Podmiot: Właściwości chemiczne elementy.
Plan:
1. Właściwości metali i ich związków ( I i II rozdz. podgr.)
1.1 Elementy OW
1.2 Elementy IIA grupy - wspólna cecha.
2. Właściwości chemiczne pierwiastków p.
2.1 Elementy IIIA grupy - wspólna cecha.
2.2 Elementy IVA grupy - wspólna cecha.
2,3 VA elementy grupy - wspólna cecha.
2.4 Elementy VIA grupy - wspólna cecha.
2.5 Elementy VIIA grupy - wspólna cecha.
2.6 Elementy VIIIA grupy - wspólna cecha.
3. Wodór
Metale alkaliczne - elementy głównej podgrupy grupy I układu okresowego pierwiastki chemiczne D. I. Mendelejew: lit Li, sód Na, potas K, rubid Rb, cez Cs i frans Fr. Metale te nazywane są alkalicznymi, ponieważ większość ich związków jest rozpuszczalna w wodzie. W języku słowiańskim „wymyć” oznacza „rozpuścić”, a to określiło nazwę tej grupy metali. Gdy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, tworzą się rozpuszczalne wodorotlenki, zwane alkaliami. G. Davy w 1807 roku po raz pierwszy otrzymał wolny potas i sód.
W zewnętrznej warstwie elektronowej atomy metali alkalicznych mają po jednym elektronu. W drugiej warstwie elektronowej z zewnątrz atom litu zawiera dwa elektrony, a atomy pozostałych metali alkalicznych mają po osiem elektronów. Mając w zewnętrznej warstwie elektronowej tylko jeden elektron, znajdujący się w stosunkowo dużej odległości od jądra, atomy tych pierwiastków dość łatwo oddają ten elektron, tj. charakteryzują się niską energią jonizacji. Utworzone w tym przypadku pojedynczo naładowane jony dodatnie mają stabilną strukturę elektronową odpowiedniego gazu szlachetnego (jon litu jest strukturą atomu helu, jon sodu jest strukturą atomu neonu itd.). Łatwość odrzutu elektronów zewnętrznych charakteryzuje rozważane pierwiastki jako najbardziej typowi przedstawiciele metale: właściwości metaliczne są szczególnie wyraźnie wyrażone w metalach alkalicznych.
Ta sama budowa nie tylko zewnętrznej, ale i przedostatniej warstwy elektronowej atomów wszystkich metali alkalicznych, z wyjątkiem litu, decyduje o dużym podobieństwie właściwości tych pierwiastków. Jednocześnie wzrost ładunku jądrowego i Łączna elektrony w atomie podczas przemieszczania się od góry do dołu w podgrupie powodują pewne różnice w ich właściwościach. Podobnie jak w innych grupach, różnice te objawiają się głównie wzrostem łatwości oddawania elektronów walencyjnych oraz wzrostem właściwości metalicznych wraz ze wzrostem liczby atomowej.
|
Właściwości metali alkalicznych |
||||||||
|
Atomowy |
Nazwać, |
Metal |
joński |
Potencjał |
EO |
p, |
t l.mn , |
bela, |
|
lit Li |
0,152 |
0,078 |
5,32 |
0,98 |
0,53 |
1347 |
||
|
Sód Na |
0,190 |
0,098 |
5,14 |
0,93 |
0,97 |
|||
|
Potas K |
0,227 |
0,133 |
4,34 |
0,82 |
0,86 |
|||
|
Rubid Rb |
0,248 |
0,149 |
4,18 |
0,82 |
1,53 |
|||
|
cez Cs |
0,265 |
0,165 |
3,89 |
0,79 |
1,87 |
|||
Właściwości chemiczne metali alkalicznych. Ze względu na dużą aktywność chemiczną metali alkalicznych w stosunku do wody, tlenu, azotu są one magazynowane pod warstwą nafty. Aby przeprowadzić reakcję z metalem alkalicznym, kawałek o wymaganej wielkości jest ostrożnie odcinany skalpelem pod warstwą nafty, powierzchnia metalu jest dokładnie oczyszczana z produktów jego interakcji z powietrzem w atmosferze argonu i tylko następnie próbkę umieszcza się w naczyniu reakcyjnym.
1. Interakcja z wodą. Ważna właściwość metali alkalicznych- ich wysoka aktywność w stosunku do wody. Lit najspokojniej (bez wybuchu) reaguje z wodą:
Podczas przeprowadzania podobnej reakcji sód pali się żółtym płomieniem i następuje niewielka eksplozja. Potas jest jeszcze bardziej aktywny: w tym przypadku eksplozja jest znacznie silniejsza, a płomień jest zabarwiony fioletowy. 2. Interakcja z tlenem. Produkty spalania metali alkalicznych w powietrzu mają inny skład w zależności od aktywności metalu.
Tylko lit spala się w powietrzu z utworzeniem tlenku o składzie stechiometrycznym:
Podczas spalania sodu powstaje głównie nadtlenek Na2O2 z niewielką domieszką ponadtlenku NaO2:
Produkty spalania potasu, rubidu i cezu zawierają głównie ponadtlenki: 
Aby uzyskać tlenki sodu i potasu, mieszaniny wodorotlenku, nadtlenku lub ponadtlenku ogrzewa się z nadmiarem metalu przy braku tlenu: 
Dla związków tlenowych metali alkalicznych charakterystyczna jest następująca prawidłowość: wraz ze wzrostem promienia kationu metalu alkalicznego wzrasta stabilność związków tlenowych zawierających jon nadtlenkowy O22- i jon nadtlenkowy O2-.
Metale ciężkie charakteryzują się tworzeniem raczej stabilnych ozonków w składzie EO3. Wszystkie związki tlenu mają różne kolory, których intensywność pogłębia się w serii od Li do Cs:
|
Formuła |
Kolor |
|
Li2O |
Biały |
|
Na2O |
Biały |
|
K2O |
Żółtawy |
|
Rb2O |
Żółty |
|
CS2O |
Pomarańczowy |
|
Na2O2 |
Lekki |
|
KO 2 |
Pomarańczowy |
|
RbO2 |
Ciemny- |
|
CsO2 |
Żółty |
Tlenki metali alkalicznych mają wszystkie właściwości tlenków zasadowych: reagują z wodą, tlenkami kwaśnymi i kwasami:
Nadtlenki i ponadtlenki wykazują właściwości silnych utleniaczy:
Nadtlenki i ponadtlenki oddziałują intensywnie z wodą tworząc wodorotlenki:
3. Interakcja z innymi substancjami. Metale alkaliczne reagują z wieloma niemetalami. Po podgrzaniu łączą się z wodorem, tworząc
wodorki, z halogenkami, siarką, azotem, fosforem, węglem i krzemem, tworzące odpowiednio halogenki, siarczki, azotki, fosforki, węgliki i krzemki:
Po podgrzaniu metale alkaliczne mogą reagować z innymi metalami, tworząc związki międzymetaliczne. Metale alkaliczne reagują aktywnie (z wybuchem) z kwasami.
Metale alkaliczne rozpuszczają się w ciekłym amoniaku i jego pochodnych - aminach i amidach:
Po rozpuszczeniu w ciekłym amoniaku metal alkaliczny traci elektron, który jest solwatowany przez cząsteczki amoniaku i nadaje roztworowi niebieski kolor. Powstałe amidy są łatwo rozkładane przez wodę, tworząc alkalia i amoniak:
Metale alkaliczne wchodzą w interakcje z materia organiczna alkohole (z tworzeniem alkoholanów) i kwasy karboksylowe (z tworzeniem soli):
4. Jakościowe oznaczanie metali alkalicznych. Ponieważ potencjały jonizacji metali alkalicznych są niewielkie, gdy metal lub jego związki są podgrzewane w płomieniu, atom ulega jonizacji, zabarwiając płomień na określony kolor:
|
Barwienie płomienia metalami alkalicznymi |
|
|
karminowa czerwień |
|
|
Żółty |
|
|
Fioletowy |
|
|
białawy różowy |
|
|
purpurowo-czerwony |
|
Otrzymywanie metali alkalicznych
1. Do otrzymywania metali alkalicznych wykorzystują głównie elektrolizę stopionych ich halogenków, najczęściej chlorków, które tworzą naturalne minerały:
katoda: Li+ + e → Lianoda: 2Cl- - 2e → Cl22. Czasami, w celu uzyskania metali alkalicznych,
elektroliza stopów ich wodorotlenków:
katoda: Na + + e → Na anoda: 4OH- - 4e → 2H2O + O2 Ponieważ metale alkaliczne znajdują się na lewo od wodoru w elektrochemicznym szeregu napięć, to preparat elektrolityczny je z roztworów soli jest niemożliwe; w tym przypadku powstają odpowiednie zasady i wodór.
W naturze metale alkaliczne występują wyłącznie w postaci związków. Sód i potas są stałymi składnikami wielu bardzo powszechnych krzemianów. Spośród poszczególnych minerałów sodu najważniejsza – sól kuchenna (NaCl) – wchodzi w skład wody morskiej i na niektórych obszarach powierzchni ziemi tworzy ogromne złoża tzw. soli kamiennej pod warstwą skał aluwialnych (w ZSRR , Solikamsk, Artemoven, Ileck itp.). W górnych warstwach takich złóż występują niekiedy nagromadzenia soli potasowych [w postaci minerałów sylwinitu (KCl–NaCl), karnalitu (KCl MgCl2 6H2 O) itp.], które stanowią główne źródło otrzymywania związków tego pierwiastka. Znanych jest tylko kilka naturalnych nagromadzeń soli potasowych o znaczeniu przemysłowym. Najważniejszym z nich jest złoże Solikamsk w ZSRR.
