Wenn wir im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev eine Diagonale von Beryllium zu Astat zeichnen, befinden sich Metallelemente auf der Diagonale unten links (sie enthalten auch Elemente sekundärer Untergruppen, blau hervorgehoben) und oben rechts - nichtmetallische Elemente (gelb hervorgehoben). Elemente, die sich in der Nähe der Diagonale befinden - Halbmetalle oder Metalloide (B, Si, Ge, Sb usw.) haben einen doppelten Charakter (rosa hervorgehoben).
Wie aus der Abbildung ersichtlich ist, handelt es sich bei der überwiegenden Mehrheit der Elemente um Metalle.
Metalle sind ihrer chemischen Natur nach chemische Elemente, deren Atome Elektronen aus den äußeren oder voräußeren Energieebenen abgeben und so positiv geladene Ionen bilden.
Fast alle Metalle haben relativ große Radien und eine kleine Anzahl von Elektronen (von 1 bis 3) auf der äußeren Energieebene. Metalle zeichnen sich durch niedrige Elektronegativitätswerte und reduzierende Eigenschaften aus.
Die typischsten Metalle befinden sich zu Beginn der Periode (ab der zweiten), weiter von links nach rechts schwächen sich die metallischen Eigenschaften ab. In einer Gruppe von oben nach unten werden die metallischen Eigenschaften verbessert, da der Radius der Atome zunimmt (aufgrund einer Zunahme der Anzahl von Energieniveaus). Dies führt zu einer Abnahme der Elektronegativität (der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) der Elemente und einer Zunahme der reduzierenden Eigenschaften (der Fähigkeit, bei chemischen Reaktionen Elektronen an andere Atome abzugeben).
typisch Metalle sind s-Elemente (Elemente der IA-Gruppe von Li bis Fr. Elemente der PA-Gruppe von Mg bis Ra). Die allgemeine elektronische Formel ihrer Atome ist ns 1-2. Sie sind durch die Oxidationsstufen + I bzw. + II gekennzeichnet.
Die geringe Anzahl von Elektronen (1-2) im äußeren Energieniveau typischer Metallatome deutet auf einen leichten Verlust dieser Elektronen und die Manifestation starker Reduktionseigenschaften hin, die niedrige Elektronegativitätswerte widerspiegeln. Dies impliziert die begrenzten chemischen Eigenschaften und Verfahren zur Gewinnung typischer Metalle.
Ein charakteristisches Merkmal typischer Metalle ist die Tendenz ihrer Atome, Kationen und ionische chemische Bindungen mit Nichtmetallatomen zu bilden. Verbindungen typischer Metalle mit Nichtmetallen sind Ionenkristalle „Metallkationen, Anionen von Nichtmetallen“, zB K + Br – , Ca 2+ O 2– . Typische Metallkationen sind auch in Verbindungen mit komplexen Anionen enthalten - Hydroxide und Salze, zum Beispiel Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
Die Metalle der A-Gruppe, die die amphotere Diagonale im Be-Al-Ge-Sb-Po-Periodensystem bilden, sowie die ihnen benachbarten Metalle (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) weisen kein typisches Metall auf Eigenschaften. Die allgemeine elektronische Formel ihrer Atome ns 2 np 0-4 impliziert eine größere Vielfalt an Oxidationsstufen, eine größere Fähigkeit, eigene Elektronen zu halten, eine allmähliche Abnahme ihrer Reduktionsfähigkeit und das Auftreten einer Oxidationsfähigkeit, insbesondere in hohen Oxidationsstufen (typische Beispiele sind die Verbindungen Tl III, Pb IV, Bi v ). Ein ähnliches chemisches Verhalten ist auch für die meisten (d-Elemente, also Elemente der B-Gruppen des Periodensystems (typische Beispiele sind die amphoteren Elemente Cr und Zn) charakteristisch.
Diese Manifestation der Dualität (Amphoterität) von Eigenschaften, sowohl metallischer (basischer) als auch nichtmetallischer, ist auf die Natur der chemischen Bindung zurückzuführen. Verbindungen atypischer Metalle mit Nichtmetallen enthalten im festen Zustand überwiegend kovalente Bindungen (jedoch weniger stark als Bindungen zwischen Nichtmetallen). In Lösung werden diese Bindungen leicht aufgebrochen, und die Verbindungen dissoziieren (vollständig oder teilweise) in Ionen. Zum Beispiel besteht Galliummetall aus Ga 2 -Molekülen, im festen Zustand enthalten Aluminium- und Quecksilber (II) -Chloride AlCl 3 und HgCl 2 stark kovalente Bindungen, aber in einer Lösung dissoziiert AlCl 3 fast vollständig und HgCl 2 - zu einem sehr kleinen Ausmaß (und sogar dann in HgCl + und Cl - Ionen).
Allgemeine physikalische Eigenschaften von Metallen
Aufgrund des Vorhandenseins freier Elektronen ("Elektronengas") im Kristallgitter weisen alle Metalle folgende charakteristische allgemeine Eigenschaften auf:
1) Kunststoff- die Fähigkeit, die Form leicht zu ändern, sich zu einem Draht zu dehnen und zu dünnen Blättern zu rollen.
2) metallischer Schimmer und Opazität. Dies ist auf die Wechselwirkung freier Elektronen mit auf das Metall einfallendem Licht zurückzuführen.
3) Elektrische Leitfähigkeit. Sie wird durch die gerichtete Bewegung freier Elektronen vom Minus- zum Pluspol unter dem Einfluss einer kleinen Potentialdifferenz erklärt. Bei Erwärmung nimmt die elektrische Leitfähigkeit ab, weil. Mit steigender Temperatur nehmen die Schwingungen von Atomen und Ionen in den Knoten des Kristallgitters zu, was die gerichtete Bewegung des „Elektronengases“ erschwert.
4) Wärmeleitfähigkeit. Dies liegt an der hohen Beweglichkeit freier Elektronen, wodurch die Temperatur schnell durch die Masse des Metalls ausgeglichen wird. Die höchste Wärmeleitfähigkeit haben Wismut und Quecksilber.
5) Härte. Am härtesten ist Chrom (schneidet Glas); Die weichsten - Alkalimetalle - Kalium, Natrium, Rubidium und Cäsium - werden mit einem Messer geschnitten.
6) Dichte. Sie ist umso kleiner, je kleiner die Atommasse des Metalls und je größer der Radius des Atoms ist. Am leichtesten ist Lithium (ρ=0,53 g/cm3); das schwerste ist Osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g/cm3 gelten als „Leichtmetalle“.
7) Schmelz- und Siedepunkte. Das am leichtesten schmelzbare Metall ist Quecksilber (Schmp. = -39°C), das schwerste Metall ist Wolfram (T. = 3390°C). Metalle mit t°pl. über 1000°C gelten als feuerfest, darunter - niedriger Schmelzpunkt.
Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen
Starke Reduktionsmittel: Me 0 – nē → Me n +
Eine Reihe von Belastungen charakterisieren die vergleichbare Aktivität von Metallen bei Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen. 
I. Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen
1) Mit Sauerstoff:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Mit Schwefel:
Hg + S → HgS
3) Mit Halogenen:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Mit Stickstoff:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Mit Phosphor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Mit Wasserstoff (nur Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Reaktionen von Metallen mit Säuren
1) Metalle, die in der elektrochemischen Spannungsreihe bis H stehen, reduzieren nicht oxidierende Säuren zu Wasserstoff:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Bei oxidierenden Säuren:
Bei der Wechselwirkung von Salpetersäure beliebiger Konzentration und konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen Wasserstoff wird niemals freigesetzt! 
Zn + 2H 2 SO 4 (K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 (K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser
1) Aktive (Alkali- und Erdalkalimetalle) bilden eine lösliche Base (Alkali) und Wasserstoff:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Metalle mittlerer Aktivität werden durch Wasser beim Erhitzen zu Oxid oxidiert:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) - reagieren nicht.
IV. Verdrängung von weniger aktiven Metallen durch aktivere Metalle aus Lösungen ihrer Salze:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
In der Industrie werden oft nicht reine Metalle verwendet, sondern deren Mischungen - Legierungen bei dem die vorteilhaften Eigenschaften eines Metalls durch die vorteilhaften Eigenschaften eines anderen ergänzt werden. So hat Kupfer eine geringe Härte und ist für die Herstellung von Maschinenteilen wenig geeignet, während Legierungen von Kupfer mit Zink ( Messing) sind schon recht hart und im Maschinenbau weit verbreitet. Aluminium hat eine hohe Duktilität und ausreichende Leichtigkeit (geringe Dichte), ist aber zu weich. Auf seiner Basis wird eine Legierung mit Magnesium, Kupfer und Mangan hergestellt - Duraluminium (Duralumin), das, ohne die nützlichen Eigenschaften von Aluminium zu verlieren, eine hohe Härte erlangt und sich für die Flugzeugindustrie eignet. Legierungen von Eisen mit Kohlenstoff (und Zusätzen anderer Metalle) sind weithin bekannt Gusseisen und Stahl.
Metalle in freier Form sind Reduktionsmittel. Die Reaktivität einiger Metalle ist jedoch gering, da sie mit bedeckt sind Oberflächenoxidfilm, in unterschiedlichem Maße beständig gegen die Einwirkung von chemischen Reagenzien wie Wasser, Lösungen von Säuren und Laugen.
Beispielsweise ist Blei immer mit einem Oxidfilm bedeckt, sein Übergang in Lösung erfordert nicht nur die Einwirkung eines Reagenz (z. B. verdünnte Salpetersäure), sondern auch Erhitzen. Der Oxidfilm auf Aluminium verhindert dessen Reaktion mit Wasser, wird aber unter Einwirkung von Säuren und Laugen zerstört. Loser Oxidfilm (Rost), das an der Oberfläche von Eisen in feuchter Luft gebildet wird, stört die weitere Oxidation von Eisen nicht.
Unter dem Einfluss konzentriert Auf Metallen bilden sich Säuren nachhaltig Oxidfilm. Dieses Phänomen heißt Passivierung. Also konzentriert Schwefelsäure passiviert (und dann nicht mit Säure reagieren) solche Metalle wie Be, Bi, Co, Fe, Mg und Nb, und in konzentrierter Salpetersäure - Metalle A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th und U.
Bei der Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln in sauren Lösungen verwandeln sich die meisten Metalle in Kationen, deren Ladung durch den stabilen Oxidationszustand eines bestimmten Elements in Verbindungen (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ und Fe 3) bestimmt wird +)
Die Reduktionsaktivität von Metallen in saurer Lösung wird durch eine Reihe von Spannungen übertragen. Die meisten Metalle werden mit Salzsäure und verdünnter Schwefelsäure in Lösung gebracht, aber Cu, Ag und Hg - nur mit Schwefelsäure (konzentriert) und Salpetersäure, und Pt und Au - mit Königswasser.
Korrosion von Metallen
Eine unerwünschte chemische Eigenschaft von Metallen ist ihre aktive Zerstörung (Oxidation) bei Kontakt mit Wasser und unter dem Einfluss von darin gelöstem Sauerstoff (Sauerstoffkorrosion). Beispielsweise ist die Korrosion von Eisenprodukten in Wasser weithin bekannt, wodurch sich Rost bildet und die Produkte zu Pulver zerfallen.
Die Korrosion von Metallen erfolgt in Wasser auch aufgrund des Vorhandenseins von gelösten CO 2 - und SO 2 -Gasen; es entsteht eine saure Umgebung und H + -Kationen werden durch aktive Metalle in Form von Wasserstoff H 2 ( Wasserstoffkorrosion).
