Nemetalele prezintă numai proprietăți reducătoare și oxidante. Proprietățile chimice ale substanțelor simple ale metalelor și nemetalelor. Interacțiunea nemetalelor cu substanțe simple

Nemetale- elemente din grupele 14-16 ale tabelului periodic. Aproape că nu conduc electricitatea și căldura. Nemetalele sunt foarte casante și practic rezistente la îndoire sau la orice altă deformare. Ele pot exista în 2 din 3 stări ale materiei la temperatura camerei: gaz (cum ar fi oxigenul) și solid (cum ar fi carbonul). Nemetale, nu au un luciu metalic și nu reflectă lumina.

Interacțiunea nemetalelor cu substanțe simple.

1.Interacțiunea nemetalelor cu metalele:

2Na + CI2 = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N2 = 2Li3N,

2Ca + O2 = 2CaO.

în astfel de cazuri, nemetalele prezintă proprietăți oxidante (acceptă electroni, formând particule încărcate negativ).

2. Interacțiunea nemetalelor cu alte nemetale:

• interacționând cu hidrogenul, aproape toate nemetalele prezintă proprietăți oxidante, în timp ce formează compuși volatili de hidrogen - hidruri covalente:

3H2 + N2 = 2NH3,

H2 + Br2 = 2HBr;

• interacționând cu oxigenul, toate nemetalele, cu excepția fluorului, prezintă proprietăți reducătoare:

S + O2 = SO2,

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

• Când interacționează cu fluorul, fluorul este un agent oxidant, iar oxigenul este un agent reducător:

2F 2 + O 2 = 2OF 2;

• nemetalele interacționează între ele, cu cât metalul mai electronegativ joacă rolul unui agent oxidant, cu atât cel mai puțin electronegativ joacă rolul unui agent reducător:

S + 3F 2 = SF 6,

Există doar 16 elemente chimice nemetalice, dar două dintre ele, oxigenul și siliciul, alcătuiesc 76% din masa scoarței terestre. Nemetalele reprezintă 98,5% din masa plantelor și 97,6% din masa oamenilor. Toate cele mai importante substanțe organice constau din carbon, hidrogen, oxigen, sulf, fosfor și azot, acestea sunt elementele vieții. Hidrogenul și heliul sunt elementele principale ale Universului, toate obiectele cosmice, inclusiv Soarele nostru, sunt făcute din ele.

Nemetalele sunt elemente chimice ai căror atomi acceptă electroni pentru a completa un nivel exterior de energie, formând astfel ioni încărcați negativ. Aproape toate nemetalele au raze relativ mici și un număr mare de electroni în nivelul de energie exterior de la 4 la 7 sunt caracterizate prin valori ridicate de electronegativitate și proprietăți oxidante.

Dacă în Tabelul periodic desenăm o diagonală de la beriliu la astatin, atunci în dreapta sus de-a lungul diagonalei vor fi elemente nemetalice, iar în stânga de jos - metale, acestea includ și elemente din toate subgrupurile secundare, lantanide și actinide. . Elementele situate în apropierea diagonalei, de exemplu, beriliu, aluminiu, titan, germaniu, antimoniu, au un caracter dublu și sunt clasificate ca metaloizi. Elementele din grupa 18 - gaze inerte, au un strat electronic exterior complet complet, acestea sunt uneori clasificate ca nemetale, dar formal, în funcție de caracteristicile lor fizice;

Configurațiile electronice ale electronilor de valență ai elementelor nemetalice sunt prezentate în tabel:

Regularități ale modificărilor proprietăților elementelor nemetalice

În perioada cu creșterea încărcăturii nucleare (de la stânga la dreapta):

• raza atomului scade,
• numărul de electroni din nivelul de energie exterior crește,
• electronegativitatea crește
• proprietățile oxidante sunt îmbunătățite,
• proprietățile nemetalice sunt îmbunătățite.

Într-un grup cu sarcina nucleară crescândă (de sus în jos):

• raza atomului crește,
• numărul de electroni din nivelul de energie exterior nu se modifică,
• electronegativitatea scade
• proprietățile oxidante slăbesc,
• proprietățile nemetalice slăbesc.

Astfel, Cu cât un element este mai în dreapta și mai sus în Tabelul Periodic, cu atât mai clar sunt exprimate proprietățile sale nemetalice.

Nemetale din subgrupa principală a grupei IV a Tabelului periodic D.I. Elementele lui Mendeleev sunt carbonul și siliciul. Nivelul de energie exterior al acestor elemente conține 4 electroni (ns 2 np 2). În compușii săi anorganici, carbonul are o stare de oxidare de +2 (în starea neexcitată) și +4 (în starea excitată). În compușii organici, starea de oxidare a carbonului poate fi de la –4 la +4.

