Niet-metalen- chemische elementen die eenvoudige lichamen vormen die geen eigenschappen hebben die kenmerkend zijn voor metalen. Een kwalitatief kenmerk van niet-metalen is elektronegativiteit.

Elektronegativiteit– dit is het vermogen om een ​​chemische binding te polariseren, om gemeenschappelijke elektronenparen aan te trekken.

Er zijn 22 elementen geclassificeerd als niet-metalen.

1e periode

3e periode

4e periode

5e periode

6e periode

Zoals uit de tabel blijkt, bevinden niet-metalen elementen zich voornamelijk in de rechterbovenhoek van het periodiek systeem.

Structuur van niet-metaalatomen

Een karakteristiek kenmerk van niet-metalen is het grotere aantal elektronen (vergeleken met metalen) in het buitenste energieniveau van hun atomen. Dit bepaalt hun grotere vermogen om extra elektronen te hechten en een hogere oxidatieve activiteit te vertonen dan metalen. Bijzonder sterke oxiderende eigenschappen, d.w.z. het vermogen om elektronen toe te voegen, worden vertoond door niet-metalen die zich in de tweede en derde periode van de groepen VI-VII bevinden. Als we de rangschikking van elektronen in orbitalen in de atomen van fluor, chloor en andere halogenen vergelijken, kunnen we hun onderscheidende eigenschappen beoordelen. Het fluoratoom heeft geen vrije orbitalen. Daarom kunnen fluoratomen alleen I vertonen en is de oxidatietoestand 1. Het sterkste oxidatiemiddel is dat fluor. In de atomen van andere halogenen, bijvoorbeeld in het chlooratoom, bevinden zich vrije d-orbitalen op hetzelfde energieniveau. Hierdoor kan elektronenparen op drie verschillende manieren plaatsvinden. In het eerste geval kan chloor een oxidatietoestand van +3 vertonen en chloorzuur HClO2 vormen, wat overeenkomt met zouten - bijvoorbeeld kaliumchloriet KClO2. In het tweede geval kan chloor verbindingen vormen waarin chloor +5 is. Dergelijke verbindingen omvatten HClO3 en ee, bijvoorbeeld kaliumchloraat KClO3 (Bertoletova). In het derde geval vertoont chloor een oxidatietoestand van +7, bijvoorbeeld in perchloorzuur HClO4 en zijn zouten, perchloraten (in kaliumperchloraat KClO4).

Structuren van niet-metaalmoleculen. Fysische eigenschappen van niet-metalen

In gasvormige toestand bij kamertemperatuur bevinden zich:

· waterstof - H2;

· stikstof - N2;

· zuurstof - O2;

fluor - F2;

· radon - Rn).

In vloeistof - broom - Br.

In vaste vorm:

boor - B;

· koolstof - C;

· silicium-Si;

· fosfor - P;

· selenium - Se;

tellurium - Te;

Het is veel rijker voor niet-metalen en kleuren: rood voor fosfor, bruin voor broom, geel voor zwavel, geelgroen voor chloor, violet voor jodiumdamp, enz.

De meest typische niet-metalen hebben een moleculaire structuur, terwijl de minder typische een niet-moleculaire structuur hebben. Dit verklaart het verschil in hun eigenschappen.

Samenstelling en eigenschappen van eenvoudige stoffen - niet-metalen

Niet-metalen vormen zowel monoatomaire als diatomische moleculen. NAAR monatomisch niet-metalen omvatten inerte gassen die praktisch niet reageren, zelfs niet met de meeste actieve stoffen. bevinden zich in groep VIII van het periodiek systeem, en de chemische formules van de overeenkomstige eenvoudige stoffen zijn als volgt: He, Ne, Ar, Kr, Xe en Rn.

