazra ose lëngje të paqëndrueshme. Kur treten në ujë, komponimet hidrogjenore të halogjeneve, squfurit, selenit dhe telurit formojnë acide të së njëjtës formulë si vetë përbërjet e hidrogjenit: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Kur amoniaku shpërndahet në ujë, formohet ujë amoniak, i cili zakonisht shënohet me formulën NH 4 OH dhe quhet hidroksid amoniumi. Ai shënohet gjithashtu me formulën NH 3 ∙H 2 O dhe quhet hidrat i amoniakut.

Me oksigjen, jometalet formojnë okside acidike. Në disa okside ata shfaqin një gjendje maksimale oksidimi të barabartë me numrin e grupit (për shembull, SO 2, N 2 O 5), ndërsa në të tjera është më e ulët (për shembull, SO 2, N 2 O 3). Oksidet e acidit korrespondojnë me acidet dhe nga dy acidet e oksigjenit të një jometali, ai në të cilin ai shfaq një gjendje më të lartë oksidimi është më i fortë. Për shembull, acidi nitrik HNO 3 është më i fortë se acidi azotik HNO 2 dhe acidi sulfurik H 2 SO 4 është më i fortë se acidi sulfurik H 2 SO 3.

Karakteristikat e përbërjeve të oksigjenit të jometaleve

Vetitë e oksideve më të larta (d.m.th., oksidet që përmbajnë një element të një grupi të caktuar me gjendjen më të lartë të oksidimit) gradualisht ndryshojnë nga bazike në acide në periudha nga e majta në të djathtë.

Në grupe nga lart poshtë, vetitë acidike të oksideve më të larta gradualisht dobësohen. Kjo mund të gjykohet nga vetitë e acideve që korrespondojnë me këto okside.

Rritja e vetive acidike të oksideve më të larta të elementeve përkatëse në periudha nga e majta në të djathtë shpjegohet me një rritje graduale të ngarkesës pozitive të joneve të këtyre elementeve.

Në nëngrupet kryesore të sistemit periodik të elementeve kimike, vetitë acidike të oksideve më të larta jometale zvogëlohen nga lart poshtë.

Halogjenet.

Struktura e atomeve të halogjenit

Halogjenët përfshijnë elementë të grupit VIII të tabelës periodike, atomet e këtyre elementeve përmbajnë shtatë elektrone në nivelin e jashtëm energjetik dhe deri në përfundimin e tij u mungon vetëm një elektron, prandaj halogjenet shfaqin veti të forta oksiduese. Në nëngrup, me rritjen e numrit atomik, këto veti zvogëlohen për shkak të rritjes së rrezes së atomeve: nga fluori në astatinë - dhe, në përputhje me rrethanat, rriten vetitë e tyre reduktuese. Vlera e elektronegativitetit relativ të halogjeneve zvogëlohet në mënyrë të ngjashme. Si elementi më elektronegativ, fluori në përbërjet me elementë të tjerë shfaq një gjendje konstante oksidimi -1 . Halogjenët e mbetur mund të shfaqin si këtë gjendje oksidimi në përbërjet me metale, hidrogjen dhe elementë më pak elektronegativë, ashtu edhe gjendje pozitive të oksidimit të rastësishëm nga +1 para +7 në përbërjet me më shumë elementë elektronegativë: oksigjen, fluor.

Substancat e thjeshta halogjene dhe vetitë e tyre

Klori, bromi dhe jodi në enë qelqi

Kur karakterizohen substanca të thjeshta - halogjene, është e nevojshme të kujtojmë informacionin bazë teorik për llojet e lidhjeve kimike dhe strukturën kristalore të substancës. Në molekulat diatomike halogjene, atomet janë të lidhur me një lidhje kovalente jopolare Г··Г ose G-G dhe kanë një rrjetë kristalore molekulare.

Në kushte normale F 2 - gaz i verdhë i ndritshëm me një nuancë portokalli, Cl 2 - gaz helmues të verdhë-jeshile me një erë karakteristike mbytëse, Br 2 - një lëng kafe shumë i paqëndrueshëm (avulli i bromit është shumë helmues, djegiet e bromit janë shumë të dhimbshme dhe nuk shërohen për një kohë të gjatë), dhe I 2 - një substancë e fortë kristalore e aftë për sublimim. Në një rresht F 2, Cl 2 , Br 2 , une 2 - rritet dendësia e substancave të thjeshta, dhe rritet intensiteti i ngjyrës. Rrjedhimisht, i njëjti model shfaqet në ndryshimet në vetitë e atomeve dhe substancave të thjeshta - halogjenet: me një rritje të numrit atomik, vetitë jometalike dobësohen dhe vetitë metalike rriten.

Vetitë kimike të halogjeneve

Ndërveprimi i halogjeneve me metalet për të formuar halogjene:

2Na + I 2 ―― 2Na +1 I -1 (jodur natriumi);

2Al + 3I 2 = 2Al +3 I 3 -1 (jodur alumini);

2Al + 3Br 2 = 2Al +3 Br 3 -1 (brom alumini).

Kur metalet e nëngrupeve anësore (metalet në tranzicion) reagojnë me halogjenet, formohen halogjene me një shkallë të lartë të oksidimit të metalit, për shembull:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3,

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

Ndërveprimi i halogjeneve me hidrogjenin për formimin e halogjeneve të hidrogjenit (lloji i lidhjes - polare kovalente, lloji i rrjetës - molekulare). Krahasimi i shpejtësisë së reaksioneve kimike të halogjeneve të ndryshëm me hidrogjenin bën të mundur përsëritjen e varësisë së tij nga natyra e substancave reaguese. Kështu, fluori ka një shpejtësi kaq të lartë reagimi sa që reagon me hidrogjenin në mënyrë shpërthyese edhe në errësirë. Reagimi i klorit me hidrogjenin në kushte normale është i ngadaltë dhe vetëm kur ndizet ose ndriçohet shpejtësia e tij rritet shumë herë (ndodh një shpërthim). Bromi dhe jodi reagojnë edhe më ngadalë me hidrogjenin, dhe reaksioni i fundit bëhet endotermik:

Vetëm fluori ndërvepron me hidrogjenin në mënyrë të pakthyeshme, në varësi të kushteve, mund të japin edhe një reaksion të kthyeshëm.

Tretësirat ujore të halogjeneve të hidrogjenit janë acidet: HF - hidrofluorike (fluorike), HCl - klorhidrik (klorhidrik), HBr - hidrobromike, HI - hidrojodike.

Halogjenet reagojnë me ujin:

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

Djegia e ujit në fluor nuk është shkaku, por pasojë e djegies, duke vepruar në rolin e pazakontë të një agjenti reduktues.

Për të karakterizuar aftësinë e disa halogjeneve (jo atome halogjene, por substanca të thjeshta) për të zhvendosur të tjerët nga tretësirat e përbërjeve të tyre, mund të përdorni "seri aktiviteti" të halogjenëve, i cili shkruhet si më poshtë:

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

d.m.th., vetitë oksiduese zvogëlohen.

Kështu, klori zhvendos bromin dhe jodin (por jo fluorin), dhe bromi është në gjendje të zhvendosë vetëm jodin nga tretësirat e kripërave përkatëse:

2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2

2КI + Br 2 = 2КВr + I 2.

Rëndësia biologjike dhe aplikimi i halogjeneve

Fluori luan një rol shumë të rëndësishëm në jetën e bimëve, kafshëve dhe njerëzve. Pa fluor, zhvillimi i skeletit të kockave dhe veçanërisht i dhëmbëve është i pamundur. Përmbajtja e fluorit në kocka është 80-100 mg për 100 g lëndë të thatë. Fluori është i pranishëm në smalt në formën e përbërjes Ca 4 F 2 (PO 4) 2 dhe i jep asaj fortësi dhe bardhësi. Nëse ka mungesë të fluorit në trupin e njeriut, indi dentar dëmtohet (kariesi), dhe teprica e tij kontribuon në fluorozën e dhëmbëve. Nevoja ditore e njeriut për fluor është 2-3 mg. Klorin(joni i klorit) është më i rëndësishëm për jetën e kafshëve dhe njerëzve sesa për bimët. Është pjesë e veshkave, mushkërive, shpretkës, gjakut, pështymës, kërcit, flokëve. Jonet e klorit rregullojnë sistemin buferik të gjakut. Kloruri i natriumit është një përbërës i plazmës së gjakut dhe lëngut cerebrospinal dhe është i përfshirë në rregullimin e metabolizmit të ujit në trup. Acidi klorhidrik i lirë është pjesë e lëngut gastrik të të gjithë gjitarëve dhe është i përfshirë në mënyrë aktive në tretje. Stomaku i një personi të shëndetshëm përmban 0,2-0,3% acid klorhidrik. Mungesa e klorit në trup çon në takikardi, ulje të presionit të gjakut dhe konvulsione. Një sasi e mjaftueshme klori gjendet në perime si selino, rrepka, tranguj, lakra e bardhë, kopër, speca, qepë dhe angjinare. Brominështë gjithashtu një nga mikroelementet thelbësore dhe gjendet më së shumti në gjëndrrën e hipofizës dhe gjakun. Gjëndra tiroide, gjëndrat mbiveshkore. Bromidet në doza të vogla (0,1-0,3 për një të rritur) kanë një efekt pozitiv në sistemin nervor qendror si një përforcues i proceseve frenuese në korteksin cerebral. Në natyrë, bromidet grumbullohen në bimë të tilla si thekra, gruri, elbi, patatet, karotat, qershitë dhe mollët. Djathi holandez përmban shumë brom. Jodi në trupin e njeriut fillon të grumbullohet në mitër. Hormoni i tiroides njerëzore, tiroksina, përmban 60% jod të lidhur. Ky hormon udhëton përmes qarkullimit të gjakut në mëlçi, veshkat, gjëndrat e qumështit dhe traktin gastrointestinal. Mungesa e jodit në trupin e njeriut shkakton sëmundje të tilla si gusha endemike dhe kretinizmi, të cilat ngadalësojnë rritjen dhe zhvillon prapambetje mendore. Në kombinim me elementë të tjerë, jodi nxit rritjen dhe ushqimin e kafshëve, përmirëson shëndetin dhe pjellorinë e tyre. Furnizuesit kryesorë të jodit për njerëzit janë drithërat, patëllxhanët, fasulet, lakra e bardhë dhe lulelakra, patatet, qepët, karotat, kastravecat, kungulli, marulja, algat e detit dhe kallamarët.

