Jos piirrämme diagonaalin berylliumista astatiiniin D.I. Mendelejevin elementtien jaksollisessa taulukossa, niin diagonaalissa on metallielementit vasemmassa alakulmassa (ne sisältävät myös toissijaisten alaryhmien elementtejä, jotka on korostettu sinisellä) ja ylhäällä. oikealla - ei-metalliset elementit (korostettu keltaisella). Lähellä diagonaalia sijaitsevilla elementeillä - puolimetallilla tai metalloidilla (B, Si, Ge, Sb jne.) on kaksoismerkki (korostettu vaaleanpunaisella).
Kuten kuvasta voidaan nähdä, suurin osa alkuaineista on metalleja.
Kemiallisen luonteensa vuoksi metallit ovat kemiallisia alkuaineita, joiden atomit luovuttavat elektroneja ulommalta tai esiulkoiselta energiatasolta muodostaen siten positiivisesti varautuneita ioneja.
Lähes kaikilla metalleilla on suhteellisen suuret säteet ja pieni määrä elektroneja (1-3) ulkoisella energiatasolla. Metalleille on ominaista alhaiset elektronegatiivisuusarvot ja pelkistävät ominaisuudet.
Tyypillisimmät metallit sijaitsevat jaksojen alussa (toisesta alkaen), kauempana vasemmalta oikealle metalliset ominaisuudet heikkenevät. Ryhmässä ylhäältä alas metalliset ominaisuudet paranevat, koska atomien säde kasvaa (johtuen energiatasojen määrän kasvusta). Tämä johtaa alkuaineiden elektronegatiivisuuden (kyky houkutella elektroneja) vähenemiseen ja pelkistysominaisuuksien lisääntymiseen (kyky luovuttaa elektroneja muille atomeille kemiallisissa reaktioissa).
tyypillinen metallit ovat s-alkuaineita (IA-ryhmän alkuaineita Li:stä Fr:ään. PA-ryhmän alkuaineita Mg:stä Ra:han). Niiden atomien yleinen elektroninen kaava on ns 1-2. Niille on ominaista hapetusasteet + I ja + II, vastaavasti.
Pieni elektronien määrä (1-2) tyypillisten metalliatomien ulkoenergiatasossa viittaa näiden elektronien helppoon häviämiseen ja voimakkaiden pelkistysominaisuuksien ilmenemiseen, jotka heijastavat alhaisia elektronegatiivisuusarvoja. Tämä tarkoittaa rajoitettuja kemiallisia ominaisuuksia ja menetelmiä tyypillisten metallien saamiseksi.
Tyypillisille metalleille tyypillinen piirre on niiden atomien taipumus muodostaa kationeja ja ionisia kemiallisia sidoksia ei-metalliatomien kanssa. Tyypillisten metallien yhdisteet epämetallien kanssa ovat ionikiteitä "ei-metallin metallikationi-anioni", esimerkiksi K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tyypillisiä metallikationeja sisältyy myös yhdisteisiin, joissa on kompleksisia anioneja - hydroksideja ja suoloja, esimerkiksi Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
A-ryhmän metallit, jotka muodostavat amfoteerisen diagonaalin Be-Al-Ge-Sb-Po jaksollisessa taulukossa, samoin kuin niiden vieressä olevat metallit (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) eivät osoita tyypillisiä metallisia ominaisuuksia . Niiden atomien yleinen elektroninen kaava ns 2 np 0-4 tarkoittaa suurempaa vaihtelua hapetustiloissa, parempaa kykyä säilyttää omia elektronejaan, niiden pelkistyskyvyn asteittaista heikkenemistä ja hapetuskyvyn ilmaantumista, erityisesti korkeissa hapetusasteissa (tyypillisiä esimerkkejä ovat yhdisteet Tl III, Pb IV, Bi v ). Samanlainen kemiallinen käyttäytyminen on ominaista myös useimmille (d-alkuaineille, eli jaksollisen järjestelmän B-ryhmien alkuaineille (tyypillisiä esimerkkejä ovat amfoteeriset alkuaineet Cr ja Zn).
Tämä kaksinaisuuden (amfoteeristen) ominaisuuksien, sekä metallisten (emäksisten) että ei-metallisten, ilmentymä johtuu kemiallisen sidoksen luonteesta. Kiinteässä tilassa epätyypillisten metallien ja ei-metallien yhdisteet sisältävät pääasiassa kovalenttisia sidoksia (mutta vähemmän vahvoja kuin ei-metallien väliset sidokset). Liuoksessa nämä sidokset katkeavat helposti ja yhdisteet hajoavat ioneiksi (täysin tai osittain). Esimerkiksi galliummetalli koostuu Ga 2 -molekyyleistä, kiinteässä olomuodossa alumiinin ja elohopean (II) kloridit AlCl 3 ja HgCl 2 sisältävät vahvasti kovalenttisia sidoksia, mutta liuoksessa AlCl 3 dissosioituu lähes kokonaan ja HgCl 2 - hyvin pieneksi. laajuudessa (ja silloinkin HgCl + ja Cl - ioneiksi).
Metallien yleiset fysikaaliset ominaisuudet
Koska kidehilassa on vapaita elektroneja ("elektronikaasua"), kaikilla metalleilla on seuraavat tyypilliset yleiset ominaisuudet:
1) Muovi- kyky muuttaa muotoa helposti, venyttää langaksi, rullata ohuiksi levyiksi.
2) metallinhohde ja opasiteetti. Tämä johtuu vapaiden elektronien vuorovaikutuksesta metalliin osuvan valon kanssa.
3) Sähkönjohtavuus. Se selittyy vapaiden elektronien suunnatulla liikkeellä negatiivisesta positiiviseen napaan pienen potentiaalieron vaikutuksesta. Kuumennettaessa sähkönjohtavuus laskee, koska. lämpötilan noustessa atomien ja ionien värähtelyt kidehilan solmuissa lisääntyvät, mikä vaikeuttaa "elektronikaasun" suunnattua liikettä.
