Hvorfor har ikke-metaller oksiderende egenskaper? Oksiderende egenskaper til ikke-metaller. Fysiske egenskaper til ikke-metaller

Dmitry Mendeleev var i stand til å lage en unik tabell over kjemiske elementer, hvor den største fordelen var periodisitet. Metaller og ikke-metaller er ordnet i det periodiske systemet på en slik måte at egenskapene deres endres på en periodisk måte.

Mendeleevs periodiske system

Det periodiske systemet ble satt sammen av Dmitri Mendeleev i andre halvdel av 1800-tallet. Oppdagelsen forenklet ikke bare arbeidet til kjemikere, den var i stand til å kombinere alle de oppdagede kjemiske stoffene i et enkelt system, og også forutsi fremtidige funn.

Opprettelsen av dette strukturerte systemet er uvurderlig for vitenskapen og for menneskeheten som helhet. Det var denne oppdagelsen som ga drivkraft til utviklingen av all kjemi i mange år.

Interessant å vite! Det er en legende om at en vitenskapsmann drømte om det ferdige systemet.

I et intervju med en journalist forklarte forskeren at han hadde jobbet med det i 25 år, og det faktum at han drømte om det var ganske naturlig, men dette betyr ikke at alle svarene kom i drømmen.

Systemet laget av Mendeleev er delt inn i to deler:

• perioder - horisontale kolonner i en eller to linjer (rader);
• grupper - vertikale linjer, i en rad.

Det er totalt 7 perioder i systemet, hvert påfølgende element skiller seg fra den forrige med et stort antall elektroner i kjernen, dvs. atomladningen til hver høyre indikator er større enn den venstre én etter én. Hver periode begynner med et metall og slutter med en inert gass - dette er nøyaktig tabellens periodisitet, fordi egenskapene til forbindelser endres innen en periode og gjentas i den neste. Samtidig bør det huskes at periode 1-3 er ufullstendige eller små, de har bare 2, 8 og 8 representanter. I hele perioden (dvs. de resterende fire) er det 18 kjemiske representanter.

Gruppen inneholder kjemiske forbindelser med samme høyeste verdi, dvs. de har samme elektroniske struktur. Totalt inneholder systemet 18 grupper (fullversjon), som hver begynner med alkali og slutter med en inert gass. Alle stoffer som presenteres i systemet kan deles inn i to hovedgrupper - metall eller ikke-metall.

For å gjøre søk lettere har gruppene et eget navn, og stoffenes metalliske egenskaper øker for hver nedre linje, d.v.s. jo lavere forbindelsen er, desto flere atombaner vil den ha og desto svakere er de elektroniske bindingene. Krystallgitteret endres også - det blir uttalt i elementer med et stort antall atombaner.

Det er tre typer tabeller som brukes i kjemi:

1. Kort – aktinider og lantanider flyttes utenfor hovedfeltet, og 4 og alle påfølgende perioder opptar 2 linjer.
2. Lang - i den flyttes aktinidene og lantanidene utover grensen til hovedfeltet.
3. Ekstra lang – hver periode tar nøyaktig 1 linje.

Den viktigste anses å være det periodiske systemet som ble offisielt akseptert og bekreftet, men for enkelhets skyld brukes ofte kortversjonen. Metaller og ikke-metaller i det periodiske systemet er ordnet etter strenge regler som gjør arbeidet med det lettere.

Metaller i det periodiske systemet

I Mendeleev-systemet har legeringer et overveiende antall, og listen over dem er veldig stor - de starter med Bor (B) og slutter med polonium (Po) (unntakene er germanium (Ge) og antimon (Sb)). Denne gruppen har karakteristiske trekk; de er delt inn i grupper, men egenskapene deres er heterogene. Deres karakteristiske trekk:

• plast;
• elektrisk Strømføringsevne;
• skinne;
• enkel frigjøring av elektroner;
• duktilitet;
• termisk ledningsevne;
• hardhet (unntatt kvikksølv).

På grunn av den forskjellige kjemiske og fysiske essensen kan egenskapene variere betydelig mellom to representanter for denne gruppen; ikke alle av dem ligner typiske naturlige legeringer, for eksempel er kvikksølv et flytende stoff, men det tilhører denne gruppen.

I normal tilstand er den flytende og uten krystallgitter, som spiller en nøkkelrolle i legeringer. Bare kjemiske egenskaper gjør kvikksølv lik denne gruppen av grunnstoffer, til tross for konvensjonaliteten til egenskapene til disse organiske forbindelsene. Det samme gjelder cesium, den mykeste legeringen, men den kan ikke eksistere i naturen i sin rene form.

Noen elementer av denne typen kan bare eksistere i en brøkdel av et sekund, og noen finnes ikke i naturen i det hele tatt - de ble laget under kunstige laboratorieforhold. Hver av gruppene av metaller i systemet har sitt eget navn og egenskaper som skiller dem fra andre grupper.

Imidlertid er forskjellene deres ganske betydelige. I det periodiske systemet er alle metaller ordnet etter antall elektroner i kjernen, dvs. ved å øke atommassen. Dessuten er de preget av periodiske endringer i deres karakteristiske egenskaper. På grunn av dette er de ikke plassert pent i bordet og kan ikke plasseres riktig.

I den første gruppen av alkalier er det ingen stoffer som vil bli funnet i ren form i naturen - de kan bare eksistere som en del av forskjellige forbindelser.

Hvordan skille et metall fra et ikke-metall?

