Восстановительные свойства металлов как простых веществ
Обновлено: 04.10.2024
Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями . Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.
благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);
щелочные металлы – I(A) группа ;
щелочноземельные металлы – II(A) группа , кроме Be, Mg.
Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:
4Li + O 2 = обыч. усл . = 2Li 2 O
2Mg + O 2 = t, °C = 2MgO
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют
2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме +n Г -1 n
2Na + Cl 2 = 2NaCl
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
3Na + P = t, °C = Na 3 P
Взаимодействие со сложными веществами
I. Взаимодействие воды с металлами
1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий . В результате образуются основание и газ водород .
Me + H 2 O = Me(OH) n + H 2 (р. замещения)
Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:
Магний (в горячей воде):
2) Взаимодействие воды с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.
Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н 2 ) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода
Me + Н 2 О = Ме х О у + Н 2 (р. замещения)
Бериллий с водой образует амфотерный оксид:
Be + H 2 O = t°C = BeO + H 2
Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe 3 O 4 и водород:
3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
Cu + H 2 O ≠ нет реакции
II. Взаимодействие растворов кислот с металлами
Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот ( раствор азотной кислоты – исключение ), образуя соль и водород.
Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H 2 ↑
III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами
Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:
H 2 SO 4 (конц.) + Me = Сульфат + H 2 O + Х
HNO 3 + Me = Нитрат + H 2 O + Х
4Zn + 10HNO 3 (раствор горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (оч. разб. горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
IV. С растворами солей менее активных металлов
Ме + Соль = Новый металл + Новая соль
Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.
Химические свойства металлов
Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.
О чем эта статья:
8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.
В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).
Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.
Ряд активности металлов
Металлы средней активности
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с неметаллами
Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:
оксид образует только литий
натрий образует пероксид
калий, рубидий и цезий — надпероксид
Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:
2Zn + O2 = 2ZnO (при нагревании)
Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:
С галогенами металлы образуют галогениды:
Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):
При взаимодействии с водородом образуются гидриды:
Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):
Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):
Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).
Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:
Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:
С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
Взаимодействие с водой
Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:
Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.
Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.
Взаимодействие с кислотами
Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.
Металлы IА группы:
Металлы IIА группы
Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.
Взаимодействие с солями
Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.
Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.
Взаимодействие с аммиаком
Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:
Взаимодействие с органическими веществами
Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.
Взаимодействие металлов с оксидами
Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.
3Са + Cr2O3 = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)
Вопросы для самоконтроля
С чем реагируют неактивные металлы?
С чем связаны восстановительные свойства металлов?
Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O
Как металлы реагируют с кислотами?
Подведем итоги
От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).
Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.
Таблица «Химические свойства металлов»
Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb
Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Восстановительная способность металлов в свободном состоянии
Возрастает справа налево
Взаимодействие металлов с кислородом
Быстро окисляются при обычной температуре
Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании
Взаимодействие с водой
Выделяется водород и образуется гидроксид
При нагревании выделяется водород и образуются оксиды
Водород из воды не вытесняют
Взаимодействие с кислотами
Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO3)
Не вытесняют водород из разбавленных кислот
Реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами
С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке
Взаимодействие с солями
Не могут вытеснять металлы из солей
Более активные металлы (кроме щелочных и щелочноземельных) вытесняют менее активные из их солей
Взаимодействие с оксидами
Для металлов (при высокой температуре) характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов
Окислительно-восстановительные реакции
Разбираться в ОВР важно, чтобы хорошо сдать ЕГЭ по химии. Какие реакции называются окислительно-восстановительными, их типы, а также примеры окислителей и восстановителей — в нашей подробной статье.
11 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Что такое ОВР
Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — это реакция, которая протекает с изменением степеней окисления.
В такой реакции всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие вещества могут выступать в качестве среды, в которой протекает данная реакция.
Конечно, в каждом правиле есть исключения. Например, реакция диспропорционирования галогенов в горячем растворе щелочи выглядит так: Br2 + KOH = KBrO3 + KBr + H2O. Здесь и окислителем, и восстановителем является простое вещество бром (Br2).
Теперь посмотрим внимательнее на вещества — участники окислительно-восстановительных реакций.
Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет принимать электроны, тем самым понижая свою степень окисления.
Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет отдавать электроны, тем самым повышая свою степень окисления.
Из определений понятно, что реакция включает два противоположных по действиям явления: процесс окисления и процесс восстановления. Процесс восстановления — это процесс принятия электронов, а процесс окисления — процесс отдачи электронов. Оба процесса протекают одновременно: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
Вот мы и узнали общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций. Теперь давайте разберемся, какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями, и может ли одно вещество проявлять те и другие свойства.