W przypadku litu znanych jest wiele minerałów [na przykład spodumen - LiAl (SiO3) 2], ale ich nagromadzenie jest rzadkie. Rubid i cez występują prawie wyłącznie jako zanieczyszczenia z innymi metale alkaliczne. Ślady fransu zawsze znajdują się w rudach uranu.
Związki sodu i potasu mają ogromne znaczenie dla życia. Wystarczy przypomnieć chociażby, że człowiek zużywa rocznie 5-10 kg NaCl, podobnie sole potasowe są niezbędne dla roślin. W związku z tym około 90% wszystkich wydobywanych związków potażu jest wykorzystywanych do nawożenia gleby. Pozostałe 10%, a także ogromne kwoty różne połączenia sód są wykorzystywane w przemyśle. Pochodne litu znalazły jak dotąd jedynie stosunkowo niewielkie zastosowanie, a związki Rb i Cs znalazły bardzo ograniczone zastosowanie.
W wolnym stanie metale alkaliczne mogą być izolowane przez elektrolizę ich stopionych soli chlorkowych. Główną wartością praktyczną jest sód, którego roczna światowa produkcja wynosi ponad 50 tysięcy ton.
Główna podgrupa grupy II obejmuje elementy b epu liy, magnez, wapń, stront, bar i rad. Wszystkie te pierwiastki, z wyjątkiem berylu, mają wyraźne właściwości metaliczne. W wolnym stanie i są srebrne! krystalicznie białe substancje, twardsze niż metale alkaliczne, o dość wysokich temperaturach topnienia. Pod względem gęstości wszystkie z wyjątkiem radu należą do metali lekkich.
Dwaj pierwsi członkowie omawianej podgrupy zajmują w niej nieco szczególną pozycję, różniącą się pod wieloma względami od pozostałych czterech elementów. B eryll według niektórych własnych stvam zbliża się do aluminium.
Wszystkie izotopy ostatniego pierwiastka podgrupy - radu - są radioaktywne. Długowieczny izotop 226 Ra dawniej stosowany w radioterapii; obecnie został zastąpiony tańszymi izotopami innych pierwiastków wytwarzanych w reaktorach jądrowych.
W zewnętrznej warstwie elektronowej atomy pierwiastków tej podgrupy mają dwa elektrony, w drugiej zewnętrznej warstwie beryl ma dwa elektrony, a reszta pierwiastków ma osiem.
Proste substancje utworzone przez atomy tych pierwiastków to metale. Lit, sód, potas, rubid, cez i fran są nazywane metalami alkalicznymi, ponieważ ich wodorotlenki są zasadami. Wapń, stront i bar to metale ziem alkalicznych. Aktywność chemiczna tych substancji wzrasta wraz ze wzrostem promienia atomowego. Spośród właściwości chemicznych tych metali najważniejsze są ich właściwości redukujące. Metale alkaliczne są najsilniejszymi reduktorami. Metale z grupy IIA są również dość silnymi reduktorami. Wszystkie (oprócz berylu) reagują z wodą (magnez po ugotowaniu):
2M + 2H2O \u003d 2M woda + 2OH woda + H2, M + 2H2O \u003d M2 + 2OH + H2.
W przypadku magnezu, wapnia i strontu, ze względu na słabą rozpuszczalność powstałych wodorotlenków, reakcji towarzyszy tworzenie się osadu:
M 2 + 2OH \u003d Mg (OH) 2
Metale alkaliczne reagują z większością niemetali: 2M + H 2 = 2MH (po podgrzaniu), 4M + O 2 \u003d 2M 2 O (M - Li), 2M + Cl 2 = 2MCl (w normalnych warunkach), 2M + S = M 2 S (po podgrzaniu).
Z metali alkalicznych, spalających się w tlenie, zwykły tlenek tworzy tylko lit. Pozostałe metale alkaliczne tworzą nadtlenki (M 2O2 ) lub ponadtlenki (MO 2
- związki zawierające jon ponadtlenkowy o ładunku formalnym -1 e. Podobnie jak metale alkaliczne, metale z grupy IIA reagują z wieloma niemetalami, ale w bardziej rygorystycznych warunkach: M + H 2 = MH 2 (po podgrzaniu; z wyjątkiem berylu),
2M+O 2
\u003d 2MO (w normalnych warunkach; Be i Mg - po podgrzaniu), M + Cl 2 = MCI 2 (w normalnych warunkach), M + S = MS (po podgrzaniu). W przeciwieństwie do metali alkalicznych tworzą z tlenem zwykłe tlenki. Tylko magnez i beryl spokojnie reagują z kwasami, reszta proste substancje bardzo gwałtownie, często z wybuchem Beryl reaguje ze stężonymi roztworami alkalicznymi: Be + 2OH+ 2H 2 O \u003d 2 + H 2
Zgodnie z pozycją w szeregu napięć, tylko beryl i magnez reagują z roztworami soli, reszta metali w tym przypadku reaguje z wodą. Będąc silnymi reduktorami, metale alkaliczne i ziem alkalicznych redukują ze swoich związków wiele mniej aktywnych metali, np. po podgrzaniu zachodzą reakcje: 4Na + MnO 2 \u003d 2Na 2 O + Mn; 2Ca + SnO 2 \u003d 2CaO + Sn. Przemysłową metodą produkcji wspólną dla wszystkich metali alkalicznych i metali z grupy IIA jest elektroliza stopionych soli.
Oprócz berylu tlenki wszystkich rozważanych pierwiastków są tlenkami zasadowymi, a wodorotlenki są mocnymi zasadami (w berylu związki te są amfoteryczne, wodorotlenek magnezu jest słabą zasadą). Wzmocnienie podstawowych właściwości wodorotlenków wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka z grupy można łatwo prześledzić w szeregu wodorotlenków pierwiastków grupy IIA. Być(O) 2
– wodorotlenek amfoteryczny, Mg(OH) 2
– słaba zasada, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 i Ba(OH) 2 mocne zasady, ale wraz ze wzrostem numeru seryjnego wzrasta ich rozpuszczalność, a Ba (OH) 2
można już przypisać alkaliom.
Wszystkie metale ziem alkalicznych występują (w różnych ilościach) w przyrodzie. Ze względu na wysoką aktywność chemiczną nie wszystkie z nich znajdują się w stanie wolnym. Najpopularniejszym metalem ziem alkalicznych jest wapń, którego ilość wynosi 3,38% (masy skorupy ziemskiej). Magnez jest od niego nieco gorszy, którego ilość wynosi 2,35% (masy skorupy ziemskiej). Bar i stront są również powszechne w przyrodzie, które stanowią odpowiednio 0,05 i 0,034% masy skorupy ziemskiej. Beryl jest pierwiastkiem rzadkim, którego ilość wynosi 6×10−4% masy skorupy ziemskiej. Jeśli chodzi o rad, który jest radioaktywny, jest najrzadszym ze wszystkich metali ziem alkalicznych, ale zawsze występuje w niewielkich ilościach w rudach uranu. W szczególności można go stamtąd oddzielić środkami chemicznymi. Jego zawartość wynosi 1 × 10−10% (masy skorupy ziemskiej) /
Do pierwiastków p III grupy układu okresowego D. I. Mendelejewa należą: bor B, glin Al, gal Ga, ind In i tal Tl. Elektroniczna Konfiguracja atomy ns2 np1 .
Poniżej porównano niektóre stałe charakteryzujące właściwości atomów pierwiastków p z rozważanej grupy i odpowiednie substancje metaliczne:
Na właściwości pierwiastków p z grupy III wpływa kompresja d (Al znajduje się w układzie okresowym w małym III okresie, a Ga, In i Tl w duże okresy zaraz po d-elementach). Tak więc, od Al do Ga, promień atomu nieco się zmniejsza, a pierwszy potencjał jonizacji wzrasta. Kompresja f ma również wpływ na właściwości atomów talu. Dlatego promień atomu Tl jest zbliżony do promienia atomu In, a energia jonizacji jest nieco wyższa.
Bor. Zgodnie z elektronową strukturą atomu (1s2 2s2 2p1 ), bor może być jednowartościowy (jeden niesparowany elektron na podpoziomie energii 2p). Jednak bor jest najbardziej charakterystyczny dla związków, w których jest trójwartościowy (kiedy atom jest wzbudzony, w podpoziomach energii 2s i 2p znajdują się trzy niesparowane elektrony).
Wolny orbital 2p w wzbudzonym atomie boru determinuje właściwości akceptorowe wielu jego związków, w których w wyniku mechanizmu wymiany kowalencyjnej powstają trzy wiązania kowalencyjne (np. BBr3). Związki te mają skłonność do dodawania cząstek o właściwościach donorów elektronów, tj. do tworzenia kolejnego wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor. Na przykład:
BBr3 + Br- = [ВВr4]-
Znane są dwa izotopy boru: 105 B (19,6%) i 11 5 B (80,4%). Jądra atomów izotopu (105 V) łatwo absorbują neutrony:
105 V + 1 0 n = 4 2 He + 7 5 Li
Zdolność boru do pochłaniania neutronów determinuje jego zastosowanie w energetyce jądrowej: pręty sterujące reaktorów jądrowych są wykonane z materiałów zawierających bor.
Czarne kryształy boru; są ogniotrwałe (t.t. 2300 °C), diamagnetyczne, mają właściwości półprzewodnikowe (przerwa wzbroniona ΔE = 1,55 eV). Przewodność elektryczna boru, podobnie jak innych metali, jest niska i nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.
W temperaturze pokojowej bor jest chemicznie obojętny i oddziałuje bezpośrednio tylko z fluorem; po podgrzaniu bor jest utleniany przez chlor, tlen i niektóre inne niemetale. Na przykład:
4V + 3O2 = 2V2 O3
2B + ZCl2 = 2BCl3
W związkach z niemetalami stopień utlenienia boru wynosi +3; wszystkie te związki są kowalencyjne.
Trójtlenek boru B2 O3 jest substancją krystaliczną (tt 450°C, temperatura wrzenia 2250 °C), charakteryzującą się wysokie wartości entalpia i energia tworzenia Gibbsa. Podczas interakcji z wodą B2 O3 przechodzi do kwasu borowego:
B2O3 + ZH2O = 2H3 BO3
H3 BO3 jest bardzo słabym (Kd ≈ 10-9) kwasem jednozasadowym. Elektrolityczną dysocjację H3 BO3 z eliminacją tylko jednego jonu H+ wyjaśniają opisane wcześniej właściwości akceptorowe boru: wolny orbital 2p atomu boru jest dostarczany do donora elektronów OH- , który powstaje podczas dysocjacji H2 Cząsteczki O. Proces przebiega zgodnie ze schematem
H3 BO3 + H2O \u003d H [B (OH) 4] \u003d H + + [B (OH) 4] -
Złożony anion [B(OH)4]- ma strukturę czworościenną (hybrydyzacja sp3 orbitali elektronowych). Właściwości akceptorowe boru w związkach o stopniu utlenienia + 3 przejawiają się również w chemii jego halogenków. Na przykład reakcje
BF3+F-=-
BF3 + NH3 =
w którym wiązanie chemiczne między BF i F- lub NH3 jest tworzone przez mechanizm donor-akceptor. Właściwość halogenków boru do bycia akceptorami elektronów determinuje ich szerokie zastosowanie jako katalizatorów w reakcjach syntezy związków organicznych.
Bor nie oddziałuje bezpośrednio z wodorem, ale tworzy borki z metalami - zwykle niestechiometryczne związki Me4 B, Me2 B, MeB, Me3 B4, MeB2 i MeB6.
Wodorki boru (borany) są bardzo trujące i mają bardzo nieprzyjemny zapach. Pozyskiwane są pośrednio, najczęściej
w oddziaływaniu reaktywnych borków z kwasami lub halogenków boru z wodorkami metali alkalicznych:
6MgB2 + 12HCl = H2 + 8B + B4 H10 + 6MgCl2
8BF3 + 6LiH = B2 H6 + 6LiBF4
Najprostsza kombinacja boru z wodorem BH3 w normalnych warunkach nie istnieje, sp2 -Hybrydyzacja orbitali elektronowych w atomie boru prowadzi do nienasycenia koordynacyjnego cząstki BH3, w wyniku czego dwie takie cząstki łączą się w cząsteczkę diboranu: 2BH3 = B2 H6 (ΔG0 298 = -127 kJ / mol).
W diboranie B2H6 bor jest w stanie hybrydyzacji 5p3, przy czym każdy atom boru ma jeden z czterech orbitali hybrydowych pusty, podczas gdy pozostałe trzy są nałożone na orbitale s atomów wodoru. Wiązania między grupami BH3 w cząsteczce B2H6 powstają jako wiązanie wodorowe w wyniku przesunięcia gęstości elektronowej z jednego atomu wodoru grupy BH3 na pusty orbital innej grupy BH3. Znane są również inne borany, które mogą być reprezentowane przez dwie serie Bn Hn+4 i Bn Hn+6 .
Borki s-metali są reaktywne i są często stosowane do otrzymywania mieszaniny boranów przez obróbkę kwasami. Większość borków metali d i f jest żaroodporna, bardzo twarda i chemicznie stabilna. Są szeroko stosowane bezpośrednio w postaci stopów do produkcji części silników odrzutowych, łopatek Turbiny gazowe. Niektóre borki są używane do wytwarzania katod do urządzeń elektronicznych.
Aluminium. Konfiguracja elektronowa atomu glinu jest wyrażona wzorem 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 . Najbardziej zewnętrzna warstwa elektronowa atomu ma jeden niesparowany elektron:
Dlatego aluminium może wykazywać wartościowość równą jedności. Ta wartościowość nie jest jednak typowa dla aluminium. We wszystkich stabilnych związkach stopień utlenienia glinu wynosi +3. Wartościowość równa trzy odpowiada wzbudzonemu stanowi atomu Al:
Pod względem częstości występowania aluminium zajmuje czwarte miejsce wśród wszystkich pierwiastków (po O, H i Si) i jest najczęściej występującym metalem w przyrodzie. Większość aluminium jest skoncentrowana w glinokrzemianach: skaleniach, mikach itp.
Aluminium jest srebrzystobiałym, lekkim i niezwykle plastycznym metalem o wysokiej przewodności cieplnej i elektrycznej.
Aluminium jest reaktywne; reaguje z chlorem i bromem w temperaturze pokojowej oraz z jodem - po podgrzaniu lub w obecności wody jako katalizatora. W 800°C aluminium oddziałuje z azotem, aw 2000°C z węglem. Aluminium wykazuje wysokie powinowactwo chemiczne do tlenu (ΔG0 298 = -1582 kJ/mol):
2Al + 0,502 \u003d Al2 O3, ΔH0 298 \u003d -1650 kJ / mol
W powietrzu aluminium pokryte jest bardzo mocną cienką (10-8 m) warstwą tlenku, która nieco osłabia metaliczny połysk aluminium. Dzięki powłoce tlenkowej powierzchnia aluminium nabiera wysokiej odporność na korozję. Przejawia się to przede wszystkim w obojętności aluminium na wodę i parę. Dzięki tworzeniu filmu ochronnego aluminium jest odporne na działanie stężonych kwasów azotowego i siarkowego. Kwasy te pasywują aluminium na zimno. Tendencja do pasywacji umożliwia zwiększenie odporności korozyjnej aluminium poprzez potraktowanie jego powierzchni silnymi środkami utleniającymi (np. K2 Cr2 O7) lub zastosowanie utleniania anodowego. W tym przypadku grubość warstewki tlenkowej wzrasta do 3·10-5 m. W wysokich temperaturach wytrzymałość warstewki ochronnej gwałtownie spada. Jeśli działanie mechaniczne usunąć warstwę tlenku, aluminium staje się niezwykle reaktywne. Reaguje energicznie z wodą i wodnymi roztworami kwasów i zasad, wypierając wodór i tworząc kationy lub aniony. Oddziaływanie glinu z roztworami kwasów przebiega zgodnie z równaniem reakcji
Al + 6H2O + 3H+ \u003d [Al (H2O) 6] 3+ + 0,5H2
oraz z roztworami alkalicznymi
Al + ZH2O + OH- \u003d [Al (OH) 4] - + 0,5H2
Kationy i aniony glinu łatwo przenikają do siebie, gdy zmienia się pH roztworu:
[Аl(Н2O)6]3+ + 4OH- = [Аl(ОН)4]- + 6Н2O
[Al(OH)4]- + 4H+ + 2H2O = [Al(H2O)6]3+
Mieszane związki mogą również tworzyć się w roztworze, na przykład [Al(H2O)5(OH)]2+, [Al(H2O)4(OH)2]+, [Al(H2O)3(OH)3] . Ten ostatni jest łatwo (zwłaszcza po podgrzaniu) odwodniony i przekształcony w wodorotlenek Al(OH)3:
[Al (H2O) 3 (OH) 3] \u003d Al (OH) 3 + ZH2 O
Najszersze zastosowanie aluminium w technologii opiera się na jego cennych właściwościach fizykochemicznych oraz wysokiej częstości występowania w skorupa Ziemska. Ze względu na wysoką przewodność elektryczną (4·10-5 Ohm-1 cm-1 ) i niską gęstość stosuje się go do produkcji przewodów elektrycznych. Wysoka ciągliwość aluminium pozwala wyprodukować z niego najcieńszą folię, która jest stosowana w kondensatorach i zastępuje ołów w osłonach kabli aluminium. Ze względu na brak namagnesowania stopy aluminium znajdują zastosowanie w radiotechnice.
Większość aluminium jest wykorzystywana do produkcji stopów lekkich - duraluminium (94% Al, reszta Cu, Mg, Mn, Fe i Si), silumin (85-90% Al, 10-14% Si, reszta Na) itp. Aluminium jest dodatkowo stosowane jako dodatek stopowy do stopów, aby nadać im odporność na ciepło. Aluminium i jego stopy zajmują jedno z głównych miejsc jako materiały konstrukcyjne w budowie samolotów, rakietach, inżynierii mechanicznej itp. Odporność korozyjna aluminium (zwłaszcza anodowanego) znacznie przewyższa odporność korozyjną stali. Dlatego jego stopy są wykorzystywane jako materiały konstrukcyjne oraz w przemyśle stoczniowym. Z pierwiastków d aluminium tworzy związki chemiczne - związki międzymetaliczne (aluminidki): NiAl, Ni3 Al, CoAl itp., które są stosowane jako materiały żaroodporne. Aluminium jest wykorzystywane w aluminotermii do otrzymywania wielu metali oraz do spawania termitem. Aluminothermy opiera się na wysokim powinowactwie glinu do tlenu. Na przykład w reakcji przebiegającej zgodnie z równaniem
8Al + 3Fe3 O4 = 4Al2 O3 + 9Fe
Uwalnia się około 3500 kJ ciepła i powstają temperatury do 300°C.
Tlenek glinu znany jest w postaci kilku modyfikacji. Najbardziej stabilny jest α-Al2 O3. Modyfikacja ta występuje w skorupie ziemskiej w postaci mineralnego korundu, z którego przygotowywane są tarcze szlifierskie i proszki szmerglowe. Zastosowanie korundu jako materiału ściernego opiera się na jego wysokiej twardości, ustępującej jedynie twardości diamentu, karborundu SiC i borazonu BN. Fuzja Al2 O3 z Cr2 O3 daje sztuczne rubiny. Służą do wykonywania kamieni podporowych w precyzyjnych mechanizmach. W ostatnie czasy sztuczne rubiny są używane w generatorach kwantowych (laserach). Produkty z Al2 O3 są używane jako materiały ogniotrwałe i dielektryki.
Wodorotlenek glinu Al(OH)3 jest związkiem polimerowym. Posiada warstwową sieć krystaliczną. Każda warstwa składa się z oktaedry Al(OH)6 (rys. 1); pomiędzy warstwami istnieje wiązanie wodorowe. Wodorotlenek glinu otrzymany w reakcji wymiany jest galaretowatym białym osadem, łatwo rozpuszczalnym w kwasach i zasadach. Podczas stania osad „starze się” i traci aktywność chemiczną. Podczas kalcynowania wodorotlenek traci wodę i zamienia się w tlenek Al2 O3. Jedna forma odwodnionego wodorotlenku, żel glinowy, jest stosowana w inżynierii jako adsorbent.
Niezwykle dużym zainteresowaniem cieszą się związki glinu – zeolity, spokrewnione z glinokrzemianami. Ich skład można wyrazić ogólnym wzorem Mex Eu O2y nH2 O, gdzie Me oznacza Ca lub Na (rzadziej Ba, Sr, K); E - Si i Al w zmiennym stosunku. Kryształy zeolitów mają kanały, do których mogą wnikać cząsteczki H2O.Zawartość wody w zeolitach zmienia się w szerokim zakresie w zależności od ciśnienia pary wodnej. Zeolity są zdolne do wymiany zawartej w nich wody na inne płyny (alkohol itp.). Przy delikatnym ogrzewaniu woda jest stopniowo usuwana z zeolitów. Ale nawet całkowite odwodnienie nie prowadzi do zniszczenia kryształów zeolitu. Kationy Ca2+ lub Na+ w zeolitach tworzą warstwę dyfuzyjną; nie są one umocowane w sieci krystalicznej, ale razem z wodą znajdują się w pustych przestrzeniach kryształu. Wyjaśnia to obecność w zeolitach właściwości kationowymiennych, które są ważne ze względów technicznych. Możliwość zastąpienia niektórych kationów innymi umożliwia stosowanie zeolitów jako wymieniaczy jonowych.
Szereg sztucznych zeolitów stosuje się jako tak zwane sita molekularne. Kryształy tych ostatnich charakteryzują się obecnością wąskich kanalików o średnicy od 3,10-10 do 13,10-10 m. Sita molekularne pochłaniają substancje, których cząsteczki mogą wnikać w te otwory.
Na przykład sito molekularne o średnicy otworu 3,5 x 10-10 m może absorbować cząsteczki H2, O2, N2, ale nie absorbuje większych cząsteczek CH4 lub Ar. Sita molekularne mogą być stosowane do oddzielania węglowodorów, suchych gazów itp.
Gal, ind i tal w postaci prostych substancji to topliwe srebrnobiałe metale. Właściwości fizyczne i chemiczne Ga, In i Tl wyraźnie różnią się od właściwości Al, pomimo podobieństwa struktury elektronowej zewnętrznego poziomu energetycznego atomów rozważanych pierwiastków.
Tutaj najwyraźniej różnica w strukturze elektronowej przedzewnętrznego poziomu energetycznego atomów Al: (n-1)s2 (n-1)p6 z jednej strony i atomy Ga, In i Tl z drugiej strony: (n- 1)s2 (n-1)р6 (n-1)d10 .
Stopień utlenienia galu i indu w stabilnych związkach wynosi +3. Dla talu bardziej charakterystyczny jest stopień utlenienia + 1. Związki talu, w których stopień utlenienia metalu wynosi +3, są silnymi środkami utleniającymi.
Gal ma szeroki zakres temperatur dla istnienia stanu ciekłego. Niska temperatura topnienia (około 30 °C), wysoka temperatura wrzenia (2205°C) pozwalają na użycie ciekłego galu do produkcji manometrów.
Ind równomiernie odbija fale świetlne o wszystkich długościach i dlatego jest stosowany w precyzyjnym oprzyrządowaniu do produkcji luster. Ponadto In jest składnikiem niektórych stopów topliwych.
Tal jest również wprowadzany do niektórych stopów, głównie stopów z cyną i ołowiem (kwasoodpornych, łożyskowych).
Tlenki Ga2O3, In2O3 i Tl2O3 są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie. Zauważalne wzmocnienie podstawowych właściwości w serii Ga2 O3 - In2 O3 - Tl2 O3 objawia się wzrostem rozpuszczalności tlenków w kwasach.
Wodorotlenki Ga (OH) 3 , In (OH) 3 , Tl (OH) 3 w wodzie są tak samo nierozpuszczalne jak tlenki. Biały osad Ga(OH)3 jest jednakowo rozpuszczalny zarówno w kwasach, jak i zasadach, podczas gdy czerwonobrązowy T1(OH)3 jest rozpuszczalny tylko w kwasach.
Gal i ind tworzą związki binarne typu AIII BV z pierwiastkami p grupy V układu okresowego (na przykład GaP, GaAs, InSb itp.). W ogromnej większości związków typu AIII BV orbitale elektronowe są hybrydyzowane sp3; sieci krystaliczne tych związków mają strukturę charakteryzującą się tetraedrycznym układem wiązań chemicznych. Wiele z tych diamentopodobnych związków to półprzewodniki. Stosowane są jako materiał na prostowniki AC, czujniki, generatory termoelektryczne itp.
Węgiel, krzem, german, cyna i ołów stanowią główną podgrupę grupy IV. Zewnętrzne poziomy energetyczne p-elementów grupy IV zawierają po cztery elektrony każdy (konfiguracja ns2np2), z których dwa są sparowanymi s-elektronami i dwoma niesparowanymi p-elektronami.
W stanie niewzbudzonym elementy tej podgrupy wykazują walencję równą dwóm. Po przejściu do stanu wzbudzonego, któremu towarzyszy przejście jednego z s-elektronów poziomu zewnętrznego do wolnej komórki podpoziomu p tego samego poziomu, wszystkie elektrony warstwy zewnętrznej zostają niesparowane, a wartościowość wzrasta do 4.
Siarka, selen, tellur i polon również mają 6 elektronów na poziomie zewnętrznym (s 2 pkt 4 ), ale wszystkie mają niewypełniony poziom d, więc mogą mieć do 6 niesparowanych elektronów i wykazywać stany utlenienia - 2, +4 i +6 w związkach.
Schemat zmian aktywności tych pierwiastków jest taki sam jak w podgrupie halogenowej: najłatwiej utleniają się tellurki, następnie selenki i siarczki. Spośród tlenowych związków siarki najbardziej stabilne są związki siarki (VI), a w przypadku telluru związki telluru (IV). Związki selenu zajmują pozycję pośrednią.
W elementach podgrupy chromu poziom d jest wypełniony, dlatego na poziomie s ich atomów znajduje się 1 (dla chromu i molibdenu) lub 2 (dla wolframu) elektronów. Wszystkie wykazują maksymalny stopień utlenienia +6, ale dla molibdenu, a zwłaszcza chromu, charakterystyczne są związki o niższym stopniu utlenienia (+4 dla molibdenu i +3 lub +2 dla chromu). Związki chromu(III) są bardzo stabilne i podobne do związków glinu.
Wszystkie metale z podgrupy chromu są szeroko stosowane.
Molibden został po raz pierwszy uzyskany przez K. V. Scheele w 1778 roku. Jest on używany do produkcji stali o wysokiej wytrzymałości i wytrzymałości, stosowanych do produkcji luf, zbroi, wałów itp.
Ze względu na zdolność parowania w wysokiej temperaturze nie nadaje się zbyt dobrze do produkcji żarników, ale ma dobrą zdolność łączenia się ze szkłem, dlatego jest używany do produkcji uchwytów na żarniki wolframowe w żarówkach.
Wolfram został również odkryty przez K. V. Scheele w 1781 roku. Jest używany do produkcji stali specjalnych. Dodatek wolframu do stali zwiększa jej twardość, elastyczność i wytrzymałość. Wraz z chromem wolfram nadaje stali zdolność do zachowania twardości w bardzo wysokich temperaturach, dlatego te stale są używane do produkcji frezów do tokarek szybkoobrotowych.
Czysty wolfram ma najwyższą temperaturę topnienia wśród metali (3370 stopni C), dlatego jest używany do wytwarzania żarników w żarówkach. Węglik wolframu charakteryzuje się bardzo dużą twardością i odpornością cieplną i jest głównym składnikiem stopów ogniotrwałych.
Podgrupa azotu składa się z pięciu pierwiastków: azotu, fosforu, arsenu, antymonu i bizmutu. Są to elementy p grupy V układu okresowego D. I. Mendelejewa.Na zewnętrznym poziomie energetycznym atomy tych pierwiastków zawierają pięć elektronów, które mają konfigurację ns2np3 i są rozłożone następująco:
Dlatego najwyższy stopień utlenienia tych pierwiastków wynosi +5, najniższy -3 jest również charakterystyczny dla + 3. Obecność trzech niesparowanych elektronów na poziomie zewnętrznym wskazuje, że w stanie niewzbudzonym atomy pierwiastków mają wartościowość 3 Zewnętrzny poziom atomu azotu składa się tylko z dwóch podpoziomów - 2s i 2r. Atomy pozostałych pierwiastków tej podgrupy mają wolne komórki podpoziomu d na zewnętrznych poziomach energetycznych. W konsekwencji jeden z s-elektronów poziomu zewnętrznego może po wzbudzeniu przejść do podpoziomu d tego samego poziomu, co prowadzi do powstania 5 niesparowanych elektronów.
zewnętrzna powłoka elektronowa fosforu (niewzbudzony atom)
zewnętrzna powłoka elektronowa wzbudzonego atomu fosforu Tak więc fosfor, arsen, antymon i bizmut w stanie wzbudzonym mają 5 niesparowanych elektronów, a ich wartościowość w tym stanie wynosi 5. Wzbudź elektron w atomie azotu W podobny sposób niemożliwe ze względu na brak podpoziomu d na drugim poziomie. Dlatego azot nie może być pięciowartościowy, ale może tworzyć czwarte wiązanie kowalencyjne przez mechanizm donor-akceptor ze względu na samotną parę elektronów 2s2. Dla atomu azotu możliwy jest inny proces. Kiedy jeden z dwóch elektronów 2s zostanie odłączony, azot przechodzi w pojedynczo naładowany czterowartościowy jon N+.
Od azotu do bizmutu promienie atomowe zwiększają się, a potencjały jonizacji maleją. Właściwości redukujące atomów obojętnych wzrastają od N do Bi, podczas gdy właściwości utleniające słabną (patrz Tabela 21).
Z wodorem, azotem, fosforem i arsenem tworzą polarne związki RH3, wykazujące ujemny stopień utlenienia -3. Cząsteczki RH3 mają kształt piramidy. W tych związkach wiązania pierwiastków z wodorem są silniejsze niż w odpowiednich związkach pierwiastków podgrupy tlenowej, a zwłaszcza podgrupy halogenowej. Dlatego związki wodorowe pierwiastków podgrupy azotu w roztwory wodne nie tworzą jonów wodorowych.
Z tlenem pierwiastki podgrupy azotu tworzą tlenki o wzorze ogólnym R2O3 i R2O5. Tlenki odpowiadają kwasom HRO2 i HRO3 (oraz ortokwasom H3RO4, z wyjątkiem azotu). W obrębie podgrupy charakter tlenków zmienia się w następujący sposób: N2O3 jest tlenkiem kwasowym; P4O6 jest tlenkiem słabo kwaśnym; As2O3 jest tlenkiem amfoterycznym z przewagą właściwości kwasowych; Sb2O3 jest tlenkiem amfoterycznym z przewagą właściwości podstawowych; Głównym tlenkiem jest Bi2O3. Tak więc kwasowe właściwości tlenków kompozycji R2O3 i R2O5 maleją wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka. 21, w podgrupie od azotu do bizmutu właściwości niemetaliczne maleją, a właściwości metaliczne wzrastają. W antymonie właściwości te wyraża się w ten sam sposób, w bizmucie dominują właściwości metaliczne, w azocie właściwości niemetaliczne. Fosfor, arsen i antymon tworzą kilka związków alotropowych.
Szósta grupa układu okresowego pierwiastków składa się z dwóch podgrup: grupy głównej - tlenu, siarki, selenu, telluru i polonu - oraz grupy bocznej - chromu, molibdenu i wolframu. W głównej podgrupie wyróżnia się podgrupę selenu (selen, tellur i polon), podgrupę drugorzędną nazywamy podgrupą chromową. Wszystkie elementy głównej podgrupy, z wyjątkiem tlenu, mogą przyłączyć po dwa elektrony, tworząc jony elektroujemne.
Elementy głównej podgrupy mają sześć elektronów (s2p4) na zewnętrznym poziomie elektronicznym. Atomy tlenu mają dwa niesparowane elektrony i nie mają poziomu d. Dlatego tlen wykazuje głównie stopień utlenienia (2 i tylko w związkach z fluorem +2. Siarka, selen, tellur i polon również mają sześć elektronów (s2p4) na poziomie zewnętrznym, ale wszystkie mają pusty poziom d, więc mogą mieć do sześciu niesparowanych elektronów i wykazywać stany utlenienia związków - 2, +4 i +6.
Schemat zmian aktywności tych pierwiastków jest taki sam jak w podgrupie halogenowej: najłatwiej utleniają się tellurki, następnie selenki i siarczki. Spośród tlenowych związków siarki, związki siarki (VI) są najbardziej stabilne, a dla telluru związki telluru (IV). Związki selenu zajmują pozycję pośrednią.
Selen i tellur oraz ich związki z niektórymi metalami (indem, talem itp.) mają właściwości półprzewodnikowe i są szeroko stosowane w radioelektronice. Związki selenu i telluru są wysoce toksyczne. Wykorzystywane są w przemyśle szklarskim do produkcji kolorowych (czerwonych i brązowych) szklanek.
W elementach podgrupy chromu poziom d jest wypełniony, a zatem na poziomie s ich atomów - po jednym (dla chromu i molibdenu) lub dwóch (dla wolframu) elektronów. Wszystkie wykazują maksymalny stopień utlenienia +6, ale molibden, a zwłaszcza chrom, charakteryzują się związkami, w których mają niższy stopień utlenienia (+4 dla molibdenu i +3 lub +2 dla chromu). Związki chromu(III) są bardzo stabilne i podobne do związków glinu. Wszystkie metale z podgrupy chromu są szeroko stosowane.
Molibden został po raz pierwszy uzyskany przez K. V. Scheele w 1778 roku. Stosowany jest do produkcji stali o wysokiej wytrzymałości i ciągliwości, które są wykorzystywane do produkcji luf, zbroi, wałów itp. Ze względu na zdolność parowania w wysokich temperaturach, jest mało przydatny do produkcji żarników, ale ma dobrą zdolność łączenia się ze szkłem, dlatego jest używany do produkcji uchwytów na żarniki wolframowe w żarówkach.
Tungsten został również odkryty przez K. V. Scheele w 178 roku! d. Służy do produkcji stali specjalnych. Dodatek wolframu do stali zwiększa jej twardość, elastyczność i wytrzymałość. Wraz z chromem wolfram nadaje stali zdolność do zachowania twardości w bardzo wysokich temperaturach, dlatego te stale są używane do produkcji frezów do tokarek szybkoobrotowych. Czysty wolfram ma najwyższą temperaturę topnienia wśród metali (3370 (C), dlatego jest używany do produkcji żarników w żarówkach. Węglik wolframu ma bardzo wysoką twardość i odporność na ciepło i jest głównym składnikiem stopów ogniotrwałych.
Pierwiastki zawarte w grupie VII układu okresowego dzielą się na 2 podgrupy: główną - podgrupę halogenową - i boczną - podgrupę manganową. Wodór znajduje się w tej samej grupie, chociaż jego atom ma pojedynczy elektron na zewnętrznym poziomie walencyjnym i powinien znajdować się w grupie I.
Jednak wodór ma niewiele wspólnego zarówno z pierwiastkami podgrupy głównej - metalami alkalicznymi, jak iz pierwiastkami podgrupy drugorzędowej - miedzią, srebrem i złotem. Jednocześnie, podobnie jak halogeny, dodając elektron w reakcjach z aktywnymi metalami, tworzy wodorki, które mają pewne podobieństwo do halogenków.
Podgrupa halogenów obejmuje fluor, chlor, brom, jod i astat. Pierwsze 4 pierwiastki występują w naturze, ostatni jest otrzymywany sztucznie i dlatego był znacznie mniej badany niż reszta halogenów. Słowo „halogen” oznacza tworzenie soli. Elementy podgrupy otrzymały tę nazwę ze względu na łatwość, z jaką reagują z wieloma metalami, tworząc sole.
Wszystkie halogeny mają zewnętrzną strukturę powłoki elektronowej s 2p5 . Dlatego łatwo akceptują elektron, tworząc stabilną powłokę elektronową gazu szlachetnego (s 2 r 6 ). Najmniejszy promień atomu w podgrupie dotyczy fluoru, dla reszty wzrasta w szeregu F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 нм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону.
Halogeny - bardzo aktywne elementy. Mogą pobierać elektrony nie tylko z atomów, które łatwo je oddają, ale także z jonów, a nawet wypierać ze swoich związków inne mniej aktywne halogeny. Na przykład fluor wypiera chlor z chlorków, brom z bromków i jod z jodków.
Spośród wszystkich halogenów tylko fluor, który jest w okresie II, nie ma niewypełnionego poziomu d. Z tego powodu nie może mieć więcej niż 1 niesparowanego elektronu i wykazuje tylko wartościowość -1. W atomach innych halogenów poziom d nie jest wypełniony, co pozwala im mieć różną liczbę niesparowanych elektronów i wykazywać wartościowości -1, +1, +3, +5 i +7, obserwowane w związki tlenowe chloru, bromu i jodu.
Podgrupa manganowa obejmuje mangan, technet i ren. W przeciwieństwie do halogenów, pierwiastki podgrupy manganu mają tylko 2 elektrony na zewnętrznym poziomie elektronicznym i dlatego nie wykazują zdolności przyłączania elektronów, tworząc jony naładowane ujemnie.
Mangan występuje powszechnie w przyrodzie i jest szeroko stosowany w przemyśle.
Technet jest radioaktywny, nie spotykamy go w naturze, ale pozyskiwano go sztucznie (po raz pierwszy - E. Segre i K. Perrier, 1937) Pierwiastek ten powstaje w wyniku radioaktywnego rozpadu uranu. Jednym z pierwiastków śladowych jest ren. Nie tworzy samodzielnych minerałów, ale występuje jako towarzysz niektórych minerałów, zwłaszcza molibdenu.
Został odkryty przez V. i I. Noddaków w 1925 r. Stopy z niewielkimi dodatkami renu mają zwiększoną odporność na korozję. Dodatek renu do stopów zwiększa ich wytrzymałość mechaniczną.
Ta właściwość renu pozwala na stosowanie go zamiast irydu metalu szlachetnego. Termopary platynowo-platynowo-renowe działają lepiej niż termopary platynowo-platyno-irydowe, ale nie mogą być stosowane w bardzo wysokich temperaturach, ponieważ powstaje lotny związek Re. 2 O 7 .
Główną podgrupą ósmej grupy układu okresowego są gazy szlachetne -hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon. Pierwiastki te charakteryzują się bardzo niską aktywnością chemiczną, co dało powód do nazywania ich gazami szlachetnymi lub obojętnymi. Tylko z trudem tworzą związki z innymi pierwiastkami lub substancjami; nie uzyskano związków chemicznych helu, neonu i argonu. Atomy gazów szlachetnych nie są łączone w molekuły, innymi słowy ich molekuły są jednoatomowe.
Gazy szlachetne uzupełniają każdy okres układu pierwiastków. Oprócz helu, wszystkie mają osiem elektronów w zewnętrznej warstwie elektronowej atomu, tworząc bardzo stabilny układ. Powłoka elektronowa helu, która składa się z dwóch elektronów, jest również stabilna. Dlatego atomy gazu szlachetnego charakteryzują się wysokimi energiami jonizacji i z reguły ujemnymi energiami powinowactwa elektronowego.
Przez długi czas uważano, że atomy gazów szlachetnych generalnie nie są zdolne do tworzenia wiązań chemicznych z atomami innych pierwiastków. Znane były tylko stosunkowo niestabilne związki molekularne gazów szlachetnych, takie jak hydraty
Ag-6N 2 0, Kg-6N 2 0, Xe-6N 2 0, powstały w wyniku działania sprężonych gazów szlachetnych na krystalizującą przechłodzoną wodę. Hydraty te należą do typu klatratu, wiązania walencyjne nie powstają podczas tworzenia takich związków. Powstawaniu klatratów z wodą sprzyja obecność licznych ubytków w strukturze krystalicznej lodu.
Jednak w trakcie ostatnie dekady stwierdzono, że krypton, ksenon i radon mogą łączyć się z innymi pierwiastkami, a przede wszystkim z fluorem. Więc, ; fluorki uzyskuje się przez bezpośrednie oddziaływanie gazów szlachetnych z fluorem (pod wpływem ogrzewania lub wyładowania elektrycznego) KrF 2 , XeF 2 , KrF 4 , XeF 4 i RnF 4 . Wszystkie są kryształami stabilnymi w normalnych warunkach. Pochodne ksenonu otrzymywano również na stopniu utlenienia; +6 - heksafluorek XEF 6 , trójtlenek XeO3, wodorotlenek Xe(OH)b. Ostatnie dwa związki wykazują właściwości kwasowe; więc reagując z alkaliami tworzą solekwas ksenonowy, na przykład: Xe0 3 + Ba (OH) 2 - BaXe0 4 + H 2 0.
pochodne; ksenon (VI) są silnymi utleniaczami. Jednak pod działaniem jeszcze silniejszych środków utleniających można otrzymać związki, w których ksenon ma stopień utlenienia -4-8. Spośród tych związków znany jest oktafluorek. XeF 8, Xe0 4 tetratlenek i oksoheksafluorek XeOF 6.
Wyższą aktywność chemiczną kryptonu, ksenonu i radonu w porównaniu z pierwszymi członkami grupy gazów szlachetnych tłumaczy się stosunkowo niskim potencjałem jonizacyjnym ich atomów. W przypadku kryptonu, ksenonu i radonu wartości te są zbliżone do potencjałów jonizacji niektórych innych pierwiastków (na przykład potencjał jonizacji atomu azotu wynosi 14,53 W, atom chloru - 12,97 V).
Największy praktyczne użycie znajdź argon, neon i hel.
Wodór (łac. wodór),H, pierwiastek chemiczny, pierwszy w kolejności w układzie okresowym Mendelejewa; masa atomowa 1.0079. W normalnych warunkach wodór jest gazem; nie ma koloru, zapachu i smaku.
Odniesienie do historii.W pracach chemików z XVI i XVII wieku wielokrotnie wspominano uwalnianie się palnego gazu podczas działania kwasów na metale. W 1766 G. Cavendish zebrał i zbadał uwolniony gaz, nazywając go „powietrzem palnym”. Będąc zwolennikiem teorii flogistonu, Cavendish uważał, że gaz ten jest czystym flogistonem. W 1783 r. A. Lavoisier, analizując i syntetyzując wodę, wykazał złożoność jej składu, a w 1787 r. zdefiniował „palne powietrze” jako nowy pierwiastek chemiczny (wodór) i nadał mu współczesna nazwa hydrogene (z greckiego hydor - woda i gennao - rodzą), co oznacza „rodzić wodę”; ten korzeń jest używany w nazwach związków wodorowych i procesów z jego udziałem (na przykład wodorki, uwodornienie). Współczesną rosyjską nazwę „wodór” zaproponował M.F. Sołowjow w 1824 r.
Dystrybucja wodoru w przyrodzie.Wodór jest szeroko rozpowszechniony w przyrodzie, jego zawartość w skorupie ziemskiej (litosferze i hydrosferze) wynosi 1% masy i 16% liczby atomów. Wodór jest częścią najpowszechniej występującej na Ziemi substancji – wody (11,19% masy wodoru), w związkach wchodzących w skład węgla, ropy naftowej, gazów ziemnych, gliny, a także organizmów zwierzęcych i roślinnych (czyli w składzie białka, kwasy nukleinowe, tłuszcze, węglowodany itp.). Wodór jest niezwykle rzadki w stanie wolnym, występuje w niewielkich ilościach w wulkanicznych i innych gazach naturalnych. Znikome ilości wolnego wodoru (0,0001% liczby atomów) są obecne w atmosferze. W przestrzeni okołoziemskiej wodór w postaci strumienia protonów tworzy wewnętrzny („protonowy”) pas radiacyjny Ziemi. Wodór jest pierwiastkiem najobficiej występującym w kosmosie. W postaci plazmy stanowi około połowy masy Słońca i większości gwiazd, większości gazów ośrodka międzygwiazdowego i mgławic gazowych. Wodór występuje w atmosferze wielu planet oraz w kometach w postaci wolnego H 2, metan CH 4, amoniak NH 3, woda H 2 O, rodniki takie jak CH, NH, OH, SiH, PH itp. W postaci strumienia protonów wodór jest częścią promieniowania korpuskularnego Słońca i promieni kosmicznych.
Izotopy, atom i cząsteczka wodoru.Zwykły wodór składa się z mieszaniny 2 stabilnych izotopów: lekkiego wodoru lub protu ( 1 H) i ciężki wodór lub deuter ( 2 H lub D). W związki naturalne Wodór na atom 2 H odpowiada średnio 6800 atomów 1 N. Radioaktywny izotop o liczbie masowej 3 nazywa się superciężkim wodorem lub trytem ( 3 H lub T), z miękkim promieniowaniem β i okresem półtrwania T½ = 12,262 lat. W naturze tryt powstaje na przykład z azotu atmosferycznego pod działaniem neutronów promieniowania kosmicznego; w atmosferze znikome (4 10-15 % całkowitej liczby atomów wodoru). Otrzymany niezwykle niestabilny izotop 4 H. Liczby masowe izotopów 1N, 2N, 3N i 4 H odpowiednio 1, 2, 3 i 4 wskazują, że jądro atomu protu zawiera tylko jeden proton, deuter - jeden proton i jeden neutron, tryt - jeden proton i 2 neutrony, 4 H to jeden proton i 3 neutrony. Duża różnica mas izotopów wodoru powoduje bardziej zauważalną różnicę we właściwościach fizykochemicznych niż w przypadku izotopów innych pierwiastków.
Atom wodoru ma najprostszą budowę spośród atomów wszystkich innych pierwiastków: składa się z jądra i jednego elektronu. Energia wiązania elektronu z jądrem (potencjał jonizacji) wynosi 13,595 eV. Neutralny atom Wodór może również dołączyć drugi elektron, tworząc ujemny jon H- w tym przypadku energia wiązania drugiego elektronu z neutralnym atomem (powinowactwo elektronowe) wynosi 0,78 eV. Mechanika kwantowa umożliwia obliczenie wszystkich możliwych poziomów energetycznych atomu wodoru, a w konsekwencji pełną interpretację jego widma atomowego. Atom wodoru jest używany jako atom modelowy w obliczeniach mechaniki kwantowej poziomów energetycznych innych, bardziej złożonych atomów.
Cząsteczka Wodór H 2 składa się z dwóch atomów połączonych kowalencyjnie wiązanie chemiczne. Energia dysocjacji (czyli rozpadu na atomy) wynosi 4,776 eV. Odległość międzyatomowa w pozycji równowagi jąder wynosi 0,7414 Å. W wysokich temperaturach wodór cząsteczkowy dysocjuje na atomy (stopień dysocjacji w 2000°C wynosi 0,0013; w 5000°C wynosi 0,95). Wodór atomowy powstaje również w różnych reakcje chemiczne(na przykład działanie Zn na kwas solny). Jednak istnienie wodoru w stanie atomowym trwa tylko Krótki czas, atomy rekombinują w cząsteczki H 2 .
Właściwości fizyczne wodoru.Wodór jest najlżejszą ze wszystkich znanych substancji (14,4 razy lżejszy od powietrza), gęstość 0,0899 g/l przy 0°C i 1 atm. Wodór wrze (skrapla) i topi się (zestala) odpowiednio w temperaturze -252,8 °C i -259,1 °C (tylko hel ma niższą temperaturę topnienia i wrzenia). Temperatura krytyczna wodoru jest bardzo niska (-240°C), więc jego upłynnienie wiąże się z dużymi trudnościami; ciśnienie krytyczne 12,8 kgf/cm 2 (12,8 atm), gęstość krytyczna 0,0312 g/cm 3 . Wodór ma najwyższą przewodność cieplną spośród wszystkich gazów, równą 0,174 W/(m·K) w temperaturze 0°C i 1 atm, czyli 4,16 10-4 cal/(s cm°C). Ciepło właściwe wodoru przy 0°С i 1 atm С p 14,208 kJ / (kg K), czyli 3,394 cal / (g ° C). Wodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie (0,0182 ml/g przy 20°C i 1 atm), ale dobrze - w wielu metalach (Ni, Pt, Pa i inne), zwłaszcza w palladu (850 objętości na 1 objętość Pd). Rozpuszczalność wodoru w metalach jest związana z jego zdolnością do dyfuzji przez nie; dyfuzji przez stop węgla (na przykład stal) czasami towarzyszy zniszczenie stopu w wyniku oddziaływania wodoru z węglem (tzw. dekarbonizacja). Ciekły wodór jest bardzo lekki (gęstość w temperaturze -253°С 0,0708 g/cm 3 ) i płyn (lepkość w temperaturze -253°C 13,8 stopni Celsjusza).
Właściwości chemiczne wodoru.W większości związków wodór wykazuje wartościowość (a dokładniej stopień utlenienia) +1, podobnie jak sód i inne metale alkaliczne; zwykle jest uważany za analog tych metali, należący do grupy I systemu Mendelejewa. Jednak w wodorkach metali jon wodorowy jest naładowany ujemnie (stan utlenienia -1), czyli wodorek Na+H- zbudowany jak chlorek sodu+Cl- . To i kilka innych faktów (bliskość właściwości fizyczne Wodór i halogeny, zdolność halogenów do zastępowania wodoru w związkach organicznych) dają podstawy do zaklasyfikowania wodoru jako VII grupa układ okresowy. W normalnych warunkach wodór molekularny jest stosunkowo nieaktywny, łącząc się bezpośrednio tylko z najbardziej aktywnymi niemetalami (z fluorem, aw świetle także z chlorem). Jednak po podgrzaniu reaguje z wieloma pierwiastkami. Wodór atomowy ma zwiększoną aktywność chemiczną w porównaniu z wodorem cząsteczkowym. Wodór łączy się z tlenem, tworząc wodę:
H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O
z uwalnianiem 285,937 kJ / mol, czyli 68,3174 kcal / mol ciepła (w 25°C i 1 atm). W zwykłych temperaturach reakcja przebiega niezwykle wolno, powyżej 550 ° C - z wybuchem. Granice wybuchowości mieszaniny wodorowo-tlenowej wynoszą (objętościowo) od 4 do 94% H 2 , a mieszanina wodór-powietrze - od 4 do 74% H 2 (mieszanina 2 objętości H 2 i 1 objętość O 2 zwany gazem wybuchowym). Wodór służy do redukcji wielu metali, ponieważ usuwa tlen z ich tlenków:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O itd.
Z halogenami Wodór tworzy halogenki wodoru, na przykład:
H2 + Cl2 \u003d 2HCl.
Wodór eksploduje z fluorem (nawet w ciemności iw temperaturze -252°C), reaguje z chlorem i bromem tylko po oświetleniu lub podgrzaniu, a z jodem tylko po podgrzaniu. Wodór reaguje z azotem tworząc amoniak:
ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3
tylko na katalizatorze oraz w podwyższonych temperaturach i ciśnieniach. Po podgrzaniu wodór reaguje energicznie z siarką:
H 2 + S \u003d H 2 S (siarkowodór),
znacznie trudniejsze z selenem i tellurem. Wodór może reagować z czystym węglem bez katalizatora tylko w wysokich temperaturach:
2 godz. 2 + C (bezpostaciowy) = CH 4 (metan).
Wodór bezpośrednio reaguje z niektórymi metalami (alkalicznymi, ziem alkalicznych i innymi), tworząc wodorki:
H2 + 2Li = 2LiH.
Duże znaczenie praktyczne mają reakcje wodoru z tlenkiem węgla (II), w których w zależności od temperatury, ciśnienia i katalizatora różne związki organiczne, np. HCHO, CH 3 OH i inni. Węglowodory nienasycone reagują z wodorem do nasycenia, na przykład:
C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.
Rola wodoru i jego związków w chemii jest wyjątkowo duża. Wodór decyduje o kwasowości tzw. kwasów protonowych. Wodór ma tendencję do tworzenia tzw. wiązania wodorowego z pewnymi pierwiastkami, co ma decydujący wpływ na właściwości wielu związków organicznych i nieorganicznych.
Zdobywanie wodoru.Główne rodzaje surowców do produkcja przemysłowa Wodór - naturalne gazy palne, gaz koksowniczy i gazy rafinacji ropy naftowej. Wodór pozyskiwany jest również z wody na drodze elektrolizy (w miejscach o taniej energii elektrycznej). Najważniejsze metody produkcji wodoru z gazu ziemnego to katalityczne oddziaływanie węglowodorów, głównie metanu, z parą wodną (konwersja):
CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,
i niecałkowite utlenianie węglowodorów tlenem:
CH4 + 1/2 O2 \u003d CO + 2H 2
Powstały tlenek węgla (II) również poddaje się konwersji:
CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.
Najtańszy jest wodór wytwarzany z gazu ziemnego.
Wodór jest izolowany z gazu koksowniczego i gazów rafineryjnych poprzez usunięcie pozostałych składników mieszaniny gazów, które po głębokim schłodzeniu są łatwiejsze w skropleniu niż wodór. Elektrolizę wody przeprowadza się prądem stałym, przepuszczając ją przez roztwór KOH lub NaOH (kwasy nie są stosowane w celu uniknięcia korozji urządzeń stalowych). Wodór jest wytwarzany w laboratoriach w wyniku elektrolizy wody, a także w wyniku reakcji cynku z kwasem solnym. Częściej jednak używają gotowego wodoru w butlach.
Zastosowanie wodoru.Pod koniec XVIII wieku zaczęto produkować wodór na skalę przemysłową do napełniania balony. Obecnie wodór jest szeroko stosowany w przemyśle chemicznym, głównie do produkcji amoniaku. Dużym konsumentem wodoru jest również produkcja alkoholi metylowych i innych, benzyny syntetycznej oraz innych produktów otrzymywanych na drodze syntezy z wodoru i tlenku węgla (II). Wodór stosuje się do uwodorniania stałych i ciężkich paliw ciekłych, tłuszczów i innych, do syntezy HCl, do hydrorafinacji produktów naftowych, do spawania i cięcia metali płomieniem tlenowo-wodorowym (temperatura do 2800 °C) oraz w spawaniu atomowym wodorem (do 4000 ° C) . Izotopy wodoru, deuter i tryt, znalazły bardzo ważne zastosowania w energetyce jądrowej.
Właściwości chemiczne pierwiastków Strona 13
„Chemia. Klasa 9”. system operacyjny Gabrielian (gdz)
Charakterystyka pierwiastków chemicznych. Prawo okresowe Mendelejewa
Pytanie 1.
Prawo okresowe Mendelejewa jest jednym z podstawowych praw chemii. Można argumentować, że cała współczesna chemia jest na nim zbudowana. Wyjaśnia zależność właściwości atomów od ich budowy, uogólnia tę zależność na wszystkie pierwiastki, dzieląc je na różne grupy, a także przewiduje ich właściwości w zależności od struktury i strukturę w zależności od właściwości.
Istnieją inne prawa, które pełnią funkcję wyjaśniającą, uogólniającą i predykcyjną. Na przykład prawo zachowania energii, prawo załamania światła, prawo genetyczne Mendla, prawo powszechnego ciążenia itp.
Pytanie 2.
Kierując się układem okresowym, znajdujemy pierwiastek o pożądanym ułożeniu elektronów na poziomach energetycznych (2 i 5). Ten pierwiastek to azot: N: 1s 2 2s 2 2p 3.
Ten element tworzy prostą substancję - N 2, azot. Związek wodorowy azotu to NH3, amoniak. Najwyższy tlenek azot - N 2 O 5. Tlenek ten należy do tlenków kwasowych, ponieważ po rozpuszczeniu w wodzie przekształca się w silny kwas azotowy HNO3.
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3;
N 2 O 5 + BaO \u003d Ba (OH) 2;
N2O5 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + H2O;
Azot na stopniu utlenienia +5 (N +5) ma silne właściwości utleniające:
2N 2 O 5 + 5 C \u003d 2N 2 + 5 CO 2.
Pytanie 3.
Wcześniej pierwiastek beryl był błędnie przypisywany do grupy III. Powodem tego było nieprawidłowe określenie masy atomowej berylu (zamiast 9 uznano ją za równą 13,5). DI. Mendelejew zasugerował, że beryl należy do grupy II, w oparciu o właściwości chemiczne pierwiastka. Właściwości berylu były bardzo podobne do właściwości magnezu (Mg) i wapnia (Ca) i zupełnie odmienne od właściwości glinu (Al). Wiedząc, że masy atomowe Li i B, sąsiadujących pierwiastków z Be, wynoszą odpowiednio 7 i 11, DI Mendelejew zasugerował, że masa atomowa berylu wynosi 9.
Pytanie 4.
Ca to atom, którego elektrony są rozmieszczone zgodnie z szeregiem
liczby 2, 8, 8, 2.
Pozycja #7-N,
element numer 8 - O.
Równania reakcji:
3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2,
2Ca + O2 \u003d 2CaO.
Produkty reakcji mają wiązanie jonowe.
Azot i tlen mają strukturę molekularną sieci krystalicznych, podczas gdy wapń ma metaliczną sieć krystaliczną.
Produkty interakcji - Ca 3 N 2 i CaO mają strukturę jonową sieci krystalicznej.
Pytanie 5.
N, P, As, Sb, Bi - wzmocnienie właściwości metalicznych.
Właściwości metaliczne w grupach są wzmocnione.
Pytanie 6.
Wśród pierwiastków: N, Mg, Al, Si, P, S, Cl - wzmocnienie właściwości niemetalicznych.
Niemetaliczne właściwości pierwiastków w okresach ulegają poprawie.
Pytanie 7.
Cl 2 O 7 , P 2 O 5 , SiO 2 , Al 2 O 3 , MgO, Na 2 O - obniżenie właściwości kwasowych.
Właściwości kwasowe w okresach wzrastają.
HClO 4 , H3PO 4 , H 2 SO 4 , Al(OH) 3 , NaOH - obniżenie właściwości kwasowych.
Pytanie 8.
B 2 O 3 , BeO, Li 2 O - wzrost podstawowych właściwości.
B(OH) 3 , Be(OH) 2 , LiOH - wzrost podstawowych właściwości.
B(OH) 3 jest słabym kwasem;
Be(OH) 2 - słaba zasada;
LiOH to mocna zasada.
Pytanie 9.
Układ okresowy pierwiastków odzwierciedla związek pierwiastków chemicznych. Liczba atomowa pierwiastka jest równa ładunkowi jądra, liczbowo jest równa liczbie protonów. Liczba neutronów zawartych w jądrach jednego pierwiastka, w przeciwieństwie do liczby protonów, może być różna. Atomy tego samego pierwiastka, których jądra zawierają różną liczbę neutronów, nazywane są izotopami.
Każdy pierwiastek chemiczny ma kilka izotopów (naturalnych lub sztucznych). Masa atomowa pierwiastka chemicznego jest równa średniej wartości mas wszystkich jego naturalnych izotopów, biorąc pod uwagę ich obfitość.
Wraz z odkryciem izotopów do dystrybucji pierwiastków w układzie okresowym zaczęto wykorzystywać ładunki jąder, a nie ich masy atomowe.
Pytanie 10.
Wynika to z faktu, że właściwości pierwiastków i ich związków nie zależą od całkowitej liczby elektronów, a jedynie od liczby wartościowości znajdujących się na ostatniej warstwie. Liczba elektronów walencyjnych zmienia się okresowo, dlatego właściwości pierwiastków również zmieniają się okresowo.
Pytanie 11.
1. Właściwości pierwiastków chemicznych i tworzonych przez nie substancji są okresowo zależne od względnych masy atomowe elementy.
2. Właściwości pierwiastków chemicznych i substancji przez nie utworzonych są okresowo zależne od ładunku jąder atomowych pierwiastków.
Chemia to nauka badająca pierwiastki chemiczne, proste i złożone substancje, które tworzą (skład, struktura, właściwości), ich przemiany oraz prawa, którym te przemiany podlegają. Dzieli się na nieorganiczną, organiczną, fizyczną, analityczną, koloidalną itp. Współczesna chemia kojarzy się z innymi naukami, w wyniku czego powstają pograniczne dziedziny nauki: biochemia, agrochemia, kosmochemia, radiochemia itp. Osiągnięcia współczesnej chemii są bodźcem do intensywnego rozwoju przemysłu chemicznego, odgrywają ważną rolę w postępie naukowym i technologicznym wszystkich gałęzi przemysłu Gospodarka narodowa. Chemia odgrywa ważną rolę w rozwiązywaniu najpilniejszych i najbardziej obiecujących problemów nowoczesne społeczeństwo(zwiększenie wydajności i bezpieczeństwa nawozów sztucznych w celu zwiększenia plonów produktów rolnych oraz problem syntezy produktów spożywczych z surowców nieżywnościowych; rozwój oceanicznych źródeł surowców; rozwój i tworzenie nowych źródeł energii; synteza nowych substancji oraz kompozycje niezbędne do rozwiązywania problemów w przyszłości; środowisko). Zobacz #2, s.334.
Przedmiotem badań z chemii są pierwiastki chemiczne i ich związki. Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym. Z kolei atom to najmniejsza cząsteczka pierwiastka chemicznego, która zachowuje wszystkie swoje właściwości chemiczne. Tak więc każdy pierwiastek chemiczny odpowiada pewnemu rodzajowi atomów. Zobacz #3, s.11.
Cząsteczka to najmniejsza cząsteczka pojedynczej substancji zdolna do samodzielnego istnienia, posiadająca podstawowe właściwości chemiczne i składająca się z tych samych lub różnych atomów. Cząsteczki mogą być jedno-, dwu- i wieloatomowe. Są cząstkami składowymi materii. Jeśli cząsteczki składają się z identycznych atomów, wówczas substancję nazywa się prostą lub elementarną, na przykład He, Ar, H2, O2, O3, S4, P4. Prosta substancja to forma istnienia pierwiastka chemicznego w stanie wolnym. Patrz #3, s.11 s.12.
Jeśli cząsteczka substancji składa się z różnych atomów, to substancja nazywana jest złożoną (lub związek chemiczny), np. CO, H2O, NH3, H3PO4. Każda substancja charakteryzuje się określonym składem (naturą i liczbą atomów w cząsteczce), strukturą (przestrzennym układem atomów w cząsteczce) oraz pewnymi właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Patrz #3, s.12.
Właściwości chemiczne substancji charakteryzują jej zdolność do uczestniczenia w reakcjach chemicznych, to znaczy w procesach przekształcania jednej substancji w drugą. Aby zrozumieć te właściwości, konieczna jest znajomość składu i struktury substancji. Patrz #3, s.12.
Cały układ okresowy można podzielić na metale, niemetale i substancje amfoteryczne. Metale- proste substancje, charakteryzujące się zdolnością oddawania elektronów znajdujących się na zewnętrznym poziomie energii (elektrony walencyjne) i przechodzenia w dodatnio naładowane jony. Prawie wszystkie metale mają wysoką przewodność elektryczną i cieplną, zdolność dobrego odbijania fal świetlnych (co decyduje o ich blasku i nieprzezroczystości), plastyczność. W stanie stałym zwykle mają struktura krystaliczna. Połączenie między atomami w metalu jest realizowane przez elektrony walencyjne, które poruszają się swobodnie w sieci krystalicznej utworzonej przez dodatnio naładowane jony metali. Spośród 107 pierwiastków w układzie okresowym, 83 pierwiastki to metale. Wiele właściwości użytkowych metali zależy nie tylko od ich właściwości chemicznych, ale także od struktury, jaką uzyskują w wyniku metod produkcji i późniejszej obróbki. Stwarza to możliwość szerokiej zmiany właściwości metali i czyni je najważniejszymi materiałami konstrukcyjnymi, elektrycznymi, mechanicznymi i innymi. Obecnie metale są szeroko stosowane w różne pola technologia. niemetale- substancje proste, które nie mają plastyczności, metalicznego połysku, są słabymi przewodnikami ciepła i elektryczności. W przypadku atomów niemetalicznych zdolność przyłączania elektronów jest przede wszystkim charakterystyczna, tj. stają się ujemnie naładowanymi jonami. Niemetale obejmują 22 pierwiastki: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogeny i gazy szlachetne. Tlenki niemetali mają charakter kwaśny, odpowiadają kwasom zawierającym tlen. Substancje amfoteryczne Substancje wykazujące zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe. Substancja amfoteryczna reagująca np. z silną zasadą może wykazywać właściwości kwasowe, podczas gdy jednocześnie ta sama substancja reagująca z mocnym kwasem może wykazywać właściwości zasadowe. Patrz #2, s.273, s.279, s.225.
Rozważać układ okresowy pierwiastki chemiczne. Został stworzony na podstawie prawo okresowe. Tabela składa się z 7 okresów i 8 grup.
Okresy to poziome rzędy tabeli, podzielone są na duże i małe. W okresach mydlanych występują 2 elementy (1 okres) lub 8 elementów (2 i 3 okres), w dużych okresach 18 elementów (4 i 5) lub 32 elementy (6 okres) . Siódmy okres jeszcze się nie skończył. Każdy okres zaczyna się od typowego metalu, a kończy na typowym niemetalowym i szlachetnym gazie. Zobacz #1, s.271.
Kolumny pionowe nazywane są grupami elementów. Każda grupa podzielona jest na dwie podgrupy: główną i drugorzędną. Podgrupa to zestaw pierwiastków, które są analogami chemicznymi. Często elementy podgrupy mają najwyższy stopień utlenienia odpowiadający numerowi grupy. Zobacz #1, s.271.
W głównych podgrupach właściwości chemiczne pierwiastków mogą się znacznie różnić.
