niet-metalen- chemische elementen die eenvoudige lichamen vormen die niet de 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 gewone elektronenparen naar zich toe te trekken.

22 elementen worden geclassificeerd als niet-metalen.

1e periode

3e periode

4e periode

5e periode

6e periode

Zoals te zien is in de tabel, bevinden niet-metalen elementen zich voornamelijk in het rechterbovengedeelte van het periodiek systeem.

De structuur van atomen van niet-metalen

Kenmerkend voor niet-metalen zijn meer (vergeleken met metalen) elektronen op het externe energieniveau van hun atomen. Dit bepaalt hun grotere vermogen om extra elektronen toe te voegen en een hogere oxidatieve activiteit te vertonen dan metalen. Bijzonder sterke oxiderende eigenschappen, d.w.z. het vermogen om elektronen te hechten, worden vertoond door niet-metalen die zich in de 2e en 3e periode van groep VI-VII bevinden. Als we de rangschikking van elektronen in orbitalen in de atomen van fluor, chloor en andere halogenen vergelijken, dan kunnen we hun onderscheidende eigenschappen beoordelen. Het fluoratoom heeft geen vrije orbitalen. Daarom kunnen fluoratomen alleen I tonen en is de oxidatietoestand 1. Het sterkste oxidatiemiddel is fluor. In de atomen van andere halogenen, bijvoorbeeld in het chlooratoom, bevinden zich vrije d-orbitalen op hetzelfde energieniveau. Hierdoor kan de depairing van elektronen op drie verschillende manieren plaatsvinden. In het eerste geval kan chloor een oxidatietoestand van +3 vertonen en zoutzuur HClO2 vormen, wat overeenkomt met zouten - bijvoorbeeld kaliumchloriet KClO2. In het tweede geval kan chloor verbindingen vormen waarin chloor +5 is. Deze verbindingen omvatten HClO3 en zijn - bijvoorbeeld kaliumchloraat KClO3 (bertoletova). In het derde geval vertoont chloor een oxidatietoestand van +7, bijvoorbeeld in perchloorzuur HClO4 en in zijn zouten, perchloraten (in kaliumperchloraat KClO4).

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

In gasvormige toestand bij kamertemperatuur zijn:

waterstof - H2;

stikstof - N2;

zuurstof - O2;

fluor - F2;

radon - Rn).

In vloeistof - broom - Br.

In vast:

boor - B;

koolstof - C;

silicium - Si;

fosfor - P;

seleen - Se;

Telluur - Te;

Veel rijker aan niet-metalen en kleuren: rood - in fosfor, bruin - in broom, geel - in zwavel, geelgroen - in chloor, paars - in 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 mono- als diatomische moleculen. Tot monoatomisch niet-metalen omvatten inerte gassen die praktisch niet reageren, zelfs niet met de meest 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.

Sommige niet-metalen vormen diatomisch moleculen. Dit zijn H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementen van groep VII van het periodiek systeem), evenals zuurstof O2 en stikstof N2. Van triatomisch moleculen bestaat uit ozon (O3) gas. Voor niet-metalen stoffen die in vaste toestand zijn, 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 een ​​individueel molecuul in de gegeven structuren te isoleren. bij het schrijven chemische formules dergelijke stoffen, zoals in het geval van metalen, wordt de veronderstelling geïntroduceerd dat dergelijke stoffen alleen uit atomen bestaan. , worden tegelijkertijd zonder indices geschreven: C, Si, S, enz. Dergelijke eenvoudige stoffen, zoals zuurstof, hebben dezelfde kwalitatieve samenstelling (beide bestaan ​​​​uit hetzelfde element - zuurstof), maar verschillen in het aantal atomen in het molecuul, hebben verschillende eigenschappen. Zuurstof heeft dus geen geur, terwijl ozon een doordringende geur heeft die we voelen tijdens een onweersbui. De eigenschappen van vaste niet-metalen, grafiet en diamant, die ook dezelfde kwalitatieve samenstelling hebben, maar een andere structuur, verschillen sterk (grafiet is bros, hard). De eigenschappen van een stof worden dus niet alleen bepaald door de kwalitatieve samenstelling, maar ook door het aantal atomen in een stofmolecuul en hoe ze met elkaar verbonden zijn. in de vorm van eenvoudige lichamen zijn in een vaste gasvormige toestand (exclusief broom - vloeibaar). Ze hebben niet de fysieke eigenschappen van metalen. Vaste niet-metalen hebben niet de glanskarakteristiek van metalen, ze zijn meestal broos en geleiden de warmte slecht (met uitzondering van grafiet). Kristallijn boor B (zoals kristallijn silicium) heeft een zeer hoog smeltpunt (2075 °C) en een hoge hardheid. De elektrische geleidbaarheid van boor neemt sterk toe met toenemende temperatuur, waardoor het op grote schaal kan worden gebruikt in de halfgeleidertechnologie. De toevoeging van boor aan staal en aan legeringen van aluminium, koper, nikkel, enz. verbetert ze mechanische eigenschappen. Boriden (verbindingen met sommige metalen, zoals titanium: TiB, TiB2) zijn nodig bij de vervaardiging van onderdelen Jet motoren, gasturbinebladen. Zoals te zien is in Schema 1, hebben koolstof - C, silicium - Si, - B een vergelijkbare structuur en hebben enkele gemeenschappelijke eigenschappen. Als eenvoudige stoffen komen ze voor in twee modificaties - kristallijn en amorf. De kristallijne modificaties 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). Sommige hebben een hogere hardheid, zoals 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 toe in de volgende volgorde: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Niet-metalen als oxidatiemiddelen

De oxiderende eigenschappen van niet-metalen komen tot uiting wanneer ze op elkaar inwerken:

met metalen: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

Met waterstof: H2 + F2 = 2HF;

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

Bij sommige complexe stoffen: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

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, d.w.z. een reductiemiddel zijn. Alle andere niet-metalen vertonen reducerende eigenschappen. Zo verbindt chloor zich bijvoorbeeld niet direct met zuurstof, maar zijn oxiden (Cl2O, ClO2, Cl2O2) kunnen indirect worden verkregen, waarbij chloor een positieve oxidatietoestand vertoont. Stikstof bij hoge temperaturen verbindt zich direct met zuurstof en vertoont reducerende eigenschappen. Zwavel reageert nog makkelijker met zuurstof.

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

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

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

Cl2 + H20 = HCl + HClO.

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

Verbindingen van niet-metalen

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

totale chalcogenen.

In de hoofdsubgroep van de zesde groep van het periodiek systeem der elementen. I. Mendelejev zijn de elementen: zuurstof (O), zwavel (S), selenium (Se), (Te) en (Po). Deze elementen zijn gezamenlijk bekend als chalcogenen, wat "vormende ertsen" betekent.

In de subgroep van chalcogenen, van boven naar beneden, met een toename van de lading van het atoom, veranderen de eigenschappen van de elementen op natuurlijke wijze: hun niet-metalliciteit neemt af en hun metallische eigenschappen:. Dat geldt ook voor een typisch niet-metaal, en polonium is een metaal (radioactief).

grijs selenium

Productie van fotocellen en gelijkrichters voor elektrische stroom

in halfgeleidertechnologie

De 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 bijna alle eiwitten, in zwavelhoudende - en ook in de samenstelling van vitamine B1 en het hormoon insuline. Bij een gebrek aan zwavel bij schapen vertraagt ​​de wolgroei en bij vogels wordt een slechte bevedering opgemerkt.

Van de planten verbruiken kool, sla en spinazie de meeste zwavel. Peulen van erwten en bonen, radijs, rapen, uien, mierikswortel, pompoenen, komkommers zijn ook rijk aan zwavel; arm aan zwavel en bieten.

In termen van chemische eigenschappen lijken selenium en tellurium sterk op zwavel, maar in termen van fysiologische eigenschappen zijn ze de antagonisten ervan. Voor de normale werking van het lichaam zijn zeer kleine hoeveelheden selenium nodig. Selenium heeft een positief effect op het cardiovasculaire systeem, rood bloed, verhoogt de immuuneigenschappen van het lichaam. Een verhoogde hoeveelheid selenium veroorzaakt een ziekte bij dieren, die zich uit in vermagering en slaperigheid. Het gebrek aan selenium in het lichaam leidt tot verstoring van het hart, de ademhalingsorganen, het lichaam stijgt en kan zelfs optreden. Selenium heeft een significant effect op dieren. Bij herten, die zich onderscheiden door een hoge gezichtsscherpte, bevat het netvlies bijvoorbeeld 100 keer meer selenium dan in andere delen van het lichaam. BIJ flora Alle planten bevatten veel selenium. De plant verzamelt er vooral grote hoeveelheden van.

De fysiologische rol van tellurium voor planten, dieren en mensen is minder bestudeerd dan die van selenium. Het is bekend dat tellurium minder toxisch is dan selenium, en telluriumverbindingen in het lichaam worden snel gereduceerd tot elementair tellurium, dat op zijn beurt wordt gecombineerd met organische stoffen.

Algemene kenmerken van de 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 niet-metalen eigenschappen af, terwijl metaaleigenschappen en atomaire straal toenemen. Stikstof, fosfor, arseen zijn niet-metalen, maar behoren tot 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 is fosforiet, Ca5(PO4)3(OH) is hydroxylapatiet, Ca5(PO4)3F is fluorapatiet
Allotrope vormen bij normale omstandigheden	Stikstof (één vorm)	NH3 + H20 NH40H ↔ NH4+ + OH - (ammoniumhydroxide); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (fosfoniumhydroxide). De 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 activerende enzymen. Daarom heeft het gebrek aan stikstof in de bodem een ​​negatief effect op planten, en vooral op het gehalte aan chlorofyl in de bladeren, waardoor ze bleek worden. verbruiken van 50 tot 250 kg stikstof per 1 hectare bodemoppervlak. De meeste stikstof zit in bloemen, jonge bladeren en vruchten. Stikstof is de belangrijkste bron van stikstof voor planten - het is voornamelijk ammoniumnitraat en ammoniumsulfaat. Er moet ook worden gewezen op de speciale rol van stikstof als integraal onderdeel van lucht - het belangrijkste onderdeel van de levende natuur. Geen van de chemische elementen speelt zo'n actief en divers aandeel 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 botten, tot 10% in spieren en ongeveer 1% in het zenuwstelsel (in de vorm van anorganische en organische bestanddelen). Het wordt aangetroffen in spieren, lever, hersenen en andere organen in de vorm van fosfatiden en fosforzuuresters. Fosfor is betrokken bij spiercontracties en bij de opbouw van spier- en botweefsel. Mensen die zich bezighouden met mentaal werk, moeten een verhoogde hoeveelheid fosfor consumeren om uitputting te voorkomen. zenuwcellen die functioneren met verhoogde belasting tijdens mentale arbeid. Bij gebrek aan fosfor neemt de efficiëntie af, ontwikkelt zich neurose, tweewaardig germanium, tin en lood GeO, SnO, PbO worden verstoord door amfotere oxiden. De 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 het overgaan van germaniumhydroxide Ge(OH)4 naar loodhydroxide Pb(OH)4, worden de zure eigenschappen verzwakt en de basische eigenschappen verbeterd. De biologische rol van koolstof en silicium Koolstofverbindingen vormen de basis van plantaardige en dierlijke organismen (45% koolstof wordt gevonden in planten en 26% in dierlijke organismen). karakteristiek biologische eigenschappen vertonen koolmonoxide (II) en koolmonoxide (IV). Koolmonoxide (II) is een zeer giftig gas, omdat het sterk bindt met hemoglobine in het bloed en hemoglobine het vermogen ontneemt om zuurstof van de longen naar de haarvaten te transporteren. Bij inademing kan CO vergiftiging veroorzaken, mogelijk zelfs dodelijk. Koolmonoxide (IV) is vooral belangrijk voor planten. In plantencellen (vooral in bladeren) in aanwezigheid van chlorofyl en de actie zonne energie glucose wordt geproduceerd uit koolstofdioxide en water met de afgifte van zuurstof. Als resultaat van fotosynthese binden planten jaarlijks 150 miljard ton koolstof en 25 miljard ton waterstof en geven ze tot 400 miljard ton zuurstof af aan de atmosfeer. Wetenschappers hebben ontdekt dat planten ongeveer 25% van de CO2 doorkrijgen wortelstelsel van in de bodem opgeloste carbonaten. Planten gebruiken silicium om integumentaire weefsels te bouwen. Silicium in planten, dat de celwanden impregneert, maakt ze steviger en beter bestand tegen schade door insecten, beschermt ze tegen het binnendringen van schimmelinfecties. Silicium komt voor in bijna alle weefsels van dieren en mensen, vooral in de lever, het kraakbeen. Tuberculosepatiënten hebben veel minder silicium in hun botten, tanden en kraakbeen dan gezonde mensen. Bij ziekten zoals Botkin is er een afname van het siliciumgehalte in het bloed en bij schade aan de dikke darm juist een toename van het gehalte in het bloed.