Die Kontaktstelle zwischen zwei unterschiedlichen Metallen kann besonders korrosiv sein ( Kontaktkorrosion). Zwischen einem Metall wie Fe und einem anderen Metall wie Sn oder Cu, die in Wasser eingebracht werden, tritt ein galvanisches Paar auf. Der Elektronenfluss geht vom aktiveren Metall, das in der Spannungsreihe links liegt (Re), zum weniger aktiven Metall (Sn, Cu), und das aktivere Metall wird zerstört (korrodiert).
Aus diesem Grund rostet die verzinnte Oberfläche von Dosen (verzinntes Eisen), wenn sie in feuchter Atmosphäre gelagert und nachlässig behandelt werden (Eisen bricht schnell zusammen, nachdem selbst ein kleiner Kratzer sichtbar ist, wodurch Eisen mit Feuchtigkeit in Kontakt kommt). Im Gegenteil, die verzinkte Oberfläche eines Eiseneimers rostet lange nicht, denn selbst bei Kratzern korrodiert nicht Eisen, sondern Zink (ein aktiveres Metall als Eisen).
Die Korrosionsbeständigkeit für ein bestimmtes Metall wird verbessert, wenn es mit einem aktiveren Metall beschichtet oder geschmolzen wird; Beispielsweise verhindert das Beschichten von Eisen mit Chrom oder das Herstellen einer Legierung von Eisen mit Chrom die Korrosion von Eisen. Verchromtes Eisen und chromhaltiger Stahl ( Edelstahl) haben eine hohe Korrosionsbeständigkeit.
Elektrometallurgie, d.h. Gewinnung von Metallen durch Elektrolyse von Schmelzen (für die aktivsten Metalle) oder Salzlösungen;
Pyrometallurgie, d. h. die Rückgewinnung von Metallen aus Erzen bei hoher Temperatur (z. B. die Herstellung von Eisen im Hochofenprozess);
Hydrometallurgie, d. h. die Isolierung von Metallen aus Lösungen ihrer Salze durch aktivere Metalle (z. B. die Herstellung von Kupfer aus einer CuSO 4 -Lösung durch Einwirkung von Zink, Eisen oder Aluminium).
Natürliche Metalle kommen manchmal in der Natur vor (typische Beispiele sind Ag, Au, Pt, Hg), aber häufiger liegen Metalle in Form von Verbindungen vor ( Metallerze). Durch die Verbreitung in der Erdkruste unterscheiden sich Metalle: von den häufigsten - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) bis zu den seltensten - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Nichtmetalle sind chemische Elemente, die typische nichtmetallische Eigenschaften haben und in der oberen rechten Ecke des Periodensystems angesiedelt sind. Welche Eigenschaften besitzen diese Elemente und womit reagieren Nichtmetalle?
Nichtmetalle: Allgemeine Eigenschaften
Nichtmetalle unterscheiden sich von Metallen dadurch, dass sie mehr Elektronen in ihrem äußeren Energieniveau haben. Daher sind ihre oxidierenden Eigenschaften ausgeprägter als die von Metallen. Nichtmetalle zeichnen sich durch hohe Elektronegativitätswerte und ein hohes Reduktionspotential aus.
Nichtmetalle sind chemische Elemente, die sich in einem gasförmigen, flüssigen oder festen Aggregatzustand befinden. So sind zB Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Chlor, Wasserstoff Gase; Jod, Schwefel, Phosphor - fest; Brom ist eine Flüssigkeit (bei Raumtemperatur). Insgesamt gibt es 22 Nichtmetalle.
Reis. 1. Nichtmetalle - Gase, Feststoffe, Flüssigkeiten.
Mit zunehmender Ladung des Atomkerns wird ein Muster von Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente von metallisch zu nichtmetallisch beobachtet.
Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen
Die Wasserstoffeigenschaften von Nichtmetallen sind hauptsächlich flüchtige Verbindungen, die in wässrigen Lösungen sauer sind. Sie haben molekulare Strukturen sowie eine kovalente polare Bindung. Einige, wie Wasser, Ammoniak oder Fluorwasserstoff, bilden Wasserstoffbrückenbindungen. Verbindungen entstehen durch die direkte Wechselwirkung von Nichtmetallen mit Wasserstoff. Beispiel:
S + H 2 \u003d H 2 S (bis zu 350 Grad wird das Gleichgewicht nach rechts verschoben)
Alle Wasserstoffverbindungen haben reduzierende Eigenschaften, wobei ihre Reduktionskraft in einer Periode von rechts nach links und in einer Gruppe von oben nach unten zunimmt. Schwefelwasserstoff verbrennt also mit viel Sauerstoff:
2H 2 S + 3O 3 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O + 1158 kJ.
Oxidation kann anders verlaufen. So wird eine wässrige Lösung von Schwefelwasserstoff bereits in Luft durch die Bildung von Schwefel trübe:
H 2 S + 3O 2 \u003d 2S + 2H 2 O
Verbindungen von Nichtmetallen mit Sauerstoff sind in der Regel Säureoxide, die sauerstoffhaltigen Säuren (Oxosäuren) entsprechen. Die Struktur von Oxiden typischer Nichtmetalle ist molekular.
Je höher die Oxidationsstufe des Nichtmetalls, desto stärker die entsprechende sauerstoffhaltige Säure. Chlor interagiert also nicht direkt mit Sauerstoff, sondern bildet eine Reihe von Oxosäuren, die Oxiden, Anhydriden dieser Säuren entsprechen.
Die bekanntesten Salze dieser Säuren sind Bleichmittel CaOCl 2 (Mischsalz aus hypochloriger und Salzsäure), Berthollet-Salz KClO 3 (Kaliumchlorat).
