Kemiska egenskaper hos alla metaller och icke-metaller. Kemiska egenskaper hos icke-metaller

INTERAKTION AV METALLER MED ICKEMETALLER

Icke-metaller uppvisar oxiderande egenskaper i reaktioner med metaller, tar emot elektroner från dem och återhämtar sig.

Interaktion med halogener

Halogener (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) är starka oxidationsmedel, därför interagerar alla metaller med dem under normala förhållanden:

2Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

Produkten av denna reaktion är ett metallhalidsalt ( MeFn-fluorid, MeCln-klorid, MeBrn-bromid, MeIn -jodid). När den interagerar med en metall reduceras halogenen till lägsta graden oxidation (-1), ochnlika med metallens oxidationstillstånd.

Reaktionshastigheten beror på metallens och halogenens kemiska aktivitet. Den oxidativa aktiviteten av halogener minskar i gruppen från topp till botten (från F till I).

Interaktion med syre

Syre oxiderar nästan alla metaller (utom Ag, Au, Pt ), vilket resulterar i bildning av oxider Me 2 O n .

aktiva metaller interagerar lätt med atmosfäriskt syre under normala förhållanden.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (med blixt)

Metaller med medelhög aktivitet reagerar även med syre vid vanlig temperatur. Men hastigheten för en sådan reaktion är betydligt lägre än med deltagande av aktiva metaller.

Inaktiva metaller oxideras av syre vid upphettning (förbränning i syre).

oxider Kemiska egenskaper hos metaller kan delas in i tre grupper:

1. Grundläggande oxider ( Na2O, CaO, FeIIO, MnIIO, CuIO etc.) bildas av metaller i låga oxidationstillstånd (+1, +2, som regel under +4). Grundläggande oxider interagera med sura oxider och syror för att bilda salter:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

2. Syra oxider ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 etc.) bildas av metaller i höga oxidationstillstånd (som regel över +4). Sura oxider interagerar med basiska oxider och baser för att bilda salter:

FeO3 + K2O → K2FeO4

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

3. Amfotära oxider ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 etc.) har en dubbel natur och kan interagera med både syror och baser:

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

Cr2O3 + 6NaOH → 2Na3

Interaktion med svavel

Alla metaller interagerar med svavel (utom Au ), bildar salter - sulfider Me 2 S n . I detta fall reduceras svavel till oxidationstillståndet "-2". Platina ( Pt ) interagerar med svavel endast i ett finfördelat tillstånd. alkalimetaller och Ca och Mg reagerar med svavel vid upphettning med en explosion. Zn, Al (pulver) och Mg i reaktion med svavel ge en blixt. I riktning från vänster till höger i aktivitetsserien minskar samverkanshastigheten mellan metaller och svavel.

Interaktion med väte

Med väte bildar vissa aktiva metaller föreningar - hydrider:

2 Na + H2 → 2 NaH

I dessa föreningar är väte i sitt sällsynta oxidationstillstånd "-1".

E.A. Nudnova, M.V. Andriukhova

Icke-metaller är kemiska grundämnen som har typiska icke-metalliska egenskaper och finns i det övre högra hörnet av det periodiska systemet. Vilka egenskaper är inneboende i dessa grundämnen, och med vad reagerar icke-metaller?

Icke-metaller: allmänna egenskaper

Icke-metaller skiljer sig från metaller på det yttre energinivå de har stor kvantitet elektroner. Därför är deras oxiderande egenskaper mer uttalade än hos metaller. Icke-metaller kännetecknas av höga elektronegativitetsvärden och hög reduktionspotential.

Icke-metaller inkluderar kemiska grundämnen som är i gasformigt, flytande eller fast aggregationstillstånd. Så, till exempel, kväve, syre, fluor, klor, väte är gaser; jod, svavel, fosfor - fast; brom är en vätska (kl rumstemperatur). Det finns totalt 22 icke-metaller.

Ris. 1. Icke-metaller - gaser, fasta ämnen, vätskor.

Med en ökning av laddningen av en atoms kärna observeras ett mönster av förändringar i egenskaper kemiska grundämnen från metalliskt till icke-metalliskt.

Kemiska egenskaper hos icke-metaller

Väteegenskaper hos icke-metaller är främst flyktiga föreningar, som i vattenlösningarär sura. De har molekylära strukturer såväl som en kovalent polär bindning. Vissa, såsom vatten, ammoniak eller vätefluorid, bildar vätebindningar. Föreningar bildas genom direkt interaktion mellan icke-metaller och väte. Exempel:

S + H 2 \u003d H 2 S (upp till 350 grader, balansen flyttas åt höger)

Alla väteföreningar har reducerande egenskaper, vars reducerande kraft ökar från höger till vänster under en period och från topp till botten i en grupp. Så svavelväte brinner med en stor mängd syre:

2H2S + 3O3 \u003d 2SO2 + 2H2O + 1158 kJ.

Oxidation kan gå på ett annat sätt. Så redan i luften blir en vattenlösning av svavelväte grumlig som ett resultat av svavelbildning:

H2S + 3O2 \u003d 2S + 2H2O

Föreningar av icke-metaller med syre är som regel sura oxider, som motsvarar syrehaltiga syror (oxo-syror). Strukturen hos oxider av typiska icke-metaller är molekylär.

Ju högre oxidationstillstånd för icke-metallen är, desto starkare är motsvarande syrehaltiga syra. Så klor interagerar inte direkt med syre, utan bildar ett antal oxosyror, som motsvarar oxider, anhydrider av dessa syror.

De mest kända är sådana salter av dessa syror som blekmedel CaOCl 2 (blandat salt av hypoklor- och saltsyror), bertoletsalt KClO 3 (kaliumklorat).

Kväve i oxider uppvisar positiva oxidationstillstånd +1, +2, +3, +4, +5. De två första oxiderna N 2 O och NO är icke-saltbildande och är gaser. N 2 O 3 (kväveoxid III) - är en anhydrid av salpetersyrlighet HNO 2. Kväveoxid IV - brun gas NO 2 - en gas som löser sig väl i vatten och bildar två syror. Denna process kan uttryckas med ekvationen:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 (salpetersyra) + HNO 2 (salpetersyrlighet) - redox disproportioneringsreaktion

Ris. 2. Salpetersyrlighet.

Anhydrid salpetersyra s N 2 O 5 är ett vitt kristallint ämne som är lättlösligt i vatten. Exempel:

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

Salter av salpetersyra kallas salpeter, de är lösliga i vatten. Salter av kalium, kalcium, natrium används för att producera kvävegödselmedel.

Fosfor bildar oxider som visar oxidationstillstånden +3 och +5. Den mest stabila oxiden är fosforsyraanhydrid P 2 O 5 , som bildar ett molekylärt gitter med P 4 O 10-dimerer vid sina noder. Salter av fosforsyra används som fosfatgödselmedel, till exempel ammofos NH 4 H 2 PO 4 (ammoniumdivätefosfat).

Tabell över arrangemang av icke-metaller

Grupp	jag	III	IV	V	VI	VII	VIII
Första perioden	H						han
Andra perioden		B	C	N	O	F	Ne
Tredje perioden			Si	P	S	Cl	Ar
Fjärde perioden				Som	Se	Br	kr
Femte perioden					Te	jag	Xe
Sjätte perioden						På	Rn

ANVÄNDA SIG AV. KEMISKA EGENSKAPER HOS ICKE-METALLER

KEMISKA EGENSKAPER HOS VÄTE

1. MED METALLER

(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → med alkali- och jordalkalimetaller bildar vid upphettning fasta instabila ämnen hydrider, andra metaller reagerar inte.

2K + H2 = 2KH (kaliumhydrid)

Ca + H2 = CaH2

2. MED ICKEMETALLER

med syre, halogener under normala förhållanden, vid upphettning reagerar den med fosfor, kisel och kol, med kväve under tryck och en katalysator.

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl

3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H₂ + S = H₂S

3. INTERAKTION MED VATTEN

Reagerar inte med vatten

4. INTERAKTION MED OXIDER

Reducerar oxider av metaller (inaktiva) och icke-metaller till enkla ämnen:

CuO + H2 = Cu + H2O 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

SiO2 + H2 = Si + H2O

5. INTERAKTION MED SYROR

Reagerar inte med syror

6. INTERAKTION MED ALKALI

Reagerar inte med alkalier

7. INTERAKTION MED SALT

Återställer inaktiva metaller från salter

CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl

SYRES KEMISKA EGENSKAPER

1. INTERAKTION MED METALLER

Med alkalimetaller under normala förhållanden - oxider och peroxider (litium - oxid, natrium - peroxid, kalium, cesium, rubidium - superoxid

4Li + O2 = 2Li2O (oxid)

2Na + O2 = Na2O2 (peroxid)

K+O2=KO2 (superoxid)

Med resten av metallerna i huvudundergrupperna bildar den under normala förhållanden oxider med ett oxidationstillstånd lika med gruppnumret

2 FRÅNa+02=2FRÅNaO

4Al + O2 = 2Al2O3

1. INTERAKTION MED METALLER

Med metaller från sekundära undergrupper bildar den oxider under normala förhållanden och vid upphettning varierande grad oxidation och järnskal med järnFe3 O4 ( FeO∙ Fe2 O3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O2 = 2Cu2+10 (röd);

2Cu + O2 = 2Cu+2O (svart); 2Zn + O2 = ZnO

4Cr + 3O2 = 2Cr2⁺³О3

bildar oxider - ofta av ett mellanliggande oxidationstillstånd

C + O₂(ex)=CO₂; C+ O₂ (vecka) =CO

S + O2 = SO2N2 + O2 = 2NO - Q

3. INTERAKTION MED VATTEN

Reagerar inte med vatten

4. INTERAKTION MED OXIDER

Oxiderar lägre oxider till oxider med högre oxidationstillstånd

Fe+20 + O2 = Fe2+303; C+2O + O2 = C+O2

5. INTERAKTION MED SYROR

Vattenfria anoxiska syror (binära föreningar) brinner i en syreatmosfär

2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

I syreinnehållande ökar det graden av oxidation av icke-metallen.

2HN+302 + O2 = 2HN+⁵O3

6. INTERAKTION MED BASER

Oxiderar instabila hydroxider i vattenlösningar till mer hög grad oxidation

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

7. INTERAKTION MED SALT OCH BINÄRA FÖRENINGAR

Går in i förbränningsreaktioner.

4FeS2 +1102 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

katalytisk oxidation

NH3 + O2 = NO + H2O

HALOGENS KEMISKA EGENSKAPER

1. INTERAKTION MED METALLER

Med alkalisk under normala förhållanden, medF, Cl, Brantända:

2 Na + Cl2 = 2 NaCl(klorid)

Alkalisk jord och aluminium reagerar under normala förhållanden:

FRÅNa+Cl2=FRÅNaCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Metaller från sekundära undergrupper vid förhöjda temperaturer

Cu + Cl2 = Cu+2Cl2

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (det finns ingen koppar(II)jodid!)

2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 järn(III)klorid

Fluor reagerar med metaller (ofta explosivt), inklusive guld och platina.

2Au + 3F2 = 2AuF

2. INTERAKTION MED ICKE-METALLER

De interagerar inte direkt med syre (förutom F₂), de reagerar med svavel, fosfor, kisel. Den kemiska aktiviteten hos brom och jod är mindre uttalad än hos fluor och klor:

H2+F2 = 2NF ; Si + 2 F2 = SiF4.; 2 P + 3 Cl2 = 2 P⁺³ Cl3; 2 P + 5 Cl2 = 2 P⁺⁵ Cl5; S + 3 F2 = S⁺⁶ F6;

S + Cl2 = S+2Cl2

F₂

Reagerar med syre:F2 + O2 = O⁺² F2

Reagerar med andra halogener:Cl₂ + F₂ = 2 Cl⁺¹ F¯¹

Reagerar även med inerta gaser 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.

3. INTERAKTION MED VATTEN

Fluor bildar under normala förhållanden fluorvätesyra + + O₂

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Klor bildar, när temperaturen stiger, saltsyra + O₂,

2S12 + 2H2O → 4HCl + O2

vid n.o. - "klorvatten"

Сl2 + Н2О ↔ НCl + НClO (saltsyra och hypoklorsyra)

Brom bildar under normala förhållanden "bromvatten"

Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (bromvätesyror och hypobromsyror

Jod → ingen reaktion

I2 + H2O ≠

5. INTERAKTION MED OXIDER

Endast fluor F₂ REAGERAR, tränger undan syre från oxiden och bildar fluorider

SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰

6. INTERAKTION MED SYROR.

reagerar med syrefria syror och ersätter mindre aktiva icke-metaller.

H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾

7. INTERAKTION MED ALKALI

Fluor bildar fluor + syre och vatten

2F2 + 4NaOH = 4NaF¯1 + O2 + 2H2O

Klor bildar vid upphettning klorid, klorat och vatten.

3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ O3 + 3 H2 O

I kylan, klorid, hypoklorat och vatten, med kalciumhydroxidblekmedel och vatten

Cl2 + 2KOH-(kall)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O

Cl2 + Ca(OH)2 = CaOCl2 (blekmedel - blandning av klorid, hypoklorit och hydroxid) + H2O

Brom vid upphettning → bromid, bromat och vatten

3Br2 + 6KOH =5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O

Jod vid upphettning → jodid, jodat och vatten

3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O

9. INTERAKTION MED SALT

Förskjutning av mindre aktiva halogener från salter

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2KBr + J2≠

Oxidera icke-metaller i salter till ett högre oxidationstillstånd

2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹

Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾

SVAVELS KEMISKA EGENSKAPER

1. INTERAKTION MED METALLER

reagerar vid upphettning även med alkalimetaller, med kvicksilver under normala förhållanden: med svavel - sulfider:

2K + S = K2S

2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

2. INTERAKTION MED ICKE-METALLER

Vid upphettning med väte,csyre (svaveldioxid)chalogener (förutom jod), med kol, kväve och kisel och reagerar inte

S + Cl2 = S+2Cl2; S + O2 =S+402

H2 + S = H2S¯²; 2P + 3S = P2S3¯²

FRÅN+ 3S = CS2¯²

MED VATTEN, OXIDER, SALT

REAGERAR INTE

3. INTERAKTION MED SYROR

Oxideras av svavelsyra vid upphettning till svaveldioxid och vatten

2H2SO4 (konc25 ) = 2H2O + 3S+⁴O2

Salpetersyra vid upphettning till svavelsyra, kväveoxid (+4) och vatten

S + 6HNO3(konc20 ) =H2S04 + 6N+⁴O2 + 2H2O

4. INTERAKTION MED ALKALI

Bildar sulfit vid upphettning, sulfid + vatten

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

KEMISKA EGENSKAPER HOS KVÄVET

1. INTERAKTION MED METALLER

reaktioner fortgår vid upphettning (undantag: litium med kväve under normala förhållanden):

Med kväve - nitrider

6Li + N2 = 3Li2N (litiumnitrid) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (magnesiumnitrid) 2Cr + N2 = 2CrN

Järn i dessa föreningar har ett oxidationstillstånd på +2

2. INTERAKTION MED ICKE-METALLER

(på grund av trippelbindningen är kvävet mycket inaktivt). Under normala förhållanden reagerar den inte med syre. Reagerar med syre endast när hög temperatur(elbåge), i naturen - under ett åskväder

N2+O2=2NO (e-post. båge, 3000 0C)

Med väte vid högt tryck, förhöjd temperatur och i närvaro av en katalysator:

t,p,kat

3N2+3H2 ↔ 2NH3

MED VATTEN, OXIDER, SYROR, ALKALER OCH SALT

REAGERAR INTE

KEMISKA EGENSKAPER HOS FOSFOR

1. INTERAKTION MED METALLER

reaktioner fortgår vid upphettning med fosfor - fosfider

3Ca + 2P = K3P2, Järn i dessa föreningar har ett oxidationstillstånd på +2

2. INTERAKTION MED ICKE-METALLER

Förbränning i syre

4P + 5O2 = 2P2+⁵O5 4P + 3O2 = 2P2+3O3

Med halogener och svavel vid upphettning

2P + 3Cl2 = 2P+3Cl3 2P + 5Cl2 = 2P+⁵Cl5; 2P + 5S = P2+⁵S5

Interagerar inte direkt med väte, kol, kisel

MED VATTEN OCH OXIDER

REAGERAR INTE

3. INTERAKTION MED SYROR

Med koncentrerad salpetersyra kväveoxid (+4), med utspädd kväveoxid (+2) och fosforsyra

3P + 5HNO3(konc) =3H3PO4 + 5N+4O2

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5N+2O

Med koncentrerad svavelsyra bildas fosforsyra, svaveloxid (+4) och vatten

3P + 5H2SO4(konc.) =3H3PO4 + 5S+4O2+ 2H2O

4. INTERAKTION MED ALKALI

Bildar fosfin och hypofosfit med alkaliska lösningar

4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯3H 3 + 3NaH 2 P ⁺1O 2

5. INTERAKTION MED SALT

5. INTERAKTION MED SALT

Med starka oxidationsmedel, uppvisar reducerande egenskaper

3P⁰ + 5NaN⁺⁵O3 = 5NaN⁺3O2 + P₂⁺⁵O5

KOLENS KEMISKA EGENSKAPER

1. INTERAKTION MED METALLER

reaktioner sker vid upphettning

Metaller - d-element bildas med kolföreningar av icke-stökiometrisk sammansättning såsom fasta lösningar: WC, ZnC, TiC - används för att erhålla superhårda stål

med kolkarbider 2Li + 2C = Li2C2,

Ca + 2C = CaC2

2. INTERAKTION MED ICKE-METALLER

Av halogenerna reagerar den direkt endast med fluor, med resten vid uppvärmning.

С + 2F2 = CF4.

Interaktion med syre:

2C + O₂ (brist) \u003d 2C⁺²O (kolmonoxid),

С + О₂(ex) = С⁺⁴О₂(koldioxid).

Interaktion med andra icke-metaller vid förhöjd temperatur, interagerar inte med fosfor

C + Si = SiC¯4; C + N2 = C2+4N2;

C + 2H2 = C¯4H4; C + 2S = C+4S2;

3. INTERAKTION MED VATTEN

Passage av vattenånga genom varmt kol - kolmonoxid och väte bildas (syntesgas

C + H2O = CO + H2

4. INTERAKTION MED OXIDER

KOL MINSKAR METALLER OCH ICKE-METALLER FRÅN OXIDER TILL ETT ENKELT ÄMNE NÄR UPPVÄRMNING (KARBOTERMI), minskar oxidationsgraden i koldioxid

2ZnO + C = 2Zn + CO; fyraFRÅN+ Fe3O4 = 3Fe + 4CO;

P2O5 + C = 2P + 5CO; 2FRÅN+ Si02 = Si + 2CO;

FRÅN+ C+4O2 = 2C+2O

5. INTERAKTION MED SYROR

Oxiderat av koncentrerade salpeter- och svavelsyror till koldioxid

C +2H2S04(konc)=C+402+ 2S+402+ 2H2O; C+4HNO3 (konc) = C+⁴O2 + 4N+⁴O2 + 2H2O.

MED ALKALI OCH SALT

REAGERAR INTE

KISELS KEMISKA EGENSKAPER

1. INTERAKTION MED METALLER

reaktioner fortgår vid upphettning: aktiva metaller reagerar med kisel - silicider

4Cs + Si = Cs4Si,

1. INTERAKTION MED ICKE-METALLER

Från halogener direkt endast med fluor.

Reagerar med klor vid upphettning

Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;

Si + O2 = Si02; Si+C=SiC; 3Si + 2N2 = Si3N;

Interagerar inte med väte

3. INTERAKTION MED SYROR

interagerar endast med en blandning av fluorvätesyra och salpetersyra och bildar hexafluorkiselsyra

3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2 + 4NO + 8H2O

Interaktion med vätehalogenider (dessa är inte syror) - tränger undan väte, kiselhalogenider och väte bildas

Reagerar med vätefluorid under normala förhållanden.

Si + 4HF = SiF4 + 2H2

4. INTERAKTION MED ALKALI

Det löser sig vid upphettning i alkalier och bildar silikat och väte:

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

Allmänna egenskaper hos metaller.

Närvaron av valenselektroner som är svagt bundna till kärnan bestämmer de allmänna kemiska egenskaperna hos metaller. PÅ kemiska reaktioner de fungerar alltid som ett reduktionsmedel, enkla metallämnen uppvisar aldrig oxiderande egenskaper.

Få metaller:
- återvinning från oxider med kol (C), kolmonoxid(CO), väte (H2) eller mer aktiv metall (Al, Ca, Mg);
- återvinning från saltlösningar med en mer aktiv metall;
- elektrolys av lösningar eller smältor av metallföreningar - återvinning av de mest aktiva metallerna (alkali, alkaliska jordartsmetaller och aluminium) med hjälp av elektrisk ström.

I naturen finns metaller främst i form av föreningar, endast lågaktiva metaller finns i form av enkla ämnen (inhemska metaller).

Kemiska egenskaper metaller.
1. Interaktion med enkla ämnen, icke-metaller:
De flesta metaller kan oxideras med icke-metaller som halogener, syre, svavel, kväve. Men de flesta av dessa reaktioner kräver förvärmning för att starta. I framtiden kan reaktionen fortsätta med släppet ett stort antal värme, vilket gör att metallen antänds.
Vid rumstemperatur är reaktioner möjliga endast mellan de mest aktiva metallerna (alkali och jordalkali) och de mest aktiva icke-metallerna (halogener, syre). Alkalimetaller (Na, K) reagerar med syre och bildar peroxider och superoxider (Na2O2, KO2).

a) växelverkan mellan metaller och vatten.
Vid rumstemperatur interagerar alkali- och jordalkalimetaller med vatten. Som ett resultat av substitutionsreaktionen bildas en alkali (löslig bas) och väte: Metall + H2O \u003d Me (OH) + H2
Vid upphettning interagerar andra metaller med vatten, som står i aktivitetsserien till vänster om väte. Magnesium reagerar med kokande vatten, aluminium - efter speciell ytbehandling, som ett resultat, olösliga baser- magnesiumhydroxid eller aluminiumhydroxid - och väte frigörs. Metaller i aktiviteten sträcker sig från zink (inklusive) till bly (inklusive) interagerar med vattenånga (dvs över 100 C), medan oxider av motsvarande metaller och väte bildas.
Metaller till höger om väte i aktivitetsserien interagerar inte med vatten.
b) interaktion med oxider:
aktiva metaller interagerar i en substitutionsreaktion med oxider av andra metaller eller icke-metaller, vilket reducerar dem till enkla ämnen.
c) interaktion med syror:
Metaller som ligger till vänster om väte i aktivitetsserien reagerar med syror för att frigöra väte och bildar motsvarande salt. Metaller till höger om väte i aktivitetsserien interagerar inte med sura lösningar.
En speciell plats upptas av reaktionerna av metaller med salpeter och koncentrerade svavelsyror. Alla metaller utom ädla (guld, platina) kan oxideras av dessa oxiderande syror. Som ett resultat av dessa reaktioner kommer alltid motsvarande salter att bildas, vatten respektive produkten av kväve- respektive svavelreduktion.
d) med alkalier
Metaller som bildar amfotära föreningar (aluminium, beryllium, zink) kan reagera med smältor (i detta fall bildas mediumsalter av aluminater, berylater eller zinkater) eller alkalilösningar (i detta fall motsvarande komplexa salter). Alla reaktioner kommer att producera väte.
e) I enlighet med metallens position i aktivitetsserien är reaktioner av reduktion (förskjutning) av en mindre aktiv metall från en lösning av dess salt med en annan mer aktiv metall möjliga. Som ett resultat av reaktionen bildas ett salt av en mer aktiv och enkel substans - en mindre aktiv metall.

Allmänna egenskaper hos icke-metaller.

Det finns mycket färre icke-metaller än metaller (22 grundämnen). Emellertid är kemin för icke-metaller mycket mer komplicerad på grund av den större fyllningen av den externa energinivån hos deras atomer.
De fysikaliska egenskaperna hos icke-metaller är mer olika: bland dem är gasformiga (fluor, klor, syre, kväve, väte), vätskor (brom) och fasta ämnen, som skiljer sig mycket från varandra i smältpunkt. De flesta icke-metaller leder inte elektricitet, men kisel, grafit, germanium har halvledaregenskaper.
Gasformiga, flytande och vissa fasta icke-metaller (jod) har molekylär struktur kristallgitter, de återstående icke-metallerna har ett atomärt kristallgitter.
Fluor, klor, brom, jod, syre, kväve och väte under normala förhållanden finns i form av diatomiska molekyler.
Många icke-metalliska element bildar flera allotropa modifieringar av enkla ämnen. Så syre har två allotropa modifieringar - syre O2 och ozon O3, svavel har tre allotropa modifieringar - rombiskt, plastiskt och monoklint svavel, fosfor har tre allotropa modifieringar - röd, vit och svart fosfor, kol - sex allotropa modifieringar - sot, grafit, diamant , karbin, fulleren, grafen.

Till skillnad från metaller, som endast uppvisar reducerande egenskaper, är icke-metaller i reaktioner med enkla och komplexa ämnen kan fungera både som ett reduktionsmedel och som ett oxidationsmedel. Enligt deras aktivitet upptar icke-metaller särskild plats i elektronegativitetsserien. Fluor anses vara den mest aktiva icke-metallen. Den uppvisar endast oxiderande egenskaper. Syre är på andra plats vad gäller aktivitet, kväve på tredje, sedan halogener och andra icke-metaller. Väte har den lägsta elektronegativiteten bland icke-metaller.

Kemiska egenskaper hos icke-metaller.

1. Interaktion med enkla ämnen:
Icke-metaller interagerar med metaller. I en sådan reaktion fungerar metaller som ett reduktionsmedel, icke-metaller som ett oxidationsmedel. Som ett resultat av reaktionen av föreningen bildas binära föreningar - oxider, peroxider, nitrider, hydrider, salter av syrefria syror.
I reaktionerna av icke-metaller med varandra uppvisar en mer elektronegativ icke-metall egenskaperna hos ett oxidationsmedel, en mindre elektronegativ - egenskaperna hos ett reduktionsmedel. Som ett resultat av föreningsreaktionen bildas binära föreningar. Man måste komma ihåg att icke-metaller kan uppvisa varierande oxidationstillstånd i sina föreningar.
2. Interaktion med komplexa ämnen:
a) med vatten:
Under normala förhållanden interagerar endast halogener med vatten.
b) med oxider av metaller och icke-metaller:
Många icke-metaller kan reagera vid höga temperaturer med oxider av andra icke-metaller, vilket reducerar dem till enkla ämnen. Icke-metaller till vänster om svavel i elektronegativitetsserien kan också interagera med metalloxider, vilket reducerar metaller till enkla ämnen.
c) med syror:
Vissa icke-metaller kan oxideras med koncentrerad svavelsyra eller salpetersyra.
d) med alkalier:
Under inverkan av alkalier kan vissa icke-metaller genomgå dismutation, eftersom de är både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel.
Till exempel, vid reaktion av halogener med alkalilösningar utan uppvärmning: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O eller vid upphettning: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) med salter:
När de interagerar, är de starka oxidationsmedel, de uppvisar reducerande egenskaper.
Halogener (förutom fluor) inleder substitutionsreaktioner med lösningar av salter av halogenvätesyror: en mer aktiv halogen ersätter en mindre aktiv halogen från en saltlösning.

icke-metaller- kemiska grundämnen som bildar enkla kroppar som inte har de egenskaper som är karakteristiska för metaller. En kvalitativ egenskap hos icke-metaller är elektronegativitet.

Elektronnegativitetär förmågan att polarisera kemisk bindning, dra de vanliga elektronparen till sig.

22 grundämnen klassificeras som icke-metaller.

1:a perioden

3:e perioden

4:e perioden

5:e perioden

6:e perioden

Som framgår av tabellen är icke-metalliska element huvudsakligen placerade i den övre högra delen periodiska systemet.

Strukturen av atomer av icke-metaller

Ett karakteristiskt drag för icke-metaller är fler (jämfört med metaller) elektroner på den yttre energinivån för deras atomer. Detta bestämmer deras större förmåga att lägga till ytterligare elektroner och uppvisa högre oxidativ aktivitet än metaller. Särskilt starka oxiderande egenskaper, d.v.s. förmågan att fästa elektroner, uppvisas av icke-metaller som befinner sig i den 2:a och 3:e perioden av grupperna VI-VII. Om vi ​​jämför arrangemanget av elektroner i orbitaler i atomerna av fluor, klor och andra halogener, så kan vi bedöma deras särskiljande egenskaper. Fluoratomen har inga fria orbitaler. Därför kan fluoratomer bara visa I och oxidationstillståndet är 1. Det starkaste oxidationsmedlet är fluor. I atomerna av andra halogener, till exempel i kloratomen, finns fria d-orbitaler på samma energinivå. På grund av detta kan depairing av elektroner ske på tre olika sätt. I det första fallet kan klor uppvisa ett oxidationstillstånd på +3 och bilda saltsyra HClO2, vilket motsvarar salter - till exempel kaliumklorit KClO2. I det andra fallet kan klor bilda föreningar där klor är +5. Dessa föreningar inkluderar HClO3 och dess - till exempel kaliumklorat KClO3 (bertoletova). I det tredje fallet uppvisar klor ett oxidationstillstånd på +7, till exempel i perklorsyra HClO4 och i dess salter, perklorater (i kaliumperklorat KClO4).

Strukturer av icke-metalliska molekyler. Fysikaliska egenskaper hos icke-metaller

PÅ gasformigt tillstånd vid rumstemperatur är:

väte - H2;

kväve - N2;

syre - O2;

fluor - F2;

radon - Rn).

I flytande - brom - Br.

I solid:

bor - B;

kol - C;

kisel - Si;

fosfor - P;

selen - Se;

Tellur - Te;

Mycket rikare på icke-metaller och färger: röd - i fosfor, brun - i brom, gul - i svavel, gulgrön - i klor, lila - i jodånga, etc.

De mest typiska icke-metallerna har en molekylstruktur, medan de mindre typiska har en icke-molekylär struktur. Detta förklarar skillnaden i deras egenskaper.

Sammansättning och egenskaper hos enkla ämnen - icke-metaller

Icke-metaller bildar både monoatomiska och diatomiska molekyler. Till monoatomisk icke-metaller inkluderar inerta gaser som praktiskt taget inte reagerar ens med de mest aktiva substanser. belägen i VIII grupp periodiska systemet, och de kemiska formlerna för motsvarande enkla substanser är följande: He, Ne, Ar, Kr, Xe och Rn.

Vissa icke-metaller bildas diatomisk molekyler. Dessa är H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (element VII grupp periodiskt system), samt syre O2 och kväve N2. Från triatomär molekyler består av ozon (O3) gas. För icke-metalliska ämnen som är i fast tillstånd är det ganska svårt att göra en kemisk formel. Kolatomerna i grafit är kopplade till varandra. på olika sätt. Det är svårt att isolera en enskild molekyl i de givna strukturerna. När du skriver kemiska formler sådana ämnen, som i fallet med metaller, införs antagandet att sådana ämnen endast består av atomer. , samtidigt, skrivs utan index: C, Si, S, etc. Sådana enkla ämnen, som syre, har samma kvalitativa sammansättning (båda består av samma grundämne - syre), men skiljer sig i antalet atomer i molekylen, har olika egenskaper. Så syre har ingen lukt, medan ozon har en stickande lukt som vi känner under ett åskväder. Egenskaperna hos fasta icke-metaller, grafit och diamant, som också har samma kvalitativa sammansättning, men olika struktur, skiljer sig kraftigt (grafit är spröd, hård). Således bestäms egenskaperna hos ett ämne inte bara av dess kvalitativa sammansättning, utan också av hur många atomer som finns i en ämnesmolekyl och hur de är sammankopplade. som enkla kropparär i fast gasform (exklusive brom - flytande). De har inte fysikaliska egenskaper inneboende i metaller. Fasta icke-metaller har inte den glans som är karakteristisk för metaller, de är vanligtvis spröda och leder värme dåligt (med undantag för grafit). Kristallint bor B (som kristallint kisel) har en mycket hög smältpunkt (2075°C) och hög hårdhet. elektrisk konduktivitet bor med ökande temperatur ökar kraftigt, vilket gör det möjligt att använda det i stor utsträckning i halvledarteknik. Tillsatsen av bor till stål och legeringar av aluminium, koppar, nickel etc. förbättrar dem mekaniska egenskaper. Borider (föreningar med vissa metaller, såsom titan: TiB, TiB2) är nödvändiga vid tillverkning av delar jetmotorer, skulderblad gasturbiner. Som framgår av schema 1 har kol - C, kisel - Si, - B en liknande struktur och har några gemensamma egenskaper. Som enkla ämnen förekommer de i två modifikationer - kristallina och amorfa. De kristallina modifieringarna av dessa element är mycket hårda, med höga smältpunkter. Kristallin har halvledaregenskaper. Alla dessa element bildar föreningar med metaller - , och (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Vissa av dem har högre hårdhet, såsom Fe3C, TiB. används för att producera acetylen.

Kemiska egenskaper hos icke-metaller

I enlighet med de numeriska värdena för de relativa elektronegativiteterna ökar de oxiderande icke-metallerna i följande ordning: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Icke-metaller som oxidationsmedel

De oxiderande egenskaperna hos icke-metaller manifesteras när de interagerar:

med metaller: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

Med väte: H2 + F2 = 2HF;

Med icke-metaller som har en lägre elektronegativitet: 2P + 5S = P2S5;

Med vissa komplexa ämnen: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

Icke-metaller som reduktionsmedel

1. Alla icke-metaller (förutom fluor) uppvisar reducerande egenskaper när de interagerar med syre:

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

Syre i kombination med fluor kan också uppvisa ett positivt oxidationstillstånd, d.v.s. vara ett reduktionsmedel. Alla andra icke-metaller uppvisar reducerande egenskaper. Så till exempel, klor kombineras inte direkt med syre, men dess oxider (Cl2O, ClO2, Cl2O2) kan erhållas indirekt, där klor uppvisar ett positivt oxidationstillstånd. Kväve vid höga temperaturer kombineras direkt med syre och uppvisar reducerande egenskaper. Svavel reagerar ännu lättare med syre.

2. Många icke-metaller uppvisar reducerande egenskaper när de interagerar med komplexa ämnen:

ZnO + C \u003d Zn + CO, S + 6HNO3 konc \u003d H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.

3. Det finns också sådana reaktioner där samma icke-metall är både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluor är den mest typiska icke-metallen, som inte har reducerande egenskaper, d.v.s. förmågan att donera elektroner i kemiska reaktioner.

Föreningar av icke-metaller

Ickemetaller kan bilda föreningar med olika intramolekylära bindningar.

Typer av icke-metalliska föreningar

De allmänna formlerna för väteföreningar enligt grupperna i det periodiska systemet av kemiska element ges i tabellen:

	Flyktiga väteföreningar

totala kalkogener.

I huvudundergruppen av den sjätte gruppen av grundämnenas periodiska system. I. Mendeleev är grundämnena: syre (O), svavel (S), selen (Se), (Te) och (Po). Dessa grundämnen är gemensamt kända som kalkogener, vilket betyder att "bilda malmer".

I undergruppen av kalkogener, från topp till botten, med en ökning av laddningen av atomen, förändras elementens egenskaper naturligt: ​​deras icke-metalliska egenskaper minskar och deras metalliska egenskaper ökar. Så är en typisk icke-metall, och polonium är en metall (radioaktiv).

grått selen

Tillverkning av fotoceller och elektriska strömlikriktare

inom halvledarteknik

Kalkogenernas biologiska roll

Svavel spelar viktig roll i växt-, djur- och människoliv. I djurorganismer är svavel en del av nästan alla proteiner, i svavelinnehållande sådana - och, liksom i sammansättningen av vitamin B1 och hormonet insulin. Med brist på svavel hos får saktar ulltillväxten ner, och dålig fjädring noteras hos fåglar.

Av växterna förbrukar kål, sallad och spenat mest svavel. Skida av ärtor och bönor, rädisor, kålrot, lök, pepparrot, pumpor, gurkor är också rika på svavel; fattiga på svavel och betor.

När det gäller kemiska egenskaper är selen och tellur mycket lika svavel, men när det gäller fysiologiska egenskaper är de dess antagonister. Mycket små mängder selen behövs för att kroppen ska fungera normalt. Selen har en positiv effekt på det kardiovaskulära systemet, rött blod, ökar immunegenskaper organism. En ökad mängd selen orsakar en sjukdom hos djur, manifesterad i avmagring och dåsighet. Bristen på selen i kroppen leder till störningar av hjärtat, andningsorganen, kroppen stiger och kan till och med uppstå. Signifikant inflytande selen har på djur. Till exempel hos rådjur, som kännetecknas av hög synskärpa, innehåller näthinnan 100 gånger mer selen än i andra delar av kroppen. PÅ flora Alla växter innehåller mycket selen. Växten ackumulerar särskilt stora mängder av det.

Den fysiologiska rollen av tellur för växter, djur och människor har studerats mindre än selens. Man vet att tellur är mindre giftigt än selen, och tellurföreningar i kroppen reduceras snabbt till elementärt tellur, som i sin tur kombineras med organiska ämnen.

Allmänna egenskaper hos elementen i kväveundergruppen

Huvudundergruppen i den femte gruppen inkluderar kväve (N), fosfor (P), arsenik (As), antimon (Sb) och (Bi).

Från topp till botten, i undergruppen från kväve till vismut, minskar de icke-metalliska egenskaperna, medan de metalliska egenskaperna och atomradien ökar. Kväve, fosfor, arsenik är icke-metaller, men tillhör metaller.

Kväve undergrupp

Jämförande egenskaper	7 N kväve	15 P-fosfor	33 Som arsenik	51 Sb antimon	83 Bi vismut
Elektronisk struktur					…4f145d106S26p3
Oxidationstillstånd	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Elektro- negativitet
Att vara i naturen	I det fria tillståndet - i atmosfären (N2 - ), i det bundna tillståndet - i sammansättningen av NaNO3 - ; KNO3 - Indisk salpeter	Ca3(PO4)2 är fosforit, Ca5(PO4)3(OH) är hydroxylapatit, Ca5(PO4)3F är fluorapatit
Allotropa former under normala förhållanden	Kväve (en form)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH - (ammoniumhydroxid); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (fosfoniumhydroxid). Kvävets och fosfors biologiska roll Kväve spelar en extremt viktig roll i växtlivet, eftersom det ingår i aminosyror, proteiner och klorofyll, B-vitaminer och aktiverande enzymer. Därför har bristen på kväve i jorden en negativ effekt på växter, och i första hand på innehållet av klorofyll i bladen, varför de blir bleka. förbruka från 50 till 250 kg kväve per 1 hektar markyta. Mest kväve finns i blommor, unga blad och frukter. Den viktigaste källan kväve för växter är kväve - det är främst ammoniumnitrat och ammoniumsulfat. Det bör också noteras kvävets speciella roll som en integrerad del av luft - den viktigaste komponenten i levande natur. Inget av de kemiska elementen tar en så aktiv och mångsidig del i växt- och djurorganismernas livsprocesser som fosfor. Han är integrerad del nukleinsyror, är en del av vissa enzymer och vitaminer. Hos djur och människor är upp till 90 % av fosforn koncentrerad i ben, upp till 10 % i muskler och cirka 1 % i nervsystemet (i form av oorganiska och organiska föreningar). Det finns i muskler, lever, hjärna och andra organ i form av fosfatider och fosforsyraestrar. Fosfor tar del av muskelsammandragningar och i att bygga muskler och benvävnad. Människor som är engagerade i mentalt arbete behöver konsumera en ökad mängd fosfor för att förhindra utmattning. nervceller som fungerar med ökad belastning under psykisk förlossning. Med brist på fosfor minskar effektiviteten, neuros utvecklas, divalent germanium, tenn och bly GeO, SnO, PbO störs av amfotära oxider. De högre oxiderna av kol och kisel CO2 och SiO2 är sura oxider, vilket motsvarar hydroxider som uppvisar svaga sura egenskaper- H2CO3 och kiselsyra H2SiO3. Amfotera oxider - GeO2, SnO2, PbO2 - motsvarar amfotära hydroxider, och när man går från germaniumhydroxid Ge(OH)4 till blyhydroxid Pb(OH)4 försvagas de sura egenskaperna och de basiska förstärks. Den biologiska rollen av kol och kisel Kolföreningar är grunden för växt- och djurorganismer (45 % av kolet finns i växter och 26 % i djurorganismer). Karakteristiska biologiska egenskaper uppvisas av kolmonoxid (II) och kolmonoxid (IV). Kolmonoxid (II) är en mycket giftig gas, eftersom den binder starkt till blodhemoglobin och berövar hemoglobin förmågan att transportera syre från lungorna till kapillärerna. Vid inandning kan CO orsaka förgiftning, möjligen till och med dödlig. Kolmonoxid (IV) är särskilt viktig för växter. I växtceller (särskilt i löv), i närvaro av klorofyll och verkan av solenergi, uppstår glukos från koldioxid och vatten med frisättning av syre. Som ett resultat av fotosyntes binder växter årligen 150 miljarder ton kol och 25 miljarder ton väte och släpper ut upp till 400 miljarder ton syre i atmosfären. Forskare har funnit att växter får igenom cirka 25 % av CO2 rotsystem från karbonater lösta i jorden. Växter använder kisel för att bygga integumentära vävnader. Kisel som finns i växter, impregnerar cellväggarna, gör dem mer solida och resistenta mot skador från insekter, skyddar dem från penetration av svampinfektion. Kisel finns i nästan alla vävnader hos djur och människor, särskilt i levern, brosk. Hos tuberkulospatienter är kisel i ben, tänder och brosk mycket mindre än i friska människor. Vid sjukdomar som Botkin sker en minskning av innehållet av kisel i blodet, och med skador på tjocktarmen, tvärtom, en ökning av dess innehåll i blodet.