Hvordan bestemme metallet i en forbindelse? Det er en enkel måte å bestemme det på, men for dette må du ha en linjal og et periodisk system. For å finne ut trenger du:

1. Tegn en betinget linje langs kryssene mellom elementene fra Bor til Polonium (eventuelt til Astat).
2. Alle materialer som vil være til venstre for linjen og i sideundergruppene er metall.
3. Stoffene til høyre er av en annen type.

Metoden har imidlertid en feil – den inkluderer ikke Germanium og Antimon i gruppen og fungerer kun i et langbord. Metoden kan brukes som et jukseark, men for å bestemme stoffet nøyaktig, bør du huske listen over alle ikke-metaller. Hvor mange er det totalt? Få - bare 22 stoffer.

I alle fall, for å bestemme arten til et stoff, er det nødvendig å vurdere det separat. Det vil være enkelt å finne elementer hvis du kjenner deres egenskaper. Det er viktig å huske at alle metaller:

1. Ved romtemperatur er de faste, med unntak av kvikksølv. Samtidig skinner de og leder strøm godt.
2. De har færre atomer på det ytre nivået av kjernen.
3. De består av et krystallgitter (unntatt kvikksølv), og alle andre grunnstoffer har en molekylær eller ionisk struktur.
4. I det periodiske systemet er alle ikke-metaller røde, metaller er svarte og grønne.
5. Hvis du beveger deg fra venstre til høyre i en periode, vil ladningen til kjernen til stoffet øke.
6. Noen stoffer har svakt uttrykte egenskaper, men de har fortsatt karakteristiske trekk. Slike grunnstoffer er klassifisert som halvmetaller, for eksempel polonium eller antimon, og er vanligvis plassert ved grensen til de to gruppene.

Merk følgende! I den nedre venstre delen av blokken i systemet er det alltid typiske metaller, og øverst til høyre - typiske gasser og væsker.

Det er viktig å huske at når du beveger deg i tabellen fra topp til bunn, blir de ikke-metalliske egenskapene til stoffer sterkere, siden elementer som har fjerne ytre skall er plassert der. Kjernen deres er skilt fra elektronene og derfor tiltrekker de seg svakere.

Nyttig video

La oss oppsummere det

Det vil være lett å skille grunnstoffer hvis du kjenner de grunnleggende prinsippene for dannelsen av det periodiske systemet og egenskapene til metaller. Det vil også være nyttig å huske listen over de resterende 22 elementene. Men vi må ikke glemme at ethvert element i en forbindelse bør vurderes separat, uten å ta hensyn til dets forbindelser med andre stoffer.

I kontakt med

Forelesning 24

Ikke-metaller.

Forelesningsoversikt:

Ikke-metaller er enkle stoffer

Plassering av ikke-metaller i det periodiske systemet

Antall ikke-metalliske grunnstoffer er betydelig mindre enn metalliske grunnstoffer Ti kjemiske grunnstoffer (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) har typiske ikke-metalliske egenskaper. Seks elementer som vanligvis klassifiseres som ikke-metaller, viser doble (både metalliske og ikke-metalliske) egenskaper (B, Si, As, Se, Te, At). Og 6 flere elementer har nylig blitt inkludert i listen over ikke-metaller. Dette er de såkalte edle (eller inerte) gassene (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Så 22 av de kjente kjemiske elementene er vanligvis klassifisert som ikke-metaller.

Elementer som viser ikke-metalliske egenskaper i det periodiske systemet er plassert over bor-astatin-diagonalen (fig. 26).

Atomene til de fleste ikke-metaller, i motsetning til metallatomer, har et stort antall elektroner i det ytre elektroniske laget - fra 4 til 8. Unntaket er atomene av hydrogen, helium, bor, som har 1, 2 og 3 elektroner i det ytre. nivå, henholdsvis.

Blant ikke-metaller er det bare to grunnstoffer - hydrogen (1s 1) og helium (1s 2) som tilhører s-familien, alle andre tilhører R-familie .

Atomer av typiske ikke-metaller (A) er preget av høy elektronegativitet og høy elektronaffinitet, som bestemmer deres evne til å danne negativt ladede ioner med elektronkonfigurasjonene til de tilsvarende edelgassene:

A 0 + nê → A n -

Disse ionene er en del av ioniske forbindelser av ikke-metaller med typiske metaller. Ikke-metaller har også negative oksidasjonstilstander i kovalente forbindelser med andre mindre elektronegative ikke-metaller (spesielt hydrogen).

Ikke-metallatomer i kovalente forbindelser med mer elektronegative ikke-metaller (spesielt oksygen) har positive oksidasjonstilstander. Høyeste positive oksidasjonstilstand for et ikke-metall, som oftest, lik gruppenummeret, der han befinner seg.

Ikke-metaller er enkle stoffer

Til tross for det lille antallet ikke-metalliske elementer, er deres rolle og betydning både på jorden og i verdensrommet enorm. 99 % av massen til solen og andre stjerner består av ikke-metaller hydrogen og helium. Jordens luftskall består av ikke-metallatomer - nitrogen, oksygen og edle gasser. Jordens hydrosfære er dannet av et av de viktigste stoffene for liv - vann, hvis molekyler består av ikke-metallene hydrogen og oksygen. Levende stoffer domineres av 6 ikke-metaller - karbon, oksygen, hydrogen, nitrogen, fosfor, svovel.