Er vormen zich enkele niet-metalen diatomisch moleculen. Dit zijn H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementen van groep VII van het periodieke systeem), evenals zuurstof O2 en stikstof N2. Van drieatomig moleculen bestaan ​​uit ozongas (O3). Voor niet-metaalachtige stoffen die zich in vaste toestand bevinden, is het vrij moeilijk om een ​​chemische formule te maken. De koolstofatomen in grafiet zijn op verschillende manieren met elkaar verbonden. Het is moeilijk om één enkel molecuul in de gegeven structuren te isoleren. Bij het schrijven chemische formules Voor dergelijke stoffen wordt, net als bij metalen, de veronderstelling geïntroduceerd dat dergelijke stoffen uitsluitend uit atomen bestaan. , in dit geval, zijn geschreven zonder indices: C, Si, S, enz. Zo eenvoudige stoffen, net als zuurstof, met dezelfde kwalitatieve samenstelling (beide bestaan ​​uit hetzelfde element - zuurstof), maar verschillend in het aantal atomen in het molecuul, hebben diverse eigendommen. Zuurstof heeft dus geen geur, terwijl ozon een scherpe geur heeft die we ruiken tijdens een onweersbui. De eigenschappen van harde niet-metalen, grafiet en diamant, die ook dezelfde kwalitatieve samenstelling hebben, maar verschillende structuren, verschillen sterk (grafiet is bros, hard). De eigenschappen van een stof worden dus niet alleen bepaald door de kwalitatieve samenstelling ervan, maar ook door het aantal atomen dat het molecuul van de stof bevat en hoe ze met elkaar verbonden zijn. in de vorm van eenvoudige lichamen bevinden zich in de vaste gasvormige toestand (behalve broom - vloeistof). Ze hebben niet de fysieke eigenschappen die inherent zijn aan metalen. Harde niet-metalen hebben niet de typische glans van metalen, zijn meestal bros en geleiden de warmte slecht (met uitzondering van grafiet). Kristallijn boor B heeft (net als kristallijn silicium) een zeer hoog smeltpunt (2075°C) en een hoge hardheid. De elektrische geleidbaarheid van boor neemt sterk toe bij toenemende temperatuur, waardoor het op grote schaal kan worden toegepast in de halfgeleidertechnologie. De toevoeging van boor aan staal en legeringen van aluminium, koper, nikkel, enz. verbetert deze mechanische eigenschappen. Boriden (verbindingen met bepaalde metalen, bijvoorbeeld titanium: TiB, TiB2) zijn noodzakelijk bij de vervaardiging van onderdelen Jet motoren, gasturbinebladen. Zoals uit Schema 1 blijkt, hebben koolstof - C, silicium - Si en - B een soortgelijke structuur en enkele gemeenschappelijke eigenschappen. Als eenvoudige stoffen worden ze in twee vormen aangetroffen: kristallijn en amorf. De kristallijne vormen van deze elementen zijn erg hard, met hoge smeltpunten. Kristallijn heeft halfgeleidereigenschappen. Al deze elementen vormen verbindingen met metalen - , en (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Sommigen van hen hebben een grotere hardheid, bijvoorbeeld Fe3C, TiB. gebruikt om acetyleen te produceren.

Chemische eigenschappen niet-metalen

In overeenstemming met de numerieke waarden van de relatieve elektronegativiteiten nemen de oxiderende niet-metalen in de volgende volgorde toe: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Niet-metalen als oxidatiemiddelen

De oxiderende eigenschappen van niet-metalen manifesteren zich tijdens hun interactie:

· met metalen: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· met waterstof: H2 + F2 = 2HF;

· met niet-metalen met een lagere elektronegativiteit: 2P + 5S = P2S5;

· met enkele complexe stoffen: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3.

Niet-metalen als reductiemiddelen

1. Alle niet-metalen (behalve fluor) vertonen reducerende eigenschappen bij interactie met zuurstof:

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

Zuurstof in combinatie met fluor kan ook een positieve oxidatietoestand vertonen, dat wil zeggen een reductiemiddel zijn. Alle andere niet-metalen vertonen reducerende eigenschappen. Chloor combineert bijvoorbeeld niet direct met zuurstof, maar indirect is het mogelijk om de oxiden ervan te verkrijgen (Cl2O, ClO2, Cl2O2), waarin chloor een positieve oxidatietoestand vertoont. Bij hoge temperaturen combineert stikstof rechtstreeks met zuurstof en vertoont het reducerende eigenschappen. Zwavel reageert nog gemakkelijker met zuurstof.

2. Veel niet-metalen vertonen reducerende eigenschappen bij interactie met complexe stoffen:

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

3. Er zijn ook reacties waarbij een niet-metaal zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel is:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluor is het meest typische niet-metaal, dat geen reducerende eigenschappen heeft, d.w.z. het vermogen om elektronen te doneren aan chemische reacties.

Niet-metaalverbindingen

Niet-metalen kunnen verbindingen vormen met verschillende intramoleculaire bindingen.

Soorten niet-metaalverbindingen

Algemene formules van waterstofverbindingen door groepen van het periodiek systeem chemische elementen staan ​​in de tabel:

	Vluchtige waterstofverbindingen

Totaal chalcogenen.

In de hoofdsubgroep van de zesde groep van het periodiek systeem der elementen. I. Mendelejev bevat de elementen: zuurstof (O), zwavel (S), selenium (Se), (Te) en (Po). Deze elementen worden gezamenlijk chalcogenen genoemd, wat 'ertsvorming' betekent.

In de subgroep van chalcogenen, van boven naar beneden, veranderen bij toenemende atomaire lading de eigenschappen van de elementen op natuurlijke wijze: hun niet-metalen eigenschappen nemen af ​​en hun metallische eigenschappen nemen toe. Dus - een typisch niet-metaal, en polonium - een metaal (radioactief).

Grijs selenium

Productie van fotocellen en gelijkrichters voor elektrische stroom

In halfgeleidertechnologie

Biologische rol van chalcogenen

Zwavel speelt een belangrijke rol in het leven van planten, dieren en mensen. In dierlijke organismen maakt zwavel deel uit van vrijwel alle eiwitten, zwavelhoudende eiwitten en eiwitten, evenals vitamine B1 en het hormoon insuline. Bij gebrek aan zwavel vertraagt ​​de wolgroei bij schapen en wordt bij vogels een slechte bevedering opgemerkt.

De planten die het meest zwavel verbruiken zijn kool, sla en spinazie. Erwten- en bonenpeulen, radijsjes, rapen, uien, mierikswortel, pompoen en komkommers zijn ook rijk aan zwavel; Bieten zijn ook arm aan zwavel.

In termen van chemische eigenschappen lijken selenium en telluur sterk op zwavel, maar in termen van fysiologische eigenschappen zijn ze de antagonisten ervan. Voor het normaal functioneren van het lichaam zijn zeer kleine hoeveelheden selenium nodig. Selenium heeft een positief effect op het cardiovasculaire systeem, de rode bloedcellen en verbetert de immuuneigenschappen van het lichaam. Een verhoogde hoeveelheid selenium veroorzaakt ziekten bij dieren, die zich uiten in vermagering en slaperigheid. Een tekort aan selenium in het lichaam leidt tot verstoring van het hart, de ademhalingsorganen, zwelling van het lichaam en kan zelfs voorkomen. Selenium heeft een significant effect op dieren. Herten, die een hoge gezichtsscherpte hebben, bevatten bijvoorbeeld 100 keer meer selenium in het netvlies dan in andere delen van het lichaam. IN flora Alle planten bevatten veel selenium. De plant verzamelt er bijzonder grote hoeveelheden van.

De fysiologische rol van tellurium voor planten, dieren en mensen is minder onderzocht dan die van selenium. Het is bekend dat tellurium minder giftig is in vergelijking met selenium en telluurverbindingen in het lichaam worden snel gereduceerd tot elementair tellurium, dat zich op zijn beurt vermengt met organische stoffen.

Algemene kenmerken van elementen van de stikstofsubgroep

De belangrijkste subgroep van de vijfde groep omvat stikstof (N), fosfor (P), arseen (As), antimoon (Sb) en (Bi).

Van boven naar beneden in de subgroep van stikstof tot bismut nemen de niet-metallische eigenschappen af, terwijl de metallische eigenschappen en de straal van atomen toenemen. Stikstof, fosfor en arseen zijn niet-metalen, maar behoren wel tot de metalen.

Stikstof subgroep

Vergelijkende kenmerken	7 N stikstof	15 P-fosfor	33 Als arseen	51 Sb antimoon	83 Bi-bismut
Elektronische structuur					…4f145d106S26p3
Oxidatie toestand	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Elektro- negativiteit
In de natuur zijn	In de vrije toestand - in de atmosfeer (N2-), in de gebonden toestand - in de samenstelling van NaNO3 -; KNO3 - Indiase salpeter	Ca3(PO4)2 - fosforiet, Ca5(PO4)3(OH) - hydroxyapatiet, Ca5(PO4)3F - fluorapatiet
Allotrope vormen bij normale omstandigheden	Stikstof (één vorm)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (ammoniumhydroxide); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (fosfoniumhydroxide). Biologische rol van stikstof en fosfor Stikstof speelt een uiterst belangrijke rol in het plantenleven, omdat het deel uitmaakt van aminozuren, eiwitten en chlorofyl, B-vitamines en enzymen die activeren. Daarom heeft een gebrek aan stikstof in de bodem een ​​negatieve invloed op planten, en vooral op het chlorofylgehalte in de bladeren, waardoor ze bleek worden. verbruiken 50 tot 250 kg stikstof per 1 hectare bodemoppervlak. De meeste stikstof zit in bloemen, jonge bladeren en vruchten. De belangrijkste stikstofbron voor planten is stikstof - dit zijn voornamelijk ammoniumnitraat en ammoniumsulfaat. Er moet ook worden gewezen op de speciale rol van stikstof als bestanddeel van lucht - het belangrijkste onderdeel van de levende natuur. Geen enkel chemisch element speelt zo'n actieve en gevarieerde rol in de levensprocessen van plantaardige en dierlijke organismen als fosfor. Hij is integraal deel nucleïnezuren, maakt deel uit van sommige enzymen en vitamines. Bij dieren en mensen is tot 90% van het fosfor geconcentreerd in de botten, tot 10% in de spieren en ongeveer 1% in het zenuwstelsel (in de vorm van anorganische en organische bestanddelen). In spieren, lever, hersenen en andere organen wordt het aangetroffen in de vorm van fosfatiden en fosforesters. Fosfor neemt deel aan spiersamentrekkingen en aan de opbouw van spier- en botweefsel. Mensen die zich bezighouden met mentaal werk moeten grotere hoeveelheden fosfor consumeren om uitputting te voorkomen zenuwcellen, die juist tijdens mentaal werk met verhoogde belasting functioneren. Bij gebrek aan fosfor nemen de prestaties af, ontwikkelt zich neurose en worden tweewaardig germanium, tin en lood GeO, SnO, PbO verstoord door amfotere oxiden. Hogere oxiden van koolstof en silicium CO2 en SiO2 zijn zure oxiden, die overeenkomen met hydroxiden die zwakke zure eigenschappen- H2CO3 en kiezelzuur H2SiO3. Amfotere oxiden - GeO2, SnO2, PbO2 - komen overeen met amfotere hydroxiden, en bij de overgang van germaniumhydroxide Ge(OH)4 naar loodhydroxide Pb(OH)4 worden de zure eigenschappen verzwakt en worden de basische eigenschappen verbeterd. Biologische rol van koolstof en silicium Koolstofverbindingen vormen de basis van plantaardige en dierlijke organismen (45% van de koolstof wordt aangetroffen in planten en 26% in dierlijke organismen). Kenmerkend biologische eigenschappen kool(II)monoxide en kool(IV)monoxide vertonen. Koolmonoxide (II) is een zeer giftig gas omdat het zich stevig aan hemoglobine in het bloed bindt en hemoglobine het vermogen ontneemt om zuurstof van de longen naar de haarvaten te transporteren. Bij inademing kan CO vergiftiging en mogelijk zelfs de dood veroorzaken. Koolmonoxide (IV) is vooral belangrijk voor planten. In plantencellen (vooral bladeren) in de aanwezigheid van chlorofyl en de actie zonne energie Glucose ontstaat uit kooldioxide en water, waarbij zuurstof vrijkomt. Als resultaat van fotosynthese binden planten jaarlijks 150 miljard ton koolstof en 25 miljard ton waterstof, en laten ze tot 400 miljard ton zuurstof vrij in de atmosfeer. Wetenschappers hebben ontdekt dat planten ongeveer 25% van de CO2 ontvangen wortelstelsel uit in de bodem opgeloste carbonaten. Planten gebruiken silicium om integumentaire weefsels te bouwen. Silicium in planten, dat de celwanden doordringt, maakt ze harder en beter bestand tegen schade door insecten, beschermt ze tegen schimmelinfecties. Silicium wordt in bijna alle dierlijke en menselijke weefsels aangetroffen, vooral de lever en het kraakbeen zijn er rijk aan. Bij tuberculosepatiënten zit er aanzienlijk minder silicium in de botten, tanden en kraakbeen dan bij gezonde mensen. Bij ziekten zoals Botkin is er sprake van een afname van het siliciumgehalte in het bloed, en bij schade aan de dikke darm juist van een toename van het siliciumgehalte in het bloed.

Chemische eigenschappen van niet-metalen.

Niet-metalen hebben een atomaire of moleculaire structuur. Ze worden gekenmerkt door lage smelt- en kookpunten en het onvermogen om te geleiden elektriciteit. Niet-metalen reageren met metalen, waterstof, zuurstof en zijn voornamelijk oxidatiemiddelen. De meeste niet-metalen worden gebruikt in de techniek en de chemische industrie.

Niet-metalen in chemische reacties kunnen reductiemiddelen en oxidatiemiddelen (fluor, zuurstof) zijn.

