Соединения металлов и неметаллов в природе

Обновлено: 02.07.2024

Наш мир наполняют различные простые вещества – металлы или неметаллы. При существовании 120 химических элементов, Вселенную наполняют более 400 простых веществ. Этот парадокс связан с понятием аллотропии – явлением образования одним химическим элементом двух и более простых веществ. Например, атом кислорода может формировать молекулярный кислород О2 и озон О3.

План урока:

Физические свойства металлов

Металлы – химические элементы, атомы которых в процессе реакции стремятся отдавать электроны. Они обладают металлической кристаллической решеткой и общими физическими свойствами. На данный момент известно более 87 металлов.

Для металлов характерен ряд свойств:

твердость (кроме ртути, которая представляет собой жидкость);
металлический блеск;
проводимость электрического тока и тепла;
пластичность.

Металлы при ударах не разрушаются, а меняют форму. С этой особенностью связано то, что из них производят проволоку, металлические листы и др. Развитие бронзового и железного века связано с производством товаров из металлов.

Физические свойства неметаллов

Неметаллы – химические элементы, атомы которых стремятся принять чужие электроны. Для них характерны атомные и молекулярные кристаллические решетки. Для атомов неметаллов не характерны общие физические свойства. На данный момент существует 22 неметалла.

Для неметаллов характерен ряд свойств:

хрупкость (неметаллы нельзя ковать);
отсутствие блеска;
непроводимость электрического тока и тепла.

Расположение металлов и неметаллов в периодической таблице Д.И. Менделеева

Определить, является простое вещество металлом или неметаллом, можно с помощью периодической таблицы Менделеева. Металлы располагаются ниже диагонали «водород-бор- кремний-мышьяк-теллур-астат», а неметаллы выше.

Красные ячейки – неметаллы, синие – металлы

Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают смешанными свойствами: проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Они называются полуметаллами.

Красные ячейки – полуметаллы

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной ковалентной связи, либо они не удерживаются достаточно прочно из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Закономерности в таблице Д.И. Менделеева

Каждый атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. Протоны и нейтроны находятся в ядре, который несет положительный заряд. Вокруг ядра движутся отрицательно заряженные электроны. Атомный номер указывает на количество протонов.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее к нему притягиваются электроны. Т.о., атому сложнее отдавать электроны. Поэтому в периоде слева направо, с увеличением порядкового номера металлические свойства ослабевают, а неметаллические – усиливаются.

Неметаллы стремятся принять электроны от других атомов. Период в таблице указывает на количество электронных уровней. По мере увеличения числа орбиталей электроны отдаляются от ядра и атому сложнее удерживать электроны на последних уровнях. Т.о., в группе сверху вниз количество орбиталей возрастает, поэтому металлические свойства усиливаются, а неметаллические – уменьшаются.

Способы получения металлов

Большую часть металлов получают из оксидов при нагревании.

Металлы, имеющие на внешнем уровне один-два электрона, получают с помощью электролиза расплавов.

Химические свойства металлов

Все металлы проявляют восстановительные свойства. Легкость в отдачи внешнего электрона применяется в фотоэлементах. Степень активности определяется рядом активности. У самых активных на внешнем уровне располагается по одному электрону.

Общие химические свойства металлов выражаются в реакциях со следующими соединениями.

Активные металлы реагируют с галогенами и кислородом. С азотом взаимодействуют только литий, кальций и магний. Большинство металлов при взаимодействии с кислородом образуют оксиды, а наиболее активные металлы – пероксиды (N₂O₂).

2 Ca + MnO₂ → 2 CaO + Mn(нагревание)

Водород в кислотах вытесняют только те металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода.

Более активные металлы вытесняют из соединений менее активные.

Химические свойства щелочных и щелочно-земельных металлов (реакции с водой)

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

Способы получения неметаллов

Неметаллы синтезируют из природных соединений с помощью электролиза.

2 KCl → 2 K + Cl₂

Также неметаллы получают в результате окислительно-восстановительных реакций.

SiO₂ + 2 Mg → 2 MgO + Si

Химические свойства неметаллов

Неметаллы проявляют окислительные свойства. Самый активный неметалл – фтор. Он бурно реагирует со всеми веществами, а некоторые реакции сопровождаются горением и взрывом. В атмосфере фтора горят даже вода и платина. Фтор окисляет кислород и образует фторид кислорода OF₂.

Неметаллы вступают в реакции со следующими веществами.

3 F + 2 Al → 2 AlF₃ (нагревание)

S + Fe →FeS (нагревание)

Меньшей активностью обладают такие неметаллы как бор, графит, алмаз. Они могут проявлять восстановительные свойства.

2 C + MnO₂ → Mn + 2 CO

Коррозия металла

Коррозия – это процесс разрушения металлов или металлических конструкций под действием кислорода, воды и вредных примесей. Не все металлы подвергаются коррозии. Их стойкость зависит от ряда факторов.