Prezantuar që nga miratimi i Moskës 2000. Gjeneralkarakteristike fushat e trajnimit për një specialist të certifikuar “Siguria..., llojet e ndërveprimit, lidhjet, aplikimi në teknologji. jometalet, vetitë, aplikimi, komponimet më të rëndësishme - oksidet...

Elementet kimike - jometalet

Ekzistojnë vetëm 16 elementë kimikë jometalë, por dy prej tyre, oksigjeni dhe silikoni, përbëjnë 76% të masës së kores së tokës. Jometalet përbëjnë 98,5% të masës së bimëve dhe 97,6% të masës së njerëzve. Të gjitha substancat organike më të rëndësishme përbëhen nga karboni, hidrogjeni, oksigjeni, squfuri, fosfori dhe azoti. Hidrogjeni dhe heliumi janë elementët kryesorë të Universit, të gjitha objektet kozmike, përfshirë Diellin tonë, janë bërë prej tyre. Është e pamundur të imagjinohet jeta jonë pa komponime jo metalike, veçanërisht nëse kujtojmë se një përbërje kimike jetike - uji - përbëhet nga hidrogjeni dhe oksigjeni.

Nëse në tabelën periodike vizatojmë një diagonale nga beriliumi në astatin, atëherë në të djathtë lart përgjatë diagonales do të ketë elementë jo metalikë, dhe në të majtë më poshtë - metale, këto përfshijnë gjithashtu elementë të të gjitha nëngrupeve dytësore, lantanide dhe aktinide. . Elementet e vendosura afër diagonales, për shembull, beriliumi, alumini, titani, germaniumi, antimoni, kanë një karakter të dyfishtë dhe klasifikohen si metaloidë. Elemente jo metalike: s-element – hidrogjeni; p-elementet e grupit 13 - bor; 14 grupe - karbonit dhe silikonit; 15 grupe - azotit, fosforit dhe arsenikut, 16 grupe - oksigjen, squfur, selen dhe teluri dhe të gjithë elementët e grupit 17 - fluor, klor, brom, jod dhe astatine. Elementet e grupit 18 - gazet inerte, zënë një pozicion të veçantë, kanë një shtresë elektronike të jashtme plotësisht të kompletuar dhe zënë një pozicion të ndërmjetëm midis metaleve dhe jometaleve. Ndonjëherë ato klasifikohen si jometale, por vetëm formalisht, bazuar në karakteristikat e tyre fizike.

jometalet janë elementë kimikë atomet e të cilëve pranojnë elektrone për të përfunduar një nivel të jashtëm energjetik, duke formuar kështu jone të ngarkuar negativisht.

Shtresa e jashtme elektronike e atomeve jometale përmban nga tre deri në tetë elektrone.

Pothuajse të gjithë jometalet kanë rreze relativisht të vogla dhe një numër të madh elektronesh në nivelin e jashtëm të energjisë nga 4 në 7 ato karakterizohen nga vlera të larta të elektronegativitetit dhe vetitë oksiduese. Prandaj, në krahasim me atomet e metaleve, jometalet karakterizohen nga:

· rreze atomike më të vogla;

· katër ose më shumë elektrone në nivelin e jashtëm të energjisë;

Prandaj vetia më e rëndësishme e atomeve jometale - tendenca për të pranuar deri në 8 elektrone që mungojnë, d.m.th. vetitë oksiduese. Karakteristikat cilësore të atomeve jometale, d.m.th. Elektronegativiteti mund të shërbejë si një lloj matës i jometalitetit të tyre, d.m.th. vetia e atomeve të elementeve kimike për të polarizuar një lidhje kimike, për të tërhequr çifte elektronike të zakonshme;

Klasifikimi i parë shkencor i elementeve kimike ishte ndarja e tyre në metale dhe jometale. Ky klasifikim nuk e ka humbur rëndësinë e tij deri më sot. Jometalet janë elementë kimikë, atomet e të cilëve karakterizohen nga aftësia për të pranuar elektrone para përfundimit të shtresës së jashtme për shkak të pranisë, si rregull, të katër ose më shumë elektroneve në shtresën e jashtme elektronike dhe rrezes së vogël të atomeve në krahasim me metalin. atomet.

Ky përkufizim lë mënjanë elementët e grupit VIII të nëngrupit kryesor - gazet inerte ose fisnike, atomet e të cilave kanë një shtresë të plotë elektronike të jashtme. Konfigurimi elektronik i atomeve të këtyre elementeve është i tillë që ato nuk mund të klasifikohen as si metale as si jometale. Janë ato objekte që ndajnë elementet në metale dhe jometale, duke zënë një pozicion kufitar midis tyre. Gazet inerte ose fisnike ("fisnikëria" shprehet në inertitet) ndonjëherë klasifikohen si jometale, por vetëm formalisht, bazuar në karakteristikat fizike. Këto substanca ruajnë një gjendje të gaztë deri në temperatura shumë të ulëta. Kështu, heliumi He kthehet në gjendje të lëngshme në t° = -268,9 °C.

Inertiteti kimik i këtyre elementeve është relativ. Për ksenonin dhe kriptonin njihen komponimet me fluorin dhe oksigjenin: KrF 2, XeF 2, XeF 4 etj. Pa dyshim, në formimin e këtyre përbërjeve si reduktues kanë vepruar gazrat inerte. Nga përkufizimi i jometaleve del se atomet e tyre karakterizohen nga vlera të larta të elektronegativitetit. Ai varion nga 2 në 4. Jometalet janë elementë të nëngrupeve kryesore, kryesisht p-elemente, me përjashtim të hidrogjenit - një s-element.

Të gjithë elementët jometalë (përveç hidrogjenit) zënë këndin e sipërm të djathtë në Tabelën Periodike të Elementeve Kimike të D.I. Mendeleev, duke formuar një trekëndësh, maja e të cilit është fluor F, dhe baza është diagonalja B - At. Megjithatë, vëmendje e veçantë duhet t'i kushtohet pozicionit të dyfishtë të hidrogjenit në Tabelën Periodike: në nëngrupet kryesore të grupeve I dhe VII. Kjo nuk është rastësi. Nga njëra anë, atomi i hidrogjenit, si atomet e metaleve alkali, ka një elektron (konfigurim elektronik 1s 1) në shtresën e tij të jashtme (dhe të vetme) elektronike, të cilën ai mund ta dhurojë, duke shfaqur vetitë e një agjenti reduktues.

Në shumicën e përbërjeve të tij, hidrogjeni, si metalet alkaline, shfaq një gjendje oksidimi prej +1. Por humbja e një elektroni nga një atom hidrogjeni është më e vështirë se ajo e atomeve të metaleve alkali. Nga ana tjetër, atomit të hidrogjenit, ashtu si atomet e halogjenit, i mungon një elektron për të kompletuar shtresën e jashtme elektronike, kështu që atomi i hidrogjenit mund të pranojë një elektron, duke shfaqur vetitë e një agjenti oksidues dhe gjendjen e oksidimit -1 karakteristike të halogjenit në hidridet (përbërjet me metale, të ngjashme me përbërjet metalike me halogjene - halogjene). Por shtimi i një elektroni në një atom hidrogjeni është më i vështirë sesa për halogjenet.

Në kushte normale, hidrogjeni H 2 është një gaz. Molekula e saj, si halogjenet, është diatomike. Atomet jometale kanë veti mbizotëruese oksiduese, d.m.th., aftësinë për të shtuar elektrone. Kjo aftësi karakterizohet nga vlera e elektronegativitetit, e cila natyrisht ndryshon në periudha dhe nëngrupe. Fluori është agjenti më i fortë oksidues, atomet e tij në reaksionet kimike nuk janë në gjendje të heqin dorë nga elektronet, d.m.th. Jometale të tjera mund të shfaqin veti reduktuese, megjithëse në një masë shumë më të dobët në krahasim me metalet; në periudha dhe nëngrupe, aftësia e tyre reduktuese ndryshon në mënyrë të kundërt në krahasim me aftësinë oksiduese.

• Elementet jometalike ndodhen në nëngrupet kryesore të grupeve III–VIII të PS D.I. Mendeleev, duke zënë këndin e sipërm të djathtë të tij.
• Shtresa e jashtme elektronike e atomeve të elementeve jometalike përmban nga 3 deri në 8 elektrone.
• Vetitë jometalike të elementeve rriten në periudha dhe dobësohen në nëngrupe me rritjen e numrit atomik të elementit.
• Përbërjet më të larta të oksigjenit të jometaleve janë acid në natyrë (oksidet dhe hidroksidet e acidit).
• Atomet e elementeve jometalike janë të afta të pranojnë elektrone, të shfaqin funksione oksiduese dhe t'i largojnë ato, duke shfaqur funksione reduktuese.

Struktura dhe vetitë fizike të jometaleve

Në substancat e thjeshta, atomet jometale janë të lidhura lidhje kovalente jopolare. Falë kësaj, formohet një sistem elektronik më i qëndrueshëm se ai i atomeve të izoluar. Në këtë rast, i vetëm (për shembull, në molekulat e hidrogjenit H 2, halogjenet F 2, Br 2, I 2), i dyfishtë (për shembull, në molekulat e squfurit S 2), i trefishtë (për shembull, në molekulat e azotit N 2) formohen lidhje kovalente.

• Asnjë lakueshmëri
• Asnjë shkëlqim
• Përçueshmëri termike (vetëm grafit)
• Ngjyra të ndryshme: e verdhë, e verdhë-jeshile, e kuqe-kafe.
• Përçueshmëria elektrike (vetëm grafit dhe fosfor i zi.)

Gjendja e grumbullimit:

• lëng – Br 2;

Ndryshe nga metalet, jometalet janë substanca të thjeshta të karakterizuara nga një shumëllojshmëri e gjerë vetive. Jometalet kanë gjendje të ndryshme grumbullimi në kushte normale:

• gazrat – H 2, O 2, O 3, N 2, F 2, Cl 2;
• lëng – Br 2;
• lëndët e ngurta – modifikimet e squfurit, fosforit, silikonit, karbonit etj.

Spektri i ngjyrave të jometaleve është shumë më i pasur: e kuqe për fosforin, e kuqe-kafe për bromin, e verdhë për squfurin, e verdhë-jeshile për klorin, vjollca për avujt e jodit. Elementet - jometalet janë më të aftë, në krahasim me metalet, për alotropi.

Aftësia e atomeve të një elementi kimik për të formuar disa substanca të thjeshta quhet alotropi, dhe këto substanca të thjeshta quhen modifikime alotropike.

Substancat e thjeshta - jometalet mund të kenë:

1. Struktura molekulare. Në kushte normale, shumica e këtyre substancave janë gaze (H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, O 3) ose të ngurta (I 2, P 4, S 8), dhe vetëm një brom i vetëm (Br 2 ) është një lëng. Të gjitha këto substanca kanë një strukturë molekulare dhe për këtë arsye janë të paqëndrueshme. Në gjendje të ngurtë, ato janë të shkrirë për shkak të ndërveprimit të dobët ndërmolekular që mban molekulat e tyre në kristal dhe janë të afta të sublimohen.

2. Struktura atomike. Këto substanca formohen nga vargje të gjata atomesh (Cn, Bn, Sin, Sen, Ten). Për shkak të forcës së madhe të lidhjeve kovalente, ato zakonisht kanë fortësi të lartë dhe çdo ndryshim që lidhet me shkatërrimin e lidhjeve kovalente në kristalet e tyre (shkrirja, avullimi) ndodh me një shpenzim të madh energjie. Shumë substanca të tilla kanë pika të larta shkrirjeje dhe vlimi, dhe paqëndrueshmëria e tyre është shumë e ulët.

Shumë elementë jo metalikë formojnë disa substanca të thjeshta - modifikimet alotropike. Kjo veti e atomeve quhet alotropi. Alotropia mund të shoqërohet me përbërje të ndryshme molekulash (O 2, O 3) dhe me struktura të ndryshme kristalore. Modifikimet alotropike të karbonit janë grafiti, diamanti, karbini dhe fullereni. Për të identifikuar vetitë karakteristike të të gjithë jometaleve, është e nevojshme t'i kushtohet vëmendje vendndodhjes së tyre në tabelën periodike të elementeve dhe të përcaktohet konfigurimi i shtresës së jashtme elektronike.

Gjatë periudhës:

• ngarkesa bërthamore rritet;
• rrezja e atomit zvogëlohet;
• numri i elektroneve në shtresën e jashtme rritet;
• elektronegativiteti rritet;
• vetitë oksiduese janë përmirësuar;
• vetitë jometalike janë përmirësuar.

Në nëngrupin kryesor:

• ngarkesa bërthamore rritet;
• rrezja e atomit rritet;
• numri i elektroneve në shtresën e jashtme nuk ndryshon;
• elektronegativiteti zvogëlohet;
• vetitë oksiduese dobësohen;
• vetitë jometalike dobësohen.

Shumica e metaleve, me përjashtime të rralla (ari, bakri dhe disa të tjerë), karakterizohen nga një ngjyrë argjendi-bardhë. Por për substancat e thjeshta - jometale, gama e ngjyrave është shumë më e larmishme: P, Se - e verdhë; B - kafe; O 2 (l) - blu; Si, As (met) - gri; P 4 - e verdhë e zbehtë; I - vjollcë-e zezë me një shkëlqim metalik; Br 2 (l) - lëng kafe; C1 2 (g) - verdhë-jeshile; F 2 (r) - jeshile e zbehtë; S 8 (TV) - e verdhë. Kristalet e jometaleve nuk janë plastike dhe çdo deformim shkakton shkatërrimin e lidhjeve kovalente. Shumica e jometaleve nuk kanë një shkëlqim metalik.

Ka vetëm 16 elemente kimike jometalike! Pak, duke pasur parasysh se njihen 114 elementë. Dy elemente jometalike përbëjnë 76% të masës së kores së tokës. Këto janë oksigjeni (49%) dhe silikoni (27%). Atmosfera përmban 0.03% të masës së oksigjenit në koren e tokës. Jometalet përbëjnë 98,5% të masës së bimëve, 97,6% të masës së trupit të njeriut. Jometalet C, H, O, N, S janë elementë biogjenikë që formojnë substancat organike më të rëndësishme të një qelize të gjallë: proteinat, yndyrnat, karbohidratet, acidet nukleike. Përbërja e ajrit që thithim përfshin substanca të thjeshta dhe komplekse, të formuara gjithashtu nga elementë jo metalikë (oksigjen O 2, azoti N 2, dioksid karboni CO 2, avujt e ujit H 2 O, etj.)

Vetitë oksiduese të substancave të thjeshta - jometaleve

Atomet e jometaleve, dhe për këtë arsye substancat e thjeshta të formuara prej tyre, karakterizohen nga: oksiduese, kështu që restauruese Vetitë.

1. Vetitë oksiduese të jometaleve shfaqen së pari kur ndërveprojnë me metalet(metalet janë gjithmonë agjentë reduktues):

Vetitë oksiduese të klorit Cl2 janë më të theksuara se ato të squfurit, prandaj metali Fe, i cili ka gjendje të qëndrueshme oksidimi +2 dhe +3 në përbërje, oksidohet prej tij në një gjendje oksidimi më të lartë.

1. Shumica e jometaleve ekspozojnë vetitë oksiduese kur ndërvepron me hidrogjenin. Si rezultat, formohen komponime të paqëndrueshme të hidrogjenit.

2. Çdo jometal vepron si një agjent oksidues në reaksionet me ato jometale që kanë një vlerë elektronegativiteti më të ulët:

Elektronegativiteti i squfurit është më i madh se ai i fosforit, kështu që ai shfaq veti oksiduese këtu.

Elektronegativiteti i fluorit është më i madh se ai i të gjithë elementëve të tjerë kimikë, kështu që ai shfaq vetitë e një agjenti oksidues. Fluori F2 është agjenti më i fortë oksidues midis jometaleve, ai shfaq vetëm veti oksiduese në reaksione.

3. Jometalet gjithashtu shfaqin veti oksiduese në reaksionet me disa substanca komplekse..

Le të vërejmë së pari vetitë oksiduese të oksigjenit jometal në reaksionet me substanca komplekse:

Jo vetëm oksigjeni, por edhe jometalet e tjera mund të jenë gjithashtu agjentë oksidues në reaksionet me substanca komplekse.- inorganike (1, 2) dhe organike (3, 4):

Agjenti i fortë oksidues klori Cl 2 oksidon klorurin e hekurit (II) në klorur hekuri (III);

Klori Cl 2 si një agjent oksidues më i fortë e zhvendos jodin e lirë I 2 nga tretësira e jodidit të kaliumit;

Halogjenimi i metanit është një reaksion karakteristik për alkanet;

Një reagim cilësor ndaj përbërjeve të pangopura është zbardhja e tyre e ujit me brom.

Reduktimi i vetive të substancave të thjeshta - jometaleve

Duke rishikuar reaksionet e jometaleve me njëri-tjetrin që, në varësi të vlerës së elektronegativitetit të tyre, njëri prej tyre shfaq vetitë e një agjenti oksidues, dhe tjetri - vetitë e një agjenti reduktues.

1. Në lidhje me fluorin, të gjitha jometalet (madje edhe oksigjeni) shfaqin veti reduktuese.

2. Sigurisht, jometalet, përveç fluorit, shërbejnë si agjentë reduktues kur ndërveprojnë me oksigjenin.

Si rezultat i reagimeve, oksidet jometale: acid jokripformues dhe kripeformues. Dhe megjithëse halogjenet nuk kombinohen drejtpërdrejt me oksigjenin, oksidet e tyre njihen: 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 etj., të cilat fitohen në mënyrë të tërthortë.

3. Shumë jometale mund të veprojnë si një agjent reduktues në reaksionet me substanca komplekse - agjentë oksidues:

Ekzistojnë gjithashtu reaksione në të cilat i njëjti jometal është edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues. Këto janë reagime të vetë-oksidimit-vetë-shërimi (disproporcioni):

Kështu, shumica e jometaleve mund të veprojnë në reaksionet kimike si një agjent oksidues dhe si një agjent reduktues (vetitë reduktuese nuk janë unike për fluorin F2).

Përbërjet e hidrogjenit të jometaleve

Ndryshe nga metalet, jometalet formojnë komponime hidrogjeni të gaztë. Përbërja e tyre varet nga shkalla e oksidimit të jometaleve.

RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR

Pronë e përbashkët e të gjithë jometaleve është formimi i përbërjeve të avullueshme të hidrogjenit, në shumicën e të cilave jometali ka një gjendje oksidimi më të ulët. Ndër formulat e dhëna të substancave ka shumë, vetitë, aplikimin dhe prodhimin e të cilave i keni studiuar më parë: CH 4, NH 3, H 2 O, H 2 S, HCl.

Dihet se këto komponime mund të merren më lehtë drejtpërdrejt ndërveprimi i një jometali me hidrogjenin, domethënë me sintezë:

Të gjitha përbërjet hidrogjenore të jometaleve formohen nga lidhje polare kovalente, kanë strukturë molekulare dhe në kushte normale janë gazra, përveç ujit (të lëngshëm). Përbërjet e hidrogjenit të jometaleve karakterizohen nga marrëdhënie të ndryshme me ujin. Metani dhe silani janë praktikisht të pazgjidhshëm në të. Amoniaku, kur tretet në ujë, formon një bazë të dobët, NH 3 H 2 O. Kur sulfuri i hidrogjenit, selenidi i hidrogjenit, teluridi i hidrogjenit dhe halogjenët e hidrogjenit treten në ujë, formohen acide me të njëjtën formulë si vetë përbërjet e hidrogjenit: H 2 S, H2Se, H2Te, HF, HCl, HBr, HI.

Nëse krahasojmë vetitë acido-bazike të përbërjeve të hidrogjenit të formuara nga jometalet e një periudhe, për shembull, e dyta (NH 3, H 2 O, HF) ose e treta (PH 3, H 2 S, HCl), atëherë ne mund të konkludohet se vetitë e tyre acidike rriten natyrshëm dhe, në përputhje me rrethanat, dobësohen ato kryesore. Kjo është padyshim për shkak të faktit se polariteti i lidhjes E-H (ku E është një jometal) rritet.

Vetitë acido-bazike të përbërjeve hidrogjenore të jometaleve të të njëjtit nëngrup gjithashtu ndryshojnë. Për shembull, në serinë e halogjeneve të hidrogjenit HF, HCl, HBr, HI, forca e lidhjes E-H zvogëlohet me rritjen e gjatësisë së lidhjes. Në solucione, HCl, HBr, HI shpërndahen pothuajse plotësisht - këto janë acide të forta dhe forca e tyre rritet nga HF në HI. Për më tepër, HF i përket acideve të dobëta, e cila është për shkak të një faktori tjetër - ndërveprimit ndërmolekular, formimit të lidhjeve hidrogjenore ...H-F...H-F.... Atomet e hidrogjenit janë të lidhur me atomet e fluorit F jo vetëm të molekulës së tyre, por edhe të asaj fqinje.

