La división de los elementos químicos en metales y no metales es bastante arbitraria. Existe un pequeño grupo de elementos que, bajo determinadas condiciones, se comportan de forma atípica. Por ejemplo, el aluminio puede reaccionar no sólo con ácidos, como la mayoría de los metales, sino también con álcalis, como elementos no metálicos. Y el germanio, que no es un metal, puede conducir la electricidad como un metal típico. En nuestro artículo veremos los aspectos físicos y Propiedades químicas no metales, así como su uso en la industria.
Las diferencias en las características de los elementos se basan en la estructura de sus átomos. Los no metales tienen de 4 a 8 electrones en su última nivel de energía, las excepciones serán el hidrógeno, el helio y el boro. Casi todos los no metales pertenecen a elementos p. Por ejemplo, esto es cloro, nitrógeno, oxígeno. El helio y el hidrógeno, que son elementos p, no obedecen esta regla. Las propiedades físicas de los no metales, así como la capacidad de sufrir transformaciones químicas, están determinadas por su ubicación en la tabla periódica.
Se produce un cambio en las propiedades de los átomos de elementos no metálicos con un aumento en el número atómico. Durante el período, debido al aumento de la carga del núcleo, el átomo se contrae y su radio disminuye. También aumenta la capacidad oxidante y se debilitan las propiedades reductoras de los elementos. Las propiedades físicas de los no metales, así como las características de su interacción con otras sustancias, dependen de la estructura de su nivel de energía externo. De ello también depende la capacidad de los átomos para atraer electrones extraños a su esfera de influencia. Por ejemplo, en el segundo período, del boro al flúor, aumenta la electronegatividad de los no metales. El más activo entre todos los elementos no metálicos es el flúor. En sus compuestos, retiene los electrones extraños con mayor fuerza y mantiene una carga de -1.
Los no metales existen en varios estados de agregación. Así, el boro, el carbono y el fósforo son compuestos sólidos, el bromo es un líquido, el nitrógeno, el hidrógeno y el oxígeno son gases. Todos ellos no conducen electricidad, son menos duraderos que los metales y tienen baja conductividad térmica. El tipo de red cristalina también afecta las propiedades físicas de los no metales. Por ejemplo, los compuestos con una red molecular (yodo, azufre, fósforo) tienen puntos de ebullición y fusión bajos y también son volátiles. La estructura cristalina atómica es inherente al silicio y al diamante. Estas sustancias son muy fuertes, sus puntos de fusión y ebullición son altos.
La reacción directa de combinar metales y no metales conduce a la producción de compuestos binarios de la clase de las sales: nitruros, carburos, cloruros.
Por ejemplo:
6Na + N 2 = 2 Na 3 N.
Los elementos no metálicos son capaces de interactuar entre sí. La condición principal para que ocurran tales procesos es que los elementos deben tener diferente electronegatividad. Por ejemplo:
6Cl 2 + 4P = 4 PCl 3.
La mayoría de los no metales, con excepción del yodo, se oxidan directamente con el oxígeno. En este caso, se forman compuestos binarios: óxidos ácidos:
C + O 2 = CO 2 - dióxido de carbono o dióxido de carbono.
Son posibles reacciones de no metales con algunos óxidos. Así, el carbono se utiliza como elemento que reduce los metales de sus óxidos:
C + CuO = Cu + CO.
Los ácidos son agentes oxidantes fuertes (por ejemplo, nitrato), capaces de interactuar con los no metales, oxidándolos a óxidos:
C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.
Elementos ubicados en el subgrupo principal del séptimo grupo de la tabla. tabla periódica, son químicamente los no metales más activos. Sus átomos tienen el mismo número de electrones -7 en el último nivel de energía, lo que explica la similitud de sus características químicas.
Las propiedades físicas de las sustancias simples (no metales) son diferentes. Así, el flúor y el cloro están en fase gaseosa, el bromo en estado líquido y el yodo en estado sólido. La actividad de los halógenos en un grupo se debilita al aumentar la carga del núcleo atómico; el flúor es el más reactivo entre los halógenos. En términos de reactividad, sólo es superado por el oxígeno, que forma parte del grupo de los calcógenos. La fuerza de los compuestos de hidrógeno de halógenos, cuyas soluciones acuosas son ácidas, aumenta del flúor al yodo y la solubilidad de las sales poco solubles disminuye. La posición especial del flúor entre los halógenos también se refiere a su capacidad de reaccionar con el agua. El halógeno puede descomponer el agua para formar varios productos: su propio óxido F 2 O, ozono, oxígeno y peróxido de hidrógeno.
El elemento es el más abundante en la Tierra. Su contenido en el suelo es superior al 47% y la masa de gas en el aire es del 23,15%. Las propiedades físicas generales de los no metales, como el nitrógeno, el oxígeno y el hidrógeno, que se encuentran en estado gaseoso, están determinadas por la estructura de sus moléculas.
Todos constan de dos átomos conectados por enlaces covalentes no polares. En el átomo de oxígeno, en el último nivel de energía hay dos electrones p libres. Por tanto, el estado de oxidación de un elemento suele ser -2, y en compuestos con flúor (por ejemplo, OF 2) +2. El oxígeno es poco soluble en agua; a una temperatura de -183 ⁰C se convierte en un líquido fácilmente móvil. color azul, capaz de ser atraído por un imán. El elemento está representado por dos sustancias simples: oxígeno O 2 y ozono O 3 . El olor característico del ozono se puede sentir en el aire después de una tormenta. La sustancia es extremadamente agresiva, descompone materiales orgánicos y oxida incluso metales pasivos como el platino o el oro. La mayoría de las sustancias complejas (óxidos, sales, bases y ácidos) contienen átomos de oxígeno en sus moléculas.
Al igual que el oxígeno, el azufre es muy común en la corteza terrestre y sus átomos también se encuentran en sustancias orgánicas como las proteínas. El contenido de azufre en los manantiales geotérmicos y los gases volcánicos es alto. Los minerales que contienen azufre más comunes: pirita FeS 2, zinc y plomo ZnS, PbS.
A la pregunta: "Enumerar las propiedades físicas de los no metales", podemos responder nombrando, por ejemplo, las propiedades del azufre. Es un dieléctrico. La sustancia retiene mal la energía térmica, es frágil, se desmorona con el impacto y no se disuelve en agua. Puede formar varias formas alotrópicas llamadas rómbicas, plásticas y monoclínicas. El azufre natural es de color amarillo y tiene una estructura rómbica. EN reacciones químicas con metales y algunos no metales se comporta como agente oxidante, y con halógenos y oxígeno presenta propiedades reductoras.
En nuestro artículo, utilizando el ejemplo de los halógenos, el oxígeno y el azufre, examinamos las propiedades de los elementos no metálicos.
Esta definición deja de lado los elementos del grupo VIII del subgrupo principal: gases inertes o nobles, cuyos átomos tienen una capa externa completa de electrones. La configuración electrónica de los átomos de estos elementos es tal que no pueden clasificarse ni en metales ni en no metales. Son los objetos que sistema natural divide claramente los elementos en metales y no metales, ocupando una posición límite entre ellos. Los gases inertes o nobles (“nobleza” se expresa en inercia) a veces se clasifican como no metales, pero de manera puramente formal, basándose en características físicas. Estas sustancias conservan el estado gaseoso hasta temperaturas muy bajas.
La inercia química de estos elementos es relativa. Para el xenón y el criptón se conocen compuestos con flúor y oxígeno. Sin duda, en la formación de estos compuestos los gases inertes actuaron como agentes reductores.
De la definición de no metales se deduce que sus átomos se caracterizan por valores elevados de electronegatividad. Oia varía de 2 a 4. Los no metales son elementos de los subgrupos principales, principalmente elementos p, con la excepción del hidrógeno, un elemento s.
Todos los elementos no metálicos (excepto el hidrógeno) ocupan la esquina superior derecha de la Tabla Periódica de Elementos Químicos de D.I. Mendeleev, formando un triángulo cuyo vértice es el flúor.
Sin embargo, se debe prestar especial atención a la doble posición del hidrógeno en la tabla periódica: en los grupos I y VII de los principales subgrupos. Esto no es una coincidencia. Por un lado, el átomo de hidrógeno, al igual que los átomos de metales alcalinos, tiene en su (y única) capa electrónica exterior un electrón (configuración electrónica 1s1), que es capaz de donar, exhibiendo las propiedades de un agente reductor.
En la mayoría de sus compuestos, el hidrógeno, como los metales alcalinos, presenta un estado de oxidación de +1. Pero la pérdida de un electrón por un átomo de hidrógeno es más difícil que la de los átomos de metales alcalinos. Por otro lado, al átomo de hidrógeno, al igual que a los átomos de halógeno, le falta un electrón para completar la capa electrónica externa, por lo que el átomo de hidrógeno puede aceptar un electrón, exhibiendo las propiedades de un agente oxidante y el estado de oxidación -1 característico del halógeno en hidruros: compuestos con metales, similares a los compuestos metálicos con halógenos: haluros. Pero la adición de un electrón a un átomo de hidrógeno es más difícil que en el caso de los halógenos.
En condiciones normales, el hidrógeno H2 es un gas. Su molécula, al igual que los halógenos, es diatómica.
Los átomos no metálicos están dominados por propiedades oxidantes, es decir, la capacidad de unir electrones. Esta capacidad se caracteriza por el valor de la electronegatividad, que naturalmente cambia en períodos y subgrupos (Fig. 47).
Flúor- el agente oxidante más fuerte, sus átomos en reacciones químicas no pueden ceder electrones, es decir, exhiben propiedades reductoras.
Configuración de la capa de electrones exterior.
Otros no metales pueden exhibir propiedades reductoras, aunque en un grado mucho más débil en comparación con los metales; en períodos y subgrupos su capacidad regenerativa varía en orden inverso comparado con el oxidativo.
