Ако повечето метални елементи не са оцветени, единствените изключения са мед и злато, тогава почти всички неметали имат свой собствен цвят: флуор - оранжево-жълт, хлор - зеленикаво-жълт, бром - тухленочервен, йод - лилав, сяра - жълта, фосфорът може да бъде бял, червен и черен, а течният кислород е син.

Всички неметали не провеждат топлина и електрически ток, тъй като нямат свободни носители на заряд - електрони, всички те се използват за образуване на химически връзки. Кристалите от неметали са непластични и крехки, тъй като всяка деформация води до разрушаване на химическите връзки. Повечето неметали нямат метален блясък.

Физичните свойства на неметалите са разнообразни и се дължат на различни видове кристални решетки.

1.4.1 Алотропия

АЛОТРОПИЯ - съществуването на химични елементи в две или повече молекулни или кристални форми. Например обикновеният кислород О 2 и озон О 3 са алотропи; в този случай алотропията се дължи на образуването на молекули с различен брой атоми. Най-често алотропията се свързва с образуването на кристали с различни модификации. Въглеродът съществува в две различни кристални алотропни форми: диамант и графит. По-рано се смяташе, че т.нар. аморфни форми на въглерод, въглен и сажди, също са негови алотропни модификации, но се оказа, че имат същата кристална структура като графита. Сярата се намира в две кристални модификации: ромбична (a-S) и моноклинна (b-S); са известни поне три от неговите некристални форми: l-S, m-S и виолетово. За фосфор белите и червените модификации са добре проучени, черен фосфор също е описан; при температури под –77 ° C има друг вид бял фосфор. Открити са алотропни модификации на As, Sn, Sb, Se, а при високи температури – на желязо и много други елементи.

1.5. Химични свойства на неметали

Неметалните химични елементи могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства, в зависимост от химическата трансформация, в която участват.

Атомите на самия електроотрицателен елемент - флуорът - не са в състояние да даряват електрони, той винаги проявява само окислителни свойства, други елементи също могат да проявяват редуциращи свойства, макар и в много по-малка степен от металите. Най-мощните окислители са флуор, кислород и хлор; водород, бор, въглерод, силиций, фосфор, арсен и телур проявяват предимно редуциращи свойства. Азотът, сярата, йодът имат междинни редокс свойства.

Взаимодействие с прости вещества

Взаимодействие с метали:

2Na + Cl 2 = 2NaCl,

6Li + N 2 = 2Li 3 N,

2Ca + O 2 = 2CaO

в тези случаи неметалите проявяват окислителни свойства, приемат електрони, образувайки отрицателно заредени частици.

Взаимодействие с други неметали:

Взаимодействайки с водород, повечето неметали проявяват окислителни свойства, образувайки летливи водородни съединения - ковалентни хидриди:

3H 2 + N 2 = 2NH 3,

H2 + Br2 = 2HBr;

Взаимодействайки с кислорода, всички неметали, с изключение на флуора, проявяват редуциращи свойства:

S + O 2 = SO 2,

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

Когато взаимодейства с флуор, флуорът е окислител, а кислородът е редуциращ агент:

2F 2 + O 2 = 2OF 2;

Неметалите взаимодействат един с друг, по-електроотрицателният метал играе ролята на окислител, по-малко електроотрицателният метал играе ролята на редуциращ агент:

S + 3F 2 = SF 6,

Химични елементи - неметали

Има само 16 неметални химически елемента, но два от тях, кислород и силиций, съставляват 76% от масата кора... Неметалите съставляват 98,5% от масата на растенията и 97,6% от масата на хората. Всички най-важни органични вещества са съставени от въглерод, водород, кислород, сяра, фосфор и азот; те са елементите на живота. Водородът и хелият са основните елементи на Вселената, всички космически обекти, включително нашето Слънце, са направени от тях. Невъзможно е да си представим живота си без съединения на неметали, особено ако помним, че жизненоважно химично съединение - водата - се състои от водород и кислород.

Ако в Периодичната таблица начертаем диагонал от берилий до астатин, тогава вдясно нагоре по диагонала ще има неметални елементи, а долу вляво - метали, те също включват елементи от всички странични подгрупи, лантаниди и актиниди. Елементите, разположени близо до диагонала, например берилий, алуминий, титан, германий, антимон, имат двоен характер и принадлежат към металоиди. Неметални елементи: s-елемент - водород; p-елементи от група 13 - бор; 14 групи - въглерод и силиций; 15 групи - азот, фосфор и арсен, 16 групи - кислород, сяра, селен и телури всички елементи от 17-та група - флуор, хлор, бром, йод и астатин... Елементи от група 18 - инертни газове, заемат специално положение, те имат напълно завършен външен електронен слой и заемат междинно положение между метали и неметали. Понякога те се наричат ​​неметали, но формално, според физическите характеристики.

Неметали- това са химични елементи, чиито атоми приемат електрони, за да завършат външното енергийно ниво, като същевременно образуват отрицателно заредени йони.

Външният електронен слой от неметални атоми съдържа от три до осем електрона.

Почти всички неметали имат относително малки радиуси и голям бройелектрони на външно енергийно ниво от 4 до 7, те се характеризират с високи стойности на електроотрицателност и окислителни свойства. Следователно, в сравнение с металните атоми, неметалите се характеризират с:

· По-малък атомен радиус;

· Четири или повече електрона на външно енергийно ниво;

Следователно, толкова важно свойство на неметалните атоми е тенденцията да приемат липсващи до 8 електрона, т.е. окислителни свойства. Качествена характеристика на неметалните атоми, т.е. Електроотрицателността може да служи като вид мярка за тяхната неметаличност, т.е. свойството на атомите на химичните елементи да поляризират химическа връзка, да отдръпват общите електронни двойки;

Първата научна класификация на химичните елементи е тяхното разделяне на метали и неметали. Тази класификация не е загубила своето значение и в момента. Неметалите са химични елементи, чиито атоми се характеризират със способността да приемат електрони до завършването на външния слой поради наличието, като правило, на четири или повече електрона във външния електронен слой и малкия радиус на атомите в сравнение с метални атоми.

Това определение оставя настрана елементите от група VIII на основната подгрупа - инертни, или благородни, газове, атомите на които имат пълен външен електронен слой. Електронната конфигурация на атомите на тези елементи е такава, че те не могат да бъдат приписани нито на метали, нито на неметали. Те са обектите, които разделят елементите на метали и неметали, заемайки гранична позиция между тях. Инертните или благородни газове („благородството“ се изразява в инертност) понякога се наричат ​​неметали, но само формално, според физическите характеристики. Тези вещества остават газообразни до много ниски температури. Така че, хелият не преминава в течно състояние при t ° = -268,9 ° C.

Химическата инертност на тези елементи е относителна. За ксенона и криптона са известни съединения с флуор и кислород: KrF 2, XeF 2, XeF 4 и др. Несъмнено при образуването на тези съединения инертните газове играят ролята на редуциращи агенти. От определението за неметали следва, че техните атоми се характеризират с високи стойности на електроотрицателност. Тя варира от 2 до 4. Неметалите са елементи от основните подгрупи, главно p-елементи, с изключение на водорода – s-елемент.

Всички неметални елементи (с изключение на водорода) заемат горния десен ъгъл в Периодичната таблица на химичните елементи на D.I. Специално внимание обаче трябва да се обърне на двойната позиция на водорода в периодичната таблица: в основните подгрупи от групи I и VII. Това не е случайно. От една страна, водороден атом, подобно на атомите на алкални метали, има един електрон (1s 1 електронна конфигурация) върху външния (и само за него) електронен слой, който е в състояние да дари, проявявайки свойствата на редуциращ агент.

