Хімічні властивості неметалів
Відповідно до чисельних значень відносних електронегативностей окисні здібності неметалів збільшуєтьсяу наступному порядку: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Неметали як окислювачі
Окисні властивості неметалів виявляються при їх взаємодії:
· з металами: 2Na + Cl2 = 2NaCl;
· з воднем: H2 + F2 = 2HF;
· з неметалами, які мають нижчу електронегативність: 2Р + 5S = Р 2 S 5;
· з деякими складними речовинами: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,
2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3 .
Неметали як відновники1. Усі неметали (крім фтору) виявляють відновлювальні властивості при взаємодії з киснем:
S + O 2 = SO 2 , 2H 2 + O 2 = 2H 2 Про.
Кисень у поєднанні з фтором може виявляти і позитивний ступінь окислення, тобто бути відновником. Всі інші неметали виявляють відновлювальні властивості. Так, наприклад, хлор безпосередньо з киснем не з'єднується, але непрямим шляхом можна отримати його оксиди (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 2), в яких хлор виявляє позитивний ступінь окислення. Азот за високої температури безпосередньо з'єднується з киснем і виявляє відновлювальні властивості. Ще легше із киснем реагує сірка.
2. Багато неметалів виявляють відновлювальні властивості при взаємодії зі складними речовинами:
ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 Про .
3. Існують і такі реакції, в яких той самий неметал є одночасно і окислювачем і відновником:
Cl2 + H2О = HCl + HClO.
4. Фтор ― найбільш типовий неметал, якому нехарактерні відновлювальні властивості, тобто здатність віддавати електрони хімічних реакціях.
З'єднання неметалівНеметали можуть утворювати сполуки з різними внутрішньомолекулярними зв'язками.
Види з'єднань неметалів
Загальні формули водневих сполук за групами періодичної системи хімічних елементів наведені в таблиці:
|
RH 2 |
RH 3 |
RH 4 |
RH 3 |
H 2 R |
||
|
Нелеткі водневі сполуки |
Летючі водневі сполуки |
|||||
З киснем неметали утворюють кислотні оксиди. В одних оксидах вони виявляють максимальний ступінь окислення, рівний номеру групи (наприклад, SO 2 , N 2 O 5), а інших більш низький (наприклад, SO 2 , N 2 O 3). Кислотним оксидам відповідають кислоти, причому з двох кисневих кислот одного неметалу сильніша за ту, в якій він виявляє більш високий ступінь окислення. Наприклад, азотна кислота HNO 3 сильніше азотистої HNO 2 сірчана кислота H 2 SO 4 сильніше сірчистої H 2 SO 3 .
Характеристики кисневих сполук неметалів
1. Властивості вищих оксидів (тобто оксидів, до складу яких входить елемент цієї групи з вищим ступенем окислення) у періодах зліва направо поступово змінюються від основних до кислотних.
2. У групах зверху донизу кислотні властивостівищих оксидів поступово слабшають. Про це можна судити з властивостей кислот, що відповідають цим оксидам.
3. Зростання кислотних властивостей вищих оксидів відповідних елементів у періодах зліва праворуч пояснюється поступовим зростанням позитивного заряду іонів цих елементів.
4. У основних підгрупах періодичної системи хімічних елементів у бік зверху донизу кислотні властивості вищих оксидів неметалів зменшуються.
ВИЗНАЧЕННЯ
Неметали- Хімічні елементи, атоми яких приймають електрони для завершення зовнішнього енергетичного рівня, утворюючи при цьому негативно заряджені іони. Електронна конфігурація валентних електронів неметалів у загальному вигляді ns 2 np 1-5 Виняток становлять водень (1s 1) та гелій (1s 2), які теж розглядають як неметали.
Неметали зазвичай мають великий спектр ступенів окислення у своїх сполуках. Більше число електронів на зовнішньому енергетичному рівні порівняно з металами визначає їхню велику здатність до приєднання електронів та прояву високої окисної активності.
Знаходження неметалів у природі
Неметали знаходяться в земній корі (переважно кисень і кремній — 76 % від маси земної кори, а також As, Se, I, Te, але в дуже незначних кількостях), у повітрі (азот і кисень), у складі рослинної маси (98 ,5% - вуглець, водень, кисень, сірка, фосфор та азот), а також в основі маси людини (97,6% - вуглець, водень, кисень, сірка, фосфор та азот). Водень та гелій – входять до складу космічних об'єктів, включаючи Сонце. Найчастіше у природі неметали зустрічаються як сполук.
