Característica de los átomos no metálicos. Propiedades químicas y físicas de los no metales.
Si la mayoría de los elementos metálicos no están coloreados, con las únicas excepciones del cobre y el oro, entonces casi todos los no metales tienen su propio color: flúor - amarillo anaranjado, cloro - amarillo verdoso, bromo - rojo ladrillo, yodo - violeta, azufre - amarillo, el fósforo puede ser blanco, rojo y negro y el oxígeno líquido es azul.
Todos los no metales no conducen calor ni electricidad porque no tienen portadores de carga libres; todos ellos se utilizan para formar enlaces químicos; Los cristales de los no metales no son plásticos y quebradizos, ya que cualquier deformación conduce a la destrucción de los enlaces químicos. La mayoría de los no metales no tienen brillo metálico.
Las propiedades físicas de los no metales son variadas y están determinadas por diferentes tipos de redes cristalinas.
1.4.1 Alotropía
ALOTROPÍA: existencia de elementos químicos en dos o más formas moleculares o cristalinas. Por ejemplo, los alótropos son el oxígeno ordinario O 2 y el ozono O 3 ; en este caso, la alotropía se debe a la formación de moléculas con diferente número de átomos. Muy a menudo, la alotropía se asocia con la formación de cristales de diversas modificaciones. El carbono existe en dos alótropos cristalinos distintos: diamante y grafito. Anteriormente se creía que los llamados. Las formas amorfas de carbono, carbón vegetal y hollín también son sus modificaciones alotrópicas, pero resultó que tienen la misma estructura cristalina que el grafito. El azufre se presenta en dos modificaciones cristalinas: ortorrómbica (a-S) y monoclínica (b-S); Se conocen al menos tres de sus formas no cristalinas: l-S, m-S y violeta. Para el fósforo, se han estudiado bien las modificaciones blanca y roja, también se ha descrito el fósforo negro; a temperaturas inferiores a –77°C existe otro tipo de fósforo blanco. Se han descubierto modificaciones alotrópicas de As, Sn, Sb, Se y, a altas temperaturas, del hierro y muchos otros elementos.
1.5. Propiedades químicas de los no metales.
Los elementos químicos no metálicos pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras, dependiendo de la transformación química en la que participen.
Los átomos del elemento más electronegativo, el flúor, no son capaces de donar electrones; siempre presenta sólo propiedades oxidantes; otros elementos también pueden presentar propiedades reductoras, aunque en mucha menor medida que los metales; Los agentes oxidantes más potentes son el flúor, el oxígeno y el cloro; el boro, el carbono, el silicio, el fósforo, el arsénico y el telurio presentan propiedades predominantemente reductoras. El nitrógeno, el azufre y el yodo tienen propiedades redox intermedias.
Interacción con sustancias simples.
Interacción con metales:
2Na + Cl 2 = 2NaCl,
6Li + norte 2 = 2Li 3 norte,
2Ca + O2 = 2CaO
en estos casos, los no metales presentan propiedades oxidantes; aceptan electrones, formando partículas cargadas negativamente;
Interacción con otros no metales:
Al interactuar con el hidrógeno, la mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes, formando compuestos de hidrógeno volátiles: hidruros covalentes:
3H 2 + N 2 = 2NH 3,
H2 + Br2 = 2HBr;
Al interactuar con el oxígeno, todos los no metales, excepto el flúor, exhiben propiedades reductoras:
S + O 2 = así 2,
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
Al interactuar con el flúor, el flúor es un agente oxidante y el oxígeno es un agente reductor:
2F 2 + O 2 = 2DE 2;
Los no metales interactúan entre sí, cuanto más electronegativo el metal desempeña el papel de agente oxidante, menos electronegativo desempeña el papel de agente reductor:
S + 3F 2 = SF 6,
No metales- elementos químicos que forman cuerpos simples que no tienen propiedades características de los metales. Una característica cualitativa de los no metales es la electronegatividad.
Electronegatividad― esta es la capacidad de polarizar un enlace químico, de atraer pares de electrones comunes.
Hay 22 elementos clasificados como no metales.
1er periodo
3er período
4to periodo
5to período
6to período
Como puede verse en la tabla, los elementos no metálicos se encuentran principalmente en la parte superior derecha de la tabla periódica.
Estructura de átomos no metálicos.
Un rasgo característico de los no metales es la mayor cantidad de electrones (en comparación con los metales) en el nivel de energía exterior de sus átomos. Esto determina su mayor capacidad para unir electrones adicionales y exhibir una mayor actividad oxidativa que los metales. Los no metales ubicados en el segundo y tercer período de los grupos VI-VII exhiben propiedades oxidantes particularmente fuertes, es decir, la capacidad de agregar electrones. Si comparamos la disposición de los electrones en los orbitales de los átomos de flúor, cloro y otros halógenos, podemos juzgar sus propiedades distintivas. El átomo de flúor no tiene orbitales libres. Por lo tanto, los átomos de flúor solo pueden exhibir I y el estado de oxidación es 1. El agente oxidante más fuerte es flúor. En los átomos de otros halógenos, por ejemplo en el átomo de cloro, hay orbitales d libres con el mismo nivel de energía. Gracias a esto, el emparejamiento de electrones puede ocurrir de tres formas diferentes. En el primer caso, el cloro puede presentar un estado de oxidación de +3 y formar ácido cloroso HClO2, que corresponde a sales, por ejemplo, clorito de potasio KClO2. En el segundo caso, el cloro puede formar compuestos en los que el cloro es +5. Tales compuestos incluyen HClO3 y ee, por ejemplo clorato de potasio KClO3 (Bertoletova). En el tercer caso, el cloro presenta un estado de oxidación de +7, por ejemplo en el ácido perclórico HClO4 y sus sales, los percloratos (en el perclorato de potasio KClO4).