В повечето от своите съединения водородът, подобно на алкалните метали, проявява степен на окисление +1. Но връщането на електрон от водороден атом е по-трудно от това на атомите алкални метали... От друга страна, водородният атом, подобно на халогенните атоми, няма един електрон, за да завърши външния електронен слой, така че водородният атом може да приеме един електрон, проявявайки свойствата на окислител и степента на окисление, характерна за халоген-1 в хидриди (съединения с метали, като метални съединения с халогени - халогениди). Но свързването на един електрон към водороден атом е по-трудно, отколкото при халогените.

При нормални условия водородът Н2 е газ. Неговата молекула, подобно на халогените, е двуатомна. Атомите на неметалите са доминирани от окислителни свойства, тоест способността да прикрепят електрони. Тази способност се характеризира със стойността на електроотрицателността, която естествено се променя в периоди и подгрупи. Флуорът е най-мощният окислител, неговите атоми в химичните реакции не са в състояние да даряват електрони, тоест да проявяват редуциращи свойства. Други неметали могат да проявяват редуциращи свойства, макар и в много по-слаба степен от металите; в периоди и подгрупи тяхната редукционна способност се променя в обратен ред в сравнение с окислителната.

• Неметалните елементи са разположени в основните подгрупи III – VIII на групи PS D.I. Менделеев, заемащ горния му десен ъгъл.
• Върху външния електронен слой от атоми на неметални елементи има от 3 до 8 електрона.
• Неметалните свойства на елементите се увеличават с периоди и отслабват в подгрупи с увеличаване на поредния номер на елемента.
• Висшите кислородни съединения на неметалите са кисели по природа (киселинни оксиди и хидроксиди).
• Атомите на неметалните елементи са способни както да приемат електрони, да проявяват окислителни функции, така и да ги даряват, проявявайки редуктивни функции.

Структура и физични свойства на неметалите

В простите вещества атомите на неметалите са свързани ковалентна неполярна връзка... В резултат на това се образува по-стабилна електронна система от тази на изолираните атоми. В този случай единични (например при водородни молекули H 2, халогени F 2, Br 2, I 2), двойни (например в серни молекули S 2), тройни (например в азотни молекули N 2) ковалентни се образуват връзки.

• Без ковкост
• Без блясък
• Топлопроводимост (само графит)
• Цветът е разнообразен: жълт, жълтеникаво-зелен, червено-кафяв.
• Електрическа проводимост (само за графит и черен фосфор.)

Състояние на агрегиране:

• течност - Br 2;

За разлика от металите, неметалите са прости вещества, характеризиращи се с голямо разнообразие от свойства. Неметалите имат различно агрегатно състояние при нормални условия:

• газове - H 2, O 2, O 3, N 2, F 2, Cl 2;
• течност - Br 2;
• твърди вещества - модификации на сяра, фосфор, силиций, въглерод и др.

Спектърът от цветове е много по-богат на неметали: червено - на фосфор, червено-кафяво - на бром, жълто - на сяра, жълто-зелено - на хлор, виолетово - на йодни пари. Елементите - неметали са по-способни, в сравнение с металите, на алотропия.

Способността на атомите на един химичен елемент да образуват няколко прости вещества се нарича алотропия, а тези прости вещества се наричат ​​алотропни модификации.

Прости вещества- неметалните могат да имат:

1. Молекулна структура.При нормални условия повечето от тези вещества са газове (H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, O 3) или твърди вещества (I 2, P 4, S 8) и само един бром (Br 2 ) е течен. Всички тези вещества имат молекулярна структура и поради това са летливи. В твърдо състояние те са топими поради слабото междумолекулно взаимодействие, което задържа техните молекули в кристала, и са способни на сублимация.

2. Атомна структура.Тези вещества се образуват от дълги вериги от атоми (C n, B n, Si n, Se n, Te n). Поради високата якост на ковалентните връзки, те като правило имат висока твърдост и всички промени, свързани с разрушаването на ковалентната връзка в техните кристали (топене, изпаряване), се извършват с голям разход на енергия. Много от тези вещества имат високи точки на топене и кипене, а тяхната летливост е много ниска.

Много неметални елементи образуват няколко прости вещества - алотропни модификации... Това свойство на атомите се нарича алотропия. Алотропията може да бъде свързана с различен състав на молекулите (O 2, O 3) и с различна структура на кристалите. Алотропните модификации на въглерода са графит, диамант, карбин, фулерен. За да се идентифицират свойствата, характерни за всички неметали, трябва да се обърне внимание на тяхното местоположение в периодична системаелементи и определят конфигурацията на външния електронен слой.

в периода:

• зарядът на ядрото се увеличава;
• радиусът на атома намалява;
• броят на електроните във външния слой се увеличава;
• електроотрицателността се увеличава;
• подобряват се окислителните свойства;
• неметалните свойства се подобряват.

В основната подгрупа:

• зарядът на ядрото се увеличава;
• радиусът на атома се увеличава;
• броят на електроните на външния слой не се променя;
• електроотрицателността намалява;
• окислителните свойства са отслабени;
• неметалните свойства са отслабени.

За повечето метали, с редки изключения (злато, мед и някои други), е характерен сребристо-бял цвят. Но за простите вещества - неметали, гамата от цветове е много по-разнообразна: P, Se - жълто; B - кафяво; O 2 (g) - синьо; Si, As (мет) - сив; P 4 - бледожълт; I - виолетово-черен с метален блясък; Br 2 (g) - кафява течност; C1 2 (g) - жълто-зелен; F 2 (r) - бледозелен; S 8 (TV) - жълт. Кристалите от неметали са непластични и всяка деформация причинява разрушаване на ковалентните връзки. Повечето неметали нямат метален блясък.

Има само 16 неметални химични елемента! Не е много, като се има предвид, че има 114 известни елемента. Два неметални елемента съставляват 76% от масата на земната кора. Това са кислород (49%) и силиций (27%). Атмосферата съдържа 0,03% от масата кислород в земната кора. Неметалите съставляват 98,5% от масата на растенията, 97,6% от масата на човешкото тяло. Неметалите C, H, O, N, S са биогенни елементи, които образуват най-важните органични вещества на жива клетка: протеини, мазнини, въглехидрати, нуклеинови киселини. Въздухът, който дишаме, се състои от прости и сложни вещества, също образуван от неметални елементи (кислород O 2, азот N 2, въглероден диоксид CO 2, водна пара H 2 O и др.)

Окислителни свойства на простите вещества - неметали

За атомите на неметалите и следователно за образуваните от тях прости вещества те се характеризират като окислителнои възстановителенИмоти.

1. Оксидиращи свойства на неметалисе появяват преди всичко при взаимодействие с метали(металите винаги са редуциращи агенти):

Окислителните свойства на хлора Cl 2 са по-изразени от тези на сярата, следователно металът Fe, който има стабилни степени на окисление от +2 и +3 в съединенията, се окислява от него до по-висока степен на окисление.

1. Повечето неметали експонират окислителни свойства при взаимодействие с водород... В резултат на това се образуват летливи водородни съединения.

2. Всеки неметал действа като окислител в реакции с онези неметали, които имат по-ниска стойност на електроотрицателност:

Електроотрицателността на сярата е по-голяма от тази на фосфора, така че тук проявява окислителни свойства.

Електроотрицателността на флуора е по-голяма от тази на всички други химични елементи, поради което той проявява свойствата на окислител. Флуорът F 2 е най-силният окислител сред неметалите, проявявайки само окислителни свойства в реакциите.

3. Неметалите също проявяват окислителни свойства при реакции с определени сложни вещества..

Нека първо отбележим окислителните свойства на неметалния кислород при реакции със сложни вещества:

Не само кислородът, но и други неметали могат да бъдат окислители при реакции със сложни вещества.- неорганични (1, 2) и органични (3, 4):

Силният окислител хлор Cl 2 окислява железен (II) хлорид до железен (III) хлорид;

Хлор Cl 2 като по-силен окислител измества йод I 2 в свободна форма от разтвора на калиев йодид;

Халогенирането на метана е характерна реакция за алканите;

Качествена реакция към ненаситените съединения е тяхното обезцветяване на бромна вода.

Редуциращи свойства на прости вещества - неметали

Чрез ревизия реакции на неметали един с друг, че в зависимост от стойността на тяхната електроотрицателност единият от тях проявява свойствата на окислител, а другият - свойствата на редуциращ агент.

1. По отношение на флуора всички неметали (дори кислород) проявяват редуциращи свойства.

2. Разбира се, неметалите, освен флуора, служат като редуциращи агенти при взаимодействие с кислорода.

В резултат на реакциите, неметални оксиди: несолеобразуваща и солеобразуваща киселинна. И въпреки че халогените не се свързват директно с кислорода, техните оксиди са известни: 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 и т.н., които се получават индиректно.

3. Много неметали могат да действат като редуциращ агент в реакции със сложни вещества - окислители:

Съществуват и реакции, при които един и същ неметал е едновременно окислител и редуциращ агент. Това са реакции на самоокисление-самолечение (диспропорциониране):

По този начин повечето неметали могат да работят в химична реакциякакто като окислител, така и като редуциращ агент (редуциращите свойства не са присъщи само на флуора F 2).

Водородни съединения на неметали

За разлика от металите, неметалите образуват газообразни водородни съединения. Техният състав зависи от степента на окисление на неметалите.

RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR

Общо свойство на всички неметали е образуването на летливи водородни съединения, в повечето от които неметалът има най-ниска степен на окисление. Сред дадените формули на вещества има много такива, чиито свойства, приложение и получаване сте проучили по-рано: CH 4, NH 3, H 2 O, H 2 S, HCl.

Известно е, че тези съединения могат да бъдат получени най-лесно директно взаимодействието на неметал с водород, тоест чрез синтез:

Всички водородни съединения на неметали се образуват от ковалентни полярни връзки, имат молекулярна структура и при нормални условия са газове, с изключение на водата (течност). Водородните съединения на неметалите се характеризират с различно отношение към водата. Метанът и силанът са практически неразтворими в него. Амонякът, когато се разтваря във вода, образува слаба основа NH 3 H 2 O. Когато сероводород, селенид водород, телурид, а също и халогеноводороди се разтварят във вода, киселините се образуват със същата формула като самите водородни съединения: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCl, HBr, HI.

Ако сравним киселинно-основните свойства на водородните съединения, образувани от неметали от един период, например втория (NH 3, H 2 O, HF) или третия (PH 3, H 2 S, HCl), тогава можем да заключим, че техните киселинни свойства естествено се засилват и съответно отслабват основните. Това очевидно се дължи на увеличаването на полярността комуникация E-N(където E е неметал).

Киселинно-основните свойства на водородните съединения на неметали от една подгрупа също се различават. Например, в серията от халогеноводороди HF, HCl, HBr, HI силата на E-H връзката намалява, тъй като дължината на връзката се увеличава. В разтвори на HCl, HBr, HI те се дисоциират почти напълно - това са силни киселини и силата им се увеличава от HF до HI. В този случай HF принадлежи към слабите киселини, което се дължи на друг фактор - междумолекулното взаимодействие, образуването водородни връзки… H-F… H-F…. Водородните атоми са свързани с флуорни F атоми не само на собствената си молекула, но и на съседната.

Обобщавайки сравнителни характеристикикиселинно-основни свойства на водородни съединения на неметали, заключаваме, че киселинността и отслабването на основните свойства на тези вещества от периоди и основни подгрупи с увеличаване на атомните номера на съставните им елементи.

През периода в ПС на химичните елементи, с увеличаване на поредния номер на елемента - неметал, киселинната природа на водородното съединение се увеличава.

SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl

В допълнение към разглежданите свойства, водородните съединения на неметалите в редокс реакциите винаги проявяват свойствата на редуциращи агенти, тъй като в тях неметалът има най-ниска степен на окисление.

водород

Водородът е основният елемент на Вселената. Много космически обекти (газови облаци, звезди, включително Слънцето) са повече от половината съставени от водород. На Земята той, включително атмосферата, хидросферата и литосферата, е само 0,88%. Но това е по маса, а атомната маса на водорода е много малка. Следователно, неговото малко съдържание е само привидно и от всеки 100 атома на Земята 17 са водородни атоми.

В свободно състояние водородът съществува под формата на H2 молекули, атомите са свързани в молекула ковалентна неполярна връзка.

Водородът (H 2) е най-лекият газ от всички газообразни вещества. Има най-висока топлопроводимост и най-ниска точка на кипене (след хелия). Слабо разтворим във вода. При температура от -252,8 ° C и атмосферно налягане водородът преминава в течно състояние.

1. Молекулата на водорода е много силна, което я прави неактивен:

Н2 = 2Н - 432 kJ

2. При обикновени температури водород реагира с активни метали:

Ca + H 2 = CaH 2,

образуване на калциев хидрид и с F 2 образуване на флуороводород:

F2 + H2 = 2HF

3. При високи температури вземете амоняк:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

и титаниев хидрид (метал на прах):

Ti + H 2 = TiH 2

4. При запалване водород реагира с кислород:

2H2 + O2 = 2H2O + 484 kJ

5. Водород има регенеративна способност:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Елементи от основната подгрупа на VII група на периодичната система, обединени под общо име халогени, флуор (F), хлор (Cl), бром (Bg), йод (I), астатин (At) (рядко в природата) са типични неметали. Това е разбираемо, тъй като техните атоми съдържат на външно енергийно ниво седем електронаи се нуждаят само от един електрон, за да го завършат. Атомите на тези елементи, когато взаимодействат с метали, получават електрон от металните атоми. В този случай възниква йонна връзка и се образуват соли. Оттук и общото название „халогени“, тоест „раждащи соли“.

Халогените са прости вещества

Всички халогени съществуват в свободно състояние като двуатомни молекули с ковалентна неполярна химична връзка между атомите. В твърдо състояние F 2, Cl 2, Br 2, I 2 имат молекулярна кристална решетка, което се потвърждава от техните физически свойства.

С увеличаване на молекулното тегло на халогените се увеличават точките на топене и кипене, увеличават се плътностите: бромът е течност, йодът е твърдо вещество, флуорът и хлорът са газове. Това се дължи на факта, че с увеличаване на размера на атомите и молекулите на халогените се увеличават силите на междумолекулното взаимодействие между тях. От F 2 до I 2 интензитетът на цвета на халогените се увеличава.

Химическата активност на халогените, като неметали, отслабва от флуор до йод, йодните кристали имат метален блясък. Всеки халоген е най-силният окислител в своя период... Окислителните свойства на халогените се проявяват ясно, когато те взаимодействат с метали. Това произвежда соли. И така, флуорът, дори при нормални условия, реагира с повечето метали, а при нагряване и със злато, сребро, платина, известни със своята химическа пасивност. Алуминият и цинкът във флуорна атмосфера се запалват:

Останалите халогени реагират с метали при нагряване... Нагретият железен прах също се запалва, когато е изложен на хлор. Експериментът може да се проведе както с антимон, но само железните стърготини трябва първо да се нагреят в желязна лъжица и след това да се изсипят на малки порции в колба с хлор. Тъй като хлорът е силен окислител, в резултат на реакцията се образува железен (III) хлорид:

В бромни пари нажежен меден проводник изгаря:

Йодът окислява металите по-бавно, но в присъствието на вода, която е катализатор, реакцията на йод с алуминиев прах протича много бурно:

Реакцията е придружена от отделяне на виолетови йодни пари.

За намаляване на окислителните и повишаване на редукционните свойства на халогените от флуор до йод може да се съди по способността им да се изместват взаимно от разтворите на техните соли, а също така ясно се проявява, когато те взаимодействат с водород. Уравнението за тази реакция може да се запише в общ вид, както следва:

Ако флуорът взаимодейства с водород при всякакви условия с експлозия, тогава смес от хлор с водород реагира само при запалване или облъчване с пряка слънчева светлина, бромът взаимодейства с водород при нагряване и без експлозия. Тези реакции са екзотермични. Реакцията на комбинацията от йод с водород е слабо ендотермична, протича бавно дори при нагряване.

В резултат на тези реакции се образуват съответно флуороводород HF, хлороводород HCl, бромоводород HBr и йодид HI.

Химични свойства на хлора в таблици

Получаване на халогени

Флуорът и хлорът се получават чрез електролиза на стопилки или разтвори на техните соли. Например, процесът на електролиза на стопилката на натриев хлорид може да бъде отразен чрез уравнението:

Когато хлор се получава чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид, освен хлор се образуват и водород и натриев хидроксид:

кислород (O)- основателят на основната подгрупа от VI група на Периодичната таблица на елементите. Елементите от тази подгрупа - кислород О, сяра S, селен Se, телур Te, полоний Po - имат общото име "халкогени", което означава "производство на руди".

Кислородът е най-разпространеният елемент на нашата планета. Той е част от водата (88,9%), но покрива 2/3 от земната повърхност, образувайки водната й обвивка – хидросферата. Кислородът е втори по количество и първи по важност за живота съставна частвъздушната обвивка на Земята - атмосферата, където тя представлява 21% (по обем) и 23,15% (по маса). Кислородът е част от множество минерали на твърдата обвивка на земната кора - литосферата: от всеки 100 атома на земната кора 58 атома представляват кислород.

Обикновеният кислород съществува под формата на O2. Това е газ без цвят, без мирис и вкус. В течно състояние има светлосин цвят, в твърдо състояние е син. Газообразният кислород е по-разтворим във вода от азота и водорода.

Кислородът взаимодейства с почти всички прости вещества, с изключение на халогени, благородни газове, злато и платина метали... Реакциите на неметали с кислород протичат много често с отделяне на голямо количество топлина и са придружени от реакции на запалване - горене. Например, изгарянето на сяра с образуването на SO 2, фосфор - с образуването на P 2 O 5 или въглища - с образуването на CO 2. Почти всички реакции с участието на кислород са екзотермични. Изключение е взаимодействието на азот с кислород: това е ендотермична реакция, която протича при температури над 1200 ° C или с електрически разряд:

Кислородът енергично окислява не само прости, но и много сложни вещества, докато се образуват оксидите на елементите, от които са изградени:

Високата окислителна сила на кислорода е в основата на изгарянето на всички видове гориво.

Кислородът също участва в бавните окислителни процеси. различни веществапри нормална температура.Ролята на кислорода в процеса на дишане при хората и животните е изключително важна. Растенията поглъщат и атмосферния кислород. Но ако в тъмното има само процес на поглъщане на кислород от растенията, тогава на светлината протича друг процес, противоположен на него - фотосинтеза, в резултат на която растенията поглъщат въглероден диоксид и отделят кислород.

В промишлеността кислородът се получава от течен въздух, а в лабораторията - чрез разлагане на водороден пероксид в присъствието на манганов диоксид катализатор MnO 2 :

и разлагане на калиев перманганат KMnO 4 при нагряване:

Химични свойства на кислорода в таблици

Приложение на кислород

Кислородът се използва в металургичната и химическата промишленост за ускоряване (интензификация) на производствените процеси. Чистият кислород се използва и за получаване на високи температури, например при газово заваряване и рязане на метал. В медицината кислородът се използва при временни затруднения в дишането, свързани с определени заболявания. Кислородът се използва и в металургията като окислител за ракетно гориво, в авиацията за дишане, за рязане на метали, за заваряване на метали и за взривни операции. Кислородът се съхранява в боядисани в синьо стоманени цилиндри под налягане от 150 атм. V лабораторни условиякислородът се съхранява в стъклени уреди - газомери.

атоми сяра (S), подобно на кислородните атоми и всички други елементи от основната подгрупа от група VI, се съдържат на външно енергийно ниво 6 електрона, от които два несдвоени електрона... Въпреки това, в сравнение с кислородните атоми, серните атоми имат по-голям радиус и по-ниска стойност на електроотрицателност, поради което проявяват изразени редуциращи свойства, образувайки съединения със степен на окисление +2, +4, +6. По отношение на по-малко отрицателни елементи (водород, метали), сярата проявява окислителни свойства и придобива степен на окисление -2 .

Сярата е просто вещество

Сярата, подобно на кислорода, се характеризира с алотропия. Има много модификации на сярата с циклична или линейна структура на молекули с различен състав.

Най-стабилната модификация е известна като ромбична сяра, състояща се от S8 молекули. Кристалите му са октаедри със срязани ъгли. Те са оцветени в лимонено жълто и полупрозрачни, с точка на топене 112,8 ° C. Всички други модификации се превръщат в тази модификация при стайна температура. Кристализацията от стопилката първо произвежда моноклинна сяра (иглени кристали, точка на топене 119,3 ° C), която след това става ромбична. Когато се нагряват парчета сяра в епруветка, тя се топи, превръщайки се в течност жълт цвят... При температура от около 160 ° C течната сяра започва да потъмнява, става гъста и вискозна, не се излива от епруветката, при допълнително нагряване се превръща в подвижна течност, но запазва предишния си тъмнокафяв цвят. Ако се излее в студена вода, се втвърдява под формата на прозрачна гумена маса. Това е пластмасова сяра. Може да се получи и под формата на конци. След няколко дни тя също се превръща в ромбична сяра.

Сярата е неразтворима във вода. Серните кристали потъват във вода, но прахът плува на повърхността на водата, тъй като малките серни кристали не се овлажняват от вода и се държат на повърхността от малки въздушни мехурчета. Това е процес на флотация. Сярата е слабо разтворима в етилов алкохол и диетилов етер; тя е лесно разтворима във въглероден дисулфид.

При нормални условия сярата реагира с всички алкални и алкалоземни метали, мед, живак, сребро, например:

Тази реакция е в основата на отстраняването и изхвърлянето на разлят живак, например от счупен термометър. Видими капки живак могат да се съберат върху лист хартия или медна пластмаса. Живакът, попаднал в пукнатините, трябва да бъде покрит със серен прах. Този процес се нарича демеркуризация.

При нагряване сярата реагира и с други метали (Zn, Al, Fe) и само златото не взаимодейства с нея при никакви условия. Сярата също проявява окислителни свойства с водорода, с който реагира при нагряване:

От неметалите само азот, йод и благородни газове не реагират със сяра.Сярата гори със синкав пламък, образувайки серен оксид (IV):

Това съединение е широко известно като серен диоксид.

Химични свойства на сярата в таблици

Сярата е един от най-разпространените елементи: земната кора съдържа 4,7 · 10-2% сяра по маса (15-то място сред другите елементи), а Земята като цяло е много повече (0,7%). Основната маса сяра се намира в дълбините на земята, в нейния мантиен слой, разположен между земната кора и ядрото на Земята. Тук на дълбочина около 1200-3000 км има дебел слой от сулфиди и метални оксиди. В земната кора сярата се намира както в свободно състояние (самороден), така и главно под формата на съединения на сулфиди и сулфати. Най-често срещаните сулфиди в земната кора са пирит FeS2, халкопирит FeCuS2, оловен блясък (гален) PbS, цинкова смес (сфалерит) ZnS. Големи количества сяра се намират в земната кора под формата на трудно разтворими сулфати - гипс CaSO4 2H2O, барит BaSO4; сулфатите на магнезий, натрий и калий са често срещани в морската вода.

Интересното е, че в древни времена геоложка историяЗемните (преди около 800 милиона години) сулфати не са съществували в природата. Те са се образували като продукти на окисляване на сулфиди, когато в резултат на жизнената дейност на растенията възниква кислородна атмосфера. Сероводород H2S и серен диоксид SO2 се намират във вулканичните газове. следователно, естествената сяра, открита в райони, близки до активни вулкани (Сицилия, Япония), може да се образува от взаимодействието на тези два газа:

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

Други отлагания на самородна сяра са свързани с жизнената дейност на микроорганизмите.

Микроорганизмите участват в много от химичните процеси, които заедно съставляват цикъла на сярата в природата. С тяхна помощ сулфидите се окисляват до сулфати, сулфатите се абсорбират от живите организми, където сярата се редуцира и е част от протеините и други жизненоважни вещества. Когато мъртвите останки на организмите се разпадат, протеините се разрушават и се отделя сероводород, който след това се окислява или до елементарна сяра (така се образуват серни отлагания) или до сулфати. Интересното е, че бактериите и водораслите, които окисляват сероводорода до сяра, го събират в клетките си. Клетките на такива микроорганизми могат да бъдат 95% чиста сяра.

Произходът на сярата може да се установи от наличието на нейния аналог - селен в нея: ако селенът се намира в естествената сяра, тогава сярата е от вулканичен произход, ако не - биогенна, тъй като микроорганизмите избягват включването на селен в своя жизнен цикъл, и биогенна сярата също съдържа повече изотоп 32S от по-тежкия 34S.

Биологичното значение на сярата

Жизнен химичен елемент. Той е част от протеините - един от основните химични компоненти на клетките на всички живи организми. Особено много сяра има в протеините на косата, рогата, вълната. Освен това сярата е неразделна част от биологично активните вещества на организма: витамини и хормони (например инсулин). Сярата участва в окислително-редукционните процеси на тялото. При липса на сяра в организма се наблюдава крехкост и чупливост на костите и косопад.

Бобови растения (грах, леща), овесени ядки, яйца са богати на сяра.

Приложение на сяра

Сярата се използва в производството на кибрит и хартия, каучук и бои, експлозивии лекарства, пластмаса и козметика. V селско стопанствоизползва се за борба с вредители по растенията. Основният потребител на сяра обаче е химическата промишленост. Около половината от произведената в света сяра отива за производството на сярна киселина.

Азот

азот (N)- първият представител на основната подгрупа от V групата на Периодичната система. Неговите атоми съдържат пет електрона на външно енергийно ниво, от които три са несдвоени. От това следва, че атомите на тези елементи могат да прикрепят три електрона, завършвайки външното енергийно ниво.

Азотните атоми могат да дарят външните си електрони на по-електроотрицателни елементи (флуор, кислород) и да придобият степени на окисление +3 и +5. Азотните атоми проявяват редуциращи свойства в окислителни състояния +1, +2, +4.

В свободно състояние азотът съществува във водата на двуатомната молекула N 2. В тази молекула два N атома са свързани с много силна тройна ковалентна връзка, тези връзки могат да бъдат обозначени, както следва:

Азотът е безцветен газ без мирис и вкус.

При нормални условия азотът взаимодейства само с литий, образувайки Li нитрид 3 н:

Той взаимодейства с други метали само при високи температури.

Също така при високи температури и налягания в присъствието на катализатор азотът реагира с водород, образувайки амоняк:

При температурата на електрическата дъга, той се комбинира с кислород, за да образува азотен оксид (II):

Химични свойства на азота в таблици

Приложение на азот

Азотът, получен чрез дестилация на течен въздух, се използва в промишлеността за синтеза на амоняк и производството на азотна киселина... В медицината чистият азот се използва като инертна среда за лечение на белодробна туберкулоза, а течният азот се използва за лечение на заболявания на гръбначния стълб, ставите и др.

Фосфор

Химичният елемент фосфор образува няколко алотропни модификации. Две от тях са прости вещества: бял фосфор и червен фосфор. Белият фосфор има молекулярна кристална решетка, състояща се от P 4 молекули. Неразтворим във вода, лесно разтворим във въглероден дисулфид. Лесно се окислява на въздух и дори се запалва в прахообразно състояние. Белият фосфор е силно токсичен. Специално свойство е способността да свети в тъмното поради окисляване. Съхранявайте го под вода Червеният фосфор е тъмен прах от малина. Не се разтваря във вода или въглероден дисулфид. Окислява се бавно на въздух и не се запалва спонтанно. Не е токсичен и не свети на тъмно. Когато червеният фосфор се нагрява в епруветка, той се превръща в бял фосфор (концентрирани пари).

Химичните свойства на червения и белия фосфор са сходни, но белият фосфор е по-химично активен. И така, и двамата взаимодействат с метали, образувайки фосфиди:

Белият фосфор се запалва спонтанно във въздуха, а червеният изгаря при запалване. И в двата случая се образува фосфорен (V) оксид, който се отделя под формата на гъст бял дим:

Фосфорът не реагира директно с водород, фосфин PH 3 може да се получи индиректно, например от фосфиди:

Фосфинът е много отровен газ с неприятна миризма. Запалим във въздуха. Именно това свойство на фосфина обяснява появата на скитащи блатни пожари.

Химични свойства на фосфора в таблици

Използване на фосфор

Фосфорът е основно хранително вещество и в същото време намира много широко приложениев индустрията. Червеният фосфор се използва при производството на кибрит. Той, заедно с фино смляно стъкло и лепило, се нанася върху страничната повърхност на кутията. Триенето на кибритена глава, която съдържа калиев хлорат и сяра, се запалва.

Може би първото свойство на фосфора, което човек е поставил на служба, е запалимост. Запалимостта на фосфора е много висока и зависи от алотропната модификация.

Най-активният химичен, токсичен и запалим бял ("жълт") фосфор, поради което се използва много често (в запалителни бомби и др.).

Червеният фосфор е основната модификация, произвеждана и консумирана от индустрията. Използва се в производството на кибрити, експлозиви, запалителни съединения, различни видове горива, както и смазки за екстремно налягане, като гетер при производството на лампи с нажежаема жичка.

Фосфорът (под формата на фосфати) е един от трите най-важни биогенни елемента, участващи в синтеза на АТФ. Повечето отот произведената фосфорна киселина се използва за получаване на фосфорни торове - суперфосфат, утайка, амофоска и др.

Фосфатите се използват широко:

• като комплексообразуващи агенти (омекотители на вода),
• като част от метални повърхностни пасиватори (защита срещу корозия, например, така нареченият състав „mazhef“).

Способността на фосфатите да образуват силна триизмерна полимерна мрежа се използва за получаване на фосфатни и алуминофосфатни свързващи вещества.

въглерод

въглерод (C)- първият елемент от основната подгрупа на VI група на Периодичната система. Неговите атоми съдържат 4 електрона на външното ниво, така че те могат да приемат четири електрона, докато придобиват степен на окисление -4 проявяват окислителни свойства и даряват електроните си на по-електроотрицателни елементи, т.е. проявяват редуциращи свойства, като същевременно придобиват степен на окисление +4.

Въглеродът е просто вещество

Въглеродът образува алотропни модификации диамант и графит... Диамантът е прозрачно кристално вещество, най-твърдото от всички природни вещества. Той служи като стандарт за твърдост, който се оценява по десетобална система най-висок резултат 10. Такава твърдост на диаманта се дължи на специалната структура на неговата атомна кристална решетка. В него всеки въглероден атом е заобиколен от същите атоми, разположени във върховете на правилен тетраедър.

Диамантените кристали обикновено са безцветни, но се предлагат в синьо, светло синьо, червено и черно. Те имат много висок блясък поради високото им пречупване и отразяване на светлината. А поради изключително високата си твърдост се използват за изработка на бормашини, бормашини, шлифовъчни инструменти, рязане на стъкло.

Най-големите находища на диаманти се намират в Южна Африка, докато в Русия се добиват в Якутия.

Графитът е тъмно сиво, мазно на допир кристално вещество с метален блясък. За разлика от диаманта, графитът е мек (оставя следи върху хартията) и непрозрачен, провежда добре топлината и електрическия ток. Мекотата на графита се дължи на неговата слоеста структура. В кристалната решетка на графита въглеродните атоми, лежащи в една равнина, са здраво свързани в правилни шестоъгълници. Връзките между слоевете са слаби. Той е много огнеупорен. Графитът се използва за направата на електроди, твърди лубриканти, неутронни забавители в ядрени реактори и моливни пръти. При високи температури и налягания от графит се получават изкуствени диаманти, които се използват широко в технологиите.

Саждите и дървените въглища имат структура, подобна на графита. Дървените въглища се получават чрез суха дестилация на дървесина. Тези въглища, поради своята пореста повърхност, имат забележителна способност да абсорбират газове и разтворени вещества. Това свойство се нарича адсорбция. Колкото по-голяма е порьозността на въглен, толкова по-ефективна е адсорбцията. За да се увеличи абсорбционният капацитет, въгленът се обработва с гореща пара. Въгленът, третиран по този начин, се нарича активен или активен. В аптеките се продава под формата на черни карболенови таблетки.

Химични свойства на въглерода

Диамантът и графитът се комбинират с кислород при много високи температури. Саждите и въглищата взаимодействат с кислорода много по-лесно, изгаряйки в него. Но във всеки случай резултатът от такова взаимодействие е същият - образува се въглероден диоксид:

С металите въглеродът се образува при нагряване карбиди:

Алуминиев карбид- светло жълти прозрачни кристали. Известен калциев карбид CaC 2 под формата на парченца сиво. Използва се от газови заварчици за производство на ацетилен:

ацетиленизползва се за рязане и заваряване на метали, изгарянето му с кислород в специални факли.

Ако действате върху алуминиев карбид с вода, получавате друг газ - метан CH 4:

силиций

Силицият (Si) е вторият елемент от основната подгрупа IV от групата на периодичната система. В природата силицийът е вторият най-разпространен химичен елемент след кислорода. Повече от една четвърт от земната кора се състои от нейните съединения. Най-разпространеното силициево съединение е неговият диоксид SiO 2 - силициев диоксид. В природата той образува минерала кварц и много разновидности, като скален кристал и известната му лилава форма - аметист, както и ахат, опал, яспис, халцедон, карнеол. Силициевият диоксид също е често срещан и кварцов пясък. Вторият вид естествени силициеви съединения са силикатите. Сред тях най-разпространени са алумосиликатите - гранит, различни видовеглина, слюда. Неалуминиевият силикат е например азбест. Силициевият оксид е от съществено значение за живота на растенията и животните. Придава здравина на стъблата на растенията и защитните покривки на животните. Силицият придава гладкост и здравина на човешките кости. Силицият е част от най-долните живи организми - диатомеите и радиоларите.

Химични свойства на силиция

Силицият гори в кислород образуване на силициев диоксид или силициев оксид (IV):

Като неметал, когато се нагрява, той се комбинира с метали, за да се образува силициди:

Силицидите се разлагат лесно от вода или киселини, с отделянето на газообразно водородно силициево съединение - силан:

4HCl + Mg 2 Si → SiH 4 + 2MgCl 2

За разлика от въглеводородите, силанът се запалва спонтанно във въздуха и изгаря, за да образува силициев диоксид и вода:

Повишената реактивност на силана в сравнение с метана CH 4 се обяснява с факта, че силицийът има по-голям атомен размер от въглерода, следователно химически връзки Si-H е по-слаб от CH връзките.

Силицият взаимодейства с концентрирани водни разтвори на алкали, образуване на силикати и водород:

Получава се силиций, намаляването му от диоксид с магнезий или въглерод:

Силициевият оксид (IV), или силициевият диоксид, или силициевият диоксид SiO 2, подобно на CO 2, е кисел оксид. Въпреки това, за разлика от CO 2, той има не молекулярна, а атомна кристална решетка. Следователно SiO 2 е твърдо и огнеупорно вещество. Не се разтваря във вода и киселини, с изключение на флуороводородна киселина, но при високи температури взаимодейства с основи, за да образува соли на силициева киселина - силикати:

Силикати могат да се получат и чрез сливане на силициев диоксид с метални оксиди или карбонати:

Натриевите и калиевите силикати се наричат ​​разтворимо стъкло. Техен водни разтворие добре познато силикатно лепило. От силикатни разтвори, действието на по-силни киселини върху тях - солна, сярна, оцетна и дори въглеродна - силициева киселина H 2 SiO 3 :

следователно, Х 2 SiO 3 - много слаба киселина... Той е неразтворим във вода и изпада от реакционната смес под формата на желатинова утайка, понякога изпълвайки компактно целия обем на разтвора, превръщайки го в полутвърда маса, подобна на желе, желе. Когато тази маса изсъхне, се образува силно порьозно вещество - силикагел, който се използва широко като адсорбент - абсорбент на други вещества.

Референтен материал за преминаване на теста:

Таблица на Менделеев

Таблица за разтворимост

Тема No 3. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА НА НЕМЕТАЛИТЕ

Планирайте

1. Основни химични свойства на неметалите.

2. Оксиди на неметални елементи.

3. Разпространение на неметални елементи в природата.

4. Приложение на неметали.

1. Основни химични свойства на неметалите

Неметали (с изключение на инертните газове) химическиактивни вещества.

При реакции с метали атомите на неметалните елементи прикрепват електрони, а при реакции с неметали образуват съвместни електронни двойки.

Серията на електроотрицателността помага да се разбере към кой атом са изместени общите електронни двойки:

F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si

електроотрицателността намалява

1. Взаимодействие на неметали с метали:

2Mg + O2 = 2MgO (магнезиев оксид)

6Li + N 2 = 2Li 3 N (литиев нитрид)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (алуминиев хлорид)

Ca + H 2 = CaH 2 (калциев хидрид)

Fe + S = FeS (ферум (II) сулфид)

Когато неметали взаимодействат с метали, се образуват бинарни съединения с йонни химични връзки.

2 ... Взаимодействие на неметали с кислород:

C + O 2 = CO 2 (въглероден (IV) оксид)

S + O 2 = SO 2 (с серен (IV) оксид)

Продуктите от взаимодействието на неметали с кислород са бинарни съединения с ковалентна полярна връзка -оксиди при което кислородът има степен на окисление- 2.

3. Взаимодействие на неметали с водород:

H 2 + Cl 2 = 2HCl (хлороводород или хлороводород)

H 2 + S = H 2 S (сероводород или сероводород)

Когато неметали взаимодействат с водород, се образуват летливи (газообразни или течни) бинарни съединения с ковалентна полярна връзка.

4. Взаимодействие на неметали с други неметали:

C + 2S = CS 2 (въглероден (IV) сулфид)

Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (силициев (IV) хлорид)

Продуктите от взаимодействието на два неметала са вещества с различни агрегатни състояния, които имат ковалентен тип химична връзка.

1. Оксиди на неметални елементи

Оксидите на неметалните елементи се разделят на:

а) солеобразуващи (повечето от тях) и

б) несолеобразуващи(CO, NO, N2O, H2O).

Сред оксидите има газообразни вещества (CO, CO 2, SO 2 ), твърди вещества (P 2O5), течност (H2O, Cl2O7).

Във всички оксиди, без изключение, има атоми на неметални елементи, комбинирани с кислородположителни окислителни състояния.

Повечето оксиди на неметални елементикисела ... Те взаимодействат:

• с вода с образуването на киселини,
• с основни и амфотерни оксидис образуването на соли,
• с основи и амфотерни хидроксидис образуването на соли и вода.

1. Разпространение на неметални елементи в природата

Неметали по-често срещанов природата, отколкото металите.

Въздухът съдържа: азот, кислород, инертни газове.

Находките на самородна сяра в Карпатския регион са едни от най-големите в света.

Промишлено находище на графит в Украйна е находището Завалиевское, суровините за което се използват от Мариуполския графитен завод.

В района на Житомир, във Волин, са открити скални находища, които може да съдържат диаманти, но промишлени находища все още не са открити.

Атомите на неметалните елементи образуват различни сложни вещества, сред които доминират оксидите и солите.

1. Приложение на неметали

кислород:

Дихателни процеси

горене,

Метаболизъм и енергия

Производство на метали.

водород:

производство на амоняк,

хлорна киселина,

метанол,

Превръщане на течни мазнини в твърди,

Заваряване и рязане на огнеупорни метали,

Извличане на метали от руди.

сяра:

Получаване на сулфатна киселина,

Производство на каучук от гума,

Производство на кибрит,

Черен прах

Производство на лекарствени продукти.

Бор:

Компонент от поглъщащи неутрони материали на ядрени реактори,

Защита на повърхности на стоманени изделия от корозия,

В полупроводниковата технология,

Производство на преобразуватели на топлинна енергия в електрическа енергия.

азот:

газообразен:

За производството на амоняк,

За да създадете инертна атмосфера при заваряване на метали,

Във вакуумни инсталации,

Електрически лампи,

течност:

Като хладилен агент във фризери,

Лекарство.

фосфор:

Бяла - за производство на червен фосфор,

червен - за производство на кибрит.

силиций:

V електроника и електротехниказа производство на:

схеми,

диоди,

транзистори,

фотоклетки,

За производството на сплави.

хлор:

Производство на хлорна киселина,

органични разтворители,

Лекарства,

Мономери за пластмасовата промишленост,

белина,

Като дезинфектант.

въглерод:

диамант:

Производство на инструменти за пробиване и рязане,

Абразивен материал,

Бижута,

графит:

Леярно, металургично, радиотехническо производство,

Производство на батерии,

В нефтената и газовата промишленост за сондажни операции,

Производство на антикорозионни покрития,

Редуциране на шпакловка сила на триене,

Адсорбция.

Адсорбция - способността на някои вещества (по-специално въглерод) да задържат частици от други вещества (газ или разтворено вещество) на повърхността си.

Използването му в медицината за медицински цели се основава на адсорбционния капацитет на въглерода - това са таблетки или капсули с активен въглен. Използват се вътрешно при отравяне.

Нагряването е достатъчно, за да възстанови способността на адсорбента да адсорбира и отстранява адсорбираното вещество.

Адсорбционният капацитет на въглерода е използван от M.D. Зелински в въглищен противогаз, изобретен от него през 1915 г. - средство за индивидуална защита на дихателната система, лицето и очите на човек от излагане на вредни вещества. През 1916 г. започва промишленото производство на противогази, които спасяват живота на стотици хиляди войници по време на Първата световна война. Подобреният противогаз все още се използва.

Домашна работа

Напишете реакцията на взаимодействие: а) силиций с кислород; б) силиций с водород; в) цинк с хлор; г) фосфор с хлор. Назовете получените съединения.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Неметали- химични елементи, чиито атоми приемат електрони, за да завършат външното енергийно ниво, като същевременно образуват отрицателно заредени йони. Електронна конфигурация на валентни електрони на неметали в общ вид - ns 2 np 1−5 Изключенията са водород (1s 1) и хелий (1s 2), които също се считат за неметали.

Неметалите обикновено имат широк спектър от степени на окисление в своите съединения. По-големият брой електрони на външно енергийно ниво в сравнение с металите определя тяхната по-голяма способност да прикрепят електрони и да проявяват висока окислителна активност.

Намиране на неметали в природата

Неметали се намират в земната кора (предимно кислород и силиций - 76% от масата на земната кора, както и As, Se, I, Te, но в много малки количества), във въздуха (азот и кислород ), в състава на растителната материя (98, 5% - въглерод, водород, кислород, сяра, фосфор и азот), както и в основата на човешката маса (97,6% - - въглерод, водород, кислород, сяра, фосфор и азот). Водород и хелий се намират в космически обекти, включително Слънцето. Най-често в природата неметалите се срещат под формата на съединения.

Физични свойства на неметали

Флуор, хлор, кислород, азот, водород и инертни газове са газообразни вещества, йод, астатин, сяра, селен, телур, фосфор, арсен, въглерод, силиций, бор - твърди вещества; бромът е течност.

Позицията на неметалите в периодичната таблица на D.I. Менделеев

Ако в периодичната таблица мислено начертаете диагонал от берилий до астатин, тогава в горния десен ъгъл на таблицата ще има неметални елементи. Сред неметалите има s-елемент - водород; борни р-елементи; въглерод, силиций; азот, фосфор, арсен, кислород, сяра, селен, телур, халогени и астатин. Елементите от група VIII са инертни (благородни) газове, които имат напълно завършено външно енергийно ниво и не могат да бъдат приписани нито на метали, нито на неметали.

Неметалите имат високи стойности на електронен афинитет, електроотрицателност и редокс потенциал.

Получаване на неметали

Разнообразието от неметали доведе до различни методи за тяхното производство, тъй като водородът се получава както чрез лабораторни методи, например чрез взаимодействие на метали с киселини (1), така и чрез промишлени методи, например чрез преобразуване на метан (2).

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

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

Производството на халогени се извършва главно чрез окисляване на халогенни киселини:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

2KMnO 4 + 16HCl = 2 MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

За получаване на кислород се използват реакциите на термично разлагане на сложни вещества:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Сярата се получава чрез непълно окисление на сероводород (1) или чрез реакцията на Wackenroder (2):

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

2H 2 S + SO 2 = 3S ↓ + 2H 2 O (2)

За получаване на азот се използва реакцията на разлагане на амониев нитрит:

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

Основният метод за получаване на фосфор е от калциев фосфат:

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

Химични свойства на неметали

Основните химични свойства на неметалите (общи за всички) са:

- взаимодействие с метали

2Na + Cl2 = 2NaCl

6Li + N 2 = 2Li 3 N

2Ca + O 2 = 2CaO

- взаимодействие с други неметали

3H 2 + N 2 = 2NH 3

H2 + Br2 = 2HBr

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

2F 2 + O 2 = 2OF 2

S + 3F 2 = SF 6,

C + 2Cl 2 = CCl 4

Всеки неметал има специфични химични свойства, характерни само за него, които се разглеждат подробно при изучаване на всеки неметал поотделно.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Дмитрий Менделеев успя да създаде уникална таблица с химични елементи, чието основно предимство беше периодичността. Металите и неметалите в периодичната таблица са подредени така, че техните свойства се променят периодично.

Периодичната таблица е съставена от Дмитрий Менделеев през втората половина на 19 век. Откритието не само направи възможно да се опрости работата на химиците, то успя да комбинира в себе си, като в единна система, всички отворени химични веществакакто и предсказване на бъдещи открития.

Създаването на тази структурирана система е безценно за науката и за човечеството като цяло. Именно това откритие даде тласък на развитието на цялата химия в продължение на много години.

Интересно да се знае! Има легенда, че учен е мечтал за готова система.

В интервю с един журналист ученият обясни, че е работил по него от 25 години и че е мечтал за него е съвсем естествено, но това не означава, че всички отговори са дошли насън.

Системата, създадена от Менделеев, е разделена на две части:

• периоди - колони хоризонтално в един или два реда (редове);
• групи - вертикални линии, в един ред.

Общо в системата има 7 периода, всеки следващ елемент се различава от предишния с голям брой електрони в ядрото, т.е. зарядът на ядрото на всеки десен индикатор е по-голям от левия един по един. Всеки период започва с метал и завършва с инертен газ - точно това е периодичността на таблицата, защото свойствата на съединенията се променят в рамките на един период и се повтарят в следващия. В същото време трябва да се помни, че периодите 1-3 са непълни или малки, в тях има само 2, 8 и 8 представители. В пълния период (т.е. останалите четири) има по 18 химически представители.

Групата съдържа химични съединения със същото най-високо, т.е. те имат същата електронна структура. Общо системата съдържа 18 групи ( пълна версия), всяка от които започва с алкален и завършва с инертен газ. Всички вещества, представени в системата, могат да бъдат разделени на две основни групи - метални или неметални.

За да се улесни търсенето, групите имат свои собствени имена, а металните свойства на веществата се засилват с всеки долен ред, т.е. колкото по-ниска е връзката, толкова повече атомни орбити ще има и толкова по-слаби са електронните връзки. Кристалната решетка също се променя - тя става ясно изразена в елементи с голям брой атомни орбити.

В химията се използват три вида таблици:

1. Кратко – актинидите и лантанидите са извадени от границите на основното поле, а 4 и всички следващи периоди заемат 2 реда.
2. Дълго - в него актинидите и лантанидите се изнасят извън границата на основното поле.
3. Изключително дълъг – всеки период заема точно 1 ред.

Основната е периодичната таблица, която беше приета и потвърдена официално, но за удобство често се използва кратката версия. Металите и неметалите в периодичната таблица са подредени според строги правила, които улесняват работата с нея.

Метали в периодичната таблица

В системата на Менделеев сплавите имат преобладаващ брой и списъкът им е много голям - започват с бор (B) и завършват с полоний (Po) (изключение правят германий (Ge) и антимон (Sb)). Тази група има характерни черти, те са разделени на групи, но техните свойства са разнородни. Техните характерни черти:

• пластмаса;
• електропроводимост;
• блясък;
• лесно връщане на електрони;
• пластичност;
• топлопроводимост;
• твърдост (с изключение на живак).

Поради различната химическа и физическа същност, свойствата могат да се различават значително за двама представители на тази група, не всички от тях са подобни на типичните естествени сплави, например живакът е течно вещество, но принадлежи към тази група.

В нормално състояние е течен и без кристална решеткакойто играе ключова роля в сплавите. Само химични характеристикиправят живака свързан с тази група елементи, въпреки конвенционалността на свойствата на тези органични съединения... Същото се отнася и за цезия – най-меката сплав, но той не може да съществува в природата в чист вид.

Някои елементи от този тип могат да съществуват само за част от секундата, а някои изобщо не се срещат в природата - те са създадени в изкуствени лабораторни условия. Всяка от групите метали в системата има свое име и характеристики, които ги отличават от другите групи.

В същото време техните различия са много значителни. В периодичната таблица всички метали са подредени според броя на електроните в ядрото, т.е. за увеличаване на атомната маса. Освен това те се характеризират с периодична промяна в характерните свойства. Поради това те не са поставени спретнато в масата, но може да са поставени неправилно.

В първата група алкали няма вещества, които биха се срещали в чист вид в природата - те могат да бъдат само в състава на различни съединения.

Как да различим метал от неметал?

Как да идентифицираме метала в съединението? Има прост начин за определяне, но за това трябва да имате линийка и периодична таблица. За да определите, имате нужда от:

1. Начертайте условна линия по ставите на елементите от Бор до Полоний (можете да отидете до Астат).
2. Всички материали, които ще бъдат отляво на линията и в страничните подгрупи, са метални.
3. Веществата вдясно са от различен тип.

Методът обаче има недостатък - не включва германий и антимон в групата и работи само в дълга таблица. Методът може да се използва като измамник, но за да определите точно веществото, трябва да запомните списъка на всички неметали. Колко са общо? Малко - само 22 вещества.

Във всеки случай, за да се определи естеството на дадено вещество, е необходимо да се разгледа отделно. Елементите ще бъдат лесни, ако знаете техните свойства. Важно е да запомните, че всички метали:

1. При стайна температура те са твърди, с изключение на живак. В същото време те блестят и провеждат добре електрически ток.
2. Те имат по-малък брой атоми на външното ниво на ядрото.
3. Те се състоят от кристална решетка (с изключение на живак), а всички останали елементи имат молекулярна или йонна структура.
4. В периодичната таблица всички неметали са червени, металите са черни и зелени.
5. Ако се движим отляво надясно в периода, тогава зарядът на ядрото на веществото ще се увеличи.
6. Някои вещества имат слаби свойства, но все пак имат характерни черти. Такива елементи принадлежат към полуметали, например полоний или антимон, обикновено се намират на границата на две групи.

Внимание!Системата винаги съдържа типични метали в долната лява част на блока и типични газове и течности в горната дясна част.

Важно е да запомните, че когато се движите в таблицата отгоре надолу, неметалните свойства на веществата стават по-силни, тъй като има елементи, които имат отдалечени външни обвивки. Тяхното ядро ​​е отделено от електроните и следователно те са по-малко привлечени.

Полезно видео

Нека обобщим

Ще бъде лесно да различите елементите, ако знаете основните принципи на формирането на периодичната таблица и свойствата на металите. Също така ще бъде полезно да запомните списъка с останалите 22 елемента. Но не трябва да забравяме, че всеки елемент в съединението трябва да се разглежда отделно, без да се вземат предвид връзките му с други вещества.

Във връзка с