Interactie van niet-metalen met metalen

2Na + Cl2 = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N2 = 2Li 3 N,

2Ca + O2 = 2CaO

2. Interactie van niet-metalen met koolstof. Koolstof wordt meer gekenmerkt door reacties waarin het reducerende eigenschappen vertoont. Dit gebeurt tijdens de volledige verbranding van koolstof van elke allotrope modificatie

C + 2Cl 2 = CCl 4.

De producten van de interactie van twee niet-metalen zijn stoffen met verschillende aggregatietoestanden, die van het covalente type zijn chemische binding, waarvan de gedeelde elektronenparen zijn verplaatst naar het atoom van een meer elektronegatief niet-metaalachtig element.

3. Interactie van niet-metalen met waterstof:

3H2 + N2 = 2NH3,

H2 + Br2 = 2HBr;

4. Interactie van niet-metalen met andere niet-metalen:

S + 3F 2 = SF 6,

S + O2 = SO2,

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5;

5. Interactie van metalen met koolstof .

Bij gewone temperaturen is koolstof zeer inert. De chemische activiteit verschijnt alleen wanneer hoge temperaturen. Verbindingen van koolstof met metalen worden genoemd carbiden.

4A1 + ZS = AI 4 C 3 (aluminiumcarbide )

Fysische en chemische eigenschappen van waterstof H2. Het H2-molecuul bevat niet-polairσ-binding. Kleurloos gas, geur- en smaakloos, bestand tegen verhitting tot 2000 °C. Vrijwel onoplosbaar in water.

Fysische constanten:M r = 2,016, ρ = 0,09 g/l (aantal), T pl = −259,19 °C, T kip = −252,87 °C.

Waterstof H2 kan zich onder bepaalde omstandigheden manifesteren herstellende eigenschappen(vaker), onder andere omstandigheden - oxiderende eigenschappen(minder vaak):

reductiemiddel H 2 0 - 2 e− = 2H ik

oxidatiemiddel H 2 0 + 2 e− = 2H −I

Reageert met niet-metalen, metalen, oxiden(meestal bij verhitting):

2H 2 + O2 = 2H 2 O

H 2 + CuO = Cu + H 2 O

H2 + Ca = CaH2

Een kwalitatieve reactie op waterstof is de verbranding van het gas dat in een reageerbuis is opgevangen met een “plop”.

Waterstofverbindingen van niet-metalen.

In tegenstelling tot metalen vormen niet-metalen gasvormige waterstofverbindingen. Hun samenstelling hangt af van de mate van oxidatie van niet-metalen.

-4	-3	-2	-1
RV 4 →	RV 3 →	H2R →	HR

Conclusies:

1.Niet-metalen elementen bevinden zich in de belangrijkste subgroepen van groepen III-VIII van PS D.I. Mendelejev, in de rechterbovenhoek. 2. De buitenste elektronenlaag van atomen van niet-metalen elementen bevat 3 tot 8 elektronen.

Lezing 24

Niet-metalen.

Lezing overzicht:

Niet-metalen zijn eenvoudige stoffen

Positie van niet-metalen in het periodiek systeem

Het aantal niet-metalen elementen is aanzienlijk minder dan dat van metalen elementen. Tien chemische elementen (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) hebben typische niet-metalen eigenschappen. Zes elementen die gewoonlijk als niet-metalen worden geclassificeerd, vertonen dubbele (zowel metallische als niet-metallische) eigenschappen (B, Si, As, Se, Te, At). En nog 6 elementen erin De laatste tijd begon te worden opgenomen in de lijst van niet-metalen. Dit zijn de zogenaamde edelgassen (of inerte) gassen (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Dus 22 van de bekende chemische elementen worden gewoonlijk geclassificeerd als niet-metalen.

Elementen die niet-metaalachtige eigenschappen vertonen in het periodiek systeem bevinden zich boven de boor-astatine diagonaal (Fig. 26).

De atomen van de meeste niet-metalen hebben, in tegenstelling tot metaalatomen, een groot aantal elektronen in de buitenste elektronische laag - van 4 tot 8. De uitzondering zijn de atomen van waterstof, helium en boor, die 1, 2 en 3 elektronen in de buitenste laag hebben. niveau, respectievelijk.

Van de niet-metalen behoren slechts twee elementen - waterstof (1s 1) en helium (1s 2) tot de s-familie, alle andere behoren tot R-familie .

Atomen van typische niet-metalen (A) worden gekenmerkt door een hoge elektronegativiteit en hoge elektronenaffiniteit, die hun vermogen bepaalt om negatief geladen ionen te vormen met de elektronenconfiguraties van de overeenkomstige edelgassen:

A 0 + nê → EEN n -

Deze ionen maken deel uit van Ionische bestanddelen niet-metalen met typische metalen. Niet-metalen hebben ook negatieve oxidatietoestanden in covalente verbindingen met andere, minder elektronegatieve niet-metalen (in het bijzonder waterstof).

Niet-metaalatomen in covalente verbindingen met meer elektronegatieve niet-metalen (vooral zuurstof) hebben positieve oxidatietoestanden. Hoogste positieve oxidatietoestand van een niet-metaal, gebruikelijk, gelijk aan het groepsnummer, waarin hij zich bevindt.

Niet-metalen zijn eenvoudige stoffen

Ondanks niet groot aantal niet-metalen elementen, hun rol en betekenis, zowel op aarde als in de ruimte, zijn enorm. 99% van de massa van de zon en andere sterren bestaat uit de niet-metalen waterstof en helium. De luchtschil van de aarde bestaat uit niet-metaalatomen: stikstof, zuurstof en edelgassen. De hydrosfeer van de aarde wordt gevormd door een van de belangrijkste stoffen voor het leven: water, waarvan de moleculen bestaan ​​uit de niet-metalen waterstof en zuurstof. Levende materie wordt gedomineerd door 6 niet-metalen: koolstof, zuurstof, waterstof, stikstof, fosfor, zwavel.

Onder normale omstandigheden bestaan ​​niet-metaalhoudende stoffen in verschillende aggregatietoestanden:

1) gassen: waterstof H2, zuurstof O2, stikstof N2, fluor F2, chloor C12, inerte gassen: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) vloeistoffen: broom Br 2

3) vaste stoffen jodium I 2, koolstof C, silicium Si, zwavel S, fosfor P, enz.

Zeven niet-metalen elementen vormen eenvoudige stoffen die bestaan ​​in de vorm van tweeatomige moleculen E 2 (waterstof H 2, zuurstof O 2, stikstof N 2, fluor F 2, chloor C1 2, broom Br 2, jodium I 2).

Sinds in kristal rooster Niet-metalen hebben geen vrije elektronen tussen hun atomen; ze verschillen in fysieke eigenschappen van metalen:

¾ glanst niet;

¾ bros, hebben verschillende hardheden;

¾ zijn slechte geleiders van warmte en elektriciteit.

Niet-metaalhoudende vaste stoffen zijn vrijwel onoplosbaar in water; gasvormige O 2, N 2, H 2 en halogenen hebben een zeer lage oplosbaarheid in water.

Een aantal niet-metalen worden gekenmerkt door allotropie- het fenomeen van het bestaan ​​van één element in de vorm van verschillende eenvoudige stoffen. Allotrope modificaties zijn bekend voor zuurstof (zuurstof O 2 en ozon O 3), zwavel (orthorhombisch, monoklien en plastisch), fosfor (wit, rood en zwart), koolstof (grafiet, diamant en karabijn, enz.), silicium (kristallijn en amorf).

Chemische eigenschappen van niet-metalen

Niet-metalen verschillen aanzienlijk in hun chemische activiteit. Stikstof en edelgassen gaan dus alleen onder zeer zware omstandigheden chemische reacties aan ( hoge druk en temperatuur, aanwezigheid van katalysator).

De meest reactieve niet-metalen zijn halogenen, waterstof en zuurstof. Zwavel, fosfor en vooral koolstof en silicium zijn alleen reactief bij verhoogde temperaturen.

Niet-metalen vertonen zowel oxiderende als reducerende eigenschappen bij chemische reacties. Het hoogste oxiderende vermogen is kenmerkend voor halogenen en zuurstof. Niet-metalen zoals waterstof, koolstof en silicium hebben overheersende reducerende eigenschappen.

I. Oxiderende eigenschappen van niet-metalen:

1. Interactie met metalen. In dit geval worden binaire verbindingen gevormd: met zuurstof - oxiden, met waterstof - hydriden, met stikstof - nitriden, met halogenen - halogeniden, enz.:

2Cu + O2 → 2CuO

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2. Interactie met waterstof. Niet-metalen fungeren ook als oxidatiemiddelen bij reacties met waterstof, waarbij vluchtige waterstofverbindingen worden gevormd:

H 2 + C1 2 → 2HC1

N 2 + 3H 2 → t, p, cat. 2NH3

3. Interactie met niet-metalen. Niet-metalen vertonen ook oxiderende eigenschappen in reacties met minder elektronegatieve niet-metalen:

2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;

C + 2S → CS 2.