Estructuras de moléculas no metálicas. Propiedades físicas de los no metales.
En estado gaseoso a temperatura ambiente se encuentran:
· hidrógeno - H2;
· nitrógeno - N2;
· oxígeno - O2;
flúor - F2;
· radón - Rn).
En líquido - bromo - Br.
En sólido:
boro - B;
· carbono - C;
· silicio - Si;
· fósforo - P;
· selenio - Se;
telurio - Te;
Es mucho más rico en no metales y colores: rojo para fósforo, marrón para bromo, amarillo para azufre, amarillo verdoso para cloro, violeta para vapor de yodo, etc.
Los no metales más típicos tienen una estructura molecular, mientras que los menos típicos tienen una estructura no molecular. Esto explica la diferencia en sus propiedades.
Composición y propiedades de sustancias simples: no metales.
Los no metales forman moléculas tanto monoatómicas como diatómicas. A monoatómico Los no metales incluyen gases inertes que prácticamente no reaccionan ni siquiera con las sustancias más activas. se ubican en el grupo VIII de la tabla periódica, y las fórmulas químicas de las sustancias simples correspondientes son las siguientes: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Algunos no metales se forman diatónico moléculas. Se trata de H2, F2, Cl2, Br2, Cl2 (elementos del grupo VII del sistema periódico), así como oxígeno O2 y nitrógeno N2. De triatómico Las moléculas están formadas por gas ozono (O3). Para sustancias no metálicas que se encuentran en estado sólido, es bastante difícil crear una fórmula química. Los átomos de carbono del grafito están conectados entre sí de diferentes maneras. Es difícil aislar una sola molécula en las estructuras dadas. Al escribir fórmulas químicas para sustancias como en el caso de los metales, se supone que dichas sustancias están formadas únicamente por átomos. , en este caso, se escriben sin índices: C, Si, S, etc. Sustancias tan simples como el oxígeno, que tienen la misma composición cualitativa (ambas consisten en el mismo elemento: oxígeno), pero que difieren en el número de átomos en la molécula. , tienen diferentes propiedades. Así, el oxígeno no tiene olor, mientras que el ozono tiene un olor acre que olemos durante una tormenta. Las propiedades de los no metales duros, el grafito y el diamante, que también tienen la misma composición cualitativa, pero diferentes estructuras, difieren marcadamente (el grafito es frágil, duro). Por tanto, las propiedades de una sustancia están determinadas no sólo por su composición cualitativa, sino también por cuántos átomos contiene la molécula de la sustancia y cómo están conectados entre sí. en forma de cuerpos simples se encuentran en estado sólido gaseoso (a excepción del bromo, líquido). No tienen las propiedades físicas inherentes a los metales. Los no metales duros no tienen el brillo típico de los metales, suelen ser frágiles y conducen mal el calor (con excepción del grafito). El boro B cristalino (como el silicio cristalino) tiene un punto de fusión muy alto (2075°C) y una gran dureza. La conductividad eléctrica del boro aumenta considerablemente al aumentar la temperatura, lo que permite su uso generalizado en la tecnología de semiconductores. La adición de boro al acero y aleaciones de aluminio, cobre, níquel, etc. mejora sus propiedades mecánicas. Los boruros (compuestos con ciertos metales, por ejemplo titanio: TiB, TiB2) son necesarios en la fabricación de piezas de motores a reacción y álabes de turbinas de gas. Como puede verse en el Esquema 1, el carbono - C, el silicio - Si y - B tienen una estructura similar y algunas propiedades comunes. Como sustancias simples, se encuentran en dos formas: cristalina y amorfa. Las formas cristalinas de estos elementos son muy duras y con puntos de fusión elevados. El cristalino tiene propiedades semiconductoras. Todos estos elementos forman compuestos con metales - , y (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Algunos de ellos tienen mayor dureza, por ejemplo Fe3C, TiB. Se utiliza para producir acetileno.
Propiedades químicas de los no metales.
De acuerdo con los valores numéricos de las electronegatividades relativas, los no metales oxidantes aumentan en el siguiente orden: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
No metales como agentes oxidantes.
Las propiedades oxidantes de los no metales se manifiestan durante su interacción:
· con metales: 2Na + Cl2 = 2NaCl;
· con hidrógeno: H2 + F2 = 2HF;
· con no metales que tienen menor electronegatividad: 2P + 5S = P2S5;
· con algunas sustancias complejas: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
No metales como agentes reductores.
1. Todos los no metales (excepto el flúor) exhiben propiedades reductoras al interactuar con el oxígeno:
S + O2 = SO2, 2H2 + O2 = 2H2O.
El oxígeno en combinación con flúor también puede presentar un estado de oxidación positivo, es decir, ser un agente reductor. Todos los demás no metales presentan propiedades reductoras. Por ejemplo, el cloro no se combina directamente con el oxígeno, pero indirectamente es posible obtener sus óxidos (Cl2O, ClO2, Cl2O2), en los que el cloro presenta un estado de oxidación positivo. A altas temperaturas, el nitrógeno se combina directamente con el oxígeno y presenta propiedades reductoras. El azufre reacciona aún más fácilmente con el oxígeno.
2. Muchos no metales exhiben propiedades reductoras al interactuar con sustancias complejas:
ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO3 conc = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.
3. También hay reacciones en las que un no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor:
Cl2 + H2O = HCl + HClO.
4. El flúor es el no metal más típico, que no tiene propiedades reductoras, es decir, la capacidad de donar electrones en reacciones químicas.
Compuestos no metálicos
Los no metales pueden formar compuestos con diferentes enlaces intramoleculares.
Tipos de compuestos no metálicos
Las fórmulas generales de los compuestos de hidrógeno según los grupos de la tabla periódica de elementos químicos se dan en la tabla:
|
Compuestos volátiles de hidrógeno |
Calcógenos totales.
En el subgrupo principal del sexto grupo de la tabla periódica de elementos. I. Mendeleev contiene los elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), (Te) y (Po). Estos elementos se denominan colectivamente calcógenos, que significa "formadores de minerales".
En el subgrupo de calcógenos, de arriba a abajo, a medida que aumenta la carga atómica, las propiedades de los elementos cambian naturalmente: sus propiedades no metálicas disminuyen y sus propiedades metálicas aumentan. Entonces, un no metal típico y polonio, un metal (radiactivo).
Selenio gris
Producción de fotocélulas y rectificadores de corriente eléctrica.
En tecnología de semiconductores
Papel biológico de los calcógenos.
El azufre juega un papel importante en la vida de plantas, animales y humanos. En los organismos animales, el azufre forma parte de casi todas las proteínas, proteínas y proteínas que contienen azufre, así como de la vitamina B1 y la hormona insulina. Con la falta de azufre, el crecimiento de la lana en las ovejas se ralentiza y en las aves se observa un plumaje deficiente.
Las plantas que más consumen azufre son la col, la lechuga y las espinacas. Las vainas de guisantes y frijoles, los rábanos, los nabos, las cebollas, el rábano picante, la calabaza y los pepinos también son ricos en azufre; La remolacha también es pobre en azufre.
En cuanto a las propiedades químicas, el selenio y el telurio son muy similares al azufre, pero en cuanto a las propiedades fisiológicas son sus antagonistas. Se necesitan cantidades muy pequeñas de selenio para el funcionamiento normal del organismo. El selenio tiene un efecto positivo sobre el sistema cardiovascular, los glóbulos rojos y mejora las propiedades inmunes del cuerpo. Una mayor cantidad de selenio provoca enfermedades en los animales, que se manifiestan en emaciación y somnolencia. La falta de selenio en el cuerpo provoca alteraciones del corazón, de los órganos respiratorios, hinchazón del cuerpo e incluso puede producirse. El selenio tiene un efecto significativo en los animales. Por ejemplo, los ciervos, que tienen una alta agudeza visual, contienen 100 veces más selenio en la retina que en otras partes del cuerpo. En el mundo vegetal, todas las plantas contienen mucho selenio. La planta acumula cantidades especialmente grandes.
El papel fisiológico del telurio para plantas, animales y humanos se ha estudiado menos que el del selenio. Se sabe que el telurio es menos tóxico en comparación con el selenio y los compuestos de telurio en el cuerpo se reducen rápidamente a telurio elemental, que a su vez se combina con sustancias orgánicas.
Características generales de los elementos del subgrupo del nitrógeno.
El subgrupo principal del quinto grupo incluye nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb) y (Bi).
De arriba a abajo, en el subgrupo que va del nitrógeno al bismuto, las propiedades no metálicas disminuyen, mientras que las propiedades metálicas y el radio de los átomos aumentan. El nitrógeno, el fósforo y el arsénico no son metales, pero pertenecen a los metales.