На благородных металлах не образуется коррозия.
На поверхности алюминия, титана, цинке, хрома и никеля есть оксидная пленка, которая предотвращает процессы коррозии.

Различают несколько видов коррозии – химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия

Химическая коррозия сопровождается химическими реакциями. Она образуется под действием газов.

Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия – процесс разрушения металлов или металлических конструкций, который сопровождается электрохимическими реакциями. В большинстве металлов находятся примеси. В процессе коррозии электродами могут служить не только металлы, но и его примеси.

Например, в железе могут находиться примеси олова. В этом случае на аноде электроны переносятся от олова к железу и металлы растворяются, т.е. железо подвергаются коррозии. На катоде восстанавливается водород из воды или растворенного кислорода. Электрохимическая коррозия может сопровождаться следующими процессами.

Анод: Fe 2+ - 2e → Fe 0

Катод: 2H + + 2e → H₂

Способы защиты от коррозии

В промышленности популярны различные методы защиты металлов от коррозии.

Покрытия защищают поверхности от действия окислителей. Ими служат различные вещества:

покрытие менее активным металлом (железо покрывают оловом);
краски, лаки, смазки.
Создание специальных сплавов

Физические свойства сплавов и чистых металлов отличаются. Поэтому для повышения стойкости в сплав необходимо добавить дополнительные металлы.

Биологическая роль металлов и неметаллов

В организмах содержится множество различных металлов и неметаллов. Различных химических элементов в организме может не хватать, поэтому приходится потреблять их извне.Химические элементы можно разделить на две большие группы – макроэлементы и микроэлементы.

К макроэлементам относятся вещества, содержание которых в организме превышает 0,005 %. Эта группа включает водород, углерод, кислород, азот, натрий, магний, фосфор, сера, хлор, калий, кальций.Микроэлементы – элементы, содержание которых не превышает 0,005%. К ним относятся железо, медь, селен, йод, хром, цинк, фтор, марганец, кобальт, молибден, кремний, бром, ванадий, бор. Каждый макро- и микроэлемент в организме выполняет определенную функцию.

Применение металлов и неметаллов

В синтезе химических препаратов и лекарств применяются чистые металлы и неметаллы. В органической химии металлы используются в качестве катализаторов, а также при получении металлорганических соединений. Неметаллы служат исходным сырьем для получения чистых кислот и других химических соединений.

Лекция на тему :«Важнейшие соединения металлов и неметаллов в природе и хозяйственной деятельности человека»

В организме человека находятся 81 химический элемент из 92, встречающихся в природе. Организм человека состоит на 60% из воды, 34% приходится на органические вещества и 6% - на неорганические.

Человеческий организм - сложная химическая лаборатория. Трудно себе представить, но ежедневно наше самочувствие, настроение и даже аппетит могут зависеть от минеральных веществ. Без них бесполезными оказываются витамины, невозможны синтез и распад белков, жиров и углеводов.
Например, если вес человека составляет 70 кг, то в нем содержится (в граммах): кальция - 1700, калия - 250, натрия - 70, магния - 42, железа - 5, цинка - 3.
Очевидно, что металлы необходимы клеткам тела человека для нормальной жизнедеятельности. Как избыток, так и недостаток металлов оказывает отрицательное влияние на организм, а некоторые металлы могут оказывать на него токсичное действие.

Роль химических элементов.

Земную кору составляют сравнительно небольшое число химических элементов. Около ½ масса земной коры приходится на кислород. Более ¼ - на кремний. Всего 18 элементов; O, Si, AL , Fe , Ca , K , Mg , H , Ti , C , Cv , P , U , Mn , F , Ba , Na , K составляют 99,8% массы земной коры. Из них на 8 элементов приходится 98% - это O, Si, AL , Fe , Ca , K , Mg , Na . Тогда как в живых организмах 6 элементов – это O, S, C , P , Н, N на их долю приходится 97,4% массы организмов. Эти элементы называют органогенами.

С химической точки зрения отбор элементов при формировании организма сводится к отбору тех из них, которые способны к образованию прочных, но в то же время и лабильных связей. Эти связи должны легко подвергаться как гомолитическому (О₂ --- О + О ) так и гетеролитическому (Н₂О == О +2Н ) разрыву, а также циклизации (6 С --О). Именно поэтому органоген №1 в живой материи – это углерод. Атомы кислорода и водорода гораздо менее лабильны, но и они образуют устойчивую среду для соединений остальных элементов – это воду, тем самым обеспечивают протекание окислительно-восстановительных процессов. Атомы неметаллов (N,P,S) и металлов (Fe, Cu, Mg ) отличаются особой лабильностью в образовании различных химических связей. Такие как Si и AL составляющие большую часть земной коры в живых организмах играют второстепенную роль. Теперь дадим им характеристику.

Значение металлов в живых организмах?

