Paprastų nemetalų medžiagų cheminės savybės. Bendrosios nemetalų charakteristikos

Nemetalų cheminės savybės
Pagal santykinio elektronegatyvumo skaitines reikšmes didėja nemetalų oksidacinė galia tokia tvarka: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Nemetalai kaip oksidatoriai
Nemetalų oksidacinės savybės pasireiškia, kai jie sąveikauja:

· su metalais: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

· su vandeniliu: H2 + F2 = 2HF;

· su nemetalais, kurių elektronegatyvumas mažesnis: 2P + 5S = P 2 S 5;

· su kai kuriomis sudėtingomis medžiagomis: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl 2 + Cl 2 \u003d 2 FeCl 3.

Nemetalai kaip reduktorius

1. Visi nemetalai (išskyrus fluorą) sąveikaudami su deguonimi pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

S + O 2 \u003d SO 2, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O.

Taip pat gali būti deguonis kartu su fluoru teigiamas laipsnis oksidacija, ty būti reduktorius. Visi kiti nemetalai pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Taigi, pavyzdžiui, chloras nesijungia tiesiogiai su deguonimi, tačiau netiesiogiai galima gauti jo oksidus (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 2), kuriuose chloras turi teigiamą oksidacijos būseną. Azotas at aukštos temperatūros tiesiogiai susijungia su deguonimi ir pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Siera dar lengviau reaguoja su deguonimi.

2. Daugelis nemetalų, sąveikaudami su sudėtingomis medžiagomis, pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

ZnO + C \u003d Zn + CO, S + 6HNO 3 konc \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.

3. Taip pat yra tokių reakcijų, kuriose tas pats nemetalas yra ir oksidatorius, ir reduktorius:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.

4. Fluoras yra tipiškiausias nemetalas, kuris nepasižymi redukuojančiomis savybėmis, t. y. gebėjimu paaukoti elektronus cheminės reakcijos.

Nemetalų junginiai
Nemetalai gali sudaryti junginius su skirtingais intramolekuliniais ryšiais.
Nemetalų junginių rūšys
Bendrosios vandenilio junginių formulės pagal periodinės cheminių elementų sistemos grupes pateiktos lentelėje:


	RH 2	RH 3	RH4	RH 3	H2R
Nelakūs vandenilio junginiai				Lakieji vandenilio junginiai

Su metalais vandenilis sudaro (su keliomis išimtimis) nelakius junginius, kurie yra nemolekulinės kietosios medžiagos. Todėl jų lydymosi temperatūra yra gana aukšta. Su nemetalais vandenilis sudaro lakius molekulinės struktūros junginius (pavyzdžiui, vandenilio fluoridą HF, vandenilio sulfidą H 2 S, amoniaką NH 3, metaną CH 4). Įprastomis sąlygomis tai yra dujos arba lakūs skysčiai. Ištirpę vandenyje, halogenų, sieros, seleno ir telūro vandenilio junginiai sudaro rūgštis, kurių formulė tokia pati kaip ir patys vandenilio junginiai: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Kai amoniakas ištirpsta vandenyje, susidaro amoniako vanduo, paprastai žymimas formule NH 4 OH ir vadinamas amonio hidroksidu. Jis taip pat žymimas formule NH 3 ∙H 2 O ir vadinamas amoniako hidratu.
Su deguonimi nemetalai sudaro rūgštinius oksidus. Kai kuriuose oksiduose jų maksimali oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui (pavyzdžiui, SO 2 , N 2 O 5 ), o kituose – žemesnė (pavyzdžiui, SO 2 , N 2 O 3 ). Rūgščių oksidai atitinka rūgštis, o iš dviejų vieno nemetalo deguonies rūgščių stipresnė yra ta, kurioje jis pasižymi didesniu oksidacijos laipsniu. Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3 yra stipresnė už azoto HNO 2 , o sieros rūgštis H 2 SO 4 yra stipresnė už sieros H 2 SO 3 .
Nemetalų deguonies junginių charakteristikos

1. Aukštesniųjų oksidų (t. y. oksidų, kuriuose yra šios grupės elementas, turintis didžiausią oksidacijos laipsnį) savybės periodais iš kairės į dešinę palaipsniui keičiasi iš bazinių į rūgštines.

2. Grupėse iš viršaus į apačią aukštesnių oksidų rūgštinės savybės palaipsniui silpnėja. Tai galima spręsti pagal šiuos oksidus atitinkančių rūgščių savybes.

3. Atitinkamų elementų aukštesnių oksidų rūgščių savybių padidėjimas periodais iš kairės į dešinę paaiškinamas laipsnišku šių elementų jonų teigiamo krūvio didėjimu.

4. Pagrindiniuose periodinės cheminių elementų sistemos pogrupiuose kryptimi iš viršaus į apačią aukštesnių nemetalų oksidų rūgštinės savybės mažėja.

nemetalai ― cheminiai elementai, kurie sudaro paprastus kūnus, neturinčius metalams būdingų savybių. Kokybinė nemetalų savybė yra elektronegatyvumas.

Elektronegatyvumas- tai gebėjimas poliarizuoti cheminį ryšį, traukti bendras elektronų poras link savęs.

22 elementai priskiriami nemetalams.

1 periodas

3 periodas

4-asis laikotarpis

5-asis laikotarpis

6-asis laikotarpis

Kaip matyti iš lentelės, nemetaliniai elementai daugiausia yra viršutinėje dešinėje periodinės lentelės dalyje.

Nemetalų atomų sandara

Būdinga nemetalų savybė yra ta, kad jų išorinėje dalyje yra daugiau (palyginti su metalais) elektronų. energijos lygis jų atomai. Tai lemia didesnį jų gebėjimą pridėti papildomų elektronų ir turėti didesnį oksidacinį aktyvumą nei metalai. Ypač stiprias oksidacines savybes, t.y., gebėjimą prijungti elektronus, pasižymi nemetalai, esantys VI-VII grupių 2 ir 3 perioduose. Jei palyginsime elektronų išsidėstymą orbitose fluoro, chloro ir kitų halogenų atomuose, galime spręsti apie jų išskirtines savybes. Fluoro atomas neturi laisvų orbitų. Todėl fluoro atomai gali rodyti tik I, o oksidacijos būsena yra 1. Stipriausias oksidatorius yra fluoras. Kitų halogenų atomuose, pavyzdžiui, chloro atome, yra laisvos d-orbitalės tame pačiame energijos lygyje. Dėl šios priežasties elektronų irimas gali įvykti trimis skirtingais būdais. Pirmuoju atveju chloras gali turėti +3 oksidacijos būseną ir sudaryti druskos rūgštį HClO2, kuri atitinka druskas - pavyzdžiui, kalio chloritą KClO2. Antruoju atveju chloras gali sudaryti junginius, kuriuose chloro yra +5. Šie junginiai apima HClO3 ir jo, pavyzdžiui, kalio chloratą KClO3 (bertoletova). Trečiuoju atveju chloro oksidacijos laipsnis yra +7, pavyzdžiui, perchloro rūgštyje HClO4 ir jo druskose, perchloratuose (kalio perchlorate KClO4).

Nemetalų molekulių struktūros. Nemetalų fizinės savybės

Dujinėje būsenoje kambario temperatūroje yra:

vandenilis - H2;

azotas - N2;

deguonis - O2;

fluoras - F2;

radonas – Rn).

Skystyje – bromo – Br.

Kietas:

boras - B;

anglis - C;

silicis - Si;

fosforas - P;

selenas - Se;

Telūras – Te;

Daug turtingesnė nemetaluose ir spalvomis: raudona – fosfore, ruda – brome, geltona – sieroje, geltonai žalia – chlore, violetinė – jodo garuose ir kt.

Tipiškiausi nemetalai turi molekulinę struktūrą, o mažiau tipiški – nemolekulinę struktūrą. Tai paaiškina jų savybių skirtumus.

Paprastų medžiagų – nemetalų sudėtis ir savybės

Nemetalai sudaro ir monoatomines, ir dviatomes molekules. Į monatominis nemetalams priskiriamos inertinės dujos, kurios praktiškai nereaguoja net su dauguma veikliosios medžiagos. yra periodinės sistemos VIII grupėje, o atitinkamų paprastų medžiagų cheminės formulės yra tokios: He, Ne, Ar, Kr, Xe ir Rn.

Susidaro kai kurie nemetalai dviatominis molekules. Tai H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (periodinės sistemos VII grupės elementai), taip pat deguonis O2 ir azotas N2. Iš triatominis molekulės susideda iš ozono (O3) dujų. Nemetalinėms medžiagoms, kurios yra kietos būsenos, gana sunku sudaryti cheminę formulę. Anglies atomai grafite yra sujungti vienas su kitu įvairiais būdais. Sunku atskirti atskirą molekulę nurodytose struktūrose. Rašant chemines formules tokios medžiagos, kaip ir metalų atveju, daroma prielaida, kad tokios medžiagos susideda tik iš atomų. , tuo pačiu metu rašomi be indeksų: C, Si, S ir tt Tokios paprastos medžiagos, kaip deguonis, turinčios tą pačią kokybinę sudėtį (abu susideda iš to paties elemento - deguonies), tačiau skiriasi atomų skaičiumi. molekulė, turi įvairių savybių. Taigi, deguonis neturi kvapo, o ozonas turi aštrų kvapą, kurį jaučiame per perkūniją. Kietųjų nemetalų, grafito ir deimanto, kurių kokybinė sudėtis taip pat tokia pati, bet skirtinga struktūra, savybės smarkiai skiriasi (grafitas yra trapus, kietas). Taigi medžiagos savybes lemia ne tik jos kokybinė sudėtis, bet ir tai, kiek atomų yra medžiagos molekulėje ir kaip jie yra tarpusavyje susiję. paprastų kūnų pavidalu yra kietos dujinės būsenos (išskyrus bromą – skystą). Jie neturi metalų fizinių savybių. Kietieji nemetalai neturi metalams būdingo blizgesio, dažniausiai yra trapūs, blogai praleidžia šilumą (išskyrus grafitą). Kristalinis boras B (kaip ir kristalinis silicis) turi labai aukštą lydymosi temperatūrą (2075°C) ir didelį kietumą. Didėjant temperatūrai boro elektrinis laidumas labai padidėja, todėl jį galima plačiai naudoti puslaidininkių technologijoje. Boro pridėjimas prie plieno ir aliuminio, vario, nikelio ir kt. lydinių pagerina jų mechanines savybes. Boridai (junginiai su kai kuriais metalais, pvz., su titanu: TiB, TiB2) būtini gaminant reaktyvinių variklių dalis, dujų turbinų mentes. Kaip matyti iš 1 schemos, anglis - C, silicis - Si, - B turi panašią struktūrą ir šiek tiek bendrų savybių. Kaip paprastos medžiagos, jos būna dviejų modifikacijų – kristalinės ir amorfinės. Šių elementų kristalinės modifikacijos yra labai kietos, jų lydymosi temperatūra yra aukšta. Kristalinis turi puslaidininkių savybių. Visi šie elementai sudaro junginius su metalais - , ir (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Kai kurie iš jų turi didesnį kietumą, pavyzdžiui, Fe3C, TiB. naudojamas acetileno gamybai.

Nemetalų cheminės savybės

Atsižvelgiant į santykinių elektronegatyvumo skaitines reikšmes, oksiduojantys nemetalai didėja tokia tvarka: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Nemetalai kaip oksidatoriai

Nemetalų oksidacinės savybės pasireiškia, kai jie sąveikauja:

su metalais: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

Su vandeniliu: H2 + F2 = 2HF;

Su nemetalais, kurių elektronegatyvumas yra mažesnis: 2P + 5S = P2S5;

Su kai kuriomis sudėtingomis medžiagomis: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

Nemetalai kaip reduktorius

1. Visi nemetalai (išskyrus fluorą) sąveikaudami su deguonimi pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

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

Deguonis kartu su fluoru taip pat gali turėti teigiamą oksidacijos būseną, ty būti reduktorius. Visi kiti nemetalai pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Taigi, pavyzdžiui, chloras nesijungia tiesiogiai su deguonimi, tačiau netiesiogiai gali būti gaunami jo oksidai (Cl2O, ClO2, Cl2O2), kuriuose chloras turi teigiamą oksidacijos būseną. Azotas aukštoje temperatūroje tiesiogiai susijungia su deguonimi ir pasižymi redukuojančiomis savybėmis. Siera dar lengviau reaguoja su deguonimi.

2. Daugelis nemetalų, sąveikaudami su sudėtingomis medžiagomis, pasižymi redukuojančiomis savybėmis:

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

3. Taip pat yra tokių reakcijų, kuriose tas pats nemetalas yra ir oksidatorius, ir reduktorius:

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

4. Fluoras yra tipiškiausias nemetalas, nepasižymintis redukuojančių savybių, t.y., gebėjimo paaukoti elektronus cheminėse reakcijose.

Nemetalų junginiai

Nemetalai gali sudaryti junginius su skirtingais intramolekuliniais ryšiais.

Nemetalų junginių rūšys

Bendrosios vandenilio junginių formulės pagal periodinės cheminių elementų sistemos grupes pateiktos lentelėje:



	Lakieji vandenilio junginiai

viso kalkogeno.

Periodinės elementų lentelės šeštosios grupės pagrindiniame pogrupyje. I. Mendelejevas yra elementai: deguonis (O), siera (S), selenas (Se), (Te) ir (Po). Šie elementai turi Dažnas vardas chalkogenai, o tai reiškia „rūdų formavimąsi“.

Kalkogenų pogrupyje iš viršaus į apačią, didėjant atomo krūviui, natūraliai keičiasi elementų savybės: mažėja jų nemetalinės savybės, didėja metalinės savybės. Taip pat yra tipiškas nemetalas, o polonis yra metalas (radioaktyvus).

pilkas selenas

Fotoelementų ir elektros srovės lygintuvų gamyba

puslaidininkių technologijoje

Biologinis chalkogenų vaidmuo

Siera vaidina svarbų vaidmenį augalų, gyvūnų ir žmonių gyvenime. Gyvūnų organizmuose siera yra beveik visų baltymų, sieros turinčių baltymų dalis, taip pat vitamino B1 ir hormono insulino sudėtyje. Avims trūkstant sieros, sulėtėja vilnos augimas, o paukščiams pastebimas prastas plunksnas.

Iš augalų daugiausia sieros suvartoja kopūstai, salotos ir špinatai. Sieros taip pat gausu žirnių ir pupų ankštyse, ridikuose, ropėse, svogūnuose, krienuose, moliūguose, agurkuose; neturtingi sieros ir burokėlių.

Cheminėmis savybėmis selenas ir telūras labai panašūs į sierą, tačiau fiziologinėmis savybėmis yra jos antagonistai. Normaliam organizmo funkcionavimui reikalingi labai nedideli seleno kiekiai. Selenas teigiamai veikia širdies ir kraujagyslių sistemos, raudonųjų kraujo kūnelių, didina organizmo imunines savybes. Padidėjęs seleno kiekis sukelia gyvūnų ligas, pasireiškiančias išsekimu ir mieguistumu. Dėl seleno trūkumo organizme sutrinka širdies, kvėpavimo organų veikla, organizmas pakyla ir gali net atsirasti. Selenas turi didelį poveikį gyvūnams. Pavyzdžiui, elnių, kurie pasižymi dideliu regėjimo aštrumu, tinklainėje yra 100 kartų daugiau seleno nei kitose kūno vietose. AT flora Visuose augaluose yra daug seleno. Ypač daug jo augalas sukaupia.

Fiziologinis vaidmuo telūras augalams, gyvūnams ir žmonėms yra mažiau ištirtas nei selenas. Yra žinoma, kad telūras yra mažiau toksiškas nei selenas, o telūro junginiai organizme greitai paverčiami elementiniu telūru, kuris savo ruožtu susijungia su organinėmis medžiagomis.

Bendrosios azoto pogrupio elementų charakteristikos

Į pagrindinį penktosios grupės pogrupį įeina azotas (N), fosforas (P), arsenas (As), stibis (Sb) ir (Bi).

Iš viršaus į apačią, pogrupyje nuo azoto iki bismuto, nemetalinės savybės mažėja, o metalinės savybės ir atomo spindulys didėja. Azotas, fosforas, arsenas yra nemetalai, bet priklauso metalams.

Azoto pogrupis

Lyginamosios charakteristikos	7 N azotas	15 P fosforas	33 Kaip arsenas	51 Sb stibis	83 Bismutas
Elektroninė struktūra					…4f145d106S26p3
Oksidacijos būsena	1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	3, +1, +3, +4,+5
Elektros- negatyvumas
Buvimas gamtoje	Laisvoje būsenoje - atmosferoje (N2 - ), surištoje būsenoje - NaNO3 sudėtyje - ; KNO3 – indiška salietra	Ca3(PO4)2 yra fosforitas, Ca5(PO4)3(OH) yra hidroksilapatitas, Ca5(PO4)3F yra fluorapatitas
Alotropinės formos normaliomis sąlygomis	Azotas (viena forma)	NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH - (amonio hidroksidas); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (fosfonio hidroksidas). Biologinis azoto ir fosforo vaidmuo Azotas vaidina nepaprastai svarbų vaidmenį augalų gyvenime, nes yra aminorūgščių, baltymų ir chlorofilo, B grupės vitaminų ir aktyvinančių fermentų dalis. Todėl azoto trūkumas dirvožemyje neigiamai veikia augalus ir pirmiausia chlorofilo kiekį lapuose, todėl jie blyškia. 1 hektarui dirvos ploto sunaudoja nuo 50 iki 250 kg azoto. Daugiausia azoto yra žieduose, jaunuose lapuose ir vaisiuose. Azotas yra svarbiausias azoto šaltinis augalams – tai daugiausia amonio nitratas ir amonio sulfatas. Taip pat reikėtų atkreipti dėmesį į ypatingą azoto, kaip neatskiriamos oro dalies – svarbiausio gyvosios gamtos komponento – vaidmenį. Nė vienas cheminis elementas nedalyvauja taip aktyviai ir įvairiai augalų ir gyvūnų organizmų gyvenimo procesuose kaip fosforas. Tai yra neatskiriama nukleorūgščių dalis, yra kai kurių fermentų ir vitaminų dalis. Gyvūnų ir žmonių organizme iki 90 % fosforo susikaupia kauluose, iki 10 % – raumenyse, apie 1 % – nervų sistemoje (neorganinių ir organinių junginių pavidalu). Jis randamas raumenyse, kepenyse, smegenyse ir kituose organuose fosfatidų ir fosforo esterių pavidalu. Fosforas dalyvauja raumenų susitraukimai ir kuriant raumenų ir kaulų audinį. Žmonės, dirbantys protinį darbą, turėtų naudoti padidintas kiekis fosforo, kad būtų išvengta išeikvojimo nervų ląstelės kurie operuoja su padidėjusi apkrova ypač protiniame darbe. Trūkstant fosforo, mažėja efektyvumas, vystosi neurozė, dvivalentis germanis, alavas ir švinas GeO, SnO, PbO sutrinka amfoteriniais oksidais. Didesni anglies ir silicio oksidai CO2 ir SiO2 yra rūgštiniai oksidai, kurie atitinka silpnai rūgštines savybes turinčius hidroksidus – H2CO3 ir silicio rūgštį H2SiO3. Amfoteriniai oksidai - GeO2, SnO2, PbO2 - atitinka amfoterinius hidroksidus, o pereinant iš germanio hidroksido Ge(OH)4 į švino hidroksidą Pb(OH)4, rūgštinės savybės susilpnėja, o bazinės sustiprėja. Biologinis anglies ir silicio vaidmuo Anglies junginiai yra augalų ir gyvūnų organizmų pagrindas (45 % anglies randama augaluose ir 26 % gyvūnų organizmuose). Būdingas biologines savybes turi anglies monoksidas (II) ir anglies monoksidas (IV). Anglies monoksidas (II) yra labai toksiškos dujos, nes stipriai jungiasi su kraujo hemoglobinu ir atima hemoglobinui galimybę pernešti deguonį iš plaučių į kapiliarus. Įkvėptas CO gali sukelti apsinuodijimą, galbūt net mirtį. Anglies monoksidas (IV) ypač svarbus augalams. Augalų ląstelėse (ypač lapuose) esant chlorofilui ir veikiant saulės energija gliukozė gaminama iš anglies dioksido ir vandens, išskiriant deguonį. Dėl fotosintezės augalai kasmet suriša 150 milijardų tonų anglies ir 25 milijardus tonų vandenilio ir į atmosferą išskiria iki 400 milijardų tonų deguonies. Mokslininkai nustatė, kad augalai per šaknų sistemą gauna apie 25 % CO2 iš dirvožemyje ištirpusių karbonatų. Augalai naudoja silicį, kad sukurtų vidinius audinius. Augaluose esantis silicis, impregnuojantis ląstelių sieneles, daro jas tvirtesnes ir atsparesnes vabzdžių pažeidimams, apsaugo nuo grybelinės infekcijos įsiskverbimo. Silicio yra beveik visuose gyvūnų ir žmonių audiniuose, ypač kepenyse, kremzlėse. Tuberkulioze sergančių pacientų kauluose, dantyse ir kremzlėse silicio yra daug mažiau nei silicio sveikų žmonių. Sergant tokiomis ligomis kaip Botkinas, silicio kiekis kraujyje sumažėja, o pažeidžiant storąją žarną, atvirkščiai, padidėja jo kiekis kraujyje.

1. Metalai reaguoja su nemetalais.

2Me+ n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Šarminiai metalai, išskyrus litį, sudaro peroksidus:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

2. Metalai, stovintys prieš vandenilį, reaguoja su rūgštimis (išskyrus azoto ir sieros koncentraciją), išskirdami vandenilį

Me + HCl → druska + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktyvieji metalai reaguoja su vandeniu, sudarydami šarmą ir išskiria vandenilį.

2Me+ 2n H2O → 2Me(OH)n+ n H2

Metalo oksidacijos produktas yra jo hidroksidas - Me (OH) n (kur n yra metalo oksidacijos būsena).

Pavyzdžiui:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

4. Vidutinio aktyvumo metalai kaitinant reaguoja su vandeniu ir susidaro metalo oksidas ir vandenilis.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Tokiose reakcijose oksidacijos produktas yra metalo oksidas Me 2 O n (kur n yra metalo oksidacijos būsena).

3Fe + 4H2O → Fe2O3FeO + 4H2

5. Metalai, stovintys po vandenilio, nereaguoja su vandeniu ir rūgščių tirpalais (išskyrus azoto ir sieros koncentraciją)

6. Aktyvesni metalai išstumia mažiau aktyvius iš savo druskų tirpalų.

CuSO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu

Aktyvūs metalai – cinkas ir geležis pakeitė varį sulfate ir susidarė druskos. Cinkas ir geležis oksiduojasi, o varis atkuriamas.

7. Halogenai reaguoja su vandeniu ir šarmo tirpalu.

Fluoras, skirtingai nei kiti halogenai, oksiduoja vandenį:

2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .

šaltyje: susidaro Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2OCl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O chloridas ir hipochloritas

kaitinant: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O sudaro loridą ir chloratą

8 Aktyvūs halogenai (išskyrus fluorą) išstumia mažiau aktyvius halogenus iš jų druskų tirpalų.

9. Halogenai nereaguoja su deguonimi.

10. Amfoteriniai metalai (Al, Be, Zn) reaguoja su šarmų ir rūgščių tirpalais.

3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O

11. Magnis reaguoja su anglies dioksidu ir silicio oksidu.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Šarminiai metalai (išskyrus litį) su deguonimi sudaro peroksidus.

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

3. Neorganinių junginių klasifikacija

Paprastos medžiagos - medžiagos, kurių molekulės susideda iš to paties tipo atomų (to paties elemento atomų). Vykstant cheminėms reakcijoms, jie negali suirti ir sudaryti kitas medžiagas.

Sudėtingos medžiagos (arba cheminiai junginiai) – medžiagos, kurių molekulės susideda iš skirtingų tipų atomų (įvairių cheminių elementų atomų). Vykstant cheminėms reakcijoms, jie suyra, sudarydami keletą kitų medžiagų.

Paprastos medžiagos skirstomos į dvi dideles grupes: metalus ir nemetalus.

Metalai - elementų grupė, pasižyminti būdingomis metalinėmis savybėmis: kietos medžiagos (išskyrus gyvsidabrį) turi metalinį blizgesį, yra geri šilumos ir elektros laidininkai, kaliosios (geležis (Fe), varis (Cu), aliuminis (Al), gyvsidabris ( Hg), aukso (Au), sidabro (Ag) ir kt.).

nemetalai - elementų grupė: kietos, skystos (bromo) ir dujinės medžiagos, kurios neturi metalinio blizgesio, yra izoliuojančios, trapios.

O sudėtingos medžiagos savo ruožtu skirstomos į keturias grupes arba klases: oksidus, bazes, rūgštis ir druskas.

oksidai - tai sudėtingos medžiagos, kurių molekulių sudėtis apima deguonies atomus ir kai kurias kitas medžiagas.

Pamatai - Tai sudėtingos medžiagos, kuriose metalų atomai yra prijungti prie vienos ar daugiau hidroksilo grupių.

Elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu bazės yra sudėtingos medžiagos, kurias disociuojant vandeniniame tirpale susidaro metalo katijonai (arba NH4 +) ir hidroksidas - anijonai OH-.

rūgštys - tai sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti arba pakeisti metalo atomais.

druskos – Tai sudėtingos medžiagos, kurių molekulės susideda iš metalo atomų ir rūgščių liekanų. Druska yra dalinio arba visiško rūgšties vandenilio atomų pakeitimo metalu produktas.

Jei į Periodinė elementų lentelė D.I. Mendelejevo elementai nubrėžti įstrižainę nuo berilio iki astatino, tada apačioje kairėje išilgai įstrižainės bus metaliniai elementai (jie taip pat apima antrinių pogrupių elementus, paryškinti mėlyna spalva), o viršuje dešinėje - nemetaliniai elementai (paryškinta geltona). Elementai, esantys šalia įstrižainės – pusmetaliai arba metaloidai (B, Si, Ge, Sb ir kt.) turi dvejopą charakterį (paryškinti rožine spalva).

Kaip matyti iš paveikslo, didžioji dauguma elementų yra metalai.

Pagal savo cheminę prigimtį metalai yra cheminiai elementai, kurių atomai dovanoja elektronus iš išorinio ar prieš išorinio energijos lygių, taip sudarydami teigiamo krūvio jonus.

Beveik visi metalai turi santykinai didelius spindulius ir nedidelį elektronų skaičių (nuo 1 iki 3) išoriniame energijos lygyje. Būdingi metalai žemos vertės elektronegatyvumas ir redukcinės savybės.

Būdingiausi metalai yra periodų pradžioje (pradedant nuo antrojo), toliau iš kairės į dešinę metalinės savybės silpsta. Grupėje iš viršaus į apačią sustiprėja metalinės savybės, nes didėja atomų spindulys (dėl energijos lygių skaičiaus padidėjimo). Dėl to sumažėja elementų elektronegatyvumas (gebėjimas pritraukti elektronus) ir padidėja redukuojančios savybės (gebėjimas paaukoti elektronus kitiems atomams cheminėse reakcijose).

tipiškas metalai yra s-elementai (IA grupės elementai nuo Li iki Fr. PA grupės elementai nuo Mg iki Ra). Bendroji jų atomų elektroninė formulė yra ns 1-2. Jiems būdingos atitinkamai oksidacijos laipsniai + I ir + II.

Mažas elektronų skaičius (1–2) tipiškų metalo atomų išoriniame energijos lygyje rodo, kad šie elektronai lengvai prarandami ir pasižymi stipriomis redukuojančiomis savybėmis, kurios atspindi mažas elektronegatyvumo vertes. Tai reiškia ribotas chemines savybes ir tipinių metalų gavimo būdus.

Būdingas tipiškų metalų bruožas yra jų atomų polinkis sudaryti katijonus ir joninius cheminius ryšius su nemetalų atomais. Tipiškų metalų junginiai su nemetalais yra joniniai kristalai „nemetalų katijonų anijonai“, pavyzdžiui, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipiški metalų katijonai taip pat įtraukti į junginius su kompleksiniais anijonais – hidroksidais ir druskomis, pavyzdžiui, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

A grupės metalai, sudarantys amfoterinę įstrižainę Be-Al-Ge-Sb-Po periodinėje lentelėje, taip pat metalai, esantys šalia jų (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi), neturi būdingų metalinių savybių. . Bendroji jų atomų elektroninė formulė ns 2 np 0-4 reiškia didesnę oksidacijos būsenų įvairovę, didesnį gebėjimą išlaikyti savo elektronus, laipsnišką jų redukavimo gebėjimo mažėjimą ir oksidacinio gebėjimo atsiradimą, ypač esant didelėms oksidacijos būsenoms (tipiški pavyzdžiai yra junginiai Tl III, Pb IV, Bi v ). Panašus cheminis elgesys būdingas ir daugumai (d elementų, t. y. periodinės lentelės B grupių elementams (tipiški pavyzdžiai yra amfoteriniai elementai Cr ir Zn).

Šis dvilypumo (amfoterinių) savybių, tiek metalinių (bazinių), tiek nemetalinių, pasireiškimas yra dėl cheminės jungties pobūdžio. Kietoje būsenoje netipinių metalų ir nemetalų junginiuose vyrauja kovalentiniai ryšiai (bet mažiau stiprūs nei ryšiai tarp nemetalų). Tirpale šie ryšiai lengvai nutrūksta, o junginiai disocijuoja į jonus (visiškai arba iš dalies). Pavyzdžiui, galio metalas susideda iš Ga 2 molekulių, kietoje būsenoje aliuminio ir gyvsidabrio (II) chloriduose AlCl 3 ir HgCl 2 yra stipriai kovalentinių ryšių, tačiau tirpale AlCl 3 disocijuoja beveik visiškai, o HgCl 2 - iki labai mažo. mastu (o paskui į HgCl + ir Cl - jonus).

Bendrosios fizinės metalų savybės

Dėl to, kad kristalinėje gardelėje yra laisvųjų elektronų („elektronų dujų“), visi metalai pasižymi šiomis būdingomis bendromis savybėmis:

1) Plastmasinis- galimybė lengvai keisti formą, ištempti į vielą, susukti į plonus lakštus.

2) metalinis blizgesys ir neskaidrumas. Taip yra dėl laisvųjų elektronų sąveikos su šviesa, patenkančia į metalą.

3) Elektrinis laidumas. Tai paaiškinama nukreiptu laisvųjų elektronų judėjimu iš neigiamo į teigiamą polių, veikiant nedideliam potencialų skirtumui. Kaitinant sumažėja elektros laidumas, nes. kylant temperatūrai, kristalinės gardelės mazguose didėja atomų ir jonų virpesiai, kurie apsunkina kryptingą „elektroninių dujų“ judėjimą.

4) Šilumos laidumas. Taip yra dėl didelio laisvųjų elektronų mobilumo, dėl kurio temperatūra greitai išlygina metalo masę. Didžiausias šilumos laidumas yra bismuto ir gyvsidabrio.

5) Kietumas. Kiečiausias yra chromas (pjauna stiklą); minkštiausi – šarminiai metalai – kalis, natris, rubidis ir cezis – pjaustomi peiliu.

6) Tankis. Tai kuo mažesnė, tuo mažesnė metalo atominė masė ir tuo didesnis atomo spindulys. Lengviausias yra ličio (ρ=0,53 g/cm3); sunkiausias yra osmis (ρ=22,6 g/cm3). Metalai, kurių tankis mažesnis nei 5 g/cm3, laikomi „lengvaisiais metalais“.

7) Lydymosi ir virimo taškai. Lydžiausias metalas yra gyvsidabris (lyd. = -39°C), ugniai atspariausias metalas yra volframas (t°m. = 3390°C). Metalai su t°pl. virš 1000°C laikomi ugniai atspariais, žemiau – žema lydymosi temperatūra.

Bendrosios cheminės metalų savybės

Stiprios reduktorius: Me 0 – nē → Me n +

Įtampos serija apibūdina lyginamąjį metalų aktyvumą redokso reakcijose vandeniniai tirpalai.

I. Metalų reakcijos su nemetalais

1) Su deguonimi:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Su siera:
Hg + S → HgS

3) Su halogenais:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Su azotu:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Su fosforu:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2

6) Su vandeniliu (reaguoja tik šarminiai ir šarminiai žemės metalai):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Metalų reakcijos su rūgštimis

1) Metalai, esantys elektrocheminėje įtampų serijoje iki H, redukuoja neoksiduojančias rūgštis į vandenilį:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) Su oksiduojančiomis rūgštimis:

Kai bendrauja azoto rūgštis s bet kokios koncentracijos ir koncentruotos sieros su metalais vandenilis niekada neišleidžiamas!

Zn + 2H 2 SO 4 (K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H 2 SO 4 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Metalų sąveika su vandeniu

1) Aktyvūs (šarminiai ir šarminiai žemės metalai) sudaro tirpią bazę (šarmą) ir vandenilį:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2

2) Vidutinio aktyvumo metalus oksiduoja vanduo, kai kaitinami iki oksido:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktyvus (Au, Ag, Pt) – nereaguoti.

IV. Mažiau aktyvių metalų išstūmimas iš jų druskų tirpalų aktyvesniais metalais:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Pramonėje dažnai naudojami ne gryni metalai, o jų mišiniai - lydiniai kurioje vieno metalo naudingąsias savybes papildo kito metalo naudingosios savybės. Taigi varis yra mažo kietumo ir mažai naudojamas mašinų dalių gamybai, o vario ir cinko lydiniai ( Žalvaris) jau yra gana kieti ir plačiai naudojami mechaninėje inžinerijoje. Aliuminis pasižymi dideliu lankstumu ir pakankamu lengvumu (mažo tankio), tačiau yra per minkštas. Jo pagrindu paruošiamas lydinys su magniu, variu ir manganu - duraliuminis (duraliuminis), kuris neprarandant naudingų savybių aliuminio, įgauna didelį kietumą ir tampa tinkamas orlaivių pramonėje. Geležies lydiniai su anglimi (ir kitų metalų priedais) yra plačiai žinomi ketaus ir plieno.

Metalai laisvoje formoje yra reduktorius. Tačiau kai kurių metalų reaktyvumas yra mažas dėl to, kad jie yra padengti paviršiaus oksido plėvelė, in įvairaus laipsnio atsparus tokių cheminių reagentų, kaip vanduo, rūgščių ir šarmų tirpalai, poveikiui.

Pavyzdžiui, švinas visada padengtas oksido plėvele, jo perėjimas į tirpalą reikalauja ne tik reagento (pavyzdžiui, praskiestos azoto rūgšties) poveikio, bet ir kaitinimo. Aliuminio oksido plėvelė neleidžia jam reaguoti su vandeniu, tačiau sunaikinama veikiant rūgštims ir šarmams. Laisva oksido plėvelė (rūdys), susidaręs ant geležies paviršiaus drėgname ore, netrukdo tolesnei geležies oksidacijai.

Esant įtakai koncentruotas ant metalų susidaro rūgštys tvarus oksido plėvelė. Šis reiškinys vadinamas pasyvavimas. Taigi, koncentruotai sieros rūgšties pasyvinti (ir tada nereaguoti su rūgštimi) tokie metalai kaip Be, Bi, Co, Fe, Mg ir Nb, o koncentruotoje azoto rūgštyje - metalai A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th ir U.

Sąveikaujant su oksiduojančiomis medžiagomis rūgštiniuose tirpaluose dauguma metalų virsta katijonais, kurių krūvį lemia stabili tam tikro elemento oksidacijos būsena junginiuose (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ ir Fe 3). +)

Metalų redukcinį aktyvumą rūgštiniame tirpale perduoda daugybė įtempių. Dauguma metalų paverčiami druskos ir praskiestų sieros rūgščių tirpalu, tačiau Cu, Ag ir Hg – tik sieros (koncentruotos) ir azoto rūgštys, o Pt ir Au – „aqua regia“.

Metalų korozija

nepageidaujamas cheminė savybė metalai yra jų, t.y. aktyvus sunaikinimas (oksidacija) susilietus su vandeniu ir veikiant jame ištirpusiam deguoniui (deguonies korozija). Pavyzdžiui, plačiai žinoma geležies gaminių korozija vandenyje, dėl kurios susidaro rūdys, o gaminiai byra į miltelius.

Metalų korozija vyksta vandenyje ir dėl ištirpusių CO 2 ir SO 2 dujų; susidaro rūgštinė aplinka, o H + katijonai išstumiami aktyviais metalais vandenilio H 2 pavidalu ( vandenilio korozija).

Dviejų skirtingų metalų sąlyčio taškas gali būti ypač korozinis ( kontaktinė korozija). Tarp vieno metalo, pvz., Fe, ir kito metalo, pvz., Sn arba Cu, patalpinto į vandenį, susidaro galvaninė pora. Elektronų srautas eina nuo aktyvesnio metalo, kuris yra įtampų eilėje į kairę (Re), į mažiau aktyvų metalą (Sn, Cu), o aktyvesnis metalas sunaikinamas (rūdija).

Būtent dėl to skardinių skardinis paviršius (skarduota geležis) rūdija, kai jie laikomi drėgnoje atmosferoje ir neatsargiai elgiamasi (geležis greitai subyra net pasirodžius nedideliam įbrėžimui, leisdama geležies kontaktui su drėgme). Atvirkščiai, geležinio kibiro cinkuotas paviršius ilgai nerūdija, nes net esant įbrėžimams rūdija ne geležis, o cinkas (aktyvesnis metalas už geležį).

Tam tikro metalo atsparumas korozijai padidėja, kai jis yra padengtas aktyvesniu metalu arba kai jie sulydomi; pavyzdžiui, geležies padengimas chromu arba geležies lydinys su chromu pašalina geležies koroziją. Chromuota geležis ir plienas, kurių sudėtyje yra chromo ( Nerūdijantis plienas) turi didelį atsparumą korozijai.

elektrometalurgija, t.y. metalų gavimas lydalo (aktyviausiems metalams) arba druskų tirpalų elektrolizės būdu;

pirometalurgija, t.y., metalų išgavimas iš rūdų aukštoje temperatūroje (pavyzdžiui, geležies gamyba aukštakrosnės procese);

hidrometalurgija t.y. metalų išskyrimas iš jų druskų tirpalų aktyvesniais metalais (pavyzdžiui, vario gamyba iš CuSO 4 tirpalo veikiant cinkui, geležiui ar aliuminiui).

Vietiniai metalai kartais randami gamtoje (tipiški pavyzdžiai yra Ag, Au, Pt, Hg), tačiau dažniau metalai yra junginių pavidalu ( metalo rūdos). Kalbant apie paplitimą Žemės pluta metalai yra skirtingi: nuo labiausiai paplitusių - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) iki rečiausių - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

NAUDOTI. NEMETALŲ CHEMINĖS SAVYBĖS

CHEMINĖS VANDENILIO SAVYBĖS

1. SU METALAIS

(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → su šarminiais ir žemės šarminiais metalais kaitinant susidaro kietų nestabilių medžiagų hidridai, kiti metalai nereaguoja.

2K + H₂ = 2KH (kalio hidridas)

Ca + H₂ = CaH₂

2. SU NEMETALAIS

su deguonimi, halogenais at normaliomis sąlygomis, kaitinamas, reaguoja su fosforu, siliciu ir anglimi, su azotu esant slėgiui ir katalizatoriui.

2Н₂ + O₂ = 2Н2O Н2 + Cl₂ = 2HCl

3Н₂ + N₂↔ 2NH3 H₂ + S = H2S

3. SĄVEIKA SU VANDENIU

Nereaguoja su vandeniu

4. SĄVEIKA SU OKSIDAIS

Sumažina metalų (neaktyvių) ir nemetalų oksidus iki paprastų medžiagų:

CuO + H2 = Cu + H2O 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

SiO₂ + H₂ = Si + H₂O

5. SĄVEIKA SU RŪGŠTIMIS

Nereaguoja su rūgštimis

6. SĄVEIKA SU ŠARMAIS

Nereaguoja su šarmais

7. SĄVEIKA SU DRUSKA

Atkuria neaktyvius metalus iš druskų

CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl

CHEMINĖS DEGUONIO SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

Su šarminiais metalais normaliomis sąlygomis - oksidai ir peroksidai (ličio oksidas, natrio peroksidas, kalis, cezis, rubidžio superoksidas

4Li + O2 = 2Li2O (oksidas)

2Na + O2 = Na2O2 (peroksidas)

K+O2=KO2 (superoksidas)

Su likusiais pagrindinių pogrupių metalais normaliomis sąlygomis jis sudaro oksidus, kurių oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui

2 NUOa+O2=2NUOaO

4Al + O2 = 2Al2O3

1. SĄVEIKA SU METALAIS

Su antrinių pogrupių metalais normaliomis sąlygomis ir kaitinant susidaro įvairaus oksidacijos laipsnio oksidai, o su geležimi ir geležies nuosėdosFe3 O4 ( FeO∙ Fe2 O3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (raudona);

2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (juoda); 2Zn + O₂ = ZnO

4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3

sudaro oksidus – dažnai tarpinės oksidacijos būsenos

C + O₂(ex)=CO₂; C+ O₂ (savaitė) =CO

S + O₂ = SO₂N2 + O2 = 2NO - Q

3. SĄVEIKA SU VANDENIU

Nereaguoja su vandeniu

4. SĄVEIKA SU OKSIDAIS

Oksiduoja žemesnius oksidus į oksidus su aukštesne oksidacijos būsena

Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2

5. SĄVEIKA SU RŪGŠTIMIS

Bevandenės bevandenės rūgštys (dvejetainiai junginiai) dega deguonies atmosferoje

2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

Jei yra deguonies, jis padidina nemetalų oksidacijos laipsnį.

2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3

6. SĄVEIKA SU BAZĖMIS

Vandeniniuose tirpaluose oksiduoja nestabilius hidroksidus aukštas laipsnis oksidacija

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

7. SĄVEIKA SU DRUSKA IR DVEJETAIS JUNGINIAIS

Įeina į degimo reakcijas.

4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

katalizinė oksidacija

NH3 + O2 = NO + H2O

CHEMINĖS HALOGENŲ SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

Su šarminiu normaliomis sąlygomis, suF, Cl, Bruždegti:

2 Na + Cl2 = 2 NaCl(chloridas)

Įprastomis sąlygomis šarminės žemės ir aliuminis reaguoja:

NUOa+Cl2=NUOaCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Antrinių pogrupių metalai aukštesnėje temperatūroje

Cu + Cl2 = Cu⁺²Cl2

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (nėra vario (II) jodido!)

2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 geležies (III) chloridas

Fluoras reaguoja su metalais (dažnai sprogstamai), įskaitant auksą ir platiną.

2Au + 3F₂ = 2AuF

2. SĄVEIKA SU NEMETALAIS

Jie tiesiogiai nesąveikauja su deguonimi (išskyrus F₂), reaguoja su siera, fosforu, siliciu. Cheminis bromo ir jodo aktyvumas yra mažiau ryškus nei fluoro ir chloro:

H2+F2 = 2NF ; Si + 2 F2 = SiF4.; 2 P + 3 Cl2 = 2 P⁺³ Cl3; 2 P + 5 Cl2 = 2 P⁺⁵ Cl5; S + 3 F2 = S⁺⁶ F6;

S + Cl2 = S⁺²Cl2

F₂

Reaguoja su deguonimi:F2 + O2 = O⁺² F2

Reaguoja su kitais halogenais:Cl₂ + F₂ = 2 Cl⁺¹ F¯¹

Reaguoja net su inertinėmis dujomis 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.

3. SĄVEIKA SU VANDENIU

Fluoras normaliomis sąlygomis sudaro vandenilio fluorido rūgštį + + O₂

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Chloras, kylant temperatūrai, sudaro druskos rūgštį + O2,

2Сl₂ + 2H2O → 4HCl + O2

adresu n.o. - "chloro vanduo"

Сl2 + Н2О ↔ НCl + НClO (vandenilio chlorido ir hipochloro rūgštys)

Bromas normaliomis sąlygomis sudaro „brominį vandenį“

Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (hidrobrominės ir hipobrominės rūgštys

Jodas → jokios reakcijos

I2 + H₂O ≠

5. SĄVEIKA SU OKSIDAIS

REAGUOJA tik fluoras F₂, išstumdamas iš oksido deguonį, sudarydamas fluoridus

SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰

6. SĄVEIKA SU RŪGŠTIMIS.

reaguoja su rūgštimis be deguonies, išstumdamos mažiau aktyvius nemetalus.

H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾

7. SĄVEIKA SU ŠARMAIS

Fluoras sudaro fluoridą + deguonį ir vandenį

2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O

Chloras kaitinant susidaro chloridas, chloratas ir vanduo.

3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ O3 + 3 H2 O

Šaltyje chloridas, hipochloratas ir vanduo, su kalcio hidroksido balikliu ir vandeniu

Cl2 + 2KOH (šaltas) = KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O

Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2 (baliklis – chlorido, hipochlorito ir hidroksido mišinys) + H2O

Kaitinamas bromas → bromidas, bromatas ir vanduo

3Br2 + 6KOH = 5KBr¯¹ + KBr⁺⁵O3 + 3H2O

Kaitinamas jodas → jodidas, jodatas ir vanduo

3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI⁺⁵O3 + 3H2O

9. SĄVEIKA SU DRUSKA

Mažiau aktyvių halogenų išstūmimas iš druskų

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2KBr + J2≠

Oksiduokite nemetalus druskose iki aukštesnės oksidacijos būsenos

2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹

Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O → Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾

CHEMINĖS SIEROS SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

kaitinant reaguoja net su šarminiais metalais, su gyvsidabriu normaliomis sąlygomis: su siera - sulfidais:

2K + S = K2S

2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

2. SĄVEIKA SU NEMETALAIS

Kai kaitinama vandeniliu,cdeguonis (sieros dioksidas)chalogenais (išskyrus jodą), su anglimi, azotu ir siliciu ir nereaguoja

S + Cl2 = S⁺2Cl2; S+O2 =S⁺4O2

H₂ + S = H2S¯²; 2P + 3S = P₂S₃¯²

NUO+ 3S = CS₂¯²

SU VANDENIU, OKSIDAIS, DRUSKA

NEREAGUOJA

3. SĄVEIKA SU RŪGŠTIMIS

Kaitinamas sieros rūgštimi, oksiduojasi iki sieros dioksido ir vandens

2H2SO4 (konc) = 2H2O + 3S⁺⁴O2

Azoto rūgštis kaitinant iki sieros rūgšties, azoto oksido (+4) ir vandens

S + 6HNO3(konc) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O

4. SĄVEIKA SU ŠARMAIS

Kaitinant susidaro sulfitas, sulfidas + vanduo

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

CHEMINĖS AZOTO SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

Kaitinant vyksta reakcijos (išimtis: litis su azotu normaliomis sąlygomis):

Su azotu – nitridai

6Li + N2 = 3Li2N (ličio nitridas) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (magnio nitridas) 2Cr + N2 = 2CrN

Šiuose junginiuose esančios geležies oksidacijos laipsnis yra +2

2. SĄVEIKA SU NEMETALAIS

(dėl trigubo ryšio azotas yra labai neaktyvus). Normaliomis sąlygomis jis nereaguoja su deguonimi. Su deguonimi reaguoja tik esant aukštai temperatūrai (elektros lankas), gamtoje – per perkūniją

N2+O2=2NO (paštu. lankas, 3000 0C)

Su vandeniliu at aukštas spaudimas, pakilusi temperatūra ir esant katalizatoriui:

t,p,kat

3N2+3H2 ↔ 2NH3

SU VANDENIU, OKSIDAIS, RŪGŠTIMIS, ŠARMAIS IR DRUSKA

NEREAGUOJA

CHEMINĖS FOSFORO SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

reakcijos vyksta kaitinant su fosforu – fosfidais

3Ca + 2P = K3P2, šiuose junginiuose esančios geležies oksidacijos būsena yra +2

2. SĄVEIKA SU NEMETALAIS

Degimas deguonimi

4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O5 4P + 3O2 = 2P2⁺3O3

Su halogenais ir siera kaitinant

2P + 3Cl2 = 2P⁺3Cl3 2P + 5Cl2 = 2P⁺⁵Cl5; 2P + 5S = P2⁺⁵S5

Nesąveikauja tiesiogiai su vandeniliu, anglimi, siliciu

SU VANDENIU IR OKSIDAIS

NEREAGUOJA

3. SĄVEIKA SU RŪGŠTIMIS

Su koncentruota azoto rūgštimi azoto oksidu (+4), su atskiestu azoto oksidu (+2) ir fosforo rūgštimi

3P + 5HNO3 (konc.) =3H3PO4 + 5N⁺⁴O2

3P + 5HNO₃ + 2H2O = 3H3PO4 + 5N⁺²O

Su koncentruota sieros rūgštimi susidaro fosforo rūgštis, sieros oksidas (+4) ir vanduo

3P + 5H2SO4 (konc.) =3H3PO4 + 5S⁺4O2+ 2H2O

4. SĄVEIKA SU ŠARMAIS

Su šarminiais tirpalais sudaro fosfiną ir hipofosfitą

4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3 NaH 2 P ⁺1O 2

5. SĄVEIKA SU DRUSKA

Su stipriais oksidatoriais, pasižyminčiomis redukuojančiomis savybėmis

3P⁰ + 5NaN⁺⁵O3 = 5NaN⁺³O2 + P2⁺⁵O5

CHEMINĖS ANGLIES SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

kaitinant vyksta reakcijos

Metalai – d-elementai susidaro su nestechiometrinės sudėties anglies junginiais, tokiais kaip kietieji tirpalai: WC, ZnC, TiC – naudojami itin kietiems plienams gauti.

su anglies karbidais 2Li + 2C = Li2C2,

Ca + 2C = CaC2

2. SĄVEIKA SU NEMETALAIS

Iš halogenų jis tiesiogiai reaguoja tik su fluoru, su likusiais kaitinant.

С + 2F₂ = CF4.

Sąveika su deguonimi:

2С + О₂ (trūksta) = 2С⁺²О ( smalkės),

С + О₂ (ex) = С⁺⁴О₂ (anglies dioksidas).

Sąveika su kitais nemetalais aukštesnėje temperatūroje, nesąveikauja su fosforu

C + Si = SiC¯⁴; C + N2 = C2+4N2;

C+2H₂ = C¯⁴H4; C + 2S = C+4S2;

3. SĄVEIKA SU VANDENIU

Vandens garams pereinant per karštą anglį susidaro anglies monoksidas ir vandenilis (sintezės dujos

C + H2O = CO + H2

4. SĄVEIKA SU OKSIDAIS

ANGLYS SUMAŽINA METALUS IR NEMETALUS IŠ OKSIDŲ IKI PAPRASTOS MEDŽIAGOS, KAIP ŠILDANT (ANGLIES MEDŽIAGA), sumažina anglies dioksido oksidacijos laipsnį

2ZnO + C = 2Zn + CO; keturiNUO+ Fe₃O4 = 3Fe + 4CO;

P2O5 + C = 2P + 5CO; 2NUO+ SiO₂ = Si + 2CO;

NUO+ C⁺⁴O2 = 2C⁺²O

5. SĄVEIKA SU RŪGŠTIMIS

Oksiduojamas koncentruotomis azoto ir sieros rūgštimis iki anglies dioksido

C +2H2SO4 (konc.)=C+4O2+ 2S+4O2+ 2H2O; C+4HNO3 (konc.) = C+4O2 + 4N⁺4O2 + 2H2O.

SU ŠARMU IR DRUSKA

NEREAGUOJA

CHEMINĖS SILICIO SAVYBĖS

1. SĄVEIKA SU METALAIS

reakcijos vyksta kaitinant: aktyvieji metalai reaguoja su siliciu – silicidais

4Cs + Si = Cs4Si,