4. Interactie met complexe stoffen. De oxiderende eigenschappen van niet-metalen kunnen zich ook manifesteren in reacties met complexe stoffen. Water brandt bijvoorbeeld in een fluoratmosfeer:

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.

II. Reducerende eigenschappen van niet-metalen

1. Interactie met niet-metalen. Niet-metalen kunnen reducerende eigenschappen vertonen in relatie tot niet-metalen met een grotere elektronegativiteit, en vooral in relatie tot fluor en zuurstof:

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;

N2 + O2 → 2NO

2. Interactie met complexe stoffen. Sommige niet-metalen kunnen reductiemiddelen zijn, waardoor ze bij de metallurgische productie kunnen worden gebruikt:

C + ZnO → Zn + CO;

5H 2 + V 2 O 5 → 2V + 5H 2 O.

SiO 2 + 2C → Si + 2CO.

Niet-metalen vertonen reducerende eigenschappen bij interactie met complexe stoffen - sterke oxidatiemiddelen, bijvoorbeeld:

3S + 2KClO 3 → 3SO 2 + 2KC1;

6P + 5KSlO 3 → ZR 2 O 5 + 5KS1.

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → ZN 3 PO 4 + 5NO.

Algemene methoden het verkrijgen van niet-metalen

Sommige niet-metalen worden in vrije staat in de natuur aangetroffen: zwavel, zuurstof, stikstof, edelgassen. Allereerst maken eenvoudige stoffen – niet-metalen – deel uit van de lucht.

Door luchtrectificatie (scheiding) worden grote hoeveelheden zuurstof- en stikstofgassen verkregen.

De meest actieve niet-metalen - halogenen - worden verkregen door elektrolyse van smeltingen of oplossingen van verbindingen. In de industrie worden met behulp van elektrolyse tegelijkertijd drie belangrijke producten in grote hoeveelheden verkregen: de dichtstbijzijnde analoog van fluor - chloor, waterstof en natriumhydroxide. Als elektrolyt wordt een natriumchlorideoplossing gebruikt die van bovenaf in de elektrolysator wordt ingevoerd.

Methoden voor het produceren van niet-metalen zullen later in de overeenkomstige lezingen in meer detail worden besproken.

Chemische eigenschappen van metalen

1. Metalen reageren met niet-metalen.
2. Metalen die aan waterstof voorafgaan, reageren met zuren (behalve salpeter- en zwavelzuur) waarbij waterstof vrijkomt
3. Actieve metalen reageren met water en vormen een alkali, waarbij waterstof vrijkomt.
4. Metalen met gemiddelde activiteit reageren bij verhitting met water en vormen metaaloxide en waterstof.
5. Metalen reageren na waterstof niet met water en zuuroplossingen (behalve salpeter- en zwavelconcentraties)
6. Actievere metalen verdringen minder actieve metalen uit oplossingen van hun zouten.
7. Halogenen reageren met water en alkalische oplossingen.
8. Actieve halogenen (behalve fluor) vervangen minder actieve halogenen uit oplossingen van hun zouten.
9. Halogenen reageren niet met zuurstof.
10. Amfotere metalen (Al, Be, Zn) reageren met oplossingen van alkaliën en zuren.
11. Magnesium reageert met koolstofdioxide en siliciumoxide.
12. Alkalimetalen (behalve lithium) vormen met zuurstof peroxiden.

Chemische eigenschappen van niet-metalen

1. Niet-metalen reageren met metalen en met elkaar.
2. Van de niet-metalen reageren alleen de meest actieve met water: fluor, chloor, broom en jodium.
3. Fluor, chloor, broom en jodium reageren op dezelfde manier met alkaliën als met water, alleen worden er geen zuren gevormd, maar hun zouten, en de reacties zijn niet omkeerbaar, maar verlopen tot voltooiing.

Bestudeer chemische eigenschappen

Niet-metalen zijn chemische elementen met typische niet-metalen eigenschappen en bevinden zich in de rechterbovenhoek van het periodiek systeem. Welke eigenschappen zijn inherent aan deze elementen en waarmee reageren niet-metalen?

Niet-metalen: algemene kenmerken

Niet-metalen verschillen van metalen doordat ze meer elektronen in hun buitenste energieniveau hebben. Daarom zijn hun oxiderende eigenschappen meer uitgesproken dan die van metalen. Niet-metalen worden gekarakteriseerd hoge waarden elektronegativiteit en een hoog reductiepotentieel.