Subgrupo de nitrógeno
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Características comparativas |
7 N nitrógeno |
15 fósforo |
33 Como arsénico |
51 antimonio |
83 bibismuto |
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estructura electrónica |
…4f145d106S26p3 |
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Estado de oxidación |
1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5 |
3, +1, +3, +4,+5 |
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Electro- negatividad |
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Estar en la naturaleza |
En estado libre - en la atmósfera (N2 -), en estado ligado - en la composición de NaNO3 -; KNO3 - Salitre indio |
Ca3(PO4)2 - fosforita, Ca5(PO4)3(OH) - hidroxiapatita, Ca5(PO4)3F - fluorapatita |
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Formas alotrópicas en condiciones normales. |
Nitrógeno (una forma) |
NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH – (hidróxido de amonio); PH3 + H2O ↔ PH4OH ↔ PH4+ + OH- (hidróxido de fosfonio). Papel biológico del nitrógeno y el fósforo. El nitrógeno juega un papel sumamente importante en la vida vegetal, ya que forma parte de los aminoácidos, proteínas y clorofila, vitaminas del grupo B y enzimas que las activan. Por tanto, la falta de nitrógeno en el suelo afecta negativamente a las plantas y, en primer lugar, al contenido de clorofila de las hojas, lo que hace que palidezcan. consumir de 50 a 250 kg de nitrógeno por 1 hectárea de suelo. La mayor parte del nitrógeno se encuentra en las flores, las hojas tiernas y los frutos. La fuente más importante de nitrógeno para las plantas es el nitrógeno; se trata principalmente de nitrato de amonio y sulfato de amonio. También cabe señalar el papel especial del nitrógeno como componente del aire, el componente más importante de la naturaleza viva. Ningún elemento químico desempeña un papel tan activo y diverso en los procesos vitales de los organismos vegetales y animales como el fósforo. Es un componente de los ácidos nucleicos y forma parte de algunas enzimas y vitaminas. En animales y humanos, hasta el 90% del fósforo se concentra en los huesos, hasta el 10% en los músculos y aproximadamente el 1% en el sistema nervioso (en forma de compuestos orgánicos e inorgánicos). En los músculos, el hígado, el cerebro y otros órganos se encuentra en forma de fosfátidos y ésteres de fósforo. El fósforo participa en las contracciones musculares y en la construcción del tejido muscular y óseo. Las personas que realizan trabajo mental necesitan consumir una mayor cantidad de fósforo para evitar el agotamiento de las células nerviosas, que funcionan bajo una carga mayor precisamente durante el trabajo mental. Con la falta de fósforo, el rendimiento disminuye, se desarrolla la neurosis y los óxidos anfóteros alteran el germanio divalente, el estaño y el plomo GeO, SnO, PbO. Los óxidos superiores de carbono y silicio CO2 y SiO2 son óxidos ácidos, que corresponden a hidróxidos que presentan propiedades débilmente ácidas: H2CO3 y ácido silícico H2SiO3. Los óxidos anfóteros (GeO2, SnO2, PbO2) corresponden a hidróxidos anfóteros, y al pasar del hidróxido de germanio Ge(OH)4 al hidróxido de plomo Pb(OH)4, las propiedades ácidas se debilitan y las básicas aumentan. Papel biológico del carbono y el silicio. Los compuestos de carbono son la base de los organismos vegetales y animales (el 45% del carbono se encuentra en las plantas y el 26% en los organismos animales). El monóxido de carbono (II) y el monóxido de carbono (IV) presentan propiedades biológicas características. El monóxido de carbono (II) es un gas muy tóxico porque se une fuertemente a la hemoglobina en la sangre y priva a la hemoglobina de la capacidad de transportar oxígeno desde los pulmones a los capilares. Cuando se inhala, el CO puede provocar intoxicación y posiblemente incluso la muerte. El monóxido de carbono (IV) es especialmente importante para las plantas. En las células vegetales (especialmente en las hojas), en presencia de clorofila y por acción de la energía solar, se produce glucosa a partir de dióxido de carbono y agua con liberación de oxígeno. Como resultado de la fotosíntesis, las plantas capturan anualmente 150 mil millones de toneladas de carbono y 25 mil millones de toneladas de hidrógeno y liberan a la atmósfera hasta 400 mil millones de toneladas de oxígeno. Los científicos han descubierto que las plantas reciben alrededor del 25% del CO2 a través del sistema radicular procedente de los carbonatos disueltos en el suelo. Las plantas utilizan silicio para construir tejidos tegumentarios. El silicio contenido en las plantas, que impregna las paredes celulares, las hace más duras y resistentes al daño de los insectos y las protege de las infecciones por hongos. El silicio se encuentra en casi todos los tejidos animales y humanos, especialmente el hígado y los cartílagos. En los pacientes con tuberculosis, hay significativamente menos silicio en los huesos, dientes y cartílagos que en las personas sanas. En enfermedades como Botkin, hay una disminución del contenido de silicio en la sangre y, en casos de daño al colon, por el contrario, un aumento de su contenido en la sangre. |
Conferencia 24
No metales.
Esquema de la conferencia:
Los no metales son sustancias simples.
Posición de los no metales en la tabla periódica.
El número de elementos no metálicos es significativamente menor que el de los elementos metálicos. Diez elementos químicos (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) tienen propiedades no metálicas típicas. Seis elementos que normalmente se clasifican como no metales exhiben propiedades duales (tanto metálicas como no metálicas) (B, Si, As, Se, Te, At). Y recientemente se han incluido 6 elementos más en la lista de no metales. Se trata de los llamados gases nobles (o inertes) (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Así, 22 de los elementos químicos conocidos suelen clasificarse como no metales.
Los elementos que exhiben propiedades no metálicas en la tabla periódica se encuentran por encima de la diagonal boro-astato (Fig. 26).
Los átomos de la mayoría de los no metales, a diferencia de los átomos metálicos, tienen una gran cantidad de electrones en la capa electrónica externa, de 4 a 8. La excepción son los átomos de hidrógeno, helio y boro, que tienen 1, 2 y 3 electrones en la capa externa. nivel, respectivamente.
Entre los no metales, solo dos elementos: hidrógeno (1s 1) y helio (1s 2) pertenecen a la familia s, todos los demás pertenecen a R-familia .
Los átomos de los no metales típicos (A) se caracterizan por una alta electronegatividad y una alta afinidad electrónica, lo que determina su capacidad para formar iones cargados negativamente con las configuraciones electrónicas de los correspondientes gases nobles:
A 0 + nê → A n -
Estos iones forman parte de compuestos iónicos de no metales con metales típicos. Los no metales también tienen estados de oxidación negativos en compuestos covalentes con otros no metales menos electronegativos (en particular, hidrógeno).