Железо. Содержание его в организме. Он входит в состав гемоглобина, является кофактором каталозы – фермента разрушающего пероксид водорода и оберегающего клетки от его повреждающего действия. При недостатке железа нарушается азотистый, жировой и жировой обмен, развивается анемия. У растений заболевание хлороз – обесцвечивание листьев. Ежедневная потребность железа около 12мг.

Кальций потребность для взрослых 0,8 -1г, для детей 0,6 -0,9 г в сутки.

Кальций основной компонент костей. Ионы кальция передают возбуждение на мышечное волокно, вызывая ее сокращение, увеличивает силу сердечных сокращений, повышает фагоцитарную функцию лейкоцитов, активизирует защитную функцию белков, кальций влияет на проходимость сосудов – без этого элемента жиры, липиды и холестерин осели бы на стенках сосудов и закупорили бы их. Он способствует выведению из организма тяжелых металлов. Ионы кальция обеспечивают постоянство осмотического давления крови. Он способствует свертыванию крови при ранениях. В растениях он играет большую роль в работе устьиц. Обмен кальция и его поступления в кость регулируется витамином Д.

При недостатке кальция происходит вымывание его из костей, образуются камни в костях. Никотин, кофеин, алкоголь являются одним из причин недостатка кальция, т.к. способствуют его интенсивному выведению мочой. Недостаток в кальции вызывает увеличение свертываемости крови, уменьшению усвояемости цинка, клетками костной ткани, появление остеоартрита, катаракты, артериального давления.

Калий и натрий элементы биотоков. Так ли это?

Калий участвует в формировании костной ткани, участвует в поддержании нормальной проницаемости наружных мембран, для образования ряда ферментов, для поддержания сердечного ритма, участвует в работе нервной ткани. В человеческом организме до 0,25г. Суточная потребность 2-5г.

Натрий. Суточная потребность 0,1 -3,3 г. Натрий входит внутренний и внешний слой мембраны клетки для возникновения электрического мембранного биопотенциала.

При недостатке натрия возникают колики, судороги, нарушения кровообращения, слабость снижение давления, может быть обморок.

Металлы необходимые для жизнедеятельности человека?

В небольших количествах входит Mn, Co, Ni, Cn, Zn , AL , Cv , Ux потребность колеблется от 300мг до 0,2 мг в сутки. Цинк входит в состав ферментов. Содержание его в человеческом теле 2-3г. Используется для приготовления глазных капель, кожных мазей.

Марганец. Содержание его в человеческом теле 12-20мг. Недостаток его сказывается на рост длинных костей, на мышечный тонус, на образование хрящевой ткани.

Кобальт. Содержание 4-10мг. Он участвует в синтезе мышечных белков, нервных волокон, на усвоение кальция и фосфора, способствует включению иона железа в молекулу гемоглобина. Способствует углеводному обмену.

Никель. Содержание 14мг. В небольших количествах активирует пищеварительные ферменты. Много его в табачном дыме. В больших количествах он притупляет работу пищеварительных ферментов, влияет на зрение (кератины, керато-коньюктивиты). Влияет на работу кроветворительных органов.

Тяжелые металлы и почему они опасны?

Тяжелые металлы способны соединятся белком довольно прочно, нарушать тем самым работу ферментов.

Hg – энергично соединяется с группами HS – сосредотачивается в почках нарушает их работу – отеки.

Кадмий – задерживается в почках, печени, поджелудочной железе и щитовидной, нарушая тем самым их работу.

Свинец – вызывает сильнейшее отравление, поражение десен, заболевание почек, нервной системы.

Талий – поражение десен, выпадение волос, нарушается работа желудочно-кишечного тракта, нервной системы, почки.

Хром – в основном через органы дыхания ПДК – 0,0001мг/л. Соединяется с белками содержащими железо, белками печени, костного мозга, легких, вызывая рак легких и различные аллергии.

Название химического элемента

Биологическая роль в клетке

Для аэробных организмов служит окислителем в ходе клеточного дыхания, обеспечивая клетку энергией.

Участвует в свертывании крови, участвует в формировании костей и зубов, позвоночников и скелетов беспозвоночных.

Участвует в проведении нервного импульса. Поддерживает осмотическое давление в клетках

Презентация по химии на тему "Металлы и неметаллы, нахождение соединений металлов и неметаллов в природе. Химические свойства металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов"

Металлы и неметаллы, нахождение соединений металлов и неметаллов в природе. Химические свойства металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов.

Из 118 элементов, известных
в настоящее время, … являются металлами. Металлы и их соединения играют важную роль в минеральной и органической жизни Земли. Атомы и ионы металлов входят в состав важнейших соединений, участвующих в жизнедеятельности растений, животных и человека.

Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи
«Металлом называется твердое, непрозрачное и светлое тело, которое в огне плавится и холодное ковать можно». М.В.Ломоносов.

Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева
В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются ниже диагонали бериллий – астат. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Металлы располагаются в начале периодов, к ним относятся s-элементы 1 и 2 групп, р-элементы 13 группы, все, кроме бора, 14 группы: германий, олово, свинец, 15 группы: сурьма, висмут, а также все d- и f- элементы.

Металлы
Металлическая кристаллическая решетка
Металлическая связь
На внешнем уровне 1-3 электрона
Отдают внешние электроны, поэтому являются восстановителями
В периодах Ме свойства усиливаются
В группах Ме свойства усиливаются

Неметаллы – химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы. Электронная конфигурация валентных электронов неметаллов в общем виде — ns2np1−5 Исключение составляют водород (1s1) и гелий (1s2), которые тоже рассматривают как неметаллы.
Неметаллы обычно обладают большим спектром степеней окисления в своих соединениях. Большее число электронов на внешнем энергетическом уровне по сравнению с металлами определяет их большую способность к присоединению электронов и проявлению высокой окислительной активности.

Положение неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева

Если в Периодической системе мысленно провести диагональ от бериллия к астату, то в правом верхнем углу таблицы будут находиться элементы-неметаллы. Среди неметаллов есть s-элемент – водород; р-элементы бор; углерод, кремний; азот, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур, галогены и астат. Элементы VIII группы – инертные (благородные) газы, которые имеют полностью завершенный внешний энергетический уровень и их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам.

Руды – природные соединения металлов.
Вследствие высокой активности большинство металлов в природе встречается в соединениях. Только металлы малой химической активности (Cu,Ag,Hg,Au,Pt) встречаются в природе в свободном состоянии, в виде вкраплений в горные породы или в результате разрушения горных пород в россыпях (золотоносный песок). Иногда эти металлы встречаются в значительных россыпях – самородки.
В природе металлы образуют соединения с различными окислителями и по этому признаку классифицируют руды.

Оксидные руды.
Fe2O3 - гематит,
Fe2O3 • H2O - гетит
Al2O3 - боксит
TiO2 – рутил.
Карбонатные – легко переходят в оксидные, разлагаясь при нагревании:
CaCO3- Мрамор, мел, известняк;MgCO3- магнезит,CuCO3•Cu(OH)2малахит.

Силикатные и алюмосиликатные.
Полевой шпат ортоклаз K2O•Al2O3•6SiO2, каолинитAl2O3•2SiO2•2H2O, берилл 3BeO•Al2O3•6SiO2. Очень трудно поддаются переработке. Из них добывают только те металлы, которые не встречаются в других соединениях.
Сульфидные.
FeS2– железный колчедан,Cu2S•FeS2– медный колчедан,PbS– свинцовый блеск,ZnS– цинковая обманка. Обычно сульфидные руды содержат несколько металлов.
Галидные.
NaCl- каменная или поваренная соль,KCl- сильвин,KCl•MgCl2•6H2O– карналлит.

Нахождение неметаллов в природе

Неметаллы находятся в земной коре (в большинстве своем кислород и кремний — 76 % от массы земной коры а также As, Se, I, Te, но в очень незначительных количествах), в воздухе (азот и кислород) , в составе растительной массы (98,5 % — углерод, водород, кислород, сера, фосфор и азот), а также в основе массы человека (97,6 % — — углерод, водород, кислород, сера, фосфор и азот). Водород и гелий – входят в состав космических объектов, включая Солнце. Чаще всего в природе неметаллы встречаются в виде соединений.

Химические свойства
Взаимодействуют с кислородом
Взаимодействуют с неметаллами
Взаимодействуют с галогенами
Взаимодействуют с водородом
Взаимодействуют с кислотами
Взаимодействуют с солями
Взаимодействуют с оксидами
Взаимодействуют с водой

Простые вещества

Простые веществаа — химические вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента, в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

Химические вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента, в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Прежде чем приступить к рассмотрению свойств простых веществ, необходимо вспомнить некоторые закономерности, характеризующие способность свободных атомов к перестройке электронной конфигурации. Так, у свободных атомов элементов III периода наблюдаются следующие тенденции:

Результатом реализации отмеченных тенденций, присущих свободным атомам, является образование соответствующих связей в простых веществах. Как известно, в периодах наблюдается постепенный переход от активных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены).

При рассмотрении тех же тенденций у свободных атомов в группах периодической системы наблюдаем следующие изменения:

С указанными характеристиками свободных атомов можно связать усиление металлических свойств и ослабление неметаллических с ростом зарядов ядер у элементов одной и той же группы.

Металлы и неметаллы. Относительность деления простых веществ на металлы и неметаллы

Простые вещества, характеризующиеся атомным (ионным) строением и наличием свободных электронов, являются металлами. Эти вещества обладают металлическим блеском, электро- и теплопроводностью. По химическим свойствам металлы являются типичными восстановителями (т. е. легко отдают валентные электроны).

