Nekovy - prvky od 14. do 16. skupiny periodickej tabuľky. Vedú takmer bez elektriny a tepla. Nekovy sú veľmi krehké a prakticky bez ohybov alebo iných deformácií. Môžu existovať v 2 z 3 stavov hmoty pri izbovej teplote: plyn (napríklad kyslík) a pevné látky (napríklad uhlík). Nekovové, nekovové a nereflexné.

Interakcia nekovov s jednoduchými látkami.

1. Interakcia nekovov s kovmi:

2Na + Cl2 \u003d 2NaCl,

Fe + S \u003d FeS,

6Li + N2 \u003d 2Li3N,

2Ca + 02 \u003d 2CaO.

v takýchto prípadoch nekovy vykazujú oxidačné vlastnosti (prijímajú elektróny a vytvárajú negatívne nabité častice).

2. Interakcia nekovov s inými nekovmi:

• pri interakcii s vodíkom takmer všetky nekovy vykazujú oxidačné vlastnosti, zatiaľ čo tvoria prchavé zlúčeniny vodíka - kovalentné hydridy:

3H2 + N2 \u003d 2NH3,

H2 + Br2 \u003d 2HBr;

• interagujú s kyslíkom, všetky nekovy, okrem fluóru, vykazujú redukčné vlastnosti:

S + 02 \u003d S02,

4P + 5O2 \u003d 2P205;

• pri interakcii s fluórom je fluór oxidačným činidlom a kyslík je redukčným činidlom:

2F 2 + 02 \u003d 2OF 2;

• nekovy navzájom interagujú, elektronegatívnejší kov hrá úlohu oxidačného činidla, menej elektronegatívny kov zohráva úlohu redukčného činidla:

S + 3F 2 \u003d SF 6,

Prednáška 3. Nekovy

1. Všeobecné charakteristiky nekovových prvkov

Existuje iba 16 nekovových chemických prvkov, ale dva z nich, kyslík a kremík, tvoria 76% hmotnosti zemskej kôry. Nekovy tvoria 98,5% hmotnosti rastlín a 97,6% hmotnosti ľudí. Všetky najdôležitejšie organické látky pozostávajú z uhlíka, vodíka, kyslíka, síry, fosforu a dusíka, sú to prvky života. Vodík a hélium sú hlavné prvky vesmíru, sú z nich vyrobené všetky vesmírne objekty vrátane nášho Slnka. Je nemožné si predstaviť náš život bez zlúčenín nekovov, zvlášť ak si uvedomíme, že životne dôležitá chemická zlúčenina - voda - pozostáva z vodíka a kyslíka.

Nekovy sú chemické prvky, ktorých atómy prijímajú elektróny na dokončenie úrovne vonkajšej energie a zároveň vytvárajú negatívne nabité ióny.

Takmer všetky nekovy majú relatívne malé polomery a veľké množstvo elektrónov na úrovni vonkajšej energie od 4 do 7, vyznačujú sa vysokými hodnotami elektronegativity a oxidačných vlastností.

1.1. Poloha nekovových prvkov v periodickej sústave chemických prvkov Mendelejeva

Ak v periodickej tabuľke nakreslíme uhlopriečku od bóru po astatín, potom vpravo hore pozdĺž uhlopriečky budú nekovové prvky a vľavo dole - kovy, patria sem aj prvky všetkých bočných podskupín, lantanoidy a aktinidy. Prvky umiestnené v blízkosti uhlopriečky, napríklad berýlium, hliník, titán, germánium, antimón, majú dvojaký charakter a patria k metaloidom. Nekovové prvky: s-prvok - vodík; p-prvky skupiny 13 - bór; 14 skupín - uhlík a kremík; 15 skupín - dusík, fosfor a arzén, 16 skupín - kyslík, síra, selén a telúr a všetky prvky skupiny 17 - fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Prvky skupiny 18 - inertné plyny, zaujímajú zvláštne postavenie, majú úplne dokončenú vonkajšiu elektronickú vrstvu a zaujímajú medzipolohu medzi kovmi a nekovmi. Niekedy sa označujú ako nekovy, ale formálne podľa fyzikálnych vlastností.

1.2. Elektronická štruktúra nekovových prvkov

Takmer všetky nekovové prvky na úrovni vonkajšej energie majú veľké množstvo elektrónov - od 4 do 7. Bór je analóg hliníka, má iba 3 elektróny na úrovni vonkajšej energie, má však malý polomer, pevne drží svoje elektróny a má vlastnosti nekovu. Všimnime si najmä elektronickú štruktúru vodíka. Je to s-prvok, ale celkom ľahko prijíma jeden elektrón, vytvára hydridový ión a vykazuje oxidačné vlastnosti kovu.

Elektronické konfigurácie valenčných elektrónov nekovových prvkov sú uvedené v tabuľke:

1.3. Pravidlá pri zmene vlastností nekovových prvkov

Uvažujme o niektorých vzorcoch pri zmene vlastností nekovových prvkov patriacich do jednej periódy a jednej skupiny na základe štruktúry ich atómov.

V období:

Zvyšuje sa jadrový náboj

Polomer atómu sa zmenšuje

Zvyšuje sa počet elektrónov v hladine vonkajšej energie,

Zvyšuje sa elektronegativita

Oxidačné vlastnosti sa zlepšujú,

Nekovové vlastnosti sú vylepšené.

V skupine:

Zvyšuje sa jadrový náboj

Polomer atómu sa zväčšuje

Počet elektrónov na úrovni vonkajšej energie sa nemení,

Elektronegativita klesá

Oxidačné vlastnosti slabnú

Nekovové vlastnosti sú oslabené.

Čím je teda prvok vpravo a vyššie v periodickej tabuľke, tým výraznejšie sú jeho nekovové vlastnosti.