Pentru siliciu, cea mai stabilă stare de oxidare este +4. Carbonul și siliciul formează oxizi acizi cu formula generală EO 2, precum și compuși volatili cu hidrogen cu formula generală EN 4.

Nemetale din grupa V a subgrupului principal al Tabelului Periodic D.I. Elementele lui Mendeleev sunt azotul, fosforul și arsenul. Nivelul de energie exterior al acestor elemente conține cinci electroni: ns 2 np 3. Azotul din compușii săi poate prezenta stări de oxidare –3, –2, +1, +2, +3, +4, +5.
Fosforul se caracterizează prin stări de oxidare de –3, +3, +5. Deoarece atomul de azot nu are un subnivel d, nu poate fi pentavalent, dar este capabil să formeze o a patra legătură covalentă prin mecanismul donor-acceptor. Pe măsură ce numărul atomic dintr-un subgrup crește, razele atomilor și ionilor cresc, iar energia de ionizare scade. Există o slăbire a proprietăților nemetalice și o întărire a celor metalice.
Cu oxigen, elementele subgrupului principal al grupei V formează oxizi superiori ai compoziției R2O5. Toți sunt oxizi acizi. Cu hidrogenul, azotul, fosforul și arsenul formează compuși gazoși volatili cu compoziția EN 3.

Nemetale din subgrupa principală a grupei VI a sistemului periodic D.I. Elementele lui Mendeleev sunt oxigenul, sulful, seleniul și telurul. Configurația nivelului electronic extern al acestor elemente este ns 2 np 4. În compușii lor, ei prezintă cele mai caracteristice stări de oxidare –2, +4, +6 (cu excepția oxigenului). Odată cu creșterea numărului ordinal în cadrul unui subgrup, energia de ionizare scade, mărimea atomilor și ionilor crește, caracteristicile nemetalice ale elementelor slăbesc și cele metalice cresc. Sulful și seleniul formează oxizi superiori de tip RO 3. Acești compuși sunt oxizi acizi tipici, care corespund acizilor puternici precum H2RO4. Nemetalele subgrupului principal din grupa VI sunt caracterizate prin compuși volatili cu hidrogen cu formula generală H2R. În acest caz, polaritatea și rezistența legăturii slăbesc de la H2O la H2Te. Toți compușii hidrogenului, cu excepția apei, sunt substanțe gazoase. Soluțiile apoase de H 2 S, H 2 Se, H 2 Te sunt acizi slabi.

Elementele grupei VII a subgrupului principal - fluor, clor, brom, iod - sunt nemetale tipice. Numele de grup al acestor elemente este halogeni din grecescul halos - sare și gene - care dă naștere. Configurația nivelului electronic exterior al acestor halogeni este ns 2 np 5. Cea mai caracteristică stare de oxidare a halogenilor este –1. În plus, clorul, bromul și iodul pot prezenta stări de oxidare de + 3, + 5, + 7. În fiecare perioadă, halogenii sunt elementele cele mai electronegative. În cadrul subgrupului, la trecerea de la fluor la astatin, raza atomică crește, proprietățile nemetalice scad, iar proprietățile oxidante scad și proprietățile de reducere cresc. Toți halogenii formează substanțe simple - molecule diatomice Hal 2. Fluorul este cel mai electronegativ dintre elementele chimice. În toți compușii săi are o stare de oxidare de –1. Oxizii de halogen superiori (cu excepția fluorului) au formula generală R2O7 și sunt oxizi acizi. Ei corespund acizilor tari cu formula generală HRO 4 (R = Cl, Br). Compușii cu hidrogen ai halogenilor - halogenurile de hidrogen au formula generală HHal. Soluțiile lor apoase sunt acizi, a căror tărie crește de la HF la HI. Există un model pentru halogeni: fiecare halogen anterior este capabil să-l înlocuiască pe următorul din compușii săi cu metale și hidrogen, de exemplu: Cl 2 + 2KBr = 2KCl + Br 2.

Proprietățile chimice ale nemetalelor
În conformitate cu valorile numerice ale electronegativităților relative capacitatea de oxidare a nemetalelor creșteîn următoarea ordine: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Nemetale ca agenți oxidanți
Proprietățile oxidante ale nemetalelor se manifestă în timpul interacțiunii lor:

· cu metale: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

· cu hidrogen: H2 + F2 = 2HF;

· cu nemetale care au electronegativitate mai mică: 2P + 5S = P 2 S 5 ;

· cu unele substanțe complexe: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3.

Nemetale ca agenți reducători

1. Toate nemetalele (cu excepția fluorului) prezintă proprietăți reducătoare atunci când interacționează cu oxigenul:

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

Oxigenul în combinație cu fluor poate prezenta, de asemenea, o stare de oxidare pozitivă, adică poate fi un agent reducător. Toate celelalte nemetale prezintă proprietăți reducătoare. De exemplu, clorul nu se combină direct cu oxigenul, dar indirect este posibil să se obțină oxizii săi (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 2), în care clorul prezintă o stare de oxidare pozitivă. La temperaturi ridicate, azotul se combină direct cu oxigenul și prezintă proprietăți reducătoare. Sulful reacționează și mai ușor cu oxigenul.