Duke përmbledhur karakteristikat krahasuese të vetive acido-bazike të përbërjeve hidrogjenore të jometaleve, do të konkludojmë se vetitë acidike të këtyre substancave forcohen dhe vetitë themelore dobësohen nga periudhat dhe nëngrupet kryesore me një rritje të numrit atomik të elementet që i formojnë ato.

Sipas periudhës në PS të elementeve kimike, me një rritje të numrit rendor të elementit - jometal, rritet natyra acidike e përbërjes së hidrogjenit.

SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl

Përveç vetive të marra në konsideratë, përbërjet hidrogjenore të jometaleve në reaksionet redoks shfaqin gjithmonë vetitë e agjentëve reduktues, sepse në to jometali ka një gjendje oksidimi më të ulët.

Hidrogjeni

Hidrogjeni është elementi kryesor i Universit. Shumë objekte hapësinore (retë e gazit, yjet, duke përfshirë Diellin) përbëhen nga më shumë se gjysma e hidrogjenit. Në Tokë, duke përfshirë atmosferën, hidrosferën dhe litosferën, është vetëm 0.88%. Por kjo është në masë, dhe masa atomike e hidrogjenit është shumë e vogël. Prandaj, përmbajtja e tij e vogël është vetëm e dukshme, dhe nga çdo 100 atome në Tokë, 17 janë atome hidrogjeni.

Në gjendje të lirë, hidrogjeni ekziston në formën e molekulave H 2, atomet janë të lidhur në një molekulë lidhje kovalente jopolare.

Hidrogjeni (H2) është gazi më i lehtë nga të gjitha substancat e gazta. Ka përçueshmërinë më të lartë termike dhe pikën më të ulët të vlimit (pas heliumit). Pak i tretshëm në ujë. Në një temperaturë prej -252,8 °C dhe presion atmosferik, hidrogjeni bëhet i lëngshëm.

1. Molekula e hidrogjenit është shumë e fortë, gjë që e bën atë joaktive:

H 2 = 2H - 432 kJ

2. Në temperatura të zakonshme, hidrogjeni reagon me metale aktive:

Ca + H 2 = CaH 2,

duke formuar hidrid kalciumi, dhe me F 2, duke formuar fluorid hidrogjeni:

F 2 + H 2 = 2HF

3. Në temperatura të larta merrni amoniak:

N2 + 3H2 = 2NH3

dhe hidridi i titanit (pluhur metalik):

Ti + H 2 = TiH 2

4. Kur ndizet, hidrogjeni reagon me oksigjen:

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

5. Hidrogjeni ka aftësi restauruese:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Elementet e nëngrupit kryesor të grupit VII të tabelës periodike, të bashkuara nën emrin e përgjithshëm halogjenet, fluori (F), klori (Cl), bromi (Bg), jodi (I), astatina (At) (që rrallë gjendet në natyrë) janë jometale tipike. Kjo është e kuptueshme, sepse atomet e tyre përmbajnë ka shtatë elektrone në nivelin e jashtëm të energjisë, dhe atyre u duhet vetëm një elektron për ta përfunduar atë. Atomet e këtyre elementeve, kur bashkëveprojnë me metalet, pranojnë elektrone nga atomet e metaleve. Në këtë rast, ndodh një lidhje jonike dhe krijohen kripëra. Prandaj emri i zakonshëm "halogjene", d.m.th., "lindja e kripërave".

Halogjenet janë substanca të thjeshta

Të gjithë halogjenët ekzistojnë në një gjendje të lirë në formën e molekulave diatomike me lidhje kimike kovalente jopolare midis atomeve. Në gjendje të ngurtë, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 kanë grilat molekulare kristalore, gjë që vërtetohet nga vetitë e tyre fizike.

Me një rritje të peshës molekulare të halogjeneve, pikat e shkrirjes dhe vlimit rriten, dhe dendësia rritet: bromi është një lëng, jodi është i ngurtë, fluori dhe klori janë gaze. Kjo për faktin se me rritjen e madhësive të atomeve dhe molekulave të halogjenit, forcat e ndërveprimit ndërmolekular midis tyre rriten. Nga F 2 në I 2 rritet intensiteti i ngjyrës së halogjenëve.

Aktiviteti kimik i halogjenëve, si jometalet, dobësohet nga fluori në jod, kristalet e jodit zhvillojnë një shkëlqim metalik. Çdo halogjen është agjenti oksidues më i fortë në periudhën e tij. Vetitë oksiduese të halogjeneve manifestohen qartë kur ato ndërveprojnë me metalet. Në këtë rast, formohen kripëra. Kështu, fluori tashmë reagon në kushte normale me shumicën e metaleve, dhe kur nxehet, me arin, argjendin dhe platinin, të cilët njihen për pasivitetin e tyre kimik. Alumini dhe zinku ndizen në një atmosferë fluor:

Halogjenët e tjerë reagojnë me metalet kur nxehen. Pluhuri i hekurit i ndezur gjithashtu ndizet kur reagon me klorin. Eksperimenti mund të kryhet si me antimonin, por vetëm fijet e hekurit duhet së pari të ngrohen në një lugë hekuri dhe më pas të derdhen në pjesë të vogla në një balonë me klor. Meqenëse klori është një agjent i fortë oksidues, reaksioni rezulton në formimin e klorurit të hekurit (III):

Në avujt e bromit digjet tela bakri e nxehtë:

Jodi oksidon metalet më ngadalë, por në prani të ujit, i cili është një katalizator, reagimi i jodit me pluhur alumini vazhdon shumë dhunshëm:

Reagimi shoqërohet me lëshimin e avullit të jodit të violetit.

Për uljen e oksidimit dhe rritjen e vetive reduktuese të halogjeneve nga fluori në jod mund të gjykohet edhe nga aftësia e tyre për të zhvendosur njëri-tjetrin nga tretësirat e kripërave të tyre, dhe gjithashtu manifestohet qartë kur ato ndërveprojnë me hidrogjenin. Ekuacioni për këtë reagim mund të shkruhet në formë të përgjithshme si më poshtë:

Nëse fluori reagon me hidrogjenin në çdo kusht me një shpërthim, atëherë një përzierje e klorit dhe hidrogjenit reagon vetëm kur ndizet ose rrezatohet me rrezet e diellit direkte, bromi reagon me hidrogjenin kur nxehet dhe pa shpërthim. Këto reagime janë ekzotermike. Reagimi i përbërjes së jodit me hidrogjenin është pak endotermik, ai vazhdon ngadalë edhe kur nxehet.

Si rezultat i këtyre reaksioneve, formohen përkatësisht fluoridi i hidrogjenit HF, kloruri i hidrogjenit HCl, bromidi i hidrogjenit HBr dhe jodidi i hidrogjenit HI.

Vetitë kimike të klorit në tabela

Prodhimi i halogjeneve

Fluori dhe klori fitohen nga elektroliza e shkrirjeve ose tretësirave të kripërave të tyre. Për shembull, procesi i elektrolizës së klorurit të natriumit të shkrirë mund të pasqyrohet nga ekuacioni:

Kur klori prodhohet nga elektroliza e një solucioni të klorurit të natriumit, përveç klorit, formohen edhe hidrogjen dhe hidroksid natriumi:

Oksigjen (O)- paraardhësi i nëngrupit kryesor të grupit VI të Tabelës Periodike të Elementeve. Elementet e këtij nëngrupi - oksigjeni O, squfuri S, seleniumi Se, teluri Te, polonium Po - kanë emrin e përbashkët "kalkogjen", që do të thotë "lindja e xeheve".

Oksigjeni është elementi më i bollshëm në planetin tonë. Është pjesë e ujit (88.9%), por mbulon 2/3 e sipërfaqes së globit, duke formuar guaskën e saj ujore - hidrosferën. Oksigjeni është komponenti i dytë më i madh dhe i pari më i rëndësishëm për jetën për jetën në mbështjellësin ajror të Tokës - atmosfera, ku ai përbën 21% (në vëllim) dhe 23.15% (në masë). Oksigjeni është pjesë e mineraleve të shumta në guaskën e ngurtë të kores së tokës - litosferën: nga çdo 100 atome të kores së tokës, oksigjeni përbën 58 atome.

Oksigjeni i zakonshëm ekziston në formën e O2. Është gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Në gjendje të lëngshme ka ngjyrë blu të hapur, në gjendje të ngurtë është blu. Gazi i oksigjenit është më i tretshëm në ujë sesa azoti dhe hidrogjeni.

Oksigjeni reagon me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta, përveç halogjeneve, gazeve fisnike, arit dhe metaleve të platinit. Reaksionet e jometaleve me oksigjenin ndodhin shumë shpesh, duke çliruar sasi të mëdha nxehtësie dhe të shoqëruara me reaksione ndezje - djegie. Për shembull, djegia e squfurit me formimin e SO 2, fosforit me formimin e P 2 O 5 ose qymyrit me formimin e CO 2. Pothuajse të gjitha reagimet që përfshijnë oksigjenin janë ekzotermike. Një përjashtim është ndërveprimi i azotit me oksigjenin: ky është një reaksion endotermik që ndodh në temperatura mbi 1200 ° C ose gjatë një shkarkimi elektrik:

Oksigjeni oksidon fuqishëm jo vetëm substanca të thjeshta, por edhe shumë komplekse, duke formuar kështu oksidet e elementeve nga të cilët janë ndërtuar:

Fuqia e lartë oksiduese e oksigjenit qëndron në themel të djegies së të gjitha llojeve të karburantit.

Oksigjeni gjithashtu merr pjesë në proceset e oksidimit të ngadaltë të substancave të ndryshme në temperatura të zakonshme. Roli i oksigjenit në procesin e frymëmarrjes së njerëzve dhe kafshëve është jashtëzakonisht i rëndësishëm. Bimët gjithashtu thithin oksigjenin atmosferik. Por nëse në errësirë ​​ndodh vetëm procesi i thithjes së oksigjenit nga bimët, atëherë në dritë ndodh një proces tjetër i kundërt - fotosinteza, si rezultat i së cilës bimët thithin dioksidin e karbonit dhe lëshojnë oksigjen.