4) Lämmönjohtokyky. Se johtuu vapaiden elektronien suuresta liikkuvuudesta, jonka vuoksi metallin massa tasoittaa lämpötilan nopeasti. Korkein lämmönjohtavuus on vismutilla ja elohopealla.
5) Kovuus. Vaikein on kromi (leikkaa lasia); pehmeimmät - alkalimetallit - kalium, natrium, rubidium ja cesium - leikataan veitsellä.
6) Tiheys. Se on mitä pienempi, sitä pienempi on metallin atomimassa ja sitä suurempi atomin säde. Kevyin on litium (ρ=0,53 g/cm3); raskain on osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metalleja, joiden tiheys on alle 5 g/cm3, pidetään "kevytmetallina".
7) Sulamis- ja kiehumispisteet. Sulavin metalli on elohopea (sp. = -39°C), tulenkestävä metalli on volframi (t°m = 3390°C). Metallit, joiden t°pl. yli 1000°C pidetään tulenkestävänä, alle - alhainen sulamispiste.
Metallien yleiset kemialliset ominaisuudet
Vahvat pelkistimet: Me 0 – nē → Me n +
Useat jännitykset luonnehtivat metallien vertailevaa aktiivisuutta redox-reaktioissa vesiliuoksissa. 
I. Metallien reaktiot epämetallien kanssa
1) Hapen kanssa:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Rikin kanssa:
Hg + S → HgS
3) Halogeeneilla:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Typen kanssa:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3N 2
5) Fosforilla:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2
6) Vedyn kanssa (vain alkali- ja maa-alkalimetallit reagoivat):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H2 → CaH2
II. Metallien reaktiot happojen kanssa
1) Metallit, jotka ovat sähkökemiallisessa jännitesarjassa H asti, pelkistävät hapettamattomat hapot vedyksi:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2
6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2
2) Hapettavien happojen kanssa:
Minkä tahansa pitoisuuden typpihapon ja väkevän rikkihapon vuorovaikutuksessa metallien kanssa vetyä ei koskaan vapaudu! 
Zn + 2H 2SO 4 (K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 4H 2SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2O
2H 2SO 4 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Metallien vuorovaikutus veden kanssa
1) Aktiiviset (alkali- ja maa-alkalimetallit) muodostavat liukoisen emäksen (alkali) ja vedyn:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2
2) Keskiaktiiviset metallit hapetetaan vedessä, kun ne kuumennetaan oksidiksi:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Ei aktiivinen (Au, Ag, Pt) - älä reagoi.
IV. Vähemmän aktiivisten metallien syrjäytyminen aktiivisemmilla metalleilla niiden suoloista:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
Teollisuudessa ei usein käytetä puhtaita metalleja, vaan niiden seoksia - metalliseokset jossa yhden metallin hyödyllisiä ominaisuuksia täydentävät toisen metallin hyödylliset ominaisuudet. Joten kuparilla on alhainen kovuus ja siitä on vähän hyötyä koneenosien valmistuksessa, kun taas kuparin ja sinkin seokset ( messinki) ovat jo melko kovia ja niitä käytetään laajalti koneenrakennuksessa. Alumiinilla on korkea sitkeys ja riittävä keveys (pieni tiheys), mutta se on liian pehmeää. Sen perusteella valmistetaan seos magnesiumin, kuparin ja mangaanin kanssa - duralumiini (duralumiini), joka menettämättä alumiinin hyödyllisiä ominaisuuksia saa korkean kovuuden ja soveltuu lentokoneteollisuuteen. Raudan ja hiilen seokset (ja muiden metallien lisäykset) tunnetaan laajalti valurauta ja teräs.
Metallit vapaassa muodossa ovat pelkistäviä aineita. Joidenkin metallien reaktiivisuus on kuitenkin alhainen, koska ne on peitetty pintaoksidikalvo, vaihtelevassa määrin vastustuskykyinen tällaisten kemiallisten reagenssien, kuten veden, happojen ja emästen liuosten, vaikutukselle.
Esimerkiksi lyijy on aina peitetty oksidikalvolla, sen siirtyminen liuokseen vaatii paitsi altistamista reagenssille (esimerkiksi laimealle typpihapolle), myös kuumennusta. Alumiinin oksidikalvo estää sen reaktion veden kanssa, mutta tuhoutuu happojen ja emästen vaikutuksesta. Löysä oksidikalvo (ruoste), muodostuu raudan pinnalle kosteassa ilmassa, ei häiritse raudan hapettumista edelleen.
Vaikutuksen alaisena keskitetty happoja muodostuu metalleihin kestävää oksidikalvo. Tätä ilmiötä kutsutaan passivointi. Siis keskittyneesti rikkihappo passivoituneet (ja sitten eivät reagoi happojen kanssa), kuten Be, Bi, Co, Fe, Mg ja Nb, ja väkevässä typpihapossa - metallit A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th ja U.
Vuorovaikutuksessa hapettimien kanssa happamissa liuoksissa useimmat metallit muuttuvat kationeiksi, joiden varauksen määrää tietyn alkuaineen stabiili hapettumisaste yhdisteissä (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ ja Fe 3). +)
Metallien pelkistävä aktiivisuus happamassa liuoksessa välittyy sarjan jännitysten kautta. Useimmat metallit muunnetaan kloorivety- ja laimeiden rikkihappojen liuokseksi, mutta Cu, Ag ja Hg - vain rikkihappo (väkevä) ja typpihappo, ja Pt ja Au - "aqua regia".
Metallien korroosio
Metallien ei-toivottu kemiallinen ominaisuus on niiden aktiivinen tuhoutuminen (hapettuminen) joutuessaan kosketuksiin veden kanssa ja siihen liuenneen hapen vaikutuksesta (happikorroosio). Esimerkiksi rautatuotteiden korroosio vedessä on laajalti tunnettu, jonka seurauksena muodostuu ruostetta ja tuotteet murenevat jauheeksi.
Metallien korroosio etenee vedessä myös liuenneiden CO 2- ja SO 2 -kaasujen läsnäolon vuoksi; syntyy hapan ympäristö, ja aktiiviset metallit syrjäyttävät H + -kationit vety H 2 ( vetykorroosio).
Kahden erilaisen metallin välinen kosketuskohta voi olla erityisen syövyttävä ( kosketuskorroosio). Yhden metallin, kuten Fe, ja toisen metallin, kuten Sn tai Cu, välillä veteen laitetaan galvaaninen pari. Elektronien virtaus kulkee aktiivisemmasta metallista, joka on jännitesarjassa vasemmalla (Re), vähemmän aktiiviselle metallille (Sn, Cu), ja aktiivisempi metalli tuhoutuu (syövyttää).
Tästä johtuen tölkkien tinattu pinta (tinattu rauta) ruostuu kosteassa tilassa säilytettynä ja huolimattomasti käsiteltäessä (rauta romahtaa nopeasti jo pienen naarmun ilmaantumisen jälkeen, jolloin rauta joutuu kosketuksiin kosteuden kanssa). Päinvastoin, rautakuhan galvanoitu pinta ei ruostu pitkään, koska vaikka naarmuja olisikin, se ei syöpy rauta, vaan sinkki (aktiivisempi metalli kuin rauta).
Tietyn metallin korroosionkestävyys paranee, kun se päällystetään aktiivisemmalla metallilla tai kun ne sulatetaan; esimerkiksi raudan pinnoitus kromilla tai raudan seoksen valmistaminen kromin kanssa eliminoi raudan korroosion. Kromattu rauta ja teräs, joka sisältää kromia ( ruostumaton teräs) niillä on korkea korroosionkestävyys.
sähkömetallurgia ts. metallien saaminen sulatteiden (aktiivisimpien metallien) tai suolaliuosten elektrolyysillä;
pyrometallurgia ts. metallien talteenotto malmeista korkeassa lämpötilassa (esimerkiksi raudan tuotanto masuuniprosessissa);
hydrometallurgia eli metallien eristäminen niiden suolojen liuoksista aktiivisemmilla metalleilla (esimerkiksi kuparin valmistus CuS04-liuoksesta sinkin, raudan tai alumiinin vaikutuksesta).
Luonnossa esiintyy joskus luonnollisia metalleja (tyypillisiä esimerkkejä ovat Ag, Au, Pt, Hg), mutta useammin metallit ovat yhdisteiden muodossa ( metallimalmit). Maankuoressa esiintyvyyden mukaan metallit ovat erilaisia: yleisimmistä - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) harvinaisimpiin - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Epämetallit ovat kemiallisia elementtejä, joilla on tyypillisiä ei-metallisia ominaisuuksia ja jotka sijaitsevat jaksollisen taulukon oikeassa yläkulmassa. Mitä ominaisuuksia näille alkuaineille kuuluu ja mihin epämetallit reagoivat?
Ei-metallit: yleiset ominaisuudet
Epämetallit eroavat metalleista siinä, että niiden ulkoisessa energiatasossa on enemmän elektroneja. Siksi niiden hapettavat ominaisuudet ovat selvempiä kuin metallien. Ei-metalleille on ominaista korkeat elektronegatiivisuusarvot ja korkea pelkistyspotentiaali.
Ei-metallit sisältävät kemiallisia alkuaineita, jotka ovat aggregoituneet kaasumaisessa, nestemäisessä tai kiinteässä tilassa. Joten esimerkiksi typpi, happi, fluori, kloori, vety ovat kaasuja; jodi, rikki, fosfori - kiinteä; bromi on nestettä (huoneenlämpötilassa). Ei-metallisia on yhteensä 22 kappaletta.
Riisi. 1. Epämetallit - kaasut, kiinteät aineet, nesteet.
Atomiytimen varauksen kasvaessa havaitaan kemiallisten alkuaineiden ominaisuuksien muutosmalli metallisista ei-metallisiin.
Ei-metallien kemialliset ominaisuudet
Epämetallien vetyominaisuudet ovat pääasiassa haihtuvia yhdisteitä, jotka ovat happamia vesiliuoksissa. Niillä on molekyylirakenteet sekä kovalenttinen polaarinen sidos. Jotkut, kuten vesi, ammoniakki tai fluorivety, muodostavat vetysidoksia. Yhdisteet muodostuvat epämetallien suorassa vuorovaikutuksessa vedyn kanssa. Esimerkki:
S + H 2 \u003d H 2 S (350 asteeseen asti, tasapaino siirtyy oikealle)
Kaikilla vetyyhdisteillä on pelkistäviä ominaisuuksia, ja niiden pelkistysvoima kasvaa oikealta vasemmalle jakson aikana ja ylhäältä alas ryhmässä. Joten rikkivety palaa suurella määrällä happea:
2H 2S + 3O 3 \u003d 2SO 2 + 2H 2O + 1158 kJ.
Hapetus voi tapahtua eri tavalla. Joten jo ilmassa rikkivedyn vesiliuos muuttuu sameaksi rikin muodostumisen seurauksena:
H 2S + 3O 2 \u003d 2S + 2H 2O
Epämetallien yhdisteet hapen kanssa ovat yleensä happooksideja, jotka vastaavat happea sisältäviä happoja (oksohappoja). Tyypillisten epämetallien oksidien rakenne on molekyylinen.
Mitä korkeampi epämetallin hapetusaste on, sitä vahvempi on vastaava happea sisältävä happo. Joten kloori ei ole suoraan vuorovaikutuksessa hapen kanssa, vaan muodostaa useita oksohappoja, jotka vastaavat näiden happojen oksideja, anhydridejä.
Näiden happojen tunnetuimmat suolat ovat valkaisuaine CaOCl 2 (hypokloori- ja suolahapon sekasuola), berthollet-suola KClO 3 (kaliumkloraatti).