- to je schopnosť polarizovať chemickú väzbu, odtrhnúť bežné elektrónové páry.
Medzi nekovy patrí 22 prvkov.
Poloha nekovových prvkov v periodickej sústave chemických prvkov

Skupina	Ja	III	IV	V.	VI	VII	VIII
1. tretina	H						On
2. obdobie		AT	ZO	N	O	F	Ne
3. tretina			Si	P	S	CL	Ar
4. obdobie				Ako	Se	Br	Kr
5. obdobie					Te	Ja	Xe
6. obdobie						O	Rn

Ako je zrejmé z tabuľky, nekovové prvky sa nachádzajú hlavne v pravej hornej časti periodickej tabuľky.

Atómová štruktúra nekovov

Charakteristickým znakom nekovov je väčší (v porovnaní s kovmi) počet elektrónov na úrovni vonkajšej energie ich atómov. To určuje ich väčšiu schopnosť pripojiť ďalšie elektróny a prejaviť vyššiu oxidačnú aktivitu ako kovy. Obzvlášť silné oxidačné vlastnosti, to znamená schopnosť viazať elektróny, prejavujú nekovy nachádzajúce sa v 2. a 3. perióde skupín VI-VII. Ak porovnáme usporiadanie elektrónov na orbitáloch v atómoch fluóru, chlóru a iných halogénov, potom môžeme posúdiť ich charakteristické vlastnosti. Atóm fluóru nemá voľné orbitaly. Atómy fluóru preto môžu vykazovať iba valenciu I a oxidačný stav - 1. Najsilnejšie oxidačné činidlo je fluór ... V atómoch iných halogénov, napríklad v atóme chlóru, sú na rovnakej energetickej úrovni voľné d-orbitaly. Vďaka tomu môže dôjsť k pareniu elektrónov tromi rôznymi spôsobmi. V prvom prípade môže chlór vykazovať oxidačný stav +3 a vytvárať kyselinu chlorovodíkovú HClO2, čo zodpovedá soliam - chloritanom, napríklad chloritanu draselnému KClO2. V druhom prípade môže chlór vytvárať zlúčeniny, v ktorých je oxidačný stav chlóru +5. Medzi tieto zlúčeniny patrí kyselina chlorovodíková HClO3 a jej soli - chlorečnany, napríklad chlorečnan draselný KClO3 (Bertholletova soľ). V treťom prípade chlór vykazuje oxidačný stav +7, napríklad v kyseline chloristej HClO4 a v jej soliach, chloristane (v chloristane draselnom KClO4).

Molekulárne štruktúry nekovov. Fyzikálne vlastnosti nekovov

V plynnom stave pri izbovej teplote sú:

· vodík - H2;

· dusík - N2;

· kyslík - 02;

· fluór - F2;

· chlór - CI 2.

A inertné plyny:

· hélium - He;

· neón - Ne;

· argón - Ar;

· kryptón - Kr;

· xenón - Xe;

· radón - Rn).

AT tekutý - bróm - br.
AT pevný:
Telúr - Te;

· jód - I;

· astatín - o.

Spektrum farieb je oveľa bohatšie na nekovy: červená - na fosfor, hnedá - na bróm, žltá - na síru, žltozelená - na chlór, fialová - na výpary jódu atď.
Najtypickejšie nekovy majú molekulárnu štruktúru, zatiaľ čo tie menej typické. To vysvetľuje rozdiel v ich vlastnostiach.
Zloženie a vlastnosti jednoduchých látok - nekovov
Nekovy tvoria monatomické aj rozsievkové molekuly. TO jednoatómová medzi nekovy patria inertné plyny, ktoré prakticky nereagujú ani s najaktívnejšími látkami. Inertné plyny sa nachádzajú v skupine VIII periodického systému a chemické vzorce zodpovedajúcich jednoduchých látok sú nasledujúce: He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn.
Vznikajú niektoré nekovy kremelina molekuly. Ide o H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (prvky skupiny VII periodickej tabuľky), ako aj kyslík 02 a dusík N2. Z triatomický molekuly pozostávajú z plynného ozónu (O 3). Pre nekovové látky v tuhom stave je pomerne ťažké zostaviť chemický vzorec. Atómy uhlíka v grafite sú navzájom spojené rôznymi spôsobmi. Je ťažké izolovať jednu molekulu v daných štruktúrach. Pri písaní chemických vzorcov takýchto látok, ako je to v prípade kovov, sa vychádza z toho, že také látky pozostávajú iba z atómov. V tomto prípade sú chemické vzorce napísané bez indexov: C, Si, S atď. Také jednoduché látky ako ozón a kyslík, ktoré majú rovnaké kvalitatívne zloženie (oba pozostávajú z rovnakého prvku - kyslíka), ale líšia sa počtom atómy v molekule majú rôzne vlastnosti. Kyslík teda nemá žiadny zápach, zatiaľ čo ozón má štipľavý zápach, ktorý pociťujeme počas búrky. Vlastnosti tvrdých nekovov, grafitu a diamantu, ktoré majú tiež rovnaké kvalitatívne zloženie, ale rozdielne štruktúry, sa výrazne líšia (grafit je krehký, diamant je tvrdý). Vlastnosti látky teda nie sú určené len jej kvalitatívnym zložením, ale aj tým, koľko atómov je obsiahnutých v molekule látky a aký je ich vzájomný vzťah. Nekovy vo forme jednoduchých telies sú v tuhom alebo plynnom skupenstve (s výnimkou brómu - kvapaliny). Nemajú fyzikálne vlastnosti kovov. Pevné nekovy nemajú charakteristiku lesku pre kovy, sú zvyčajne krehké, zle vedú elektrický prúd a teplo (s výnimkou grafitu). Kryštalický bór B (ako kryštalický kremík) má veľmi vysokú teplotu topenia (2075 ° C) a vysokú tvrdosť. Elektrická vodivosť bóru veľmi rastie so zvyšujúcou sa teplotou, čo umožňuje jeho široké použitie v polovodičovej technológii. Prídavok bóru k oceli a k \u200b\u200bzliatinám hliníka, medi, niklu atď. Zlepšuje ich mechanické vlastnosti. Boridy (zlúčeniny bóru s niektorými kovmi, napríklad titán: TiB, TiB 2) sú potrebné pri výrobe dielov pre prúdové motory, lopatky plynových turbín. Ako je zrejmé zo schémy 1, uhlík - C, kremík - Si, bór - B majú podobnú štruktúru a majú niektoré spoločné vlastnosti. Ako jednoduché látky sa nachádzajú v dvoch modifikáciách - kryštalickej a amorfnej. Kryštalické modifikácie týchto prvkov sú veľmi tvrdé a majú vysoké teploty topenia. Kryštalický kremík má polovodičové vlastnosti. Všetky tieto prvky tvoria zlúčeniny s kovmi - karbidy, silicídy a boridy (CaC 2, Al 4 C 3, Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Niektoré z nich majú vyššiu tvrdosť, napríklad Fe 3 C, TiB. Karbid vápnika sa používa na výrobu acetylénu.

Všeobecné charakteristiky nekovov.

Nekovy - chemické prvky, ktoré tvoria jednoduché telesá, ktoré nemajú vlastnosti charakteristické pre kovy. Kvalitatívnou charakteristikou nekovov je elektronegativita.

Elektronegativita - to je schopnosť polarizovať chemickú väzbu, odtrhnúť bežné elektrónové páry.

Medzi nekovy patrí 22 prvkov.

Pozícia nekovových prvkov v periodickej sústave chemických prvkov

1. obdobie
2. obdobie
3. tretina
4. obdobie
5. obdobie
6. obdobie

Ako je zrejmé z tabuľky, nekovové prvky sa nachádzajú hlavne v pravej hornej časti periodickej tabuľky.

Atómová štruktúra nekovov

Charakteristickým znakom nekovov je väčší (v porovnaní s kovmi) počet elektrónov na úrovni vonkajšej energie ich atómov. To určuje ich väčšiu schopnosť pripojiť ďalšie elektróny a prejaviť vyššiu oxidačnú aktivitu ako kovy. Obzvlášť silné oxidačné vlastnosti, to znamená schopnosť viazať elektróny, prejavujú nekovy nachádzajúce sa v 2. a 3. perióde skupín VI-VII. Ak porovnáme usporiadanie elektrónov na orbitáloch v atómoch fluóru, chlóru a iných halogénov, potom môžeme posúdiť ich charakteristické vlastnosti. Atóm fluóru nemá voľné orbitaly. Atómy fluóru preto môžu vykazovať iba valenciu I a oxidačný stav - 1. Najsilnejšie oxidačné činidlo je fluór... V atómoch iných halogénov, napríklad v atóme chlóru, sú na rovnakej energetickej úrovni voľné d-orbitaly. Vďaka tomu môže dôjsť k pareniu elektrónov tromi rôznymi spôsobmi. V prvom prípade môže chlór vykazovať oxidačný stav +3 a vytvárať kyselinu chlorovodíkovú HClO2, čo zodpovedá soliam - chloritanom, napríklad chloritanu draselnému KClO2. V druhom prípade môže chlór vytvárať zlúčeniny, v ktorých je oxidačný stav chlóru +5. Medzi také zlúčeniny patrí kyselina chlorovodíková HClO3 a jej soli - chlorečnany, napríklad chlorečnan draselný KClO3 (Bertholletova soľ). V treťom prípade chlór vykazuje oxidačný stav +7, napríklad v kyseline chloristej HClO4 a v jej soliach, chloristane (v chloristane draselnom KClO4).

Molekulárne štruktúry nekovov. Fyzikálne vlastnosti nekovov

V plynnom stave pri izbovej teplote sú:

vodík - H2;

dusík - N2;

kyslík - 02;

fluór - F2;

chlór - CI 2.

A inertné plyny:

hélium - He;

neón - Ne;

argón - Ar;

kryptón - Kr;

xenón - Xe;

radón - Rn).

V kvapaline - bróm - Br.

Tuhé:

• uhlík - C;

  kremík - Si;

  fosfor - P;

• arzén - As;

  selén - Se;

  telúr - Te;

• astatín - o.

Spektrum farieb je oveľa bohatšie na nekovy: červená - na fosfor, hnedá - na bróm, žltá - na síru, žltozelená - na chlór, fialová - na výpary jódu atď.

Najtypickejšie nekovy majú molekulárnu štruktúru, zatiaľ čo tie menej typické sú nekovové. To vysvetľuje rozdiel v ich vlastnostiach.

Zloženie a vlastnosti jednoduchých látok - nekovov

Nekovy tvoria monatomické aj rozsievkové molekuly. TO jednoatómová medzi nekovy patria inertné plyny, ktoré prakticky nereagujú ani s najaktívnejšími látkami. Inertné plyny sa nachádzajú v skupine VIII periodického systému a chemické vzorce zodpovedajúcich jednoduchých látok sú nasledujúce: He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn.