Sólo existen 161 elementos químicos no metálicos, bastante, teniendo en cuenta que se conocen 114 elementos. Dos elementos no metálicos constituyen el 76% de la masa de la corteza terrestre. Se trata de oxígeno (49%) y silicio (27%). La atmósfera contiene el 0,03% de la masa de oxígeno de la corteza terrestre. Los no metales constituyen el 98,5% de la masa de las plantas, el 97,6% de la masa del cuerpo humano. Seis no metales (C, H, O, N, P y S) son elementos biogénicos que forman las sustancias orgánicas más importantes de una célula viva: proteínas, grasas, carbohidratos, ácidos nucleicos. La composición del aire que respiramos incluye sustancias simples y complejas, formadas también por elementos minerales (oxígeno O2, nitrógeno, dióxido de carbono CO2, vapor de agua H2O, etc.).
Hidrógeno- el elemento principal del Universo. Muchos objetos espaciales (nubes de gas, estrellas, incluido el Sol) están compuestos por más de la mitad de hidrógeno. En la Tierra, incluidas la atmósfera, la hidrosfera y la litosfera, es sólo del 0,88%. Pero esto es en masa, y la masa atómica del hidrógeno es muy pequeña. Por tanto, su pequeño contenido es sólo aparente, y de cada 100 átomos de la Tierra, 17 son átomos de hidrógeno.
En las sustancias simples, los átomos no metálicos están unidos por enlaces covalentes no polares. Gracias a esto, un más estable sistema electrónico que el de los átomos aislados. En este caso, se forman enlaces covalentes simples (por ejemplo, en moléculas de hidrógeno H2, halógenos Ru, Br2), dobles (por ejemplo, en moléculas de azufre, trónicos (por ejemplo, en moléculas de nitrógeno).
Como tu ya sabes, sustancias simples-los no metales pueden tener:
1. Estructura molecular. En condiciones normales, la mayoría de estas sustancias son gases o sólidos, y sólo el bromo (Br2) es líquido. Todas estas sustancias tienen una estructura molecular y, por tanto, son volátiles. En estado sólido, son fusibles debido a la débil interacción intermolecular que mantiene sus moléculas en el cristal y son capaces de sublimarse.
2. Estructura atómica. Estas sustancias están formadas por largas cadenas de átomos. Debido a la alta resistencia de los enlaces covalentes, suelen tener una gran dureza y cualquier cambio asociado con la destrucción de los enlaces covalentes en sus cristales (fusión, evaporación) se produce con un gran gasto de energía. Muchas de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición elevados y su volatilidad es muy baja. (En la Figura 47, los símbolos de aquellos elementos no metálicos que forman únicamente redes cristalinas atómicas están subrayados).
Muchos elementos no metálicos forman varias sustancias simples: modificaciones alotrópicas. Como recordarás, esta propiedad de los átomos se llama alotropía. La alotropía también puede estar asociada con composición diferente moléculas y con diferentes estructuras cristalinas. Las modificaciones alotrópicas del carbono son grafito, diamante, carbino y fullereno (Fig. 48).
Los elementos no metálicos que tienen la propiedad de alotropía se indican en la Figura 47 con un asterisco. Entonces sustancias simples-no metales mucho más que elementos químicos: no metales.
Ya sabes que la mayoría de los metales, salvo raras excepciones (oro, cobre y algunos otros), se caracterizan por un color blanco plateado. Pero las sustancias simples no metálicas tienen una gama de colores mucho más variada.
A pesar de las grandes diferencias en las propiedades físicas de los no metales, todavía es necesario señalar algunas de sus características comunes. Todas las sustancias gaseosas, el bromo líquido y los cristales covalentes típicos son dieléctricos, ya que todos los electrones externos de sus átomos se utilizan para formar enlaces químicos. Los cristales no son plásticos y cualquier deformación provoca la destrucción de los enlaces covalentes. La mayoría de los no metales no tienen brillo metálico.
Como ya hemos señalado, los átomos no metálicos y, por tanto, las sustancias simples que forman, se caracterizan por tener propiedades tanto oxidantes como reductoras.
1. Las propiedades oxidantes de los no metales se manifiestan principalmente durante su interacción con los metales (como saben, los metales siempre son agentes reductores):
Las propiedades oxidantes del cloro Cl2 son más pronunciadas que las del azufre, por lo que el metal Fe, que tiene estados de oxidación estables en sus compuestos, es +2 b +3. oxidado por él a un estado de oxidación superior.
2. La mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes cuando interactúan con el hidrógeno. Como resultado, se forman compuestos de hidrógeno volátiles.
3. Cualquier no metal actúa como agente oxidante en reacciones con aquellos no metales que tienen un valor de electronegatividad menor:
La electronegatividad del azufre es mayor que la del fósforo, por lo que aquí presenta propiedades oxidantes.
La electronegatividad del flúor es mayor que la de todos los demás elementos químicos, por lo que presenta las propiedades de un agente oxidante.
El flúor es el agente oxidante más fuerte entre los no metales; solo exhibe propiedades oxidantes en las reacciones.
4. Los no metales también exhiben propiedades oxidantes en reacciones con algunas sustancias complejas. No sólo el oxígeno, sino también otros no metales pueden ser agentes oxidantes en reacciones con sustancias complejas, inorgánicas y orgánicas.
El fuerte agente oxidante cloro Cl2 oxida el cloruro de hierro (II) a cloruro de hierro (III).
Recuerde, por supuesto, la reacción cualitativa a los compuestos insaturados: la decoloración del agua con bromo.
Al considerar la reacción de los no metales entre sí, ya hemos observado que, dependiendo de los valores de su electronegatividad, uno de ellos exhibe las propiedades de un agente oxidante y el otro, las propiedades de un agente reductor.
1. En relación con el flúor, todos los no metales (incluso el oxígeno) presentan propiedades reductoras.
2. Por supuesto, los no metales, excepto el flúor, sirven como agentes reductores cuando interactúan con el oxígeno:
8 Muchos no metálicos pueden actuar como agentes reductores en reacciones con sustancias oxidantes complejas:
También hay reacciones en las que el mismo no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor: estas son reacciones de autooxidación-autoreducción;
Entonces, ¡resumámoslo! La mayoría de los no metales pueden actuar en reacciones químicas como agente oxidante y como agente reductor (las propiedades reductoras no son inherentes al flúor solo).
Una propiedad común de todos los no metales es la formación de compuestos volátiles de hidrógeno, en la mayoría de los cuales el no metal tiene un estado de oxidación más bajo.
Se sabe que estos compuestos se pueden obtener más fácilmente directamente mediante la interacción de un no metal con hidrógeno, es decir, mediante síntesis.
Los compuestos de hidrógeno de los no metales están asociados con compuestos polares conalentes, tienen una estructura molecular y, en condiciones normales, son gases distintos del agua (líquido). Los compuestos de hidrógeno de los no metales se caracterizan por una fuerte relación con el agua. Metai y enlan son prácticamente insolubles en él. El amoníaco, cuando se disuelve en agua, forma una base débil: el hidrato de amoníaco.
Además de las propiedades consideradas, los compuestos de hidrógeno de no metales en reacciones redox siempre presentan propiedades reductoras, porque en ellos el no metal tiene un estado de oxidación más bajo.
En los óxidos no metálicos, el enlace entre átomos es covalente polar. Entre los óxidos de estructura molecular se encuentran gaseosos, líquidos (volátiles), sólidos (volátiles).
Los óxidos no metálicos se dividen en dos grupos: los que no forman sales y los que forman geles. Cuando los óxidos ácidos se disuelven en agua, se forman hidratos de óxido: hidróxidos, que son ácidos por naturaleza. Los ácidos y óxidos ácidos, como resultado de reacciones químicas, forman sales en las que el no metal conserva su estado de oxidación.
Los óxidos y sus correspondientes hidróxidos, ácidos en los que el no metal presenta un estado de oxidación igual al número del grupo, es decir, su valor más alto, se denominan superiores. Al revisar ley periódica ya hemos caracterizado su composición y propiedades.
fortaleciendo las propiedades ácidas de los óxidos e hidróxidos. Dentro de un subgrupo principal, por ejemplo, el grupo VI, opera el siguiente patrón de cambios en las propiedades de los óxidos e hidróxidos superiores.
Si un no metal forma dos o más óxidos ácidos y, por tanto, los correspondientes ácidos que contienen oxígeno, sus propiedades ácidas aumentan al aumentar el grado de oxidación del no metal.
Los óxidos y ácidos, en los que el no metal tiene el estado de oxidación más alto, solo pueden exhibir propiedades oxidantes.
Los óxidos y ácidos, donde el no metal tiene un estado de oxidación intermedio, pueden exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras.
1. ¿A qué familias electrónicas pertenecen los elementos no metálicos?
2. ¿Qué elementos no metálicos son biogénicos?
3. ¿Qué factores determinan las capacidades de valencia de los átomos no metálicos? Considérelos usando el ejemplo de los átomos de oxígeno y azufre.
4. ¿Por qué algunos no metales, en condiciones normales, son gases y otros son sólidos refractarios? 5. Dé ejemplos de sustancias no metálicas simples que existen en condiciones normales en diferentes estados de agregación: a) gaseoso, b) líquido, c) sólido.
6. Escriba ecuaciones para reacciones redox que involucren no metales. ¿Qué propiedades (oxidantes o reductoras) exhiben los no metales en estas reacciones?
¿Por qué las temperaturas de ebullición del agua y del sulfuro de hidrógeno son muy diferentes, pero las temperaturas de ebullición del sulfuro de hidrógeno y del seleniuro de hidrógeno son cercanas entre sí?
7. ¿Por qué el metano es estable en el aire, pero fuerte en el aire se enciende espontáneamente: el fluoruro de hidrógeno es resistente al calentamiento, el yodo-hidrógeno se descompone en yodo e hidrógeno incluso con bajo calentamiento?
8. Escriba ecuaciones de reacción que puedan usarse para realizar las siguientes transiciones:
9. Escriba ecuaciones de reacción que puedan usarse para realizar las siguientes transiciones:
12. Se hicieron pasar 20 g de sulfuro de hidrógeno a través de una solución que contenía 10 g de hidróxido de sodio. ¿Qué tipo de sal y en qué cantidad obtendrás?
Respuesta: 0,25 moles de NaHS.
14. Cuando se trataron 30 g de piedra caliza con ácido clorhídrico, se obtuvieron 11 g de dióxido de carbono. ¿Cuál es la fracción masiva de carbonato de calcio en la piedra caliza natural? Respuesta: 83,3%. 15. La tintura de yodo utilizada en medicina es una solución al 51% de yodo cristalino en alcohol etílico. ¿Cuál es el volumen de alcohol cuya densidad es 0,8 g/ml? ¿Se requiere preparar 250 g de dicha solución?
Respuesta: 297 ml. 16. Se trató una mezcla de silicio, grafito y carbonato de calcio que pesaba 34 g con una solución de hidróxido de sodio para obtener 22,4 litros de gas (n.o.). Al tratar dicha porción de la mezcla con ácido clorhídrico, se obtuvieron 2,24 litros de gas (n.e.). Determine la composición masiva de la mezcla.
Respuesta: 14 g 81: 10 g C; 10 g CaCO2.
17. El gas amoniaco con un volumen de 2,24 l (n.o.) es absorbido por 20 g de solución. ácido fosfórico con una fracción de masa del 49%. ¿Qué sal se formó, cuál es su masa?
Respuesta: 11,5 g
19. ¿Qué volumen de amoníaco se requiere para producir 6,3 toneladas de ácido nítrico, suponiendo pérdidas de producción del 5%?
Respuesta: 2352 m3.
20. El acetileno se obtuvo a partir de gas natural con un volumen de 300 litros (n.o.) con una fracción volumétrica de metano en el gas del 96%. Determine su volumen si el rendimiento del producto es del 65%.
Respuesta: 93,6 l.
21. Determine la fórmula estructural de un hidrocarburo con una densidad de vapor en el aire de 1,862 y una fracción de masa de carbono del 88,9%. Se sabe que el hidrocarburo interactúa con una solución de óxido de plata en amoníaco.
Los no metales desempeñan un papel muy importante en la vida humana, ya que sin ellos la vida es imposible no sólo para los humanos, sino también para otros organismos vivos. De hecho, gracias a elementos no metálicos como el oxígeno, el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, se forman aminoácidos, a partir de los cuales se forman proteínas, sin las cuales toda la vida en la Tierra no puede existir.
Echemos un vistazo más de cerca a la siguiente imagen, que muestra los principales no metales:
Ahora analicemos algunos no metales con más detalle y descubramos el significado que desempeñan en la vida humana y en su cuerpo.
La vida plena de una persona depende del aire que respira, y el aire contiene no metales y compuestos entre ellos. Proporcionar funciones esenciales Nuestro cuerpo utiliza oxígeno, y el nitrógeno y otras sustancias gaseosas lo diluyen y protegen así nuestro tracto respiratorio. Después de todo, por tu curso de biología ya sabes que todas las funciones protectoras del cuerpo están estrechamente relacionadas con la presencia de oxígeno.
El ozono protege nuestro cuerpo de la penetración de la dañina radiación ultravioleta.
Un microelemento tan esencial como el azufre actúa como un mineral de belleza en el cuerpo humano, ya que gracias a él la piel, las uñas y el cabello se mantendrán sanos. Además, no olvidemos que el azufre interviene en la formación de cartílagos y tejido óseo, ayuda a mejorar el funcionamiento de las articulaciones, fortalece nuestro tejido muscular y realiza muchas otras funciones muy importantes para la salud humana.
Los aniones de cloro también desempeñan un papel biológico importante para el ser humano, ya que participan en la activación de determinadas enzimas. Con su ayuda, se mantiene un ambiente favorable en el estómago y se mantiene la presión osmótica. El cloro, por regla general, ingresa al cuerpo humano a través de la sal de mesa durante las comidas.
Además cualidades importantes, que tienen los no metales cuerpo humano y otros organismos vivos, estas sustancias también se utilizan en otras industrias.
Hidrógeno
Un tipo de no metal como el hidrógeno se utiliza ampliamente en la industria química. Se utiliza para la síntesis de amoniaco, metanol, cloruro de hidrógeno, así como para la hidrogenación de grasas. Además, no se puede prescindir de la participación del hidrógeno como agente reductor en la producción de muchos metales y sus compuestos.
El hidrógeno también se utiliza mucho en medicina. Al tratar heridas y detener hemorragias menores, utilice una solución de peróxido de hidrógeno al tres por ciento.
Cloro
Para la producción de ácido clorhídrico, caucho, cloruro de vinilo, plásticos y muchas sustancias orgánicas utilizan cloro. Se utiliza en industrias como la textil y la papelera como agente blanqueador. En nivel del hogar, el cloro es indispensable para la desinfección del agua potable, ya que, al tener propiedades oxidantes, tiene un fuerte efecto desinfectante. Tanto el agua con cloro como la cal tienen las mismas propiedades.
Para fines médicos, el cloruro de sodio se suele utilizar como solución salina. A partir de él se producen muchos fármacos solubles en agua.
Azufre
Un no metal como el azufre se utiliza para producir ácido sulfúrico, pólvora y cerillas. También se utiliza en la vulcanización del caucho. Se utiliza en la producción de tintes y fósforos. El azufre coloidal es necesario en medicina.
El azufre también ha encontrado aplicación en agricultura. Se utiliza como fungicida para controlar diversas plagas.
En la síntesis de materiales poliméricos, así como para la fabricación de diversos preparados médicos, aplicación amplia También se obtuvieron no metales como el yodo y el bromo.
Los no metales son elementos que tienen propiedades no metálicas y ocupan una posición en la esquina superior derecha de la tabla periódica. En este artículo aprenderemos cuál es la naturaleza de los no metales y en qué se diferencian de otros compuestos.
Los elementos no metálicos incluyen elementos p, así como hidrógeno y helio, que a su vez pertenecen a elementos s. Están ubicados a la derecha y encima de la diagonal boro-astato. En total se conocen 22 no metales. En los no metales más típicos, el llenado del nivel exterior con electrones es cercano al máximo y los radios de los átomos son mínimos entre los elementos de un período determinado.
Arroz. 1. Grupo de no metales de la tabla periódica.
Los átomos no metálicos tienen valores de electronegatividad más altos y, en consecuencia, altas energías de ionización y altas afinidades electrónicas. En este sentido, la naturaleza de los no metales es tal que, a diferencia de los metales, pueden presentar propiedades oxidantes. En las reacciones, se pueden reducir agregando tantos electrones que su número total en el nivel exterior alcance ocho (nivel completo, estado estable del átomo).
Es por eso que el valor negativo del estado de oxidación que pueden tener los no metales en los compuestos, a diferencia de los metales, es igual a la diferencia (grupo 8-N). La electronegatividad más alta se encuentra en los no metales cuya posición se encuentra en la esquina superior derecha de la tabla periódica, es decir, los halógenos flúor y cloro, además del oxígeno. Son estos elementos los que pueden formar enlaces iónicos. El no metal más activo es el flúor, que en los compuestos puede presentar sólo una valencia I y un estado de oxidación -1.
Las características estructurales de los no metales son que la capa externa de electrones de la mayoría de los átomos no metálicos contiene de 4 a 8 electrones.
Otros no metales (excepto el flúor) también pueden presentar estados de oxidación positivos, formando enlaces covalentes con otros elementos.
La mayoría de los no metales de sustancias simples en estado sólido de agregación se caracterizan por una red cristalina molecular. Es decir, estos no metales son sustancias cristalinas. Por tanto, en condiciones normales toman forma de gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos. Ejemplos de tales sustancias son los gases: hidrógeno H2, neón Ne, bromo líquido Br2, yodo sólido I2, azufre S8, fósforo P4 (fósforo blanco). Hay no metales (boro, carbono, silicio) que tienen redes cristalinas atómicas.
Arroz. 2. No metales: líquidos, gases, sólidos.
Los elementos más importantes que se encuentran en los organismos vivos son los organógenos. Forman agua, proteínas, vitaminas y grasas. Estos incluyen 6 elementos: carbono, oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, fósforo, azufre.
Los compuestos de hidrógeno de los no metales son principalmente compuestos volátiles que son ácidos en soluciones acuosas. Tienen estructuras moleculares, enlaces polares covalentes. Algunos de ellos (agua, amoníaco, fluoruro de hidrógeno) forman enlaces de hidrógeno. Los compuestos se forman por interacción directa de no metales con hidrógeno. La fórmula electrónica del azufre con hidrógeno es la siguiente:
S+H 2 =H 2 S (hasta 350 grados el equilibrio se desplaza hacia la derecha)
Todos los compuestos de hidrógeno son agentes reductores (excepto el HF) y su poder reductor aumenta de derecha a izquierda a lo largo del período y de arriba a abajo en todo el subgrupo.
Los no metales interactúan con metales y otros no metales:
El resultado es sal de sodio de ácido clorhídrico
Arroz. 3. sal sódica del ácido clorhídrico.
Los compuestos de no metales con oxígeno, por regla general, son óxidos ácidos, que corresponden a ácidos que contienen oxígeno. La estructura de los óxidos de los no metales típicos es molecular (SO 3, P 4 O 10). Cuanto mayor sea el estado de oxidación de un no metal, más fuerte será el oxoácido correspondiente. Por tanto, el cloro no interactúa directamente con el oxígeno, sino que forma varios oxoácidos, que corresponden a óxidos y anhídridos de estos ácidos.
Los no metales se utilizan en diversas industrias. A continuación se muestra una lista de industrias donde su uso tiene mayor demanda.
| Área de aplicación | Ejemplos, lista de no metales utilizados en una industria en particular. |
| industria | Para producir ácidos se utilizan a menudo azufre, nitrógeno y fósforo. El azufre también se utiliza en la producción de caucho. |
| transporte | Un no metal importante en la industria del transporte es el hidrógeno. Se utiliza como combustible. Cuando se quema, este tipo de combustible no contamina el medio ambiente. |
| sector agricultor | El azufre se utiliza para combatir. insectos dañinos y enfermedades de las plantas |
| medicamento | El oxígeno se utiliza para restaurar la respiración ( bolsas de oxigeno), carbón vegetal en forma de carbón activado, que es capaz de eliminar sustancias nocivas del organismo. |
| industria de alimentos | El nitrógeno se utiliza para prolongar la vida útil de los productos. |
Posición de los elementos no metálicos en la tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev
· Elementos no metálicos:
· elemento s – hidrógeno;
· elementos p del grupo 3 – boro;
· 4 grupos – carbono y silicio;
· 5 grupos – nitrógeno, fósforo y arsénico,
· 6 grupos: oxígeno, azufre, selenio y telurio.