Chemische eigenschappen van niet-metalen.

Niet-metalen hebben een atomaire of moleculaire structuur. Ze worden gekenmerkt door lage smelt- en kookpunten, 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 reducerende en oxiderende middelen zijn (fluor, zuurstof).

Interactie van niet-metalen met metalen

2Na + Cl 2 = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N2 = 2Li 3 N,

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2. Interactie van niet-metalen met koolstof. Voor koolstof zijn reacties meer karakteristiek waarbij het reducerende eigenschappen vertoont. Dit vindt plaats 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 aggregaattoestanden die een covalent type hebben chemische binding, waarvan de gemeenschappelijke elektronenparen worden verplaatst naar een atoom van een meer elektronegatief niet-metalen element.

3. Interactie van niet-metalen met waterstof:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3,

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr;

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

S + 3F 2 = SF 6,

S + O 2 \u003d SO 2,

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5;

5. Interactie van metalen met koolstof .

Bij gewone temperaturen is koolstof erg inert. De chemische activiteit komt alleen tot uiting wanneer: hoge temperaturen. De verbindingen van koolstof met metalen worden genoemd carbiden.

4А1 + ЗС \u003d AI 4 C 3 (Aluminiumcarbide )

Fysische en chemische eigenschappen van waterstof H 2. Het H2-molecuul bevat niet-polair obligatie. Kleurloos gas, geur- en smaakloos, bestand tegen verhitting tot 2000 °C. Praktisch onoplosbaar in water.

Fysische constanten:M r = 2,016, ρ = 0,09 g/l (n.o.), t pl \u003d -259,19 ° C, t kip = -252,87 °C.

Waterstof H 2 kan onder bepaalde omstandigheden vertonen herstellende eigenschappen(vaker), in andere omstandigheden - oxiderende eigenschappen(minder vaak):

reductiemiddel H 2 0 - 2 e− = 2H I

oxidatiemiddel H 2 0 + 2 e− = 2H −I

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

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

H 2 + CuO \u003d Cu + H 2 O

H 2 + Ca = CaH 2

Kwalitatieve reactie op waterstof - verbranding met "katoen" van het gas verzameld in een reageerbuis.

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
RH4 →	RH 3 →	H 2 R →	HR

conclusies:

1.Niet-metalen elementen bevinden zich in de hoofdsubgroepen III-VIII van groepen PS D.I. Mendelejev, die de rechterbovenhoek inneemt. 2. Er zijn 3 tot 8 elektronen op de buitenste elektronenlaag van atomen van niet-metalen elementen.

Lezing 24

Niet-metalen.

Lezingenplan:

Niet-metalen zijn eenvoudige stoffen

De positie van niet-metalen in het periodiek systeem

Het aantal niet-metalen elementen is veel kleiner dan dat van metalen.Tien chemische elementen (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) hebben typische niet-metalen eigenschappen. Zes elementen, die gewoonlijk niet-metalen worden genoemd, vertonen dubbele (zowel metallische als niet-metalen) eigenschappen (B, Si, As, Se, Te, At). En nog 6 items binnen recente tijden begon te worden opgenomen in de lijst van niet-metalen. Dit zijn de zogenaamde edele (of inerte) gassen (He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn). Dus 22 van de bekende chemische elementen worden meestal geclassificeerd als niet-metalen.

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

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

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

Atomen van typische niet-metalen (A) worden gekenmerkt door een hoge elektronegativiteit en hoge elektronenaffiniteit, wat hun vermogen bepaalt om negatief geladen ionen te vormen met de elektronische configuraties van de overeenkomstige inerte gassen:

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 met waterstof).

Atomen van niet-metalen in covalente verbindingen met meer elektronegatieve niet-metalen (in het bijzonder met zuurstof) hebben positieve oxidatietoestanden. Hoogste positieve oxidatietoestand van een niet-metaal, gebruikelijk, gelijk aan groepsnummer waarin het 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 zijn niet-metalen waterstof en helium. De luchtschil van de aarde bestaat uit niet-metalen atomen - 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 niet-metalen waterstof en zuurstof. In levende materie overheersen 6 niet-metalen - koolstof, zuurstof, waterstof, stikstof, fosfor, zwavel.

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

1) gassen: waterstof H 2, zuurstof O 2, stikstof N 2, fluor F 2, chloor C1 2, inerte gassen: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) vloeistof: 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 diatomische 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 kristalrooster niet-metalen tussen atomen hebben geen vrije elektronen, ze verschillen in fysieke eigenschappen van metalen:

¾ hebben geen glans;

¾ breekbaar, hebben verschillende hardheden;

¾ geleiden warmte en elektriciteit slecht.

Niet-metalen vaste stoffen zijn praktisch 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 allotropie- het fenomeen van het bestaan ​​van één element in de vorm van meerdere eenvoudige stoffen. Allotrope modificaties zijn bekend voor zuurstof (zuurstof O 2 en ozon O 3), zwavel (ruitvormig, monokliene en plastic), fosfor (wit, rood en zwart), koolstof (grafiet, diamant en karabijn, enz.), silicium (kristallijn en amorf).

Chemische eigenschappen van niet-metalen

Volgens de chemische activiteit van niet-metalen verschillen aanzienlijk van elkaar. Dus stikstof en edelgassen gaan alleen onder zeer zware omstandigheden chemische reacties aan ( hoge druk en temperatuur, de aanwezigheid van een 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 in chemische reacties vertonen zowel oxiderende als reducerende eigenschappen. Het hoogste oxiderende vermogen is kenmerkend voor halogenen en zuurstof. In niet-metalen als waterstof, koolstof, silicium overheersen 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, stikstof - nitriden, halogenen - halogeniden, enz.:

2Cu + O 2 → 2CuO

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2. Interactie met waterstof. Niet-metalen werken ook als oxidatiemiddelen in 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:

2P + 5C1 2 → 2PC1 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 atmosfeer van fluor:

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.

II. Verminderende eigenschappen van niet-metalen

1. Interactie met niet-metalen. Niet-metalen kunnen reducerende eigenschappen vertonen met betrekking tot niet-metalen met een hogere elektronegativiteit, en voornamelijk met betrekking tot fluor en zuurstof:

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;

N 2 + O 2 → 2NO

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

C + ZnO → Zn + CO;

5H 2 + V 2 O 5 → 2V + 5H 2 O.

Si02 + 2C → Si + 2CO.

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

3S + 2KSlO 3 → 3SO 2 + 2KS1;

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 → ZH 3 RO 4 + 5NO.

Algemene methoden productie van niet-metalen

Sommige niet-metalen komen in de natuur in vrije staat voor: dit zijn zwavel, zuurstof, stikstof, edelgassen. Allereerst eenvoudige stoffen - niet-metalen maken deel uit van de lucht.

Door rectificatie van lucht (scheiding) worden grote hoeveelheden gasvormige zuurstof en stikstof verkregen.

De meest actieve niet-metalen - halogenen - worden verkregen door elektrolyse van smelten of oplossingen uit verbindingen. In de industrie worden met behulp van elektrolyse drie belangrijkste producten tegelijkertijd in grote hoeveelheden verkregen: de dichtstbijzijnde analoog van fluor is chloor, waterstof en natriumhydroxide. De gebruikte elektrolyt is een natriumchloride-oplossing die van bovenaf in de cel wordt gevoerd.

In meer detail zullen methoden voor het verkrijgen van niet-metalen later in de relevante colleges worden besproken.

Chemische eigenschappen van metalen

1. Metalen reageren met niet-metalen.
2. Metalen die bestand zijn tegen waterstof reageren met zuren (behalve salpeterzuur en zwavelzuur) waarbij waterstof vrijkomt
3. Actieve metalen reageren met water om alkali te vormen en waterstof af te geven.
4. Metalen met middelmatige activiteit reageren met water bij verhitting om metaaloxide en waterstof te vormen.
5. Metalen die na waterstof staan, reageren niet met water en zure oplossingen (behalve voor salpeter- en zwavelconcentraties).
6. Meer actieve metalen verdringen minder actieve metalen uit oplossingen van hun zouten.
7. Halogenen reageren met water en alkalische oplossing.
8. Actieve halogenen (behalve fluor) verdringen 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 met alkaliën op dezelfde manier als met water, alleen worden er geen zuren gevormd, maar hun zouten, en de reacties zijn niet omkeerbaar, maar gaan tot het einde.

Leer 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 gekenmerkt hoge waarden elektronegativiteit en hoog reductiepotentieel.

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

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

Met een toename van de lading van de atoomkern, wordt een patroon van veranderingen in de eigenschappen van chemische elementen van metaal naar niet-metaal waargenomen.

Chemische eigenschappen van niet-metalen

Waterstofeigenschappen van niet-metalen zijn voornamelijk vluchtige verbindingen, die in waterige oplossingen zuur zijn. Ze hebben moleculaire structuren en een covalente polaire binding. Sommige, zoals water, ammoniak of waterstoffluoride, vormen waterstofbruggen. Verbindingen worden gevormd door de directe interactie van niet-metalen met waterstof. Voorbeeld:

S + H 2 \u003d H 2 S (tot 350 graden wordt de balans naar rechts verschoven)

Alle waterstofverbindingen hebben reducerende eigenschappen, waarbij hun reducerend vermogen in een periode van rechts naar links toeneemt en in een groep van boven naar beneden. Dus waterstofsulfide brandt met een grote hoeveelheid zuurstof:

2H 2 S + 3O 3 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O + 1158 kJ.

Oxidatie kan op een andere manier gaan. Dus, al in de lucht, wordt een waterige oplossing van waterstofsulfide troebel als gevolg van de vorming van zwavel:

H 2 S + 3O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

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

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

De bekendste zijn zouten van deze zuren als bleekmiddel CaOCl 2 (gemengd zout van hypochloor- en zoutzuur), bertoletzout 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 \u003d HNO 3 (salpeterzuur) + HNO 2 (salpeterigzuur) - redox-disproportioneringsreactie

Rijst. 2. Salpeterigzuur.

Anhydride salpeterzuur N 2 O 5 - wit kristallijne substantie die gemakkelijk in water oplost. Voorbeeld:

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

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

Fosfor vormt oxiden, met oxidatietoestanden +3 en +5. Het meest stabiele oxide is fosforanhydride P 2 O 5 , dat zich vormt moleculair rooster, op de plaatsen waarvan er dimeren P 4 O 10 zijn . Als fosfaatmeststoffen worden zouten van fosforzuur gebruikt, bijvoorbeeld ammofos NH4H2PO4 (ammoniumdiwaterstoffosfaat).

Tabel met rangschikking van niet-metalen

Groep	l	III	IV	V	VI	VII	VIII
Eerste periode	H						Hij
Tweede periode		B	C	N	O	F	nee
Derde periode			Si	P	S	kl	Ar
De vierde periode				Net zo	Se	Br	kr
Vijfde periode					Te	l	Xe
zesde periode						Bij	Rn