Oksideissa olevalla typellä on positiiviset hapetustilat +1, +2, +3, +4, +5. Ensimmäiset kaksi oksidia N 2 O ja NO eivät muodosta suolaa ja ovat kaasuja. N 2 O 3 (typpioksidi III) - on typpihapon HNO 2 anhydridi. Typpioksidi IV - ruskea kaasu NO 2 - kaasu, joka liukenee hyvin veteen muodostaen kaksi happoa. Tämä prosessi voidaan ilmaista yhtälöllä:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 (typpihappo) + HNO 2 (typpihappo) - redox-disproportionaatioreaktio
Riisi. 2. Typpihappo.
Typpihappoanhydridi N 2 O 5 on valkoinen kiteinen aine, joka liukenee helposti veteen. Esimerkki:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
Typpihapon suoloja kutsutaan suolapetroiksi, ne liukenevat veteen. Typpilannoitteiden valmistukseen käytetään kaliumin, kalsiumin ja natriumin suoloja.
Fosfori muodostaa oksideja, joiden hapetusaste on +3 ja +5. Vakain oksidi on fosforihappoanhydridi P 2 O 5 , joka muodostaa molekyylihilan, jonka solmukohdissa on P 4 O 10 -dimeerejä. Fosforihapon suoloja käytetään fosfaattilannoitteina, esimerkiksi ammofossi NH 4 H 2 PO 4 (ammoniumdivetyfosfaatti).
Taulukko ei-metallisten järjestelyistä
| Ryhmä | minä | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| Ensimmäinen kausi | H | Hän | |||||
| Toinen jakso | B | C | N | O | F | Ne | |
| Kolmas jakso | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| Neljäs jakso | Kuten | Se | Br | kr | |||
| Viides jakso | Te | minä | Xe | ||||
| Kuudes jakso | klo | Rn |
Jos useimmat metallielementit eivät ole värillisiä, lukuun ottamatta vain kuparia ja kultaa, niin melkein kaikilla ei-metalleilla on oma värinsä: fluori - oranssinkeltainen, kloori - vihertävän keltainen, bromi - tiilenpunainen, jodi - violetti, rikki - keltainen, fosfori voi olla valkoista, punaista ja mustaa ja nestemäistä happi - sinistä.
Kaikki ei-metallit eivät johda lämpöä ja sähkövirtaa, koska niillä ei ole vapaita varauksenkuljettajia - elektroneja, niitä kaikkia käytetään kemiallisten sidosten muodostamiseen. Ei-metalliset kiteet eivät ole muovisia ja hauraita, koska kaikki muodonmuutokset johtavat kemiallisten sidosten tuhoutumiseen. Suurimmalla osalla ei-metalleista ei ole metallista kiiltoa.
Epämetallien fysikaaliset ominaisuudet ovat erilaisia ja johtuvat erityyppisistä kidehiloista.
1.4.1 Allotropia
ALLOTROPIA - kemiallisten alkuaineiden olemassaolo kahdessa tai useammassa molekyyli- tai kiteisessä muodossa. Esimerkiksi allotroopit ovat tavallinen happi O 2 ja otsoni O 3; tässä tapauksessa allotropia johtuu molekyylien muodostumisesta, joissa on eri atomimäärä. Useimmiten allotropia liittyy erilaisten modifikaatioiden kiteiden muodostumiseen. Hiiltä on kahdessa erillisessä kiteisessä allotrooppisessa muodossa: timantti ja grafiitti. Aikaisemmin uskottiin, että ns. hiilen, hiilen ja noen amorfiset muodot ovat myös sen allotrooppisia muunnelmia, mutta kävi ilmi, että niillä on sama kiderakenne kuin grafiitilla. Rikki esiintyy kahdessa kiteisessä muunnelmassa: rombinen (a-S) ja monokliininen (b-S); ainakin kolme sen ei-kiteistä muotoa tunnetaan: l-S, m-S ja violetti. Fosforin osalta valkoisia ja punaisia modifikaatioita on tutkittu hyvin, myös mustaa fosforia on kuvattu; alle -77 °C:n lämpötiloissa on toisenlaista valkoista fosforia. As:n, Sn:n, Sb:n, Se:n sekä raudan ja monien muiden alkuaineiden allotrooppisia modifikaatioita on löydetty korkeissa lämpötiloissa.
1.5. Ei-metallien kemialliset ominaisuudet
Ei-metallisilla kemiallisilla alkuaineilla voi olla sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia riippuen kemiallisesta muutoksesta, johon ne osallistuvat.
Elektronegatiivisimman alkuaineen - fluorin - atomit eivät pysty luovuttamaan elektroneja, sillä on aina vain hapettavia ominaisuuksia, myös muilla alkuaineilla voi olla pelkistäviä ominaisuuksia, vaikkakin paljon vähemmän kuin metallit. Voimakkaimmat hapettimet ovat fluori, happi ja kloori, vety, boori, hiili, pii, fosfori, arseen ja telluuri omaavat pääasiassa pelkistäviä ominaisuuksia. Keskitason redox-ominaisuuksilla on typpi, rikki, jodi.
Vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa
Vuorovaikutus metallien kanssa:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl,
6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N,
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
näissä tapauksissa ei-metalleilla on hapettavia ominaisuuksia, ne ottavat vastaan elektroneja muodostaen negatiivisesti varautuneita hiukkasia.
Vuorovaikutus muiden ei-metallien kanssa:
Vuorovaikutuksessa vedyn kanssa useimmilla ei-metalleilla on hapettavia ominaisuuksia, jotka muodostavat haihtuvia vetyyhdisteitä - kovalenttisia hydridejä:
3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3,
H2 + Br2 = 2HBr;
Vuorovaikutuksessa hapen kanssa kaikilla ei-metalleilla, paitsi fluorilla, on pelkistäviä ominaisuuksia:
S + O 2 \u003d SO 2,
4P + 5O 2 \u003d 2P 2O 5;
Vuorovaikutuksessa fluorin kanssa fluori on hapettava aine ja happi pelkistävä aine:
2F 2 + O 2 = 2OF 2;
Epämetallit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa, elektronegatiivisempi metalli toimii hapettimena, vähemmän elektronegatiivinen - pelkistimen rooli:
S + 3F 2 \u003d SF 6,
KÄYTTÄÄ. EI-METALLIEN KEMIALLISET OMINAISUUDETVETYN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. METALLIEN KANSSA
(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → alkali- ja maa-alkalimetallien kanssa kuumennettaessa muodostaa kiinteitä epästabiileja aineita hydridejä, muut metallit eivät reagoi.
2K + H₂ = 2KH (kaliumhydridi)
Ca + H2 = CaH2
2. EIMETALLIEN KANSSA
hapen, halogeenien kanssa normaaleissa olosuhteissa, kuumennettaessa se reagoi fosforin, piin ja hiilen, paineen alaisen typen ja katalyytin kanssa.
2Н₂ + O₂ = 2Н2O Н2 + Cl2 = 2HCl
3Н₂ + N2↔ 2NH3 H₂ + S = H2S
3. VUOROVAIKUTUS VEDEN KANSSA
Ei reagoi veden kanssa
4. VUOSI OKSIDIEN KANSSA
Pelkistää metallien (inaktiivisten) ja ei-metallien oksidit yksinkertaisiksi aineiksi:
CuO + H2 = Cu + H2O 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
Si02 + H2 = Si + H20
5. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA
Ei reagoi happojen kanssa
6. VUOROVAIKUTUS ALKALIN KANSSA
Ei reagoi alkalien kanssa
7. VUOROVAIKUTUS SUOLAN KANSSA
Palauttaa inaktiiviset metallit suoloista
CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl
HAPEEN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA
Alkalimetallien kanssa normaaleissa olosuhteissa - oksidit ja peroksidit (litium - oksidi, natrium - peroksidi, kalium, cesium, rubidium - superoksidi
4Li + O2 = 2Li2O (oksidi)
2Na + O2 = Na2O2 (peroksidi)
K+O2=KO2 (superoksidi)
Muiden pääalaryhmien metallien kanssa se muodostaa normaaleissa olosuhteissa oksideja, joiden hapetusaste on yhtä suuri kuin ryhmänumero
2 Kanssaa+O2=2KanssaaO
4Al + O2 = 2Al2O3
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA
Toissijaisten alaryhmien metallien kanssa se muodostaa normaaleissa olosuhteissa ja kuumennettaessa eri hapetusasteita omaavia oksideja ja raudan kanssa rautahilsettäFe3 O4 ( FeO∙ Fe2 O3)
3Fe + 202 = Fe304 4Cu + O2 = 2Cu22110 (punainen);
2Cu + O2 = 2Cu+20 (musta); 2Zn + O2 = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
muodostaa oksideja - usein välihapetusasteisia
C + O₂(ex)=CO₂; C+ O₂ (viikko) =CO
S + O2 = SO2N2 + O2 = 2NO - Q
3. VUOROVAIKUTUS VEDEN KANSSA
Ei reagoi veden kanssa
4. VUOSI OKSIDIEN KANSSA
Hapettaa alemmat oksidit oksideiksi, joilla on korkeampi hapetusaste
Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺303; C+20 + O2 = C+402
5. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA
Vedettömät hapettomat hapot (binääriyhdisteet) palavat happiatmosfäärissä
2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Happipitoisissa aineissa se lisää ei-metallin hapettumisastetta.
2HN+302 + O2 = 2HN+503
6. VUOROVAIKUTUS PERUSTEN KANSSA
Hapettaa epästabiilit hydroksidit vesiliuoksissa korkeampaan hapetusasteeseen
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
7. VUOROVAIKUTUS SUOLAN JA BINAARIEN YHDISTEIDEN KANSSA
Auttaa palamisreaktioihin.
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 302 = 2N2 + 6H2O
katalyyttinen hapetus
NH3 + O2 = NO + H2O
HALOGEENIEN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA
Emäksisellä normaaleissa olosuhteissa, kanssaF, Cl, Brsytyttää:
2 Na + Cl2 = 2 NaCl(kloridi)
Maa-alkali ja alumiini reagoivat normaaleissa olosuhteissa:
Kanssaa+Cl2=KanssaaCl2 2AI+3Cl2 = 2AICl3
Toissijaisten alaryhmien metallit korotetuissa lämpötiloissa
Cu + Cl2 = Cu+2Cl2
2Cu + I2 = 2Cu⁺¹I (kupari(II)jodidia ei ole!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 rauta(III)kloridi
Fluori reagoi metallien (usein räjähdysmäisesti), mukaan lukien kullan ja platinan kanssa.
2Au + 3F₂ = 2AuF
2. VUOROVAIKUTUS EI-METALLIEN KANSSA
Ne eivät ole suoraan vuorovaikutuksessa hapen kanssa (paitsi F2), ne reagoivat rikin, fosforin, piin kanssa. Bromin ja jodin kemiallinen aktiivisuus on vähemmän selvä kuin fluorin ja kloorin:
H2+F2 = 2NF ; Si + 2 F2 = SiF4.; 2 P + 3 Cl2 = 2 P⁺³ Cl3; 2 P + 5 Cl2 = 2 P⁺⁵ Cl5; S + 3 F2 = S⁺⁶ F6;
S + Cl2 = S+2Cl2
F₂
Reagoi hapen kanssa:F2 + O2 = O⁺² F2
Reagoi muiden halogeenien kanssa:Cl₂ + F₂ = 2 Cl⁺¹ F¯¹
Reagoi jopa inerttien kaasujen kanssa 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.
3. VUOROVAIKUTUS VEDEN KANSSA
Fluori muodostaa normaaleissa olosuhteissa fluorivetyhappoa + + O2
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Kloori muodostaa lämpötilan noustessa kloorivetyhappoa + O2,
2Сl2 + 2H20 → 4HCl + O2
osoitteessa n.o. - "kloorivesi"
Сl2 + Н2О ↔ НCl + НClO (suola- ja hypokloorihapot)
Bromi muodostaa normaaleissa olosuhteissa "bromivettä"
Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (bromivety- ja hypobromihapot
Jodi → ei reaktiota
I2 + H2O ≠
5. VUOSI OKSIDIEN KANSSA
Ainoastaan fluori F₂ REAKTO syrjäyttäen hapen oksidista muodostaen fluorideja
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰
6. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA.
reagoivat hapettomien happojen kanssa ja syrjäyttävät vähemmän aktiiviset epämetallit.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
7. VUOROVAIKUTUS ALKALIN KANSSA
Fluori muodostaa fluoria + happea ja vettä
2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O
Kloori muodostaa kuumennettaessa kloridia, kloraattia ja vettä.
3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ O3 + 3 H2 O
Kylmässä kloridia, hypokloraattia ja vettä, ja vettä
Cl2 + 2KOH (kylmä) = KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O
Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2 (valkaisuaine - kloridin, hypokloriitin ja hydroksidin seos) + H2O
Bromi kuumennettaessa → bromi, bromaatti ja vesi
3Br2 + 6KOH = 5KBr¯¹ + KBr⁺⁵O3 + 3H2O
Jodi kuumennettaessa → jodi, jodaatti ja vesi
3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI⁺⁵O3 + 3H2O
9. VUOROVAIKUTUS SUOLAN KANSSA
Vähemmän aktiivisten halogeenien syrjäyttäminen suoloista
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2KBr + J2≠
Hapettaa suoloissa olevat ei-metallit korkeampaan hapetusasteeseen
2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹
Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O → Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾
RINKIN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSAreagoi kuumennettaessa jopa alkalimetallien kanssa, elohopean kanssa normaaleissa olosuhteissa: rikin kanssa - sulfidien kanssa:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2. VUOROVAIKUTUS EI-METALLIEN KANSSA
Kun lämmitetään vedyllä,chappi (rikkidioksidi)chalogeeneja (paitsi jodia), hiilen, typen ja piin kanssa eikä reagoi
S + Cl2 = S+2Cl2; S + O2 = S+4O2
H2 + S = H2S¯2; 2P + 3S = P₂S₃¯²
Kanssa+ 3S = CS₂¯²
VEDELLÄ, OKSIDEILLA, SUOLALLA
EI REAGOI
3. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA
Hapetettu rikkihapolla kuumennettaessa rikkidioksidiksi ja vedeksi
2H2SO4 (kons) = 2H20 + 3S+402
Typpihappo kuumennettaessa rikkihapoksi, typpioksidiksi (+4) ja vedeksi
S + 6HNO3(kons) =H2S04 + 6N+402 + 2H20
4. VUOROVAIKUTUS ALKALIN KANSSA
Muodostaa kuumennettaessa sulfiittia, sulfidia + vettä
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
TYPPEN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSAreaktiot etenevät kuumennettaessa (poikkeus: litium typen kanssa normaaleissa olosuhteissa):
Typen kanssa - nitridejä
6Li + N2 = 3Li2N (litiumnitridi) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (magnesiumnitridi) 2Cr + N2 = 2CrN
Näissä yhdisteissä olevan raudan hapetusaste on +2
2. VUOROVAIKUTUS EI-METALLIEN KANSSA
(Kolmoissidoksesta johtuen typpi on hyvin inaktiivista). Normaaleissa olosuhteissa se ei reagoi hapen kanssa. Reagoi hapen kanssa vain korkeissa lämpötiloissa (sähkökaari), luonnossa - ukkosmyrskyn aikana
N2+O2=2NO (sähköposti. kaari, 3000 0C)
Vetyllä korkeassa paineessa, korotetussa lämpötilassa ja katalyytin läsnä ollessa:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
VEDEN, OKSIDIEN, HAPPOJEN, EMÄKSIEN JA SUOLAN KANSSA
EI REAGOI
FOSFORIN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA
reaktiot etenevät, kun niitä kuumennetaan fosfori-fosfidien kanssa
3Ca + 2P = K3P2, Näiden yhdisteiden raudan hapetusaste on +2
2. VUOROVAIKUTUS EI-METALLIEN KANSSA
Palaminen hapessa
4P + 5O2 = 2P2⁺⁵O5 4P + 3O2 = 2P2⁺3O3
Sisältää halogeeneja ja rikkiä kuumennettaessa
2P + 3Cl2 = 2P+3Cl3 2P + 5Cl2 = 2P+5Cl5; 2P + 5S = P2+5S5
Ei vuorovaikutuksessa suoraan vedyn, hiilen tai piin kanssa
VEDEN JA OKSIDEJEN KANSSA
EI REAGOI
3. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA
Väkevällä typpihapolla typpioksidilla (+4), laimealla typpioksidilla (+2) ja fosforihapolla
3P + 5HNO3 (kons.) =3H3PO4 + 5N⁺4O2
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5N⁺²O
Väkevän rikkihapon kanssa muodostuu fosforihappoa, rikkioksidia (+4) ja vettä
3P + 5H2SO4 (väk.) =3H3PO4 + 5S+4O2+ 2H2O
4. VUOROVAIKUTUS ALKALIN KANSSA
Muodostaa fosfiinia ja hypofosfiittia alkaliliuosten kanssa
4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯3H 3 + 3 NaH 2 P ⁺1O 2
5. VUOROVAIKUTUS SUOLAN KANSSA
5. VUOROVAIKUTUS SUOLAN KANSSA
Voimakkaiden hapettimien kanssa, joilla on pelkistäviä ominaisuuksia
3P⁰ + 5NaN⁺⁵O3 = 5NaN⁺3O2 + P2⁺⁵O5
HIILEEN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA
reaktiot tapahtuvat kuumennettaessa
Metalleja - d-alkuaineita muodostuu ei-stoikiometrisen koostumuksen omaavien hiiliyhdisteiden kanssa, kuten kiinteitä liuoksia: WC, ZnC, TiC - käytetään superkovien terästen valmistukseen
hiilikarbidien kanssa 2Li + 2C = Li2C2,
Ca + 2C = CaC2
2. VUOROVAIKUTUS EI-METALLIEN KANSSA
Halogeeneista se reagoi suoraan vain fluorin kanssa, loput kuumennettaessa.
С + 2F₂ = CF4.
Vuorovaikutus hapen kanssa:
2C + O2 (puute) \u003d 2C⁺²O (hiilimonoksidi),
С + О₂ (ex) = С⁺⁴О₂ (hiilidioksidi).
Vuorovaikutus muiden ei-metallien kanssa korotetussa lämpötilassa, ei ole vuorovaikutuksessa fosforin kanssa
C + Si = SiC¯4; C + N2 = C2+4N2;
C + 2H2 = C14H4; C + 2S = C+4S2;
3. VUOROVAIKUTUS VEDEN KANSSA
Vesihöyryn kulku kuuman hiilen läpi - muodostuu hiilimonoksidia ja vetyä (synteesikaasu
C + H20 = CO + H2
4. VUOSI OKSIDIEN KANSSA
HIILI VÄHENTÄÄ METALLIT JA EI-METALLIT OKSIDEISTA YKSINKERTAISEKSEEN AINEEKSI KUUMENNETESSA (HIILI), vähentää hiilidioksidin hapettumisastetta
2ZnO + C = 2Zn + CO; 4Kanssa+ Fe3O4 = 3Fe + 4CO;
P205 + C = 2P + 5CO; 2Kanssa+ Si02 = Si + 2CO;
Kanssa+ C+4O2 = 2C+2O
5. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA
Hapetettu väkevällä typpi- ja rikkihapolla hiilidioksidiksi
C +2H2S04 (väk.) = C+402+ 2S+402+ 2H20; C+4HNO3 (väk.) = C+402 + 4N+402 + 2H20.
ALKALIN JA SUOLAN KANSSA
EI REAGOI
PIIN KEMIALLISET OMINAISUUDET
1. VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA
reaktiot etenevät kuumennettaessa: aktiiviset metallit reagoivat piin kanssa - silisidit
4Cs + Si = Cs4Si,
1. VUOROVAIKUTUS EI-METALLIEN KANSSA
Halogeeneista suoraan vain fluorilla.
Reagoi kloorin kanssa kuumennettaessa
Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O2 = Si02; Si+C=SiC; 3Si + 2N2 = Si3N;
Ei vuorovaikutuksessa vedyn kanssa
3. VUOROVAIKUTUS HAPPOJEN KANSSA
on vuorovaikutuksessa vain fluorivety- ja typpihapon seoksen kanssa muodostaen heksafluoripiihappoa
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2 + 4NO + 8H2O
Vuorovaikutus halogenidien kanssa (nämä eivät ole happoja) - syrjäyttää vedyn, muodostuu piihalogenideja ja vetyä
Reagoi fluorivedyn kanssa normaaleissa olosuhteissa.
Si + 4HF = SiF4 + 2H2
4. VUOROVAIKUTUS ALKALIN KANSSA
Se liukenee kuumennettaessa alkaleihin muodostaen silikaattia ja vetyä:
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
Luento 24
Epämetallit.
Luentosuunnitelma:
Ei-metallit ovat yksinkertaisia aineita
Epämetallien asema jaksollisessa järjestelmässä
Ei-metallisia alkuaineita on paljon vähemmän kuin metallielementtejä Kymmenellä kemiallisella alkuaineella (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) on tyypillisiä ei-metallisia ominaisuuksia. Kuudella elementillä, joita yleensä kutsutaan ei-metalliksi, on kaksi (sekä metallista että ei-metallista) ominaisuuksia (B, Si, As, Se, Te, At). Ja 6 muuta elementtiä on hiljattain sisällytetty ei-metallien luetteloon. Nämä ovat niin sanottuja jalokaasuja (tai inerttejä) (He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn). Joten 22 tunnetuista kemiallisista alkuaineista luokitellaan yleensä ei-metalleiksi.
Elementit, joilla on ei-metallisia ominaisuuksia jaksollisessa järjestelmässä, sijaitsevat boori-astat-diagonaalin yläpuolella (kuva 26).
Useimpien ei-metallien atomeissa, toisin kuin metalliatomeissa, on suuri määrä elektroneja uloimmassa elektronikerroksessa - 4 - 8. Poikkeuksena ovat vety-, helium- ja booriatomit, joissa on 1, 2 ja 3 elektronia vastaavasti ulompi taso.
Epämetallien joukossa vain kaksi alkuainetta - vety (1s 1) ja helium (1s 2) kuuluvat s-perheeseen, kaikki loput kuuluvat R-perhe .
Tyypillisten ei-metallien (A) atomeille on ominaista korkea elektronegatiivisuus ja korkea elektroniaffiniteetti, mikä määrittää niiden kyvyn muodostaa negatiivisesti varautuneita ioneja vastaavien inerttien kaasujen elektronikonfiguraatioiden kanssa:
A 0 + nê → A n -
Nämä ionit ovat osa ei-metallien ioniyhdisteitä tyypillisten metallien kanssa. Epämetallien hapetusaste on myös negatiivinen kovalenttisissa yhdisteissä muiden vähemmän elektronegatiivisten epämetallien kanssa (erityisesti vedyn kanssa).
Epämetallien atomeilla kovalenttisissa yhdisteissä, joissa on enemmän elektronegatiivisia epämetalleja (erityisesti hapen kanssa), on positiivinen hapetusaste. Epämetallin korkein positiivinen hapetusaste, yleensä, yhtä suuri kuin ryhmän numero jossa se sijaitsee.
Ei-metallit ovat yksinkertaisia aineita
Huolimatta ei-metallisten elementtien pienestä määrästä, niiden rooli ja merkitys sekä maan päällä että avaruudessa on valtava. 99 % Auringon ja muiden tähtien massasta on ei-metalleja vetyä ja heliumia. Maan ilmakuori koostuu ei-metalliatomeista - typestä, hapesta ja jalokaasuista. Maan hydrosfäärin muodostaa yksi elämän tärkeimmistä aineista - vedestä, jonka molekyylit koostuvat ei-metalleista vedystä ja hapesta. Elävässä aineessa hallitsee 6 epämetallia - hiili, happi, vety, typpi, fosfori, rikki.
Normaaleissa olosuhteissa ei-metallisia aineita on eri aggregoitumistiloissa:
1) kaasut: vety H 2, happi O 2, typpi N 2, fluori F 2, kloori C1 2, inertit kaasut: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn
2) neste: bromi Br 2
3) kiinteät aineet jodi I 2, hiili C, pii Si, rikki S, fosfori P jne.
Seitsemän ei-metallista alkuainetta muodostaa yksinkertaisia aineita, jotka esiintyvät kaksiatomisten molekyylien E 2 muodossa (vety H 2, happi O 2, typpi N 2, fluori F 2, kloori C1 2, bromi Br 2, jodi I 2).
Koska ei-metallien kidehilassa atomien välillä ei ole vapaita elektroneja, ne eroavat fysikaalisista ominaisuuksistaan metalleista:
¾ ei ole kiiltoa;
¾ herkkä, eri kovuus;
¾ johtaa huonosti lämpöä ja sähköä.
Ei-metalliset kiinteät aineet ovat käytännössä liukenemattomia veteen; kaasumaiset O 2 , N 2 , H 2 ja halogeenit liukenevat hyvin vähän veteen.
Useat epämetallit on karakterisoitu allotropia- ilmiö, jossa yksi elementti on olemassa useiden yksinkertaisten aineiden muodossa. Allotrooppiset modifikaatiot tunnetaan hapelle (happi O 2 ja otsoni O 3), rikille (rombinen, monokliininen ja muovi), fosforille (valkoinen, punainen ja musta), hiilelle (grafiitti, timantti ja karbiini jne.), piille (kiteinen ja amorfinen).
Ei-metallien kemialliset ominaisuudet
Ei-metallien kemiallisen aktiivisuuden mukaan eroavat toisistaan merkittävästi. Joten typpi ja jalokaasut pääsevät kemiallisiin reaktioihin vain erittäin ankarissa olosuhteissa (korkea paine ja lämpötila, katalyytin läsnäolo).
Reaktiivisimpia epämetallit ovat halogeenit, vety ja happi. Rikki, fosfori ja erityisesti hiili ja pii ovat reaktiivisia vain korotetuissa lämpötiloissa.
Epämetallit kemiallisissa reaktioissa osoittavat sekä hapettavia että pelkistäviä ominaisuuksia. Korkein hapetuskyky on ominaista halogeeneille ja hapelle. Tällaisissa ei-metalleissa, kuten vedyssä, hiili, pii, pelkistävät ominaisuudet ovat vallitsevia.
I. Ei-metallien hapettavat ominaisuudet:
1. Vuorovaikutus metallien kanssa. Tässä tapauksessa muodostuu binäärisiä yhdisteitä: hapen kanssa - oksideja, vedyn kanssa - hydridejä, typen kanssa - nitridejä, halogeeneja - halogenideja jne.:
2Cu + O2 → 2CuO
2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3
2. Vuorovaikutus vedyn kanssa. Epämetallit toimivat myös hapettimina reaktioissa vedyn kanssa muodostaen haihtuvia vetyyhdisteitä:
H2 + C12 → 2HC1
N2 + 3H2 → t, p, kat. 2NH3
3. Vuorovaikutus ei-metallien kanssa. Epämetallit osoittavat myös hapettavia ominaisuuksia reaktioissa vähemmän elektronegatiivisten epämetallien kanssa:
2P + 5C12 → 2PC15;
C + 2S → CS 2 .
4. Vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa. Epämetallien hapettavat ominaisuudet voivat ilmetä myös reaktioissa monimutkaisten aineiden kanssa. Esimerkiksi vesi palaa fluoriilmakehässä:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.
II. Ei-metallien ominaisuuksia heikentävät
1. Vuorovaikutus ei-metallien kanssa. Epämetallit voivat osoittaa pelkistäviä ominaisuuksia suhteessa ei-metalleihin, joilla on suurempi elektronegatiivisuus, ja ensisijaisesti fluorin ja hapen suhteen:
4P + 5O2 → 2P205;
N2 + O2 → 2NO
2. Vuorovaikutus monimutkaisten aineiden kanssa. Jotkut ei-metallit voivat olla pelkistäviä aineita, mikä mahdollistaa niiden käytön metallurgisessa tuotannossa:
C + ZnO → Zn + CO;
5H 2 + V 2 O 5 → 2 V + 5 H 2 O.
SiO 2 + 2C → Si + 2CO.
Ei-metalleilla on pelkistäviä ominaisuuksia, kun ne ovat vuorovaikutuksessa monimutkaisten aineiden kanssa - vahvojen hapettimien kanssa, esimerkiksi:
3S + 2KS103 → 3SO2 + 2KS1;
6P + 5KS1O3 → ZR2O5 + 5KS1.
C + 2H 2SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2O;
3P + 5HNO3 + 2H20 → ZH3RO4 + 5NO.
Yleiset menetelmät epämetallien saamiseksi
Jotkut ei-metallit löytyvät luonnosta vapaassa tilassa: nämä ovat rikki, happi, typpi, jalokaasut. Ensinnäkin yksinkertaiset aineet - ei-metallit ovat osa ilmaa.
Suuria määriä kaasumaista happea ja typpeä saadaan oikaisemalla ilmaa (erottamalla).
Aktiivisimmat ei-metallit - halogeenit - saadaan sulatteiden tai liuosten elektrolyysillä yhdisteistä. Teollisuudessa elektrolyysin avulla saadaan kolme tärkeintä tuotetta samanaikaisesti suuria määriä: fluorin lähin analogi on kloori, vety ja natriumhydroksidi. Käytetty elektrolyytti on ylhäältä kennoon syötetty natriumkloridiliuos.
Epämetallien saannin menetelmiä käsitellään tarkemmin myöhemmin asiaankuuluvilla luennoilla.
