Положение неметаллических элементов в периодической системе химических элементов

Положение неметаллических элементов в периодической системе химических элементов

Группа	I	III	IV	V	VI	VII	VIII
1-й период	Н						He
2-й период		В	С	N	O	F	Ne
3-й период			Si	P	S	CL	Ar
4-й период				As	Se	Br	Kr
5-й период					Te	I	Xe
6-й период						At	Rn

Как видно из таблицы, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы.

Строение атомов неметаллов

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли ― хлориты, например хлорит калия KClO2. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлорноватая кислота HClO3 и ее соли ― хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO4).

Строения молекул неметаллов. Физические свойства неметаллов

В газообразном состоянии при комнатной температуре находятся:

· водород ― H2;

· азот ― N2;

· кислород ― O2;

· фтор ― F2;

· хлор ― CI2.

И инертные газы:

· гелий ― He;

· неон ― Ne;

· аргон ― Ar;

· криптон ― Kr;

· ксенон ― Xe;

· радон ― Rn).

В жидком ― бром ― Br.

В твердом:

· бор ― B;

· углерод ― C;

· кремний ― Si;

· фосфор ― P;

· сера ― S;

· мышьяк ― As;

· селен ― Se;

· теллур ― Te;

· йод ― I;

· астат ― At.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный ― у фосфора, бурый ― у брома, желтый ― у серы, желто-зеленый ― у хлора, фиолетовый ― у паров йода и т. д.

Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные ― немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств.

Виды соединений неметаллов

Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблицe:

I	II	III	IV	V	VI	VII
RH	RH2	RH3	RH4	RH3	H2R	HR
Нелетучие водородные соединения	Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения (например, фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te. При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH4OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH3∙H2O и называют гидратом аммиака.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2, N2O5), а других ― более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислота H2SO4 сильнее сернистой H2SO3.

Характеристики кислородных соединений неметаллов

1. Свойства высших оксидов (т. е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам.

3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

4. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

Галогены.

Строение атомов галогенов

К галогенам относятся элементы VIII группы периодической системы, атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов и до его завершения им недостает только одного электрона, поэтому галогены проявляют яркие окислительные свойства. В подгруппе с увеличением порядкового номера эти свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату ― и, соответственно, возрастают восстановительные свойства их. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов. Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять как эту степень окисления в соединениях с металлами, водородом и менее электроотрицательными элементами, так и положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором.

Подгруппа кислорода

Сравнитель-ные характе-ристики	8Окислород	16Sсера	34Seселен	52Teтеллур	84Poполоний
Электронное строение	1S22S22p4	…3S23p4	…3d104S24p4	…4d105S25p4	…4f145d106S26p4
Степень окисления	-1, -2, +2* * ― только в оксиде F2O	-2, +2, +4,+6	-2, +2, +4
Нахождение в природе	В свободном состоянии ― в атмосфере (О2 ― кислород, О3 ― озон), в связанном ― в составе Н2О, SiO2, в сложных соединениях	Самородная сера; сульфиды: свинцовый блеск PbS, медный блеск Сu2S, пирит FeS2, сероводород H2S; сульфаты: гипс CaSO4∙2H2O, горькая соль MgSO4∙7H2O, белки	Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах	Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах	Редкий радиоактивный элемент
Физические свойства	О2 ― бесцветный газ без вкуса и запаха, умеренно растворим в воде, парамагнитен. O3 ― газ синего цвета, диамагнитен, сильный окислитель	S-ромбическая ― желтые хрупкие кристаллы без запаха, не растворима в воде, ρ = 2 г/см3; S-пластическая ― коричнево-желтая, резиноподобная	Кристаллическое вещество с металлическим блеском, ρ = 4,8 г/см3, темно-серый, полупроводник	ρ = 6,3 г/см3, серебристо-белый, хрупкий с металлическим блеском полупроводник	ρ = 9,3 г/см3, мягкий, серебристо-белый, радиоактивный металл
Химические свойства	По активности уступает только фтору, реагирует со всеми простыми веществами, (исключение: галогены, Pt, Au, инертные газы) и со многими сложными веществами	И окислительные, и восстановительные свойства	Свойства типичного неметалла Se + O2 → SeO2 Se + Cl2 → SeCl2 Se + H2 → H2Se	Слабо выраженные металлические свойства	Проявляет свойства металла
Получение	Фракционная перегонка жидкого воздуха; в лаборатории ― при термическом разложении CrO3, KNO3, RClO3, BaO2	В промышленности: из самородных руд. В лаборатории: окислением сероводорода, сульфидов	Из отходов цветной металлургии и сернокислой промышленности, особо чистые ― дистилляцией в вакууме и зонной плавкой	Искусственно облучением висмута в ядерных реакторах
Применение	Для получения серной и азотной кислот; для выплавки чугуна и стали; для резки и сварки металла; как окислитель ракетного топлива; в органическом синтезе.	Для получения серной кислоты; в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями; производство спичек; вулканизация каучука; в производстве черного пороха.	Производство фотоэлементов и выпрямителей электрического тока	В полупроводниковой технике

Подгруппа азота

Сравнительные характеристики	7N азот	15Р фосфор	33As мышьяк	51Sb сурьма	83Bi висмут
Электронное строение	1S22S22p3	…3S23p3	…3d104S24p3	…4d105S25p3	…4f145d106S26p3
Степень окисления	-1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5	-3, +1, +3, +4,+5	-3, +3, +5
Электро-отрицательность	3,07	2,10	2,20	1,82	1,67
Нахождение в природе	В свободном состоянии ― в атмосфере (N2 ― азот), в связанном ― в составе NaNO3 ― чилийская селитра; КNO3 ― индийская селитра	Ca3(РО4)2 ― фосфорит, Ca5(РО4)3(ОН) ― гидрооксилапатит, Ca5(РО4)3F ― фторапатит	As2S3 ― аурипигмент, As4S4 ― рельгар, FeAsS ― арсенопирит	Sb2S3 ― антимонит или сурьмяный блеск	Bi2S3 ― висмутин или висмутовый блеск, Bi2О3 ― бисмит или висмутовая охра
Содержание в земной коре, массовая доля, %	0,04	8,0·10-2	5·10-4	5·10-5	2·10-5
Аллотропические формы при обычных условиях	Азот (одна форма)	Белый, красный, черный фосфор	Металлический (серый) мышьяк	Серая сурьма	Висмут (одна форма)
Агрегатное состояние	Газ	Кристаллические вещества	Металлоподобное кристаллическое вещество	Металлоподобное кристаллическое вещество	Мягкий металл

Важнейшие формы кислотных оксидов элементов этой подгруппы Э2О3 и Э2О5, им соответствуют кислоты НЭО2 или Н3ЭО3, и НЭО2 или Н3ЭО4:

· N2+3O3 → HN+3O2 (азотистая кислота);

· N2+5O5 → HN+5O3 (азотная кислота);

· (фосфористые кислоты);

· (фосфорная кислота).

Элементы подгруппы азота образуют газообразные водородные соединения (NH3 ― аммиак, РН3 ― фосфин).

Водные растворы аммиака и фосфина представляют собой слабые основания:

NH3 + Н2О ↔ NH4ОН ↔ NH4+ + ОН – (гидроксид аммония);

РH3 + Н2О ↔ РH4ОН ↔ РH4+ + ОН- (гидроксид фосфония).

Подгруппа углерода

Сравнитель- ные характе-ристики	6С углерод	14Si кремний	32Ge германий	50Sn олово	82Pb свинец
Электронное строение	1S22S22p2	…3S23p2	…3d104S24p2	…4d105S25p2	…4f145d106S26p2
Степень окисления	-4, +2, +4	-4, +2, +4	+2, +4
Электро -отрицатель-ность	2,5	1,74	2,02	1,72	1,55
Нахождение в природе	В свободном состоянии ― алмаз, графит; в связанном ― уголь, нефть, известняк, мел СаСО3, мрамор, доломит магнезит, малахит	Кремнезем (SiO2), минералы ― алюмосиликаты натрия, калия, бария	Ag8GeS6 ― аргиродит, Cu3(Fe, Ge)S4 ― германит	SnO2 ― касситерит, Cu3FeSnS4 ― станнит	PbS ― галенит, PbSO4 ― англезит, PbCO3 ― церуссит
Содержание в земной коре, массовая доля, %	0,35	27,6	7·10-4	4·10-3	1,6·10-3

Летучие водородные соединения, образуемые элементами подгруппы углерода, имеют общую формулу ЭН4. Среди них только метан СН4 является устойчивым соединением. Силан SiН4 малоустойчив и самовоспламеняется на воздухе. Еще менее устойчивы GeН4, SnН4, PbН4.

Низшие оксиды углерода и кремния СО и SiO являются несолеобразующими оксидами, а оксиды двухвалентных германия, олова и свинца GeО, SnО, PbО ― амфотерными оксидами.

Высшие оксиды углерода и кремния СО2 и SiO2 являются кислотными оксидами, которым соответствуют гидроксиды, проявляющие слабокислотные свойства ― угольная кислота Н2СО3 и кремниевая кислота Н2SiО3.

Амфотерным оксидам ― GeО2, SnО2, PbО2 ― соответствуют амфотерные гидроксиды, причем при переходе от гидроксида германия Ge(ОН)4 к гидроксиду свинца Pb(ОН)4 кислотные свойства ослабляются, а основные усиливаются.

Положение неметаллических элементов в периодической системе химических элементов

Группа	I	III	IV	V	VI	VII	VIII
1-й период	Н						He
2-й период		В	С	N	O	F	Ne
3-й период			Si	P	S	CL	Ar
4-й период				As	Se	Br	Kr
5-й период					Te	I	Xe
6-й период						At	Rn

Как видно из таблицы, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы.

Строение атомов неметаллов

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли ― хлориты, например хлорит калия KClO2. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлорноватая кислота HClO3 и ее соли ― хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO4).