Vznikajú niektoré nekovy kremelina molekuly. Ide o H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (prvky skupiny VII periodickej tabuľky), ako aj kyslík 02 a dusík N2. Z triatomický molekuly pozostávajú z plynného ozónu (O 3). Je pomerne ťažké zostaviť chemický vzorec pre pevné nekovové látky. Atómy uhlíka v grafite sú navzájom spojené rôznymi spôsobmi. Je ťažké izolovať jednu molekulu v daných štruktúrach. Pri písaní chemických vzorcov takýchto látok, ako je to v prípade kovov, sa vychádza z toho, že také látky pozostávajú iba z atómov. V tomto prípade sú chemické vzorce napísané bez indexov: C, Si, S atď. Také jednoduché látky ako ozón a kyslík, ktoré majú rovnaké kvalitatívne zloženie (oba pozostávajú z rovnakého prvku - kyslíka), ale líšia sa počtom atómy v molekule majú rôzne vlastnosti. Kyslík teda nemá žiadny zápach, zatiaľ čo ozón má štipľavý zápach, ktorý pociťujeme počas búrky. Vlastnosti tvrdých nekovov, grafitu a diamantu, ktoré majú tiež rovnaké kvalitatívne zloženie, ale rozdielne štruktúry, sa výrazne líšia (grafit je krehký, diamant je tvrdý). Vlastnosti látky teda nie sú určené len jej kvalitatívnym zložením, ale aj tým, koľko atómov je obsiahnutých v molekule látky a aký je ich vzájomný vzťah. Nekovy vo forme jednoduchých telies sú v tuhom alebo plynnom skupenstve (s výnimkou brómu - kvapaliny). Nemajú fyzikálne vlastnosti kovov. Pevné nekovy nemajú charakteristiku lesku pre kovy, sú zvyčajne krehké, zle vedú elektrický prúd a teplo (s výnimkou grafitu). Kryštalický bór B (ako kryštalický kremík) má veľmi vysokú teplotu topenia (2075 ° C) a vysokú tvrdosť. Elektrická vodivosť bóru veľmi rastie so zvyšujúcou sa teplotou, čo umožňuje jeho široké použitie v polovodičovej technológii. Prídavok bóru k oceli a k \u200b\u200bzliatinám hliníka, medi, niklu atď. Zlepšuje ich mechanické vlastnosti. Boridy (zlúčeniny bóru s niektorými kovmi, napríklad titán: TiB, TiB 2) sú potrebné pri výrobe dielov pre prúdové motory, lopatky plynových turbín. Ako je zrejmé zo schémy 1, uhlík - C, kremík - Si, bór - B majú podobnú štruktúru a majú niektoré spoločné vlastnosti. Ako jednoduché látky sa nachádzajú v dvoch modifikáciách - kryštalickej a amorfnej. Kryštalické modifikácie týchto prvkov sú veľmi tvrdé a majú vysoké teploty topenia. Kryštalický kremík má polovodičové vlastnosti. Všetky tieto prvky tvoria zlúčeniny s kovmi - karbidy, silicídy a boridy (CaC 2, Al 4 C 3, Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Niektoré z nich majú vyššiu tvrdosť, napríklad Fe 3 C, TiB. Karbid vápnika sa používa na výrobu acetylénu.

Chemické vlastnosti nekovov

V súlade s číselnými hodnotami relatívnych elektronegatít sa oxidačná schopnosť nekovov zvyšuje v tomto poradí: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Nekovy ako oxidanty

Oxidačné vlastnosti nekovov sa prejavujú pri vzájomnej interakcii:

s kovmi: 2Na + Cl2 \u003d 2NaCl;

s vodíkom: H2 + F2 \u003d 2HF;

s nekovmi, ktoré majú nižšiu elektronegativitu: 2P + 5S \u003d P2S5;

s niektorými komplexnými látkami: 4NH3 + 5O2 \u003d 4NO + 6H20,

2FeCl2 + Cl2 \u003d 2 FeCl3.

Nekovy ako redukčné činidlá

Všetky nekovy (okrem fluóru) vykazujú pri interakcii s kyslíkom redukčné vlastnosti:

S + 02 \u003d SO2, 2H2 + 02 \u003d 2H20.

Kyslík v kombinácii s fluórom môže tiež vykazovať pozitívny oxidačný stav, t. J. Byť redukčným činidlom. Všetky ostatné nekovy majú redukčné vlastnosti. Napríklad chlór sa nekombinuje priamo s kyslíkom, ale jeho oxidy (Cl20, ClO2, Cl202), v ktorých chlór vykazuje pozitívny oxidačný stav, možno získať nepriamo. Pri vysokých teplotách sa dusík priamo spája s kyslíkom a vykazuje redukčné vlastnosti. Síra reaguje s kyslíkom ešte ľahšie.

Mnoho nekovov vykazuje redukčné vlastnosti pri interakcii s komplexnými látkami:

ZnO + C \u003d Zn + CO, S + 6HNO3 konc. \u003d H2SO4 + 6NO2 + 2H20.

Existujú aj také reakcie, pri ktorých je jedným a tým istým nekovom oxidačné činidlo aj redukčné činidlo:

Cl2 + H20 \u003d HCl + HClO.

Fluór je najtypickejším nekovom, ktorý nie je charakterizovaný redukčnými vlastnosťami, to znamená schopnosťou darovať elektróny pri chemických reakciách.

Nekovové zlúčeniny

Nekovy môžu vytvárať zlúčeniny s rôznymi intramolekulárnymi väzbami.

Druhy zlúčenín nekovov

Všeobecné vzorce vodíkových zlúčenín podľa skupín periodického systému chemických prvkov sú uvedené v tabuľke:

Neprchavé zlúčeniny vodíka				Prchavé zlúčeniny vodíka

S kovmi vytvára vodík (až na niektoré výnimky) neprchavé zlúčeniny, ktoré sú pevnými látkami nemolekulárnej štruktúry. Preto sú ich teploty topenia pomerne vysoké. S nekovmi vytvára vodík prchavé zlúčeniny molekulárnej štruktúry (napríklad fluorovodík HF, sírovodík H2S, amoniak NH3, metán CH4). Za normálnych podmienok sú to plyny alebo prchavé kvapaliny. Po rozpustení vo vode tvoria vodíkové zlúčeniny halogénov, síry, selénu a telúru kyseliny rovnakého vzorca ako samotné vodíkové zlúčeniny: HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2 Se, H2 Te. Keď sa amoniak rozpustí vo vode, vytvorí sa amoniakálna voda, ktorá sa zvyčajne označuje vzorcom NH40H a nazýva sa hydroxid amónny. Je tiež označený vzorcom NH3∙H20 a nazýva sa hydrát amoniaku.

S kyslíkom tvoria nekovy kyslé oxidy. V niektorých oxidoch vykazujú maximálny oxidačný stav rovný počtu skupín (napríklad S02, N205) a v iných nižších (napríklad S02, N203). Kyslé oxidy zodpovedajú kyselinám a z dvoch kyslíkových kyselín jedného nekovu je silnejšia tá, v ktorej vykazuje vyšší oxidačný stav. Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je silnejšia ako dusný HNO 2 a kyselina sírová H 2 SO 4 je silnejšia ako sírna H 2 SO 3.

Charakteristiky kyslíkových zlúčenín nekovov

Vlastnosti vyšších oxidov (tj. Oxidov obsahujúcich prvok tejto skupiny s najvyšším oxidačným stavom) sa postupne menia od zásaditých po kyslé v obdobiach zľava doprava.

V skupinách zhora nadol kyslé vlastnosti vyšších oxidov postupne slabnú. To možno posúdiť podľa vlastností kyselín zodpovedajúcich týmto oxidom.

Zvýšenie kyslých vlastností vyšších oxidov zodpovedajúcich prvkov v periódach zľava doprava sa vysvetľuje postupným zvyšovaním kladného náboja iónov týchto prvkov.

V hlavných podskupinách periodickej tabuľky chemických prvkov v smere zhora nadol sa znižujú kyslé vlastnosti vyšších oxidov nekovov.

Halogény.

Štruktúra atómov halogénu

Halogény zahŕňajú prvky skupiny VIII periodickej tabuľky, atómy týchto prvkov obsahujú sedem elektrónov na úrovni vonkajšej energie a až do svojho dokončenia im chýba iba jeden elektrón, preto majú halogény jasné oxidačné vlastnosti. V podskupine so zvýšením sériového čísla sa tieto vlastnosti znižujú v dôsledku zväčšenia polomeru atómov: od fluóru po astatín - a podľa toho sa zvyšujú ich redukčné vlastnosti. Podobne klesá aj hodnota relatívnej elektronegativity halogénov. Ako najelektronovejší prvok vykazuje fluór v kombinácii s inými prvkami konštantný oxidačný stav. -1 ... Ostatné halogény môžu vykazovať ako tento oxidačný stav v zlúčeninách s kovmi, vodíkom a menej elektronegatívnymi prvkami, tak nepárne pozitívne oxidačné stavy z +1 predtým +7 v zlúčeninách s viac elektronegatívnymi prvkami: kyslík, fluór.

Jednoduché látky halogény a ich vlastnosti

Chlór, bróm a jód v sklenených nádobách

Pri charakterizácii jednoduchých látok - halogénov je potrebné pripomenúť základné teoretické informácie o druhoch chemických väzieb a kryštalickej štruktúre látky. V dvojatómových molekulách halogénu sú atómy spojené kovalentnou nepolárnou väzbou G · G alebo G - G a majú molekulárnu kryštálovú mriežku.

Za normálnych podmienok F 2 - jasne žltý plyn s oranžovým odtieňom, Cl 2 - žltozelený jedovatý plyn s charakteristickým dusivým zápachom, Br 2 - vysoko prchavá hnedá kvapalina (výpary brómu sú vysoko toxické, popáleniny brómom sú veľmi bolestivé a dlho sa nehoja) a Ja 2 - pevná kryštalická látka schopná sublimácie. Za sebou F 2, Сl 2 , Br 2 , Ja 2 - zvyšuje sa hustota jednoduchých látok a zvyšuje sa intenzita farieb. V dôsledku toho sa rovnaký vzorec objavuje pri zmene vlastností atómov a jednoduchých látok - halogénov: s nárastom sériového čísla nekovové vlastnosti slabnú a kovové pribúdajú.

Chemické vlastnosti halogénov

Interakcia halogénov s kovmi za vzniku halogenidov:

2Na + I2 ~ 2Na +1 I -1 (jodid sodný);

2Al + 3I2 \u003d 2Al +3 I3-1 (jodid hlinitý);

2Al + 3Br2 \u003d 2Al +3Br3-1 (bromid hlinitý).

Pri reakciách kovov vedľajších podskupín (prechodné kovy) s halogénmi sa tvoria halogenidy s vysokým oxidačným stavom kovu, napríklad:

2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3,

ale 2HCl + Fe \u003d FeCl2 + H2.

Interakcia halogénov s vodíkom za vzniku halogenovodíkov (typ väzby - kovalentný polárny, typ mriežky - molekulárny). Porovnanie rýchlosti chemických reakcií rôznych halogénov s vodíkom umožňuje zopakovať jeho závislosť od povahy reagujúcich látok. Fluór má teda takú vysokú reakčnú rýchlosť, že s vodíkom výbušne interaguje aj v tme. Reakcia chlóru s vodíkom je za normálnych podmienok pomalá a iba pri zapálení alebo osvetlení sa jej rýchlosť mnohokrát zvýši (dôjde k výbuchu). Bróm a jód interagujú s vodíkom ešte pomalšie a druhá reakcia sa stáva už endotermickou:

Iba fluór interaguje s vodíkom ireverzibilne, zvyšok halogénov môže v závislosti od podmienok viesť k reverzibilnej reakcii.

Vodné roztoky halogenovodíkov sú kyseliny: HF - fluorovodíková (fluorovodíková), HCl - chlorovodíková (chlorovodíková), HBr - bromovodíková, HI - jodovodíková.

Halogény interagujú s vodou:

2F2 + 2H20 \u003d 4HF + 02

Voda vo fluóri horí, kyslík nie je príčinou, ale dôsledkom spaľovania, ktoré pre ňu predstavuje nezvyčajnú úlohu redukčného činidla.

Na charakterizáciu schopnosti niektorých halogénov (nie atómov halogénu, ale jednoduchých látok) vytlačiť iné z roztokov ich zlúčenín, môžete použiť „sériu aktivít“ halogénov, ktorá je napísaná nasledovne:

F 2\u003e Cl 2\u003e Br 2\u003e I 2,

to znamená, že oxidačné vlastnosti sú znížené.

Chlór teda vytláča bróm a jód (nie však fluór) a bróm je schopný vytlačiť iba jód z roztokov zodpovedajúcich solí:

2NaBr + Cl2 \u003d 2NaCl + Br2

2KI + Br2 \u003d 2KBr + I 2.

Biologický význam a použitie halogénov

Fluórhrá veľmi dôležitú úlohu v živote rastlín, zvierat a ľudí. Bez fluóru je vývoj kostry a hlavne zubov nemožný. Obsah fluóru v kostiach je 80 - 100 mg na 100 g sušiny. V sklovine je fluór prítomný vo forme zlúčeniny Ca4F2 (PO4) 2 a dodáva mu tvrdosť a belosť. Pri nedostatku fluoridu v ľudskom tele dochádza k poškodeniu zubného tkaniva (kazu) a jeho nadbytok prispieva k zubnej fluoróze. Denná potreba fluóru u človeka je 2–3 mg. Chlór(ión chlóru) je dôležitejší pre život zvierat a ľudí ako pre rastliny. Je súčasťou obličiek, pľúc, sleziny, krvi, slín, chrupaviek, vlasov. Ióny chlóru regulujú tlmivý systém krvi. Chlorid sodný je neoddeliteľnou súčasťou krvnej plazmy a mozgovomiechového moku a podieľa sa na regulácii metabolizmu vody v tele. Voľná \u200b\u200bkyselina chlorovodíková je súčasťou žalúdočnej šťavy všetkých cicavcov a aktívne sa podieľa na trávení. Zdravý človek obsahuje 0,2-0,3% kyseliny chlorovodíkovej v žalúdku. Nedostatok chlóru v tele vedie k tachykardii, zníženiu krvného tlaku a záchvatom. Dostatočné množstvo chlóru sa nachádza v zelenine, ako je zeler, reďkovka, uhorky, biela kapusta, kôpor, paprika, cibuľa, artičoky. Brómje tiež jedným z podstatných stopových prvkov a predovšetkým sa nachádza v hypofýze, krvi. Štítna žľaza, nadobličky. Bromidy v malých dávkach (0,1 - 0,3 dospelého) majú pozitívny vplyv na centrálny nervový systém ako zosilňovače inhibičných procesov v mozgovej kôre. V prírode sa bromidy hromadia v rastlinách, ako sú raž, pšenica, jačmeň, zemiaky, mrkva, čerešne a jablká. Holandský syr obsahuje veľa brómu. Jód v ľudskom tele sa začína hromadiť v maternici. Ľudský hormón štítnej žľazy - tyroxín - obsahuje 60% viazaného jódu. Tento hormón vstupuje krvou do pečene, obličiek, mliečnych žliaz a gastrointestinálneho traktu. Nedostatok jódu v ľudskom tele spôsobuje choroby ako endemická struma a kretinizmus, pri ktorých sa rast spomaľuje a vzniká mentálna retardácia. V kombinácii s ďalšími prvkami prispieva jód k rastu a výživovému stavu zvierat, zlepšuje ich zdravie a plodnosť. Hlavnými dodávateľmi jódu pre človeka sú obilniny, baklažán, fazuľa, biela a karfiolová kapusta, zemiaky, cibuľa, mrkva, uhorky, tekvica, šalát, morské riasy, kalmáre.

Štátny vzdelávací štandard

Zavedené od okamihu schválenia Moskva 2000 Všeobecnécharakteristický pokyny na školenie certifikovaného špecialistu „Bezpečnosť ..., typy interakcie, zliatiny, použitie v technológii. Nekovy, vlastnosti, aplikácie, najdôležitejšie zlúčeniny - oxidy ...

Oddiel 6 vzdelávací obsah základné všeobecné vzdelávanie

Dokument

V prírode. 3. Kráľovstvo húb (3 hodiny) Huby. Všeobecnécharakteristický huby, ich štruktúra a činnosť. Kvasinky ... rozpoznávanie a príjem látok. TÉMA 2 Nekovy (27 hodín) Všeobecnécharakteristickýnekovy: poloha v periodickom systéme D.I. ...

Hlavný vzdelávací program základného a stredného všeobecného vzdelávania „stredná škola číslo 10“

Základný vzdelávací program

Sú konkretizované všeobecne ciele hlavnej všeobecne vzdelávanie s prihliadnutím na špecifiká daného predmetu; 2) všeobecnecharakterizácia vzdelávacie ... v roztokoch elektrolytov. Rozmanitosť látok Všeobecnécharakteristickýnekovy na základe ich postavenia v pravidelných ...

Úplne prvou vedeckou klasifikáciou chemických prvkov bolo ich rozdelenie na kovy a nekovy. Táto klasifikácia v súčasnosti nestratila svoj význam.

Zo 118 v súčasnosti známych chemických prvkov 22 prvkov vytvára jednoduché látky s nekovovými vlastnosťami.

Nekovy sa nachádzajú v skupinách III-VII. Pokiaľ ide o fyzikálne vlastnosti, skupina VIIIA alebo skupina vzácnych plynov by sa mala pripisovať aj nekovom. Forma nekovov p-prvky, ako aj vodík a hélium, ktoré sú s-prvky. V dlhodobej tabuľke p-prvky tvoriace nekovy sú umiestnené vpravo a nad podmienenou hranicou B-At.

Skupina	Ja	III	IV	V.	VI	VII	VIII
1. obdobie	H						On
2. obdobie		B	C.	N	O	F	Ne
3. tretina			Si	P	S	Cl	Ar
4. obdobie				Ako	Se	Br	Kr
5. obdobie					Te	Ja	Xe
6. obdobie						O	Rn

Nekovy - sú to chemické prvky, ktorých atómy sa vyznačujú schopnosťou prijímať elektróny až do dokončenia vonkajšej vrstvy v dôsledku prítomnosti spravidla na vonkajšej elektrónovej vrstve štyroch alebo viacerých elektrónov a malého polomeru atómov v porovnaní s atómami kovov.

2. Vlastnosti štruktúry atómov nekovov.

Väčšina nekovových atómov má vo vonkajšej vrstve štyri až osem valenčných elektrónov, ale atóm vodíka jeden, atóm hélia dva a atóm bóru tri valenčné elektróny, malý polomer atómu (orbitálny polomer menší ako 0,1 nm). Preto majú atómy nekovov tendenciu privádzať chýbajúce k 8e. Táto vlastnosť atómov je charakterizovaná elektronegativitou. Atómy nekovov sa vyznačujú vysokými hodnotami elektronegativity. Pohybuje sa od 2 do 4.

V súlade s ním tvoria nekovy špeciálnu sériu:

Fluór - najsilnejšie oxidačné činidlo, jeho atómy v chemických reakciách nie sú schopné darovať elektróny, to znamená vykazovať redukčné vlastnosti.

V atómoch nekovov dominujú oxidačné vlastnosti, to znamená schopnosť viazať elektróny. Táto schopnosť je charakterizovaná hodnotou elektronegativity, ktorá sa pravidelne mení v obdobiach a podskupinách.

Nekovy môžu vykazovať redukčné vlastnosti, aj keď v porovnaní s kovmi oveľa slabšie: v obdobiach a podskupinách sa ich redukčné schopnosti menia v opačnom poradí v porovnaní s oxidáciou.

Charakteristiky prvkov nekovov a ich zlúčenín sa prirodzene menia v skupinách a obdobiach.

V obdobiach (s nárastom poradového čísla, t. J. Vľavo a vpravo):

Náboj jadra sa zvyšuje,

Počet externých elektrónov sa zvyšuje,

Polomer atómov sa zmenšuje,

Zvyšuje sa pevnosť väzby elektrónov s jadrom (ionizačná energia),

Zvyšuje sa elektronegativita,

· Oxidačné vlastnosti jednoduchých látok („nekovovosť“) sa zvyšujú (s výnimkou prvkov skupiny VIIIA),

Redukčné vlastnosti jednoduchých látok („kovovosť“) slabnú (okrem prvkov skupiny VIIIA),

Základný charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov oslabuje,

Zvyšuje sa kyslá povaha hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov,

· Valencia v spojení s kyslíkom sa zvyšuje z 3 na 7, najvyššia valencia sa rovná číslu skupiny.

V skupinách (so zvyšujúcim sa poradovým číslom, t.j. zhora nadol):

Náboj jadra sa zvyšuje,

Polomer atómov sa zvyšuje (iba v hlavných podskupinách),

Sila väzby elektrónov s jadrom klesá (ionizačná energia; iba v hlavných podskupinách),

Znižuje elektronegativitu (iba v hlavných podskupinách),

· Oxidačné vlastnosti jednoduchých látok slabnú („nekovovosť“; iba v hlavných podskupinách) (okrem prvkov skupiny VIIIA),

Zlepšujú sa redukčné vlastnosti jednoduchých látok („metalicita“; iba v hlavných podskupinách) (s výnimkou prvkov skupiny VIIIA),

Zvyšuje sa základný charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov (iba v hlavných podskupinách),

Kyslá povaha hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov slabne (iba v hlavných podskupinách),

Stabilita vodíkových zlúčenín klesá (zvyšuje sa ich reduktívna aktivita; iba v hlavných podskupinách),

· Valencia prvkov sa nemení a rovná sa počtu skupín.

Typ komunikácie typický pre nekovy:

Iónsky (KCI) ;

Kovalentný (nepolárny - v jednoduchých látkach (C1 2)

Polárne - v zlúčeninách nekovov (SCl 2).

Osobitná pozornosť by sa však mala venovať dvojitej polohe vodíka v periodickej tabuľke: v skupinách I a VII hlavných podskupín. Nie je to náhoda. Na jednej strane má atóm vodíka, podobne ako atómy alkalických kovov, jeden elektrón (elektronická konfigurácia 1 s) na vonkajšej (a iba pre ňu) elektrónovej vrstve, ktorý je schopný darovať, pričom vykazuje vlastnosti redukčného činidla.

Vo väčšine svojich zlúčenín vodík, podobne ako alkalické kovy, vykazuje oxidačný stav +1, ale uvoľňovanie elektrónu atómom vodíka je ťažšie ako uvoľňovanie atómov alkalických kovov. Na druhej strane, atómu vodíka, podobne ako atómom halogénu, chýba jeden elektrón na dokončenie vonkajšej elektrónovej vrstvy, takže atóm vodíka môže prijať jeden elektrón, ktorý vykazuje vlastnosti oxidačného činidla a oxidačný stav charakteristický pre halogén -1 v hydridoch - zlúčeninách s kovmi, podobných zlúčeninám kovov s halogénmi - halogenidmi. Ale pripojenie jedného elektrónu k atómu vodíka je ťažšie ako pri halogénoch.

Za normálnych podmienok je vodík H2 plyn. Jeho molekula, podobne ako halogény, je rozsievková.

Prvky skupiny VIII hlavnej podskupiny sú inertné alebo vzácne plyny, ktorých atómy majú úplnú vonkajšiu elektrónovú vrstvu. Elektronická konfigurácia atómov týchto prvkov je taká, že ich nemožno pripísať ani kovom, ani nekovom. Sú to objekty, ktoré v prírodnom systéme zreteľne oddeľujú prvky od kovov a nekovov a zaujímajú medzi nimi hraničnú pozíciu. Inertné alebo vzácne plyny („ušľachtilosť“ sa vyjadruje v inertnosti) sa niekedy označujú ako nekovy, ale podľa fyzikálnych vlastností čisto formálne. Tieto látky zostávajú plynné až do veľmi nízkych teplôt.

Chemická inertnosť týchto prvkov je relatívna. Pre xenón a kryptón sú známe zlúčeniny s fluórom a kyslíkom. Pri tvorbe týchto zlúčenín nepochybne zohrávali úlohu redukčných činidiel inertné plyny.

3. Prevalencia nekovových prvkov.

Kyslík a kremíksú najbežnejšie prvky, ktoré tvoria asi 70% hmotnosti zemskej kôry. Medzi vzácnymi prvkami sú jód, selén, telúr a niektoré ďalšie, ktoré tvoria tisíciny percenta hmotnosti zemskej kôry. Mnoho nekovových zlúčenín je nevyhnutnou súčasťou rastlinných a živočíšnych organizmov. Medzi organogénne prvky („rodiace“ organické látky: bielkoviny, tuky, uhľohydráty, nukleové kyseliny) patria: kyslík O (predstavuje asi 60% hmotnosti ľudského tela), C, H, N, P a S. V malom množstve organizmy živočíchov a rastlín obsahujú F, O, I.

Dva nekovové prvky tvoria 76% hmotnosti zemskej kôry. Ide o kyslík (49%) a kremík (27%). Atmosféra obsahuje 0,03% hmotnosti kyslíka v zemskej kôre. Nekovy tvoria 98,5% hmotnosti rastlín, 97,6% hmotnosti ľudského tela. Vzduch, ktorý dýchame, obsahuje jednoduché a zložité látky, tvorené tiež nekovovými prvkami (kyslík O 2, dusík, oxid uhličitý CO 2, vodná para H 2 O atď.).

Vodík - hlavný prvok vesmíru. Mnoho vesmírnych objektov (oblaky plynu, hviezdy vrátane Slnka) je z viac ako polovice zložených z vodíka. Na Zemi je to vrátane atmosféry, hydrosféry a litosféry iba 0,88%. Ale toto je hmotnosť a atómová hmotnosť vodíka je veľmi malá. Preto je jeho malý obsah iba zrejmý a z každých 100 atómov na Zemi je 17 atómov vodíka.

4. Nekovy sú jednoduché látky. Štruktúra.

V jednoduchých látkach sú atómy nekovov spojené kovalentnou nepolárnou väzbou; v ušľachtilých plynoch nie sú žiadne chemické väzby. Vďaka tomu sa vytvorí stabilnejší elektronický systém ako izolovaný atóm. V tomto prípade sa vytvárajú jednoduché (napríklad vo molekulách vodíka H 2, halogény Cl 2, Br 2), dvojité (napríklad v molekulách kyslíka) trojité (napríklad v molekulách dusíka) kovalentné väzby.

Prejdime k úvahe o štruktúre molekúl nekovov. Nekovy tvoria monatomické aj rozsievkové molekuly.

Medzi jednoatómové nekovy patria inertné plyny, ktoré prakticky nereagujú ani s najaktívnejšími látkami. Inertné plyny sa nachádzajú v skupine VIII periodického systému a chemické vzorce zodpovedajúcich jednoduchých látok sú nasledujúce: He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn.

Niektoré nekovy tvoria dvojatómové molekuly. Jedná sa o halogény - F 2, Cl 2, Br 2, I 2 (prvky skupiny VII periodickej tabuľky), ako aj H 2, N 2, O 2. Atómy ozónu, fosforu, síry - z väčšieho počtu atómov (O 3, P 4, S 8), inertné plyny - z jedného atómu (He, Ne, Ar, Kr).

Pre nekovové látky v tuhom stave je pomerne ťažké zostaviť chemický vzorec. Atómy uhlíka v grafite sú navzájom spojené rôznymi spôsobmi. Je ťažké izolovať jednu molekulu v daných štruktúrach. Pri písaní chemických vzorcov týchto látok, ako je to v prípade kovov, sa vychádza z toho, že také látky pozostávajú iba z atómov. V tomto prípade sa chemické vzorce píšu bez indexov - C, Si, S atď.

Najtypickejšie nekovy majú molekulárnu štruktúru, zatiaľ čo tie menej typické. To vysvetľuje rozdiel v ich vlastnostiach.

1. Molekulárna štruktúra. Tieto nekovy sú v tuhom stavemriežky molekulárnych kryštálov. V tomto prípade sú v každej molekule atómy spojené pomerne silne kovalentnou väzbou, ale jednotlivé molekuly sú navzájom veľmi slabo spojené v kryštáloch látky. Za normálnych podmienok preto väčšina z týchto látok sú plyny alebo tuhé látky. nízke teploty topenia a iba jediný bróm (Br2) je kvapalný. Všetky tieto látky majú molekulárnu štruktúru, a preto sú prchavé. V tuhom stave sú taviteľné kvôli slabej intermolekulárnej interakcii, ktorá udržuje ich molekuly v kryštáli, a sú schopné sublimácie.

Molekulárne nekovy: H 2, N 2, P 4 (biely fosfor), As 4, O 2, O 3, S 8, F 2, Cl 2, I 2. Zahŕňajú tiež vzácne plyny (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), ktorých atómy sú akoby „jednoatómové molekuly“.

2. Atómová štruktúra. Tieto nekovymriežky atómových kryštálov , preto majú veľkú tvrdosť a veľmi vysoké teploty topenia. Tieto látky sú tvorené dlhými reťazcami atómov. Vďaka vysokej pevnosti kovalentných väzieb majú spravidla vysokú tvrdosť a akékoľvek zmeny spojené so zničením kovalentnej väzby v ich kryštáloch (topenie, odparovanie) sa uskutočňujú s veľkým výdajom energie. Mnohé z týchto látok majú vysoké teploty topenia a varu a ich prchavosť je veľmi nízka.

Nemolekulárne nekovy: B (niekoľko alotropických modifikácií), C (grafit), C (diamant), Si, Ge, P (červená), P (čierna), As, Se, Te. Všetko sú to pevné látky, kremík, germánium, selén a niektoré ďalšie majú polovodičové vlastnosti.

Príčina širokej palety fyzikálnych vlastností nekovov spočíva v rozdielnej štruktúre kryštálových mriežok týchto látok.

Niektoré nekovy majú atómová kryštálová mriežka... Kryštály takýchto látok pozostávajú z atómov spojených silnými kovalentnými väzbami. Takéto nekovy sú v tuhom stave agregácie a sú neprchavé. Príklady takýchto látok sú diamant, grafit, červený fosfor a kremík.

Modely kryštálových mriežok diamantu (vľavo) a grafitu. Kryštály týchto alotropických modifikácií sú tvorené atómami uhlíka spojenými kovalentnými väzbami. Grafitové kryštály sú na rozdiel od diamantových kryštálov zložené z oddelených vrstiev, ktoré sú navzájom umiestnené, ako napríklad listy papiera v knihe.

Mnoho nekovových prvkov vytvára niekoľko jednoduchých látok - alotropické modifikácie.

Alotropia je schopnosť atómov jedného chemického prvku vytvárať niekoľko jednoduchých látok. a tieto jednoduché látky sú alotropické modifikácie alebo modifikácie.

Alotropia môže byť spojená s odlišným zložením molekúl - rôznym počtom atómov v molekule (O 2 a O 3) a s odlišnou štruktúrou kryštálov. Alotropické modifikácie tvorené rovnakým chemickým prvkom sa navzájom významne líšia ako štruktúrou, tak vlastnosťami.