· 7 grupos: flúor, cloro, bromo, yodo y astato.
Los elementos del grupo 8 (gases inertes) ocupan una posición especial; tienen una capa electrónica exterior completamente completa.
Los elementos químicos no metálicos pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras, dependiendo de la transformación química en la que participen.
Los átomos del elemento más electronegativo, el flúor, no son capaces de donar electrones; siempre presenta sólo propiedades oxidantes; otros elementos también pueden presentar propiedades reductoras, aunque en mucha menor medida que los metales; Los agentes oxidantes más potentes (aceptan electrones) son el flúor, el oxígeno y el cloro, el boro, el carbono, el silicio, el fósforo, el arsénico y el telurio presentan propiedades predominantemente reductoras (donan). El nitrógeno, el azufre y el yodo tienen propiedades redox intermedias.
1. Interacción con metales:
2Na + Cl 2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N 2 = 2Li 3 N, 2Ca + O 2 = 2CaO
en estos casos, los no metales presentan propiedades oxidantes; aceptan electrones, formando partículas cargadas negativamente;
2. Interacción con otros no metales:
· interactuando con hidrógeno , la mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes, formando compuestos de hidrógeno volátiles: hidruros covalentes:
3H2 + N2 = 2NH3, H2 + Br2 = 2HBr;
· interactuando con oxigeno , todos los no metales, excepto el flúor, presentan propiedades reductoras:
S + O 2 = ASI 2, 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5;
· durante la interacción con flúor el flúor es un agente oxidante y el oxígeno es un agente reductor: 2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;
· los no metales interactúan entre ellos mismos , un metal más electronegativo desempeña el papel de agente oxidante, un metal menos electronegativo desempeña el papel de agente reductor: S + 3F 2 = SF 6, C + 2Cl 2 = CCl 4.
Halógenos (grupo 7)
Propiedades químicas de los halógenos.
ÁCIDOS CLORADOS QUE CONTIENEN OXÍGENO
· Ácido hipocloroso HCl +1 O sales – hipo cloritos
Existe sólo en forma de soluciones acuosas diluidas.
Obtención de Cl2 + H2O = HCl + HClO
Propiedades químicas
El HClO es un ácido débil y un agente oxidante fuerte:
1) Se descompone con la luz, liberando oxígeno atómico HClO = HCl + O
2) Con álcalis da sales - hipocloritos HClO + KOH = KClO + H2O
3) Reacciona con haluros de hidrógeno 2HI + HClO = I2 + HCl + H2O
Ácido cloroso HClO2 (HClO2 es un ácido débil y un agente oxidante fuerte; sales de ácido cloroso - cloritos)
Propiedades químicas
1.HClO2 + KOH = KClO2 + H2O
2. Inestable, se descompone durante el almacenamiento 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Ácido hipocloroso HCl O3 (HClO3 - Ácido fuerte y agente oxidante fuerte; sales de ácido perclórico - cloratos)
KClO3 - Sal de Berthollet; se obtiene haciendo pasar cloro a través de una solución de KOH calentada (40°C):
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
La sal de Berthollet se utiliza como agente oxidante; Cuando se calienta, se descompone:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 (sin catalizador)
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (catalizador de MnO 2)
Ácido perclórico HClO4 (HClO4 es un ácido muy fuerte y un agente oxidante muy fuerte; sales de ácido perclórico - percloratos)
Preparación de KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4
Propiedades químicas
1) Reacciona con álcalis HClO4 + KOH = KClO4 + H2O
2) Cuando se calienta, el ácido perclórico y sus sales se descomponen:
4HClO4 = 4ClO2 + 3O2 + 2H2O KClO4 = KCl + 2O2
Calcógenos (elementos del grupo VIA)
Oxígeno, S, Se, Te, Po. El nombre calcógenos significa "dar a luz a minerales". Compuestos de azufre: pirita o pirita de hierro - FeS2, cinabrio - HgS, blenda de zinc - ZnS.
Los calcógenos tienen 6 electrones en su nivel de energía exterior. A los átomos les faltan 2 electrones antes de completar el nivel de energía exterior, por lo que ganan electrones y exhiben un estado de oxidación -2 en sus compuestos.
Los átomos de azufre, selenio y telurio en sus compuestos con elementos más electronegativos exhiben estados de oxidación positivos de +2, +4 y +6.
Oxígeno n=8 1s 2 2s 2 2p 4
El oxígeno forma parte de minerales como el corindón - Al2O3, el mineral de hierro magnético - Fe3O4, el mineral de hierro rojo - Fe2O3, el mineral de hierro marrón - Fe2O3
Oxígeno combinado con flúor – OF2 presenta un estado de oxidación de +2. El oxígeno forma parte de la atmósfera, donde representa el 21%.
Obtención de oxígeno.
· En la industria, el oxígeno se obtiene del aire líquido.
· El oxígeno también se puede obtener descomponiendo el agua en un dispositivo especial: un electrolizador.
· En el laboratorio se utiliza peróxido de hidrógeno (H2O2). Esta reacción ocurre en presencia de un catalizador: óxido de manganeso IV.
· en el laboratorio también se utiliza la reacción de descomposición del permanganato de potasio - KMnO 4 - “permanganato de potasio”.
· En condiciones de laboratorio, se libera oxígeno cuando se calienta la sal de Berthollet (clorato de potasio).
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 El catalizador es óxido de manganeso (MnO 2).
El oxígeno existe en forma de dos modificaciones alotrópicas: O 2 y O 3.
Propiedades químicas
El oxígeno no interactúa con halógenos, gases nobles, oro y platino.
· El oxígeno reacciona vigorosamente con los metales. Por ejemplo, en una reacción con litio, se forma óxido de litio, en una reacción con cobre, óxido de cobre (II).
4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O 2 = 2CuO
· El oxígeno reacciona con los no metales.
S + O 2 = ASI 2 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
Casi todas las reacciones con el oxígeno son exotérmicas (es decir, van acompañadas de liberación de calor). La excepción es la reacción del nitrógeno con el oxígeno, que es endotérmica.
norte 2 + O 2 ↔ 2NO - Q
· El oxígeno es una sustancia compleja.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O
AZUFRE n=16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Sólo hay 16 elementos químicos no metálicos, pero dos de ellos, oxígeno y silicio, constituyen el 76% de la masa de la corteza terrestre. Los no metales constituyen el 98,5% de la masa de las plantas y el 97,6% de la masa de los humanos. Todas las sustancias orgánicas más importantes están formadas por carbono, hidrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y nitrógeno; son los elementos de la vida. El hidrógeno y el helio son los elementos principales del Universo; todos los objetos cósmicos, incluido nuestro Sol, están formados por ellos. Es imposible imaginar nuestra vida sin compuestos no metálicos, especialmente si recordamos que un compuesto químico vital, el agua, está formado por hidrógeno y oxígeno.
Si en la tabla periódica dibujamos una diagonal desde el berilio hasta el astato, entonces a la derecha de la diagonal habrá elementos no metálicos y a la izquierda debajo, los metales, estos también incluyen elementos de todos los subgrupos secundarios, lantánidos y actínidos. . Los elementos ubicados cerca de la diagonal, por ejemplo, berilio, aluminio, titanio, germanio, antimonio, tienen un carácter dual y se clasifican como metaloides. Elementos no metálicos: elemento s – hidrógeno; Elementos p del grupo 13 – boro; 14 grupos – carbono y silicio; 15 grupos – nitrógeno, fósforo y arsénico, 16 grupos – oxígeno, azufre, selenio y telurio y todos los elementos del grupo 17 - flúor, cloro, bromo, yodo y astato. Elementos del grupo 18 – gases inertes, ocupan una posición especial, tienen una capa electrónica exterior completamente completa y ocupan una posición intermedia entre los metales y los no metales. A veces se clasifican como no metales, pero sólo formalmente, según sus características físicas.
No metales Son elementos químicos cuyos átomos aceptan electrones para completar un nivel de energía externo, formando así iones con carga negativa.
La capa electrónica externa de los átomos no metálicos contiene de tres a ocho electrones.
Casi todos los no metales tienen radios relativamente pequeños y una gran cantidad de electrones en el nivel de energía externo de 4 a 7, se caracterizan por altos valores de electronegatividad y propiedades oxidantes; Por tanto, en comparación con los átomos metálicos, los no metales se caracterizan por:
· más pequeño radio atómico;
· cuatro o más electrones en el nivel de energía exterior;
De ahí esto propiedad más importanteÁtomos no metálicos: tendencia a aceptar hasta 8 electrones faltantes, es decir. propiedades oxidantes. Características cualitativasátomos no metálicos, es decir La electronegatividad puede servir como una especie de medida de su no metalicidad, es decir, la propiedad de los átomos de elementos químicos de polarizar un enlace químico, de atraer pares de electrones comunes;
La primera clasificación científica de los elementos químicos fue su división en metales y no metales. Esta clasificación no ha perdido su importancia hasta el día de hoy. Los no metales son elementos químicos cuyos átomos se caracterizan por la capacidad de aceptar electrones antes de que se complete la capa externa debido a la presencia, por regla general, de cuatro o más electrones en la capa electrónica externa y al radio pequeño de los átomos en comparación con el metal. átomos.
Esta definición deja de lado los elementos del grupo VIII del subgrupo principal: gases inertes o nobles, cuyos átomos tienen una capa externa completa de electrones. La configuración electrónica de los átomos de estos elementos es tal que no pueden clasificarse ni en metales ni en no metales. Son aquellos objetos que dividen los elementos en metales y no metales, ocupando una posición límite entre ellos. Los gases inertes o nobles (“nobleza” se expresa en inercia) a veces se clasifican como no metales, pero sólo formalmente, según sus características físicas. Estas sustancias conservan el estado gaseoso hasta temperaturas muy bajas. Así, el helio He pasa al estado líquido en t° = -268,9 °C.
La inercia química de estos elementos es relativa. Para el xenón y el criptón se conocen compuestos con flúor y oxígeno: KrF 2, XeF 2, XeF 4, etc. Sin duda, en la formación de estos compuestos los gases inertes actuaron como agentes reductores. De la definición de no metales se deduce que sus átomos se caracterizan por valores elevados de electronegatividad. Varía de 2 a 4. Los no metales son elementos de los subgrupos principales, principalmente elementos p, con excepción del hidrógeno, un elemento s.
Todos los elementos no metálicos (excepto el hidrógeno) ocupan la esquina superior derecha de la tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleev, formando un triángulo, cuyo vértice es el flúor F y la base es la diagonal B - At. Sin embargo, se debe prestar especial atención a la doble posición del hidrógeno en la tabla periódica: en los principales subgrupos de los grupos I y VII. Esto no es una coincidencia. Por un lado, el átomo de hidrógeno, al igual que los átomos de metales alcalinos, tiene un electrón (configuración electrónica 1s 1) en su (y única) capa electrónica externa, que es capaz de donar, exhibiendo las propiedades de un agente reductor.
En la mayoría de sus compuestos, el hidrógeno, como los metales alcalinos, presenta un estado de oxidación de +1. Pero la pérdida de un electrón por un átomo de hidrógeno es más difícil que la de los átomos de metales alcalinos. Por otro lado, al átomo de hidrógeno, al igual que a los átomos de halógeno, le falta un electrón para completar la capa electrónica externa, por lo que el átomo de hidrógeno puede aceptar un electrón, exhibiendo las propiedades de un agente oxidante y el estado de oxidación -1 característico del halógeno en hidruros (compuestos con metales, similares a los compuestos metálicos con halógenos: haluros). Pero la adición de un electrón a un átomo de hidrógeno es más difícil que en el caso de los halógenos.
En condiciones normales, el hidrógeno H2 es un gas. Su molécula, al igual que los halógenos, es diatómica. Los átomos no metálicos tienen propiedades oxidantes predominantes, es decir, la capacidad de agregar electrones. Esta capacidad se caracteriza por el valor de la electronegatividad, que naturalmente cambia en períodos y subgrupos. El flúor es el agente oxidante más fuerte; sus átomos en reacciones químicas no pueden ceder electrones, es decir, exhiben propiedades reductoras. Otros no metales pueden exhibir propiedades reductoras, aunque en un grado mucho más débil en comparación con los metales; en períodos y subgrupos, su capacidad reductora cambia en orden opuesto a la capacidad oxidativa.
En sustancias simples, los átomos no metálicos están unidos. enlace covalente no polar. Gracias a esto se forma un sistema electrónico más estable que el de átomos aislados. En este caso, simple (por ejemplo, en moléculas de hidrógeno H 2, halógenos F 2, Br 2, I 2), doble (por ejemplo, en moléculas de azufre S 2), triple (por ejemplo, en moléculas de nitrógeno N 2) se forman enlaces covalentes.
Estado de agregación:
A diferencia de los metales, los no metales son sustancias simples caracterizadas por una amplia variedad de propiedades. Los no metales tienen diferentes estados de agregación en condiciones normales:
El espectro de colores de los no metales es mucho más rico: rojo para el fósforo, rojo marrón para el bromo, amarillo para el azufre, amarillo verdoso para el cloro, violeta para el vapor de yodo. Elementos: los no metales son más capaces, en comparación con los metales, de alotropía.
La capacidad de los átomos de un elemento químico para formar varias sustancias simples se llama alotropía, y estas sustancias simples se denominan modificaciones alotrópicas.
Sustancias simples: los no metales pueden tener:
1. Estructura molecular. En condiciones normales, la mayoría de estas sustancias son gases (H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, O 3) o sólidos (I 2, P 4, S 8), y solo un bromo (Br 2 ) es un líquido. Todas estas sustancias tienen una estructura molecular y, por tanto, son volátiles. En estado sólido, son fusibles debido a la débil interacción intermolecular que mantiene sus moléculas en el cristal y son capaces de sublimarse.
2. Estructura atomica. Estas sustancias están formadas por largas cadenas de átomos (Cn, Bn, Sin, Sen, Diez). Debido a la gran fuerza de los enlaces covalentes, suelen tener una gran dureza y cualquier cambio asociado con la destrucción de los enlaces covalentes en sus cristales (fusión, evaporación) se produce con un gran gasto de energía. Muchas de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición elevados y su volatilidad es muy baja.
Muchos elementos no metálicos forman varias sustancias simples: modificaciones alotrópicas. Esta propiedad de los átomos se llama alotropía. La alotropía puede estar asociada con diferentes composiciones de moléculas (O 2, O 3) y con diferentes estructuras cristalinas. Las modificaciones alotrópicas del carbono son grafito, diamante, carbino y fullereno. Para identificar las propiedades características de todos los no metales, es necesario prestar atención a su ubicación en la tabla periódica de elementos y determinar la configuración de la capa electrónica exterior.
Durante el periodo:
En el subgrupo principal:
La mayoría de los metales, con raras excepciones (oro, cobre y algunos otros), se caracterizan por un color blanco plateado. Pero para sustancias simples, no metales, la gama de colores es mucho más diversa: P, Se - amarillo; B - marrón; O 2(l) - azul; Si, As (reunido) - gris; P 4 - amarillo pálido; I - negro violeta con brillo metálico; Br 2(l) - líquido marrón; C1 2(g) - amarillo verdoso; F 2(r) - verde pálido; S 8(TV) - amarillo. Los cristales de los no metales no son plásticos y cualquier deformación provoca la destrucción de los enlaces covalentes. La mayoría de los no metales no tienen brillo metálico.
¡Solo hay 16 elementos químicos no metálicos! Bastante, teniendo en cuenta que se conocen 114 elementos. Dos elementos no metálicos constituyen el 76% de la masa de la corteza terrestre. Se trata de oxígeno (49%) y silicio (27%). La atmósfera contiene el 0,03% de la masa de oxígeno de la corteza terrestre. Los no metales constituyen el 98,5% de la masa de las plantas, el 97,6% de la masa del cuerpo humano. Los no metales C, H, O, N, S son elementos biogénicos que forman las sustancias orgánicas más importantes de una célula viva: proteínas, grasas, carbohidratos, ácidos nucleicos. La composición del aire que respiramos incluye sustancias simples y complejas, formadas también por elementos no metálicos (oxígeno O 2, nitrógeno N 2, dióxido de carbono CO 2, vapor de agua H 2 O, etc.)
Los átomos de los no metales, y por tanto las sustancias simples formadas por ellos, se caracterizan por: oxidativo, entonces restaurativo propiedades.
1. Propiedades oxidantes de los no metales. aparecer primero cuando interactúan con metales(los metales son siempre agentes reductores):
Las propiedades oxidantes del cloro Cl2 son más pronunciadas que las del azufre, por lo que el metal Fe, que en los compuestos tiene estados de oxidación estables de +2 y +3, se oxida a un estado de oxidación más alto.
1. La mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes al interactuar con el hidrógeno. Como resultado, se forman compuestos de hidrógeno volátiles.
2. Cualquier no metal actúa como agente oxidante en reacciones con aquellos no metales que tienen un valor de electronegatividad menor:
La electronegatividad del azufre es mayor que la del fósforo, por lo que aquí presenta propiedades oxidantes.
La electronegatividad del flúor es mayor que la de todos los demás elementos químicos, por lo que presenta las propiedades de un agente oxidante. El flúor F2 es el agente oxidante más fuerte entre los no metales y solo exhibe propiedades oxidantes en las reacciones.
3. Los no metales también exhiben propiedades oxidantes en reacciones con algunas sustancias complejas..
Observemos primero las propiedades oxidantes del oxígeno no metálico en reacciones con sustancias complejas:
No sólo el oxígeno, sino también otros no metales pueden ser agentes oxidantes en reacciones con sustancias complejas.- inorgánicos (1, 2) y orgánicos (3, 4):
El agente oxidante fuerte cloro Cl 2 oxida el cloruro de hierro (II) en cloruro de hierro (III);
El cloro Cl 2, como agente oxidante más fuerte, desplaza el yodo libre I 2 de la solución de yoduro de potasio;
La halogenación del metano es una reacción característica de los alcanos;
Una reacción cualitativa a los compuestos insaturados es su decoloración del agua con bromo.
Al revisar Reacciones de no metales entre sí. que, dependiendo del valor de su electronegatividad, uno de ellos exhibe las propiedades de un agente oxidante y el otro, las propiedades de un agente reductor.
1. En relación con el flúor, todos los no metales (incluso el oxígeno) presentan propiedades reductoras.
2. Por supuesto, los no metales, excepto el flúor, sirven como agentes reductores cuando interactúan con el oxígeno.
Como resultado de las reacciones, óxidos no metálicos: ácido no formador de sal y formador de sal. Y aunque los halógenos no se combinan directamente con el oxígeno, se conocen sus óxidos: Cl 2 +1 O -2, Cl 2 +4 O 2 -2, Cl 2 +7 O 7 -2, Br 2 +1 O -2, Br +4 O 2 -2, I 2 +5 O 5 -2, etc., que se obtienen indirectamente.
3. Muchos no metales pueden actuar como agentes reductores en reacciones con sustancias complejas: agentes oxidantes:
También hay reacciones en las que el mismo no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor. Estas son reacciones de autooxidación-autocuración (desproporción):
Por lo tanto, la mayoría de los no metales pueden actuar en reacciones químicas como agente oxidante y como agente reductor (las propiedades reductoras no son exclusivas del flúor F2).
A diferencia de los metales, los no metales forman compuestos de hidrógeno gaseosos. Su composición depende del grado de oxidación de los no metales.
RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR
Una propiedad común de todos los no metales. es la formación de compuestos volátiles de hidrógeno, en la mayoría de los cuales el no metal tiene un estado de oxidación más bajo. Entre las fórmulas de sustancias dadas hay muchas cuyas propiedades, aplicación y producción has estudiado previamente: CH 4, NH 3, H 2 O, H 2 S, HCl.
Se sabe que estos compuestos se pueden obtener más fácilmente directamente interacción de un no metal con hidrógeno, es decir, por síntesis:
Todos los compuestos de hidrógeno de los no metales están formados por enlaces polares covalentes, tienen una estructura molecular y en condiciones normales son gases, excepto el agua (líquido). Los compuestos de hidrógeno de los no metales se caracterizan por actitud diferente al agua. El metano y el silano son prácticamente insolubles en él. El amoníaco, cuando se disuelve en agua, forma una base débil, NH 3 H 2 O. Cuando el sulfuro de hidrógeno, el seleniuro de hidrógeno, el telururo de hidrógeno y los haluros de hidrógeno se disuelven en agua, se forman ácidos con la misma fórmula que los propios compuestos de hidrógeno: H 2S, H2Se, H2Te, HF, HCl, HBr, HI.
Si comparamos las propiedades ácido-base de los compuestos de hidrógeno formados por no metales de un período, por ejemplo, el segundo (NH 3, H 2 O, HF) o el tercero (PH 3, H 2 S, HCl), entonces Se puede concluir que sus propiedades ácidas aumentan naturalmente y, en consecuencia, se debilitan las principales. Obviamente esto se debe al hecho de que la polaridad aumenta Conexiones E-N(donde E es un no metal).
Las propiedades ácido-base de los compuestos de hidrógeno de no metales del mismo subgrupo también difieren. Por ejemplo, en la serie de haluros de hidrógeno HF, HCl, HBr, HI, la fuerza del enlace E-H disminuye a medida que aumenta la longitud del enlace. En soluciones, HCl, HBr, HI se disocian casi por completo; estos son ácidos fuertes y su fuerza aumenta de HF a HI. Además, el HF pertenece a los ácidos débiles, lo que se debe a otro factor: la interacción intermolecular, la formación de enlaces de hidrógeno...H-F...H-F.... Los átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de flúor F no sólo de su propia molécula, sino también de la vecina.
Resumiendo las características comparativas de las propiedades ácido-base de los compuestos de hidrógeno de no metales, concluiremos que las propiedades ácidas de estas sustancias se fortalecen y las propiedades básicas se debilitan por períodos y subgrupos principales con un aumento en los números atómicos de los elementos que los forman.
Según el período en el PS de los elementos químicos, con un aumento en el número ordinal del elemento no metálico, aumenta la naturaleza ácida del compuesto de hidrógeno.
SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl
Además de las propiedades consideradas, los compuestos de hidrógeno de no metales en reacciones redox siempre exhiben las propiedades de los agentes reductores, porque en ellos el no metal tiene un estado de oxidación más bajo.
El hidrógeno es el elemento principal del Universo. Muchos objetos espaciales (nubes de gas, estrellas, incluido el Sol) están compuestos por más de la mitad de hidrógeno. En la Tierra, incluidas la atmósfera, la hidrosfera y la litosfera, es sólo del 0,88%. Pero esto es en masa, y la masa atómica del hidrógeno es muy pequeña. Por tanto, su pequeño contenido es sólo aparente, y de cada 100 átomos de la Tierra, 17 son átomos de hidrógeno.
En estado libre, el hidrógeno existe en forma de moléculas de H 2, los átomos están unidos formando una molécula. enlace covalente no polar.
El hidrógeno (H2) es el gas más ligero de todas las sustancias gaseosas. Tiene la conductividad térmica más alta y el punto de ebullición más bajo (después del helio). Ligeramente soluble en agua. A una temperatura de -252,8 °C y presión atmosférica, el hidrógeno se vuelve líquido.
1. La molécula de hidrógeno es muy fuerte, lo que la hace inactivo:
H2 = 2H - 432 kJ
2. A temperaturas normales, el hidrógeno reacciona con metales activos:
Ca + H 2 = CaH 2,
formando hidruro de calcio, y con F 2, formando fluoruro de hidrógeno:
F 2 + H 2 = 2HF
3. A altas temperaturas obtener amoníaco:
e hidruro de titanio (polvo metálico):
4. Cuando se enciende, el hidrógeno reacciona con el oxígeno:
5. Hidrógeno tiene capacidad restauradora:
Elementos del subgrupo principal del grupo VII de la tabla periódica, unidos bajo el nombre general halógenos, el flúor (F), el cloro (Cl), el bromo (Bg), el yodo (I), el astato (At) (rara vez se encuentran en la naturaleza) son no metales típicos. Esto es comprensible, porque sus átomos contienen hay siete electrones en el nivel de energía exterior, y sólo necesitan un electrón para completarlo. Los átomos de estos elementos, al interactuar con los metales, aceptan electrones de los átomos metálicos. En este caso surge enlace iónico y se forman sales. De ahí el nombre común de “halógenos”, es decir, “que dan origen a sales”.
agentes oxidantes muy fuertes. El flúor exhibe solo propiedades oxidantes en reacciones químicas y se caracteriza por un estado de oxidación de -1. Los halógenos restantes también pueden exhibir propiedades reductoras cuando interactúan con elementos más electronegativos: flúor, oxígeno, nitrógeno y sus estados de oxidación pueden tomar valores de +1, +3, +5, +7. Las propiedades reductoras de los halógenos aumentan del cloro al yodo, lo que se asocia con un aumento en los radios de sus átomos: hay aproximadamente la mitad de átomos de cloro que de yodo.
Todos los halógenos existen en estado libre en forma de moléculas diatómicas con enlaces químicos covalentes no polares entre los átomos. En estado sólido, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 tienen redes de cristales moleculares, lo que se confirma por sus propiedades físicas.
Con aumento peso molecular halógenos, aumentan los puntos de fusión y ebullición, aumentan las densidades: bromo - líquido, yodo - sólido, gases de flúor y cloro. Esto se debe al hecho de que a medida que aumentan los tamaños de los átomos y moléculas de halógeno, aumentan las fuerzas de interacción intermolecular entre ellos. De F 2 a I 2 aumenta la intensidad del color de los halógenos.
La actividad química de los halógenos, como los no metales, se debilita del flúor al yodo., los cristales de yodo desarrollan un brillo metálico. Cada halógeno es el agente oxidante más fuerte en su período.. Las propiedades oxidantes de los halógenos se manifiestan claramente cuando interactúan con metales. En este caso se forman sales. Así, el flúor ya reacciona en condiciones normales con la mayoría de los metales y, cuando se calienta, con el oro, la plata y el platino, conocidos por su pasividad química. El aluminio y el zinc se encienden en una atmósfera de flúor:
Otros halógenos reaccionan con los metales cuando se calientan.. El polvo de hierro calentado también se enciende cuando reacciona con el cloro. El experimento se puede realizar como con el antimonio, pero primero hay que calentar limaduras de hierro en una cuchara de hierro y luego verterlas. en pequeñas porciones en un matraz con cloro. Dado que el cloro es un agente oxidante fuerte, la reacción da como resultado la formación de cloruro de hierro (III):
En vapor de bromo quemaduras de alambre de cobre al rojo vivo:
El yodo oxida los metales más lentamente., pero en presencia de agua, que es un catalizador, la reacción del yodo con el polvo de aluminio es muy violenta:
La reacción va acompañada de la liberación de vapor de yodo violeta.
Sobre la disminución de las propiedades oxidativas y el aumento de las propiedades reductoras de los halógenos del flúor al yodo. También se puede juzgar por su capacidad para desplazarse entre sí de soluciones de sus sales., y también se manifiesta claramente cuando interactúan con el hidrógeno. La ecuación para esta reacción se puede escribir como vista general Entonces:
Si el flúor reacciona con el hidrógeno en cualquier condición con una explosión, entonces una mezcla de cloro e hidrógeno reacciona solo cuando se enciende o se irradia con la luz solar directa, el bromo reacciona con el hidrógeno cuando se calienta y sin explosión. Estas reacciones son exotérmicas. La reacción del compuesto de yodo con hidrógeno es débilmente endotérmica y avanza lentamente incluso cuando se calienta;
Como resultado de estas reacciones, se forman fluoruro de hidrógeno HF, cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr y yoduro de hidrógeno HI, respectivamente.
Propiedades químicas del cloro en tablas.
El flúor y el cloro se obtienen por electrólisis de masas fundidas o soluciones de sus sales. Por ejemplo, el proceso de electrólisis del cloruro de sodio fundido puede reflejarse en la ecuación:
Cuando el cloro se produce por electrólisis de una solución de cloruro de sodio, además de cloro, también se forman hidrógeno e hidróxido de sodio:
Oxígeno (O)- el antepasado del subgrupo principal del grupo VI de la Tabla Periódica de Elementos. Los elementos de este subgrupo (oxígeno O, azufre S, selenio Se, telurio Te, polonio Po) tienen el nombre común de "calcógenos", que significa "dar origen a minerales".
El oxígeno es el elemento más abundante en nuestro planeta. Es parte del agua (88,9%), pero cubre 2/3 de la superficie del globo, formando su capa de agua: la hidrosfera. El oxígeno es el segundo más abundante y el primero más importante para la vida. componente la capa de aire de la Tierra: la atmósfera, donde representa el 21% (en volumen) y el 23,15% (en masa). El oxígeno forma parte de numerosos minerales de la capa sólida de la corteza terrestre: la litosfera: de cada 100 átomos de la corteza terrestre, el oxígeno representa 58 átomos.
El oxígeno ordinario existe en forma de O 2. Es un gas incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido tiene un color azul claro, en estado sólido es azul. El gas oxígeno es más soluble en agua que el nitrógeno y el hidrógeno.
El oxígeno reacciona con casi todas las sustancias simples. excepto halógenos, gases nobles, oro y platino.. Las reacciones de los no metales con el oxígeno ocurren con mucha frecuencia, liberando gran cantidad calor y van acompañados de reacciones de ignición - combustión. Por ejemplo, la combustión de azufre con formación de SO 2, fósforo con formación de P 2 O 5 o carbón con formación de CO 2. Casi todas las reacciones que involucran oxígeno son exotérmicas. Una excepción es la interacción del nitrógeno con el oxígeno: se trata de una reacción endotérmica que ocurre a temperaturas superiores a 1200 ° C o durante una descarga eléctrica:
El oxígeno oxida vigorosamente no solo sustancias simples, sino también muchas complejas, formando así óxidos de los elementos a partir de los cuales están formadas:
El alto poder oxidante del oxígeno es la base de la combustión de todo tipo de combustible.
El oxígeno también participa en los procesos de oxidación lenta de diversas sustancias a temperaturas normales. El papel del oxígeno en el proceso respiratorio de humanos y animales es extremadamente importante. Las plantas también absorben oxígeno atmosférico. Pero si en la oscuridad solo ocurre el proceso por el cual las plantas absorben oxígeno, entonces en la luz ocurre otro proceso opuesto: la fotosíntesis, como resultado de lo cual las plantas absorben dióxido de carbono y liberan oxígeno.
En la industria, el oxígeno se obtiene del aire líquido y en el laboratorio. por descomposición de peróxido de hidrógeno en presencia de catalizador de dióxido de manganeso MnO 2 :
y descomposición del permanganato de potasio KMnO 4 cuando se calienta:
Propiedades químicas del oxígeno en tablas.
El oxígeno se utiliza en las industrias metalúrgica y química para acelerar (intensificar) procesos de producción. El oxígeno puro también se utiliza para obtener altas temperaturas, por ejemplo, en la soldadura con gas y el corte de metales. En medicina, el oxígeno se utiliza en casos de dificultad respiratoria temporal asociada a determinadas enfermedades. El oxígeno también se utiliza en metalurgia como oxidante del combustible para cohetes, en aviación para respirar, cortar metales, soldarlos y hacer voladuras. El oxígeno se almacena en cilindros de acero pintados de azul a una presión de 150 atm. En condiciones de laboratorio, el oxígeno se almacena en instrumentos de vidrio: gasómetros.
átomos azufre (S), como los átomos de oxígeno y todos los demás elementos del subgrupo principal del grupo VI, contienen en el nivel de energía externo 6 electrones, de los cuales dos electrones desapareados. Sin embargo, en comparación con los átomos de oxígeno, los átomos de azufre tienen un radio mayor y un valor de electronegatividad más bajo y, por lo tanto, exhiben propiedades reductoras pronunciadas, formando compuestos con estados de oxidación. +2, +4, +6. En relación con elementos menos negativos (hidrógeno, metales), el azufre presenta propiedades oxidantes y adquiere un estado de oxidación. -2 .
El azufre, como el oxígeno, se caracteriza por la alotropía. Se conocen muchas modificaciones del azufre con una estructura cíclica o lineal de moléculas de diversas composiciones.
La modificación más estable se conoce como azufre rómbico y consta de moléculas de S 8. Sus cristales tienen forma de octaedros con esquinas recortadas. Son de color amarillo limón y translúcidos, con un punto de fusión de 112,8 °C. Todas las demás modificaciones se transforman en esta modificación a temperatura ambiente. Al cristalizar a partir de una masa fundida, se obtiene primero azufre monoclínico (cristales en forma de aguja, punto de fusión 119,3 ° C), que luego se convierte en azufre ortorrómbico. Cuando se calientan trozos de azufre en un tubo de ensayo, se funde hasta convertirse en un líquido. color amarillo. A una temperatura de aproximadamente 160 °C, el azufre líquido comienza a oscurecerse, se vuelve espeso y viscoso, no sale del tubo de ensayo y, al calentarlo más, se convierte en un líquido muy móvil, pero permanece igual. color marrón oscuro. Si lo viertes en agua fría, se endurece en forma de una masa gomosa transparente. Esto es azufre plástico. También se puede obtener en forma de hilos. Al cabo de unos días también se transforma en azufre rómbico.
El azufre no se disuelve en agua. Los cristales de azufre se hunden en el agua, pero el polvo flota en la superficie del agua, porque los pequeños cristales de azufre no se mojan con el agua y se mantienen a flote gracias a pequeñas burbujas de aire. Este es un proceso de flotación. El azufre es ligeramente soluble en alcohol etílico y éter dietílico y se disuelve fácilmente en disulfuro de carbono.
Bajo condiciones normales El azufre reacciona con todos los metales alcalinos y alcalinotérreos, cobre, mercurio y plata., Por ejemplo:
Esta reacción es la base de la eliminación y neutralización del mercurio derramado, por ejemplo, de un termómetro roto. Las gotas visibles de mercurio se pueden recoger en una hoja de papel o plástico cobrizo. Cualquier mercurio que entre en las grietas debe cubrirse con azufre en polvo. Este proceso se llama desmercurización.
Cuando se calienta, el azufre también reacciona con otros metales (Zn, Al, Fe), y solo el oro no interactúa con él bajo ninguna condición. El azufre también presenta propiedades oxidantes con el hidrógeno, con el que reacciona cuando se calienta:
De los no metales, sólo el nitrógeno, el yodo y los gases nobles no reaccionan con el azufre. El azufre arde con una llama azulada y forma óxido de azufre (IV):
Este compuesto se conoce comúnmente como dióxido de azufre.
Propiedades químicas del azufre en tablas.
El azufre es un elemento muy común: la corteza terrestre contiene entre un 4,7,10 y un 2% de azufre en masa (el puesto 15 entre otros elementos), y la Tierra en su conjunto contiene mucho más (0,7%). La masa principal de azufre se encuentra en las profundidades de la tierra, en su capa de manto ubicada entre la corteza terrestre y el núcleo terrestre. Aquí, a una profundidad de aproximadamente 1200-3000 km, se encuentra una gruesa capa de sulfuros y óxidos metálicos. En la corteza terrestre, el azufre se encuentra tanto en estado libre (nativo) como, principalmente, en forma de compuestos de sulfuro y sulfato. De los sulfuros de la corteza terrestre, los más comunes son la pirita FeS2, la calcopirita FeCuS2, el lustre de plomo (galena) PbS y la blenda de zinc (esfalerita) ZnS. Grandes cantidades el azufre se encuentra en la corteza terrestre en forma de sulfatos poco solubles: el yeso CaSO4·2H2O, la barita BaSO4, los sulfatos de magnesio, sodio y potasio son comunes en el agua de mar.
Es interesante que en la antigüedad de la historia geológica de la Tierra (hace unos 800 millones de años) no había sulfatos en la naturaleza. Se formaron como productos de la oxidación de sulfuros, cuando surgió una atmósfera de oxígeno como resultado de la vida vegetal. El sulfuro de hidrógeno H2S y el dióxido de azufre SO2 se encuentran en los gases volcánicos. por tanto, el azufre nativo, que se encuentra en zonas cercanas a volcanes activos (Sicilia, Japón), podría formarse por la interacción de estos dos gases:
2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.
Otros depósitos de azufre nativo están asociados a la actividad de microorganismos.
Los microorganismos participan en muchos procesos quimicos, que generalmente componen el ciclo del azufre en la naturaleza. Con su ayuda, los sulfuros se oxidan a sulfatos, los sulfatos son absorbidos por los organismos vivos, donde el azufre se reduce y pasa a formar parte de proteínas y otras sustancias vitales. Cuando los restos muertos de los organismos se pudren, las proteínas se destruyen y se libera sulfuro de hidrógeno, que luego se oxida a azufre elemental (así se forman los depósitos de azufre) o a sulfatos. Curiosamente, las bacterias y algas que oxidan el sulfuro de hidrógeno a azufre lo acumulan en sus células. Las células de tales microorganismos pueden estar compuestas por un 95% de azufre puro.
El origen del azufre se puede determinar por la presencia de su análogo, el selenio, en él: si el selenio se encuentra en el azufre nativo, entonces el azufre es de origen volcánico, si no, es de origen biogénico, ya que los microorganismos evitan incluir selenio en su ciclo de vida; además, el azufre biogénico contiene más isótopo 32S que 34S, más pesado.
Un elemento químico vital. Es parte de las proteínas, uno de los principales componentes químicos de las células de todos los organismos vivos. Especialmente hay mucho azufre en las proteínas del cabello, los cuernos y la lana. Además, el azufre es una parte integral de las sustancias biológicamente activas del cuerpo: vitaminas y hormonas (por ejemplo, insulina). El azufre participa en los procesos redox del cuerpo. Con la falta de azufre en el cuerpo, se produce fragilidad y fragilidad de los huesos y caída del cabello.
Las legumbres (guisantes, lentejas), la avena y los huevos son ricos en azufre.
El azufre se utiliza en la producción de cerillas y papel, caucho y pinturas, explosivos y medicinas, plásticos y cosméticos. En agricultura se utiliza para controlar plagas de plantas. Sin embargo, el principal consumidor de azufre es la industria química. Aproximadamente la mitad del azufre del mundo se utiliza para producir ácido sulfúrico.
Nitrógeno (N)- el primer representante del subgrupo principal del grupo V de la tabla periódica. Sus átomos contienen cinco electrones en el nivel de energía exterior, de los cuales tres son electrones desapareados. De ello se deduce que los átomos de estos elementos pueden sumar tres electrones, completando el nivel de energía exterior.
Los átomos de nitrógeno pueden ceder sus electrones externos a elementos más electronegativos (flúor, oxígeno) y así adquirir estados de oxidación +3 y +5. Los átomos de nitrógeno también exhiben propiedades reductoras en estados de oxidación. +1, +2, +4.
En estado libre, el nitrógeno existe en el agua de la molécula diatómica N2. En esta molécula, dos átomos de N están conectados por un triple enlace covalente muy fuerte, estos enlaces se pueden designar de la siguiente manera:
El nitrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido.
Bajo condiciones normales El nitrógeno reacciona sólo con el litio, formando nitruro de Li. 3 norte:
Interactúa con otros metales sólo a altas temperaturas.
También a altas temperaturas y presiones. en presencia de un catalizador, el nitrógeno reacciona con el hidrógeno para formar amoníaco:
a una temperatura arco eléctrico se combina con el oxígeno para formar óxido nítrico (II):
Propiedades químicas del nitrógeno en tablas.
El nitrógeno obtenido por destilación del aire líquido se utiliza en la industria para la síntesis de amoníaco y la producción de ácido nítrico. En medicina, el nitrógeno puro se utiliza como medio inerte para el tratamiento de la tuberculosis pulmonar y el nitrógeno líquido se utiliza en el tratamiento de enfermedades de la columna, las articulaciones, etc.
El elemento químico fósforo forma varias modificaciones alotrópicas. Dos de ellas son sustancias simples: fósforo blanco y fósforo rojo. El fósforo blanco tiene una red cristalina molecular formada por moléculas de P4. Insoluble en agua, soluble en disulfuro de carbono. Se oxida fácilmente en el aire e incluso se enciende en forma de polvo. El fósforo blanco es muy venenoso. propiedad especial es la capacidad de brillar en la oscuridad debido a la oxidación. Guárdelo bajo agua. El fósforo rojo es un polvo carmesí oscuro. No se disuelve ni en agua ni en disulfuro de carbono. En el aire se oxida lentamente y no se enciende espontáneamente. No es venenoso y no brilla en la oscuridad. Cuando el fósforo rojo se calienta en un tubo de ensayo, se convierte en fósforo blanco (vapor concentrado).
Las propiedades químicas del fósforo rojo y blanco son similares, pero el fósforo blanco es químicamente más activo. Entonces, ambos interactúan con los metales, formando fosfuros:
El fósforo blanco se enciende espontáneamente en el aire, mientras que el fósforo rojo arde cuando se enciende. En ambos casos se forma óxido de fósforo (V), que se libera en forma de humo blanco espeso:
El fósforo no reacciona directamente con el hidrógeno; la fosfina PH 3 se puede obtener indirectamente, por ejemplo, a partir de fosfuros:
La fosfina es un gas muy venenoso con olor desagradable. Fácilmente inflamable en el aire. Esta propiedad de la fosfina explica la aparición de fuegos fatuos de pantano.
Propiedades químicas del fósforo en tablas.
El fósforo es el elemento biogénico más importante y al mismo tiempo encuentra una aplicación muy amplia en la industria. El fósforo rojo se utiliza en la producción de cerillas. Éste, junto con vidrio finamente molido y pegamento, se aplica a superficie lateral cajas. Cuando la cabeza de una cerilla, que contiene clorato de potasio y azufre, se frota, se produce la ignición.
Quizás la primera propiedad del fósforo que el hombre ha puesto a su servicio sea la inflamabilidad. La inflamabilidad del fósforo es muy alta y depende de la modificación alotrópica.
El más activo químicamente, tóxico e inflamable es el fósforo blanco ("amarillo"), por lo que se utiliza con mucha frecuencia (en bombas incendiarias, etc.).
El fósforo rojo es la principal modificación producida y consumida por la industria. Se utiliza en la producción de cerillas, explosivos, composiciones incendiarias, diversos tipos de combustibles, así como lubricantes de extrema presión, como getter en la producción de lámparas incandescentes.
El fósforo (en forma de fosfatos) es uno de los tres elementos biogénicos más importantes y participa en la síntesis de ATP. La mayor parte del ácido fosfórico producido se utiliza para producir fertilizantes de fósforo: superfosfato, precipitado, amofosfato, etc.
Los fosfatos se utilizan ampliamente:
La capacidad de los fosfatos para formar una fuerte estructura tridimensional. malla polimérica utilizado para la fabricación de aglutinantes de fosfato y aluminofosfato.
Carbono (C)- el primer elemento del subgrupo principal del grupo VI de la tabla periódica. Sus átomos contienen 4 electrones en el nivel exterior, por lo que pueden aceptar cuatro electrones, adquiriendo así un estado de oxidación. -4 , es decir, exhiben propiedades oxidantes y ceden sus electrones a elementos más electronegativos, es decir, exhiben propiedades reductoras, mientras adquieren un estado de oxidación. +4.
El carbono forma modificaciones alotrópicas. diamante y grafito. El diamante es una sustancia cristalina transparente, la más dura de todas las sustancias naturales. Sirve como estándar de dureza, que según el sistema de diez puntos se valora con la puntuación más alta de 10. Esta dureza del diamante se debe a la estructura especial de su red cristalina atómica. En él, cada átomo de carbono está rodeado por los mismos átomos ubicados en los vértices de un tetraedro regular.
Los cristales de diamante suelen ser incoloros, pero vienen en colores azul, cian, rojo y negro. Tienen un brillo muy fuerte debido a sus altas propiedades refractivas y reflectantes de la luz. Y debido a su dureza excepcionalmente alta, se utilizan para la fabricación de taladros, taladros, herramientas abrasivas y corte de vidrio.
Los mayores yacimientos de diamantes se encuentran en Sudáfrica, y en Rusia se extraen en Yakutia.
El grafito es una sustancia cristalina de color gris oscuro, grasosa al tacto y con brillo metálico. A diferencia del diamante, el grafito es blando (deja una marca en el papel) y opaco, y conduce bien el calor y la corriente eléctrica. La suavidad del grafito se debe a su estructura en capas. En la red cristalina del grafito, los átomos de carbono que se encuentran en el mismo plano están estrechamente unidos formando hexágonos regulares. Los enlaces entre las capas son débiles. Es muy refractario. El grafito se utiliza para fabricar electrodos, lubricantes sólidos, moderadores de neutrones en reactores nucleares y minas de lápices. A altas temperaturas y presiones, se producen diamantes artificiales a partir de grafito, que se utilizan ampliamente en tecnología.
El hollín y el carbón vegetal tienen una estructura similar a la del grafito. El carbón vegetal se obtiene por destilación seca de la madera. Este carbón, debido a su superficie porosa, tiene una notable capacidad para absorber gases y sustancias disueltas. Esta propiedad se llama adsorción. Cuanto mayor sea la porosidad del carbón, más eficaz será la adsorción. Para aumentar la capacidad de absorción, carbón tratado con vapor de agua caliente. El carbón procesado de esta manera se llama activado o activo. En las farmacias se vende en forma de comprimidos de carboleno negro.
El diamante y el grafito se combinan con el oxígeno a temperaturas muy altas. El hollín y el carbón interactúan mucho más fácilmente con el oxígeno y se queman en él. Pero en cualquier caso, el resultado de tal interacción es el mismo: se forma dióxido de carbono:
Cuando se calienta, el carbono se forma con los metales. carburos:
Carburo de aluminio- cristales transparentes de color amarillo claro. El carburo de calcio CaC 2 se conoce en forma de trozos. gris. Lo utilizan los soldadores a gas para producir acetileno:
Acetileno Se utiliza para cortar y soldar metales, quemándolos con oxígeno en quemadores especiales.
Si actúa sobre carburo de aluminio con agua, obtendrá un gas diferente: metano Capítulo 4:
El silicio (Si) es el segundo elemento del subgrupo principal del grupo IV de la tabla periódica. En la naturaleza, el silicio es el segundo elemento químico más abundante después del oxígeno. la corteza terrestre más de una cuarta parte está formada por sus compuestos. El compuesto de silicio más común es su dióxido SiO 2 - sílice. En la naturaleza forma el mineral cuarzo y muchas variedades, como el cristal de roca y su famosa forma violeta: la amatista, así como ágata, ópalo, jaspe, calcedonia y cornalina. También es común el dióxido de silicio y la arena de cuarzo. El segundo tipo de compuestos de silicio naturales son los silicatos. Entre ellos, los aluminosilicatos más comunes son el granito, diferentes tipos arcilla, mica. Un silicato que no contiene aluminio es, por ejemplo, el amianto. El óxido de silicio es esencial para la vida de plantas y animales. Da fuerza a los tallos de las plantas y a las cubiertas protectoras de los animales. El silicio da suavidad y fuerza a los huesos humanos. El silicio forma parte de organismos vivos inferiores: diatomeas y radiolarios.
El silicio se quema en oxígeno, formación de dióxido de silicio u óxido de silicio (IV):
Al ser un no metal, cuando se calienta se combina con metales para formar siliciuros:
Los siliciuros se descomponen fácilmente con agua o ácidos, liberando un compuesto de hidrógeno gaseoso de silicio. silano:
4HCl + Mg2 Si → SiH 4 + 2MgCl2
A diferencia de los hidrocarburos, el silano se enciende espontáneamente en el aire. y se quema para formar dióxido de silicio y agua:
La mayor reactividad del silano en comparación con el metano CH4 se explica por el hecho de que el silicio tamaño más grandeátomo que el carbono, por lo que los enlaces químicos Si-H son más débiles que los enlaces C-H.
El silicio reacciona con soluciones acuosas concentradas de álcali, formando silicatos e hidrógeno:
Se obtiene silicio reduciéndolo del dióxido con magnesio o carbono:
El óxido de silicio (IV), o dióxido de silicio, o sílice SiO 2, como el CO 2, es un óxido ácido. Sin embargo, a diferencia del CO 2, no tiene una red cristalina molecular, sino atómica. Por tanto, el SiO 2 es una sustancia dura y refractaria. No se disuelve en agua ni en ácidos, excepto en ácido fluorhídrico, pero reacciona a altas temperaturas con álcalis para formar sales de ácido silícico. silicatos:
Los silicatos también se pueden obtener fusionando dióxido de silicio con óxidos o carbonatos metálicos:
Los silicatos de sodio y potasio se llaman vidrio soluble. Sus soluciones acuosas son las conocidas colas de silicato. A partir de soluciones de silicatos por la acción de ácidos más fuertes sobre ellos (clorhídrico, sulfúrico, acético e incluso carbónico) produce ácido silícico H 2 SiO 3 :
Por eso, h 2 SiO 3 - ácido muy débil. Es insoluble en agua y cae de la mezcla de reacción en forma de precipitado gelatinoso, llenando a veces de forma compacta todo el volumen de la solución, convirtiéndola en una masa semisólida similar a una gelatina o gelatina. Cuando esta masa se seca, se forma una sustancia muy porosa: el gel de sílice, que se usa ampliamente como adsorbente, un absorbente de otras sustancias.
Material de referencia para realizar el examen:
mesa de mendeleev
tabla de solubilidad
