Se desenharmos uma diagonal de berílio a astato na tabela periódica de elementos de D.I. Mendeleev, haverá elementos metálicos na diagonal inferior esquerda (eles também incluem elementos de subgrupos secundários, destacados em azul) e na parte superior à direita - elementos não metálicos (destacados em amarelo). Elementos localizados perto da diagonal - semimetais ou metalóides (B, Si, Ge, Sb, etc.) têm um caráter duplo (destacado em rosa).
Como pode ser visto na figura, a grande maioria dos elementos são metais.
Por sua natureza química, os metais são elementos químicos cujos átomos doam elétrons dos níveis de energia externa ou pré-externa, formando assim íons carregados positivamente.
Quase todos os metais têm raios relativamente grandes e um pequeno número de elétrons (de 1 a 3) no nível de energia externa. Os metais são caracterizados por baixos valores de eletronegatividade e propriedades redutoras.
Os metais mais típicos estão localizados no início dos períodos (a partir do segundo), mais da esquerda para a direita, as propriedades metálicas enfraquecem. Em um grupo de cima para baixo, as propriedades metálicas são aprimoradas, porque o raio dos átomos aumenta (devido ao aumento do número de níveis de energia). Isso leva a uma diminuição na eletronegatividade (a capacidade de atrair elétrons) dos elementos e um aumento nas propriedades redutoras (a capacidade de doar elétrons a outros átomos em reações químicas).
típica os metais são elementos s (elementos do grupo IA de Li a Fr. elementos do grupo PA de Mg a Ra). A fórmula eletrônica geral de seus átomos é ns 1-2. Eles são caracterizados pelos estados de oxidação + I e + II, respectivamente.
O pequeno número de elétrons (1-2) no nível de energia externa de átomos típicos de metais sugere fácil perda desses elétrons e a manifestação de fortes propriedades redutoras, que refletem baixos valores de eletronegatividade. Isso implica nas propriedades químicas e métodos limitados para a obtenção de metais típicos.
Uma característica dos metais típicos é a tendência de seus átomos de formar cátions e ligações químicas iônicas com átomos não metálicos. Compostos de metais típicos com não-metais são cristais iônicos "ânion de cátion metálico de não-metal", por exemplo, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Cátions metálicos típicos também estão incluídos em compostos com ânions complexos - hidróxidos e sais, por exemplo, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
Os metais do grupo A que formam a diagonal anfotérica no Sistema Periódico Be-Al-Ge-Sb-Po, assim como os metais adjacentes a eles (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) não apresentam propriedades tipicamente metálicas. . A fórmula eletrônica geral de seus átomos ns 2 np 0-4 implica uma maior variedade de estados de oxidação, uma maior capacidade de reter seus próprios elétrons, uma diminuição gradual em sua capacidade redutora e o aparecimento de uma capacidade oxidante, especialmente em altos estados de oxidação (exemplos típicos são compostos Tl III, Pb IV, Bi v ). Um comportamento químico semelhante também é característico da maioria (elementos d, ou seja, elementos dos grupos B da Tabela Periódica (exemplos típicos são os elementos anfotéricos Cr e Zn).
Esta manifestação de propriedades de dualidade (anfóteras), tanto metálicas (básicas) como não metálicas, deve-se à natureza da ligação química. No estado sólido, os compostos de metais atípicos com não metais contêm predominantemente ligações covalentes (mas menos fortes do que as ligações entre não metais). Em solução, essas ligações são facilmente quebradas e os compostos se dissociam em íons (total ou parcialmente). Por exemplo, o gálio metálico consiste em moléculas de Ga 2, no estado sólido os cloretos de alumínio e mercúrio (II) AlCl 3 e HgCl 2 contêm fortes ligações covalentes, mas em uma solução AlCl 3 dissocia-se quase completamente, e HgCl 2 - a uma muito pequena extensão (e mesmo assim em íons HgCl + e Cl -).
Propriedades físicas gerais dos metais
Devido à presença de elétrons livres ("gás de elétrons") na rede cristalina, todos os metais exibem as seguintes propriedades gerais características:
1) Plástico- a capacidade de mudar facilmente de forma, esticar em um fio, enrolar em folhas finas.
2) brilho metálico e opacidade. Isso se deve à interação dos elétrons livres com a luz incidente no metal.
3) Condutividade elétrica. É explicado pelo movimento direcionado de elétrons livres do pólo negativo para o positivo sob a influência de uma pequena diferença de potencial. Quando aquecido, a condutividade elétrica diminui, porque. à medida que a temperatura aumenta, as vibrações dos átomos e íons nos nós da rede cristalina aumentam, o que dificulta o movimento direcionado do "gás de elétrons".
4) Condutividade térmica.É devido à alta mobilidade dos elétrons livres, devido à qual a temperatura é rapidamente equalizada pela massa do metal. A maior condutividade térmica está em bismuto e mercúrio.
5) Dureza. O mais duro é o cromo (corta vidro); os mais macios - metais alcalinos - potássio, sódio, rubídio e césio - são cortados com uma faca.
6) Densidade.É quanto menor, menor a massa atômica do metal e maior o raio do átomo. O mais leve é o lítio (ρ=0,53 g/cm3); o mais pesado é o ósmio (ρ=22,6 g/cm3). Os metais com densidade inferior a 5 g/cm3 são considerados "metais leves".
7) Pontos de fusão e ebulição. O metal mais fusível é o mercúrio (p.f. = -39°C), o metal mais refratário é o tungstênio (t°m. = 3390°C). Metais com t°pl. acima de 1000°C são considerados refratários, abaixo de - baixo ponto de fusão.
Propriedades químicas gerais dos metais
Agentes redutores fortes: Me 0 – nē → Me n +
Uma série de tensões caracterizam a atividade comparativa de metais em reações redox em soluções aquosas. 
I. Reações de metais com não metais
1) Com oxigênio:
2Mg + O2 → 2MgO
2) Com enxofre:
Hg + S → HgS
3) Com halogênios:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Com nitrogênio:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Com fósforo:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Com hidrogênio (somente metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Reações de metais com ácidos
1) Metais que estão na série eletroquímica de voltagens até H reduzem ácidos não oxidantes a hidrogênio:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Com ácidos oxidantes:
Na interação de ácido nítrico de qualquer concentração e ácido sulfúrico concentrado com metais hidrogênio nunca é liberado! 
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. Interação dos metais com a água
1) Ativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) formam uma base solúvel (álcali) e hidrogênio:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Metais de atividade média são oxidados pela água quando aquecidos para óxido:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inativo (Au, Ag, Pt) - não reage.
4. Deslocamento por metais mais ativos de metais menos ativos de soluções de seus sais:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
Na indústria, não são usados frequentemente metais puros, mas suas misturas - ligas em que as propriedades benéficas de um metal são complementadas pelas propriedades benéficas de outro. Assim, o cobre tem baixa dureza e é pouco utilizado para a fabricação de peças de máquinas, enquanto as ligas de cobre com zinco ( latão) já são bastante duros e são amplamente utilizados na engenharia mecânica. O alumínio tem alta ductilidade e leveza suficiente (baixa densidade), mas é muito macio. Em sua base, é preparada uma liga com magnésio, cobre e manganês - duralumínio (duralumínio), que, sem perder as propriedades úteis do alumínio, adquire alta dureza e se torna adequado na indústria aeronáutica. Ligas de ferro com carbono (e adições de outros metais) são amplamente conhecidas ferro fundido e aço.
Os metais na forma livre são agentes redutores. No entanto, a reatividade de alguns metais é baixa devido ao fato de estarem cobertos com filme de óxido de superfície, em vários graus resistentes à ação de reagentes químicos como água, soluções de ácidos e álcalis.
Por exemplo, o chumbo é sempre coberto com uma película de óxido; sua transição para a solução requer não apenas a exposição a um reagente (por exemplo, ácido nítrico diluído), mas também aquecimento. O filme de óxido no alumínio impede sua reação com a água, mas é destruído sob a ação de ácidos e álcalis. Filme de óxido solto (ferrugem), formado na superfície do ferro no ar úmido, não interfere na oxidação adicional do ferro.
Sob a influência concentradoácidos são formados em metais sustentável filme de óxido. Esse fenômeno é chamado passivação. Assim, concentrado ácido sulfúrico passivado (e depois não reage com ácido) metais como Be, Bi, Co, Fe, Mg e Nb, e em ácido nítrico concentrado - metais A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th e U.
Ao interagir com agentes oxidantes em soluções ácidas, a maioria dos metais se transforma em cátions, cuja carga é determinada pelo estado de oxidação estável de um determinado elemento em compostos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ e Fe 3 +)
A atividade redutora dos metais em uma solução ácida é transmitida por uma série de tensões. A maioria dos metais é convertida em solução com ácidos clorídrico e sulfúrico diluído, mas Cu, Ag e Hg - apenas com ácidos sulfúrico (concentrado) e nítrico, e Pt e Au - com "aqua regia".
Corrosão de metais
Uma propriedade química indesejável dos metais é sua destruição ativa (oxidação) em contato com a água e sob a influência do oxigênio dissolvido nela. (corrosão por oxigênio). Por exemplo, a corrosão de produtos de ferro na água é amplamente conhecida, como resultado da formação de ferrugem e os produtos se desintegram em pó.
A corrosão de metais ocorre na água também devido à presença de gases CO 2 e SO 2 dissolvidos; um ambiente ácido é criado e os cátions H + são deslocados por metais ativos na forma de hidrogênio H 2 ( corrosão por hidrogênio).
O ponto de contato entre dois metais diferentes pode ser especialmente corrosivo ( corrosão de contato). Entre um metal, como Fe, e outro metal, como Sn ou Cu, colocado em água, ocorre um par galvânico. O fluxo de elétrons vai do metal mais ativo, que está à esquerda na série de voltagens (Re), para o metal menos ativo (Sn, Cu), e o metal mais ativo é destruído (corrói).
É por isso que a superfície estanhada das latas (ferro estanhado) enferruja quando armazenada em ambiente úmido e manuseada de forma descuidada (o ferro desmorona rapidamente após aparecer um pequeno arranhão, permitindo o contato do ferro com a umidade). Pelo contrário, a superfície galvanizada de um balde de ferro não enferruja por muito tempo, porque mesmo que haja arranhões, não é o ferro que corrói, mas o zinco (um metal mais ativo que o ferro).
A resistência à corrosão de um determinado metal é aumentada quando ele é revestido com um metal mais ativo ou quando eles são fundidos; por exemplo, revestir ferro com cromo ou fazer uma liga de ferro com cromo elimina a corrosão do ferro. Ferro e aço cromado contendo cromo ( aço inoxidável) têm alta resistência à corrosão.
eletrometalurgia, isto é, obtenção de metais por eletrólise de fundidos (para os metais mais ativos) ou soluções salinas;
pirometalurgia, ou seja, a recuperação de metais de minérios em alta temperatura (por exemplo, a produção de ferro no processo de alto-forno);
hidrometalurgia, ou seja, o isolamento de metais a partir de soluções de seus sais por metais mais ativos (por exemplo, a produção de cobre a partir de uma solução de CuSO 4 pela ação de zinco, ferro ou alumínio).
Metais nativos às vezes são encontrados na natureza (exemplos típicos são Ag, Au, Pt, Hg), mas mais frequentemente os metais estão na forma de compostos ( minérios metálicos). Por prevalência na crosta terrestre, os metais são diferentes: dos mais comuns - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) aos mais raros - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Os não metais são elementos químicos que possuem propriedades não metálicas típicas e estão localizados no canto superior direito da Tabela Periódica. Quais propriedades são inerentes a esses elementos e com o que os não metais reagem?
Não-metais: características gerais
Os não metais diferem dos metais por terem mais elétrons em seu nível de energia externo. Portanto, suas propriedades oxidantes são mais pronunciadas do que as dos metais. Os não metais são caracterizados por altos valores de eletronegatividade e alto potencial de redução.
Os não metais incluem elementos químicos que estão em estado gasoso, líquido ou sólido de agregação. Assim, por exemplo, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro, hidrogênio são gases; iodo, enxofre, fósforo - sólido; bromo é um líquido (à temperatura ambiente). Existem 22 não-metais no total.
Arroz. 1. Não-metais - gases, sólidos, líquidos.
Com o aumento da carga do núcleo atômico, observa-se um padrão de mudanças nas propriedades dos elementos químicos de metálicos para não metálicos.
Propriedades químicas de não metais
As propriedades do hidrogênio dos não metais são principalmente compostos voláteis, que em soluções aquosas são ácidos. Eles têm estruturas moleculares, bem como uma ligação polar covalente. Alguns, como água, amônia ou fluoreto de hidrogênio, formam ligações de hidrogênio. Os compostos são formados pela interação direta de não-metais com hidrogênio. Exemplo:
S + H 2 \u003d H 2 S (até 350 graus, o equilíbrio é deslocado para a direita)
Todos os compostos de hidrogênio têm propriedades redutoras, com seu poder redutor aumentando da direita para a esquerda em um período e de cima para baixo em um grupo. Assim, o sulfeto de hidrogênio queima com uma grande quantidade de oxigênio:
2H 2 S + 3O 3 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O + 1158 kJ.
A oxidação pode ir de uma maneira diferente. Assim, já no ar, uma solução aquosa de sulfeto de hidrogênio fica turva como resultado da formação de enxofre:
H 2 S + 3O 2 \u003d 2S + 2H 2 O
Compostos de não metais com oxigênio, como regra, são óxidos ácidos, que correspondem a ácidos contendo oxigênio (oxoácidos). A estrutura dos óxidos de não-metais típicos é molecular.
Quanto maior o estado de oxidação do não-metal, mais forte é o ácido correspondente contendo oxigênio. Assim, o cloro não interage diretamente com o oxigênio, mas forma uma série de oxoácidos, que correspondem a óxidos, anidridos desses ácidos.
Os sais mais conhecidos desses ácidos são o alvejante CaOCl 2 (sal misto de ácido hipocloroso e clorídrico), o sal de berthollet KClO 3 (clorato de potássio).
O nitrogênio em óxidos exibe estados de oxidação positivos +1, +2, +3, +4, +5. Os dois primeiros óxidos N 2 O e NO são não formadores de sal e são gases. N 2 O 3 (óxido nítrico III) - é um anidrido do ácido nitroso HNO 2. Óxido nítrico IV - gás marrom NO 2 - um gás que se dissolve bem em água, formando dois ácidos. Esse processo pode ser expresso pela equação:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 (ácido nítrico) + HNO 2 (ácido nitroso) - reação de desproporção redox
Arroz. 2. Ácido nitroso.
O anidrido de ácido nítrico N 2 O 5 é uma substância cristalina branca que é facilmente solúvel em água. Exemplo:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
Os sais de ácido nítrico são chamados de salitre, são solúveis em água. Sais de potássio, cálcio, sódio são usados para produzir fertilizantes nitrogenados.
O fósforo forma óxidos, apresentando estados de oxidação +3 e +5. O óxido mais estável é o anidrido fosfórico P 2 O 5 , que forma uma rede molecular com dímeros P 4 O 10 em seus nós. Os sais de ácido fosfórico são usados como fertilizantes fosfatados, por exemplo, amofos NH 4 H 2 PO 4 (dihidrogenofosfato de amônio).
Tabela de arranjo de não metais
| Grupo | EU | III | 4 | V | VI | VII | VIII |
| Primeiro período | H | Ele | |||||
| Segundo período | B | C | N | O | F | Não | |
| Terceiro período | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| O quarto período | Como | Se | Br | kr | |||
| Quinto período | Te | EU | Xe | ||||
| Sexto período | No | Rn |
Se a maioria dos elementos metálicos não é colorida, com exceção de apenas cobre e ouro, quase todos os não metais têm sua própria cor: flúor - amarelo alaranjado, cloro - amarelo esverdeado, bromo - vermelho tijolo, iodo - roxo, enxofre - amarelo, o fósforo pode ser branco, vermelho e preto e oxigênio líquido - azul.
Todos os não metais não conduzem calor e corrente elétrica, pois não possuem portadores de carga livres - elétrons, todos são usados para formar ligações químicas. Os cristais não metálicos são não plásticos e quebradiços, pois qualquer deformação leva à destruição das ligações químicas. A maioria dos não-metais não tem um brilho metálico.
As propriedades físicas dos não metais são diversas e devem-se a diferentes tipos de redes cristalinas.
1.4.1 Alotropia
ALOTROPIA - a existência de elementos químicos em duas ou mais formas moleculares ou cristalinas. Por exemplo, alótropos são oxigênio comum O 2 e ozônio O 3; neste caso, a alotropia é devida à formação de moléculas com diferentes números de átomos. Na maioria das vezes, a alotropia está associada à formação de cristais de várias modificações. O carbono existe em duas formas alotrópicas cristalinas distintas: diamante e grafite. Anteriormente, acreditava-se que o chamado. formas amorfas de carbono, carvão e fuligem, também são suas modificações alotrópicas, mas descobriu-se que eles têm a mesma estrutura cristalina do grafite. O enxofre ocorre em duas modificações cristalinas: rômbica (a-S) e monoclínica (b-S); pelo menos três de suas formas não cristalinas são conhecidas: l-S, m-S e violeta. Para o fósforo, as modificações brancas e vermelhas foram bem estudadas, o fósforo preto também foi descrito; em temperaturas abaixo de -77 ° C, há outro tipo de fósforo branco. Modificações alotrópicas de As, Sn, Sb, Se, e em altas temperaturas de ferro e muitos outros elementos foram encontradas.
1.5. Propriedades químicas de não metais
Os elementos químicos não metálicos podem apresentar propriedades oxidantes e redutoras, dependendo da transformação química em que participam.
Os átomos do elemento mais eletronegativo - o flúor - não são capazes de doar elétrons, ele sempre exibe apenas propriedades oxidantes, outros elementos também podem apresentar propriedades redutoras, embora em menor grau que os metais. Os agentes oxidantes mais fortes são flúor, oxigênio e cloro, hidrogênio, boro, carbono, silício, fósforo, arsênico e telúrio exibem propriedades predominantemente redutoras. Propriedades redox intermediárias têm nitrogênio, enxofre, iodo.
Interação com substâncias simples
Interação com metais:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl,
6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N,
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
nestes casos, os não metais apresentam propriedades oxidantes, aceitam elétrons, formando partículas carregadas negativamente.
Interação com outros não metais:
Interagindo com o hidrogênio, a maioria dos não metais exibe propriedades oxidantes, formando compostos voláteis de hidrogênio - hidretos covalentes:
3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3,
H2 + Br2 = 2HBr;
Interagindo com o oxigênio, todos os não metais, exceto o flúor, exibem propriedades redutoras:
S + O 2 \u003d SO 2,
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5;
Ao interagir com o flúor, o flúor é um agente oxidante e o oxigênio é um agente redutor:
2F 2 + O 2 \u003d 2OF 2;
Os não metais interagem entre si, um metal mais eletronegativo desempenha o papel de um agente oxidante, um menos eletronegativo - o papel de um agente redutor:
S + 3F 2 \u003d SF 6,
USAR. PROPRIEDADES QUÍMICAS DE NÃO METAISPROPRIEDADES QUÍMICAS DO HIDROGÊNIO
1. COM METAIS
(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → com metais alcalinos e alcalino-terrosos, quando aquecidos, formam hidretos de substâncias instáveis sólidas, outros metais não reagem.
2K + H2 = 2KH (hidreto de potássio)
Ca + H₂ = CaH₂
2. COM NÃO METAIS
com oxigênio, halogênios em condições normais, quando aquecido, reage com fósforo, silício e carbono, com nitrogênio sob pressão e um catalisador.
2₂ + O₂ = 2₂ O₂ + Cl₂ = 2HCl
3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H₂ + S = H₂S
3. INTERAÇÃO COM ÁGUA
Não reage com água
4. INTERAÇÃO COM ÓXIDOS
Reduz óxidos de metais (inativos) e não metais a substâncias simples:
CuO + H2 = Cu + H2O 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
SiO₂ + H₂ = Si + H₂O
5. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS
Não reage com ácidos
6. INTERAÇÃO COM ÁLCOOL
Não reage com álcalis
7. INTERAÇÃO COM SAL
Restaura metais inativos de sais
CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl
PROPRIEDADES QUÍMICAS DO OXIGÊNIO
1. INTERAÇÃO COM METAIS
Com metais alcalinos em condições normais - óxidos e peróxidos (lítio - óxido, sódio - peróxido, potássio, césio, rubídio - superóxido
4Li + O2 = 2Li2O (óxido)
2Na + O2 = Na2O2 (peróxido)
K+O2=KO2 (superóxido)
Com os demais metais dos principais subgrupos, em condições normais, forma óxidos com estado de oxidação igual ao número do grupo
2 A PARTIR DEa+O2=2A PARTIR DEaO
4Al + O2 = 2Al2O3
1. INTERAÇÃO COM METAIS
Com metais de subgrupos secundários, em condições normais e quando aquecido, forma óxidos de vários graus de oxidação, e com ferro, escamas de ferroFe3 O4 ( FeO∙ Fe2 O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O2 = 2Cu2⁺¹O (vermelho);
2Cu + O2 = 2Cu⁺2O (preto); 2Zn + O₂ = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
forma óxidos - muitas vezes de um estado de oxidação intermediário
C + O₂(ex)=CO₂; C+ O₂ (semana) =CO
S + O₂ = SO₂N₂ + O₂ = 2NO - Q
3. INTERAÇÃO COM ÁGUA
Não reage com água
4. INTERAÇÃO COM ÓXIDOS
Oxida óxidos mais baixos em óxidos com um estado de oxidação mais alto
Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2
5. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS
Ácidos anóxicos anidros (compostos binários) queimam em uma atmosfera de oxigênio
2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Em contendo oxigênio, aumenta o grau de oxidação do não-metal.
2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3
6. INTERAÇÃO COM BASES
Oxida hidróxidos instáveis em soluções aquosas para um estado de oxidação mais alto
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
7. INTERAÇÃO COM SAL E COMPOSTOS BINÁRIOS
Entra em reações de combustão.
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
oxidação catalítica
NH3 + O2 = NO + H2O
PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS HALOGÊNIOS
1. INTERAÇÃO COM METAIS
Com alcalino em condições normais, comF, Cl, Bracender:
2 N / D + Cl2 = 2 NaCl(cloreto)
A terra alcalina e o alumínio reagem em condições normais:
A PARTIR DEa+Cl2=A PARTIR DEaCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Metais de subgrupos secundários em temperaturas elevadas
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (não há iodeto de cobre (II)!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 cloreto de ferro (III)
O flúor reage com metais (muitas vezes de forma explosiva), incluindo ouro e platina.
2Au + 3F₂ = 2AuF
2. INTERAÇÃO COM NÃO-METAIS
Eles não interagem diretamente com o oxigênio (exceto F₂), eles reagem com enxofre, fósforo, silício. A atividade química do bromo e do iodo é menos pronunciada do que a do flúor e do cloro:
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
Reage com o oxigênio:F2 + O2 = O⁺² F2
Reage com outros halogênios:Cl₂ + F₂ = 2 Cl⁺¹ F¯¹
Reage mesmo com gases inertes 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.
3. INTERAÇÃO COM ÁGUA
O flúor em condições normais forma ácido fluorídrico + + O₂
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
O cloro, quando a temperatura aumenta, forma ácido clorídrico + O₂,
2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂
em n.o. - "água clorada"
Сl2 + Н2О ↔ НCl + НClO (ácidos clorídrico e hipocloroso)
Bromo em condições normais forma "água de bromo"
Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (ácidos bromídrico e hipobrómico
Iodo → sem reação
I2 + H₂O ≠
5. INTERAÇÃO COM ÓXIDOS
Apenas o flúor F₂ REAGE, deslocando o oxigênio do óxido, formando fluoretos
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰
6. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS.
reagem com ácidos isentos de oxigênio, deslocando não-metais menos ativos.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
7. INTERAÇÃO COM ÁLCOOL
O flúor forma flúor + oxigênio e água
2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O
O cloro, quando aquecido, forma cloreto, clorato e água.
3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ O3 + 3 H2 O
No frio, cloreto, hipoclorato e água, com lixívia de hidróxido de cálcio e água
Cl2 + 2KOH-(frio)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O
Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2 (lixívia - mistura de cloreto, hipoclorito e hidróxido) + H2O
Bromo quando aquecido → brometo, bromato e água
3Br2 + 6KOH = 5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O
Iodo quando aquecido → iodeto, iodato e água
3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O
9. INTERAÇÃO COM SAL
Deslocamento de halogênios menos ativos de sais
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2KBr + J2≠
Oxida não-metais em sais para um estado de oxidação mais alto
2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹
Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾
PROPRIEDADES QUÍMICAS DO ENXOFRE
1. INTERAÇÃO COM METAISreage quando aquecido mesmo com metais alcalinos, com mercúrio em condições normais: com enxofre - sulfetos:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2. INTERAÇÃO COM NÃO-METAIS
Quando aquecido com hidrogênio,coxigênio (dióxido de enxofre)chalogênios (exceto iodo), com carbono, nitrogênio e silício e não reage
S + Cl2 = S42Cl2; S + O₂ = S⁺⁴O₂
H2 + S = H2S¯²; 2P + 3S = P₂S₃¯²
A PARTIR DE+ 3S = CS₂¯²
COM ÁGUA, ÓXIDOS, SAL
NÃO REAGE
3. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS
Oxidado por ácido sulfúrico quando aquecido a dióxido de enxofre e água
2H2SO4 (concentrado) = 2H2O + 3S⁺⁴O2
Ácido nítrico quando aquecido a ácido sulfúrico, óxido nítrico (+4) e água
S + 6HNO3(concentrado) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O
4. INTERAÇÃO COM ÁLCOOL
Forma sulfito quando aquecido, sulfeto + água
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
PROPRIEDADES QUÍMICAS DO NITROGÊNIO
1. INTERAÇÃO COM METAISas reações ocorrem quando aquecidas (exceção: lítio com nitrogênio em condições normais):
Com nitrogênio - nitretos
6Li + N2 = 3Li2N (nitreto de lítio) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitreto de magnésio) 2Cr + N2 = 2CrN
O ferro nestes compostos tem um estado de oxidação de +2
2. INTERAÇÃO COM NÃO-METAIS
(devido à ligação tripla, o nitrogênio é muito inativo). Em condições normais, não reage com o oxigênio. Reage com oxigênio apenas em altas temperaturas (arco elétrico), na natureza - durante uma tempestade
N2+O2=2NO (o email. arco, 3000 0C)
Com hidrogênio em alta pressão, temperatura elevada e na presença de um catalisador:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
COM ÁGUA, ÓXIDOS, ÁCIDOS, ALCALIS E SAL
NÃO REAGE
PROPRIEDADES QUÍMICAS DO FÓSFORO
1. INTERAÇÃO COM METAIS
reações ocorrem quando aquecido com fósforo - fosfetos
3Ca + 2P = K3P2, Ferro nestes compostos tem um estado de oxidação de +2
2. INTERAÇÃO COM NÃO-METAIS
Combustão em oxigênio
4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃
Com halogênios e enxofre quando aquecido
2P + 3Cl2 = 2P13Cl3 2P + 5Cl2 = 2P55Cl5; 2P + 5S = P2⁺⁵S5
Não interage diretamente com hidrogênio, carbono, silício
COM ÁGUA E ÓXIDOS
NÃO REAGE
3. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS
Com ácido nítrico concentrado óxido nítrico (+4), com óxido nítrico diluído (+2) e ácido fosfórico
3P + 5HNO₃(conc) =3H₃PO₄ + 5N⁺⁴O₂
3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5N⁺²O
Com ácido sulfúrico concentrado, ácido fosfórico, óxido de enxofre (+4) e água são formados
3P + 5H2SO4(conc.) =3H3PO4 + 5S⁺⁴O2+ 2H2O
4. INTERAÇÃO COM ÁLCOOL
Forma fosfina e hipofosfito com soluções alcalinas
4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3NaH 2 P ⁺1O 2
5. INTERAÇÃO COM SAL
5. INTERAÇÃO COM SAL
Com agentes oxidantes fortes, exibindo propriedades redutoras
3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅
PROPRIEDADES QUÍMICAS DO CARBONO
1. INTERAÇÃO COM METAIS
reações ocorrem quando aquecidas
Metais - elementos d formados com compostos de carbono de composição não estequiométrica, como soluções sólidas: WC, ZnC, TiC - são usados para obter aços superduros
com carbonetos de carbono 2Li + 2C = Li2C2,
Ca + 2C = CaC2
2. INTERAÇÃO COM NÃO-METAIS
Dos halogênios, reage diretamente apenas com o flúor, com o restante quando aquecido.
С + 2F₂ = CF₄.
Interação com o oxigênio:
2C + O₂ (falta) \u003d 2C⁺²O (monóxido de carbono),
С + О₂(ex) = С⁺⁴О₂(dióxido de carbono).
Interação com outros não metais em temperatura elevada, não interage com fósforo
C + Si = SiC¯⁴ ; C + N2 = C2⁺4N2;
C + 2H2 = C¯4H4; C + 2S = C54S2;
3. INTERAÇÃO COM ÁGUA
A passagem do vapor de água através do carvão quente - formam-se monóxido de carbono e hidrogénio (gás de síntese
C + H2O = CO + H2
4. INTERAÇÃO COM ÓXIDOS
O CARBONO REDUZ OS METAIS E NÃO METAIS DE ÓXIDOS A UMA SUBSTÂNCIA SIMPLES QUANDO AQUECIDO (CARBOTERMIA), reduz o grau de oxidação do dióxido de carbono
2ZnO + C = 2Zn + CO; quatroA PARTIR DE+ Fe3O4 = 3Fe + 4CO;
P2O5 + C = 2P + 5CO; 2A PARTIR DE+ SiO2 = Si + 2CO;
A PARTIR DE+ C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O
5. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS
Oxidado por ácidos nítrico e sulfúrico concentrados em dióxido de carbono
C+2H2SO4(conc)=C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (conc) = C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O.
COM ÁLCOOL E SAL
NÃO REAGE
PROPRIEDADES QUÍMICAS DO SILICONE
1. INTERAÇÃO COM METAIS
reações ocorrem quando aquecidos: metais ativos reagem com silício - silicatos
4Cs + Si = Cs4Si,
1. INTERAÇÃO COM NÃO-METAIS
De halogênios diretamente apenas com flúor.
Reage com o cloro quando aquecido
Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O2 = SiO2; Si+C=SiC; 3Si + 2N2 = Si3N;
Não interage com hidrogênio
3. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS
interage apenas com uma mistura de ácidos fluorídrico e nítrico, formando ácido hexafluorossilícico
3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O
Interação com haletos de hidrogênio (estes não são ácidos) - desloca hidrogênio, haletos de silício e hidrogênio são formados
Reage com fluoreto de hidrogênio em condições normais.
Si + 4HF = SiF4 + 2H2
4. INTERAÇÃO COM ÁLCOOL
Dissolve-se quando aquecido em álcalis, formando silicato e hidrogênio:
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
Aula 24
Não-metais.
Plano de aula:
Os não metais são substâncias simples
A posição dos não metais no sistema periódico
O número de elementos não metálicos é muito menor do que os elementos metálicos. Dez elementos químicos (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) têm propriedades não metálicas típicas. Seis elementos, que geralmente são chamados de não metais, exibem propriedades duplas (metálicas e não metálicas) (B, Si, As, Se, Te, At). E mais 6 elementos foram recentemente incluídos na lista de não metais. Estes são os chamados gases nobres (ou inertes) (He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn). Assim, 22 dos elementos químicos conhecidos são geralmente classificados como não-metais.
Elementos que exibem propriedades não metálicas no sistema periódico estão localizados acima da diagonal boro-astat (Fig. 26).
Os átomos da maioria dos não-metais, ao contrário dos átomos de metal, têm um grande número de elétrons na camada externa de elétrons - de 4 a 8. As exceções são os átomos de hidrogênio, hélio, boro, que possuem 1, 2 e 3 elétrons em nível externo, respectivamente.
Entre os não metais, apenas dois elementos - hidrogênio (1s 1) e hélio (1s 2) pertencem à família s, todo o resto pertence à família R-família .
Átomos de não-metais típicos (A) são caracterizados por alta eletronegatividade e alta afinidade eletrônica, o que determina sua capacidade de formar íons carregados negativamente com as configurações eletrônicas dos gases inertes correspondentes:
A 0 + nê → A n -
Esses íons fazem parte de compostos iônicos de não metais com metais típicos. Os não-metais também têm estados de oxidação negativos em compostos covalentes com outros não-metais menos eletronegativos (em particular, com hidrogênio).
Átomos de não-metais em compostos covalentes com não-metais mais eletronegativos (em particular, com oxigênio) têm estados de oxidação positivos. Estado de oxidação positivo mais alto de um não-metal, usualmente, igual ao número do grupo em que está localizado.
Os não metais são substâncias simples
Apesar do pequeno número de elementos não metálicos, seu papel e importância tanto na Terra quanto no espaço são enormes. 99% da massa do Sol e de outras estrelas são não-metais hidrogênio e hélio. A camada de ar da Terra consiste em átomos não metálicos - nitrogênio, oxigênio e gases nobres. A hidrosfera da Terra é formada por uma das substâncias mais importantes para a vida - a água, cujas moléculas consistem em não metais hidrogênio e oxigênio. Na matéria viva, 6 não metais predominam - carbono, oxigênio, hidrogênio, nitrogênio, fósforo, enxofre.
Em condições normais, existem substâncias não metálicas em diferentes estados de agregação:
1) gases: hidrogênio H 2, oxigênio O 2, nitrogênio N 2, flúor F 2, cloro C1 2, gases inertes: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn
2) líquido: bromo Br 2
3) substâncias sólidas iodo I 2, carbono C, silício Si, enxofre S, fósforo P, etc.
Sete elementos não metálicos formam substâncias simples que existem na forma de moléculas diatômicas E 2 (hidrogênio H 2, oxigênio O 2, nitrogênio N 2, flúor F 2, cloro C1 2, bromo Br 2, iodo I 2).
Como não há elétrons livres entre os átomos na rede cristalina dos não-metais, eles diferem em propriedades físicas dos metais:
¾ não possuem brilho;
¾ frágeis, possuem dureza diferente;
¾ conduzem mal o calor e a eletricidade.
Os sólidos não metálicos são praticamente insolúveis em água; O 2 gasoso, N 2 , H 2 e halogênios têm uma solubilidade muito baixa em água.
Vários não-metais são caracterizados alotropia- o fenômeno da existência de um elemento na forma de várias substâncias simples. As modificações alotrópicas são conhecidas para oxigênio (oxigênio O 2 e ozônio O 3), enxofre (rômbico, monoclínico e plástico), fósforo (branco, vermelho e preto), carbono (grafite, diamante e carabina, etc.), silício (cristalino e amorfo).
Propriedades químicas de não metais
De acordo com a atividade química dos não-metais diferem significativamente uns dos outros. Assim, nitrogênio e gases nobres entram em reações químicas apenas sob condições muito adversas (alta pressão e temperatura, presença de um catalisador).
Os não-metais mais reativos são halogênios, hidrogênio e oxigênio. Enxofre, fósforo e especialmente carbono e silício são reativos apenas em temperaturas elevadas.
Os não metais em reações químicas exibem propriedades oxidantes e redutoras. A maior capacidade de oxidação é característica de halogênios e oxigênio. Em não-metais como hidrogênio, carbono, silício, predominam as propriedades redutoras.
I. Propriedades oxidantes de não metais:
1. Interação com metais. Neste caso, são formados compostos binários: com oxigênio - óxidos, com hidrogênio - hidretos, nitrogênio - nitretos, halogênios - haletos, etc.:
2Cu + O2 → 2CuO
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2. Interação com hidrogênio. Os não metais também atuam como agentes oxidantes em reações com hidrogênio, formando compostos voláteis de hidrogênio:
H 2 + C1 2 → 2HC1
N 2 + 3H 2 → t, p, cat. 2NH3
3. Interação com não metais. Os não-metais também exibem propriedades oxidantes em reações com não-metais menos eletronegativos:
2P + 5C1 2 → 2PC1 5 ;
C + 2S → CS 2 .
4. Interação com substâncias complexas. As propriedades oxidantes dos não metais também podem se manifestar em reações com substâncias complexas. Por exemplo, a água queima em uma atmosfera de flúor:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.
II. Propriedades redutoras de não metais
1. Interação com não metais. Os não metais podem apresentar propriedades redutoras em relação aos não metais com maior eletronegatividade, principalmente em relação ao flúor e ao oxigênio:
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;
N 2 + O 2 → 2NO
2. Interação com substâncias complexas. Alguns não metais podem ser agentes redutores, o que permite que sejam utilizados na produção metalúrgica:
C + ZnO → Zn + CO;
5H 2 + V 2 O 5 → 2V + 5H 2 O.
SiO2 + 2C → Si + 2CO.
Os não metais exibem propriedades redutoras ao interagir com substâncias complexas - agentes oxidantes fortes, por exemplo:
3S + 2KSlO3 → 3SO2 + 2KS1;
6P + 5KSlO 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.
Métodos gerais para obter não metais
Alguns não metais são encontrados na natureza em estado livre: são enxofre, oxigênio, nitrogênio, gases nobres. Em primeiro lugar, substâncias simples - não metais fazem parte do ar.
Grandes quantidades de oxigênio gasoso e nitrogênio são obtidas por retificação do ar (separação).
Os não-metais mais ativos - halogênios - são obtidos por eletrólise de fundidos ou soluções de compostos. Na indústria, com a ajuda da eletrólise, três produtos mais importantes são obtidos simultaneamente em grandes quantidades: o análogo mais próximo do flúor é o cloro, o hidrogênio e o hidróxido de sódio. O eletrólito usado é uma solução de cloreto de sódio alimentada na célula por cima.
Mais detalhadamente, os métodos para a obtenção de não-metais serão discutidos posteriormente nas aulas relevantes.