Los átomos de no metales en compuestos covalentes con no metales más electronegativos (particularmente oxígeno) tienen estados de oxidación positivos. Estado de oxidación positivo más alto de un no metal., generalmente, igual al número del grupo, en el que se encuentra.
Los no metales son sustancias simples.
A pesar del pequeño número de elementos no metálicos, su papel e importancia tanto en la Tierra como en el espacio son enormes. El 99% de la masa del Sol y de otras estrellas está formada por no metales, hidrógeno y helio. La capa de aire de la Tierra está formada por átomos no metálicos: nitrógeno, oxígeno y gases nobles. La hidrosfera de la Tierra está formada por una de las sustancias más importantes para la vida: el agua, cuyas moléculas están formadas por los no metales hidrógeno y oxígeno. En la materia viva predominan 6 no metales: carbono, oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, fósforo y azufre.
En condiciones normales, las sustancias no metálicas existen en diferentes estados de agregación:
1) gases: hidrógeno H2, oxígeno O2, nitrógeno N2, flúor F2, cloro C12, gases inertes: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn
2) líquidos: bromo Br 2
3) sólidos yodo I 2, carbono C, silicio Si, azufre S, fósforo P, etc.
Siete elementos no metálicos forman sustancias simples que existen en forma de moléculas diatómicas E 2 (hidrógeno H 2, oxígeno O 2, nitrógeno N 2, flúor F 2, cloro C1 2, bromo Br 2, yodo I 2).
Dado que no hay electrones libres entre los átomos en la red cristalina de los no metales, sus propiedades físicas difieren de las de los metales:
¾ no tener brillo;
¾ frágiles, tienen diferente dureza;
¾ son malos conductores del calor y la electricidad.
Los sólidos no metálicos son prácticamente insolubles en agua; El O 2, N 2, H 2 gaseoso y los halógenos tienen muy baja solubilidad en agua.
Varios no metales se caracterizan por alotropía- el fenómeno de la existencia de un elemento en forma de varias sustancias simples. Se conocen modificaciones alotrópicas del oxígeno (oxígeno O 2 y ozono O 3), azufre (ortorrómbico, monoclínico y plástico), fósforo (blanco, rojo y negro), carbono (grafito, diamante y carabina, etc.), silicio (cristalino y amorfo).
Propiedades químicas de los no metales.
Los no metales difieren significativamente en su actividad química. Por lo tanto, el nitrógeno y los gases nobles entran en reacciones químicas solo en condiciones muy severas (alta presión y temperatura, presencia de un catalizador).
Los no metales más reactivos son los halógenos, el hidrógeno y el oxígeno. El azufre, el fósforo y especialmente el carbono y el silicio sólo reaccionan a temperaturas elevadas.
Los no metales exhiben propiedades tanto oxidantes como reductoras en reacciones químicas. La mayor capacidad oxidante es característica de los halógenos y el oxígeno. Los no metales como el hidrógeno, el carbono y el silicio tienen propiedades reductoras predominantes.
I. Propiedades oxidantes de los no metales:
1. Interacción con metales. En este caso, se forman compuestos binarios: con oxígeno - óxidos, con hidrógeno - hidruros, con nitrógeno - nitruros, con halógenos - haluros, etc .:
2Cu + O 2 → 2CuO
2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3
2. Interacción con el hidrógeno. Los no metales también actúan como agentes oxidantes en reacciones con hidrógeno, formando compuestos de hidrógeno volátiles:
H 2 + C1 2 → 2HC1
N 2 + 3H 2 → t, p, gato. 2NH3
3. Interacción con no metales. Los no metales también exhiben propiedades oxidantes en reacciones con no metales menos electronegativos:
2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;
C + 2S → CS 2.
4. Interacción con sustancias complejas. Las propiedades oxidantes de los no metales también pueden manifestarse en reacciones con sustancias complejas. Por ejemplo, el agua arde en una atmósfera de flúor:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2.
II. Propiedades reductoras de los no metales.
1. Interacción con no metales. Los no metales pueden exhibir propiedades reductoras en relación con los no metales con mayor electronegatividad, y principalmente en relación con el flúor y el oxígeno:
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5;
norte 2 + O 2 → 2NO
2. Interacción con sustancias complejas. Algunos no metales pueden ser agentes reductores, lo que permite su uso en la producción metalúrgica:
C+ZnO → Zn+CO;
5H 2 + V 2 O 5 → 2V + 5H 2 O.
SiO 2 + 2C → Si + 2CO.
Los no metales exhiben propiedades reductoras cuando interactúan con sustancias complejas: agentes oxidantes fuertes, por ejemplo:
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 → ZN 3 PO 4 + 5NO.
Métodos generales para la obtención de no metales.
Algunos no metales se encuentran en la naturaleza en estado libre: azufre, oxígeno, nitrógeno, gases nobles. En primer lugar, las sustancias simples (no metales) forman parte del aire.
Se obtienen grandes cantidades de oxígeno y nitrógeno mediante rectificación (separación) del aire.
Los no metales más activos, los halógenos, se obtienen por electrólisis de masas fundidas o soluciones a partir de compuestos. En la industria, mediante la electrólisis, se obtienen simultáneamente en grandes cantidades tres productos importantes: el análogo más cercano del flúor: cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio. Como electrolito se utiliza una solución de cloruro de sodio alimentada al electrolizador desde arriba.
Los métodos para producir no metales se analizarán con más detalle más adelante en las conferencias correspondientes.
Esta definición deja de lado los elementos del grupo VIII del subgrupo principal: gases inertes o nobles, cuyos átomos tienen una capa externa completa de electrones. La configuración electrónica de los átomos de estos elementos es tal que no pueden clasificarse ni en metales ni en no metales. Son aquellos objetos que en el sistema natural dividen claramente los elementos en metales y no metales, ocupando una posición límite entre ellos. Los gases inertes o nobles (“nobleza” se expresa en inercia) a veces se clasifican como no metales, pero de manera puramente formal, basándose en características físicas. Estas sustancias conservan el estado gaseoso hasta temperaturas muy bajas.
La inercia química de estos elementos es relativa. Para el xenón y el criptón se conocen compuestos con flúor y oxígeno. Sin duda, en la formación de estos compuestos los gases inertes actuaron como agentes reductores.
De la definición de no metales se deduce que sus átomos se caracterizan por valores elevados de electronegatividad. Oia varía de 2 a 4. Los no metales son elementos de los subgrupos principales, principalmente elementos p, con la excepción del hidrógeno, un elemento s.
Todos los elementos no metálicos (excepto el hidrógeno) ocupan la esquina superior derecha de la Tabla Periódica de Elementos Químicos de D.I. Mendeleev, formando un triángulo cuyo vértice es el flúor.
Sin embargo, se debe prestar especial atención a la doble posición del hidrógeno en la tabla periódica: en los grupos I y VII de los principales subgrupos. Esto no es una coincidencia. Por un lado, el átomo de hidrógeno, al igual que los átomos de metales alcalinos, tiene en su (y única) capa electrónica exterior un electrón (configuración electrónica 1s1), que es capaz de donar, exhibiendo las propiedades de un agente reductor.
En la mayoría de sus compuestos, el hidrógeno, como los metales alcalinos, presenta un estado de oxidación de +1. Pero la pérdida de un electrón por un átomo de hidrógeno es más difícil que la de los átomos de metales alcalinos. Por otro lado, al átomo de hidrógeno, al igual que a los átomos de halógeno, le falta un electrón para completar la capa electrónica externa, por lo que el átomo de hidrógeno puede aceptar un electrón, exhibiendo las propiedades de un agente oxidante y el estado de oxidación -1 característico del halógeno en hidruros: compuestos con metales, similares a los compuestos metálicos con halógenos: haluros. Pero la adición de un electrón a un átomo de hidrógeno es más difícil que en el caso de los halógenos.
En condiciones normales, el hidrógeno H2 es un gas. Su molécula, al igual que los halógenos, es diatómica.
Los átomos no metálicos tienen propiedades oxidantes predominantes, es decir, la capacidad de ganar electrones. Esta capacidad se caracteriza por el valor de la electronegatividad, que naturalmente cambia en períodos y subgrupos (Fig. 47).
Flúor- el agente oxidante más fuerte, sus átomos en reacciones químicas no pueden ceder electrones, es decir, exhiben propiedades reductoras.
Configuración de la capa de electrones exterior.
Otros no metales pueden exhibir propiedades reductoras, aunque en un grado mucho más débil en comparación con los metales; en períodos y subgrupos, su capacidad reductora cambia en orden opuesto a la capacidad oxidativa.
Sólo existen 161 elementos químicos no metálicos, bastantes, teniendo en cuenta que se conocen 114 elementos. Dos elementos no metálicos constituyen el 76% de la masa de la corteza terrestre. Se trata de oxígeno (49%) y silicio (27%). La atmósfera contiene el 0,03% de la masa de oxígeno de la corteza terrestre. Los no metales constituyen el 98,5% de la masa de las plantas, el 97,6% de la masa del cuerpo humano. Seis no metales (C, H, O, N, P y S) son elementos biogénicos que forman las sustancias orgánicas más importantes de una célula viva: proteínas, grasas, carbohidratos y ácidos nucleicos. La composición del aire que respiramos incluye sustancias simples y complejas, formadas también por elementos minerales (oxígeno O2, nitrógeno, dióxido de carbono CO2, vapor de agua H2O, etc.).
Hidrógeno- el elemento principal del Universo. Muchos objetos espaciales (nubes de gas, estrellas, incluido el Sol) están compuestos por más de la mitad de hidrógeno. En la Tierra, incluidas la atmósfera, la hidrosfera y la litosfera, es sólo del 0,88%. Pero esto es en masa, y la masa atómica del hidrógeno es muy pequeña. Por tanto, su pequeño contenido es sólo aparente, y de cada 100 átomos de la Tierra, 17 son átomos de hidrógeno.
Las sustancias simples son no metales. Estructura. Propiedades físicas
En las sustancias simples, los átomos no metálicos están unidos por enlaces covalentes no polares. Gracias a esto se forma un sistema electrónico más estable que el de átomos aislados. En este caso, se forman enlaces covalentes simples (por ejemplo, en moléculas de hidrógeno H2, halógenos Ru, Br2), dobles (por ejemplo, en moléculas de azufre, enlaces trónicos (por ejemplo, en moléculas de nitrógeno).
Como ya sabes, las sustancias simples no metálicas pueden tener:
1. Estructura molecular. En condiciones normales, la mayoría de estas sustancias son gases o sólidos, y sólo el bromo (Br2) es líquido. Todas estas sustancias tienen una estructura molecular y, por tanto, son volátiles. En estado sólido, son fusibles debido a la débil interacción intermolecular que mantiene sus moléculas en el cristal y son capaces de sublimarse.
2. Estructura atómica. Estas sustancias están formadas por largas cadenas de átomos. Debido a la alta resistencia de los enlaces covalentes, suelen tener una gran dureza y cualquier cambio asociado con la destrucción de los enlaces covalentes en sus cristales (fusión, evaporación) se produce con un gran gasto de energía. Muchas de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición elevados y su volatilidad es muy baja. (En la Figura 47, los símbolos de aquellos elementos no metálicos que forman únicamente redes cristalinas atómicas están subrayados).
Muchos elementos no metálicos forman varias sustancias simples: modificaciones alotrópicas. Como recordarás, esta propiedad de los átomos se llama alotropía. La alotropía puede estar asociada con diferentes composiciones de moléculas y diferentes estructuras cristalinas. Las modificaciones alotrópicas del carbono son grafito, diamante, carbino y fullereno (Fig. 48).
Los elementos no metálicos que tienen la propiedad de alotropía se indican en la Figura 47 con un asterisco. Por tanto, hay muchas más sustancias simples (no metales) que elementos químicos (no metales).
Como sabes, la mayoría de los metales, salvo raras excepciones (oro, cobre y algunos otros), se caracterizan por un color blanco plateado. Pero las sustancias simples no metálicas tienen una gama de colores mucho más variada.
A pesar de las grandes diferencias en las propiedades físicas de los no metales, todavía es necesario señalar algunas de sus características comunes. Todas las sustancias gaseosas, el bromo líquido y los cristales covalentes típicos son dieléctricos, ya que todos los electrones externos de sus átomos se utilizan para formar enlaces químicos. Los cristales no son plásticos y cualquier deformación provoca la destrucción de los enlaces covalentes. La mayoría de los no metales no tienen brillo metálico.
Propiedades químicas
Como ya hemos señalado, los átomos no metálicos y, por tanto, las sustancias simples que forman, se caracterizan por tener propiedades tanto oxidantes como reductoras.
Propiedades oxidantes de sustancias simples de no metales.
1. Las propiedades oxidantes de los no metales se manifiestan principalmente durante su interacción con los metales (como saben, los metales siempre son agentes reductores):
Las propiedades oxidantes del cloro Cl2 son más pronunciadas que las del azufre, por lo que el metal Fe, que tiene estados de oxidación estables en sus compuestos, es +2 b +3. oxidado por él a un estado de oxidación superior.
2. La mayoría de los no metales exhiben propiedades oxidantes cuando interactúan con el hidrógeno. Como resultado, se forman compuestos de hidrógeno volátiles.
3. Cualquier no metal actúa como agente oxidante en reacciones con aquellos no metales que tienen un valor de electronegatividad menor:
La electronegatividad del azufre es mayor que la del fósforo, por lo que aquí presenta propiedades oxidantes.
La electronegatividad del flúor es mayor que la de todos los demás elementos químicos, por lo que presenta las propiedades de un agente oxidante.
El flúor es el agente oxidante más fuerte entre los no metales; solo exhibe propiedades oxidantes en las reacciones.
4. Los no metales también exhiben propiedades oxidantes en reacciones con algunas sustancias complejas. No solo el oxígeno, sino también otros no metales pueden ser agentes oxidantes en reacciones con sustancias complejas, inorgánicas y orgánicas.
El fuerte agente oxidante cloro Cl2 oxida el cloruro de hierro (II) a cloruro de hierro (III).
Recuerde, por supuesto, la reacción cualitativa a los compuestos insaturados: la decoloración del agua con bromo.
Propiedades reductoras de sustancias simples: no metales.
Al considerar la reacción de los no metales entre sí, ya hemos observado que, dependiendo de los valores de su electronegatividad, uno de ellos exhibe las propiedades de un agente oxidante y el otro, las propiedades de un agente reductor.
1. En relación con el flúor, todos los no metales (incluso el oxígeno) presentan propiedades reductoras.
2. Por supuesto, los no metales, excepto el flúor, sirven como agentes reductores cuando interactúan con el oxígeno:
8 Muchos no metálicos pueden actuar como agentes reductores en reacciones con sustancias oxidantes complejas:
También hay reacciones en las que el mismo no metal es a la vez agente oxidante y agente reductor: estas son reacciones de autooxidación-autoreducción;
Entonces, ¡resumámoslo! La mayoría de los no metales pueden actuar en reacciones químicas como agente oxidante y como agente reductor (las propiedades reductoras no son inherentes al flúor solo).
Compuestos de hidrógeno de no metales.
Una propiedad común de todos los no metales es la formación de compuestos volátiles de hidrógeno, en la mayoría de los cuales el no metal tiene un estado de oxidación más bajo.
Se sabe que estos compuestos se pueden obtener más fácilmente directamente mediante la interacción de un no metal con hidrógeno, es decir, mediante síntesis.