Все простые вещества, образованные атомами элементов дополнительных подгрупп, являются металлами.

Типичными неметаллами являются такие простые вещества^ которые, как правило, состоят из молекул с атомной и ковалентной связью. Не имея свободных электронов, неметаллы по физическим свойствам характеризуются отсутствием электронной проводимости, металлического блеска и т. п. По химическим свойствам многие из них являются энергичными окислителями, так как их атомы обладают сильной склонностью к присоединению электронов.

Рассмотрим фрагмент периодической системы, составленный из элементов главных подгрупп:

Как видно из этой схемы, типичные неметаллы располагаются в правом верхнем углу системы, а металлы — в ее левом нижнем углу.

Валентность перехода, или относительность деления на металлы и неметаллы, выражается в наличии ряда простых веществ, являющихся как бы полуметаллами. При обычных условиях простые вещества, образованные этими элементами, имеют незначительную электропроводность . Поэтому их нельзя отнести ни к неметаллам, ни к металлам. Иногда их называют металлоидами (т. е. неполными металлам). Атомы этих элементов в простом веществе соединяются ковалентными связями. При этом нередко образуются прямые кристаллические структуры, подобные структуре алмаза, в которых каждый атом связан с несколькими другими.

Следовательно, одна из причин относительности деления простых веществ на металлы и неметаллы тесно связана со знанием атомов элементов.

Другая причина относительности такого деления заключается в состоянии внешних условий. Так, при обычных условиях металлы, как известно, характеризуются наличием свободных электронов. Металлическая связь осуществляется и в твёрдом и в жидком состоянии. Но если перевести в пар при определённых условиях (высокие температуры и низкие давления), то он теряет свое характерное свойство — электропроводность. У неметаллов в условии высокого давления наоборот возникает электронная проводимость, что является результатом глубоких изменений в структуре вещества.

Таким образом, структура вещества, тип химической связи, простого вещества могут изменяться под воздействием соответствующих внешних условий. Хорошо известным примером такого рода изменений являются различия физических свойств у различных аллотропных модификаций одного и того же элемента.

Аллотропия

Способность одного и того же элемента существовать в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. В настоящее время известно около 400 простых веществ. Причина образования различных аллотропных видоизменений одного элемента кроется в возможности образования новых связей между атомами при изменении внешних условий. В результате образуются молекулы нового состава или новые кристаллические вещества, отличающиеся пространственным расположением атомов.

Так, например, существуют обыкновенный кислород и озон, отличающиеся друг от друга числом атомов в молекуле: кислород О₂, и озон О₃. Озон образуется при прохождении через воздух электрических разрядов.

Для серы известны два аллотропных видоизменения: ромбическая и призматическая сера. Выше температуры 95,6° С существует призматическая сера, ниже — ромбическая. Изменяется кристаллическая форма (ясно из названия) — изменяются и физические свойства.

Для олова переход одной модификации (серое олово) в другую (белое олово) совершается при температуре 18° С. Здесь также происходит изменение типа кристаллической решетки.

Наличие нескольких аллотропных видоизменений характерно для всех элементов четвертой группы. Рассмотрим, как влияет изменение структуры на физические свойства простых веществ элементов этой группы. Как известно, углерод и кремний принято относить к неметаллам, германий — к полупроводникам, олово и свинец — к металлам. Однако такое деление условно. В этом можно убедиться, рассмотрев, например, аллотропные видоизменения углерода.

В алмазе каждый атом углерода находится в центре правильной треугольной пирамиды (тетраэдр) и соединен ковалентными связями с четырьмя соседними атомами углерода (рис. 6). Таким образом, в таком кристаллическом веществе нет отдельных молекул (это понятие здесь теряет свой смысл). Связи между атомами углерода весьма прочны. Этим объясняется исключительно высокая твердость алмаза, высокая температура плавления и кипения.

В структуре графита плоские слои из атомов углерода расположены шестиугольниками. При этом расстояние между слоями больше расстояния между соседними атомами углерода, находящимися в одном слое (рис. 7). Для образования связей в шестиугольниках от каждого атома углерода требуется три электрона, четвертый же остается «свободным». Этим объясняется электропроводность графита. Поэтому графит используется для изготовления электродов.

Точно так же отличаются физическими свойствами кристаллические модификации олова: белое олово обладает электронной проводимостью, серое является полупроводником.

Выше мы отмечали, что переход одного аллотропного видоизменения в другое происходит при соответствующих условиях. Однако дело в том, что скорость указанного превращения, как правило, незначительна, различные простые вещества одного элемента могут сосуществовать.

рис. 6. Структура алмаза

Если различия между физическими свойствами аллотропных модификаций одного элемента нередко велико, то по химическим свойствам они чаще всего близки. Отличия касаются, главным образом, окислителей (озон — более активный окислитель), скорости реакции с участием простого вещества.

