Obecná charakteristika nekovů hlavních podskupin

Všechny anorganické látky se dělí na jednoduché sloučeniny: kovy; nekovy. A komplexní: binární sloučeniny; báze; kyseliny; soli.

Jak jsou nekovy umístěny v periodické tabulce? Ze 118 dosud známých chemických prvků je 96 kovů a pouze 22 patří podle Celkové charakterizace prvků k nekovům. Nekovové chemické prvky představují většinu hmoty živých organismů. A složení zemské atmosféry zahrnuje jednoduché i složité látky tvořené nekovovými prvky.

Umístění nekovových prvků v periodickém systému

V krátkodobé verzi-v hlavních podskupinách-nekovy. Zvažte obecnou charakteristiku níže. Nekovy jsou umístěny vpravo a nad úhlopříčkou Boru a astatu. V dlouhé periodické variantě-na konci vpravo ve skupinách IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA.

Ze všech dosud objevených chemických prvků nekovových prvků je jen málo-celkem 22. Z toho 16 aktivních prvků a 6 inertních plynů. Chemie nekovů je však bohatší než chemie všech kovů. Nekovové prvky hrají obrovskou roli v existenci života na Zemi.

Obecná charakteristika nekovů

Atomy nekovových prvků obsahují na vnější úrovni čtyři až sedm elektronů a osm elektronů v inertních plynech, s výjimkou vodíku (jeden elektron) a helia (2 elektrony). Proto v obecné charakteristice struktury atomů nekovů - je to schopnost přijímat a darovat elektrony a hrát roli oxidantů i redukčních činidel.

Ve sloučeninách tedy nekovové prvky vykazují negativní i pozitivní oxidační stavy. Charakteristické hodnoty Valence a oxidačního stavu nekovů jsou spojeny se strukturou jejich vnější elektronické úrovně

Například síra může vykazovat valenci 2, 4, 6 oddělením elektronů. V přírodě existují nekovy, kromě kyslíku, dusíku, vodíku, síry a inertních plynů, ve formě sloučenin: sulfidy, oxidy, chloridy, silikáty, sírany, uhličitany, fosfáty různých kovů.

Nekovové prvky ve volné formě existují ve formě jednoduchých nekovových látek. Zvažte jejich strukturu, vlastnosti a použití. Atomy nekovů jsou spojeny kovalentní vazbou. Formy existence nekovů se liší. Vodík, jód, chlor, fluor, brom, existují pouze jako diatomické molekuly H2, I2, Cl2, F2 Br2. Důvodem je, že mají pouze jednu příležitost vytvořit společný pár jediným nepárovým elektronem.

Alotropie nekovy

Se zvyšujícím se počtem nepárových elektronů pro prvky existuje možnost tvorby jednoduchých látek různého složení-allotropních modifikací. Kyslík tedy tvoří dvě alotropní modifikace.

Vodík H2, fluor F2, chlor Cl2, dusík N2, kyslík O2, ozon O3 jsou poměrně lehké nepolární molekuly, které spolu slabě interagují. Proto jsou všechny uvedené látky plyny při běžné teplotě.

Brom Br2 je kapalina a I2 je pevná látka. V pevné formě mají všechny molekulární krystalovou mřížku.

Metody získávání

První bod obecné charakteristiky nekovů lze považovat za metody jejich získání. Nekovové dostanou různými způsoby:

1. Oddělením od jiných látek z přírodních sloučenin. Například rozdělení kapalného vzduchu na kyslík, dusík a zbytkové inertní plyny.
2. Redukcí ze sloučeniny, pokud má nekov v ní pozitivní oxidační stav. Například redukce vodíku z vody elektrolýzou: +1 -2 0 katoda (-) 2H2O + 2e = H2­+ 2OH^-.
3. Oxidací ze sloučeniny, ve které má nekov negativní oxidační stav. Například oxidace chloridových iontů při elektrolýze roztoku nebo taveniny chloridu sodného: anoda ( + ) 2Cl^- - 2e = Cl⁰₂↑.

Rozlišují se také průmyslové a laboratorní metody získávání nekovů.

Fyzikální vlastnosti

Druhým bodem celkové vlastnosti nekovů jsou jejich fyzikální vlastnosti. Nekovy mají hlavně atomovou nebo molekulární krystalovou mřížku. Část z nich vede dobře elektrický proud, nebo jsou polovodiče. Třetí položka ve studiu celkové charakterizace nekovů spočívá v zvážení jejich chemických vlastností.

Nekovy mohou sloužit v chemických reakcích, oxidačních i redukčních činidlech. Výjimkou je fluor F2, který vždy hraje roli oxidačního činidla. Proto jsou všechny reakce zahrnující nekovy redoxní.

Zvažte poměr nekovů k vodě, kovům, k sobě navzájem, jakož i k oxidům, kyselinám, zásadám a solím. Všechny nekovy jsou odolné vůči teplu, takže většina jejich reakcí probíhá pouze při vysokých teplotách:

1. S vodou za normálních podmínek aktivně interaguje pouze fluor: F2 + H2O = 2HF + o 2o = O2; O2 + o = O3. Můžeme říci, že voda hoří ve fluoru. Tím se vytvoří komplexní směs látek, včetně fluoridů kyslíku OF2 a O2F2. Chlor a brom interagují s vodou pouze částečně: Cl2 + H2O ←→ HCL + HClO roztoky chloru Cl2 ve vodě se nazývají chlorová voda. Při průchodu vodní páry nad zahřátým uhlím se vytvoří vodní plyn: C + H2O =^to CO + H2.

2. Všechny nekovy interagují s kovy kromě inertních plynů. Výsledkem jsou binární sloučeniny: oxidy, hydridy, karbidy, nitridy, fosfidy, sulfidy, chloridy, bromidy, jodidy atd. Ca + H2 = cah2-hydrid vápenatý.

3. Nekovy navzájem reagují pouze při zahřátí (kromě fluoru) za vzniku binárních sloučenin různých typů:

• Oxidy: N2 + O2 ←→ 2NO – Q-oxid dusnatý (II) z nekovů přímo s kyslíkem nereaguje pouze chlor, brom, jód. Jejich oxidy se získávají nepřímou cestou.
• Vodíkové sloučeniny: H2 + s = H2S-sirovodík.

4. S oxidy za normálních podmínek nekovy prakticky nereagují. Při zahřívání dochází k několika, ale téměř důležitým reakcím. Například redukce kovů a nekovů z oxidů: FeO + C = Fe + CO↑.

Zvažte obecnou charakteristiku nekovů na příkladu halogenů

Fluor F2 a chlor Cl2 vykazují podobné fyzikální vlastnosti: Jedná se o jedovaté plyny s ostrým zápachem, přičemž fluor je světle žlutý a chlor žlutozelený. Brom Br2-těžká kapalina červenohnědé barvy. Chlor a brom jsou částečně rozpustné ve vodě, jejich roztok se nazývá chlorová a bromová voda.

Jód I2 - velmi málo rozpustný ve vodě, lépe rozpustný v alkoholu nebo jiných organických rozpouštědlech.

Halogeny se vyrábějí elektrolýzou taveniny nebo roztoku NaCl nebo jejich vytlačením chlorem. Halogeny se navzájem vytlačují z roztoků jejich kyselin: 2hbr + Cl2 = 2HCl + Br2.