2. Multe nemetale prezintă proprietăți reducătoare atunci când interacționează cu substanțe complexe:

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

3. Există, de asemenea, reacții în care același nemetal este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:

CI2 + H20 = HCI + HCIO.

4. Fluorul este cel mai tipic nemetal, care nu se caracterizează prin proprietăți reducătoare, adică capacitatea de a dona electroni în reacțiile chimice.

Compuși nemetalici
Nemetalele pot forma compuși cu diferite legături intramoleculare.
Tipuri de compuși nemetalici
Formulele generale ale compușilor cu hidrogen în funcție de grupele sistemului periodic de elemente chimice sunt date în tabel:

	RH 2	RH 3	RH 4	RH 3	H2R
Compuși nevolatili ai hidrogenului				Compuși volatili ai hidrogenului

Cu metale, hidrogenul formează (cu unele excepții) compuși nevolatili, care sunt solide cu structură nemoleculară. Prin urmare, punctele lor de topire sunt relativ ridicate. Cu nemetale, hidrogenul formează compuși volatili cu structură moleculară (de exemplu, hidrogen fluorhidric HF, hidrogen sulfurat H 2 S, amoniac NH 3, metan CH 4). În condiții normale, acestea sunt gaze sau lichide volatile. Când sunt dizolvați în apă, compușii cu hidrogen de halogeni, sulf, seleniu și teluriu formează acizi cu aceeași formulă ca și compușii cu hidrogen înșiși: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Când amoniacul este dizolvat în apă, se formează apă amoniacală, de obicei desemnată cu formula NH4OH și numită hidroxid de amoniu. Se notează și prin formula NH 3 ∙H 2 O și se numește hidrat de amoniac.
Cu oxigen, nemetalele formează oxizi acizi. La unii oxizi ei prezintă o stare de oxidare maximă egală cu numărul grupului (de exemplu, SO 2 , N 2 O 5 ), în timp ce în alții este mai scăzută (de exemplu, SO 2 , N 2 O 3 ). Oxizii acizi corespund acizilor, iar dintre cei doi acizi oxigenați ai unui nemetal, cel în care acesta prezintă o stare de oxidare mai mare este mai puternic. De exemplu, acidul azotic HNO3 este mai puternic decât acidul azotat HNO2, iar acidul sulfuric H2SO4 este mai puternic decât acidul sulfuros H2SO3.
Caracteristicile compușilor oxigenați ai nemetalelor

1. Proprietățile oxizilor superiori (adică oxizilor care conțin un element dintr-un grup dat cu cea mai mare stare de oxidare) se schimbă treptat de la bazic la acid în perioade de la stânga la dreapta.

2. În grupuri de sus în jos, proprietățile acide ale oxizilor superiori slăbesc treptat. Acest lucru poate fi judecat după proprietățile acizilor corespunzători acestor oxizi.

3. Creșterea proprietăților acide ale oxizilor superiori ai elementelor corespondente în perioade de la stânga la dreapta se explică printr-o creștere treptată a sarcinii pozitive a ionilor acestor elemente.

4. În principalele subgrupe ale sistemului periodic de elemente chimice, proprietățile acide ale oxizilor nemetalici superiori scad de sus în jos.

După cum am observat deja, atomii și, prin urmare, substanțele simple formate de ei, se caracterizează atât prin proprietăți oxidante, cât și reducătoare.

Proprietăți oxidante ale substanțelor simple - nemetale.

1. Proprietățile oxidante ale nemetalelor se manifestă în primul rând atunci când interacționează cu substanțe simple - metale (după cum știți, metalele sunt întotdeauna agenți reducători):

Proprietățile oxidante ale clorului Cl 2 sunt mai pronunțate decât cele ale sulfului S, prin urmare metalul de fier, care are stări stabile de oxidare de +2 și +3 în compuși, este oxidat de acesta la o stare de oxidare mai mare.

2. Majoritatea nemetalelor prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu hidrogenul. Ca rezultat, se formează compuși volatili de hidrogen.

3. Orice nemetal acționează ca un agent oxidant în reacțiile cu acele nemetale care au o valoare mai mică a electronegativității:

Electronegativitatea sulfului este mai mare decât cea a fosforului, astfel încât în ​​această reacție prezintă proprietăți oxidante.

Fluorul F2 este cel mai puternic agent oxidant dintre nemetale, prezintă numai proprietăți oxidante în reacții.

4. Nemetalele prezintă și proprietăți oxidante în reacțiile cu unele substanțe complexe.

Să remarcăm mai întâi proprietățile oxidante ale oxigenului nemetalic în reacțiile cu substanțe complexe:

Nu numai oxigenul, ci și alte nemetale pot fi, de asemenea, agenți oxidanți în reacții cu substanțe complexe - anorganice (a, b) și organice (c, d):

Agentul oxidant puternic clorul Cl 2 oxidează clorura de fier (II) în clorura de fier (III);

Clorul Cl 2, ca agent oxidant mai puternic, înlocuiește iodul liber I 2 din soluția de iodură de potasiu;

Halogenarea metanului este o reacție caracteristică pentru alcani;

Vă amintiți, desigur, reacția calitativă la compușii nesaturați - decolorarea apei cu brom.

Proprietăți reducătoare ale substanțelor simple - nemetale.

Când luăm în considerare reacțiile nemetalelor între ele, am observat deja că, în funcție de valorile electronegativității lor, unul dintre ele prezintă proprietățile unui agent oxidant, iar celălalt - proprietățile unui agent reducător.

1. În legătură cu fluor, toate nemetalele (chiar și oxigenul) prezintă proprietăți reducătoare.

2. Desigur, nemetalele, cu excepția fluorului, servesc ca agenți reducători atunci când interacționează cu oxigenul:

În urma reacțiilor se formează oxizi nemetalici: acidi care nu formează sare și care formează sare. Și deși halogenii nu se combină direct cu oxigenul, oxizii lor sunt cunoscuți

Interacțiunea cu metalele:
2Na + S = Na 2S
- interacțiunea cu hidrogenul (se formează compuși volatili de hidrogen):
H2 + CI2 = 2HCI
- orice nemetal acționează ca un agent oxidant în reacțiile cu acele nemetale care au o valoare mai mică a electronegativității:
2P + 3Cl2 = 2PCl3
- interacțiunea cu substanțe complexe:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Proprietăți de restaurare

Interacțiunea cu oxigenul (excepție - fluor):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- interacțiunea cu substanțe oxidante complexe:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2? + 2H20.
Când interacționează cu nemetale, acidul sulfuric concentrat este redus la SO2.

Reacție de disproporționare

Caracteristic nemetalelor active. Apare într-un mediu alcalin:
3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O.

Caracteristici generale. Dintre toate elementele cunoscute în prezent, aproximativ 80% aparțin metalelor: elementele s din grupele I și II, toate elementele d și f și un număr de elemente p ale principalelor subgrupe ale sistemului periodic. Cele mai tipice metale sunt situate la începutul perioadelor (cu excepția primei). Caracteristica principală a elementelor metalice este prezența unui număr mic de electroni în nivelurile lor exterioare de energie (1,2,3).

În natură, metalele se găsesc atât sub formă liberă, cât și sub formă de compuși. În forma lor liberă, există metale mai puțin active din punct de vedere chimic, care se oxidează greu cu oxigen: platină, aur, argint, mercur, cupru etc. Toate metalele, cu excepția mercurului, în condiții normale sunt substanțe solide cu un luciu caracteristic. care conduc curentul electric și încălzesc bine. Majoritatea metalelor pot fi forjate, trase și laminate. Pe baza culorii, toate metalele sunt împărțite în mod convențional în două grupe: feroase și neferoase. Pe baza densității lor, se disting metalele ușoare (ρ< 5) и тяжелые (ρ >5). Exemple de metale ușoare sunt potasiul, sodiul, calciul, aluminiul etc. Metalele grele includ osmiul, staniul, plumbul, nichelul, mercurul, aurul, platina etc. Punctul de topire al metalelor este, de asemenea, diferit: de la -38,9 °C (mercur) la 3380 °C (tungsten). Metalele pot diferi și ca duritate: cele mai moi metale sunt sodiul și potasiul (tăiate cu un cuțit), iar cele mai dure sunt nichelul, wolframul, cromul (cel din urmă taie sticla). Diferitele metale conduc căldura și electricitatea în mod diferit: cel mai bun conductor de electricitate este argintul, cel mai rău este mercurul.

În stare topită, metalele pot fi distribuite între ele, formând aliaje. Majoritatea metalelor topite pot fi amestecate între ele în cantități nelimitate. Când metalele topite sunt amestecate, fie are loc o simplă dizolvare a topiturii unui metal în altul, fie metalele intră într-un compus chimic. Cel mai adesea, aliajele sunt amestecuri de metale libere cu compușii lor chimici. Aliajele pot include și nemetale (fonta este un aliaj de fier și carbon). Proprietățile metalelor diferă semnificativ de proprietățile elementelor lor constitutive.