Понятие об окислительно-восстановительных процессах

При первоначальном знакомстве с химией рассматриваются четыре вида химических реакций: реакции соединения, разложения, замещения и двойного обмена.

Цифры над символами элементов означают окислительное число. Мы видим, что одни реакции (1, 3, 5, 6) идут с изменением окислительного числа элементов, другие (2, 4, 7) — без его изменения. На этой основе все химические реакции условно делят на два типа: реакции, идущие с изменением окислительного числа элементов — окислительно-восстановительные реакции — и реакции, течение которых не сопровождается изменением окислительного числа. Первые реакции играют огромную роль в жизни человека, в окружающем нас мире. Окислительно-восстановительные процессы имеют место при горении, дыхании, при получении серной кислоты из серы или сульфидов металлов, при выплавке металлов из руд, при коррозии металлов и сплавов, при работе химических источников электрической энергии.

Что же лежит в основе перечисленных выше процессов? Почему одни простые вещества легко вступают в реакцию друг с другом, тогда как другие нет.

В основе рассматриваемых процессов лежит такая перестройка электронной структуры атомов, составляющих соединение, которая ведет к изменению окислительного числа элементов. Таким образом, в этом случае, как правило, имеет место переход электронов от одних атомов, ионов, молекул к другим. Правда, иногда изменение окислительного числа сопровождается не передачей электронов от одного атома (иона) к другому, а смещением электронных пар:

(вертикальной линией условно обозначена середина межатомного расстояния в рассматриваемых молекулах).

В первом случае из двух простых веществ образуется ионное соединение, во втором — ковалентное полярное. Окислительное число элементов в простых веществах принимается равным нулю.

Окислительное число хлора и в поваренной соли, и в хлористом водороде равно -1, хотя указанные соединения различаются типом химической связи (что и представлено на схеме).

Окислителями называются вещества (атомы, ионы, молекулы), которые в ходе химической реакции присоединяют электроны или оттягивают их от других атомов. В только что рассмотренных примерах в качестве окислителя выступал хлор (С1₂). В результате реакции окислительное число хлора понизилось.

Восстановителями называются вещества (атомы, ионы, молекулы), вторые в ходе химической реакции отдают электроны для образования ионной или ковалентной связи. В тех же примерах в качестве восстановителей выступали соответственно натрий и водород. В результате реакции окислительное число восстановителей повысилось.

Принципиальная возможность электронной перестройки, наличие потенциального окислителя или восстановителя определяются строением атомов, строением вещества в целом.

Реализация этой возможности в общем случае находится в зависимости от многих факторов: наличия соответствующего партнера, концентрации окислителя и восстановителя, температуры, среды, в котоорой осуществляется реакция, и т. п.

Рассмотрим это на примере реакции взаимодействия двух простых веществ натрия и хлора:

2Na + С12 = 2NaCI

Как известно, для атомов натрия характерно «стремление» к отдаче электрона, для атомов хлора — к присоединению. Следовательно, в данном случае имеет место взаимодействие активного окислителя и активного восстановителя. Реакция осуществляется довольно легко: попаренная соль образуется с большим выделением тепла, в чём легко убедиться на практике. Процессы взаимодействия многих металлов с хлором идут самопроизвольно или при незначительном нагревании (для увеличения скорости реакции). Образовавшиеся при реакции ионы натрия (Na + ) и хлора (СI - ) обладают завершёнными электронными конфигурациями и поэтому, представляет себе возможность течения обратной реакции, мы понимаем, что Na + будет очень плохим окислителем, а СI - — плохим восстановителем. Для осуществления такой реакции потребуется значительная затрата энергии (высокие температуры). При обычных условиях натрий и хлор из поваренной соли получают электролизом расплава поваренной соли.

Ранее, рассматривая вопрос о положении водорода в периодической системы, мы указывали на сходство водорода как со щелочными металлами, так и с галогенами. Это сходство проявляется, в частности в том, что подобно щелочным металлам, водород может выступать в качестве восстановителя, но с другой стороны, подобно галогенам, способен быть и окислителем. Причина двух способов изменения электронной конфигурации нейтрального атома водорода заключается в особенности строения атомов I периода (первый энергетический уровень заполняется двумя электронами). Изменение

окислительного числа водорода можно представить следующим образом:

В первом случае водород выступает как восстановитель, во втором — как окислитель. Например:

Таким образом, мы прежде всего должны учитывать принципиальные возможности присоединять или отдавать электроны, т. е. возможности, прямо вытекающие из строения атомов и окислительного числа элемента в соединении. В нашем примере водород (Н₂) может выступать и в роли окислителя и в роли восстановителя. Какая из этих двух возможностей будет реализована, зависит от партнера по реакции, от того, с каким веществом (окислителем или восстановителем) будет взаимодействовать водород.