Në industri, oksigjeni merret nga ajri i lëngshëm, dhe në laborator - me zbërthimin e peroksidit të hidrogjenit në prani të katalizatorit të dioksidit të manganit MnO 2 :

dhe zbërthimi i permanganatit të kaliumit KMnO 4 kur nxehet:

Vetitë kimike të oksigjenit në tabela

Aplikimi i oksigjenit

Oksigjeni përdoret në industrinë metalurgjike dhe kimike për të përshpejtuar (intensifikuar) proceset e prodhimit. Oksigjeni i pastër përdoret gjithashtu për të marrë temperatura të larta, për shembull, në saldimin me gaz dhe prerjen e metaleve. Në mjekësi, oksigjeni përdoret në rastet e vështirësive të përkohshme të frymëmarrjes që lidhen me sëmundje të caktuara. Oksigjeni përdoret gjithashtu në metalurgji si oksidues për karburantin e raketave, në aviacion për frymëmarrje, për prerjen e metaleve, për saldimin e metaleve dhe për shpërthimin. Oksigjeni ruhet në cilindra çeliku të lyer me ngjyrë blu nën një presion prej 150 atm. Në kushte laboratorike, oksigjeni ruhet në instrumente qelqi - gazometra.

Atomet squfur (S), si atomet e oksigjenit dhe të gjithë elementët e tjerë të nëngrupit kryesor të grupit VI, përmbajnë në nivelin e jashtëm të energjisë 6 elektrone, nga të cilat dy elektrone të paçiftuara. Megjithatë, në krahasim me atomet e oksigjenit, atomet e squfurit kanë një rreze më të madhe dhe një vlerë elektronegativiteti më të ulët, dhe për këtë arsye shfaqin veti të theksuara reduktuese, duke formuar komponime me gjendje oksidimi +2, +4, +6. Në lidhje me elementët më pak negativë (hidrogjen, metale), squfuri shfaq veti oksiduese dhe fiton një gjendje oksidimi. -2 .

Squfuri është një substancë e thjeshtë

Squfuri, si oksigjeni, karakterizohet nga alotropia. Ka shumë modifikime të njohura të squfurit me një strukturë ciklike ose lineare të molekulave të përbërjeve të ndryshme.

Modifikimi më i qëndrueshëm njihet si squfuri rombik, i përbërë nga molekula S 8. Kristalet e tij kanë formën e oktaedrës me qoshe të prera. Ato janë të verdha limoni dhe të tejdukshme, me një pikë shkrirjeje prej 112,8 °C. Të gjitha modifikimet e tjera shndërrohen në këtë modifikim në temperaturën e dhomës. Kur kristalizohet nga shkrirja, së pari fitohet squfuri monoklinik (kristale në formë gjilpëre, pika e shkrirjes 119.3 ° C), i cili më pas shndërrohet në squfur ortorhombik. Kur copat e squfurit nxehen në një provëz, ai shkrihet, duke u kthyer në një lëng të verdhë. Në një temperaturë prej rreth 160 °C, squfuri i lëngshëm fillon të errësohet, bëhet i trashë dhe viskoz, nuk derdhet nga provëza dhe me ngrohje të mëtejshme kthehet në një lëng shumë të lëvizshëm, por ruan të njëjtën ngjyrë kafe të errët. Nëse e derdhni në ujë të ftohtë, ngurtësohet në një masë gome transparente. Ky është squfur plastik. Mund të merret edhe në formën e fijeve. Pas disa ditësh shndërrohet edhe në squfur rombik.

Squfuri nuk tretet në ujë. Kristalet e squfurit fundosen në ujë, por pluhuri noton në sipërfaqen e ujit, sepse kristalet e vogla të squfurit nuk lagen nga uji dhe mbahen në këmbë nga flluska të vogla ajri. Ky është një proces lundrimi. Squfuri është pak i tretshëm në alkool etilik dhe dietil eter dhe shpërndahet lehtësisht në disulfid karboni.

Në kushte normale squfuri reagon me të gjitha metalet alkaline dhe alkaline tokësore, bakër, merkur, argjend, Për shembull:

Ky reagim qëndron në themel të heqjes dhe neutralizimit të merkurit të derdhur, për shembull, nga një termometër i prishur. Pikat e dukshme të merkurit mund të mblidhen në një fletë letre ose plastike bakri. Çdo merkur që futet në të çara duhet të mbulohet me pluhur squfuri. Ky proces quhet demerkurizim.

Kur nxehet, squfuri reagon edhe me metale të tjera (Zn, Al, Fe), dhe vetëm ari nuk ndërvepron me të në asnjë kusht. Squfuri gjithashtu shfaq veti oksiduese me hidrogjenin, me të cilin reagon kur nxehet:

Nga jometalet, vetëm azoti, jodi dhe gazrat fisnikë nuk reagojnë me squfurin. Squfuri digjet me një flakë kaltërosh, duke formuar oksid squfuri (IV):

Ky përbërës njihet zakonisht si dioksidi i squfurit.

Vetitë kimike të squfurit në tabela

Squfuri është një element shumë i zakonshëm: korja e tokës përmban 4,7·10-2% squfur në masë (vendi i 15-të midis elementëve të tjerë), dhe Toka në tërësi përmban shumë më tepër (0,7%). Masa kryesore e squfurit ndodhet në thellësi të tokës, në shtresën e mantelit të saj të vendosur midis kores së tokës dhe bërthamës së tokës. Këtu, në një thellësi prej afërsisht 1200-3000 km, shtrihet një shtresë e trashë sulfidesh dhe oksidesh metali. Në koren e tokës, squfuri gjendet si në gjendje të lirë (vendase) dhe, kryesisht, në formën e përbërjeve sulfide dhe sulfate. Nga sulfidet në koren e tokës, më të zakonshmet janë piriti FeS2, kalkopiriti FeCuS2, shkëlqimi i plumbit (galena) PbS, blendi i zinkut (sfaleriti) ZnS. Sasi të mëdha të squfurit gjenden në koren e tokës në formën e sulfateve pak të tretshme - gipsi CaSO4 2H2O, sulfatet e magnezit, natriumi dhe kaliumi janë të zakonshme në ujin e detit.

Shtë interesante që në kohët e lashta të historisë gjeologjike të Tokës (rreth 800 milion vjet më parë) nuk kishte sulfate në natyrë. Ato u formuan si produkte të oksidimit të sulfurit, kur u ngrit një atmosferë oksigjeni si rezultat i jetës së bimëve. Sulfidi i hidrogjenit H2S dhe dioksidi i squfurit SO2 gjenden në gazrat vullkanikë. Prandaj, squfuri vendas, i gjetur në zonat afër vullkaneve aktive (Sicili, Japoni), mund të formohet nga ndërveprimi i këtyre dy gazeve:

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

Depozita të tjera të squfurit vendas shoqërohen me aktivitetin e mikroorganizmave.

Mikroorganizmat marrin pjesë në shumë procese kimike që në përgjithësi përbëjnë ciklin e squfurit në natyrë. Me ndihmën e tyre, sulfidet oksidohen në sulfate, sulfatet thithen nga organizmat e gjallë, ku squfuri reduktohet dhe bëhet pjesë e proteinave dhe substancave të tjera jetike. Kur mbetjet e vdekura të organizmave kalben, proteinat shkatërrohen dhe lirohet sulfuri i hidrogjenit, i cili më tej oksidohet ose në squfur elementar (kështu formohen depozitat e squfurit) ose në sulfate. Është interesante se bakteret dhe algat që oksidojnë sulfurin e hidrogjenit në squfur e mbledhin atë në qelizat e tyre. Qelizat e mikroorganizmave të tillë mund të përbëhen nga 95% squfur i pastër.

Origjina e squfurit mund të përcaktohet nga prania e analogut të tij, selenit, në të: nëse seleni gjendet në squfurin vendas, atëherë squfuri është me origjinë vullkanike, nëse jo, ai është me origjinë biogjene, pasi mikroorganizmat shmangin përfshirjen e selenit në cikli i tyre jetësor gjithashtu, squfuri biogjen përmban më shumë izotop 32S se 34S më i rëndë.

Rëndësia biologjike e squfurit

Një element jetik kimik. Është pjesë e proteinave - një nga përbërësit kryesorë kimikë të qelizave të të gjithë organizmave të gjallë. Ka veçanërisht shumë squfur në proteinat e flokëve, brirëve dhe leshit. Për më tepër, squfuri është një pjesë integrale e substancave biologjikisht aktive në trup: vitaminat dhe hormonet (për shembull, insulina). Squfuri është i përfshirë në proceset redoks të trupit. Me mungesë të squfurit në trup, ndodh brishtësia dhe brishtësia e kockave dhe humbja e flokëve.

Bishtajat (bizelet, thjerrëzat), tërshëra dhe vezët janë të pasura me squfur.

Aplikimi i squfurit

Squfuri përdoret në prodhimin e shkrepseve dhe letrës, gomës dhe bojrave, eksplozivëve dhe ilaçeve, plastikës dhe kozmetikës. Në bujqësi përdoret për të kontrolluar dëmtuesit e bimëve. Megjithatë, konsumatori kryesor i squfurit është industria kimike. Rreth gjysma e squfurit në botë përdoret për të prodhuar acid sulfurik.

Azoti

Azoti (N)- përfaqësuesi i parë i nëngrupit kryesor të grupit V të tabelës periodike. Atomet e tij përmbajnë pesë elektrone në nivelin e jashtëm të energjisë, nga të cilat tre janë elektrone të paçiftuara. Nga kjo rrjedh se atomet e këtyre elementeve mund të shtojnë tre elektrone, duke plotësuar nivelin e jashtëm të energjisë.

Atomet e azotit mund të japin elektronet e tyre të jashtme tek më shumë elementë elektronegativë (fluor, oksigjen) dhe në këtë mënyrë të fitojnë gjendje oksidimi +3 dhe +5. Atomet e azotit gjithashtu shfaqin veti reduktuese në gjendje oksidimi +1, +2, +4.

Në një gjendje të lirë, azoti ekziston në ujin e molekulës diatomike N2. Në këtë molekulë, dy atome N janë të lidhur me një lidhje kovalente trefishe shumë të fortë, këto lidhje mund të përcaktohen si më poshtë:

Azoti është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije.

Në kushte normale azoti reagon vetëm me litium, duke formuar nitrid Li 3 N:

Ai ndërvepron me metale të tjera vetëm në temperatura të larta.

Gjithashtu në temperatura dhe presione të larta në prani të një katalizatori, azoti reagon me hidrogjenin për të formuar amoniak:

Në temperaturën e harkut elektrik, ai kombinohet me oksigjenin, duke formuar oksid nitrik (II):

Vetitë kimike të azotit në tabela

Aplikimi i azotit

Azoti i marrë nga distilimi i ajrit të lëngshëm përdoret në industri për sintezën e amoniakut dhe prodhimin e acidit nitrik. Në mjekësi, azoti i pastër përdoret si një mjet inert për trajtimin e tuberkulozit pulmonar, dhe azoti i lëngshëm përdoret në trajtimin e sëmundjeve të shtyllës kurrizore, kyçeve etj.

Fosfori

Elementi kimik fosfor formon disa modifikime alotropike. Dy prej tyre janë substanca të thjeshta: fosfori i bardhë dhe fosfori i kuq. Fosfori i bardhë ka një rrjetë kristalore molekulare të përbërë nga molekula P4. I patretshëm në ujë, i tretshëm në disulfid karboni. Ai oksidohet lehtësisht në ajër, madje edhe ndizet në formë pluhuri. Fosfori i bardhë është shumë helmues. Një veti e veçantë është aftësia për të ndriçuar në errësirë ​​për shkak të oksidimit. Ruajeni atë nën ujë, fosfori i kuq është një pluhur i errët. Nuk tretet as në ujë, as në disulfid karboni. Në ajër oksidohet ngadalë dhe nuk ndizet spontanisht. Jo helmues dhe nuk shkëlqen në errësirë. Kur fosfori i kuq nxehet në një epruvetë, ai shndërrohet në fosfor të bardhë (avull i koncentruar).

Vetitë kimike të fosforit të kuq dhe të bardhë janë të ngjashme, por fosfori i bardhë është më aktiv kimikisht. Pra, të dy bashkëveprojnë me metale, duke formuar fosfide:

Fosfori i bardhë ndizet spontanisht në ajër, ndërsa fosfori i kuq digjet kur ndizet. Në të dyja rastet, formohet oksidi i fosforit (V), i cili lëshohet në formën e tymit të bardhë të trashë:

Fosfori nuk reagon drejtpërdrejt me hidrogjenin PH 3 mund të merret në mënyrë indirekte, për shembull, nga fosfidet:

Fosfina është një gaz shumë helmues me një erë të pakëndshme. Lehtësisht i ndezshëm në ajër. Kjo veti e fosfinës shpjegon shfaqjen e kënetave.

Vetitë kimike të fosforit në tabela

Aplikimi i fosforit

Fosfori është elementi biogjen më i rëndësishëm dhe në të njëjtën kohë gjen aplikim shumë të gjerë në industri. Fosfori i kuq përdoret në prodhimin e shkrepseve. Ajo së bashku me xhamin e bluar imët dhe ngjitësin aplikohet në sipërfaqen anësore të kutisë. Kur një kokë shkrepëse, e cila përmban klorat kaliumi dhe squfur, fërkohet, ndodh ndezja.

Ndoshta vetia e parë e fosforit që njeriu ka vënë në shërbim të tij është ndezshmëria. Ndezshmëria e fosforit është shumë e lartë dhe varet nga modifikimi alotropik.

Më aktivi kimik, toksik dhe më i ndezshëm është fosfori i bardhë ("i verdhë"), për këtë arsye përdoret shumë shpesh (në bomba ndezëse, etj.).

Fosfori i kuq është modifikimi kryesor i prodhuar dhe i konsumuar nga industria. Përdoret në prodhimin e shkrepseve, eksplozivëve, përbërjeve ndezëse, llojeve të ndryshme të lëndëve djegëse, si dhe lubrifikantëve me presion ekstrem, si marrës në prodhimin e llambave inkandeshente.

Fosfori (në formën e fosfateve) është një nga tre elementët biogjenë më të rëndësishëm dhe është i përfshirë në sintezën e ATP. Pjesa më e madhe e acidit fosforik të prodhuar përdoret për prodhimin e plehrave fosforike - superfosfat, precipitat, ammofosfat, etj.

Fosfatet përdoren gjerësisht:

• si agjentë komplekse (zbutës uji),
• si pjesë e pasivatorëve të sipërfaqes metalike (mbrojtja nga korrozioni, për shembull, e ashtuquajtura përbërje majef).

Aftësia e fosfateve për të formuar një rrjet të fortë polimer tre-dimensionale përdoret për të bërë lidhës fosfate dhe aluminofosfate.

Karboni

Karboni (C)- elementi i parë i nëngrupit kryesor të grupit VI të tabelës periodike. Atomet e tij përmbajnë 4 elektrone në nivelin e jashtëm, kështu që ata mund të pranojnë katër elektrone, duke marrë kështu një gjendje oksidimi -4 , d.m.th., shfaqin veti oksiduese dhe i japin elektronet e tyre elementeve më elektronegativë, d.m.th., shfaqin veti reduktuese, ndërkohë që fitojnë një gjendje oksidimi +4.

Karboni është një substancë e thjeshtë

Karboni formon modifikime alotropike diamanti dhe grafiti. Diamanti është një substancë kristalore transparente, më e vështira nga të gjitha substancat natyrore. Ai shërben si një standard fortësie, i cili sipas sistemit me dhjetë pikë vlerësohet me pikën më të lartë prej 10. Kjo fortësi e diamantit është për shkak të strukturës së veçantë të rrjetës së tij kristalore atomike. Në të, çdo atom karboni është i rrethuar nga të njëjtat atome të vendosura në majat e një tetraedri të rregullt.

Kristalet e diamantit janë zakonisht pa ngjyrë, por vijnë në ngjyrat blu, cian, të kuqe dhe të zezë. Ata kanë një shkëlqim shumë të fortë për shkak të vetive të tyre të larta refraktive dhe reflektuese të dritës. Dhe për shkak të fortësisë së tyre jashtëzakonisht të lartë, ato përdoren për prodhimin e stërvitjeve, stërvitjeve, veglave bluarëse dhe prerjes së xhamit.

Depozitat më të mëdha të diamantit ndodhen në Afrikën e Jugut, dhe në Rusi ato minohen në Yakutia.

Grafiti është një substancë kristalore gri e errët, e yndyrshme në prekje me një shkëlqim metalik. Ndryshe nga diamanti, grafiti është i butë (lë një shenjë në letër) dhe i errët dhe përcjell mirë nxehtësinë dhe rrymën elektrike. Butësia e grafitit është për shkak të strukturës së tij me shtresa. Në rrjetën kristalore të grafitit, atomet e karbonit të shtrirë në të njëjtin rrafsh janë të lidhur fort në gjashtëkëndësha të rregullt. Lidhjet midis shtresave janë të dobëta. Ai është shumë refraktar. Grafiti përdoret për të bërë elektroda, lubrifikantë të ngurtë, moderatorë neutron në reaktorët bërthamorë dhe plumba lapsash. Në temperatura dhe presion të lartë, diamante artificiale prodhohen nga grafiti, të cilët përdoren gjerësisht në teknologji.

Bloza dhe qymyri kanë një strukturë të ngjashme me grafitin. Qymyri fitohet nga distilimi i thatë i drurit. Ky qymyr, për shkak të sipërfaqes poroze, ka një aftësi të jashtëzakonshme për të thithur gazra dhe substanca të tretura. Kjo veti quhet adsorbim. Sa më i madh të jetë poroziteti i qymyrit, aq më efektiv është absorbimi. Për të rritur kapacitetin absorbues, qymyri trajtohet me avull të ujit të nxehtë. Karboni i përpunuar në këtë mënyrë quhet i aktivizuar ose aktiv. Në barnatore shitet në formën e tabletave të zeza të karbolenit.

Vetitë kimike të karbonit

Diamanti dhe grafiti kombinohen me oksigjenin në temperatura shumë të larta. Bloza dhe qymyri ndërveprojnë me oksigjenin shumë më lehtë, duke u djegur në të. Por në çdo rast, rezultati i një ndërveprimi të tillë është i njëjtë - formohet dioksidi i karbonit:

Kur nxehet, karboni formohet me metale karabitet:

Karabit alumini- kristale transparente të verdha të lehta. Karbidi i kalciumit CaC 2 njihet në formën e copave gri. Përdoret nga saldatorët me gaz për të prodhuar acetilen:

Acetilen përdoret për prerjen dhe saldimin e metaleve, duke e djegur me oksigjen në djegës të veçantë.

Nëse veproni me karabit alumini me ujë, do të merrni një gaz tjetër - metani CH 4:

Silikoni

Siliconi (Si) është elementi i dytë i nëngrupit kryesor të grupit IV të tabelës periodike. Në natyrë, silikoni është elementi i dytë kimik më i bollshëm pas oksigjenit. Më shumë se një e katërta e kores së tokës përbëhet nga komponimet e saj. Komponimi më i zakonshëm i silikonit është dioksidi i tij SiO 2 - silicë. Në natyrë ai formon mineralin kuarc dhe shumë varietete si kristal shkëmbi dhe formën e tij të famshme vjollce - ametist, si dhe agat, opal, diaspër, kalcedoni, karneli. Dioksidi i silikonit është gjithashtu i zakonshëm dhe rëra kuarci. Lloji i dytë i përbërjeve natyrale të silikonit janë silikatet. Midis tyre, më të zakonshmet janë aluminosilikatet - graniti, lloje të ndryshme argjilash dhe mikë. Një silikat që nuk përmban alumin është, për shembull, azbesti. Oksidi i silikonit është thelbësor për jetën e bimëve dhe kafshëve. I jep forcë kërcellit të bimëve dhe mbulesave mbrojtëse të kafshëve. Siliconi i jep butësi dhe forcë kockave të njeriut. Siliconi është pjesë e organizmave të gjallë më të ulët - diatomeve dhe radiolarëve.

Vetitë kimike të silikonit

Silikoni digjet në oksigjen, duke formuar dioksid silikoni ose oksid silikoni (IV):

Duke qenë një jometal, kur nxehet kombinohet me metale për të formuar silicide:

Silicidet dekompozohen lehtësisht nga uji ose acidet, duke lëshuar një përbërje të gaztë hidrogjeni të silikonit - silani:

4HCl + Mg 2 Si → SiH 4 + 2 MgCl 2

Ndryshe nga hidrokarburet, silani ndizet spontanisht në ajër dhe digjet për të formuar dioksid silikoni dhe ujë:

Rritja e reaktivitetit të silanit në krahasim me metanin CH4 shpjegohet me faktin se silici ka një madhësi atomike më të madhe se karboni, kështu që lidhjet kimike Si-H janë më të dobëta se lidhjet C-H.

Silici reagon me tretësira ujore të përqendruara të alkalit, duke formuar silikate dhe hidrogjen:

Përftohet silikoni duke e reduktuar atë nga dioksidi me magnez ose karbon:

Oksidi i silikonit (IV), ose dioksidi i silikonit, ose silici SiO 2, si CO 2, është një oksid acid. Sidoqoftë, ndryshe nga CO 2, ai nuk ka një rrjetë kristalore atomike, por molekulare. Prandaj, SiO 2 është një substancë e fortë dhe zjarrduruese. Ai nuk tretet në ujë dhe acide, përveç acidit hidrofluorik, por reagon në temperatura të larta me alkalet për të formuar kripëra të acidit silicik - silikate:

Silikatet gjithashtu mund të përftohen duke shkrirë dioksidin e silikonit me oksidet metalike ose karbonatet:

Silikatet e natriumit dhe kaliumit quhen qelqi i tretshëm. Tretësirat ujore të tyre janë ngjitësi i njohur silikat. Nga solucionet e silikateve nga veprimi i acideve më të forta mbi to - klorhidrik, sulfurik, acetik dhe madje edhe karbonik - prodhon acid silicik H 2 SiO 3 :

Prandaj, H 2 SiO 3 - acid shumë i dobët. Është i patretshëm në ujë dhe bie nga përzierja e reaksionit në formën e një precipitati xhelatinoz, ndonjëherë duke mbushur kompakt të gjithë vëllimin e tretësirës, ​​duke e kthyer atë në një masë gjysmë të ngurtë të ngjashme me pelte ose pelte. Kur kjo masë thahet, formohet një substancë shumë poroze - xhel silicë, e cila përdoret gjerësisht si një absorbues - një absorbues i substancave të tjera.

Materiali referues për marrjen e testit:

Tabela e Mendelejevit

Tabela e tretshmërisë

jometalet- elemente kimike që formojnë trupa të thjeshtë që nuk kanë veti karakteristike për metalet. Një karakteristikë cilësore e jometaleve është elektronegativiteti.

Elektronegativiteti- kjo është aftësia për të polarizuar një lidhje kimike, për të tërhequr çifte elektronike të zakonshme.

Janë 22 elementë të klasifikuar si jometale.

Periudha e 1

periudha e 3-të

Periudha e 4-të

Periudha e 5-të

periudha e 6-të

Siç shihet nga tabela, elementet jometalike ndodhen kryesisht në pjesën e sipërme të djathtë të tabelës periodike.

Struktura e atomeve jometale

Një tipar karakteristik i jometaleve është numri më i madh i elektroneve (në krahasim me metalet) në nivelin e jashtëm energjetik të atomeve të tyre. Kjo përcakton aftësinë e tyre më të madhe për të lidhur elektrone shtesë dhe për të shfaqur aktivitet oksidativ më të lartë se metalet. Veçanërisht të forta oksiduese, d.m.th aftësia për të shtuar elektrone, shfaqin jometalet e vendosura në periudhat e 2-të dhe të 3-të të grupeve VI-VII. Nëse krahasojmë renditjen e elektroneve në orbitale në atomet e fluorit, klorit dhe halogjeneve të tjera, mund të gjykojmë vetitë e tyre dalluese. Atomi i fluorit nuk ka orbitale të lira. Prandaj, atomet e fluorit mund të shfaqin vetëm I dhe gjendja e oksidimit është 1. Agjenti oksidues më i fortë është fluorin. Në atomet e halogjenëve të tjerë, për shembull në atomin e klorit, ka d-orbitale të lira në të njëjtin nivel energjie. Falë kësaj, çiftimi i elektroneve mund të ndodhë në tre mënyra të ndryshme. Në rastin e parë, klori mund të shfaqë një gjendje oksidimi prej +3 dhe të formojë acid klorik HClO2, i cili korrespondon me kripërat - për shembull, klorit kaliumi KClO2. Në rastin e dytë, klori mund të formojë komponime në të cilat klori është +5. Komponime të tilla përfshijnë HClO3 dhe ee, për shembull klorat kaliumi KClO3 (Bertoletova). Në rastin e tretë, klori shfaq një gjendje oksidimi +7, për shembull në acidin perklorik HClO4 dhe kripërat e tij, perkloratet (në perkloratin e kaliumit KClO4).

Strukturat e molekulave jometale. Vetitë fizike të jometaleve

Në gjendje të gaztë në temperaturën e dhomës janë:

· hidrogjen - H2;

· nitrogjen - N2;

· oksigjen - O2;

fluor - F2;

· radoni - Rn).

Në lëng - brom - Br.

Në gjendje të ngurtë:

bor - B;

· karboni - C;

· silikon - Si;

· fosfor - P;

· selen - Se;

teluri - Te;

Është shumë më i pasur për jometalet dhe ngjyrat: e kuqja për fosforin, kafeja për bromin, e verdha për squfurin, e verdha-jeshile për klorin, vjollca për avujt e jodit etj.

Jometalet më tipike kanë strukturë molekulare, ndërsa ato më pak tipiket kanë strukturë jomolekulare. Kjo shpjegon ndryshimin në vetitë e tyre.

Përbërja dhe vetitë e substancave të thjeshta - jometaleve

Jometalet formojnë molekula monoatomike dhe diatomike. TE monatomike Jometalet përfshijnë gazra inerte që praktikisht nuk reagojnë as me substancat më aktive. ndodhen në grupin VIII të tabelës periodike dhe formulat kimike të substancave të thjeshta përkatëse janë si më poshtë: He, Ne, Ar, Kr, Xe dhe Rn.

Formohen disa jometale diatomike molekulat. Këto janë H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementë të grupit VII të sistemit periodik), si dhe oksigjen O2 dhe azoti N2. Nga triatomike molekulat përbëhen nga gazi i ozonit (O3). Për substancat jometalike që janë në gjendje të ngurtë, është mjaft e vështirë të krijohet një formulë kimike. Atomet e karbonit në grafit janë të lidhur me njëri-tjetrin në mënyra të ndryshme. Është e vështirë të izolosh një molekulë të vetme në strukturat e mësipërme. Kur shkruhet formula kimike për substanca të tilla, si në rastin e metaleve, parashtrohet supozimi se substanca të tilla përbëhen vetëm nga atome. , në këtë rast, shkruhen pa indekse: C, Si, S etj. Substanca të tilla të thjeshta si oksigjeni, që kanë të njëjtën përbërje cilësore (të dyja përbëhen nga i njëjti element - oksigjen), por që ndryshojnë në numrin e atomeve në molekulë. , kanë veti të ndryshme. Kështu, oksigjeni nuk ka erë, ndërsa ozoni ka një erë të mprehtë që e nuhasim gjatë një stuhie. Vetitë e jometaleve të forta, grafitit dhe diamantit, të cilët gjithashtu kanë të njëjtën përbërje cilësore, por struktura të ndryshme, ndryshojnë ndjeshëm (grafiti është i brishtë, i fortë). Kështu, vetitë e një lënde përcaktohen jo vetëm nga përbërja e saj cilësore, por edhe nga sa atome përmbahen në molekulën e substancës dhe si janë të lidhura me njëri-tjetrin. në trajtën e trupave të thjeshtë janë në gjendje të ngurtë të gaztë (përveç bromit - të lëngët). Ata nuk kanë vetitë fizike të natyrshme në metale. Jometalet e forta nuk kanë shkëlqimin tipik të metaleve, zakonisht janë të brishtë dhe e përcjellin nxehtësinë dobët (me përjashtim të grafitit). Bori kristalor B (si silikoni kristalor) ka një pikë shkrirjeje shumë të lartë (2075°C) dhe fortësi të lartë. Përçueshmëria elektrike e borit rritet shumë me rritjen e temperaturës, gjë që bën të mundur përdorimin e gjerë të tij në teknologjinë gjysmëpërçuese. Shtimi i borit në çelik dhe lidhjet e aluminit, bakrit, nikelit etj. përmirëson vetitë e tyre mekanike. Boridet (përbërjet me metale të caktuara, për shembull titani: TiB, TiB2) janë të nevojshme në prodhimin e pjesëve të motorit reaktiv dhe teheve të turbinave me gaz. Siç mund të shihet nga Skema 1, karboni - C, silic - Si, - B kanë një strukturë të ngjashme dhe kanë disa veti të përbashkëta. Si substanca të thjeshta, ato gjenden në dy forma - kristalore dhe amorfe. Format kristalore të këtyre elementeve janë shumë të forta, me pika të larta shkrirjeje. Kristali ka veti gjysmëpërçuese. Të gjithë këta elementë formojnë komponime me metalet - , dhe (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Disa prej tyre kanë fortësi më të madhe, për shembull Fe3C, TiB. Përdoret për prodhimin e acetilenit.

Vetitë kimike të jometaleve

Në përputhje me vlerat numerike të elektronegativiteteve relative, jometalet oksiduese rriten në rendin e mëposhtëm: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Jometalet si agjentë oksidues

Vetitë oksiduese të jometaleve shfaqen gjatë ndërveprimit të tyre:

· me metale: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· me hidrogjen: H2 + F2 = 2HF;

· me jometale që kanë elektronegativitet më të ulët: 2P + 5S = P2S5;

· me disa substanca komplekse: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Jometalet si agjentë reduktues

1. Të gjithë jometalet (përveç fluorit) shfaqin veti reduktuese kur ndërveprojnë me oksigjenin:

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

Oksigjeni në kombinim me fluorin gjithashtu mund të shfaqë një gjendje pozitive oksidimi, d.m.th., të jetë një agjent reduktues. Të gjithë jometalet e tjerë shfaqin veti reduktuese. Për shembull, klori nuk kombinohet drejtpërdrejt me oksigjenin, por në mënyrë indirekte është e mundur të merren oksidet e tij (Cl2O, ClO2, Cl2O2), në të cilat klori shfaq një gjendje pozitive oksidimi. Në temperatura të larta, azoti kombinohet drejtpërdrejt me oksigjenin dhe shfaq veti reduktuese. Squfuri reagon edhe më lehtë me oksigjenin.

2. Shumë jometale shfaqin veti reduktuese kur ndërveprojnë me substanca komplekse:

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

3. Ekzistojnë gjithashtu reaksione në të cilat një jometal është edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluori është jometali më tipik, i cili nuk ka veti reduktuese, pra aftësi për të dhuruar elektrone në reaksionet kimike.

Komponimet jo metalike

Jometalet mund të formojnë komponime me lidhje të ndryshme intramolekulare.

Llojet e përbërjeve jometale

Formulat e përgjithshme të përbërjeve të hidrogjenit sipas grupeve të tabelës periodike të elementeve kimike janë dhënë në tabelë:

Kalkogjenet totale.

Në nëngrupin kryesor të grupit të gjashtë të tabelës periodike të elementeve. I. Mendelejevi përmban elementet: oksigjen (O), squfur (S), selen (Se), (Te) dhe (Po). Këta elementë quhen kolektivisht kalkogjenë, që do të thotë "formim mineral".

Në nëngrupin e kalkogjenëve, nga lart poshtë, me rritjen e ngarkesës atomike, vetitë e elementeve ndryshojnë natyrshëm: vetitë e tyre jometalike zvogëlohen dhe vetitë e tyre metalike rriten. Pra - një tipik jo-metal, dhe polonium - një metal (radioaktiv).

Seleni gri

Prodhimi i fotocelave dhe ndreqësve të rrymës elektrike

Në teknologjinë gjysmëpërçuese

Roli biologjik i kalkogjeneve

Squfuri luan një rol të rëndësishëm në jetën e bimëve, kafshëve dhe njerëzve. Në organizmat shtazorë, squfuri është pjesë e pothuajse të gjitha proteinave, proteinave dhe proteinave që përmbajnë squfur, si dhe vitaminës B1 dhe hormonit insulinë. Me mungesë squfuri, rritja e leshit ngadalësohet te delet, dhe pendët e dobëta vërehen te zogjtë.

Bimët që konsumojnë më shumë squfur janë lakra, marule dhe spinaqi. Bishtaja e bizeleve dhe fasuleve, rrepkat, rrepat, qepa, rrika, kungulli dhe kastravecat janë gjithashtu të pasura me squfur; Panxhari është gjithashtu i varfër me squfur.

Për sa i përket vetive kimike, seleni dhe teluri janë shumë të ngjashëm me squfurin, por për nga vetitë fiziologjike janë antagonistë të tij. Sasi shumë të vogla të selenit nevojiten për funksionimin normal të trupit. Seleni ka një efekt pozitiv në sistemin kardiovaskular, qelizat e kuqe të gjakut dhe përmirëson vetitë imune të trupit. Një sasi e shtuar e selenit shkakton sëmundje tek kafshët, të manifestuara në dobësi dhe përgjumje. Mungesa e selenit në trup çon në ndërprerje të zemrës, organeve të frymëmarrjes, ënjtje të trupit dhe madje mund të ndodhë. Seleni ka një efekt të rëndësishëm tek kafshët. Për shembull, dreri, që ka mprehtësi të lartë vizuale, përmban 100 herë më shumë selen në retinë sesa në pjesët e tjera të trupit. Në botën bimore, të gjitha bimët përmbajnë shumë selen. Bima grumbullon sasi veçanërisht të mëdha të saj.

Roli fiziologjik i teluriumit për bimët, kafshët dhe njerëzit është studiuar më pak se ai i selenit. Dihet se teluri është më pak toksik në krahasim me selenin dhe komponimet e teluriumit në trup reduktohen shpejt në telurium elementar, i cili nga ana tjetër kombinohet me substanca organike.

Karakteristikat e përgjithshme të elementeve të nëngrupit të azotit

Nëngrupi kryesor i grupit të pestë përfshin nitrogjenin (N), fosforin (P), arsenikun (As), antimonin (Sb) dhe (Bi).

Nga lart poshtë në nëngrupin nga azoti në bismut, vetitë jometalike zvogëlohen, ndërsa vetitë metalike dhe rrezja e atomeve rriten. Azoti, fosfori, arseniku janë jometale, por i përkasin metaleve.

Nëngrupi i azotit

Në jetën e përditshme, një person ndërvepron me shumë substanca. Të gjithë elementët mund të klasifikohen sipas cilësive fizike dhe kimike. Në artikull do të shohim se si ndryshojnë metalet nga jometalet, vetitë dhe konceptin e tyre.

Përkufizimi i metalit dhe vetitë e tij

Çdo ditë merremi me metale dhe kjo nuk është pa arsye. Shumica e elementeve të tabelës periodike janë ato. Ata të gjithë kanë karakteristikat dhe vetitë e tyre.

Si rregull, metalet janë elementë që përçojnë mirë nxehtësinë dhe energjinë elektrike. Metalet janë gjithashtu shumë duktile, gjë që u lejon atyre të ndryshojnë formën e tyre duke farkëtuar, dhe gjithashtu kanë një koeficient të lartë fortësie. Një tipar dallues i këtij elementi është shkëlqimi i tij, i cili quhet metalik. Vetitë e metalit ndahen në dy fraksione kryesore, si p.sh.

• Vetitë fizike.
• Vetitë kimike.

Si ndryshojnë metalet nga metalet në karakteristikat fizike? Karakteristikat fizike përfshijnë:

• Ngjyrë. Metalet, si rregull, kanë një strukturë të dendur që nuk lejon që drita të kalojë. Dhe ngjyra e tyre përcaktohet nga reflektimi i dritës nga sipërfaqja e saj. Kështu, metalet në shumicën e rasteve kanë ngjyra që variojnë nga gri në argjend. Por ka përjashtime, të tilla si bakri, i cili është i kuq dhe ari, i cili është i verdhë.
• Gjendja e formës, fortësia dhe dendësia. Vetë metalet kanë një gjendje të ngurtë grumbullimi, por janë të afta të shndërrohen në lëng në temperatura të larta. Kështu, metalet shkrihen në temperatura nga 40 deri në 3400 gradë Celsius. Por ka metale, gjendja kryesore e grumbullimit të të cilave është e lëngshme. Këto elemente përfshijnë merkurin.
• Përçueshmëria elektrike. Një veçori e veçantë është ulja e tij me rritjen e temperaturës së substancës.
• Përçueshmëria termike dhe pika e vlimit/shkrirjes.

Si ndryshojnë metalet nga metalet në vetitë kimike? Ky grup përfshin:

Si ndryshojnë metalet nga njëri-tjetri?

Shumë njerëz nuk e dinë se si metalet ndryshojnë nga metalet. Dallimet e tyre mund të klasifikohen:

• Metalet ndryshojnë në ngjyrë nga njëri-tjetri, si ari dhe bakri.
• Metalet gjithashtu shkrihen në temperatura të ndryshme. Disa metale, si kallaji dhe plumbi, mund të shkrihen në shtëpi, por të tjerët kërkojnë temperatura më të larta.
• Metalet ndahen në dy grupe: të rënda dhe të lehta. Metalet e rënda përfshijnë ato dendësia e të cilëve është nga 5 g/cm3, metalet e lehta kanë një densitet më të vogël se 5 g/cm3. Metalet e lehta përfshijnë litiumin, i cili ka një dendësi prej 0,2 g/cm 3, vendin e metalit më të rëndë e ndajnë osmiumi dhe iridiumi. Dendësia e tyre është 22,6 g/cm3.
• Metalet ndryshojnë nga njëri-tjetri në duktilitet dhe përçueshmëri elektrike. Disa prej tyre janë shumë fleksibël. Për shembull, nga vetëm 1 gram ari mund të bëni një tel të hollë prej 3.5 kilometrash. Do të jetë fleksibël dhe nuk do të prishet. Nuk do të jetë e mundur të përsëritet kjo me një metal më pak duktil.
• Gjithashtu, disa metale përçojnë rrymë më mirë se të tjerët. Metalet më përçues elektrik janë bakri, argjendi dhe alumini. Ato përdoren më shpesh si elementë përçues.

Si ndryshojnë jometalet nga metalet?

Jometalet quhen zakonisht elementë që kanë veti jometalike. Si ndryshojnë metalet nga jometalet? Le të hedhim një vështrim më të afërt:

Druri është një material bimor. Metali është rezultat i një përbërje kimike natyrore. Cili është ndryshimi midis drurit dhe metalit:

Gjysmëpërçuesit janë jometale që kanë disa veti metalike. Metalet dhe gjysmëpërçuesit janë të ngjashëm në atë që të dy janë në gjendje të përcjellin rrymë.

Por gjysmëpërçuesit kanë një veçori dalluese, që është se përçueshmëria e tyre elektrike mund të rritet disa herë në varësi të faktorëve të jashtëm. Kështu, një gjysmëpërçues e përcjell më mirë rrymën kur rritet temperatura. Në metale, përçueshmëria elektrike zvogëlohet me rritjen e temperaturës. Përçueshmëria elektrike mund të ndikohet gjithashtu nga prania e papastërtive të huaja. Kështu, në metale, papastërtitë zvogëlojnë përçueshmërinë elektrike, dhe në gjysmëpërçuesit ato rriten.

Gjysmëpërçuesit, ndryshe nga metalet, mund të kenë përçueshmëri elektrike pozitive dhe negative. Vetë gjysmëpërçuesit, për sa i përket aftësisë së tyre për të kaluar rrymë përmes vetes, qëndrojnë midis metalit dhe elementëve që nuk përçojnë fare rrymë.

Dallimi midis metalit dhe çelikut

Fakti është se metalet janë një grup i tërë elementësh që kanë veti metalike. Ky grup përfshin edhe hekurin. Çeliku nuk është gjë tjetër veçse një aliazh hekuri me elementë që i përkasin grupit të metaleve.

Më shpesh, përveç hekurit, çeliku përmban elementë të tabelës periodike si molibden, krom dhe vanadium. Çeliku gjithashtu përmban karbon. Përdoret për të rritur forcën e hekurit.

Kështu, duke ndryshuar sasinë e karbonit në aliazh, mund të merret një material shumë i fortë. Por sa më i fortë të jetë çeliku, aq më i brishtë bëhet. Kështu, nën ngarkesë të zgjatur dinamike, çeliku thyhet lehtësisht. Shtimi i papastërtive të tjera në të ndihmon për të arritur rezistencën ndaj çdo ndikimi.

Pra, artikulli shqyrtoi se si metalet ndryshojnë nga metalet dhe jometalet. Karakteristikat e të gjithë elementëve mund të krahasohen në aspektin e vetive kimike dhe fizike. Çdo ditë një person përdor elementë të tillë dhe krijon substanca të reja për të përmirësuar cilësinë e jetës.