Všeobecné charakteristiky nekovov hlavných podskupín

Všetky anorganické látky sa delia na jednoduché zlúčeniny: kovy; nekovy. A komplex: binárne zlúčeniny; zásady; kyseliny; soli.

Ako sú nekovy usporiadané v periodickej tabuľke? Zo 118 v súčasnosti známych chemických prvkov je 96 kovov a iba 22 sa týka nekovov všeobecnými charakteristikami prvkov. Nekovové chemické prvky tvoria väčšinu hmotnosti živých organizmov. A zloženie zemskej atmosféry zahŕňa jednoduché aj zložité látky tvorené nekovovými prvkami.

Umiestnenie nekovových prvkov v periodickom systéme

V krátkodobej verzii - v hlavných podskupinách-nekovy. Zvážte všeobecné charakteristiky uvedené nižšie. Nekovy sú umiestnené vpravo a nad uhlopriečkou bóru a Astatu. V dlhodobej verzii-na konci vpravo v skupinách IVA, VA, via, VIIA, VIIIA.

Zo všetkých doteraz objavených chemických prvkov je málo nekovových prvkov - iba 22. Z toho 16 aktívnych prvkov a 6 inertných plynov. Chémia nekovov je však bohatšia ako chémia všetkých kovov. Nekovové prvky zohrávajú obrovskú úlohu v existencii života na Zemi.

Všeobecné charakteristiky nekovov

Atómy nekovových prvkov obsahujú štyri až sedem elektrónov na vonkajšej úrovni a osem elektrónov v inertných plynoch, s výnimkou vodíka (jeden elektrón) a hélia (2 elektróny). Preto vo všeobecnej charakteristike štruktúry nekovových atómov - , toto je schopnosť prijímať aj rozdávať elektróny, ktoré zohrávajú úlohu oxidačných aj redukčných činidiel.

V zlúčeninách teda nekovové prvky vykazujú negatívne aj pozitívne oxidačné stavy. Charakteristické hodnoty Valencie a stupňa oxidácie nekovov sú spojené so štruktúrou ich vonkajšej elektronickej úrovne

Napríklad síra môže vykazovať valenciu 2, 4, 6 v dôsledku separácie elektrónov. V prírode existujú nekovy okrem kyslíka, dusíka, vodíka, síry a inertných plynov vo forme zlúčenín: sulfidy, oxidy, chloridy, kremičitany, sírany, uhličitany, fosforečnany rôznych kovov.

Nekovové prvky vo voľnej forme existujú vo forme jednoduchých látok-nekovov. Pozrime sa na ich štruktúru, vlastnosti a aplikáciu. Atómy nekovov sú vzájomne prepojené kovalentnou väzbou. Formy existencie nekovov sú rôzne. Vodík, jód, chlór, fluór, bróm existujú iba vo forme dvojatómových molekúl H2, I2, Cl2, F2 Br2. Dôvod je ten, že majú iba jednu príležitosť vytvoriť spoločný pár vďaka jedinému nepárovému elektrónu.

Alotropia nekovov

S nárastom počtu nepárových elektrónov pre prvky je možné vytvárať jednoduché látky rôzneho zloženia-alotropické modifikácie. Kyslík teda vytvára dve alotropické modifikácie.

Vodík H2, fluór F2, chlór Cl2, dusík N2, kyslík O2, ozón O3 sú skôr ľahké nepolárne molekuly, ktoré navzájom slabo interagujú. Preto sú všetky uvedené látky plyny pri normálnej teplote.

Bróm Br2 je kvapalina a I2 je pevná látka. V pevnej forme majú všetky molekulárnu kryštálovú mriežku.

Spôsoby získania

Prvý bod všeobecných charakteristík nekovov možno považovať za spôsoby ich výroby. Získajú sa nekovy rôznymi spôsobmi:

1. Oddelením od iných látok od prírodných zlúčenín. Napríklad separácia kvapalného vzduchu na kyslík, dusík a zvyškové inertné plyny.
2. Redukcia zo zlúčeniny, ak má nekov v nej pozitívny oxidačný stav. Napríklad redukcia vodíka z vody elektrolýzou: + 1 -2 0 katóda ( - ) 2H2O + 2e = H2­+ 2OH^-.
3. Oxidáciou zo zlúčeniny, v ktorej má nekov negatívny oxidačný stav. Napríklad oxidácia chloridových iónov počas elektrolýzy roztoku alebo taveniny chloridu sodného: anóda ( + ) 2Cl^- - 2e = Cl⁰₂↑.

Existujú aj priemyselné a laboratórne metódy na výrobu nekovov.

Fyzikálne vlastnosti

Druhým bodom všeobecných charakteristík nekovov sú ich fyzikálne vlastnosti. Nekovy majú v zásade atómovú alebo molekulárnu kryštálovú mriežku. Niektoré z nich vedú elektrický prúd dobre alebo sú polovodičmi. Tretím bodom v štúdiu všeobecných charakteristík nekovov je zvážiť ich chemické vlastnosti.

Nekovy môžu slúžiť v chemických reakciách ako oxidačné činidlá a redukčné činidlá. Výnimkou je fluór F2, ktorý vždy hrá úlohu oxidačného činidla. Preto sú všetky reakcie zahŕňajúce nekovy redoxné.

Zvážte pomer nekovov k vode, kovom, k sebe navzájom, ako aj k oxidom, kyselinám, zásadám a soliam. Všetky nekovy sú odolné voči zahrievaniu, takže väčšina ich reakcií prebieha iba pri vysokých teplotách:

1. Za normálnych podmienok aktívne interaguje s vodou iba fluór: F2 + H2O = 2HF + O2O = O2; O2 + o = O3. Môžeme povedať, že voda horí vo fluóre. V tomto prípade sa vytvorí komplexná zmes látok vrátane fluoridov kyslíka2 a O2F2. Chlór a bróm interagujú s vodou iba čiastočne: Cl2 + H2O ←→ HCl + HClO roztoky chlóru Cl2 vo vode sa nazývajú chlórová voda. Pri prechode vodnej pary cez zohriate uhlie vzniká vodný plyn: C + H2O =^to CO + H2.

2. Všetky nekovy interagujú s kovmi, s výnimkou inertných plynov. V dôsledku toho sa vytvárajú binárne zlúčeniny: oxidy, hydridy, karbidy, nitridy, fosfidy, sulfidy, chloridy, bromidy, jodidy atď. Ca + H2 = cah2-hydrid vápenatý.

3. Nekovy navzájom reagujú iba pri zahrievaní (okrem fluóru) a vytvárajú binárne zlúčeniny rôznych typov:

• Oxidy: N2 + O2 ←→ 2NO – Q-oxid dusnatý (II) z nekovov, iba chlór, bróm a jód nereagujú priamo s kyslíkom. Ich oxidy sa získavajú nepriamo.
• Zlúčeniny vodíka: H2 + s = H2S-sírovodík.

4. Nekovy za normálnych podmienok prakticky nereagujú s oxidmi. Pri zahrievaní sa vyskytuje málo, ale prakticky dôležitých reakcií. Napríklad redukcia kovov a nekovov z oxidov: FeO + C = Fe + CO↑.

Pozrime sa na všeobecnú charakteristiku nekovov na príklade halogénov

Fluór F2 a chlór Cl2 vykazujú podobné fyzikálne vlastnosti: sú to jedovaté plyny so štipľavým zápachom a fluór má svetložltú farbu a chlór je žltozelený. Bróm Br2 je ťažká červenohnedá kvapalina. Chlór a bróm sú čiastočne rozpustné vo vode, ich roztok sa nazýva chlór a brómová voda.

Jód I2 je veľmi málo rozpustný vo vode, lepšie sa rozpúšťa v alkohole alebo iných organických rozpúšťadlách.

Halogény sa získavajú elektrolýzou taveniny alebo roztoku NaCl alebo ich vytlačením chlórom. Halogény sa navzájom vytesňujú zo svojich kyslých roztokov: 2hbr + Cl2 = 2HCl + Br2.