Se știe că metalele au 1-3 electroni de valență la nivelul lor de energie exterioară (EEL). Prin urmare, ei renunță relativ ușor la electroni la nemetale, care au 5-7 electroni în turbina eoliană. Astfel, metalele reacţionează direct cu halogenii. Majoritatea Me reacţionează bine cu oxigenul (exclusiv aurul, platina, argintul), formând oxizi şi peroxizi; reacţionează cu sulful pentru a forma sulfuri. Metalele alcaline alcalino-pământoase reacționează ușor cu apa pentru a forma alcali solubile în ea. Metalele cu activitate medie reacţionează cu apa numai atunci când sunt încălzite. Metalele slab active nu reacţionează deloc cu apa. Majoritatea metalelor se dizolvă în acizi. Cu toate acestea, reactivitatea chimică a diferitelor metale este diferită. Este determinată de ușurința atomilor de metal de a renunța la electronii de valență.

Numerele cuantice de electroni

Număr cuantic n – Principalul lucru . Determină energia electronului în atomul de hidrogen și sistemele cu un electron (He +, Li 2+ etc.). În acest caz, energia electronului

Numărul cuantic orbital caracterizează forma orbitalilor și ia valori de la 0 la n– 1. Cu excepția numerică l are denumiri de litere

l	=						…
l	=	s	p	d	f	g	…

Electroni cu aceeași valoare l formează un subnivel.

Număr cuantic l determină cuantificarea momentului unghiular orbital al unui electron în câmpul Coulomb simetric sferic al nucleului.

Număr cuantic m l numit magnetic . Determină locația spațială a orbitalului atomic și ia valori întregi din - l la + l prin zero, adică 2 l+ 1 valori. Locația orbitalului este caracterizată de valoarea proiecției vectorului momentului unghiular orbital M z la orice axă de coordonate (de obicei z):

Tabelul 2.1.

Numărul de orbitali la subnivelurile energetice. l Orbitali de același subnivel ( = const) au aceeași energie. Această condiție se numește degenerate în energie p. Aşa d-orbital - de trei ori, f- de cinci ori, și

– degenerat de șapte ori. s-, p-, d-, f Suprafețele de delimitare

- orbitalii sunt prezentati in Fig. 2.1. s-orbitali n sferic simetric pentru orice lși diferă între ele doar prin dimensiunea sferei. Forma lor maxim simetrică se datorează faptului că atunci când = 0 și μ = 0.

l p-orbitali n exista cand l≥ 2 și m l= 1, prin urmare sunt posibile trei opțiuni de orientare în spațiu: = –1, 0, +1. Toți orbitalii p au un plan nodal care împarte orbitalul în două regiuni, astfel încât suprafețele de delimitare au forma unor gantere orientate în spațiu la un unghi de 90° una față de cealaltă. Axele de simetrie pentru ele sunt axele de coordonate, care sunt desemnate, p x, p y.

p z d-orbitali l = 2 (n determinat de numărul cuantic m l≥ 3), la care d= –2, –1, 0, +1, +2, adică sunt caracterizate de cinci opțiuni de orientare în spațiu. -Sunt desemnați orbitalii orientați de lame de-a lungul axelor de coordonate d z ² și ²– d x y ² și lamele orientate de-a lungul bisectoarelor unghiurilor de coordonate -, dxy, d yz.

dxz fȘapte-orbitali l = 3 (n, corespunzătoare

≥ 4), sunt reprezentate sub forma suprafețelor de limită prezentate în Fig. 2.1. n, l Numerele cuantice m lŞi nu caracterizează pe deplin starea unui electron într-un atom. S-a stabilit experimental că electronul mai are o proprietate - spin. Într-un mod simplificat, spinul poate fi reprezentat ca rotația unui electron în jurul propriei axe. Spin număr cuantic s are doar două sensuri Domnișoară are doar două sensuri sunt indicate prin săgeți îndreptate în sus și în jos.

În atomii multielectroni, ca și în atomul de hidrogen, starea electronului este determinată de valorile acelorași patru numere cuantice, dar în acest caz electronul nu se află numai în câmpul nucleului, ci și în câmp a altor electroni. Prin urmare, energia atomilor multielectroni este determinată nu numai de principal, ci și de numărul cuantic orbital, sau mai degrabă de suma lor: energia orbitalilor atomici crește pe măsură ce suma crește. n + l; dacă cantitatea este aceeași, se umple mai întâi nivelul cu cel mai mic n si mare l. Energia orbitalilor atomici crește în funcție de serie

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈ 5f ≈ 6d < 7p.

Deci, patru numere cuantice descriu starea unui electron într-un atom și caracterizează energia electronului, spinul său, forma norului de electroni și orientarea lui în spațiu. Atunci când un atom trece de la o stare la alta, are loc o restructurare a norului de electroni, adică se schimbă valorile numerelor cuantice, care este însoțită de absorbția sau emisia de cuante de energie de către atom.

Formularea modernă a legii periodice este aceasta:
„proprietățile elementelor chimice (adică proprietățile și forma compușilor pe care îi formează) depind periodic de sarcina nucleului atomilor elementelor chimice.”

Tabel periodic

Tabelul periodic al lui Mendeleev este format din 8 grupe și 7 perioade.

Se numesc coloanele verticale ale unui tabel grupuri . Elementele din fiecare grup au proprietăți chimice și fizice similare. Acest lucru se explică prin faptul că elementele aceluiași grup au configurații electronice similare ale stratului exterior, numărul de electroni pe care este egal cu numărul grupului. În acest caz, grupul este împărțit în subgrupe principale și secundare.

ÎN Principalele subgrupuri include elemente ai căror electroni de valență sunt localizați pe subnivelurile exterioare ns- și np-. ÎN Subgrupuri laterale include elemente ai căror electroni de valență sunt localizați pe subnivelul exterior ns și subnivelul interior (n - 1) d (sau (n - 2) subnivelul f).

Toate elementele din tabel periodic , în funcție de ce subnivel (s-, p-, d- sau f-) electronii de valență sunt clasificați în: s-elemente (elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor I și II), p-elemente (elemente ale principalelor subgrupe III). - grupele VII), elementele d (elementele subgrupurilor laterale), elementele f (lantanide, actinide).

Cea mai mare valență a unui element (cu excepția O, F, elementele subgrupului de cupru și grupului opt) este egală cu numărul grupului în care se găsește.

Pentru elementele subgrupelor principale și secundare, formulele oxizilor superiori (și hidraților acestora) sunt aceleași. În principalele subgrupe, compoziția compușilor cu hidrogen este aceeași pentru elementele din acest grup. Hidrururile solide formează elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor I - III, iar grupele IV - VII formează compuși cu hidrogen gazos. Compușii cu hidrogen de tip EN 4 sunt compuși mai neutri, EN 3 sunt baze, H 2 E și NE sunt acizi.

Se numesc rândurile orizontale ale unui tabel perioade . Elementele din perioade diferă unele de altele, dar ceea ce au în comun este că ultimii electroni sunt la același nivel de energie ( număr cuantic principaln- aceeași ).

Prima perioadă diferă de celelalte prin faptul că există doar 2 elemente: hidrogen H și heliu He.

În a doua perioadă sunt 8 elemente (Li - Ne). Litiu Li, un metal alcalin, începe perioada, iar gazul nobil Neon o închide.

În a treia perioadă, la fel ca în a doua, există 8 elemente (Na - Ar). Perioada începe cu sodiu de metal alcalin Na, iar gazul nobil argon Ar o închide.

A patra perioadă conține 18 elemente (K - Kr) - Mendeleev a desemnat-o drept prima perioadă mare. De asemenea, începe cu potasiul de metal alcalin și se termină cu kriptonul de gaz inert Kr. Compoziția perioadelor mari include elemente de tranziție (Sc - Zn) - d- elemente.

În a cincea perioadă, similar cu a patra, există 18 elemente (Rb - Xe) și structura sa este similară cu cea de a patra. De asemenea, începe cu rubidiu de metal alcalin Rb și se termină cu xenonul Xe de gaz inert. Compoziția perioadelor mari include elemente de tranziție (Y - Cd) - d- elemente.

A șasea perioadă este formată din 32 de elemente (Cs - Rn). În afară de 10 d-elemente (La, Hf - Hg) contine un rand de 14 f-elemente (lantanide) - Ce - Lu

A șaptea perioadă nu s-a încheiat. Începe cu Franc Fr, se poate presupune că va conține, ca și perioada a șasea, 32 de elemente. Dar doar 24 au fost găsite până acum (până la elementul cu Z = 110). Aceasta include 14 f-elemente care apartin actinidelor.

Legea periodică

Mendeleev a dat următoarea formulare a Legii periodice: „proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor și, prin urmare, proprietățile corpurilor simple și complexe pe care le formează, depind periodic de greutatea lor atomică. ”
Există patru modele periodice principale:

regula octetului afirmă că toate elementele tind să câștige sau să piardă un electron pentru a avea configurația cu opt electroni a celui mai apropiat gaz nobil. Deoarece Deoarece orbitalii s și p exteriori ai gazelor nobile sunt complet umpluți, ei sunt elementele cele mai stabile.
Energia de ionizare este cantitatea de energie necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom. Conform regulii octetului, atunci când se deplasează peste tabelul periodic de la stânga la dreapta, este necesară mai multă energie pentru a elimina un electron. Prin urmare, elementele din partea stângă a mesei tind să piardă un electron, iar elementele din partea dreaptă tind să câștige unul. Gazele inerte au cea mai mare energie de ionizare. Energia de ionizare scade pe măsură ce vă deplasați în jos în grup, deoarece electronii la niveluri scăzute de energie au capacitatea de a respinge electronii la niveluri mai mari de energie. Acest fenomen se numește efect de ecranare. Datorită acestui efect, electronii exteriori sunt legați mai puțin strâns de nucleu. Deplasându-se de-a lungul perioadei, energia de ionizare crește ușor de la stânga la dreapta.

Afinitatea electronică– modificarea energiei atunci când un atom al unei substanțe în stare gazoasă dobândește un electron suplimentar. Pe măsură ce se deplasează în jos în grup, afinitatea electronilor devine mai puțin negativă datorită efectului de ecranare.

raza atomică. Poziția maximului principal al densității învelișurilor de electroni exterioare este luată ca raza unui atom liber. Acesta este așa-numitul raza orbitală . Când se studiază structura moleculelor și cristalelor, atomii și ionii pot fi considerați ca având o anumită rază efectivă, în funcție de tipul de legătură chimică. Dacă luăm în considerare doar valorile relative ale razelor atomice, atunci este ușor de detectat periodicitatea dependenței lor de numărul elementului.

În perioade razele atomice orbitale pe măsură ce sarcina nucleară crește Zîn general, scad monoton datorită creșterii gradului de interacțiune a electronilor exteriori cu nucleul.

În subgrupe Razele cresc în principal datorită creșterii numărului de învelișuri de electroni.

U s- Și p-elemente, modificarea razelor atât în ​​perioade cât și în subgrupe este mai pronunțată decât în d- Și f-elemente, deoarece d- Și f-electronii sunt interni. Reducerea razelor d- și elementele f în perioade sunt numite d- Și f-comprimare. Consecinţă f-compresia este aceea că razele atomice ale analogilor electronici d-elementele perioadei a cincea și a șasea sunt aproape identice

Energia de ionizare atom eu este cantitatea de energie necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom sau ion neexcitat.

Energia de ionizare eu exprimată în kJ∙mol –1 sau eV∙atom –1. Sens euîn electron volți este numeric egal cu potențialul de ionizare exprimat în volți, deoarece E = e - · eu.

E + – e – = E + , Δ H = eu 1 – primul potențial de ionizare; E – e – = E 2+ , Δ H = eu 2 – al doilea potențial de ionizare etc. eu 1 < eu 2 < eu 3 < eu 4 ...

Energia de ionizare determină natura și rezistența legăturilor chimice și proprietățile reducătoare ale elementelor.

Energia afinității electronice. O altă caracteristică importantă a unui atom în chimie este energie de afinitate electronică– energia eliberată atunci când un electron se atașează de un atom neutru. Cu cât afinitatea electronică este mai mare, cu atât agentul oxidant este mai puternic. Determinarea experimentală a energiei de afinitate electronică E mult mai dificilă decât determinarea energiei de ionizare. Cantitati E(în eV) pentru unii atomi sunt date mai jos:

Modificarea nemonotonă a afinității electronilor într-o perioadă se datorează și stabilității comparative a subînvelișurilor complet și pe jumătate umplute. Cel mai puternic dintre toți agenții oxidanți elementari este fluorul (are, de asemenea, cea mai mică rază atomică dintre toate elementele din grupa VII).

Rețineți că, spre deosebire de ionizare, adăugarea a doi sau mai mulți electroni este împiedicată energetic, iar ionii negativi monoatomici cu încărcare multiplicată nu există în stare liberă.

Nu au capacitate de oxidare neutru atomi cu configurații stabile s 2 și s 2 p 6 și elemente de tranziție. Pentru elementele rămase din tabelul periodic, capacitatea de oxidare a atomilor neutri crește de la stânga la dreapta și de jos în sus.

În perioade, electronegativitatea crește, iar în grupuri scade odată cu creșterea Z, adică crește de la Cs la F de-a lungul diagonalei tabelului periodic. Această împrejurare determină într-o oarecare măsură similitudinea diagonală a elementelor.

În subgrupele principale și secundare, proprietățile elementelor se modifică nemonoton, ceea ce se datorează așa-numitelor periodicitate secundară asociat cu influenta d- Și f-straturi electronice.

Din analiza periodicității parametrilor geometrici și energetici ai atomilor, rezultă că legea periodică poate fi utilizată pentru a determina constante fizico-chimice, a prezice modificări ale razelor, energiilor de ionizare și afinităților electronice și, în consecință, acido-bază și redox. proprietățile compușilor lor.

Legătura covalentă– cel mai general tip de legătură chimică care ia naștere din cauza socializării unei perechi de electroni prin mecanism de schimb, când fiecare dintre atomii care interacționează furnizează un electron, sau mecanism donor-acceptor, dacă o pereche de electroni este transferată pentru uz comun de către un atom (donator) către un alt atom (acceptor) (Fig. 3.2).

Un exemplu clasic de legătură covalentă nepolară (diferența de electronegativitate este zero) se observă în moleculele homonucleare: H–H, F–F. Energia unei legături cu doi electroni și două centre se află în intervalul 200–2000 kJ∙mol –1.

Când se formează o legătură covalentă heteroatomică, o pereche de electroni este mutată la un atom mai electronegativ, ceea ce face legătura polară. Ionicitatea unei legături polare ca procent este calculată prin relația empirică 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, unde χ A și χ B sunt electronegativitatea atomilor A și B ai Molecula AB. Cu excepţia polarizabilitate legătura covalentă are proprietatea saturaţie– capacitatea unui atom de a forma atâtea legături covalente câte orbitali atomici dispune energetic. Aproximativ a treia proprietate a unei legături covalente - se concentreze– va fi discutat mai jos (vezi metoda legăturilor de valență).

Legătura ionică– un caz special de covalent, când perechea de electroni rezultată aparține complet unui atom mai electronegativ, care devine anion. Baza identificării acestei legături ca tip separat este faptul că compușii cu o astfel de legătură pot fi descriși în aproximarea electrostatică, considerând că legătura ionică se datorează atracției ionilor pozitivi și negativi. Interacțiunea ionilor de semn opus nu depinde de direcție, iar forțele Coulomb nu au proprietatea de saturație. Prin urmare, fiecare ion dintr-un compus ionic atrage un astfel de număr de ioni de semn opus încât se formează o rețea cristalină de tip ionic. Nu există molecule într-un cristal ionic. Fiecare ion este înconjurat de un anumit număr de ioni de semn diferit (numărul de coordonare al ionului). Perechile de ioni pot exista în stare gazoasă ca molecule polare. În stare gazoasă, NaCl are un moment dipol de ~3∙10 –29 C∙m, ceea ce corespunde unei deplasări de 0,8 electroni pe lungime de legătură de 0,236 nm de la Na la Cl, adică Na 0,8+ Cl 0,8– .

Conexiune metalica apare ca urmare a delocalizării parțiale a electronilor de valență, care se mișcă destul de liber în rețeaua metalică, interacționând electrostatic cu ionii încărcați pozitiv. Forțele de legare nu sunt localizate sau direcționate, iar electronii delocalizați provoacă o conductivitate termică și electrică ridicată.

Legătura de hidrogen. Formarea lui se datorează faptului că, ca urmare a unei deplasări puternice a unei perechi de electroni către un atom electronegativ, un atom de hidrogen, care are o sarcină pozitivă efectivă, poate interacționa cu un alt atom electronegativ (F, O, N, mai puțin adesea Cl, Br, S). Energia unei astfel de interacțiuni electrostatice este de 20–100 kJ∙mol –1. Legăturile de hidrogen pot fi interior- Numerele cuantice intermolecular . O legătură de hidrogen intramoleculară se formează, de exemplu, în acetilacetonă și este însoțită de închiderea inelului (Fig. 3.3).

Moleculele de acid carboxilic din solvenții nepolari se dimerizează datorită a două legături de hidrogen intermoleculare (Fig. 3.4).

Legăturile de hidrogen joacă un rol extrem de important în macromoleculele biologice, cum ar fi compuși anorganici precum H2O, H2F2, NH3. Datorită legăturilor de hidrogen, apa se caracterizează prin temperaturi atât de ridicate de topire și fierbere în comparație cu H 2 E (E = S, Se, Te). Dacă nu ar exista legături de hidrogen, atunci apa s-ar topi la –100 °C și ar fierbe la –80 °C.

Legătura Van der Waals (intermoleculară).– cel mai universal tip de legătură intermoleculară, datorită forte de dispersie(dipol indus – dipol indus), inducţie interacţiune (dipol permanent – ​​dipol indus) şi orientativ interacțiune (dipol permanent – ​​dipol permanent). Energia legăturii van der Waals este mai mică decât legătura de hidrogen și se ridică la 2–20 kJ∙mol –1.

LEGĂTURA COVALENTĂ

Se realizează datorită perechii de electroni aparținând ambilor atomi. Există mecanisme de schimb și donor-acceptor pentru formarea legăturilor covalente.

1) Mecanism de schimb. Fiecare atom contribuie cu un electron nepereche la o pereche de electroni comună:

2) Mecanismul donor-acceptor. Un atom (donator) oferă o pereche de electroni, iar celălalt atom (acceptor) oferă un orbital gol pentru acea pereche;

Doi atomi pot împărtăși mai multe perechi de electroni. În acest caz ei vorbesc despre multipli conexiuni:

Dacă densitatea electronică este situată simetric între atomi, se numește legătura covalentă nepolar.

Dacă densitatea electronică este deplasată către unul dintre atomi, atunci legătura covalentă se numește polar.

Polaritatea legăturii este mai mare, cu atât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare.