Nemetalų cheminės savybės
Pagal santykinio elektronegatyvumo skaitines reikšmes didėja nemetalų oksidacinė galia tokia tvarka: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Nemetalai kaip oksidatoriai
Nemetalų oksidacinės savybės pasireiškia, kai jie sąveikauja:
· su metalais: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;
· su vandeniliu: H2 + F2 = 2HF;
· su nemetalais, kurių elektronegatyvumas mažesnis: 2P + 5S = P 2 S 5;
· su kai kuriomis sudėtingomis medžiagomis: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,
2FeCl 2 + Cl 2 \u003d 2 FeCl 3.
Nemetalai kaip reduktorius1. Visi nemetalai (išskyrus fluorą) sąveikaudami su deguonimi pasižymi redukuojančiomis savybėmis:
S + O 2 \u003d SO 2, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O.
Deguonis kartu su fluoru taip pat gali turėti teigiamą oksidacijos būseną, ty būti reduktorius. Visi kiti nemetalai pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Taigi, pavyzdžiui, chloras nesijungia tiesiogiai su deguonimi, tačiau netiesiogiai galima gauti jo oksidus (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 2), kuriuose chloras turi teigiamą oksidacijos būseną. Azotas aukštoje temperatūroje tiesiogiai susijungia su deguonimi ir pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Siera dar lengviau reaguoja su deguonimi.
2. Daugelis nemetalų, sąveikaudami su sudėtingomis medžiagomis, pasižymi redukuojančiomis savybėmis:
ZnO + C \u003d Zn + CO, S + 6HNO 3 konc \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.
3. Taip pat yra tokių reakcijų, kuriose tas pats nemetalas yra ir oksidatorius, ir reduktorius:
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.
4. Fluoras yra tipiškiausias nemetalas, kuris nepasižymi redukuojančiomis savybėmis, t. y. gebėjimu paaukoti elektronus cheminės reakcijos.
Nemetalų junginiaiNemetalai gali sudaryti junginius su skirtingais intramolekuliniais ryšiais.
Nemetalų junginių rūšys
Bendrosios vandenilio junginių formulės pagal periodinės cheminių elementų sistemos grupes pateiktos lentelėje:
|
RH 2 |
RH 3 |
RH4 |
RH 3 |
H2R |
||
|
Nelakūs vandenilio junginiai |
Lakieji vandenilio junginiai |
|||||
Su deguonimi nemetalai sudaro rūgštinius oksidus. Kai kuriuose oksiduose jų maksimali oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui (pavyzdžiui, SO 2 , N 2 O 5 ), o kituose – žemesnė (pavyzdžiui, SO 2 , N 2 O 3 ). Rūgščių oksidai atitinka rūgštis, o iš dviejų vieno nemetalo deguonies rūgščių stipresnė yra ta, kurioje jis pasižymi didesniu oksidacijos laipsniu. Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3 yra stipresnė už azoto HNO 2 ir sieros rūgšties H 2 SO 4 yra stipresnis už sieringą H 2 SO 3 .
Nemetalų deguonies junginių charakteristikos
1. Aukštesniųjų oksidų (t. y. oksidų, kuriuose yra šios grupės elementas, turintis didžiausią oksidacijos laipsnį) savybės periodais iš kairės į dešinę palaipsniui keičiasi iš bazinių į rūgštines.
2. Grupėmis iš viršaus į apačią rūgščių savybių aukštesni oksidai palaipsniui silpnėja. Tai galima spręsti pagal šiuos oksidus atitinkančių rūgščių savybes.
3. Atitinkamų elementų aukštesnių oksidų rūgščių savybių padidėjimas periodais iš kairės į dešinę paaiškinamas laipsnišku šių elementų jonų teigiamo krūvio didėjimu.
4. Pagrindiniuose periodinės cheminių elementų sistemos pogrupiuose kryptimi iš viršaus į apačią aukštesnių nemetalų oksidų rūgštinės savybės mažėja.
APIBRĖŽIMAS
nemetalai- cheminiai elementai, kurių atomai priima elektronus, kad užbaigtų išorinį energijos lygį, sudarydami neigiamo krūvio jonus. Nemetalų valentinių elektronų elektroninė konfigūracija apskritai yra ns 2 np 1–5 Išimtys yra vandenilis (1s 1) ir helis (1s 2), kurie taip pat laikomi nemetalais.
Nemetalų junginiai paprastai turi platų oksidacijos būsenų spektrą. Didesnis elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje, palyginti su metalais, lemia didesnį jų gebėjimą prijungti elektronus ir parodyti didelį oksidacinį aktyvumą.
Nemetalų radimas gamtoje
Nemetalų yra žemės plutoje (daugiausia deguonies ir silicio – 76% žemės plutos masės, taip pat As, Se, I, Te, bet labai mažais kiekiais), ore (azotas ir deguonis ), kaip augalinės masės dalis (98 ,5 % – anglis, vandenilis, deguonis, siera, fosforas ir azotas), taip pat pagal žmogaus masę (97,6 % – anglis, vandenilis, deguonis, siera). , fosforas ir azotas). Vandenilis ir helis yra kosminių objektų, įskaitant Saulę, dalis. Dažniausiai gamtoje nemetalai būna junginių pavidalu.
Nemetalų fizinės savybės
Fluoras, chloras, deguonis, azotas, vandenilis ir inertinės dujos yra dujinės medžiagos, jodas, astatinas, siera, selenas, telūras, fosforas, arsenas, anglis, silicis, boras yra kietosios medžiagos; bromas yra skystis.
Nemetalų padėtis periodinėje D.I. sistemoje. Mendelejevas
Jei periodinėje sistemoje mintyse nubrėžiate įstrižainę nuo berilio iki astatino, tada viršutiniame dešiniajame lentelės kampe bus nemetaliniai elementai. Tarp nemetalų yra s elementas – vandenilis; p-elementai boras; anglis, silicis; azotas, fosforas, arsenas, deguonis, siera, selenas, telūras, halogenai ir astatinas. VIII grupės elementai yra inertinės (tauriosios) dujos, kurių išorinis energijos lygis yra visiškai užbaigtas ir kurių negalima priskirti nei metalams, nei nemetalams.
Nemetalai turi dideles elektronų afiniteto, elektronegatyvumo ir redokso potencialo vertes.
Nemetalų gavimas
Dėl nemetalų įvairovės atsirado įvairių jų gamybos būdų, todėl vandenilis gaunamas tiek laboratoriniais metodais, pavyzdžiui, metalams sąveikaujant su rūgštimis (1), tiek pramoniniais metodais, pvz. metano konversija (2).
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
CH 4 + H 2 O \u003d CO + 3H 2 (temperatūra 900 C)
Halogenai daugiausia gaminami oksiduojant vandenilio halogenines rūgštis:
MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl \u003d 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
2KMnO4 + 16HCl \u003d 2 MnCl2 + 5Cl2 + 8H 2O + 2KCl
Norint gauti deguonį, naudojamos sudėtingų medžiagų terminio skilimo reakcijos:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
4K 2 Cr 2 O 7 \u003d 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2
Siera gaunama iš dalies oksiduojant vandenilio sulfidą (1) arba vykdant Wakenroderio reakciją (2):
H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O (1)
2H 2 S + SO 2 \u003d 3S ↓ + 2H 2 O (2)
Azotui gauti naudojama amonio nitrito skilimo reakcija:
NaNO 2 + NH 4 Cl \u003d N 2 + NaCl + 2H 2 O
Pagrindinis būdas gauti fosforą yra iš kalcio fosfato:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C \u003d 3CaSiO 3 + 5CO + 2P
Nemetalų cheminės savybės
Pagrindinis Cheminės savybės nemetalai (bendrieji visiems) yra:
- sąveika su metalais
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
- sąveika su kitais nemetalais
3H2 + N2 \u003d 2NH3
H 2 + Br 2 \u003d 2HBr
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
2F2 + O2 = 2OF2
S + 3F 2 \u003d SF 6,
C + 2Cl 2 = CCl 4
Kiekvienas nemetalas turi specifinių, tik jam būdingų cheminių savybių, į kurias detaliai atsižvelgiama tiriant kiekvieną nemetalą atskirai.
Problemų sprendimo pavyzdžiai
1 PAVYZDYS
| Pratimas | Atlikite transformacijų seką S → H 2 S → SO 2 → SO 3 → H 2 SO 4 |
| Sprendimas | S + H 2 = H 2 S 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O 2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 |
Sąveika su metalais:
2Na + S = Na 2S
- sąveika su vandeniliu (susidaro lakieji vandenilio junginiai):
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
- bet koks nemetalas veikia kaip oksidatorius reakcijose su nemetalais, kurių elektronegatyvumo vertė mažesnė:
2P + 3Cl2 = 2PCl3
- sąveika su sudėtingomis medžiagomis:
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O
Atkuriamosios savybės
Sąveika su deguonimi (išskyrus fluorą):
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
- sąveika su sudėtingomis oksiduojančiomis medžiagomis:
S + 6HNO 3 \u003d H 2 SO 4 + 6NO2? + 2H2O.
Sąveikaujant su nemetalais, koncentruota sieros rūgštis redukuojama iki SO 2.
Disproporcingumo reakcija
būdingas aktyviems nemetalams. Atsiranda šarminėje aplinkoje:
3I 2 + 6NaOH \u003d 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.
Bendrosios charakteristikos. Iš visų šiuo metu žinomų elementų apie 80 % sudaro metalai: I ir II grupių s elementai, visi d ir f elementai bei nemažai pagrindinių periodinės sistemos pogrupių p elementų. Tipiškiausi metalai yra laikotarpių pradžioje (išskyrus pirmąjį). Pagrindinis bruožas metaliniai elementai yra nedidelio skaičiaus elektronų buvimas išoriniuose energijos lygiuose.(1,2,3).
Gamtoje metalai randami tiek laisvos formos, tiek junginių pavidalu. Laisvoje formoje yra chemiškai mažiau aktyvių metalų, kurie sunkiai oksiduojasi deguonimi: platina, auksas, sidabras, gyvsidabris, varis ir kt. Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, normaliomis sąlygomis yra kietos medžiagos, pasižyminčios būdingu blizgesiu, laidumu. gerai elektros ir šiltas. Dauguma metalų gali būti kalti, tempti ir valcuoti. Pagal spalvą visi metalai sąlyginai skirstomi į dvi grupes: juoduosius ir spalvotuosius. Lengvieji metalai išsiskiria tankiu (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Lengvųjų metalų pavyzdžiai yra kalis, natris, kalcis, aliuminis ir kt. Sunkieji metalai yra osmis, alavas, švinas, nikelis, gyvsidabris, auksas, platina ir kt. Skiriasi ir metalų lydymosi temperatūra: nuo -38,9 °C (gyvsidabris) iki 3380 °C (volframas). Metalai gali skirtis ir kietumu: minkščiausi metalai yra natris ir kalis (pjaustomi peiliu), o kiečiausi – nikelis, volframas, chromas (pastarasis pjauna stiklą). Skirtingi metalai skirtingai praleidžia šilumą ir elektrą: sidabras yra geriausias elektros laidininkas, o gyvsidabris – blogiausias.
Išlydytoje būsenoje metalai gali pasiskirstyti vienas kitame, sudarydami lydinius. Daugumą išlydytų metalų galima maišyti tarpusavyje neribotais kiekiais. Maišant išlydytus metalus, arba paprastas vieno metalo lydalo tirpimas kitame, arba metalai patenka į cheminį junginį. Dažniausiai lydiniai yra laisvųjų metalų ir jų mišiniai cheminiai junginiai. Lydinių sudėtyje taip pat gali būti nemetalų (ketaus yra geležies ir anglies lydinys). Metalų savybės labai skiriasi nuo juos sudarančių elementų savybių.
Yra žinoma, kad metalai turi 1-3 valentinius elektronus išoriniame energijos lygyje (EEL). Todėl jie gana lengvai paaukoja savo elektronus nemetalams, kurių viename VEU yra 5-7 elektronai. Taigi metalai tiesiogiai reaguoja su halogenais. Dauguma Me gerai reaguoja su deguonimi (išskyrus auksą, platiną, sidabrą), sudarydami oksidus ir peroksidus; reaguoja su siera ir susidaro sulfidai. Šarminiai žemės šarminiai metalai lengvai reaguoja su vandeniu, sudarydami jame tirpius šarmus. Vidutinio aktyvumo metalai su vandeniu reaguoja tik kaitinami. Neaktyvūs metalai visiškai nereaguoja su vandeniu. Dauguma metalų tirpsta rūgštyse. Tačiau skirtingų metalų cheminis aktyvumas yra skirtingas. Tai lemia tai, kad metalo atomai lengvai suteikia valentinius elektronus.
Elektronų kvantiniai skaičiai
Kvantinis skaičius n – Pagrindinis dalykas . Jis nustato elektrono energiją vandenilio atome ir vieno elektrono sistemose (He +, Li 2+ ir kt.). Šiuo atveju elektronų energija
Orbitinis kvantinis skaičius apibūdina orbitalių formą ir paima reikšmes nuo 0 iki n- 1. Be skaitinių l Tai turi raidžių pavadinimai
| l | = | … | |||||
| l | = | s | p | d | f | g | … |
Elektronai su ta pati vertė l suformuoti polygį.
Kvantinis skaičius l nustato elektrono orbitinio kampinio impulso kvantavimą sferiškai simetriškame branduolio Kulono lauke.
Kvantinis skaičius m l paskambino magnetinis . Jis nustato atominės orbitos erdvinį išsidėstymą ir paima sveikąsias reikšmes iš - l prie + l per nulį, tai yra 2 l+ 1 vertės. Orbitos vieta apibūdinama orbitos kampinio momento vektoriaus projekcijos verte Mz bet kurioje koordinačių ašyje (dažniausiai ašyje z):
To paties polygio orbitos ( l= const) turi tą pačią energiją. Tokia būsena vadinama išsigimęs energija. Taigi p-orbitinė - tris kartus, d- penkis kartus ir f yra septynis kartus išsigimę.
Ribiniai paviršiai s-, p-, d-, f- orbitos parodytos fig. 2.1.
s – orbitos sferiškai simetriškas bet kuriam n ir skiriasi vienas nuo kito tik sferos dydžiu. Jų maksimaliai simetriška forma yra dėl to, kad prie l= 0 ir μ l = 0.
p-Orbitals egzistuoti n≥ 2 ir l= 1, todėl erdvėje yra trys galimos orientacijos: m l= -1, 0, +1. Visos p-orbitalės turi mazginę plokštumą, dalijančią orbitą į dvi sritis, todėl ribiniai paviršiai yra hantelio formos, orientuoti erdvėje 90° kampu vienas kito atžvilgiu. Simetrijos ašys jiems yra koordinačių ašys, kurios yra pažymėtos p x, py, pz.
d – orbitos nustatomas pagal kvantinį skaičių l = 2 (n≥ 3), kai m l= –2, –1, 0, +1, +2, tai yra, jiems būdingi penki orientacijos erdvėje variantai. d-Žymimos orbitos, orientuotos mentėmis išilgai koordinačių ašių dz² ir d x ²– y², o ašmenys orientuoti išilgai koordinačių kampų pusiausvyrų - dxy, d yz, dxz.
Septyni f- orbitos atitinkamas l = 3 (n≥ 4) yra pavaizduoti kaip ribiniai paviršiai, parodyti Fig. 2.1.
kvantiniai skaičiai n, l Ir m l nevisiškai apibūdina elektrono būseną atome. Eksperimentiškai nustatyta, kad elektronas turi dar vieną savybę – sukinį. Paprasčiau tariant, sukinys gali būti pavaizduotas kaip elektrono sukimasis aplink savo ašį. Sukimosi kvantinis skaičiusm s turi tik dvi reikšmes m s= ±1/2, kurios yra dvi elektrono kampinio impulso projekcijos pasirinktoje ašyje. elektronų su skirtingais m s pažymėtos rodyklėmis aukštyn ir žemyn.
Daugiaelektroniniuose atomuose, kaip ir vandenilio atome, elektrono būseną lemia tų pačių keturių kvantinių skaičių reikšmės, tačiau šiuo atveju elektronas yra ne tik branduolio lauke, bet ir lauke. kitų elektronų. Todėl energiją daugelio elektronų atomuose lemia ne tik pagrindinis, bet ir orbitos kvantinis skaičius, tiksliau jų suma: atominių orbitų energija didėja didėjant sumai. n + l; su tokiu pat kiekiu pirmiausia užpildomas lygis su mažesniu n ir didelis l. Atominių orbitų energija didėja pagal eilę
| 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈ 5f ≈ 6d < 7p. |
Taigi, keturi kvantiniai skaičiai apibūdina elektrono būseną atome ir apibūdina elektrono energiją, sukimąsi, elektronų debesies formą ir orientaciją erdvėje. Kai atomas pereina iš vienos būsenos į kitą, elektronų debesis pertvarkomas, tai yra, keičiasi kvantinių skaičių reikšmės, kurias lydi atomo energijos kvantų absorbcija arba emisija.
Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė
yra:
„cheminių elementų savybės (t. y. jų sudarytų junginių savybės ir forma) yra periodiškai priklausomos nuo cheminių elementų atomų branduolio krūvio“.
Mendelejevo lentelė
Mendelejevo periodinė lentelė susideda iš 8 grupių ir 7 periodų.
Vertikalios lentelės stulpeliai vadinami grupės . Kiekvienos grupės elementai turi panašias chemines ir fizines savybes. Tai paaiškinama tuo, kad vienos grupės elementai turi panašias išorinio sluoksnio elektronines konfigūracijas, kurių elektronų skaičius yra lygus grupės skaičiui. Tada grupė yra padalinta į pagrindiniai ir antriniai pogrupiai.
IN Pagrindiniai pogrupiai apima elementus, kurių valentiniai elektronai yra išoriniuose ns ir np polygiuose. IN Šoniniai pogrupiai apima elementus, kurių valentiniai elektronai yra išoriniame ns polygyje ir vidiniame (n - 1) d polygyje (arba (n - 2) f polygyje).
Visi elementai yra Periodinė elementų lentelė , priklausomai nuo to, kuris polygis (s-, p-, d- ar f-) yra valentiniai elektronai skirstomi į: s-elementus (pagrindinių pogrupių I ir II grupių elementai), p-elementus (pagrindinių III pogrupių elementus). - VII grupės), d- elementai (šoninių pogrupių elementai), f- elementai (lantanidai, aktinidai).
Didžiausias elemento valentingumas (išskyrus O, F, vario pogrupio elementus ir aštuntąją grupę) yra lygus grupės, kurioje jis yra, skaičiui.
Pagrindinių ir antrinių pogrupių elementams aukštesniųjų oksidų (ir jų hidratų) formulės yra vienodos. Pagrindiniuose pogrupiuose vandenilio junginių sudėtis yra tokia pati šios grupės elementams. Kietieji hidridai sudaro pagrindinių I-III grupių pogrupių elementus, o IV-VII grupės sudaro dujinius vandenilio junginius. EN 4 tipo vandenilio junginiai yra neutralesni junginiai, EN 3 – bazės, H 2 E ir NE – rūgštys.
Horizontalios lentelės eilutės vadinamos laikotarpiais . Elementai laikotarpiais skiriasi vienas nuo kito, tačiau jiems bendra tai, kad paskutiniai elektronai yra tame pačiame energijos lygyje ( pagrindinis kvantinis skaičiusn- vienodai ).
Pirmasis periodas skiriasi nuo kitų tuo, kad jame yra tik 2 elementai: vandenilis H ir helis He.
Antrajame periode yra 8 elementai (Li - Ne). Litis Li - šarminis metalas pradeda laikotarpį ir uždaro savo tauriųjų dujų neoną Ne.
Trečiame periode, kaip ir antrajame, yra 8 elementai (Na – Ar). Šarminio metalo natris Na pradeda periodą, o tauriosios dujos argonas Ar jį uždaro.
Ketvirtajame periode yra 18 elementų (K - Kr) – Mendelejevas jį paskyrė pirmuoju dideliu periodu. Jis taip pat prasideda šarminiu metalu kaliu ir baigiasi inertinėmis dujomis kriptonu Kr. Didelių laikotarpių sudėtis apima pereinamuosius elementus (Sc - Zn) - d- elementai.
Penktajame periode, panašiai kaip ir ketvirtajame, yra 18 elementų (Rb – Xe) ir jo struktūra panaši į ketvirtąjį. Jis taip pat prasideda nuo šarminio metalo rubidžio Rb ir baigiasi inertinėmis dujomis ksenonu Xe. Didelių laikotarpių sudėtis apima pereinamuosius elementus (Y - Cd) - d- elementai.
Šeštasis periodas susideda iš 32 elementų (Cs – Rn). Išskyrus 10 d-elementai (La, Hf - Hg) jame yra 14 eilutė f- elementai (lantanidai) - Ce - Lu
Septintasis laikotarpis nesibaigė. Jis prasideda Francium Fr, galima manyti, kad jame, kaip ir šeštajame periode, bus 32 elementai. Tačiau iki šiol buvo rasti tik 24 (iki elemento, kurio Z = 110). Tai apima 14 f-elementai, priklausantys aktinidams.
Periodinis įstatymas
Mendelejevas pateikė tokią periodinio įstatymo formuluotę: „Paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės, taigi ir jų suformuotų paprastų ir sudėtingų kūnų savybės yra periodiškai priklausomos nuo jų atominis svoris“.
Yra keturi pagrindiniai periodiniai modeliai:
Okteto taisyklė teigia, kad visi elementai linkę įgyti arba prarasti elektroną, kad gautų artimiausių tauriųjų dujų aštuonių elektronų konfigūraciją. Nes Kadangi tauriųjų dujų išorinės s ir p orbitalės yra visiškai užpildytos, jos yra stabiliausi elementai.
Jonizacijos energija yra energijos kiekis, reikalingas elektronui atskirti nuo atomo. Pagal okteto taisyklę, judant iš kairės į dešinę per periodinę lentelę, elektronui atskirti reikia daugiau energijos. Todėl kairėje lentelės pusėje esantys elementai linkę prarasti elektroną, o esantys dešinėje – jį įgyti. Inertinės dujos turi didžiausią jonizacijos energiją. Judant grupe žemyn, jonizacijos energija mažėja, nes elektronai, esantys žemuose energijos lygiuose, turi galimybę atstumti elektronus iš aukštesnių energijos lygių. Šis reiškinys vadinamas ekranavimo efektas. Dėl šio poveikio išoriniai elektronai yra mažiau susieti su branduoliu. Judant per laikotarpį, jonizacijos energija palaipsniui didėja iš kairės į dešinę.
elektronų giminingumas yra energijos pokytis, kai dujinės būsenos medžiagos atomas gauna papildomą elektroną. Judant grupe žemyn, elektronų afinitetas tampa mažiau neigiamas dėl atrankos efekto.
atominis spindulys. Išorinių elektronų apvalkalų pagrindinio maksimalaus tankio padėtis imama kaip laisvojo atomo spindulys. Šis vadinamasis orbitos spindulys . Tiriant molekulių ir kristalų struktūrą, atomai ir jonai gali būti laikomi turinčiais tam tikrą efektyvų spindulį, priklausomai nuo cheminio ryšio tipo. Jei atsižvelgsime tik į santykines atominių spindulių vertes, tada lengva nustatyti jų priklausomybės nuo elemento skaičiaus periodiškumą.
Laikotarpiais orbitos atominiai spinduliai didėjant branduolio krūviui Z paprastai mažėja monotoniškai dėl išorinių elektronų sąveikos su branduoliu laipsnio padidėjimo.
Pogrupiuose spinduliai daugiausia didėja dėl elektronų apvalkalų skaičiaus padidėjimo.
At s- Ir p-elementai, spindulių pokytis tiek periodais, tiek pogrupiuose yra ryškesnis nei in d- Ir f-elementai, nes d- Ir f elektronai yra vidiniai. Spindulio mažinimas d- ir f-elementai perioduose vadinami d- Ir f- suspaudimas. Pasekmė f-suspaudimas yra tas, kad elektroninių atitikmenų atominiai spinduliai d- penktojo ir šeštojo laikotarpių elementai beveik sutampa
Jonizacijos energija atomas aš yra energijos kiekis, reikalingas elektronui atskirti nuo nesužadinto atomo ar jono.
Jonizacijos energija aš išreikštas kJ ∙ mol -1 arba eV ∙ atomas -1. Reikšmė aš elektronvoltais yra skaitine prasme lygus jonizacijos potencialui, išreikštam voltais, nes E = e - · aš.
E + - e - \u003d E +, Δ H = aš 1 – pirmasis jonizacijos potencialas; E - e - \u003d E 2+, Δ H = aš 2 - antrasis jonizacijos potencialas ir kt. aš 1 < aš 2 < aš 3 < aš 4 ...
Jonizacijos energija lemia cheminio ryšio pobūdį ir stiprumą bei elementų redukcines savybes.
Elektronų afiniteto energija. Kita svarbi atomo savybė chemijoje yra elektronų giminingumo energija yra energija, išsiskirianti, kai elektronas prisijungia prie neutralaus atomo. Kuo didesnis elektronų afinitetas, tuo stipresnis oksidatorius yra šis elementas. Eksperimentinis elektronų giminingumo energijos nustatymas E daug sunkiau nei nustatyti jonizacijos energiją. Kiekiai E(eV) kai kuriems atomams pateikiami žemiau:
Elektronų afiniteto pokyčio nemonotoniškumas tam tikru laikotarpiu taip pat yra sąlygotas lyginamojo visiškai ir pusiau užpildytų subapvalkų stabilumo. Stipriausias iš visų elementų oksiduojančių medžiagų yra fluoras (jis taip pat turi mažiausią atominį spindulį iš visų VII grupės elementų).
Atkreipkite dėmesį, kad, priešingai nei jonizacija, dviejų ar daugiau elektronų prijungimas yra energetiškai sunkus, o daugkartinio krūvio monatominiai neigiami jonai neegzistuoja laisvoje būsenoje.
Nėra oksidacinės galios neutralus stabilios konfigūracijos atomai s 2 ir s 2 p 6 ir pereinamieji elementai. Likusiems periodinės lentelės elementams neutralių atomų oksidacinė galia didėja iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų.
Laikotarpiais elektronegatyvumas didėja, o grupėse mažėja didėjant Z, tai yra, jis auga nuo Cs iki F palei periodinės sistemos įstrižainę. Ši aplinkybė tam tikru mastu lemia elementų įstrižinį panašumą.
Pagrindiniuose ir antriniuose pogrupiuose elementų savybės kinta nemonotoniškai, o tai yra dėl vadinamųjų. antrinis periodiškumas susijęs su įtaka d- Ir f-elektroniniai sluoksniai.
Iš atomų geometrinių ir energetinių parametrų periodiškumo analizės matyti, kad periodinis dėsnis gali būti naudojamas nustatant fizikines ir chemines konstantas, prognozuojant spindulių, jonizacijos energijos ir elektronų afinitetų pokyčius, taigi ir rūgšties-šarmų bei redokso savybes. jų junginių.
kovalentinis ryšys- bendriausias cheminio ryšio tipas, atsirandantis dėl elektronų poros socializacijos mainų mechanizmas, kai kiekvienas iš sąveikaujančių atomų tiekia po vieną elektroną, arba donoro-akceptoriaus mechanizmas, jei elektronų pora perkeliama į bendrą vieno atomo (donoro) naudojimą kitam atomui (akceptoriui) (3.2 pav.).
Klasikinis pavyzdys nepolinis kovalentinis ryšys (elektronegatyvumo skirtumas lygus nuliui) stebimas homobranduolinėse molekulėse: H–H, F–F. Dviejų elektronų dviejų centrų ryšio energija yra 200–2000 kJ⋅mol–1 diapazone.
Susidarius heteroatominiam kovalentiniam ryšiui, elektronų pora pasislenka į labiau elektroneigiamą atomą, todėl toks ryšys tampa poliniu. Polinės jungties joniškumas procentais apskaičiuojamas pagal empirinį ryšį 16(χ A - χ B) + 3,5(χ A - χ B) 2, kur χ A ir χ B yra AB atomų A ir B elektronegatyvumas. molekulė. Išskyrus poliarizuotumas kovalentinis ryšys turi savybę sotumas- atomo gebėjimas sudaryti tiek kovalentinių ryšių, kiek turi energetiškai prieinamų atominių orbitalių. Apie trečiąją kovalentinio ryšio savybę - sutelkti dėmesį- bus aptarta toliau (žr. valentinių ryšių metodą).
Joninis ryšys- ypatingas kovalentinio atvejis, kai susidariusi elektronų pora visiškai priklauso labiau elektroneigiamam atomui, kuris tampa anijonu. Šios jungties atskyrimo į atskirą tipą pagrindas yra tai, kad junginiai su tokiu ryšiu gali būti aprašyti elektrostatiniame aproksimacijose, atsižvelgiant į joninį ryšį dėl teigiamų ir neigiamų jonų pritraukimo. Priešingo ženklo jonų sąveika nepriklauso nuo krypties, o Kulono jėgos neturi soties savybės. Todėl kiekvienas joniniame junginyje esantis jonas pritraukia tiek priešingo ženklo jonų, kad susidaro joninio tipo kristalinė gardelė. Joniniame kristale nėra molekulių. Kiekvieną joną supa tam tikras skaičius skirtingo ženklo jonų (jono koordinacinis skaičius). Jonų poros gali egzistuoti dujinėje būsenoje kaip polinės molekulės. Dujinėje būsenoje NaCl dipolio momentas yra ~3∙10–29 C∙m, o tai atitinka 0,8 elektrono krūvio poslinkį 0,236 nm jungties ilgiui nuo Na iki Cl, ty Na 0,8+ Cl 0,8–.
metalinė jungtis atsiranda dėl dalinės valentinių elektronų delokalizacijos, kurie gana laisvai juda metalų gardelėje, elektrostatiškai sąveikaudami su teigiamai įkrautais jonais. Ryšio jėgos nėra lokalizuotos ir nenukreiptos, o delokalizuoti elektronai sukelia didelį šilumos ir elektros laidumą.
vandenilinė jungtis. Jis susidaro dėl to, kad dėl stipraus elektronų poros poslinkio į elektronneigiamą atomą, vandenilio atomas, turintis efektyvų teigiamą krūvį, gali sąveikauti su kitu elektronneigiamu atomu (F, O, N, rečiau Cl, Br). , S). Tokios elektrostatinės sąveikos energija yra 20–100 kJ∙mol–1. Vandeniliniai ryšiai gali būti viduje- Ir tarpmolekulinės . Tarpmolekulinė vandenilinė jungtis susidaro, pavyzdžiui, acetilacetone ir kartu užsidaro ciklas (3.3 pav.).
Nepoliniuose tirpikliuose esančios karboksirūgščių molekulės dimerizuojasi dėl dviejų tarpmolekulinių vandenilio jungčių (3.4 pav.).
Vandenilio jungtis atlieka nepaprastai svarbų vaidmenį biologinėse makromolekulėse, tokiuose neorganiniuose junginiuose kaip H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Dėl vandenilinių ryšių vanduo pasižymi tokia aukšta lydymosi ir virimo temperatūra, lyginant su H 2 E (E = S, Se, Te). Jei vandenilinių jungčių nebūtų, vanduo ištirptų –100°C temperatūroje ir virtų –80°C temperatūroje.
Van der Waals (tarpmolekulinis) ryšys- universaliausias tarpmolekulinio ryšio tipas, dėl sklaidos jėgos(indukuotas dipolis - sukeltas dipolis), indukcija sąveika (nuolatinis dipolis – sukeltas dipolis) ir orientacija sąveika (nuolatinis dipolis – nuolatinis dipolis). Van der Waals jungties energija yra mažesnė nei vandenilio jungties ir yra 2–20 kJ∙mol–1.
KOVALENTINĖ RYŠYS
Tai atliekama dėl abiem atomams priklausančios elektronų poros. Yra kovalentinio ryšio formavimosi mainų ir donoro-akceptoriaus mechanizmai.
1) mainų mechanizmas. Kiekvienas atomas duoda vieną nesuporuotą elektroną bendrai elektronų porai:
2) Donoro-akceptoriaus mechanizmas. Vienas atomas (donoras) suteikia elektronų porą, o kitas atomas (akceptorius) suteikia šiai porai tuščią orbitą;
Du atomai gali dalytis keliomis elektronų poromis. Šiuo atveju kalbama apie kartotiniai jungtys:
Jei elektronų tankis yra simetriškai tarp atomų, vadinamas kovalentiniu ryšiu nepoliarinis.
Jei elektronų tankis pasislenka link vieno iš atomų, tada vadinama kovalentine jungtimi poliarinis.
Kuo didesnis jungties poliškumas, tuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas.
Nemetalai yra cheminiai elementai, turintys tipiškų nemetalinių savybių ir esantys viršutiniame dešiniajame periodinės lentelės kampe. Kokios savybės būdingos šiems elementams ir su kuo reaguoja nemetalai?
Nemetalai: bendrosios charakteristikos
Nemetalai skiriasi nuo metalų tuo, kad jų išoriniame energijos lygyje yra daugiau elektronų. Todėl jų oksidacinės savybės yra ryškesnės nei metalų. Nemetalams būdingos didelės elektronegatyvumo vertės ir didelis redukcijos potencialas.
Nemetalai apima cheminius elementus, kurie yra dujinės, skystos arba kietos agregacijos būsenos. Taigi, pavyzdžiui, azotas, deguonis, fluoras, chloras, vandenilis yra dujos; jodas, siera, fosforas - kietas; bromas yra skystis (kambario temperatūroje). Iš viso yra 22 nemetalai.
Ryžiai. 1. Nemetalai – dujos, kietos medžiagos, skysčiai.
Didėjant atomo branduolio krūviui, stebimas cheminių elementų savybių pasikeitimas iš metalinių į nemetalinius.
Nemetalų cheminės savybės
Nemetalų vandenilio savybės daugiausia yra lakieji junginiai, kurie vandeniniuose tirpaluose yra rūgštūs. Jie turi molekulines struktūras, taip pat kovalentinį polinį ryšį. Kai kurie, pavyzdžiui, vanduo, amoniakas ar vandenilio fluoridas, sudaro vandenilio ryšius. Junginiai susidaro tiesiogiai sąveikaujant nemetalams su vandeniliu. Pavyzdys:
S + H 2 \u003d H 2 S (iki 350 laipsnių, balansas pasislenka į dešinę)
Visi vandenilio junginiai turi redukuojančių savybių, kurių redukcinė galia tam tikru laikotarpiu didėja iš dešinės į kairę ir grupėje iš viršaus į apačią. Taigi vandenilio sulfidas dega dideliu deguonies kiekiu:
2H 2S + 3O 3 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O + 1158 kJ.
Oksidacija gali vykti kitaip. Taigi jau ore vandeninis sieros vandenilio tirpalas tampa drumstas dėl sieros susidarymo:
H 2 S + 3O 2 \u003d 2S + 2H 2 O
Nemetalų junginiai su deguonimi, kaip taisyklė, yra rūgščių oksidai, atitinkantys deguonies turinčias rūgštis (okso rūgštis). Tipiškų nemetalų oksidų struktūra yra molekulinė.
Kuo aukštesnė nemetalo oksidacijos būsena, tuo stipresnė atitinkama deguonies turinti rūgštis. Taigi chloras tiesiogiai nesąveikauja su deguonimi, bet sudaro daugybę okso rūgščių, kurios atitinka šių rūgščių oksidus, anhidridus.
Žinomiausios yra tokios šių rūgščių druskos kaip baliklis CaOCl 2 (mišri hipochloro ir druskos rūgščių druska), bertoleto druska KClO 3 (kalio chloratas).
Oksiduose esantis azotas pasižymi teigiamomis oksidacijos būsenomis +1, +2, +3, +4, +5. Pirmieji du oksidai N 2 O ir NO nesudaro druskos ir yra dujos. N 2 O 3 (azoto oksidas III) yra azoto rūgšties HNO 2 anhidridas. Azoto oksidas IV – rudos dujos NO 2 – dujos, kurios gerai tirpsta vandenyje, sudarydamos dvi rūgštis. Šis procesas gali būti išreikštas lygtimi:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 (azoto rūgštis) + HNO 2 (azoto rūgštis) - redokso disproporcijos reakcija
Ryžiai. 2. Azoto rūgštis.
Azoto rūgšties anhidridas N 2 O 5 yra balta kristalinė medžiaga, lengvai tirpstanti vandenyje. Pavyzdys:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
Azoto rūgšties druskos vadinamos salietros, jos tirpsta vandenyje. Azoto trąšoms gaminti naudojamos kalio, kalcio, natrio druskos.
Fosforas sudaro oksidus, kurių oksidacijos būsenos yra +3 ir +5. Stabiliausias oksidas yra fosforo anhidridas P 2 O 5 , kuris sudaro molekulinę gardelę su P 4 O 10 dimerais jo mazguose. Fosforo rūgšties druskos naudojamos kaip fosfatinės trąšos, pavyzdžiui, ammofosas NH 4 H 2 PO 4 (amonio divandenilio fosfatas).
Nemetalų išdėstymo lentelė
| Grupė | aš | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| Pirmas periodas | H | Jis | |||||
| Antrasis laikotarpis | B | C | N | O | F | Ne | |
| Trečiasis laikotarpis | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| Ketvirtasis laikotarpis | Kaip | Se | Br | kr | |||
| Penktas laikotarpis | Te | aš | Xe | ||||
| Šeštas laikotarpis | At | Rn |
Nemetalai yra elementai, kurie fizinėmis ir cheminėmis savybėmis labai skiriasi nuo metalų. Smulkiau paaiškinti jų skirtumų priežastis pavyko tik XIX amžiaus pabaigoje, atradus elektroninę atomo sandarą. Koks yra nemetalų ypatumas? Kokios savybės būdingos jų dienai? Išsiaiškinkime.
Nemetalai – kas tai?
Mokslo bendruomenėje jau seniai egzistuoja požiūris į elementų atskyrimą į metalus ir nemetalus. Pirmieji Mendelejevo periodinės lentelės elementai paprastai apima 94 elementus. Mendelejevo nemetaluose yra 22 elementai. Jie užima viršutinį dešinįjį kampą.
Laisva forma nemetalai yra paprastos medžiagos, kurių pagrindinis bruožas yra būdingų metalinių savybių nebuvimas. Jie gali būti visose agregacijos būsenose. Taigi jodas, fosforas, siera, anglis randami kietų medžiagų pavidalu. Dujinė būsena būdinga deguoniui, azotui, fluorui ir kt. Tik bromas yra skystis.
Gamtoje nemetaliniai elementai gali egzistuoti tiek paprastų medžiagų, tiek junginių pavidalu. Siera, azotas, deguonis randami nesurištoje formoje. Junginiuose jie sudaro boratus, fosfatus ir tt Šioje formoje jų yra mineraluose, vandenyje, uolienose.
Skirtumas nuo metalų
Nemetalai yra elementai, kurie skiriasi nuo metalų išvaizda, struktūra ir cheminėmis savybėmis. Jie turi daug nesuporuotų elektronų išoriniame lygyje, o tai reiškia, kad jie yra aktyvesni oksidacinėse reakcijose ir lengviau prijungia prie savęs papildomų elektronų.
Būdingas elementų skirtumas pastebimas kristalinės gardelės struktūroje. Metaluose jis yra metalinis. Nemetaluose jis gali būti dviejų tipų: atominis ir molekulinis. Atominė gardelė suteikia medžiagoms kietumo ir padidina lydymosi temperatūrą, būdinga siliciui, borui ir germaniui. Molekulinėje gardelėje yra chloro, sieros, deguonies. Tai suteikia jiems nepastovumo ir šiek tiek kietumo.
Vidinė elementų struktūra juos lemia fizines savybes. Metalai turi būdingą blizgesį, gerą srovę ir šilumos laidumą. Jos kietos, plastiškos, kaliosios, turi nedidelę spalvų gamą (juodos, pilkų atspalvių, kartais gelsvos).
Nemetalai yra skysti, dujiniai arba neblizgūs ir kaliojo pavidalo. Jų spalvos labai skiriasi ir gali būti raudonos, juodos, pilkos, geltonos ir tt Beveik visi nemetalai yra prasti srovės (išskyrus anglies) ir šilumos (išskyrus juodąjį fosforą ir anglį) laidininkai.
Nemetalų cheminės savybės
Cheminėse reakcijose nemetalai gali atlikti ir oksiduojančių, ir reduktorių vaidmenį. Sąveikaujant su metalais, jie perima elektronus, todėl pasižymi oksidacinėmis savybėmis.
Sąveikaujant su kitais nemetalais, jie elgiasi skirtingai. Tokiose reakcijose mažiau elektroneigiamas elementas veikia kaip reduktorius, o daugiau elektroneigiamas elementas veikia kaip oksidatorius.
Su deguonimi beveik visi (išskyrus fluorą) nemetalai veikia kaip reduktoriai. Sąveikaujant su vandeniliu, daugelis jų yra oksidatoriai, kurie vėliau sudaro lakiuosius junginius.
Kai kurie nemetaliniai elementai gali sudaryti kelias paprastas medžiagas arba modifikacijas. Šis reiškinys vadinamas alotropija. Pavyzdžiui, anglis egzistuoja grafito, deimanto, karabino ir kitų modifikacijų pavidalu. Deguonis turi du iš jų – ozoną ir patį deguonį. Fosforas būna raudonos, juodos, baltos ir metalinės spalvos.
Nemetalai gamtoje
Nemetalų visur randama įvairiais kiekiais. Jie yra žemės plutos dalis, yra atmosferos, hidrosferos dalis, yra visatoje ir gyvuose organizmuose. Kosmose labiausiai paplitęs vandenilis ir helis.
Žemėje padėtis visai kitokia. Svarbiausios žemės plutos sudedamosios dalys yra deguonis ir silicis. Jie sudaro daugiau nei 75% jo masės. Tačiau mažiausias kiekis tenka jodui ir bromui.
Jūros vandens sudėtyje deguonis sudaro 85,80%, o vandenilis - 10,67%. Jo sudėtyje taip pat yra chloro, sieros, boro, bromo, anglies, fluoro ir silicio. Atmosferos sudėtyje vyrauja azotas (78%) ir deguonis (21%).
Nemetalai, tokie kaip anglis, vandenilis, fosforas, siera, deguonis ir azotas, yra svarbios organinės medžiagos. Jie palaiko gyvybinę visų mūsų planetos būtybių, įskaitant žmones, veiklą.