Примеры веществ-окислителей
И марганец, и хром в кислой среде (H + ) образуют соли той кислоты, которая образовывала среду. В нейтральной среде (H2O) марганец превращается в оксид бурого цвета, а хром — в серо-зеленый нерастворимый в воде гидроксид. В щелочной среде (OH − ) марганец превращается в манганат (MnO4 2− ), а хром — в комплексное соединение светло-зеленого цвета.
Только окислителями могут быть простые вещества-неметаллы. Например, представители VIIA группы — галогены. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих им галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.
Кислород превращается в анион с устойчивой степенью окисления −2. А сера ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя при этом сероводород и сульфиды.
Только окислителями могут быть и протон водорода (H + ) и катионы металлов в их высших степенях окисления при нескольких возможных. Ион Н + при взаимодействии с восстановителями переходит в газообразный водород (H2), а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления: 2CuCl2 + 2KI = CuCl + 2KCl + I2.
Рассмотрим как ведут себя сильные кислоты-окислители — азотная и серная. В зависимости от их концентрации меняются и продукты реакции.
Разбавленная азотная кислота никогда не реагирует с металлами с выделением водорода в отличие от разбавленной серной кислоты. Обе эти кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности после водорода.
Эти кислоты проявляют окислительные способности и с некоторыми неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот в высшей степени окисления неметалла-восстановителя.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-окислителей в одном месте.
Примеры веществ-восстановителей
Типичными восстановителями могут быть щелочные (IA) и щелочноземельные (IIA) металлы, цинк и алюминий, а также катионы металлов в своих низших степенях окисления при нескольких возможных. Например:
Типичными восстановителями также могут быть бескислородные кислоты и их соли. Например, H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4.
Гидриды активных металлов (щелочных и щелочноземельных) тоже являются типичными восстановителями. Например, NaH + H2O = NaOH + H2.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-восстановителей в одном месте.
Окислительно-восстановительная двойственность
Окислительно-восстановительная двойственность — это способность атома проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя в зависимости от условия протекания химической реакции.
Разберем вещества, атомы которых обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя: S + H2 = H2S.
При взаимодействии с сильными окислителями повышает свою степень окисления до +4 или +6: S + KMnO4 = K2SO4 + MnO2.
Кислородсодержащие соединения серы в степени окисления +4
Сера в сульфитах и сернистой кислоте при взаимодействии с сильными окислителями повышает степень окисления до +6: SO2 + 2HNO3 (конц) = H2SO4 + 2NO2.
С восстановителями соединения серы проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или −2: SO2 + C = CO2 + S.
Пероксид водорода
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2: 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O.
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии окислителей может повышать степень окисления до 0: 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.
Простое вещество йод
Окислительная способность проявляется у йода в реакции с такими восстановителями, как сероводород, фосфор и металлы: I2 + H2S = S + 2HI.
Йод при взаимодействии с более сильными окислителями играет роль восстановителя: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
Азотистая кислота и нитриты
При взаимодействии с более сильными окислителями азот повышает степень окисления до +5 и превращается либо в азотную кислоту из азотистой, либо в нитрат-анион из нитрит-аниона: 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
При взаимодействии с сильными восстановителями обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления): 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O.
Для удобства мы собрали представителей типичных окислителей и восстановителей в одну схему.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на четыре типа:
Рассмотрим каждую по отдельности.
Межмолекулярная ОВР — это реакция, окислитель и восстановитель которой являются различными веществами.
2KI + Br2 = 2KBr + I2, где Br2 — окислитель, а KI — восстановитель (за счёт I −1 ).
Внутримолекулярная ОВР — это реакция, в которой один атом является окислителем, а другой восстановителем в рамках одного соединения.
Пример такой окислительно-восстановительной реакции:
где Cl +5 — окислитель, а O −2 — восстановитель.
Термическое разложение нитратов — это внутримолекулярная ОВР. Вот схема разложения нитратов в зависимости от металла, входящего в состав соли.
Исключение — разложение нитрата железа (II): 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2. Здесь железо окисляется до +3 вопреки правилам. Иначе разлагается при нагревании и нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O.
Окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования — это реакция, в ходе которой один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем. Например, 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O, где N +3 переходит в N +5 , являясь восстановителем, и N +3 переходит в N +2 , являясь окислителем.
Окислительно-восстановительная реакция контрпропорционирования — это реакция, в которой атомы одного и того же химического элемента в разных степенях окисления входят в состав разных веществ, при этом образуя новые молекулы одного и того же продукта.
Основные правила составления ОВР
Подобрать среди исходных веществ окислитель и восстановитель, а также вещество, которое отвечает за среду — при необходимости. Для этого нужно расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.
Составить уравнение реакции и записать продукты реакции. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов, а для создания среды чаще всего используют серную кислоту. В кислой среде невозможно образование оснóвных оксидов и гидроксидов, так как они вступят в реакцию с кислотой. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.
Уравнять методом электронного баланса или методом полуреакций.
Составим алгоритм для уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Главное условие протекания ОВР — общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.
Определите атомы, которые меняют свои степени окисления в ходе реакции.
Выпишите, сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Если восстановителей несколько, выписываем все.
Найдите НОК для суммарно отданных/принятых электронов.
Расставьте первые полученные коэффициенты перед окислителем и одним или несколькими восстановителями.
Уравняйте все присутствующие металлы в уравнении реакции.
Уравняйте кислотные остатки.
Уравняйте водород — в обеих частях его должно быть одинаковое количество.
Металлы
В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.
Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.
Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.
Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.
Химические свойства металлов
В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.
1. Взаимодействуют с неметаллами:
а) кислородом (с образованием оксидов)
Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.
2Ca + O2 = 2CaO
Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия - надпероксид
2Na + O2 = Na2O2, К + О 2 = КО 2
а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:
Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.
3Fe + 2O2 = Fe3O4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe2O3)
2Zn + O2 = 2ZnO
2Cu + O2 = 2CuO
Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.
б) водородом (с образованием гидридов)
2Na + H2 = 2NaH
в) хлором (с образованием хлоридов)
2K + Cl2 = 2KCl
Mg + Cl2 = MgCl2
2Al + 3Cl2 =2AlCl3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
г) серой (с образованием сульфидов)
2Na + S = Na2S
Hg + S = HgS
2Al + 3S = Al2S3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):
Fe + S = FeS
д) азотом (с образованием нитридов)
2Al + N2 = 2AlN
2. Взаимодействуют со сложными веществами:
Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt
а) водой
Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
Магний взаимодействует с водой при кипячении.
Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.
Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.
б) растворами кислот
(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)
Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту
Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.
Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.
Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.
Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.
в) растворами солей
Для остальных металлов выполняется правило:
Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.
Cu + HgCl2 = Hg + CuCl2
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.
г) растворами щелочей
Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH) 4] + 3H2↑
д) с органическими веществами
Щелочные металлы со спиртами и фенолом.
Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А.Вюрца):
2CH2Cl + 2Na = C2H6(этан) + 2NaCl
Неметаллы
В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H2, F2, Cl2, Br2, I2), двойные (в молекулах О2), тройные (в молекулах N2) ковалентные связи.
Строение простых веществ – неметаллов:
1. молекулярное
При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н2, N2, O2, O3, F2, Cl2) или твердые вещества (I2, P4, S8) и лишь единственный бром (Br2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. атомное
Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (Bn, Сn, Sin, Ge n , Sen, Ten). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.
Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О2 и озон О3 и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.
Химические свойства неметаллов
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности. В ряду неметаллов
At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.
Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.
1. Окислительные свойства
а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)
2Na + S = Na2S (сульфид натрия)
3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)
б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:
2P + 5S = P2S5 (сульфид фосфора V)
Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:
в) в реакциях с некоторыми сложными веществами
Окислитель – кислород, реакции горения
Окислитель – хлор
2KI + Cl2 = 2KCl + I2
2. Восстановительные свойства
а) в реакциях с фтором
б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)
в) в реакциях со сложными веществами – окислителями
H2 + CuO = Cu + H2O
3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем
Cl2 + H2O = HCl + HClO
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Периодический закон
Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.
В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодическ ий закон звучал так: « Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы .» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.
Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома .
Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:
« Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов «.
Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.
Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом ( s -элементом), а заканчиваются благородным газом.
Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.
1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.
Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.
В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.
В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.
1) Li 2) Ca 3) Cs 4) N 5) S
Ответ: 154
1) Be 2) Ba 3) Mg 4) N 5) F
Ответ: 541
В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H + . Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H2 и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:
2Na + H2 → 2NaH
В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.
Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).
В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.
В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру .
Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные , или подгруппы А и побочные , или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:
В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.
В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.
У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.
Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.
Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).
Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!
О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?
Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.
2. Радиус атома
Рассмотрим, как меняется атомный радиус . Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.
Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.
Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .
Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.
Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.
Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.
Например , в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.
Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.
Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.
Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:
Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.
Например , в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.
В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.
В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.
В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.
В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.
1) O 2) Se 3) F 4) S 5) Na
Решение:
В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S.
В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142.
Ответ: 142
1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na
Решение:
В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.
В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.
Ответ: 243
1) Ca 2) P 3) N 4) О 5) Ti
p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О.
В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234.
Ответ: 234
Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов : катионов и анионов.
Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.
Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.
Например , радиус иона Na + меньше радиуса атома натрия Na:
Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.
Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.
Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.
Например , радиус иона Cl – больше радиуса атома хлора Cl.
Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.
Например : частицы Na + и F ‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na + меньше радиуса иона F ‒ .
3. Электроотрицательность
Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО).
Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.
По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).
В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.
В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.
1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti
Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.
Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.
Читайте также: