Ak v periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejeva nakreslíme uhlopriečku od berýlia po astat, potom na uhlopriečke vľavo dole budú kovové prvky (zahŕňajú aj prvky sekundárnych podskupín, zvýraznené modrou farbou) a navrchu vpravo - nekovové prvky (zvýraznené žltou farbou). Prvky umiestnené v blízkosti uhlopriečky - polokovy alebo metaloidy (B, Si, Ge, Sb atď.) majú duálny charakter (zvýraznené ružovou farbou).
Ako je zrejmé z obrázku, prevažnú väčšinu prvkov tvoria kovy.
Svojou chemickou povahou sú kovy chemickými prvkami, ktorých atómy darujú elektróny z vonkajšej alebo predvonkajšej energetickej hladiny, čím vytvárajú kladne nabité ióny.
Takmer všetky kovy majú relatívne veľké polomery a malý počet elektrónov (od 1 do 3) na vonkajšej energetickej úrovni. Kovy sa vyznačujú nízkymi hodnotami elektronegativity a redukčnými vlastnosťami.
Najtypickejšie kovy sa nachádzajú na začiatku periód (od druhej), ďalej zľava doprava sa vlastnosti kovu oslabujú. V skupine zhora nadol sú kovové vlastnosti vylepšené, pretože sa zväčšuje polomer atómov (v dôsledku zvýšenia počtu energetických hladín). To vedie k zníženiu elektronegativity (schopnosť priťahovať elektróny) prvkov a zvýšeniu redukčných vlastností (schopnosť darovať elektróny iným atómom v chemických reakciách).
typický kovy sú s-prvky (prvky skupiny IA od Li po Fr. prvky skupiny PA od Mg po Ra). Všeobecný elektrónový vzorec ich atómov je ns 1-2. Vyznačujú sa oxidačnými stavmi + I a + II.
Malý počet elektrónov (1-2) vo vonkajšej energetickej hladine typických kovových atómov naznačuje ľahkú stratu týchto elektrónov a prejav silných redukčných vlastností, ktoré odrážajú nízke hodnoty elektronegativity. To znamená obmedzené chemické vlastnosti a metódy na získanie typických kovov.
Charakteristickým znakom typických kovov je tendencia ich atómov vytvárať katióny a iónové chemické väzby s nekovovými atómami. Zlúčeniny typických kovov s nekovmi sú iónové kryštály "kovový katiónový anión nekovov", napríklad K + Br -, Ca 2+ O 2-. Typické kovové katióny sú tiež zahrnuté v zlúčeninách s komplexnými aniónmi - hydroxidmi a soľami, napríklad Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
Kovy skupiny A tvoriace amfotérnu diagonálu v periodickej tabuľke Be-Al-Ge-Sb-Po, ako aj kovy s nimi susediace (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nevykazujú typické kovové vlastnosti. . Všeobecný elektrónový vzorec ich atómov ns 2 np 0-4 znamená väčšiu rozmanitosť oxidačných stavov, väčšiu schopnosť zadržiavať vlastné elektróny, postupné znižovanie ich redukčnej schopnosti a objavenie sa oxidačnej schopnosti najmä vo vysokých oxidačných stavoch (typickým príkladom sú zlúčeniny Tl III, Pb IV, Bi v ). Podobné chemické správanie je charakteristické aj pre väčšinu (d-prvky, t.j. prvky B-skupín periodickej sústavy prvkov (typickým príkladom sú amfotérne prvky Cr a Zn).
Tento prejav duality (amfotérnych) vlastností, kovových (základných) aj nekovových, je spôsobený povahou chemickej väzby. V tuhom stave obsahujú zlúčeniny atypických kovov s nekovmi prevažne kovalentné väzby (ale menej silné ako väzby medzi nekovmi). V roztoku sa tieto väzby ľahko rozbijú a zlúčeniny sa disociujú na ióny (úplne alebo čiastočne). Napríklad kov gália pozostáva z molekúl Ga 2, v pevnom stave chloridy hliníka a ortuti (II) AlCl 3 a HgCl 2 obsahujú silne kovalentné väzby, ale v roztoku AlCl 3 disociuje takmer úplne a HgCl 2 - na veľmi malú rozsahu (a dokonca aj na ióny HgCl + a Cl -).
Všeobecné fyzikálne vlastnosti kovov
V dôsledku prítomnosti voľných elektrónov ("elektrónový plyn") v kryštálovej mriežke majú všetky kovy tieto charakteristické všeobecné vlastnosti:
1) Plastové- schopnosť ľahko meniť tvar, natiahnuť do drôtu, zvinúť do tenkých plátov.
2) kovový lesk a nepriehľadnosť. Je to spôsobené interakciou voľných elektrónov so svetlom dopadajúcim na kov.
3) Elektrická vodivosť. Vysvetľuje sa to usmerneným pohybom voľných elektrónov zo záporného na kladný pól pod vplyvom malého rozdielu potenciálov. Pri zahrievaní sa elektrická vodivosť znižuje, pretože. so stúpajúcou teplotou sa zväčšujú vibrácie atómov a iónov v uzloch kryštálovej mriežky, čo sťažuje usmernený pohyb „elektrónového plynu“.
4) Tepelná vodivosť. Je to kvôli vysokej pohyblivosti voľných elektrónov, vďaka čomu sa teplota rýchlo vyrovnáva s hmotnosťou kovu. Najvyššia tepelná vodivosť je v bizmute a ortuti.
5) Tvrdosť. Najtvrdší je chróm (reže sklo); najjemnejšie - alkalické kovy - draslík, sodík, rubídium a cézium - sa režú nožom.
6) Hustota. Je to tým menšie, čím menšia je atómová hmotnosť kovu a čím väčší je polomer atómu. Najľahšie je lítium (ρ=0,53 g/cm3); najťažšie je osmium (ρ=22,6 g/cm3). Kovy s hustotou menšou ako 5 g/cm3 sa považujú za „ľahké kovy“.
7) Teploty topenia a varu. Najtavnejším kovom je ortuť (t.t. = -39°C), najžiaruvzdornejším kovom je volfrám (t°m. = 3390°C). Kovy s t°pl. nad 1000 °C sa považujú za žiaruvzdorné, pod - nízky bod topenia.
Všeobecné chemické vlastnosti kovov
Silné redukčné činidlá: Me 0 – nē → Me n +
Množstvo napätí charakterizuje porovnávaciu aktivitu kovov v redoxných reakciách vo vodných roztokoch. 
I. Reakcie kovov s nekovmi
1) S kyslíkom:
2Mg + O2 -> 2MgO
2) So sírou:
Hg + S → HgS
3) S halogénmi:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) S dusíkom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) S fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) S vodíkom (reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):
2Li + H2 -> 2LiH
Ca + H2 -> CaH2
II. Reakcie kovov s kyselinami
1) Kovy stojace v elektrochemickom rade napätí do H redukujú neoxidačné kyseliny na vodík:
Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2
2Al+ 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2
6Na + 2H3P04 -> 2Na3P04 + 3H 2
2) S oxidačnými kyselinami:
Pri interakcii kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie a koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi vodík sa nikdy neuvoľňuje! 
Zn + 2H2S04 (K) → ZnSO4 + S02 + 2H20
4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H20
3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H20
2H2S04 (c) + Cu → Cu SO4 + SO2 + 2H20
10HN03 + 4Mg → 4Mg(N03)2 + NH4NO3 + 3H20
4HN03 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2N02 + 2H20
III. Interakcia kovov s vodou
1) Aktívne (alkalické kovy a kovy alkalických zemín) tvoria rozpustnú zásadu (alkálie) a vodík:
2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2
Ca+ 2H20 -> Ca(OH)2 + H2
2) Kovy strednej aktivity sú oxidované vodou pri zahriatí na oxid:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Neaktívne (Au, Ag, Pt) - nereagujú.
IV. Vytesnenie menej aktívnych kovov aktívnejšími kovmi z roztokov ich solí:
Cu + HgCl2 → Hg + CuCl2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
V priemysle sa často nepoužívajú čisté kovy, ale ich zmesi - zliatin v ktorých sa prospešné vlastnosti jedného kovu dopĺňajú prospešnými vlastnosťami iného kovu. Meď má teda nízku tvrdosť a málo sa používa na výrobu častí strojov, zatiaľ čo zliatiny medi so zinkom ( mosadz) sú už dosť tvrdé a sú široko používané v strojárstve. Hliník má vysokú ťažnosť a dostatočnú ľahkosť (nízku hustotu), ale je príliš mäkký. Na jeho základe sa pripravuje zliatina s horčíkom, meďou a mangánom - dural (dural), ktorý bez straty užitočných vlastností hliníka získava vysokú tvrdosť a stáva sa vhodnou v leteckom priemysle. Zliatiny železa s uhlíkom (a prísadami iných kovov) sú všeobecne známe liatina a oceľ.
Kovy vo voľnej forme sú redukčné činidlá. Reaktivita niektorých kovov je však nízka kvôli tomu, že sú pokryté povrchový oxidový film, v rôznej miere odolné voči pôsobeniu takých chemických činidiel, ako je voda, roztoky kyselín a zásad.
Napríklad olovo je vždy pokryté oxidovým filmom, jeho prechod do roztoku si vyžaduje nielen vystavenie pôsobeniu činidla (napríklad zriedenej kyseliny dusičnej), ale aj zahrievanie. Oxidový film na hliníku zabraňuje jeho reakcii s vodou, ale je zničený pôsobením kyselín a zásad. Voľný oxidový film (Hrdza), vznikajúce na povrchu železa vo vlhkom vzduchu, nenarúša ďalšiu oxidáciu železa.
Pod vplyvom koncentrovaný na kovoch vznikajú kyseliny udržateľný oxidový film. Tento jav sa nazýva pasivácia. Takže koncentrovane kyselina sírová pasivované (a potom nereagujú s kyselinou) také kovy ako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb a v koncentrovanej kyseline dusičnej - kovy A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th a U.
Pri interakcii s oxidačnými činidlami v kyslých roztokoch sa väčšina kovov mení na katióny, ktorých náboj je určený stabilným oxidačným stavom daného prvku v zlúčeninách (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ a Fe 3 +)
Redukčná aktivita kovov v kyslom roztoku sa prenáša sériou napätí. Väčšina kovov sa premieňa na roztok kyseliny chlorovodíkovej a zriedenej kyseliny sírovej, ale Cu, Ag a Hg - iba kyselina sírová (koncentrovaná) a kyselina dusičná a Pt a Au - "aqua regia".
Korózia kovov
Nežiaducou chemickou vlastnosťou kovov je ich aktívna deštrukcia (oxidácia) pri kontakte s vodou a pod vplyvom v nej rozpusteného kyslíka. (kyslíková korózia). Napríklad korózia železných produktov vo vode je všeobecne známa, v dôsledku čoho sa tvorí hrdza a produkty sa rozpadajú na prášok.
Korózia kovov prebieha vo vode aj v dôsledku prítomnosti rozpustených plynov CO 2 a SO 2; vzniká kyslé prostredie a katióny H + sú vytláčané aktívnymi kovmi vo forme vodíka H 2 ( vodíková korózia).
Miesto kontaktu medzi dvoma rozdielnymi kovmi môže byť obzvlášť korozívne ( kontaktná korózia). Medzi jedným kovom, ako je Fe, a iným kovom, ako je Sn alebo Cu, umiestneným vo vode, sa objavuje galvanický pár. Tok elektrónov prechádza od aktívnejšieho kovu, ktorý je v sérii napätí vľavo (Re), k menej aktívnemu kovu (Sn, Cu) a aktívnejší kov sa ničí (koroduje).
Kvôli tomu pocínovaný povrch plechoviek (pocínované železo) pri skladovaní vo vlhkom prostredí a neopatrnej manipulácii hrdzavie (žehlička sa rýchlo zrúti už po objavení sa malého škrabanca, čo umožňuje kontakt železa s vlhkosťou). Naopak, pozinkovaný povrch železného vedra dlho nehrdzavie, pretože ak aj dôjde k škrabancom, nekoroduje železo, ale zinok (aktívnejší kov ako železo).
Odolnosť proti korózii pre daný kov je zvýšená, keď je potiahnutý aktívnejším kovom alebo keď sú tavené; napríklad pokovovanie železa chrómom alebo výroba zliatiny železa s chrómom eliminuje koróziu železa. Pochrómované železo a oceľ s obsahom chrómu ( nehrdzavejúca oceľ) majú vysokú odolnosť proti korózii.
elektrometalurgia t.j. získavanie kovov elektrolýzou tavenín (pre najaktívnejšie kovy) alebo roztokov solí;
pyrometalurgia t.j. získavanie kovov z rúd pri vysokej teplote (napríklad výroba železa vo vysokej peci);
hydrometalurgia, teda izolácia kovov z roztokov ich solí aktívnejšími kovmi (napríklad výroba medi z roztoku CuSO 4 pôsobením zinku, železa alebo hliníka).
Prírodné kovy sa niekedy vyskytujú v prírode (typické príklady sú Ag, Au, Pt, Hg), ale častejšie sú kovy vo forme zlúčenín ( kovové rudy). Prevalenciou v zemskej kôre sa kovy líšia: od najbežnejších - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) po najvzácnejšie - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Nekovy sú chemické prvky, ktoré majú typické nekovové vlastnosti a nachádzajú sa v pravom hornom rohu periodickej tabuľky. Aké vlastnosti sú vlastné týmto prvkom a s čím reagujú nekovy?
Nekovy: všeobecné vlastnosti
Nekovy sa líšia od kovov tým, že majú viac elektrónov na svojej vonkajšej energetickej úrovni. Preto sú ich oxidačné vlastnosti výraznejšie ako u kovov. Nekovy sa vyznačujú vysokými hodnotami elektronegativity a vysokým redukčným potenciálom.
Nekovy zahŕňajú chemické prvky, ktoré sú v plynnom, kvapalnom alebo pevnom stave agregácie. Takže napríklad dusík, kyslík, fluór, chlór, vodík sú plyny; jód, síra, fosfor - pevná látka; bróm je kvapalina (pri izbovej teplote). Spolu je 22 nekovov.
Ryža. 1. Nekovy - plyny, tuhé látky, kvapaliny.
S nárastom náboja atómového jadra sa pozoruje vzor zmien vlastností chemických prvkov z kovových na nekovové.
Chemické vlastnosti nekovov
Vodíkové vlastnosti nekovov sú hlavne prchavé zlúčeniny, ktoré sú vo vodných roztokoch kyslé. Majú molekulárne štruktúry, ako aj kovalentnú polárnu väzbu. Niektoré, ako napríklad voda, amoniak alebo fluorovodík, tvoria vodíkové väzby. Zlúčeniny vznikajú priamou interakciou nekovov s vodíkom. Príklad:
S + H 2 \u003d H 2 S (do 350 stupňov, rovnováha sa posunie doprava)
Všetky zlúčeniny vodíka majú redukčné vlastnosti, pričom ich redukčná sila sa zvyšuje sprava doľava v určitom období a zhora nadol v skupine. Sírovodík teda horí s veľkým množstvom kyslíka:
2H2S + 3O3 \u003d 2SO2 + 2H20 + 1158 kJ.
Oxidácia môže prebiehať iným spôsobom. Takže už vo vzduchu sa vodný roztok sírovodíka zakalí v dôsledku tvorby síry:
H2S + 302 \u003d 2S + 2H20
Zlúčeniny nekovov s kyslíkom sú spravidla kyslé oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám obsahujúcim kyslík (oxokyseliny). Štruktúra oxidov typických nekovov je molekulárna.
Čím vyšší je oxidačný stav nekovu, tým silnejšia je zodpovedajúca kyselina obsahujúca kyslík. Chlór teda neinteraguje priamo s kyslíkom, ale tvorí množstvo oxokyselín, ktoré zodpovedajú oxidom, anhydridom týchto kyselín.
Najznámejšie sú soli týchto kyselín ako bielidlo CaOCl 2 (zmesová soľ kyseliny chlórnej a chlorovodíkovej), bertoletová soľ KClO 3 (chlorečnan draselný).
Dusík v oxidoch vykazuje kladné oxidačné stavy +1, +2, +3, +4, +5. Prvé dva oxidy N 2 O a NO nie sú solitvorné a sú to plyny. N 2 O 3 (oxid dusnatý III) - je anhydrid kyseliny dusnej HNO 2. Oxid dusnatý IV - hnedý plyn NO 2 - plyn, ktorý sa dobre rozpúšťa vo vode, pričom vznikajú dve kyseliny. Tento proces možno vyjadriť rovnicou:
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 (kyselina dusičná) + HNO 2 (kyselina dusitá) - redoxná disproporcionačná reakcia
Ryža. 2. Kyselina dusitá.
Anhydrid kyseliny dusičnej N 2 O 5 je biela kryštalická látka, ktorá je ľahko rozpustná vo vode. Príklad:
N205 + H20 \u003d 2HN03
Soli kyseliny dusičnej sa nazývajú ledky, sú rozpustné vo vode. Na výrobu dusíkatých hnojív sa používajú soli draslíka, vápnika, sodíka.
Fosfor tvorí oxidy s oxidačným stavom +3 a +5. Najstabilnejším oxidom je anhydrid kyseliny fosforečnej P 2 O 5, ktorý vo svojich uzloch tvorí molekulárnu mriežku s dimérmi P 4 O 10. Soli kyseliny fosforečnej sa používajú ako fosfátové hnojivá, napríklad ammofos NH 4 H 2 PO 4 (dihydrogenfosforečnan amónny).
Tabuľka usporiadania nekovov
| Skupina | ja | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| Prvé obdobie | H | On | |||||
| Druhé obdobie | B | C | N | O | F | Nie | |
| Tretia tretina | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| Štvrtá tretina | Ako | Se | Br | kr | |||
| Piate obdobie | Te | ja | Xe | ||||
| Šiesta perióda | o | Rn |
Ak väčšina kovových prvkov nie je zafarbená, s výnimkou iba medi a zlata, potom takmer všetky nekovy majú svoju farbu: fluór - oranžovo-žltý, chlór - zeleno-žltý, bróm - tehlovočervený, jód - fialový, síra - žltý, fosfor môže byť biely, červený a čierny a tekutý kyslík - modrý.
Všetky nekovy nevedú teplo a elektrický prúd, keďže nemajú voľné nosiče náboja - elektróny, všetky sa využívajú na vytváranie chemických väzieb. Nekovové kryštály sú neplastické a krehké, pretože akákoľvek deformácia vedie k zničeniu chemických väzieb. Väčšina nekovov nemá kovový lesk.
Fyzikálne vlastnosti nekovov sú rôznorodé a sú spôsobené rôznymi typmi kryštálových mriežok.
1.4.1 Alotropia
ALOTROPIA - existencia chemických prvkov v dvoch alebo viacerých molekulových alebo kryštalických formách. Napríklad alotrópy sú obyčajný kyslík O2 a ozón O3; v tomto prípade je alotropia spôsobená tvorbou molekúl s rôznym počtom atómov. Alotropia je najčastejšie spojená s tvorbou kryštálov rôznych modifikácií. Uhlík existuje v dvoch odlišných kryštalických alotropných formách: diamant a grafit. Predtým sa verilo, že tzv. amorfné formy uhlíka, drevené uhlie a sadze, sú tiež jeho alotropnými modifikáciami, ale ukázalo sa, že majú rovnakú kryštalickú štruktúru ako grafit. Síra sa vyskytuje v dvoch kryštalických modifikáciách: kosoštvorcovej (a-S) a monoklinickej (b-S); sú známe aspoň tri jeho nekryštalické formy: l-S, m-S a fialová. Pre fosfor boli dobre študované biele a červené modifikácie, opísaný bol aj čierny fosfor; pri teplotách pod -77 ° C existuje iný druh bieleho fosforu. Boli nájdené alotropické modifikácie As, Sn, Sb, Se a pri vysokých teplotách železa a mnohých ďalších prvkov.
1.5. Chemické vlastnosti nekovov
Nekovové chemické prvky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti v závislosti od chemickej premeny, na ktorej sa zúčastňujú.
Atómy najviac elektronegatívneho prvku - fluóru - nie sú schopné darovať elektróny, vždy vykazuje iba oxidačné vlastnosti, ostatné prvky môžu tiež vykazovať redukčné vlastnosti, aj keď v oveľa menšej miere ako kovy. Najsilnejšie oxidačné činidlá sú fluór, kyslík a chlór, vodík, bór, uhlík, kremík, fosfor, arzén a telúr majú prevažne redukčné vlastnosti. Stredné redoxné vlastnosti majú dusík, síru, jód.
Interakcia s jednoduchými látkami
Interakcia s kovmi:
2Na + Cl2 \u003d 2NaCl,
6Li + N 2 \u003d 2 Li 3 N,
2Ca + O2 \u003d 2CaO
v týchto prípadoch nekovy vykazujú oxidačné vlastnosti, prijímajú elektróny a vytvárajú záporne nabité častice.
Interakcia s inými nekovmi:
Pri interakcii s vodíkom má väčšina nekovov oxidačné vlastnosti a vytvára prchavé vodíkové zlúčeniny - kovalentné hydridy:
3H2 + N2 \u003d 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
Pri interakcii s kyslíkom všetky nekovy, okrem fluóru, vykazujú redukčné vlastnosti:
S + O 2 \u003d SO 2,
4P + 502 \u003d 2P205;
Pri interakcii s fluórom je fluór oxidačné činidlo a kyslík je redukčné činidlo:
2F2 + O2 \u003d 2OF2;
Nekovy medzi sebou interagujú, elektronegatívny kov hrá úlohu oxidačného činidla, menej elektronegatívny - úlohu redukčného činidla:
S + 3F 2 \u003d SF 6,
POUŽÍVAŤ. CHEMICKÉ VLASTNOSTI NEKOVOVCHEMICKÉ VLASTNOSTI VODÍKA
1. S KOVMI
(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín pri zahriatí vytvára pevné nestabilné látky hydridy, ostatné kovy nereagujú.
2K + H2 = 2KH (hydrid draselný)
Ca + H2 = CaH2
2. S NEKOVOVÝMI
s kyslíkom, halogénmi za normálnych podmienok, pri zahrievaní reaguje s fosforom, kremíkom a uhlíkom, s dusíkom pod tlakom a katalyzátorom.
2H₂ + O₂ = 2H₂O H₂ + Cl₂ = 2HCl
3H₂ + N₂↔ 2NH3 H2 + S = H2S
3. INTERAKCIA S VODOU
Nereaguje s vodou
4. INTERAKCIA S OXIDMI
Redukuje oxidy kovov (neaktívne) a nekovov na jednoduché látky:
CuO + H2 = Cu + H20 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
Si02 + H2 = Si + H20
5. INTERAKCIA S KYSELINAMI
Nereaguje s kyselinami
6. INTERAKCIA S ALKALI
Nereaguje s alkáliami
7. INTERAKCIA SO SOĽOU
Obnovuje neaktívne kovy zo solí
CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl
CHEMICKÉ VLASTNOSTI KYSLÍKA
1. INTERAKCIA S KOVMI
S alkalickými kovmi za normálnych podmienok - oxidy a peroxidy (lítium - oxid, sodík - peroxid, draslík, cézium, rubídium - superoxid
4Li + O2 = 2Li2O (oxid)
2Na + O2 = Na2O2 (peroxid)
K+O2=KO2 (superoxid)
So zvyškom kovov hlavných podskupín tvorí za normálnych podmienok oxidy s oxidačným stavom rovným číslu skupiny
2 Sa+02=2SaO
4Al + O2 = 2Al203
1. INTERAKCIA S KOVMI
S kovmi sekundárnych podskupín vytvára za normálnych podmienok a pri zahrievaní oxidy rôzneho stupňa oxidácie a so železom železné kameneFe3 O4 ( FeO∙ Fe2 O3)
3Fe + 202 = Fe304 4Cu + O2 = 2Cu2⁺10 (červená);
2Cu + 02 = 2Cu+20 (čierna); 2Zn + O2 = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
tvorí oxidy - často stredného oxidačného stavu
C + O₂(ex)=CO₂; C+ O₂ (týždeň) =CO
S + O2 = SO2N2 + O2 = 2NO - Q
3. INTERAKCIA S VODOU
Nereaguje s vodou
4. INTERAKCIA S OXIDMI
Oxiduje nižšie oxidy na oxidy s vyšším oxidačným stavom
Fe⁺20 + 02 = Fe2⁺303; C⁺20 + 02 = C⁺402
5. INTERAKCIA S KYSELINAMI
Bezvodé anoxické kyseliny (binárne zlúčeniny) horia v kyslíkovej atmosfére
2H2S + 02 = 2S + 2H20 2H2S + 302 = 2S02 + 2H20
Pri obsahu kyslíka zvyšuje stupeň oxidácie nekovu.
2HN+302 + 02 = 2HN+503
6. INTERAKCIA SO ZÁKLADŇAMI
Oxiduje nestabilné hydroxidy vo vodných roztokoch do vyššieho oxidačného stavu
4Fe(OH)2 + 02 + 2H20 = 4Fe(OH)3
7. INTERAKCIA SO SOĽOU A BINÁRNYMI ZLÚČENINAMI
Vstupuje do spaľovacích reakcií.
4FeS2 +1102 = 2Fe203 + 8S02
CH4 + 202 = C02 + 2H20
4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20
katalytická oxidácia
NH3 + O2 = NO + H2O
CHEMICKÉ VLASTNOSTI HALOGÉNOV
1. INTERAKCIA S KOVMI
S alkalickým za normálnych podmienok, sF, Cl, Brzapáliť:
2 Na + Cl2 = 2 NaCl(chlorid)
Alkalické zeminy a hliník reagujú za normálnych podmienok:
Sa+Cl2=SaCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Kovy sekundárnych podskupín pri zvýšených teplotách
Cu + Cl2 = Cu⁺2Cl2
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (neexistuje žiadny jodid meďný!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 chlorid železitý
Fluór reaguje s kovmi (často výbušne), vrátane zlata a platiny.
2Au + 3F₂ = 2AuF
2. INTERAKCIA S NEKOVOVMI
Neinteragujú priamo s kyslíkom (okrem F₂), reagujú so sírou, fosforom, kremíkom. Chemická aktivita brómu a jódu je menej výrazná ako aktivita fluóru a chlóru:
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
Reaguje s kyslíkom:F2 + O2 = O⁺² F2
Reaguje s inými halogénmi:Cl₂ + F₂ = 2 Cl⁺¹ F¯¹
Reaguje aj s inertnými plynmi 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.
3. INTERAKCIA S VODOU
Fluór za normálnych podmienok tvorí kyselinu fluorovodíkovú + + O₂
2F2 + 2H20 -> 4HF + O2
Chlór, keď teplota stúpa, tvorí kyselinu chlorovodíkovú + O₂,
2Сl2 + 2H20 -> 4HCl + O2
na n.o. - "chlórová voda"
Сl2 + Н2О ↔ НCl + НClO (kyselina chlorovodíková a chlórna)
Bróm za normálnych podmienok tvorí "brómovú vodu"
Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (kyseliny bromovodíkové a brómové
Jód → žiadna reakcia
I2 + H₂O ≠
5. INTERAKCIA S OXIDMI
REAGUJE len fluór F₂, vytláča kyslík z oxidu a vytvára fluoridy
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰
6. INTERAKCIA S KYSELINAMI.
reagovať s bezkyslíkatými kyselinami, čím sa vytláčajú menej aktívne nekovy.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
7. INTERAKCIA S ALKALI
Fluór tvorí fluorid + kyslík a vodu
2F2 + 4NaOH = 4NaF¯1 + O2 + 2H20
Chlór pri zahrievaní vytvára chloridy, chlorečnany a vodu.
3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ O3 + 3 H2 O
V chlade chlorid, chlórnan a voda, s hydroxidom vápenatým bielidlom a vodou
Cl2 + 2KOH (studený) = KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O
Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2 (bielidlo - zmes chloridu, chlórnanu a hydroxidu) + H2O
Bróm pri zahrievaní → bromid, bromičnan a voda
3Br2 + 6KOH = 5KBr¯¹ + KBr⁺⁵03 + 3H20
Jód pri zahrievaní → jodid, jodičnan a voda
3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI⁺⁵O3 + 3H2O
9. INTERAKCIA SO SOĽOU
Vytesnenie menej aktívnych halogénov zo solí
2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 -> 2KF + Cl2
2KBr + J2≠
Oxidovať nekovy v soliach do vyššieho oxidačného stavu
2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹
Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾
CHEMICKÉ VLASTNOSTI SÍRY
1. INTERAKCIA S KOVMIreaguje pri zahriatí aj s alkalickými kovmi, s ortuťou za normálnych podmienok: so sírou - sulfidy:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2. INTERAKCIA S NEKOVOVMI
Pri zahrievaní vodíkom,ckyslík (oxid siričitý)chalogény (okrem jódu), s uhlíkom, dusíkom a kremíkom a nereaguje
S + Cl2 = S+2Cl2; S + O2 = S+402
H2 + S = H2S32; 2P + 3S = P2S33¯²
S+ 3S = CS₂¯²
S VODOU, OXIDMI, SOĽOU
NEREAGUJE
3. INTERAKCIA S KYSELINAMI
Pri zahriatí na oxid siričitý a vodu sa oxiduje kyselinou sírovou
2H2SO4 (konc) = 2H20 + 3S+402
Kyselina dusičná pri zahriatí na kyselinu sírovú, oxid dusnatý (+4) a vodu
S + 6HNO3(konc) = H2S04 + 6N+402 + 2H20
4. INTERAKCIA S ALKALI
Pri zahrievaní vytvára siričitan, sulfid + voda
3S + 6KOH = K2S03 + 2K2S + 3H20
CHEMICKÉ VLASTNOSTI DUSÍKU
1. INTERAKCIA S KOVMIreakcie prebiehajú pri zahrievaní (výnimka: lítium s dusíkom za normálnych podmienok):
S dusíkom - nitridy
6Li + N2 = 3Li2N (nitrid lítny) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitrid horečnatý) 2Cr + N2 = 2CrN
Železo v týchto zlúčeninách má oxidačný stav +2
2. INTERAKCIA S NEKOVOVMI
(v dôsledku trojitej väzby je dusík veľmi neaktívny). Za normálnych podmienok nereaguje s kyslíkom. Reaguje s kyslíkom iba pri vysokých teplotách (elektrický oblúk), v prírode - počas búrky
N2+O2=2NO (email. oblúk, 3000 0C)
S vodíkom pri vysokom tlaku, zvýšenej teplote a v prítomnosti katalyzátora:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
S VODOU, OXIDMI, KYSELINAMI, ALKÁLIAMI A SOĽOU
NEREAGUJE
CHEMICKÉ VLASTNOSTI FOSFORU
1. INTERAKCIA S KOVMI
reakcie prebiehajú pri zahrievaní s fosforom - fosfidmi
3Ca + 2P = K3P2, Železo v týchto zlúčeninách má oxidačný stav +2
2. INTERAKCIA S NEKOVOVMI
Spaľovanie v kyslíku
4P + 50₂ = 2P₂⁺⁵0₅ 4P + 30₂ = 2P₂⁺3O₃
Pri zahrievaní s halogénmi a sírou
2P + 3Cl2 = 2P+3Cl3 2P + 5Cl2 = 2P+5Cl5; 2P + 5S = P₂⁺⁵S₅
Neinteraguje priamo s vodíkom, uhlíkom, kremíkom
S VODOU A OXIDMI
NEREAGUJE
3. INTERAKCIA S KYSELINAMI
S koncentrovanou kyselinou dusičnou oxid dusnatý (+4), so zriedeným oxidom dusnatým (+2) a kyselinou fosforečnou
3P + 5HNO3 (konc) = 3H3PO4 + 5N⁺⁴0₂
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5N⁺²O
Pri koncentrovanej kyseline sírovej vzniká kyselina fosforečná, oxid sírový (+4) a voda
3P + 5H2SO4 (konc.) = 3H3PO4 + 5S⁺402+ 2H20
4. INTERAKCIA S ALKALI
S alkalickými roztokmi vytvára fosfín a fosfornan
4P⁰ + 3NaOH + 3H20 = P3H 3 + 3 NaH 2 P ⁺1O 2
5. INTERAKCIA SO SOĽOU
5. INTERAKCIA SO SOĽOU
So silnými oxidačnými činidlami s redukčnými vlastnosťami
3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺3O₂ + P₂⁺⁵O₅
CHEMICKÉ VLASTNOSTI UHLÍKA
1. INTERAKCIA S KOVMI
reakcie prebiehajú pri zahrievaní
Kovy - d-prvky vznikajú so zlúčeninami uhlíka nestechiometrického zloženia ako sú tuhé roztoky: WC, ZnC, TiC - používajú sa na získanie supertvrdých ocelí
s karbidmi uhlíka 2Li + 2C = Li2C2,
Ca + 2C = CaC2
2. INTERAKCIA S NEKOVOVMI
Z halogénov priamo reaguje len s fluórom, so zvyškom pri zahriatí.
С + 2F2 = CF4.
Interakcia s kyslíkom:
2C + O₂ (nedostatok) \u003d 2C⁺²O (oxid uhoľnatý),
С + О₂(ex) = С⁺⁴О₂(oxid uhličitý).
Interakcia s inými nekovmi pri zvýšenej teplote, neinteraguje s fosforom
C + Si = SiC34; C + N2 = C2+4N2;
C + 2H2 = C14H4; C + 2S = C+4S2;
3. INTERAKCIA S VODOU
Prechodom vodnej pary cez žeravé uhlie vzniká oxid uhoľnatý a vodík (syntézny plyn
C + H20 = CO + H2
4. INTERAKCIA S OXIDMI
UHLÍK ZNIŽUJE KOVY A NEKOVY Z OXIDOV NA JEDNODUCHÚ LÁTKU PRI OHRIEVANÍ (KARBOTTERMIA), znižuje stupeň oxidácie oxidu uhličitého
2ZnO + C = 2Zn + CO; 4S+ Fe304 = 3Fe + 4CO;
P205 + C = 2P + 5CO; 2S+ Si02 = Si + 2CO;
S+ C⁺402 = 2C⁺20
5. INTERAKCIA S KYSELINAMI
Oxidovaný koncentrovanou kyselinou dusičnou a sírovou na oxid uhličitý
C+2H2S04(konc)=C+402+ 2S+402+ 2H20; C+4HN03 (konc) = C+402 + 4N+402 + 2H20.
S ALKÁLIOU A SOĽOU
NEREAGUJE
CHEMICKÉ VLASTNOSTI KREMÍKU
1. INTERAKCIA S KOVMI
reakcie prebiehajú pri zahrievaní: aktívne kovy reagujú s kremíkom - silicidy
4Cs + Si = Cs4Si,
1. INTERAKCIA S NEKOVOVMI
Z halogénov priamo len s fluórom.
Pri zahrievaní reaguje s chlórom
Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O2 = Si02; Si+C=SiC; 3Si + 2N2 = Si3N;
Neinteraguje s vodíkom
3. INTERAKCIA S KYSELINAMI
interaguje iba so zmesou kyseliny fluorovodíkovej a dusičnej, pričom vzniká kyselina hexafluorokremičitá
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2 + 4NO + 8H20
Interakcia s halogenovodíkmi (nie sú to kyseliny) - vytesňuje vodík, vznikajú halogenidy kremíka a vodík
Za normálnych podmienok reaguje s fluorovodíkom.
Si + 4HF = SiF4 + 2H2
4. INTERAKCIA S ALKALI
Pri zahrievaní v alkáliách sa rozpúšťa za vzniku kremičitanu a vodíka:
Si + 2NaOH + H20 = Na2SiO3 + 2H2
Prednáška 24
Nekovy.
Plán prednášok:
Nekovy sú jednoduché látky
Postavenie nekovov v periodickom systéme
Počet nekovových prvkov je oveľa menší ako kovových prvkov Desať chemických prvkov (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) má typické nekovové vlastnosti. Šesť prvkov, ktoré sa zvyčajne označujú ako nekovy, vykazuje dvojité (kovové aj nekovové) vlastnosti (B, Si, As, Se, Te, At). A do zoznamu neziskoviek sa nedávno dostalo ďalších 6 prvkov. Ide o takzvané ušľachtilé (alebo inertné) plyny (He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn). Takže 22 známych chemických prvkov je zvyčajne klasifikovaných ako nekovy.
Prvky, ktoré vykazujú nekovové vlastnosti v periodickom systéme, sa nachádzajú nad diagonálou bór-astat (obr. 26).
Atómy väčšiny nekovov, na rozdiel od atómov kovov, majú na vonkajšej elektrónovej vrstve veľký počet elektrónov – od 4 do 8. Výnimkou sú atómy vodíka, hélia, bóru, ktoré majú 1, 2 a 3 elektróny pri vonkajšia úroveň, resp.
Spomedzi nekovov patria do rodiny s iba dva prvky - vodík (1s 1) a hélium (1s 2), všetky ostatné patria do R-rodina .
Atómy typických nekovov (A) sa vyznačujú vysokou elektronegativitou a vysokou elektrónovou afinitou, ktorá určuje ich schopnosť vytvárať záporne nabité ióny s elektronickými konfiguráciami zodpovedajúcich inertných plynov:
A 0 + nê → A n -
Tieto ióny sú súčasťou iónových zlúčenín nekovov s typickými kovmi. Nekovy majú tiež negatívne oxidačné stavy v kovalentných zlúčeninách s inými menej elektronegatívnymi nekovmi (najmä s vodíkom).
Atómy nekovov v kovalentných zlúčeninách s viac elektronegatívnymi nekovmi (najmä s kyslíkom) majú kladné oxidačné stavy. Najvyšší kladný oxidačný stav nekovu, zvyčajne, rovné číslu skupiny v ktorom sa nachádza.
Nekovy sú jednoduché látky
Napriek malému počtu nekovových prvkov je ich úloha a význam na Zemi aj vo vesmíre obrovská. 99 % hmotnosti Slnka a ostatných hviezd tvoria nekovy vodík a hélium. Vzduchový obal Zeme tvoria nekovové atómy – dusík, kyslík a vzácne plyny. Hydrosféru Zeme tvorí jedna z najdôležitejších látok pre život – voda, ktorej molekuly pozostávajú z nekovov vodíka a kyslíka. V živej hmote prevláda 6 nekovov - uhlík, kyslík, vodík, dusík, fosfor, síra.
Za normálnych podmienok existujú nekovové látky v rôznych stavoch agregácie:
1) plyny: vodík H 2, kyslík O 2, dusík N 2, fluór F 2, chlór C1 2, inertné plyny: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn
2) kvapalina: bróm Br 2
3) tuhé látky jód I 2, uhlík C, kremík Si, síra S, fosfor P atď.
Sedem nekovových prvkov tvorí jednoduché látky, ktoré existujú vo forme dvojatómových molekúl E 2 (vodík H 2, kyslík O 2, dusík N 2, fluór F 2, chlór C1 2, bróm Br 2, jód I 2).
Keďže medzi atómami v kryštálovej mriežke nekovov nie sú žiadne voľné elektróny, líšia sa fyzikálnymi vlastnosťami od kovov:
¾ nemajú lesk;
¾ krehké, majú rôznu tvrdosť;
¾ zle vedú teplo a elektrinu.
Nekovové pevné látky sú prakticky nerozpustné vo vode; plynný O 2, N 2, H 2 a halogény majú veľmi nízku rozpustnosť vo vode.
Vyznačuje sa rad nekovov alotropia- jav existencie jedného prvku vo forme niekoľkých jednoduchých látok. Alotropické modifikácie sú známe pre kyslík (kyslík O 2 a ozón O 3), síru (rombickú, jednoklonnú a plastickú), fosfor (biely, červený a čierny), uhlík (grafit, diamant a karabín atď.), kremík (kryštalický a amorfný).
Chemické vlastnosti nekovov
Podľa chemickej aktivity sa nekovy navzájom výrazne líšia. Takže dusík a vzácne plyny vstupujú do chemických reakcií len za veľmi drsných podmienok (vysoký tlak a teplota, prítomnosť katalyzátora).
Najreaktívnejšie nekovy sú halogény, vodík a kyslík. Síra, fosfor a najmä uhlík a kremík sú reaktívne len pri zvýšených teplotách.
Nekovy v chemických reakciách vykazujú oxidačné aj redukčné vlastnosti. Najvyššia oxidačná kapacita je charakteristická pre halogény a kyslík. V takých nekovoch, ako je vodík, uhlík, kremík, prevládajú redukčné vlastnosti.
I. Oxidačné vlastnosti nekovov:
1. Interakcia s kovmi. V tomto prípade sa tvoria binárne zlúčeniny: s kyslíkom - oxidy, s vodíkom - hydridy, dusík - nitridy, halogény - halogenidy atď.:
2Cu + O2 → 2CuO
2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3
2. Interakcia s vodíkom. Nekovy tiež pôsobia ako oxidačné činidlá pri reakciách s vodíkom, pričom vytvárajú prchavé vodíkové zlúčeniny:
H2 + C12 -> 2HC1
N2 + 3H2 -> t, p, kat. 2NH3
3. Interakcia s nekovmi. Nekovy tiež vykazujú oxidačné vlastnosti pri reakciách s menej elektronegatívnymi nekovmi:
2P + 5C12 -> 2PC15;
C + 2S → CS2.
4. Interakcia s komplexnými látkami. Oxidačné vlastnosti nekovov sa môžu prejaviť aj pri reakciách s komplexnými látkami. Napríklad voda horí v atmosfére fluóru:
2F2 + 2H20 -> 4HF + 02.
II. Redukčné vlastnosti nekovov
1. Interakcia s nekovmi. Nekovy môžu vykazovať redukčné vlastnosti vo vzťahu k nekovom s vyššou elektronegativitou a predovšetkým vo vzťahu k fluóru a kyslíku:
4P + 502 -> 2P205;
N2 + O2 -> 2NO
2. Interakcia s komplexnými látkami. Niektoré nekovy môžu byť redukčnými činidlami, čo umožňuje ich použitie v metalurgickej výrobe:
C + ZnO → Zn + CO;
5H2 + V205 -> 2V + 5H20.
Si02 + 2C → Si + 2CO.
Nekovy vykazujú redukčné vlastnosti pri interakcii s komplexnými látkami - silnými oxidačnými činidlami, napr.
3S + 2KS103 -> 3SO2 + 2KS1;
6P + 5KSlO3 → ZR205 + 5KS1.
C + 2H2S04 -> C02 + 2S02 + 2H20;
3P + 5HN03 + 2H20 → ZH3RO4 + 5NO.
Všeobecné metódy získavania nekovov
Niektoré nekovy sa v prírode nachádzajú vo voľnom stave: sú to síra, kyslík, dusík, vzácne plyny. V prvom rade jednoduché látky – nekovy sú súčasťou ovzdušia.
Veľké množstvo plynného kyslíka a dusíka sa získava rektifikáciou vzduchu (separáciou).
Najaktívnejšie nekovy - halogény - sa získavajú elektrolýzou tavenín alebo roztokov zo zlúčenín. V priemysle sa pomocou elektrolýzy súčasne vo veľkých množstvách získavajú tri najdôležitejšie produkty: najbližším analógom fluóru je chlór, vodík a hydroxid sodný. Použitým elektrolytom je roztok chloridu sodného privádzaný do článku zhora.
Podrobnejšie sa metódam získavania nekovov bude venovať neskôr v príslušných prednáškach.