Фізичні властивості неметалів
Фтор, хлор, кисень, азот, водень та інертні гази являють собою газоподібні речовини, йод, астат, сірка, селен, телур, фосфор, миш'як, вуглець, кремній, бор – тверді речовини; бром-рідина.
Положення неметалів у Періодичній системі Д.І. Менделєєва
Якщо в Періодичній системі подумки провести діагональ від берилію до астату, то у правому верхньому кутку таблиці будуть елементи-неметали. Серед неметалів є s-елемент – водень; р-елементи бор; вуглець, кремній; азот, фосфор, миш'як, кисень, сірка, селен, телур, галогени та астат. Елементи VIII групи – інертні (шляхетні) гази, які мають повністю завершений зовнішній енергетичний рівень та їх не можна віднести ні до металів, ні до неметалів.
Неметали мають високі значення спорідненості до електрона, електронегативність і окислювально-відновний потенціал.
Отримання неметалів
Різноманітність неметалів породило різноманіття способів їх отримання, так водень отримують, як лабораторними способами, наприклад, взаємодією металів з кислотами (1), і промисловими способами, наприклад, конверсією метану (2).
Zn +2HCl = ZnCl 2 + H 2
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 (температура 900°С)
Одержання галогенів здійснюють в основному шляхом окислення галогеноводородних кислот:
MnO 2 +4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 +14HCl= 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O
2KMnO 4 +16HCl = 2 MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O+ 2KCl
Для отримання кисню використовують реакції термічного розкладання складних речовин:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2
Сірку одержують неповним окисленням сірководню (1) або по реакції Вакенродера (2):
H 2 S + O 2 =2S +2H 2 O (1)
2H 2 S + SO 2 =3S↓ +2H 2 O (2)
Для отримання азоту використовують реакцію розкладання нітриту амонію:
NaNO 2 +NH 4 Cl = N 2 + NaCl +2H 2 O
Основний спосіб отримання фосфору – з фосфату кальцію:
Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 +5CO +2P
Хімічні властивості неметалів
Основні Хімічні властивостінеметалів (загальні для всіх) – це:
- взаємодія з металами
2Na + Cl 2 = 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2 Ca + O 2 = 2 CaO
- взаємодія з іншими неметалами
3H 2 + N 2 = 2NH 3
H 2 + Br 2 = 2HBr
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2F 2 + O 2 = 2OF 2
S + 3F 2 = SF 6 ,
C + 2Cl 2 = CCl 4
Кожен неметал має специфічні хімічні властивості, характерні тільки для нього, які докладно розглядають при вивченні кожного неметалу окремо.
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | Здійсніть ряд перетворень S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →H 2 SO 4 |
| Рішення | S + H 2 = H 2 S 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
Взаємодія з металами:
2Na + S = Na 2 S
- взаємодія з воднем (утворюються леткі водневі сполуки):
H 2 + Cl 2 = 2HCl
- будь-який неметал виступає в ролі окислювача в реакціях з тими неметалами, які мають більш низьке значення електронегативності:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3
- взаємодія зі складними речовинами:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
Відновлювальні властивості
Взаємодія з киснем (виняток – фтор):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- взаємодія зі складними речовинами-окислювачами:
S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO2? + 2H2O.
При взаємодії з неметалами концентрована сірчана кислота відновлюється до SO2.
Реакція диспропорціонування
Характерна активних неметалів. Протікає в лужному середовищі:
3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.
Загальна характеристика.З усіх відомих в даний час елементів близько 80% відносяться до металів: s-елементи I та II груп, всі d-і f-елементи та ряд p-елементів головних підгруп періодичної системи. Найбільш типові метали розташовані на початку періодів (крім першого). Головною особливістюелементів-металів є у них зовнішніх енергетичних рівнях невеликого числа електронів.(1,2,3).
У природі метали зустрічаються як і вільному вигляді, і у вигляді сполук. У вільному вигляді існують хімічно менш активні метали, що важко окислюються киснем: платина, золото, срібло, ртуть, мідь та ін. Всі метали, за винятком ртуті, за звичайних умов тверді речовини з характерним блиском, добре проводять електричний струмта тепло. Більшість металів може куватися, тягтися та прокочуватися. За кольором, всі метали умовно поділяються на дві групи: чорні та кольорові. По щільності розрізняють легені метали (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Прикладом легких металів є калій, натрій, кальцій, алюміній та ін. До важких металів відносяться осмій, олово, свинець, нікель, ртуть, золото, платина і т.д. Температура плавлення металів також різна: від -38.9 ° С (ртуть) до 3380 ° С (вольфрам). Метали можуть відрізнятися і за твердістю: м'якими металами є натрій і калій (ріжуться ножем), а найтвердішими - нікель, вольфрам, хром (останній ріже скло). Тепло та електрика різні метали проводять неоднаково: найкращим провідником електрики є срібло, найгіршим – ртуть.
У розплавленому стані метали можуть розподілятися один в одному, утворюючи сплави. Більшість розплавлених металів можуть поєднуватися один з одним у необмежених кількостях. При змішуванні розплавлених металів відбувається або просте розчинення розплавів одного металу іншому, або метали вступають у хімічну сполуку. Найчастіше сплави є суміші вільних металів з їх хімічними сполуками. До складу сплавів можуть входити також і неметали (чавун - сплав заліза з вуглецем). Властивості металів істотно відрізняються від властивостей елементів, що їх складають.
Відомо, що метали на зовнішньому енергетичному рівні (ВЕУ) мають 1-3 валентні електрони. Тому вони порівняно легко віддають свої електрони неметаллам, які мають на ВЕУ 5-7 електронів. Так, метали безпосередньо реагують із галогенами. Більшість Ме добре реагують з киснем (виключаючи золото, платину, срібло), утворюючи оксиди та пероксиди; взаємодіють із сіркою з утворенням сульфідів. Лужні лужноземельні метали легко реагують з водою з утворенням розчинних у ній лугів. Метали середньої активності реагують із водою лише за нагріванні. Малоактивні метали із водою взагалі не реагують. Більшість металів розчиняється у кислотах. Проте хімічна активність різних металів різна. Вона визначається легкістю атомів металу віддавати валентні електрони.
Квантові числа електрона
Квантове число n – головне . Воно визначає енергію електрона в атомі водню та одноелектронних системах (He +, Li 2+ і т. д.). У цьому випадку енергія електрона
Орбітальне квантове числоlхарактеризує форму орбіталей і набуває значення від 0 до n- 1. Крім числових lмає літерні позначення
| l | = | … | |||||
| l | = | s | p | d | f | g | … |
Електрони з однаковим значенням lутворюють підрівень.
Квантове число lвизначає квантування орбітального моменту кількості руху електрона у сферично-симетричному кулонівському полі ядра.
Квантове число m l називають магнітним . Воно визначає просторове розташування атомної орбіталі і набуває цілих значень від – lдо + lчерез нуль, тобто 2 l+ 1 значень. Розташування орбіталі характеризується значенням проекції вектора орбітального моменту кількості руху M zна якусь вісь координат (зазвичай вісь z):
Орбіталі одного підрівня ( l= const) мають однакову енергію. Такий стан називають виродженим по енергії. Так p-орбіталь - триразово, d– п'ятиразово, а f– семиразово вироджені.
Граничні поверхні s-, p-, d-, f- орбіталей показано на рис. 2.1.
s-Орбіталісферично симетричні для будь-кого nі відрізняються одна від одної лише розміром сфери. Їх максимально симетрична форма обумовлена тим, що при l= 0 та μ l = 0.
p -Орбіталііснують при n≥ 2 та l= 1, тому можливі три варіанти орієнтації у просторі: m l= -1, 0, +1. Всі p-орбіталі мають вузлову площину, що ділить орбіталь на дві області, тому граничні поверхні мають форму гантелей, орієнтованих у просторі під кутом 90° один щодо одного. Осями симетрії для них є координатні осі, що позначаються p x, p y, p z.
d -Орбіталівизначаються квантовим числом l = 2 (n≥ 3), при якому m l= -2, -1, 0, +1, +2, тобто характеризуються п'ятьма варіантами орієнтації у просторі. d-Орбіталі, орієнтовані лопатями по осях координат, позначаються d z² та d x ²– y², а орієнтовані лопатями за бісектрисами координатних кутів – d xy, d yz, d xz.
Сім f-орбіталей, відповідних l = 3 (n≥ 4) зображуються у вигляді граничних поверхонь, наведених на рис. 2.1.
Квантові числа n, lі m lне повністю характеризують стан електрона атомі. Експериментально встановлено, що електрон має ще одну властивість – спін. Спрощено спин можна як обертання електрона навколо своєї осі. Спинове квантове числом s має лише два значення m s= ±1/2, що є дві проекції кутового моменту електрона на виділену вісь. Електрони з різними m sпозначаються стрілками, спрямованими вгору і вниз.
У багатоелектронних атомах, як і атомі водню, стан електрона визначається значеннями тих самих чотирьох квантових чисел, проте у разі електрон перебуває у полі ядра, а й у полі інших електронів. Тому енергія в багатоелектронних атомах визначається як головним, а й орбітальним квантовим числом, а вірніше їх сумою: енергія атомних орбіталей зростає зі збільшенням суми n + l; при однаковій сумі спочатку заповнюється рівень з меншим nі більшим l. Енергія атомних орбіталей зростає згідно з рядом
| 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈ 5f ≈ 6d < 7p. |
Отже, чотири квантові числа описують стан електрона в атомі і характеризують енергію електрона, його спин, форму електронної хмари та її орієнтацію у просторі. При переході атома з одного стану до іншого відбувається перебудова електронної хмари, тобто змінюються значення квантових чисел, що супроводжується поглинанням або випромінюванням атомом квантів енергії.
Сучасне формулювання періодичного закону
така:
«Властивості хімічних елементів (тобто властивості та форма утворених ними сполук) перебувають у періодичній залежності від заряду ядра атомів хімічних елементів».
таблиця Менделєєва
Періодична таблиця Менделєєва складається з 8 груп та 7 періодів.
Вертикальні стовпці таблиці називають групами . Елементи, всередині кожної групи, мають подібні хімічні та фізичні властивості. Це тим, що елементи однієї групи мають подібні електронні конфігурації зовнішнього шару, число електронів у якому дорівнює номеру групи. При цьому група поділяється на головні та побічні підгрупи.
У Головні підгрупивходять елементи, у яких валентні електрони розташовуються на зовнішніх ns- та np-підрівнях. У Побічні підгрупивходять елементи, у яких валентні електрони розташовуються на зовнішньому ns-підрівні та внутрішньому (n - 1) d-підрівні (або (n - 2) f-підрівні).
Всі елементи в періодичної таблиці , Залежно від того, на якому підрівні (s-, p-, d- або f-) знаходяться валентні електрони класифікуються на: s-елементи (елементи головної підгрупи I і II груп), p-елементи (елементи головних підгруп III - VII груп), d-елементи (елементи побічних підгруп), f-елементи (лантаноїди, актиноїди).
Найвища валентність елемента (за винятком O, F, елементів підгрупи міді та восьмої групи) дорівнює номеру групи, в якій він знаходиться.
Для елементів головних та побічних підгруп однаковими є формули вищих оксидів (та їх гідратів). У основних підгрупах склад водневих сполук є однаковими, для елементів, що у цій групі. Тверді гідриди утворюють елементи головних підгруп I - III груп, а IV - VII груп утворюють газоподібні водневі сполуки. Водневі сполуки типу ЕН 4 – нейтральні сполуки, ЕН 3 – основи, Н 2 Е та НЕ – кислоти.
Горизонтальні ряди таблиці називають періодами . Елементи в періодах відрізняються між собою, але загальне у них те, що останні електрони знаходяться на одному енергетичному рівні ( головне квантове числоn- однаково ).
Перший період відрізняється від інших тим, що там знаходяться лише 2 елементи: водень H та гелій He.
У другому періоді є 8 елементів (Li - Ne). Літій Li - лужний метал починає період, а замикає його благородний газ неон Ne.
У третьому періоді, як і у другому перебувають 8 елементів (Na - Ar). Починає період лужного металу натрій Na, а замикає його благородний газ аргон Ar.
У четвертому періоді перебувають 18 елементів (K - Kr) - Менделєєв його позначив як великий період. Починається він також із лужного металу Калій, а закінчується інертним газом криптон Kr. До складу великих періодів входять перехідні елементи (Sc – Zn) – d-елементи.
У п'ятому періоді, аналогічно четвертому, знаходяться 18 елементів (Rb - Xe) і структура його подібна з четвертим. Починається він також із лужного металу рубідій Rb, а закінчується інертним газом ксенон Xe. До складу великих періодів входять перехідні елементи (Y - Cd) - d-елементи.
Шостий період складається з 32 елементів (Cs – Rn). Крім 10 d-Елементів (La, Hf - Hg) в ньому знаходиться ряд з 14 f-елементів (лантаноїди) - Ce - Lu
Сьомий період не закінчено. Він починається з Франції Fr, можна припустити, що він буде містити, як і шостий період, 32 елементи. Але знайдено поки що лише 24 (до елемента з Z = 110). Сюди входять 14 f-Елементів, які відносяться до актиноїдів.
Періодичний закон
Менделєєв дав таке формулювання Періодичного закону: «властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів, а тому і властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичній залежності від їхньої атомної ваги».
Існує чотири основні періодичні закономірності:
Правило октетустверджує, що всі елементи прагнуть придбати або втратити електрон, щоб мати восьмиелектронну конфігурацію найближчого благородного газу. Т.к. зовнішні s- та p-орбіталі благородних газів повністю заповнені, то вони є найстабільнішими елементами.
Енергія іонізації– це кількість енергії, необхідне відриву електрона від атома. Згідно з правилом октету, при русі по періодичній таблиці зліва направо для відриву електрона потрібно більше енергії. Тому елементи з лівого боку таблиці прагнуть втратити електрон, з правого боку – його придбати. Найвища енергія іонізації у інертних газів. Енергія іонізації зменшується під час руху вниз групою, т.к. електрони низьких енергетичних рівнів мають здатність відштовхувати електрони з більш високих енергетичних рівнів. Це явище названо ефектом екранування. Завдяки цьому ефекту зовнішні електрони менш міцно пов'язані з ядром. Рухаючись у період енергія іонізації плавно збільшується зліва направо.
Спорідненість до електрона- Зміна енергії при придбанні додаткового електрона атомом речовини в газоподібному стані. При русі групою вниз спорідненість до електрону стає менш негативним внаслідок ефекту екранування.
радіус атомний.За радіус вільного атома приймають положення головного максимуму густини зовнішніх електронних оболонок. Це так званий орбітальний радіус . При вивченні будови молекул і кристалів атоми та іони можна розглядати як такі, що мають ефективний радіус, що залежить від типу хімічного зв'язку. Якщо розглядати лише відносні величини атомних радіусів, то легко виявити періодичність їхньої залежності від номера елемента.
У періодахорбітальні атомні радіуси зі збільшенням заряду ядра Zзагалом монотонно зменшуються через зростання рівня взаємодії зовнішніх електронів з ядром.
У підгрупахрадіуси переважно збільшуються через зростання числа електронних оболонок.
У s- І p-елементів зміна радіусів як у періодах, так і в підгрупах яскравіше, ніж у d- І f-елементів, оскільки d- І f-Електрони внутрішні. Зменшення радіусів у d- і f-елементів у періодах називається d- І f-стисненням. Наслідком f-стиснення є те, що атомні радіуси електронних аналогів d-елементів п'ятого та шостого періодів практично однакові
Енергією іонізаціїатома Iназивається кількість енергії, необхідне відриву електрона від незбудженого атома чи іона.
Енергія іонізації Iвиявляється у кДж∙моль –1 або еВ∙атом –1 . Значення Iв електронвольтах чисельно дорівнює потенціалу іонізації, вираженому у вольтах, оскільки E = e - · I.
Е + - e - = Е + , Δ H = I 1 – перший потенціал іонізації; Е – e – = Е 2+ , Δ H = I 2 – другий потенціал іонізації тощо. I 1 < I 2 < I 3 < I 4 ...
Енергія іонізації визначає характер та міцність хімічного зв'язку та відновлювальні властивості елементів.
Енергія спорідненості до електрона.Іншою важливою в хімії характеристикою атома є енергія спорідненості до електрона- Енергія, що виділяється при приєднанні електрона до нейтрального атома. Чим більше електронне спорідненість, тим сильнішим окислювачем є цей елемент. Експериментальне визначення енергії спорідненості до електрона Eзначно складніше, ніж визначення енергії іонізації. Величини E(в еВ) для деяких атомів наведено нижче:
Немонотонність зміни спорідненості до електрона в періоді також обумовлена порівняльною стійкістю повністю та наполовину заповнених підболочок. Найсильніший із усіх елементарних окислювачів – фтор (він має найменшим атомним радіусом із усіх елементів VII групи).
Зазначимо, що на відміну іонізації приєднання двох і більше електронів енергетично утруднено, і одноатомні багатозарядні негативні іони у вільному стані не існують.
Окислювальною здатністю не мають нейтральні атоми із стійкими конфігураціями s 2 та s 2 p 6 та перехідні елементи. В інших елементів таблиці Менделєєва окислювальна здатність нейтральних атомів підвищується зліва направо і знизу вгору.
У періодах електронегативність зростає, а в групах зменшується зі зростанням Zтобто росте від Cs до F по діагоналі періодичної системи. Ця обставина певною мірою визначає діагональну схожість елементів.
У головних та побічних підгрупах властивості елементів змінюються немонотонно, що обумовлено так званою вторинною періодичністю пов'язаної з впливом d- І f-електронних верств.
З аналізу періодичності геометричних та енергетичних параметрів атомів випливає, що періодичним законом можна користуватися для визначення фізико-хімічних констант, передбачати зміну радіусів, енергій іонізації та спорідненості до електрона, і, отже, кислотно-основні та окислювально-відновні властивості їх сполук.
Ковалентний зв'язок– найбільш загальний вид хімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму, коли кожен із взаємодіючих атомів поставляє по одному електрону, або донорно-акцепторний механізмякщо електронна пара передається в загальне користування одним атомом (донором) іншому атому (акцептору) (рис. 3.2).
Класичний прикладнеполярного ковалентного зв'язку (різниця електронегативностей дорівнює нулю) спостерігається у гомоядерних молекул: H-H, F-F. Енергія двоелектронного двоцентрового зв'язку лежить у межах 200–2000 кДж∙моль –1.
При утворенні гетероатомного ковалентного зв'язку електронна пара зміщена до більш негативного атома, що робить такий зв'язок полярним. Іонність полярного зв'язку у відсотках обчислюється по емпіричному співвідношенню 16(A - B) + 3,5 (A - B) 2 , де A і B - електронегативності атомів А і В молекули АВ. Крім поляризованостіковалентний зв'язок має властивість насичуваності– здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки має енергетично доступних атомних орбіталей. Про третю властивість ковалентного зв'язку – спрямованості– мова піде нижче (див. метод валентних зв'язків).
Іонний зв'язок– окремий випадок ковалентної, коли електронна пара, що утворилася, повністю належить більш електронегативному атому, що стає аніоном. Основою для виділення цього зв'язку в окремий тип служить та обставина, що з'єднання з таким зв'язком можна описувати в електростатичному наближенні, вважаючи іонний зв'язок зумовлений притягненням позитивних та негативних іонів. Взаємодія іонів протилежного знака не залежить від напрямку, а кулонівські сили не мають властивість насиченості. Тому кожен іон в іонному з'єднанні притягує таку кількість іонів протилежного знака, щоб утворилися кристалічні грати іонного типу. В іонному кристалі немає молекул. Кожен іон оточений певною кількістю іонів іншого знака (координаційне число іона). Іонні пари можуть існувати у газоподібному стані у вигляді полярних молекул. У газоподібному стані NaCl має дипольний момент ~ 3 · 10 -29 Кл · м, що відповідає зсуву 0,8 заряду електрона на довжину зв'язку 0,236 нм від Na до Cl, тобто Na 0,8 + Cl 0,8 -.
Металевий зв'язоквиникає в результаті часткової деделалізації валентних електронів, які досить вільно рухаються у ґратах металів, електростатично взаємодіючи з позитивно зарядженими іонами. Сили зв'язку не локалізовані і не спрямовані, а ділокалізовані електрони зумовлюють високу тепло- та електропровідність.
Водневий зв'язок. Її освіта обумовлена тим, що в результаті сильного зміщення електронної пари до електронегативного атома атом водню, що має ефективний позитивний заряд, може взаємодіяти з іншим електронегативним атомом (F, O, N, рідше Cl, Br, S). Енергія такої електростатичної взаємодії становить 20–100 кДж∙моль –1. Водневі зв'язки можуть бути всередині- і міжмолекулярними . Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок утворюється, наприклад, в ацетилацетоні і супроводжується замиканням циклу (рис. 3.3).
Молекули карбонових кислот у неполярних розчинниках димеризуються за рахунок двох міжмолекулярних водневих зв'язків (рис. 3.4).
Винятково важливу роль водневий зв'язок грає в біологічних макромолекулах, таких неорганічних сполуках як H2O, H2F2, NH3. За рахунок водневих зв'язків вода характеризується такими високими в порівнянні з H 2 Е (Е = S, Se, Te) температурами плавлення та кипіння. Якби водневі зв'язки були відсутні, то вода плавилася при -100 °С, а кипіла при -80 °С.
Ван-дер-ваальсовий (міжмолекулярний) зв'язок- Найбільш універсальний вид міжмолекулярного зв'язку, зумовлений дисперсійними силами(індукований диполь – індукований диполь), індукційнимвзаємодією (постійний диполь – індукований диполь) та орієнтаційнимвзаємодією (постійний диполь – постійний диполь). Енергія ван-дер-ваальсового зв'язку менша від водневої і становить 2–20 кДж∙моль –1 .
КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК
Здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обох атомів. Розрізняють обмінний та донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.
1) Обмінний механізм. Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару:
2) Донорно-акцепторний механізм. Один атом (донор) надає електронну пару, інший атом (акцептор) надає цієї пари вільну орбіталь;
Два атоми можуть узагальнювати кілька пар електронів. У цьому випадку говорять про кратнихзв'язках:
Якщо електронна щільність розташована симетрично між атомами, ковалентний зв'язок називається неполярний.
Якщо електронна щільність зміщена у бік одного з атомів, то ковалентний зв'язок називається полярний.
Полярність зв'язку тим більше, що більше різниця електронегативностей атомів.
Неметали – хімічні елементи, які мають типові неметалеві властивості та розташовуються у правому верхньому кутку Періодичної системи. Які властивості властиві цим елементам, і з чим реагують неметали?
Неметали: загальна характеристика
Неметали відрізняються від металів тим, що на зовнішньому енергетичному рівні вони мають більшу кількість електронів. Тому їх окисні властивості виражені сильніше, ніж у металів. Неметали характеризуються високими значеннями електронегативності та високий відновлювальний потенціал.
До неметалів відносяться хімічні елементи, що знаходяться в газоподібному, рідкому або твердому агрегатному стані. Приміром, азот, кисень, фтор, хлор, водень – гази; йод, сірка, фосфор – тверді; бром – рідина (при кімнатній температурі). Усього існує 22 неметалу.
Мал. 1. Неметали – гази, тверді рідини.
Зі збільшенням заряду ядра атома спостерігається закономірність зміни властивостей хімічних елементів від металевих до неметалевих.
Хімічні властивості неметалів
Водневі властивості неметалів здебільшого є леткими сполуками, які у водних розчинах мають кислотний характер. Вони мають молекулярні структури, а також ковалентний полярний зв'язок. Деякі, наприклад, вода, аміак або фтороводород утворюють водневі зв'язки. Сполуки утворюються за безпосередньої взаємодії неметалів з воднем. Приклад:
S+H 2 =H 2 S (до 350 градусів рівновагу зміщено праворуч)
Всі водневі сполуки мають відновлювальні властивості, причому їхня відновна сила зростає праворуч наліво за періодом і зверху вниз у групі. Так, сірководень згоряє при великій кількості кисню:
2H 2 S+3O 3 =2SO 2 +2H 2 O+1158 кДж.
Окислення може йти іншим шляхом. Так, вже на повітрі водний розчин сірководню каламутніє внаслідок утворення сірки:
H 2 S+3O 2 =2S+2H 2 O
З'єднання неметалів з киснем, як правило, є кислотними оксидами, яким відповідають кислоти, що містять кисню (оксокислоти). Структура оксидів типових неметалів молекулярна.
Чим вищий ступінь окислення неметалу, тим сильніша відповідна кисневмісна кислота. Так, хлор безпосередньо не взаємодіє з киснем, проте утворює ряд оксокислот, яким відповідають оксиди, ангідриди цих кислот.
Найбільш відомі такі солі цих кислот, як хлорне вапно CaOCl 2 (змішана сіль хлорноватистої та хлороводневої кислот), бертолетова сіль KClO 3 (хлорат калію).
Азот в оксидах виявляє позитивні ступені окислення +1, +2, +3, +4, +5. Перші два оксиди N 2 O і NO – несолетворні та є газами. N 2 O 3 (оксид азоту III) є ангідридом азотистої кислоти HNO 2 . Оксид азоту IV – бурий газ NO 2 – газ, який добре розчиняється у воді, утворюючи у своїй дві кислоти. Цей процес можна виразити рівнянням:
2NO 2 +H 2 O=HNO 3 (азотна кислота)+HNO 2 (азотиста кислота) – окислювально-відновна реакція диспропорціонування
Мал. 2. Азотиста кислота.
Ангідрид азотної кислоти N 2 O 5 – біла кристалічна речовина, яка легко розчиняється у воді. Приклад:
N 2 O 5 +H 2 O=2HNO 3
Солі азотної кислоти називаються селітрами, вони розчиняються у воді. Солі калію, кальцію, натрію використовують для одержання азотних добрив.
Фосфор утворює оксиди, виявляючи ступеня окислення +3 та +5. Найбільш стійкий оксид - фосфорний ангідрид P 2 O 5 утворює молекулярну решітку, у вузлах якої знаходяться димери P 4 O 10 . Солі ортофосфорної кислоти застосовуються як фосфорні добрива, наприклад, амофос NH 4 H 2 PO 4 (дигідрофосфат амонію).
Таблиця розташування неметалів
| Група | I | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| Перший період | H | He | |||||
| Другий період | B | C | N | O | F | Ne | |
| Третій період | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| Четвертий період | As | Se | Br | Kr | |||
| П'ятий період | Te | I | Xe | ||||
| Шостий період | At | Rn |
Неметали – це елементи, що значно відрізняються фізичними та хімічними властивостями від металів. Докладно пояснити причину їх відмінностей змогли лише наприкінці ХІХ століття, після відкриття електронної будови атома. У чому особливість неметалів? Які якості характерні для них? Давайте розберемося.
Неметали – це що?
Підхід до поділу елементів на метали та неметали давно існує у науковому середовищі. До перших у періодичній таблиці Менделєєва зазвичай відносять 94 елементи. Неметали Менделєєва включають 22 елементи. Вони займають верхній правий кут.
У вільному вигляді неметали - це прості речовини, головною рисою яких є характерних металевих властивостей. Вони можуть бути у всіх агрегатних станах. Так, йод, фосфор, сірка, вуглець зустрічаються як твердих речовин. Газоподібний стан притаманний кисню, азоту, фтору тощо. буд. Рідкістю є лише бром.
У природі елементи неметали можуть існувати як простих речовин, і у вигляді сполук. У незв'язаному вигляді трапляються сірка, азот, кисень. У сполуках вони утворюють борати, фосфати і т. д. У такому вигляді вони присутні у мінералах, воді, гірських породах.
Відмінність від металів
Неметали – це елементи, що відрізняються від металів зовнішнім виглядом, будовою та хімічними властивостями. Вони мають велику кількість неспарених електронів на зовнішньому рівні, а значить, більш активні в окисних реакціях і легше приєднують до себе додаткові електрони.
Характерна відмінність між елементами спостерігається у будові кристалічних ґрат. У металів вона є металевою. У неметалів вона може бути двох видів: атомна та молекулярна. Атомні грати надають речовинам твердість і підвищують температуру плавлення, вони властиві кремнію, бору, германію. Молекулярні грати мають хлор, сірка, кисень. Вона надає їм леткість та невелику твердість.
Внутрішня будова елементів визначає їх Фізичні властивості. Метали мають характерний блиск, хорошу провідність струму та тепла. Вони тверді, пластичні, піддаються куванню, мають невеликий колірний діапазон (чорний, відтінки сірого, іноді жовтуватий колір).
Неметали - це рідкі, газоподібні або не мають блиску і ковкості. Їхні кольори сильно варіюються і можуть бути червоними, чорними, сірими, жовтими і т. д. Майже всі неметали погано проводять струм (крім вуглецю) та тепло (крім чорного фосфору та вуглецю).
Хімічні властивості неметалів
У хімічних реакціях неметали можуть виконувати роль як окислювачів, і відновників. При взаємодії з металами вони приймають він електрони, виявляючи в такий спосіб окислювальні властивості.
Взаємодіючи коїться з іншими неметалами, вони поводяться по-різному. У таких реакціях менш електронегативний елемент поводиться як відновник, більш електронегативний виступає окислювачем.
З киснем майже всі (крім фтору) неметали виявляють себе відновниками. При взаємодії з воднем багато хто є окислювачами, утворюючи згодом леткі сполуки.
Частина елементів неметалів має здатність утворювати кілька простих речовин чи модифікацій. Це називається алотропией. Наприклад, вуглець існує у формі графіту, алмазу, карбину та інших модифікацій. У кисню їх дві – озон і власне кисень. Фосфор буває червоний, чорний, білий та металевий.
Неметали у природі
У різній кількості неметали перебувають усюди. Вони входять до складу земної кори, є частиною атмосфери, гідросфери, присутні у Всесвіті та живих організмах. У космічному просторі найпоширенішими є водень та гелій.
У межах Землі ситуація зовсім інша. Найбільш важливі складові земної кори – кисень та кремній. Вони становлять понад 75 % від її маси. А ось найменша кількість припадає на йод та бром.
У складі морської води на кисень припадає 85,80%, але в водень - 10,67%. Її склад також включає хлор, сірку, бор, бром, вуглець, фтор та кремній. У складі атмосфери першість належить азоту (78%) та кисню (21%).
Неметали, такі як вуглець, водень, фосфор, сірка, кисень і азот, є важливими органічними речовинами. Вони підтримують життєву активність всіх живих істот на планеті, зокрема й людей.