Under normale forhold eksisterer ikke-metalliske stoffer i forskjellige aggregeringstilstander:

1) gasser: hydrogen H2, oksygen O2, nitrogen N2, fluor F2, klor C12, inerte gasser: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) væsker: brom Br 2

3) faststoffer jod I 2, karbon C, silisium Si, svovel S, fosfor P, etc.

Syv ikke-metalliske grunnstoffer danner enkle stoffer som eksisterer i form av diatomiske molekyler E 2 (hydrogen H 2, oksygen O 2, nitrogen N 2, fluor F 2, klor C1 2, brom Br 2, jod I 2).

Siden det ikke er frie elektroner mellom atomene i krystallgitteret til ikke-metaller, skiller de seg i fysiske egenskaper fra metaller:

¾ har ingen glans;

¾ sprø, har forskjellig hardhet;

¾ er dårlige ledere av varme og elektrisitet.

Ikke-metalliske faste stoffer er praktisk talt uløselige i vann; gassformig O 2, N 2, H 2 og halogener har svært lav løselighet i vann.

En rekke ikke-metaller er preget av allotropi- fenomenet med eksistensen av ett element i form av flere enkle stoffer. Allotropiske modifikasjoner er kjent for oksygen (oksygen O 2 og ozon O 3), svovel (ortorombisk, monoklinisk og plastisk), fosfor (hvit, rød og svart), karbon (grafitt, diamant og karbin, etc.), silisium (krystallinsk og amorf).

Kjemiske egenskaper til ikke-metaller

Ikke-metaller varierer betydelig i deres kjemiske aktivitet. Således inngår nitrogen og edelgasser i kjemiske reaksjoner bare under svært alvorlige forhold (høyt trykk og temperatur, tilstedeværelsen av en katalysator).

De mest reaktive ikke-metallene er halogener, hydrogen og oksygen. Svovel, fosfor, og spesielt karbon og silisium er reaktive bare ved høye temperaturer.

Ikke-metaller viser både oksiderende og reduserende egenskaper i kjemiske reaksjoner. Den høyeste oksidasjonskapasiteten er karakteristisk for halogener og oksygen. Ikke-metaller som hydrogen, karbon, silisium har overveiende reduserende egenskaper.

I. Oksiderende egenskaper til ikke-metaller:

1. Interaksjon med metaller. I dette tilfellet dannes binære forbindelser: med oksygen - oksider, med hydrogen - hydrider, med nitrogen - nitrider, med halogener - halogenider, etc.:

2Cu + O2 → 2CuO

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2. Interaksjon med hydrogen. Ikke-metaller fungerer også som oksidasjonsmidler i reaksjoner med hydrogen, og danner flyktige hydrogenforbindelser:

H2 + C12 -> 2HC1

N2 + 3H2 -> t, p, kat. 2NH 3

3. Interaksjon med ikke-metaller. Ikke-metaller viser også oksiderende egenskaper i reaksjoner med mindre elektronegative ikke-metaller:

2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;

C + 2S → CS 2.

4. Interaksjon med komplekse stoffer. De oksiderende egenskapene til ikke-metaller kan også manifestere seg i reaksjoner med komplekse stoffer. For eksempel brenner vann i en fluoratmosfære:

2F2 + 2H20 → 4HF + O2.

II. Reduserende egenskaper til ikke-metaller

1. Interaksjon med ikke-metaller. Ikke-metaller kan vise reduserende egenskaper i forhold til ikke-metaller med større elektronegativitet, og først og fremst i forhold til fluor og oksygen:

4P + 502 → 2P205;

N 2 + O 2 → 2NO

2. Interaksjon med komplekse stoffer. Noen ikke-metaller kan være reduksjonsmidler, som tillater bruk i metallurgisk produksjon:

C + ZnO → Zn + CO;

5H2 + V205 → 2V + 5H20.

Si02 + 2C → Si + 2CO.

Ikke-metaller viser reduserende egenskaper når de interagerer med komplekse stoffer - sterke oksidasjonsmidler, for eksempel:

3S + 2KC103 → 3S02 + 2KC1;

6P + 5KS103 → ZR205 + 5KS1.

C + 2H2SO4 -> CO2 + 2S02 + 2H20;

3P + 5HNO3 + 2H20 → ZN3PO4 + 5NO.

Generelle metoder for å oppnå ikke-metaller

Noen ikke-metaller finnes i naturen i fri tilstand: svovel, oksygen, nitrogen, edle gasser. For det første er enkle stoffer - ikke-metaller - en del av luften.

Store mengder oksygen og nitrogengasser oppnås ved luftrektifisering (separasjon).

De mest aktive ikke-metallene - halogener - oppnås ved elektrolyse av smelter eller løsninger fra forbindelser. I industrien, ved hjelp av elektrolyse, oppnås tre viktige produkter samtidig i store mengder: den nærmeste analogen av fluor - klor, hydrogen og natriumhydroksid. En natriumkloridløsning matet inn i elektrolysatoren ovenfra brukes som en elektrolytt.

Metoder for å produsere ikke-metaller vil bli diskutert mer detaljert senere i de tilsvarende forelesningene.

Inndelingen av kjemiske elementer i metaller og ikke-metaller er ganske vilkårlig. Det er en liten gruppe elementer som under visse forhold oppfører seg på en atypisk måte. For eksempel kan aluminium reagere ikke bare med syrer, som de fleste metaller, men også med alkalier, som ikke-metalliske elementer. Og germanium, som er et ikke-metall, kan lede strøm som et typisk metall. I vår artikkel vil vi se på de fysiske og kjemiske egenskapene til ikke-metaller, samt deres bruk i industrien.

Valensnivåformel

Forskjellene i elementenes egenskaper er basert på strukturen til atomene deres. Ikke-metaller har 4 til 8 elektroner i sitt siste energinivå, med unntak av hydrogen, helium og bor. Nesten alle ikke-metaller tilhører p-elementer. For eksempel er dette klor, nitrogen, oksygen. Helium og hydrogen, som er p-elementer, følger ikke denne regelen. De fysiske egenskapene til ikke-metaller, så vel som evnen til å gjennomgå kjemiske transformasjoner, bestemmes av deres plassering i det periodiske systemet.

Plassering av ikke-metaller i systemet av kjemiske elementer

En endring i egenskapene til atomer til ikke-metalliske elementer skjer med en økning i atomnummeret. I løpet av perioden, på grunn av økningen i ladningen til kjernen, trekker atomet seg sammen og dets radius avtar. Oksydasjonsevnen øker også, og elementenes reduserende egenskaper svekkes. De fysiske egenskapene til ikke-metaller, så vel som egenskapene til deres interaksjon med andre stoffer, avhenger av strukturen til deres ytre energinivå. Atomers evne til å tiltrekke fremmede elektroner inn i deres innflytelsessfære avhenger også av den. For eksempel, i den andre perioden fra bor til fluor, øker elektronegativiteten til ikke-metaller. Den mest aktive blant alle ikke-metalliske grunnstoffer er fluor. I sine forbindelser holder den fremmede elektroner sterkest, og opprettholder en -1 ladning.

Fysiske egenskaper til ikke-metaller

Ikke-metaller eksisterer i forskjellige aggregeringstilstander. Så bor, karbon, fosfor er faste forbindelser, brom er en væske, nitrogen, hydrogen, oksygen er gasser. Alle av dem leder ikke elektrisitet, er mindre holdbare enn metaller og har lav varmeledningsevne. Typen krystallgitter påvirker også de fysiske egenskapene til ikke-metaller. For eksempel har forbindelser med et molekylært gitter (jod, svovel, fosfor) lave koke- og smeltepunkter, og er også flyktige. Den atomære krystallinske strukturen er iboende i silisium og diamant. Disse stoffene er veldig sterke, deres smelte- og kokepunkt er høye.

Kjemiske egenskaper

Den direkte reaksjonen ved å kombinere metaller og ikke-metaller fører til produksjon av binære forbindelser av saltklassen: nitrider, karbider, klorider.

For eksempel:

6Na + N2 = 2 Na3N.

Ikke-metalliske elementer er i stand til å samhandle med hverandre. Hovedbetingelsen for forekomsten av slike prosesser er at elementene må ha ulik elektronegativitet. For eksempel:

6Cl 2 + 4P = 4 PCl 3.

De fleste ikke-metaller, med unntak av jod, oksideres direkte av oksygen. I dette tilfellet dannes binære forbindelser - sure oksider:

C + O 2 = CO 2 - karbondioksid, eller karbondioksid.

Reaksjoner av ikke-metaller med noen oksider er mulig. Dermed brukes karbon som et element som reduserer metaller fra oksidene deres:

C + CuO = Cu + CO.

Syrer er sterke oksidasjonsmidler (for eksempel nitrat), i stand til å samhandle med ikke-metaller, oksidere dem til oksider:

C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Halogener

Grunnstoffene som ligger i hovedundergruppen til den syvende gruppen i det periodiske systemet er kjemisk de mest aktive ikke-metallene. Atomene deres har samme antall elektroner -7 i det siste energinivået, noe som forklarer likheten mellom deres kjemiske egenskaper.

De fysiske egenskapene til enkle stoffer - ikke-metaller - er forskjellige. Således er fluor og klor i gassfasen, brom er væsken, og jod er i fast tilstand. Aktiviteten til halogener i en gruppe svekkes med økende ladning av atomkjernen; fluor er den mest reaktive blant halogenene. Når det gjelder reaktivitet, overgås den kun av oksygen, som er en del av kalkogengruppen. Styrken til hydrogenforbindelser av halogener, hvorav vandige løsninger er syrer, øker fra fluor til jod, og løseligheten til dårlig løselige salter avtar. Fluors spesielle posisjon blant halogenene gjelder også dens evne til å reagere med vann. Halogen kan bryte ned vann og danne ulike produkter: sitt eget oksid F 2 O, ozon, oksygen og hydrogenperoksid.

Grunnstoffet er det mest tallrike på jorden. Innholdet i jorda er mer enn 47%, og massen av gass i luften er 23,15%. De generelle fysiske egenskapene til ikke-metaller, som nitrogen, oksygen, hydrogen, som er i gassform, bestemmes av strukturen til molekylene deres.

De består alle av to atomer forbundet med kovalente ikke-polare bindinger. I oksygenatomet er det på siste energinivå to frie p-elektroner. Derfor er oksidasjonstilstanden til grunnstoffet vanligvis -2, og i forbindelser med fluor (for eksempel OF 2) +2. Oksygen er dårlig løselig i vann; ved en temperatur på -183 ⁰C blir det til en lett mobil blå væske som kan tiltrekkes av en magnet. Grunnstoffet er representert av to enkle stoffer: oksygen O 2 og ozon O 3 . Den karakteristiske lukten av ozon kan kjennes i luften etter et tordenvær. Stoffet er ekstremt aggressivt, bryter ned organiske materialer og oksiderer til og med passive metaller som platina eller gull. De fleste komplekse stoffer - oksider, salter, baser og syrer - inneholder oksygenatomer i molekylene sine.

I likhet med oksygen er svovel svært vanlig i jordskorpen, og atomene finnes også i organiske stoffer som proteiner. Svovelinnholdet i geotermiske kilder og vulkanske gasser er høyt. De vanligste svovelholdige mineralene: pyritt FeS 2, sink og blyglans ZnS, PbS.

På forespørselen: "List opp de fysiske egenskapene til ikke-metaller," kan vi svare ved å navngi for eksempel egenskapene til svovel. Det er et dielektrikum. Stoffet holder dårlig på termisk energi, er skjørt, smuldrer ved støt og løses ikke opp i vann. Det kan danne flere allotrope former kalt rombiske, plastiske og monokliniske. Naturlig svovel er gul i fargen og har en rombisk struktur. I kjemiske reaksjoner med metaller og noen ikke-metaller oppfører det seg som et oksidasjonsmiddel, og med halogener og oksygen viser det reduserende egenskaper.

I vår artikkel, ved å bruke eksemplet med halogener, oksygen og svovel, undersøkte vi egenskapene til ikke-metalliske elementer.

Ikke-metaller er elementer som har ikke-metalliske egenskaper og opptar en posisjon i øvre høyre hjørne av det periodiske systemet. Hva er naturen til ikke-metaller, og hvordan de skiller seg fra andre forbindelser, vil vi lære i denne artikkelen.

generelle egenskaper

Ikke-metalliske grunnstoffer inkluderer p-elementer, samt hydrogen og helium, som igjen tilhører s-elementer. De er plassert til høyre og over bor-astatin-diagonalen. Totalt er 22 ikke-metaller kjent. I de mest typiske ikke-metallene er fyllingen av det ytre nivået med elektroner nær maksimum, og radiene til atomene er minimale blant elementene i en gitt periode.

Ris. 1. Gruppe av ikke-metaller i det periodiske systemet.

Ikke-metalliske atomer har høyere elektronegativitetsverdier, og tilsvarende høye ioniseringsenergier og høye elektronaffiniteter. I denne forbindelse er naturen til ikke-metaller slik at de, i motsetning til metaller, kan oppvise oksiderende egenskaper. I reaksjoner kan de reduseres ved å legge til så mange elektroner at deres totale antall på det ytre nivået når åtte (fullført nivå, stabil tilstand av atomet).

Det er derfor den negative verdien av oksidasjonstilstanden som ikke-metaller kan ha i forbindelser, i motsetning til metaller, er lik forskjellen (8-N-gruppe). Den høyeste elektronegativiteten finnes i ikke-metaller hvis posisjon er i øvre høyre hjørne av det periodiske system, det vil si halogenene fluor og klor, samt oksygen. Det er disse grunnstoffene som kan danne ioniske bindinger. Det mest aktive ikke-metallet er fluor, som i forbindelser kan vise bare en valens I og en oksidasjonstilstand -1.

De strukturelle egenskapene til ikke-metaller er at det ytre elektronlaget til de fleste ikke-metallatomer inneholder fra 4 til 8 elektroner.

Andre ikke-metaller (unntatt fluor) kan også vise positive oksidasjonstilstander og danne kovalente bindinger med andre elementer.

Fysiske egenskaper

De fleste ikke-metaller av enkle stoffer i fast aggregeringstilstand er preget av et molekylært krystallgitter. Det vil si at disse ikke-metallene er krystallinske stoffer. Derfor tar de under normale forhold form av gasser, væsker eller faste stoffer med lave smeltepunkter. Eksempler på slike stoffer er gasser: hydrogen H2, neon Ne, flytende brom Br2, faste stoffer jod I2, svovel S8, fosfor P4 (hvit fosfor). Det er ikke-metaller (bor, karbon, silisium) som har atomære krystallgitter.

Ris. 2. Ikke-metaller – væsker, gasser, faste stoffer.

De viktigste elementene som finnes i levende organismer er organogener. De danner vann, proteiner, vitaminer og fett. Disse inkluderer 6 elementer: karbon, oksygen, hydrogen, nitrogen, fosfor, svovel.

Kjemiske egenskaper og forbindelser

Hydrogenforbindelser av ikke-metaller er hovedsakelig flyktige forbindelser som er sure i vandige løsninger. De har molekylære strukturer, kovalente polare bindinger. Noen av dem (vann, ammoniakk, hydrogenfluorid) danner hydrogenbindinger. Forbindelser dannes ved direkte interaksjon mellom ikke-metaller og hydrogen. Den elektroniske formelen for svovel med hydrogen er som følger:

S+H 2 = H 2 S (opptil 350 grader er likevekten forskjøvet til høyre)

Alle hydrogenforbindelser er reduksjonsmidler (unntatt HF), og deres reduserende kraft øker fra høyre til venstre over perioden og fra topp til bunn over undergruppen.

Ikke-metaller samhandler med metaller og andre ikke-metaller:

Resultatet er natriumsalt av saltsyre

Ris. 3. natriumsalt av saltsyre.

forbindelser av ikke-metaller med oksygen er som regel sure oksider, som tilsvarer oksygenholdige syrer. Strukturen til oksidene til typiske ikke-metaller er molekylær (SO 3, P 4 O 10). Jo høyere oksidasjonstilstanden til et ikke-metall er, desto sterkere er den tilsvarende oksosyren. Klor interagerer altså ikke direkte med oksygen, men danner en rekke oksosyrer, som tilsvarer oksider og anhydrider av disse syrene.

Ikke-metaller brukes i ulike bransjer. Her er en liste over bransjer der bruken deres er mest etterspurt.

Bruksområde	Eksempler, liste over ikke-metaller som brukes i en bestemt industri
industri	Svovel, nitrogen og fosfor brukes ofte til å produsere syrer. Svovel brukes også i gummiproduksjon.
transportere	Et viktig ikke-metall i transportindustrien er hydrogen. Det brukes som drivstoff. Ved forbrenning forurenser ikke denne typen drivstoff miljøet.
landbrukssektoren	svovel brukes til å kontrollere skadelige insekter og plantesykdommer
medisin	Oksygen brukes til å gjenopprette pusten (oksygenputer), karbon i form av aktivt kull, som er i stand til å fjerne skadelige stoffer fra kroppen.
mat industri	nitrogen brukes til å forlenge holdbarheten til produktene

Ikke-metaller- kjemiske grunnstoffer som danner enkle legemer som ikke har egenskaper som er karakteristiske for metaller. Et kvalitativt kjennetegn ved ikke-metaller er elektronegativitet.

Elektronegativitet― dette er evnen til å polarisere en kjemisk binding, for å tiltrekke vanlige elektronpar.

Det er 22 grunnstoffer klassifisert som ikke-metaller.

1. periode

3. periode

4. periode

5. periode

6. periode

Som det fremgår av tabellen, er ikke-metalliske grunnstoffer hovedsakelig plassert i øvre høyre del av det periodiske systemet.

Struktur av ikke-metalliske atomer

Et karakteristisk trekk ved ikke-metaller er det større antallet elektroner (sammenlignet med metaller) i det ytre energinivået til atomene deres. Dette bestemmer deres større evne til å feste ytterligere elektroner og vise høyere oksidativ aktivitet enn metaller. Spesielt sterke oksiderende egenskaper, det vil si evnen til å tilføre elektroner, vises av ikke-metaller lokalisert i 2. og 3. periode av gruppe VI-VII. Hvis vi sammenligner arrangementet av elektroner i orbitaler i atomene til fluor, klor og andre halogener, kan vi bedømme deres særegne egenskaper. Fluoratomet har ingen frie orbitaler. Derfor kan fluoratomer bare vise I og oksidasjonstilstanden er 1. Det sterkeste oksidasjonsmidlet er fluor. I atomene til andre halogener, for eksempel i kloratomet, er det frie d-orbitaler på samme energinivå. Takket være dette kan elektronparing skje på tre forskjellige måter. I det første tilfellet kan klor ha en oksidasjonstilstand på +3 og danne klorsyre HClO2, som tilsvarer salter - for eksempel kaliumkloritt KClO2. I det andre tilfellet kan klor danne forbindelser der klor er +5. Slike forbindelser inkluderer HClO3 og ee, for eksempel kaliumklorat KClO3 (Bertoletova). I det tredje tilfellet viser klor en oksidasjonstilstand på +7, for eksempel i perklorsyre HClO4 og dets salter, perklorater (i kaliumperklorat KClO4).

Strukturer av ikke-metalliske molekyler. Fysiske egenskaper til ikke-metaller

I gassform ved romtemperatur er:

· hydrogen - H2;

· nitrogen - N2;

· oksygen - O2;

fluor - F2;

· radon - Rn).

I flytende - brom - Br.

I solid:

bor - B;

· karbon - C;

· silisium - Si;

· fosfor - P;

· selen - Se;

tellur - Te;

Den er mye rikere for ikke-metaller og farger: rød for fosfor, brun for brom, gul for svovel, gulgrønn for klor, fiolett for joddamp, etc.

De mest typiske ikke-metallene har en molekylær struktur, mens de mindre typiske har en ikke-molekylær struktur. Dette forklarer forskjellen i egenskapene deres.

Sammensetning og egenskaper til enkle stoffer - ikke-metaller

Ikke-metaller danner både monoatomiske og diatomiske molekyler. TIL monoatomisk Ikke-metaller inkluderer inerte gasser som praktisk talt ikke reagerer selv med de mest aktive stoffene. er plassert i gruppe VIII i det periodiske system, og de kjemiske formlene til de tilsvarende enkle stoffene er som følger: He, Ne, Ar, Kr, Xe og Rn.

Noen ikke-metaller dannes diatomisk molekyler. Disse er H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementer fra gruppe VII i det periodiske systemet), samt oksygen O2 og nitrogen N2. Fra triatomisk molekyler består av ozongass (O3). For ikke-metalliske stoffer som er i fast tilstand, er det ganske vanskelig å lage en kjemisk formel. Karbonatomene i grafitt er forbundet med hverandre på forskjellige måter. Det er vanskelig å isolere et enkelt molekyl i de gitte strukturene. Når man skriver kjemiske formler for slike stoffer, som for metaller, innføres antagelsen om at slike stoffer kun består av atomer. , i dette tilfellet, er skrevet uten indekser: C, Si, S, etc. Slike enkle stoffer som oksygen, med samme kvalitative sammensetning (begge består av det samme elementet - oksygen), men forskjellige i antall atomer i molekylet , har forskjellige egenskaper. Dermed har oksygen ingen lukt, mens ozon har en stikkende lukt som vi lukter under et tordenvær. Egenskapene til harde ikke-metaller, grafitt og diamant, som også har samme kvalitative sammensetning, men forskjellige strukturer, varierer kraftig (grafitt er sprø, hard). Dermed bestemmes egenskapene til et stoff ikke bare av dets kvalitative sammensetning, men også av hvor mange atomer som finnes i stoffets molekyl og hvordan de er forbundet med hverandre. i form av enkle kropper er i fast gassform (bortsett fra brom - væske). De har ikke de fysiske egenskapene som ligger i metaller. Harde ikke-metaller har ikke den typiske glansen til metaller, de er vanligvis sprø, og de leder varme dårlig (med unntak av grafitt). Krystallinsk bor B (som krystallinsk silisium) har et svært høyt smeltepunkt (2075°C) og høy hardhet. Den elektriske ledningsevnen til bor øker kraftig med økende temperatur, noe som gjør det mulig å bruke det mye i halvlederteknologi. Tilsetning av bor til stål og legeringer av aluminium, kobber, nikkel, etc. forbedrer deres mekaniske egenskaper. Borider (forbindelser med visse metaller, for eksempel titan: TiB, TiB2) er nødvendige ved fremstilling av jetmotordeler og gassturbinblader. Som man kan se fra skjema 1, har karbon - C, silisium - Si, - B en lignende struktur og har noen felles egenskaper. Som enkle stoffer finnes de i to former - krystallinsk og amorf. De krystallinske formene til disse elementene er veldig harde, med høye smeltepunkter. Krystallinsk har halvlederegenskaper. Alle disse elementene danner forbindelser med metaller - , og (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Noen av dem har større hardhet, for eksempel Fe3C, TiB. brukes til å produsere acetylen.

Kjemiske egenskaper til ikke-metaller

I samsvar med de numeriske verdiene for de relative elektronegativitetene øker de oksiderende ikke-metallene i følgende rekkefølge: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Ikke-metaller som oksidasjonsmidler

De oksiderende egenskapene til ikke-metaller manifesterer seg under deres interaksjon:

· med metaller: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· med hydrogen: H2 + F2 = 2HF;

· med ikke-metaller som har lavere elektronegativitet: 2P + 5S = P2S5;

· med noen komplekse stoffer: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Ikke-metaller som reduksjonsmiddel

1. Alle ikke-metaller (unntatt fluor) viser reduserende egenskaper når de interagerer med oksygen:

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

Oksygen i kombinasjon med fluor kan også oppvise en positiv oksidasjonstilstand, dvs. være et reduksjonsmiddel. Alle andre ikke-metaller har reduserende egenskaper. For eksempel kombinerer klor ikke direkte med oksygen, men indirekte er det mulig å oppnå dets oksider (Cl2O, ClO2, Cl2O2), der klor har en positiv oksidasjonstilstand. Ved høye temperaturer kombineres nitrogen direkte med oksygen og viser reduserende egenskaper. Svovel reagerer enda lettere med oksygen.

2. Mange ikke-metaller viser reduserende egenskaper når de interagerer med komplekse stoffer:

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

3. Det er også reaksjoner der et ikke-metall både er et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluor er det mest typiske ikke-metallet, som ikke har reduserende egenskaper, dvs. evnen til å donere elektroner i kjemiske reaksjoner.

Ikke-metallforbindelser

Ikke-metaller kan danne forbindelser med forskjellige intramolekylære bindinger.

Typer ikke-metallforbindelser

Generelle formler for hydrogenforbindelser i henhold til grupper i det periodiske systemet for kjemiske elementer er gitt i tabellen:

	Flyktige hydrogenforbindelser

Totale kalkogener.

I hovedundergruppen til den sjette gruppen i det periodiske systemet av elementer. I. Mendeleev inneholder grunnstoffene: oksygen (O), svovel (S), selen (Se), (Te) og (Po). Disse elementene kalles samlet for kalkogener, som betyr "malmdannende".

I undergruppen av kalkogener, fra topp til bunn, med økende atomladning, endres egenskapene til elementene naturlig: deres ikke-metalliske egenskaper reduseres og deres metalliske egenskaper øker. Så - et typisk ikke-metall, og polonium - et metall (radioaktivt).

Grå selen

Produksjon av fotoceller og elektriske strømlikerettere

Innen halvlederteknologi

Biologisk rolle av kalkogener

Svovel spiller en viktig rolle i livet til planter, dyr og mennesker. I dyreorganismer er svovel en del av nesten alle proteiner, svovelholdige proteiner og proteiner, samt vitamin B1 og hormonet insulin. Ved mangel på svovel avtar ullveksten hos sauer, og dårlig fjæring er notert hos fugler.

Plantene som forbruker mest svovel er kål, salat og spinat. Erte- og bønnebelger, reddiker, neper, løk, pepperrot, gresskar og agurker er også rike på svovel; Rødbeter er også fattige på svovel.

Når det gjelder kjemiske egenskaper, er selen og tellur veldig lik svovel, men når det gjelder fysiologiske egenskaper er de dets antagonister. Svært små mengder selen er nødvendig for normal funksjon av kroppen. Selen har en positiv effekt på det kardiovaskulære systemet, røde blodlegemer, og forbedrer kroppens immunegenskaper. En økt mengde selen forårsaker sykdom hos dyr, manifestert i avmagring og døsighet. En mangel på selen i kroppen fører til forstyrrelse av hjertet, luftveiene, hevelse i kroppen og kan til og med oppstå. Selen har en betydelig effekt på dyr. For eksempel inneholder hjort, som har høy synsskarphet, 100 ganger mer selen i netthinnen enn i andre deler av kroppen. I planteverdenen inneholder alle planter mye selen. Planten akkumulerer spesielt store mengder av det.

Den fysiologiske rollen til tellur for planter, dyr og mennesker har blitt studert mindre enn selen. Det er kjent at tellur er mindre giftig sammenlignet med selen og tellurforbindelser i kroppen reduseres raskt til elementært tellur, som igjen kombineres med organiske stoffer.

Generelle kjennetegn ved elementer i nitrogenundergruppen

Hovedundergruppen i den femte gruppen inkluderer nitrogen (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb) og (Bi).

Fra topp til bunn i undergruppen fra nitrogen til vismut reduseres ikke-metalliske egenskaper, mens metalliske egenskaper og atomradius øker. Nitrogen, fosfor, arsen er ikke-metaller, men tilhører metaller.

Nitrogen undergruppe

Sammenlignende egenskaper	7 N nitrogen	15 P fosfor	33 Som arsenikk	51 Sb antimon	83 Bi vismut
Elektronisk struktur					…4f145d106S26p3
Oksidasjonstilstand	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Elektro- negativitet
Å være i naturen	I fri tilstand - i atmosfæren (N2 -), i bundet tilstand - i sammensetningen av NaNO3 -; KNO3 - Indisk salpeter	Ca3(PO4)2 - fosforitt, Ca5(PO4)3(OH) - hydroksyapatitt, Ca5(PO4)3F - fluorapatitt
Allotropiske former under normale forhold	Nitrogen (en form)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (ammoniumhydroksid); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (fosfoniumhydroksid). Biologisk rolle av nitrogen og fosfor Nitrogen spiller en ekstremt viktig rolle i plantelivet, siden det er en del av aminosyrer, proteiner og klorofyll, B-vitaminer og enzymer som aktiverer. Derfor påvirker mangel på nitrogen i jorda plantene negativt, og først og fremst klorofyllinnholdet i bladene, noe som gjør at de blir bleke. forbruker fra 50 til 250 kg nitrogen per 1 hektar jordareal. Mest nitrogen finnes i blomster, unge blader og frukt. Den viktigste nitrogenkilden for planter er nitrogen - disse er hovedsakelig ammoniumnitrat og ammoniumsulfat. Det bør også bemerkes den spesielle rollen til nitrogen som en komponent i luft - den viktigste komponenten i levende natur. Ikke et eneste kjemisk element tar en så aktiv og mangfoldig del i livsprosessene til plante- og dyreorganismer som fosfor. Det er en komponent av nukleinsyrer og er en del av noen enzymer og vitaminer. Hos dyr og mennesker er opptil 90 % av fosfor konsentrert i beinene, opptil 10 % i musklene og ca. 1 % i nervesystemet (i form av uorganiske og organiske forbindelser). I muskler, lever, hjerne og andre organer finnes det i form av fosfatider og fosforestere. Fosfor tar del i muskelsammentrekninger og i konstruksjonen av muskel- og benvev. Personer som er engasjert i mentalt arbeid, må innta en økt mengde fosfor for å forhindre uttømming av nerveceller, som fungerer under økt belastning nettopp under mentalt arbeid. Med mangel på fosfor reduseres ytelsen, nevrose utvikles, og toverdig germanium, tinn og bly GeO, SnO, PbO forstyrres av amfotere oksider. De høyere oksidene av karbon og silisium CO2 og SiO2 er sure oksider, som tilsvarer hydroksider som viser svakt sure egenskaper - H2CO3 og kiselsyre H2SiO3. Amfotere oksider - GeO2, SnO2, PbO2 - tilsvarer amfotere hydroksider, og når man går fra germaniumhydroksid Ge(OH)4 til blyhydroksid Pb(OH)4, svekkes de sure egenskapene og de basiske forsterkes. Biologisk rolle av karbon og silisium Karbonforbindelser er grunnlaget for plante- og dyreorganismer (45 % av karbonet finnes i planter og 26 % i dyreorganismer). Karbonmonoksid (II) og karbonmonoksid (IV) viser karakteristiske biologiske egenskaper. Karbonmonoksid (II) er en svært giftig gass fordi den binder seg tett til hemoglobin i blodet og fratar hemoglobinet evnen til å frakte oksygen fra lungene til kapillærene. Ved innånding kan CO forårsake forgiftning, muligens til og med død. Karbonmonoksid (IV) er spesielt viktig for planter. I planteceller (spesielt i blader), i nærvær av klorofyll og virkningen av solenergi, produseres glukose fra karbondioksid og vann med frigjøring av oksygen. Som et resultat av fotosyntesen binder planter årlig 150 milliarder tonn karbon og 25 milliarder tonn hydrogen, og slipper ut opptil 400 milliarder tonn oksygen til atmosfæren. Forskere har funnet ut at planter mottar omtrent 25 % av CO2 gjennom rotsystemet fra karbonater oppløst i jorda. Planter bruker silisium til å bygge integumentært vev. Silisium som finnes i planter, gjennomsyrer celleveggene, gjør dem hardere og mer motstandsdyktige mot skade fra insekter, beskytter dem mot soppinfeksjon. Silisium finnes i nesten alt av animalsk og menneskelig vev, lever og brusk er spesielt rike på det. Hos tuberkulosepasienter er det betydelig mindre silisium i bein, tenner og brusk enn hos friske. Ved sykdommer som Botkin er det en reduksjon i silisiuminnholdet i blodet, og i tilfeller av skade på tykktarmen, tvert imot, en økning i innholdet i blodet.