Niet-metalen omvatten chemische elementen die zich in een gasvormige, vloeibare of vaste aggregaattoestand bevinden. Stikstof, zuurstof, fluor, chloor en waterstof zijn bijvoorbeeld gassen; jodium, zwavel, fosfor – vast; broom is vloeibaar (bij kamertemperatuur). Er zijn in totaal 22 niet-metalen.

Rijst. 1. Niet-metalen - gassen, vaste stoffen, vloeistoffen.

Naarmate de lading van de atoomkern toeneemt, wordt een patroon van veranderingen in de eigenschappen van chemische elementen waargenomen, van metallisch naar niet-metaalachtig.

Chemische eigenschappen van niet-metalen

De waterstofeigenschappen van niet-metalen zijn voornamelijk vluchtige verbindingen die zuur zijn in waterige oplossingen. Ze hebben zowel moleculaire structuren als covalente polaire bindingen. Sommige, zoals water, ammoniak of waterstoffluoride, vormen waterstofbruggen. Verbindingen worden gevormd door directe interactie van niet-metalen met waterstof. Voorbeeld:

S+H 2 =H 2 S (tot 350 graden verschuift het evenwicht naar rechts)

Alle waterstofverbindingen hebben reducerende eigenschappen, en hun reducerende kracht neemt toe van rechts naar links over de periode en van boven naar beneden in de groep. Zo verbrandt waterstofsulfide met een grote hoeveelheid zuurstof:

2H 2 S+3O 3 =2SO 2 +2H 2 O+1158 kJ.

Oxidatie kan een andere route volgen. Al in de lucht wordt een waterige oplossing van waterstofsulfide dus troebel als gevolg van de vorming van zwavel:

H 2 S+3O 2 =2S+2H 2 O

Verbindingen van niet-metalen met zuurstof zijn in de regel zure oxiden, die overeenkomen met zuurstofhoudende zuren (oxozuren). De structuur van de oxiden van typische niet-metalen is moleculair.

Hoe hoger de oxidatietoestand van een niet-metaal, hoe sterker het overeenkomstige oxygenerende zuur. Chloor heeft dus geen directe interactie met zuurstof, maar vormt een aantal oxozuren, die overeenkomen met oxiden en anhydriden van deze zuren.

De bekendste zouten van deze zuren zijn bleekmiddel CaOCl 2 (gemengd zout van hypochloor- en zoutzuur), Berthollet-zout KClO 3 (kaliumchloraat).

Stikstof in oxiden vertoont positieve oxidatietoestanden +1, +2, +3, +4, +5. De eerste twee oxiden N 2 O en NO zijn niet zoutvormend en zijn gassen. N 2 O 3 (stikstofmonoxide III) – is een anhydride van salpeterigzuur HNO 2. Stikstofmonoxide IV - bruin gas NO 2 - een gas dat goed oplost in water en twee zuren vormt. Dit proces kan worden uitgedrukt door de vergelijking:

2NO 2 +H 2 O=HNO 3 (salpeterzuur)+HNO 2 ( salpeterig zuur) – redoxreactie van disproportionering

Rijst. 2. Salpeterigzuur.

Salpeterzuuranhydride N 2 O 5 – wit kristallijne substantie, dat gemakkelijk oplost in water. Voorbeeld:

N 2 O 5 +H 2 O=2HNO 3

Zouten van salpeterzuur worden nitraat genoemd en zijn oplosbaar in water. Kalium-, calcium- en natriumzouten worden gebruikt om stikstofmeststoffen te produceren.

Fosfor vormt oxiden en vertoont oxidatietoestanden van +3 en +5. Het meest stabiele oxide is fosforanhydride P 2 O 5, dat ontstaat moleculair rooster, in de knooppunten waarvan er P 4 O 10-dimeren zijn. Zouten van orthofosforzuur worden gebruikt als fosformeststoffen, bijvoorbeeld ammofos NH 4 H 2 PO 4 (ammoniumdiwaterstoffosfaat).

Niet-metalen opstellingstafel

Groep	I	III	IV	V	VI	VII	VIII
Eerste periode	H						Hij
Tweede periode		B	C	N	O	F	Ne
Derde periode			Si	P	S	Kl	Ar
De vierde periode				Als	Se	Br	Kr
Vijfde periode					Te	I	Xe
Zesde periode						Bij	Rn