Stickstoff in Oxiden weist positive Oxidationsstufen +1, +2, +3, +4, +5 auf. Die ersten beiden Oxide N 2 O und NO bilden keine Salze und sind Gase. N 2 O 3 (Stickstoffmonoxid III) - ist ein Anhydrid der salpetrigen Säure HNO 2. Stickoxid IV - braunes Gas NO 2 - ein Gas, das sich gut in Wasser löst und zwei Säuren bildet. Dieser Vorgang kann durch die Gleichung ausgedrückt werden:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 (Salpetersäure) + HNO 2 (salpetrige Säure) - Redox-Disproportionierungsreaktion
Reis. 2. Salpetrige Säure.
Salpetersäureanhydrid N 2 O 5 ist eine weiße kristalline Substanz, die leicht in Wasser löslich ist. Beispiel:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
Salze der Salpetersäure werden Salpeter genannt, sie sind wasserlöslich. Kalium-, Calcium- und Natriumsalze werden zur Herstellung von Stickstoffdüngemitteln verwendet.
Phosphor bildet Oxide mit den Oxidationsstufen +3 und +5. Das stabilste Oxid ist Phosphorsäureanhydrid P 2 O 5 , das ein Molekülgitter mit P 4 O 10 -Dimeren an seinen Knoten bildet. Als Phosphatdünger werden Salze der Phosphorsäure verwendet, beispielsweise Ammophos NH 4 H 2 PO 4 (Ammoniumdihydrogenphosphat).
Anordnungstabelle der Nichtmetalle
| Gruppe | ich | III | IV | v | VI | VII | VIII |
| Erste Periode | H | Er | |||||
| Zweite Periode | B | C | N | Ö | F | Nein | |
| Dritte Periode | Si | P | S | Kl | Ar | ||
| Die vierte Periode | Als | Se | Br | kr | |||
| Fünfte Periode | Te | ich | Xe | ||||
| Sechste Periode | Beim | Rn |
Wenn die meisten Metallelemente mit Ausnahme von Kupfer und Gold nicht gefärbt sind, haben fast alle Nichtmetalle ihre eigene Farbe: Fluor - orange-gelb, Chlor - grünlich-gelb, Brom - ziegelrot, Jod - lila, Schwefel - gelb, Phosphor kann weiß, rot und schwarz sein, und flüssiger Sauerstoff - blau.
Alle Nichtmetalle leiten keine Wärme und keinen elektrischen Strom, da sie keine freien Ladungsträger haben - Elektronen, sie werden alle zur Bildung chemischer Bindungen verwendet. Nichtmetallische Kristalle sind unplastisch und spröde, da jede Verformung zur Zerstörung chemischer Bindungen führt. Die meisten Nichtmetalle haben keinen metallischen Glanz.
Die physikalischen Eigenschaften von Nichtmetallen sind vielfältig und auf unterschiedliche Arten von Kristallgittern zurückzuführen.
1.4.1 Allotropie
ALLOTROPIE - das Vorhandensein chemischer Elemente in zwei oder mehr molekularen oder kristallinen Formen. Beispielsweise sind Allotrope gewöhnlicher Sauerstoff O 2 und Ozon O 3; in diesem Fall ist Allotropie auf die Bildung von Molekülen mit unterschiedlicher Anzahl von Atomen zurückzuführen. Am häufigsten ist Allotropie mit der Bildung von Kristallen verschiedener Modifikationen verbunden. Kohlenstoff existiert in zwei unterschiedlichen kristallinen allotropen Formen: Diamant und Graphit. Früher glaubte man, dass die sog. amorphe Formen von Kohlenstoff, Holzkohle und Ruß, sind auch seine allotropen Modifikationen, aber es stellte sich heraus, dass sie die gleiche kristalline Struktur wie Graphit haben. Schwefel kommt in zwei kristallinen Modifikationen vor: rhombisch (a-S) und monoklin (b-S); mindestens drei seiner nicht-kristallinen Formen sind bekannt: l-S, m-S und Violett. Für Phosphor wurden weiße und rote Modifikationen gut untersucht, schwarzer Phosphor wurde ebenfalls beschrieben; Bei Temperaturen unter -77 ° C gibt es eine andere Art von weißem Phosphor. Es wurden allotrope Modifikationen von As, Sn, Sb, Se und bei hohen Temperaturen von Eisen und vielen anderen Elementen gefunden.
1.5. Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen
Nichtmetallische chemische Elemente können je nach chemischer Umwandlung, an der sie teilnehmen, sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen.
Die Atome des elektronegativsten Elements - Fluor - können keine Elektronen abgeben, es zeigt immer nur oxidierende Eigenschaften, andere Elemente können auch reduzierende Eigenschaften haben, wenn auch in viel geringerem Maße als Metalle. Die stärksten Oxidationsmittel sind Fluor, Sauerstoff und Chlor, Wasserstoff, Bor, Kohlenstoff, Silizium, Phosphor, Arsen und Tellur haben überwiegend reduzierende Eigenschaften. Zwischenredoxeigenschaften haben Stickstoff, Schwefel, Jod.
Interaktion mit einfachen Substanzen
Wechselwirkung mit Metallen:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl,
6 Li + N 2 \u003d 2 Li 3 N,
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
In diesen Fällen zeigen Nichtmetalle oxidierende Eigenschaften, sie nehmen Elektronen auf und bilden negativ geladene Teilchen.
Wechselwirkung mit anderen Nichtmetallen:
Bei der Wechselwirkung mit Wasserstoff weisen die meisten Nichtmetalle oxidierende Eigenschaften auf und bilden flüchtige Wasserstoffverbindungen - kovalente Hydride:
3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3,
H2 + Br2 = 2HBr;
In Wechselwirkung mit Sauerstoff zeigen alle Nichtmetalle außer Fluor reduzierende Eigenschaften:
S + O 2 \u003d SO 2,
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5;
Bei der Wechselwirkung mit Fluor ist Fluor ein Oxidationsmittel und Sauerstoff ein Reduktionsmittel:
2F 2 + O 2 \u003d 2OF 2;
Nichtmetalle interagieren miteinander, ein elektronegativeres Metall spielt die Rolle eines Oxidationsmittels, ein weniger elektronegatives - die Rolle eines Reduktionsmittels:
S + 3F 2 \u003d SF 6,
BENUTZEN. CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON NICHTMETALLENCHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON WASSERSTOFF
1. MIT METALLEN
(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → bildet mit Alkali- und Erdalkalimetallen beim Erhitzen feste instabile Substanzen Hydride, andere Metalle reagieren nicht.
2K + H₂ = 2KH (Kaliumhydrid)
Ca + H₂ = CaH₂
2. MIT NICHTMETALLEN
mit Sauerstoff, Halogenen unter normalen Bedingungen reagiert es beim Erhitzen mit Phosphor, Silizium und Kohlenstoff, mit Stickstoff unter Druck und einem Katalysator.
2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl
3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H₂ + S = H₂S
3. INTERAKTION MIT WASSER
Reagiert nicht mit Wasser
4. WECHSELWIRKUNG MIT OXIDEN
Reduziert Oxide von Metallen (inaktiv) und Nichtmetallen zu einfachen Substanzen:
CuO + H₂ = Cu + H₂O 2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O
SiO₂ + H₂ = Si + H₂O
5. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN
Reagiert nicht mit Säuren
6. WECHSELWIRKUNG MIT ALKALI
Reagiert nicht mit Alkalien
7. WECHSELWIRKUNG MIT SALZ
Stellt inaktive Metalle aus Salzen wieder her
CuCl&sub2; + H&sub2; = Cu + 2 HCl
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON SAUERSTOFF
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLEN
Mit Alkalimetallen unter normalen Bedingungen - Oxide und Peroxide (Lithium - Oxid, Natrium - Peroxid, Kalium, Cäsium, Rubidium - Superoxid
4Li + O2 = 2Li2O (Oxid)
2Na + O2 = Na2O2 (Peroxid)
K+O2=KO2 (Superoxid)
Mit den übrigen Metallen der Hauptnebengruppen bildet es unter normalen Bedingungen Oxide mit einer Oxidationsstufe gleich der Gruppenzahl
2 Mita+O2=2MitaO
4Al + O2 = 2Al2O3
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLEN
Mit Metallen sekundärer Nebengruppen bildet es unter normalen Bedingungen und beim Erhitzen Oxide verschiedener Oxidationsgrade und mit Eisen EisenzunderFe3 Ö4 ( FeO∙ Fe2 Ö3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (rot);
2Cu + O&sub2; = 2Cu&spplus;²O (schwarz); 2Zn + O₂ = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
bildet Oxide - oft in einem mittleren Oxidationszustand
C + Ö₂(ex)=CO₂; C+ Ö₂ (Woche) =CO
S + O₂ = SO₂N₂ + O₂ = 2NO - Q
3. INTERAKTION MIT WASSER
Reagiert nicht mit Wasser
4. WECHSELWIRKUNG MIT OXIDEN
Oxidiert niedere Oxide zu Oxiden mit einer höheren Oxidationsstufe
Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2
5. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN
Wasserfreie anoxische Säuren (binäre Verbindungen) brennen in einer Sauerstoffatmosphäre
2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Bei sauerstoffhaltigem erhöht es den Oxidationsgrad des Nichtmetalls.
2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3
6. INTERAKTION MIT BASEN
Oxidiert instabile Hydroxide in wässrigen Lösungen zu einer höheren Oxidationsstufe
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
7. WECHSELWIRKUNG MIT SALZ UND BINÄREN VERBINDUNGEN
Tritt in Verbrennungsreaktionen ein.
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
katalytische Oxidation
NH3 + O2 = NO + H2O
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN DER HALOGE
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLEN
Mit alkalischen unter normalen Bedingungen, mitF, Kl, Brentzünden:
2 N / A + Kl2 = 2 NaCl(Chlorid)
Erdalkali und Aluminium reagieren unter normalen Bedingungen:
Mita+Cl2=MitaCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Metalle sekundärer Nebengruppen bei erhöhten Temperaturen
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (es gibt kein Kupfer(II)iodid!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 Eisen(III)chlorid
Fluor reagiert mit Metallen (oft explosiv), einschließlich Gold und Platin.
2Au + 3F&sub2; = 2AuF
2. WECHSELWIRKUNG MIT NICHTMETALLEN
Sie interagieren nicht direkt mit Sauerstoff (außer F₂), sie reagieren mit Schwefel, Phosphor, Silizium. Die chemische Aktivität von Brom und Jod ist weniger ausgeprägt als die von Fluor und Chlor:
H2 +F2 = 2NF ; Si + 2 F2 = SiF4.; 2 P + 3 Kl2 = 2 P⁺³ Kl3; 2 P + 5 Kl2 = 2 P⁺⁵ Kl5; S + 3 F2 = S⁺⁶ F6;
S + Cl2 = S⁺²Cl2
F₂
Reagiert mit Sauerstoff:F2 + Ö2 = Ö⁺² F2
Reagiert mit anderen Halogenen:Kl₂ + F₂ = 2 Kl⁺¹ F¯¹
Reagiert auch mit Edelgasen 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.
3. INTERAKTION MIT WASSER
Fluor bildet unter Normalbedingungen Flusssäure + + O₂
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Chlor bildet bei steigender Temperatur Salzsäure + O₂,
2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂
bei n.o. - "Chlorwasser"
Сl2 + Н2О ↔ НCl + НClO (Salz- und Hypochlorsäure)
Brom bildet unter normalen Bedingungen „Bromwasser“
Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (Bromwasserstoffsäure und unterbromige Säure
Jod → keine Reaktion
I2 + H₂O ≠
5. WECHSELWIRKUNG MIT OXIDEN
Nur Fluor F₂ REAGIERT, verdrängt Sauerstoff aus dem Oxid und bildet Fluoride
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰
6. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN.
reagieren mit sauerstofffreien Säuren und verdrängen weniger aktive Nichtmetalle.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
7. WECHSELWIRKUNG MIT ALKALI
Fluor bildet Fluorid + Sauerstoff und Wasser
2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O
Chlor bildet beim Erhitzen Chlorid, Chlorat und Wasser.
3 Kl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ Ö3 + 3 H2 Ö
In der Kälte Chlorid, Hypochlorat und Wasser, mit Calciumhydroxid bleichen und Wasser
Cl2 + 2KOH-(kalt)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O
Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2 (Bleiche – Mischung aus Chlorid, Hypochlorit und Hydroxid) + H2O
Brom beim Erhitzen → Bromid, Bromat und Wasser
3Br2 + 6KOH = 5KBr¯¹ + KBr⁺⁵O3 + 3H2O
Jod beim Erhitzen → Jodid, Jodat und Wasser
3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O
9. WECHSELWIRKUNG MIT SALZ
Verdrängung weniger aktiver Halogene aus Salzen
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2KBr + J2≠
Nichtmetalle in Salzen zu einer höheren Oxidationsstufe oxidieren
2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹
Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON SCHWEFEL
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLENreagiert beim Erhitzen auch mit Alkalimetallen, mit Quecksilber unter normalen Bedingungen: mit Schwefel - Sulfiden:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2. WECHSELWIRKUNG MIT NICHTMETALLEN
Beim Erhitzen mit WasserstoffcSauerstoff (Schwefeldioxid)cHalogene (außer Jod), mit Kohlenstoff, Stickstoff und Silizium und reagiert nicht
S + Cl&sub2; = S&spplus;²Cl&sub2;; S + O₂ = S⁺⁴O₂
H₂ + S = H₂S¯² ; 2P + 3S = P₂S₃¯²
Mit+ 3S = CS₂¯²
MIT WASSER, OXIDE, SALZ
REAGIERT NICHT
3. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN
Wird durch Schwefelsäure beim Erhitzen zu Schwefeldioxid und Wasser oxidiert
2H2SO4 (Konz) = 2H2O + 3S⁺⁴O2
Salpetersäure beim Erhitzen zu Schwefelsäure, Stickoxid (+4) und Wasser
S + 6HNO3(Konz) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O
4. WECHSELWIRKUNG MIT ALKALI
Bildet beim Erhitzen Sulfit, Sulfid + Wasser
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON STICKSTOFF
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLENReaktionen laufen beim Erhitzen ab (Ausnahme: Lithium mit Stickstoff unter Normalbedingungen):
Mit Stickstoff - Nitride
6Li + N2 = 3Li2N (Lithiumnitrid) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (Magnesiumnitrid) 2Cr + N2 = 2CrN
Eisen in diesen Verbindungen hat eine Oxidationsstufe von +2
2. WECHSELWIRKUNG MIT NICHTMETALLEN
(aufgrund der Dreifachbindung ist Stickstoff sehr inaktiv). Unter normalen Bedingungen reagiert es nicht mit Sauerstoff. Reagiert mit Sauerstoff nur bei hohen Temperaturen (Lichtbogen) in der Natur - während eines Gewitters
N2+O2=2NO (Email. Bogen, 3000 0C)
Mit Wasserstoff bei hohem Druck, erhöhter Temperatur und in Gegenwart eines Katalysators:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
MIT WASSER, OXIDEN, SÄUREN, ALKALEN UND SALZ
REAGIERT NICHT
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON PHOSPHOR
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLEN
Reaktionen laufen ab, wenn sie mit Phosphor-Phosphiden erhitzt werden
3Ca + 2P = K3P2, Eisen in diesen Verbindungen hat eine Oxidationsstufe von +2
2. WECHSELWIRKUNG MIT NICHTMETALLEN
Verbrennung in Sauerstoff
4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃
Mit Halogenen und Schwefel beim Erhitzen
2P + 3Cl₂ = 2P⁺³Cl₃ 2P + 5Cl₂ = 2P⁺⁵Cl₅; 2P + 5S = P&sub2;&spplus;&sup5;S&sub5;
Interagiert nicht direkt mit Wasserstoff, Kohlenstoff, Silizium
MIT WASSER UND OXIDEN
REAGIERT NICHT
3. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN
Mit konzentrierter Salpetersäure Stickstoffmonoxid (+4), mit verdünnter Stickstoffmonoxid (+2) und Phosphorsäure
3P + 5HNO&sub3; (konz.) = 3H&sub3;PO&sub4; + 5N&spplus;&sup4;O&sub2;
3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5N⁺²O
Mit konzentrierter Schwefelsäure entstehen Phosphorsäure, Schwefeloxid (+4) und Wasser
3P + 5H&sub2;SO&sub4; (konz.) = 3H&sub3;PO&sub4; + 5S&spplus;&sup4;O&sub2; + 2H&sub2;O
4. WECHSELWIRKUNG MIT ALKALI
Bildet mit Laugen Phosphin und Hypophosphit
4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3NaH 2 P ⁺1Ö 2
5. WECHSELWIRKUNG MIT SALZ
5. WECHSELWIRKUNG MIT SALZ
Mit starken Oxidationsmitteln, die reduzierende Eigenschaften aufweisen
3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON KOHLENSTOFF
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLEN
Beim Erhitzen finden Reaktionen statt
Metalle - d-Elemente bilden mit Kohlenstoffverbindungen nichtstöchiometrischer Zusammensetzung wie feste Lösungen: WC, ZnC, TiC - werden verwendet, um superharte Stähle zu erhalten
mit Kohlenstoffkarbiden 2Li + 2C = Li2C2,
Ca + 2C = CaC2
2. WECHSELWIRKUNG MIT NICHTMETALLEN
Von den Halogenen reagiert es direkt nur mit Fluor, mit dem Rest beim Erhitzen.
С + 2F₂ = CF₄.
Wechselwirkung mit Sauerstoff:
2C + O₂ (Mangel) \u003d 2C⁺²O (Kohlenmonoxid),
С + О₂(ex) = С⁺⁴О₂(Kohlendioxid).
Wechselwirkung mit anderen Nichtmetallen bei erhöhter Temperatur, keine Wechselwirkung mit Phosphor
C + Si = SiC¯&sup4;; C + N₂ = C₂⁺⁴N₂;
C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ; C + 2S = C⁺⁴S₂;
3. INTERAKTION MIT WASSER
Beim Durchgang von Wasserdampf durch heiße Kohle entstehen Kohlenmonoxid und Wasserstoff (Synthesegas
C + H₂O = CO + H₂
4. WECHSELWIRKUNG MIT OXIDEN
KOHLENSTOFF REDUZIERT METALLE UND NICHTMETALLE BEI ERHITZUNG VON OXIDEN ZU EINER EINFACHEN SUBSTANZ (CARBOTHERMIE), verringert den Oxidationsgrad von Kohlendioxid
2ZnO + C = 2Zn + CO; 4Mit+ Fe&sub3;O&sub4; = 3Fe + 4CO;
+ C = 2P + 5CO; 2Mit+ SiO₂ = Si + 2CO;
Mit+ C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O
5. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN
Oxidiert durch konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure zu Kohlendioxid
C + 2H 2 SO 4 (konz.) = C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (konz.) = C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O.
MIT ALKALI UND SALZ
REAGIERT NICHT
CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON SILIKON
1. WECHSELWIRKUNG MIT METALLEN
Beim Erhitzen laufen Reaktionen ab: Aktive Metalle reagieren mit Siliziumsiliziden
4Cs + Si = Cs4Si,
1. WECHSELWIRKUNG MIT NICHTMETALLEN
Von Halogenen direkt nur mit Fluor.
Reagiert beim Erhitzen mit Chlor
Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O₂ = SiO₂; Si+C=SiC; 3Si + 2N&sub2; = Si&sub3;N;
Interagiert nicht mit Wasserstoff
3. WECHSELWIRKUNG MIT SÄUREN
reagiert nur mit einer Mischung aus Fluss- und Salpetersäure unter Bildung von Hexafluorkieselsäure
3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O
Wechselwirkung mit Halogenwasserstoffen (dies sind keine Säuren) - verdrängt Wasserstoff, Siliziumhalogenide und Wasserstoff werden gebildet
Reagiert unter normalen Bedingungen mit Fluorwasserstoff.
Si + 4HF = SiF&sub4; + 2H&sub2;
4. WECHSELWIRKUNG MIT ALKALI
Es löst sich beim Erhitzen in Alkalien auf und bildet Silikat und Wasserstoff:
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂
Vortrag 24
Nichtmetalle.
Vorlesungsplan:
Nichtmetalle sind einfache Stoffe
Die Stellung der Nichtmetalle im Periodensystem
Die Zahl der nichtmetallischen Elemente ist viel geringer als die der Metallelemente Zehn chemische Elemente (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) haben typische nichtmetallische Eigenschaften. Sechs Elemente, die üblicherweise als Nichtmetalle bezeichnet werden, weisen duale (sowohl metallische als auch nichtmetallische) Eigenschaften auf (B, Si, As, Se, Te, At). Und 6 weitere Elemente wurden kürzlich in die Liste der Nichtmetalle aufgenommen. Dies sind die sogenannten Edelgase (oder Inertgase) (He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn). Daher werden 22 der bekannten chemischen Elemente normalerweise als Nichtmetalle klassifiziert.
Oberhalb der Bor-Astat-Diagonalen befinden sich Elemente, die im Periodensystem nichtmetallische Eigenschaften aufweisen (Abb. 26).
Die Atome der meisten Nichtmetalle haben im Gegensatz zu Metallatomen eine große Anzahl von Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht - von 4 bis 8. Ausnahmen sind die Atome von Wasserstoff, Helium und Bor, die 1, 2 und 3 Elektronen haben die äußere Ebene bzw.
Unter den Nichtmetallen gehören nur zwei Elemente - Wasserstoff (1s 1) und Helium (1s 2) zur s-Familie, alle anderen gehören dazu R-Familie .
Atome typischer Nichtmetalle (A) zeichnen sich durch eine hohe Elektronegativität und eine hohe Elektronenaffinität aus, was ihre Fähigkeit bestimmt, mit den elektronischen Konfigurationen der entsprechenden Edelgase negativ geladene Ionen zu bilden:
A 0 + nê → A n -
Diese Ionen sind Teil ionischer Verbindungen von Nichtmetallen mit typischen Metallen. Auch Nichtmetalle haben in kovalenten Verbindungen mit anderen weniger elektronegativen Nichtmetallen (insbesondere mit Wasserstoff) negative Oxidationsstufen.
Atome von Nichtmetallen in kovalenten Verbindungen mit elektronegativeren Nichtmetallen (insbesondere mit Sauerstoff) haben positive Oxidationsstufen. Höchste positive Oxidationsstufe eines Nichtmetalls, allgemein, gleich Gruppennummer in dem es sich befindet.
Nichtmetalle sind einfache Stoffe
Trotz der geringen Anzahl nichtmetallischer Elemente ist ihre Rolle und Bedeutung sowohl auf der Erde als auch im Weltraum enorm. 99 % der Masse der Sonne und anderer Sterne sind die Nichtmetalle Wasserstoff und Helium. Die Lufthülle der Erde besteht aus Nichtmetallatomen - Stickstoff, Sauerstoff und Edelgasen. Die Hydrosphäre der Erde wird von einer der wichtigsten Substanzen für das Leben gebildet - Wasser, dessen Moleküle aus den Nichtmetallen Wasserstoff und Sauerstoff bestehen. In lebender Materie überwiegen 6 Nichtmetalle - Kohlenstoff, Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff, Phosphor, Schwefel.
Nichtmetallische Stoffe liegen unter normalen Bedingungen in unterschiedlichen Aggregatzuständen vor:
1) Gase: Wasserstoff H 2, Sauerstoff O 2, Stickstoff N 2, Fluor F 2, Chlor C1 2, Inertgase: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn
2) Flüssigkeit: Brom Br 2
3) feste Substanzen Jod I 2, Kohlenstoff C, Silizium Si, Schwefel S, Phosphor P usw.
Sieben nichtmetallische Elemente bilden einfache Substanzen, die in Form von zweiatomigen Molekülen E 2 (Wasserstoff H 2, Sauerstoff O 2, Stickstoff N 2, Fluor F 2, Chlor C1 2, Brom Br 2, Jod I 2) existieren.
Da es im Kristallgitter von Nichtmetallen keine freien Elektronen zwischen Atomen gibt, unterscheiden sie sich in den physikalischen Eigenschaften von Metallen:
¾ haben keinen Glanz;
¾ zerbrechlich, haben unterschiedliche Härte;
¾ Wärme und Strom schlecht leiten.
Nichtmetallische Feststoffe sind in Wasser praktisch unlöslich; gasförmiges O 2 , N 2 , H 2 und Halogene haben eine sehr geringe Löslichkeit in Wasser.
Eine Reihe von Nichtmetallen wird charakterisiert Allotropie- das Phänomen der Existenz eines Elements in Form mehrerer einfacher Substanzen. Allotrope Modifikationen sind bekannt für Sauerstoff (Sauerstoff O 2 und Ozon O 3), Schwefel (rhombisch, monoklin und plastisch), Phosphor (weiß, rot und schwarz), Kohlenstoff (Graphit, Diamant und Karabiner usw.), Silizium (kristallin u amorph).
Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen
Entsprechend der chemischen Aktivität unterscheiden sich Nichtmetalle deutlich voneinander. So treten Stickstoff und Edelgase nur unter sehr rauen Bedingungen (hoher Druck und hohe Temperatur, Anwesenheit eines Katalysators) in chemische Reaktionen ein.
Die reaktivsten Nichtmetalle sind Halogene, Wasserstoff und Sauerstoff. Schwefel, Phosphor und insbesondere Kohlenstoff und Silizium sind nur bei erhöhten Temperaturen reaktiv.
Nichtmetalle zeigen in chemischen Reaktionen sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften. Das höchste Oxidationsvermögen ist charakteristisch für Halogene und Sauerstoff. Bei Nichtmetallen wie Wasserstoff, Kohlenstoff, Silizium überwiegen reduzierende Eigenschaften.
I. Oxidierende Eigenschaften von Nichtmetallen:
1. Wechselwirkung mit Metallen. In diesem Fall werden binäre Verbindungen gebildet: mit Sauerstoff - Oxiden, mit Wasserstoff - Hydriden, Stickstoff - Nitriden, Halogenen - Halogeniden usw.:
2Cu + O 2 → 2CuO
2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3
2. Wechselwirkung mit Wasserstoff. Nichtmetalle wirken auch als Oxidationsmittel bei Reaktionen mit Wasserstoff und bilden flüchtige Wasserstoffverbindungen:
H 2 + C1 2 → 2HC1
N 2 + 3H 2 → t, p, Kat. 2NH3
3. Wechselwirkung mit Nichtmetallen. Nichtmetalle zeigen auch bei Reaktionen mit weniger elektronegativen Nichtmetallen oxidierende Eigenschaften:
2P + 5C1 2 → 2PC1 5 ;
C + 2S → CS 2 .
4. Wechselwirkung mit komplexen Stoffen. Die oxidierenden Eigenschaften von Nichtmetallen können sich auch in Reaktionen mit komplexen Substanzen manifestieren. Zum Beispiel brennt Wasser in einer Fluoratmosphäre:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.
II. Reduzierende Eigenschaften von Nichtmetallen
1. Wechselwirkung mit Nichtmetallen. Nichtmetalle können gegenüber Nichtmetallen mit größerer Elektronegativität, vor allem gegenüber Fluor und Sauerstoff, reduzierende Eigenschaften aufweisen:
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;
N 2 + O 2 → 2NO
2. Wechselwirkung mit komplexen Substanzen. Einige Nichtmetalle können Reduktionsmittel sein, wodurch sie in der metallurgischen Produktion verwendet werden können:
C + ZnO → Zn + CO;
5H 2 + V 2 O 5 → 2 V + 5H 2 O.
SiO 2 + 2C → Si + 2CO.
Nichtmetalle zeigen reduzierende Eigenschaften bei der Wechselwirkung mit komplexen Stoffen - starken Oxidationsmitteln, zum Beispiel:
3S + 2KS1O 3 → 3SO 2 + 2KS1;
6P + 5KS1O 3 → ZR 2 O 5 + 5KS1.
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → ZH 3 RO 4 + 5NO.
Allgemeine Methoden zur Gewinnung von Nichtmetallen
Einige Nichtmetalle kommen in der Natur in freiem Zustand vor: Dies sind Schwefel, Sauerstoff, Stickstoff, Edelgase. Zunächst einmal einfache Substanzen - Nichtmetalle sind Teil der Luft.
Durch Rektifikation von Luft (Separation) werden große Mengen an gasförmigem Sauerstoff und Stickstoff gewonnen.
Die aktivsten Nichtmetalle - Halogene - werden durch Elektrolyse von Schmelzen oder Lösungen aus Verbindungen gewonnen. In der Industrie werden mit Hilfe der Elektrolyse drei der wichtigsten Produkte gleichzeitig in großen Mengen gewonnen: Das nächste Analogon von Fluor ist Chlor, Wasserstoff und Natriumhydroxid. Als Elektrolyt dient eine von oben in die Zelle eingespeiste Kochsalzlösung.
Genauere Methoden zur Gewinnung von Nichtmetallen werden später in den entsprechenden Vorlesungen besprochen.