Как же связать окислительные и восстановительные свойства простых веществ с положением элементов в периодической системе? Рассмотрим конкретные примеры. Например, окислительная способность в ряду галогенов убывает от хлора к йоду:

Восстановительную способность металлов отражает ряд активности (напряжения) металлов который составлен с учетом последовательности вытеснения металлов из растворов их солей.

По-иному будет выглядеть ряд, иллюстрирующий способность металлов образовывать соединения с кислородом или азотом, водородом или фтором и т. д.

В группах периодической системы восстановительные свойства простых веществ, как правило, усиливаются, а окислительные — падают. Однако это общее положение нуждается в уточнении, когда мы приступаем к изучению некоторых конкретных примеров. Число реакций, в которых данный элемент может выступать, скажем, в качестве восстановителя, достаточно велико, а процесс окисления— восстановления зависит от многих факторов, которые мы пока еще не рассматривали.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Естественные семейства химических элементов и их свойства

После того как выяснилось, что классификация на металлы и неметаллы не является полной, ученые стали выделять из этих двух больших классов элементы, особенно близкие по свойствам их простых веществ. Такие группы элементов назвали естественными семействами.

Выделяют следующие естественные семейства: Щелочные металлы – Na, K, Cs, Rb, Li. Галогены – F, CI, Br, I.

Щелочные металлы

В любой отрасли науки по мере накопления фактов возникает необходимость в их систематизации и установлении внутренней причинно-следственной связи между ними.

Из курса биологии вы хорошо знакомы с систематизацией в растительном и животном мире. В химии накопление знаний об элементах и их соединениях привело к необходимости их группировки по сходным признакам.

Классификация элементов началась с деления их на металлы и неметаллы, что было предложено шведским химиком Й. Я. Берцелиусом.

Кроме металлов и неметаллов существуют химические элементы, которые проявляют двойственную природу, т. е. обладают свойствами и металлов, и неметаллов в зависимости от условий протекания химических реакций (Be, Zn, Аl и др.). Их оксиды и гидроксиды называют амфотерными веществами (от греческого аmphoteros – оба, тот и другой).

В природе существуют группы элементов со сходными химическими свойствами, их называют естественными семействами элементов. К типичным металлам относятся щелочные металлы. Кроме этих металлов мы будем рассматривать группу галогенов (VIIА) и инертных газов.

Щелочные металлы расположены в IА группе. Это литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Франций – радиоактивный элемент. Они называются щелочными металлами, потому что при взаимодействии с водой образуют
сильные растворимые основания – щелочи (рис. 39). Общая электронная формула валентных электронов

Щелочные металлы обладают некоторыми общими свойствами: молекулы щелочных металлов состоят из одного атома, очень активные. Поэтому их нужно хранить под слоем керосина. Энергично реагируют с водой, в соединениях проявляют валентность, равную I.

Металлическая активность щелочных металлов усиливается сверху вниз по группе, что связано с возрастанием атомных радиусов в этом направлении.

У щелочных металлов валентные электроны расположены на s-орбитали, поэтому их называют s-элементами. s-элементы в обычных условиях – это кристаллические вещества, которые по сравнению с остальными металлами обладают малыми значениями плотности (табл. 13). Литий, калий и натрий легче воды

Щелочные металлы имеют на внешнем энергетическом уровне по одному электрону, который слабо связан с ядром из-за больших значений атомных радиусов. Они легко отдают эти электроны

Литий по своим свойствам несколько отличается от остальных металлов. С водой литий взаимодействует медленно, натрий – более энергично, калий – наиболее энергично реагирует с водой, вспыхивает фиолетовым пламенем, а рубидий – со взрывом.

Оксиды этих элементов являются основными, им соответствуют основания, хорошо растворимые в воде, – щелочи, основные свойства которых усиливаются сверху вниз по группе.

Литий был открыт в 1817 г. шведским ученым Арфедсоном, натрий и калий – в 1807 г. английским ученым Г. Дэви, рубидий и цезий – в 1861 г. Р. Бунзеном.

Литий используют для изготовления различных свинцовых и алюминиевых сплавов, которые применяются в самолетостроении. Добавка лития к сплавам увеличивает их твердость.

Рубидий и цезий используют для изготовления фотоэлементов.

Галогены и инертные газы

Какие галогены и инертные газы вы знаете? Где они применяются? Что вы знаете об инертных газах? Расскажите об их применении.

В природе существуют группы элементов с противоположными щелочным металлам свойствами, к примеру, галогены (табл. 15).

Галогены – типичные неметаллы, при взаимодействии с металлами образуют соли (галоген означает солерод). Молекулы галогенов двухатомные. Все галогены образуют летучие водородные соединения, растворы которых являются кислотами. В отличие от щелочных металлов, активность элементов по мере возрастания относительных атомных масс у галогенов ослабевает.

Галогены расположены в VIIА группе. Это фтор F, хлор Cl (рис. 41), бром Br, йод I, астат At. Астат – радиоактивный элемент.

Электронная конфигурация внешнего слоя этих элементов

Последний электрон у атомов галогенов поступает на р-орбиталь, поэтому они называются р-элементами. По группе сверху вниз радиусы атомов увеличиваются, в том же направлении растут значения температур кипения и плотности. Агрегатные состояния переходят из газообразного через жидкое а окраска сгущается (от желто-зеленой у хлора до черно-серого с фиолетовым блеском у йода).

Галогены – типичные неметаллы, на внешнем энергетическом уровне у них не хватает одного электрона для завершения слоя, поэтому они легко принимают один электрон, проявляя неметаллические свойства. При этом принимают электронное строение инертного газа, стоящего после них в периодической системе. Кроме фтора, все остальные галогены образуют кислотные оксиды.

В соединениях фтор проявляет валентность, равную I. Остальные галогены проявляют валентности I, III, V, VII.

Неметаллические свойства элементов в группе сверху вниз ослабевают, так как из-за увеличения атомных радиусов сила притяжения электронов к ядру уменьшается.

Еще одна природная группа элементов – инертные газы (табл. 17).

Каждый период в Периодической системе завершается инертным газом. Инертные газы характеризуются низкой химической активностью. Из-за чего такая пассивность? Для разрешения этого вопроса рассмотрим электронное строение этих элементов. У известных вам инертных газов

Это одноатомные газы без цвета и запаха. Среди них самым химически инертным является гелий, более активны криптон и ксенон. В направлении возрастания относительной атомной массы, от He до Xe, наблюдается возрастание температуры кипения и плавления. Усиливается также растворимость газов в воде и других растворителях.

Гелий обнаружен в атмосфере Солнца и других звезд. В земной атмосфере и коре гелий может накапливаться в результате распада радиоактивных элементов. Он состоит из двух изотопов: и

Инертные газы (He, Ne, Ar) применяются в основном при сварке металлов, в лампах, в фонарях, а также как хладагенты при физических исследованиях (рис. 42).

Изучение свойств естественных семейств химических элементов и их соединений помогает нам систематизировать наши знания.

Йод был открыт при «помощи» кошки. Французский ученый Б. Кур-туа приготовил в двух склянках два различных раствора: в первой -концентрированную

Металлы и неметаллы

Вы знаете, что простые вещества в зависимости от электронного строения атомов подразделяются на металлы и неметаллы. Рассмотрим их структуру, свойства и применение в сравнительном аспекте. Обратите внимание на их различия и с чем они связаны.

В периодах в I, II, ІІІ группах находятся в основном металлы, а в IV–VIII главных подгруппах в основном расположены неметаллы.

Если провести диагональ от бора к астату, то справа вверх от диагонали расположены элементы – неметаллы (кроме элементов побочных подгрупп), а слева вниз – элементы металлы. На внешних энергетических уровнях металлов вращаются в основном 1–3 электрона, у неметаллов 4–8 электронов.

Электронное строение металлов Радиусы атомов металлов большие, неметаллы характеризуются малыми значениями радиусов.

В химических реакциях металлы отдают электроны

неметаллы присоединяют и могут отдавать электроны, кроме фтора.

Металлы, кроме ртути, твердые вещества, а неметаллы – твердые (S, P, C, Si, и газообразные

Металлы и их соединения применяются в тяжелой индустрии, а соединения неметаллов применяются в пищевой, бумажной и текстильной промышленности.

Металлы встречаются в литосфере, а соединения неметаллов чаще находятся в атмосфере.

По распространенности металлы подразделяются на благородные (Au, Ag, Pt), редкие, рассеянные, макро- и микроэлементы; неметаллы по содержанию в живых организмах – на макро-, микро- и ультраэлементы. В недрах земли они встречаются в виде минералов, в морских и водах океанов – в виде соединений.

Оксиды металлов I–II главных подгрупп – основные оксиды, им соответствуют гидроксиды: СаО → Металлы не образуют летучие водородные соединения. Неметаллы образуют летучие водородные соединения кислотного характера, например, и

Металлы обладают характерной особенностью – металлическим блеском, легко куются, вытягиваются, гнутся и прокатываются.

Металлы хорошо проводят электричество и тепло, они хорошие провjдники. Из неметаллов хорошим проводником электрического тока является графит. Многие соединения неметаллов (кристаллический кремний) проявляют полупроводниковые свойства или являются диэлектриками.

Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер.
Группы элементов со сходными физическими и химическими свойствами называются естественными семействами.
Формулы валентных электронов щелочных металлов ns1, галогенов - ns2np5, а инертных газов - пз2пръ (кроме гелия).
Щелочные металлы - легко отдают один электрон с внешнего энергетического уровня, а галогены легко присоединяют недостающий до завершения внешнего слоя один электрон.
В группе металлические свойства щелочных металлов усиливаются сверху вниз, а у галогенов неметаллические свойства в этом направлении ослабевают.

Читайте также: