З чим реагують рівняння реакції неметал. У головній підгрупі

I. Елементи.Неметали утворюють p-елементи, а також водень та гелій, що є s-Елементами. У довгоперіодній таблиці p-елементи, що утворюють неметали, розташовуються правіше і вище від умовної межі B - At.

ІІ. Атоми.Атоми неметалів невеликі (орбітальний радіус менше 0,1 нм). У більшості з них від чотирьох до восьми валентних електронів (вони ж зовнішні), але в атома водню – один, у атома гелію – два, а у атома бору – три валентні електрони. Атоми неметалів порівняно легко приєднують чужі електрони (але не більше трьох). Схильністю віддавати електрони атоми неметалів не мають.

У атомів елементів-неметалів у періоді зі збільшенням порядкового номера

заряд ядра збільшується;
радіуси атомів зменшуються;
число електронів на зовнішньому шарізбільшується;
кількість валентних електронів збільшується;
електронегативність збільшується;
окисні (неметалеві) властивості посилюються (крім елементів VIIIA групи).

У атомів елементів-неметалів у підгрупі (у довгооперіодній таблиці - у групі) зі збільшенням порядкового номера

заряд ядра збільшується;
радіус атома збільшується;
електронегативність зменшується;
кількість валентних електронів не змінюється;
кількість зовнішніх електронів не змінюється (за винятком водню та гелію);
окисні (неметалеві) властивості слабшають (крім елементів VIIIA групи).

ІІІ. Прості речовини.Більшість неметалів - прості речовини, В яких атоми пов'язані ковалентними зв'язками; у шляхетних газах хімічних зв'язків немає. Серед неметалів є як молекулярні, так і немолекулярні речовини. Усе це призводить до того, що фізичних властивостей, притаманних всіх неметалів, немає.

Молекулярні неметали: H 2 , N 2 , P 4 (білий фосфор), As 4 , O 2 , O 3 , S 8 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . До них можна віднести і благородні гази (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), атоми яких є як би "одноатомними молекулами".

При кімнатній температурі водень, азот, кисень, озон, фтор та хлор – гази; бром – рідина; фосфор, миш'як, сірка та йод - тверді речовини.

Немолекулярні неметали: B (кілька алотропних модифікацій), C (графіт), C (алмаз), Si, Ge, P (червоний), P (чорний), As, Se, Te. Всі вони тверді речовини, кремній, германій, селен і деякі інші мають напівпровідникові властивості.

IV. Хімічні властивості. Характерними для більшості неметалів є окисні властивості. Як окислювачі вони реагують із металами:

зі складними речовинами:

Зі складними речовинами:

H 2 + HCHO = CH 3 OH

6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5

V. Водневі сполуки.Усі неметали (крім елементів благородних газів) утворюють молекулярні водневі сполуки, причому вуглець та бір – дуже багато. Найпростіші водневі сполуки:

Все це гази за винятком води. Речовини, виділені жирним шрифтом, в водному розчині- сильні кислоти.

У групі зі збільшенням порядкового номера їхня стійкість знижується, а відновна активність зростає.

У період із збільшенням порядкового номера посилюються кислотні властивостіїх розчинів, групи ці властивості слабшають.

VI. Оксиди та гідроксиди.Усі оксиди неметалів відносяться до кислотних або несолетворних. Несолетворні оксиди: CO, SiO, N 2 O, NO.

Вищим оксидам неметалів відповідають такі кислоти (сильні кислоти виділені жирним шрифтом)

У період із зростанням порядкового номера сила вищих кислот збільшується. У групах вираженої залежності немає.

Якщо більшість елементів-металів не пофарбовані, виняток становлять лише мідь і золото, то практично всі неметали мають свій колір: фтор – оранжево-жовтий, хлор – зеленувато-жовтий, бром – цегляно-червоний, йод – фіолетовий, сірка – жовта, фосфор може бути білим, червоним та чорним, а рідкий кисень – блакитний.

Усі неметали не проводять тепло та електричний струм, оскільки вони не мають вільних носіїв заряду – електронів, всі вони використані для утворення хімічних зв'язків. Кристали неметалів непластичні та крихкі, оскільки будь-яка деформація призводить до руйнування хімічних зв'язків. Більшість неметалів не мають металевого блиску.

Фізичні властивості неметалів різноманітні та обумовлені різним типомкристалічних ґрат.

1.4.1 Алотропія

АЛОТРОПІЯ – існування хімічних елементів у двох чи більше молекулярних чи кристалічних формах. Наприклад, алотропами є звичайний кисень O 2 і озон O 3; у цьому випадку алотропія обумовлена утворенням молекул із різним числом атомів. Найчастіше алотропія пов'язані з утворенням кристалів різних модифікацій. Вуглець існує у двох кристалічних алотропних формах, що чітко розрізняються: у вигляді алмазу і графіту. Раніше вважали, що т.зв. аморфні форми вуглецю, деревне вугілля та сажа, – теж його алотропні модифікаціїАле виявилося, що вони мають таку ж кристалічну будову, що і графіт. Сірка зустрічається у двох кристалічних модифікаціях: ромбічної (a-S) та моноклінної (b-S); відомі принаймні три її некристалічні форми: l-S, m-S та фіолетова. Для фосфору добре вивчені біла та червона модифікації, описаний також чорний фосфор; при температурі нижче -77 ° С існує ще один різновид білого фосфору. Виявлено алотропні модифікації As, Sn, Sb, Se, а за високих температур – заліза та багатьох інших елементів.

1.5. Хімічні властивості неметалів

Хімічні елементи-неметали можуть виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості, залежно від хімічного перетворення, в якому вони беруть участь.

Атоми самого електронегативного елемента – фтору – не здатні віддавати електрони, він завжди виявляє лише окислювальні властивості, інші елементи можуть виявляти і відновлювальні властивості, хоча набагато меншою мірою, ніж метали. Найбільш сильними окислювачами є фтор, кисень і хлор, переважно відновлювальні властивості виявляють водень, бор, вуглець, кремній, фосфор, миш'як та телур. Проміжні окислювально-відновні властивості мають азот, сірка, йод.

Взаємодія з простими речовинами

Взаємодія з металами:

2Na + Cl 2 = 2NaCl,

6Li + N 2 = 2Li 3 N,

2Ca + O 2 = 2CaO

у цих випадках неметали виявляють окислювальні властивості, вони приймають електрони, утворюючи негативно заряджені частинки.

Взаємодія з іншими неметалами:

Взаємодіючи з воднем, більшість неметалів виявляє окислювальні властивості, утворюючи леткі водневі сполуки – ковалентні гідриди:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 ,

H 2 + Br 2 = 2HBr;

Взаємодіючи з киснем, всі неметали, крім фтору, виявляють відновлювальні властивості:

S + O 2 = SO 2

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

При взаємодії з фтором фтор є окислювачем, а кисень – відновником:

2F 2 + O 2 = 2OF 2;

Неметали взаємодіють між собою, більш електронегативний метал грає роль окислювача, менш електронегативний – роль відновника:

S + 3F 2 = SF 6 ,

Хімічні властивості металів

Метали реагують із неметалами.
Метали, що стоять до водню, реагують із кислотами (крім азотної та сірчаної конц.) з виділенням водню
Активні метали реагують з водою з утворенням лугу та виділенням водню.
Метали середньої активності реагують з водою при нагріванні, утворюючи оксид металу та водень.
Метали, що стоять після водню, з водою та розчинами кислот (крім азотної та сірчаної конц.) не реагують
Більш активні метали витісняють менш активні розчини їх солей.
Галогени реагують з водою та розчином лугу.
Активні галогени (крім фтору) витісняють менш активні галогени із розчинів їх солей.
Галогени не реагують з киснем.
Амфотерні метали (Al, Be, Zn) реагують із розчинами лугів та кислот.
Магній реагує з вуглекислим газомта оксидом кремнію.
Лужні метали (крім літію) з киснем утворюють пероксиди.

Хімічні властивості неметалів

Неметали реагують з металами та один з одним.
З неметалів з водою реагують лише найактивніші – фтор, хлор, бром та йод.
Фтор, хлор, бром і йод реагують з лугами за тією ж схемою, що і з водою, тільки утворюються не кислоти, а їх солі, і реакції не оборотні, а протікають до кінця.

Вивчай хімічні властивості

ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З НЕМЕТАЛАМИ

Неметали виявляють окислювальні властивості у реакціях з металами, приймаючи від них електрони та відновлюючись.

Взаємодія з галогенами

Галогени (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ) є сильними окислювачами, тому з ними взаємодіють усі метали при звичайних умовах:

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

Продуктом такої реакції є сіль - галогенід металу ( MeF n -фторид, MeCl n -хлорид, MeBr n -бромід, MeI n -іодид). При взаємодії з металом галоген відновлюється до нижчого ступеняокислення (-1), аnдорівнює ступеню окиснення металу.

Швидкість реакції залежить від хімічної активності металу та галогену. Окисна активність галогенів знижується по групі зверху вниз (від F до I).

Взаємодія з киснем

Киснем окислюються майже всі метали (крім Ag, Au, Pt ), при цьому відбувається утворення оксидів Me 2 O n.

Активні метали легко за звичайних умов взаємодіють із киснем повітря.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (зі спалахом)

Метали середньої активності також реагують з киснем за нормальної температури. Але швидкість такої реакції суттєво нижча, ніж за участю активних металів.

Малоактивні метали окислюються киснем при нагріванні (горіння у кисні).

Оксиди металів за хімічними властивостями можна поділити на три групи:

1. Основні оксиди ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O та ін) утворені металами в низьких ступенях окиснення (+1, +2, як правило, нижче +4). Основні оксиди взаємодіють з кислотними оксидами та кислотами з утворенням солей:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Кислотні оксиди ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 та ін) утворені металами в високих ступеняхокислення (зазвичай, вище +4). Кислотні оксиди взаємодіють з основними оксидами та основами з утворенням солей:

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Амфотерні оксиди ( BeO , Al 2 O 3 , ZnO , SnO , MnO 2 , Cr 2 O 3 , PbO , PbO 2 та ін) мають подвійну природу і можуть взаємодіяти як з кислотами, так і з основами:

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

Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3

Взаємодія із сіркою

З сіркою взаємодіють усі метали (крім Au ), утворюючи солі – сульфіди Me 2 S n . У цьому сірка відновлюється до ступеня окислення «-2». Платина ( Pt ) взаємодіє з сіркою лише у дрібнороздробленому стані. Лужні метали, а також Ca та Mg реагують із сіркою при нагріванні з вибухом. Zn , Al (у порошку) та Mg у реакції із сіркою дають спалах. У напрямку зліва направо в ряду активності швидкість взаємодії металів із сіркою зменшується.

Взаємодія з воднем

З воднем деякі активні метали утворюють сполуки – гідриди:

2 Na + H 2 → 2 NaH

У цих сполуках водень перебуває у рідкісному йому ступеня окислення «-1».

Є.А. Нуднова, М.В. Андрюxова

Якщо в періодичної таблиціелементів Д.І.Менделєєва провести діагональ від берилію до астату, то ліворуч внизу по діагоналі будуть знаходитися елементи-метали (до них відносяться елементи побічних підгруп, виділені синім кольором), а праворуч вгорі – елементи-неметали (виділені жовтим кольором). Елементи, розташовані поблизу діагоналі - напівметали або металоїди (B, Si, Ge, Sb та ін), мають подвійний характер (виділені рожевим кольором).

Як очевидно з малюнка, переважна більшість елементів є металами.

За своєю хімічної природиметали – це хімічні елементи, Атоми яких віддають електрони із зовнішнього або переднього енергетичного рівнів, утворюючи при цьому позитивно заряджені іони.

Практично всі метали мають порівняно великі радіуси та малу кількість електронів (від 1 до 3) на зовнішньому. енергетичному рівні. Для металів характерні низькі значення електронегативності та відновлювальні властивості.

Найбільш типові метали розташовані на початку періодів (починаючи з другого), далі зліва направо металеві властивості слабшають. У групі зверху донизу металеві властивості посилюються, тому що збільшується радіус атомів (за рахунок збільшення числа енергетичних рівнів). Це призводить до зменшення електронегативності (здатності притягувати електрони) елементів та посилення відновлювальних властивостей(Здатність віддавати електрони іншим атомам у хімічних реакціях).

Типовимиметалами є s-елементи (елементи IА-групи від Li до Fr. Елементи ПА-групи від Мg до Rа). Загальна електронна формулаїх атомів ns 1-2. Їх характерні ступеня окислення + I і +II відповідно.

Невелика кількість електронів (1-2) на зовнішньому енергетичному рівні атомів типових металів передбачає легку втрату цих електронів та прояв сильних відновлювальних властивостей, що відбивають низькі значення електронегативності. Звідси випливає обмеженість хімічних властивостей та способів одержання типових металів.

Характерною особливістю типових металів є прагнення їх атомів утворювати катіони та іонні хімічні зв'язки з атомами неметалів. Сполуки типових металів з неметалами — це іонні кристали «катіон металааніон неметалу», наприклад, К + Вг — , Сa 2+ Про 2-. Катіони типових металів входять також до складу сполук зі складними аніонами - гідроксидів і солей, наприклад Мg 2+ (ON -) 2 , (Li +) 2СО 3 2-.

Метали А-груп, що утворюють діагональ амфотерності в Періодичній системі Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а також метали, що примикають до них (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не виявляють типово металевих властивостей. Загальна електронна формула їх атомів ns 2 np 0-4 передбачає більшу різноманітність ступенів окислення, більшу здатність утримувати власні електрони, поступове зниження їх відновлювальної здатності і поява окислювальної здатності, особливо у високих ступенях окислення (характерні приклади - сполуки Тl III, Рb IV, Vi v). Подібна хімічна поведінка характерна і для більшості (d-елементів, тобто елементів Б-груп Періодичної системи (типові приклади- Амфотерні елементи Сr і Zn).

Це прояв двоїстості (амфотерності) властивостей, одночасно металевих (основних) та неметалічних, обумовлено характером хімічного зв'язку. У твердому стані з'єднання нетипових металів з неметалами містять переважно ковалентні зв'язки(Але менш міцні, ніж зв'язки між неметалами). У розчині ці зв'язки легко розриваються, а сполуки дисоціюють на іони (повністю або частково). Наприклад, метал галій складається з молекул Ga 2 , у твердому стані хлориди алюмінію і ртуті (II) АlСl 3 і НgСl 2 містять сильно ковалентні зв'язки, але в розчині АlСl 3 дисоціює майже повністю, а НgСl 2 - дуже мало (та й то на іони НgСl + і Сl -).

Загальні фізичні властивості металів

Завдяки наявності вільних електронів(«електронного газу») у кристалічній решітці всі метали виявляють такі характерні загальні властивості:

1) Пластичність- Здатність легко змінювати форму, витягуватися в дріт, прокочуватися в тонкі листи.

2) Металевий блискта непрозорість. Це пов'язано із взаємодією вільних електронів з падаючим на метал світлом.

3) Електропровідність. Пояснюється спрямованим рухом вільних електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. Під час нагрівання електропровідність зменшується, т.к. з підвищенням температури посилюються коливання атомів та іонів у вузлах кристалічних ґрат, що ускладнює спрямований рух «електронного газу»

4) Теплопровідність.Зумовлена високою рухливістю вільних електронів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури маси металу. Найбільша теплопровідність – у вісмуту та ртуті.

5) Твердість.Найтвердіший – хром (ріже скло); м'які – лужні метали– калій, натрій, рубідій та цезій – ріжуться ножем.

6) Густина.Вона тим менша, чим менше атомна масаметалу та більше радіус атома. Найлегший – літій (ρ=0,53 г/см3); найважчий – осмій (ρ=22,6 г/см3). Метали, що мають щільність менше 5 г/см3, вважаються «легкими металами».

7) Температури плавлення та кипіння.Найлегший метал - ртуть (т.пл. = -39 ° C), найтугоплавкіший метал - вольфрам (t ° пл. = 3390 ° C). Метали з t°пл. вище 1000°C вважаються тугоплавкими, нижче низькоплавкими.

Загальні хімічні властивості металів

Сильні відновники: Me 0 - n → Me n +

Ряд напруг характеризує порівняльну активність металів в окисно-відновних реакціях у водних розчинах.

I. Реакції металів із неметалами

1) З киснем:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) З сіркою:
Hg + S → HgS

3) З галогенами:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2

4) З азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) З фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) З воднем (реагують тільки лужні та лужноземельні метали):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

ІІ. Реакції металів із кислотами

1) Метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги до H відновлюють кислоти-неокислювачі до водню:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) З кислотами-окислювачами:

При взаємодії азотної кислоти будь-якої концентрації та концентрованої сірчаної з металами водень ніколи не виділяється!

Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ІІІ. Взаємодія металів із водою

1) Активні (лужні та лужноземельні метали) утворюють розчинну основу (луг) і водень:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Метали середньої активності окислюються водою при нагріванні до оксиду:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Неактивні (Au, Ag, Pt) – не реагують.

IV. Витіснення більш активними металами менш активних металів із розчинів їх солей:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

У промисловості часто використовують не чисті метали, а їх суміші - сплави, У яких корисні властивості одного металу доповнюються корисними властивостями іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави міді з цинком ( латунь) є вже досить твердими та широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має високу пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав із магнієм, міддю та марганцем — дуралюмін (дюраль), який, не втрачаючи корисних властивостейалюмінію, набуває високої твердості і стає придатним в авіабудуванні. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це широко відомі чавуні сталь.

Метали у вільному вигляді є відновниками.Однак реакційна здатністьдеяких металів невелика через те, що вони покриті поверхневою оксидною плівкою, в різного ступенястійкою до дії таких хімічних реактивів, як вода, розчини кислот та лугів.

Наприклад, свинець завжди покритий оксидною плівкою, для його переходу в розчин потрібно не тільки вплив реактиву (наприклад, розведеної азотної кислоти), а й нагрівання. Оксидна плівка на алюмінії перешкоджає реакції з водою, але під дією кислот і лугів руйнується. Пухка оксидна плівка (іржа), що утворюється на поверхні заліза у вологому повітрі, не заважає подальшому окисленню заліза.

Під дією концентрованихкислот на металах утворюється стійкаоксидна плівка. Це явище називається пасивацією. Так, у концентрованій сірчаної кислотипасивуються (і після цього не реагують з кислотою) такі метали, як Ве, Вi, З, Fе, Мg і Nb, а в концентрованій азотній кислоті - метали А1, Ве, Вi, З, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ , Тh та U.

При взаємодії з окислювачами в кислих розчинах більшість металів переходить в катіони, заряд яких визначається стійким ступенем окислення даного елемента в сполуках (Nа + Са 2+ А1 3+ Fe 2+ і Fе 3+)

Відновна активність металів у кислому розчиніпередається поруч напруг. Більшість металів переводиться в розчин соляної та розведеної сірчаної кислотами, але Сu, Аg та Нg – тільки сірчаної (концентрованої) та азотною кислотами, а Рt і Аї - "царською горілкою".

Корозія металів

Небажаною хімічною властивістю металів є їх , тобто активне руйнування (окислення) при контакті з водою та під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія).Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді, у результаті утворюється іржа, і вироби розсипаються на порошок.

Корозія металів протікає у воді також через присутність розчинених газів 2 і 2 ; створюється кислотне середовище, і катіони Н + витісняються активними металами у вигляді водню Н 2 ( воднева корозія).

Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів ( контактна корозія).Між одним металом, наприклад Fе, іншим металом, наприклад Sn або Сu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Ре), до менш активного металу (Sn, Сu), і більш активний метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, вкрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Опір корозії для даного металу посилюється при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом чи виготовлення сплаву заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталь, що містить хром ( нержавіюча сталь), мають високу корозійну стійкість.

електрометалургія, Т. е. отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів солей;

пірометалургія, тобто відновлення металів з руд при високій температурі(наприклад, одержання заліза в доменному процесі);

гідрометалургія, Т. е. виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СуSO 4 дією цинку, заліза або алюмінію).

У природі іноді зустрічаються самородні метали (характерні приклади - Аg, Аu, Рt, Нg), але частіше метали знаходяться у вигляді сполук ( металеві руди). За поширеністю в земної кориметали різні: від найпоширеніших - Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до рідкісних - Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.