Los compuestos de hidrógeno de los no metales están asociados con compuestos polares conalentes, tienen una estructura molecular y, en condiciones normales, son gases distintos del agua (líquido). Los compuestos de hidrógeno de los no metales se caracterizan por una fuerte relación con el agua. Metai y enlan son prácticamente insolubles en él. El amoníaco, cuando se disuelve en agua, forma una base débil: el hidrato de amoníaco.
Además de las propiedades consideradas, los compuestos de hidrógeno de no metales en reacciones redox siempre presentan propiedades reductoras, porque en ellas el no metal tiene un estado de oxidación más bajo.
Óxidos no metálicos y sus correspondientes hidróxidos.
En los óxidos no metálicos, el enlace entre átomos es covalente polar. Entre los óxidos de estructura molecular se encuentran gaseosos, líquidos (volátiles), sólidos (volátiles).
Los óxidos no metálicos se dividen en dos grupos: los que no forman sales y los que forman geles. Cuando los óxidos ácidos se disuelven en agua, se forman hidratos de óxido: hidróxidos, que son ácidos por naturaleza. Los ácidos y óxidos ácidos como resultado de reacciones químicas forman sales en las que el no metal conserva su estado de oxidación.
Los óxidos y sus correspondientes hidróxidos, ácidos en los que el no metal exhibe un estado de oxidación igual al número del grupo, es decir, su valor más alto, se denominan superiores. Al considerar la Ley Periódica, ya hemos caracterizado su composición y propiedades.
fortaleciendo las propiedades ácidas de los óxidos e hidróxidos. Dentro de un subgrupo principal, por ejemplo, el grupo VI, opera el siguiente patrón de cambios en las propiedades de los óxidos e hidróxidos superiores.
Si un no metal forma dos o más óxidos ácidos y, por tanto, los correspondientes ácidos que contienen oxígeno, sus propiedades ácidas aumentan al aumentar el grado de oxidación del no metal.
Los óxidos y ácidos, en los que el no metal tiene el estado de oxidación más alto, solo pueden exhibir propiedades oxidantes.
Los óxidos y ácidos, donde el no metal tiene un estado de oxidación intermedio, pueden exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras.
Tareas practicas
1. ¿A qué familias electrónicas pertenecen los elementos no metálicos?
2. ¿Qué elementos no metálicos son biogénicos?
3. ¿Qué factores determinan las capacidades de valencia de los átomos no metálicos? Considérelos usando el ejemplo de los átomos de oxígeno y azufre.
4. ¿Por qué algunos no metales, en condiciones normales, son gases y otros son sólidos refractarios? 5. Dé ejemplos de sustancias no metálicas simples que existen en condiciones normales en diferentes estados de agregación: a) gaseoso, b) líquido, c) sólido.
6. Escriba ecuaciones para reacciones redox que involucren no metales. ¿Qué propiedades (oxidantes o reductoras) exhiben los no metales en estas reacciones?
¿Por qué las temperaturas de ebullición del agua y del sulfuro de hidrógeno son muy diferentes, pero las temperaturas de ebullición del sulfuro de hidrógeno y del seleniuro de hidrógeno son cercanas entre sí?
7. ¿Por qué el metano es estable en el aire, pero fuerte en el aire se enciende espontáneamente: el fluoruro de hidrógeno es resistente al calentamiento, el yodo-hidrógeno se descompone en yodo e hidrógeno incluso con bajo calentamiento?
8. Escriba ecuaciones de reacción que puedan usarse para realizar las siguientes transiciones:
9. Escriba ecuaciones de reacción que puedan usarse para realizar las siguientes transiciones:
12. Se hicieron pasar 20 g de sulfuro de hidrógeno a través de una solución que contenía 10 g de hidróxido de sodio. ¿Qué tipo de sal y en qué cantidad obtendrás?
Respuesta: 0,25 moles de NaHS.
14. Cuando se trataron 30 g de piedra caliza con ácido clorhídrico, se obtuvieron 11 g de dióxido de carbono. ¿Cuál es la fracción masiva de carbonato de calcio en la piedra caliza natural? Respuesta: 83,3%. 15. La tintura de yodo utilizada en medicina es una solución al 51% de yodo cristalino en alcohol etílico. ¿Cuál es el volumen de alcohol cuya densidad es 0,8 g/ml? ¿Se requiere preparar 250 g de dicha solución?
Respuesta: 297 ml. 16. Se trató una mezcla de silicio, grafito y carbonato de calcio que pesaba 34 g con una solución de hidróxido de sodio para obtener 22,4 litros de gas (n.o.). Al tratar dicha porción de la mezcla con ácido clorhídrico, se obtuvieron 2,24 litros de gas (n.o.). Determine la composición masiva de la mezcla.
Respuesta: 14 g 81: 10 g C; 10 g CaCO2.
17. El amoníaco gaseoso con un volumen de 2,24 l (n.o.) se absorbe con 20 g de una solución de ácido fosfórico con una fracción de masa del 49%. ¿Qué sal se formó, cuál es su masa?
Respuesta: 11,5 g
19. ¿Qué volumen de amoníaco se requiere para producir 6,3 toneladas de ácido nítrico, suponiendo pérdidas de producción del 5%?
Respuesta: 2352 m3.
20. El acetileno se obtuvo a partir de gas natural con un volumen de 300 litros (n.o.) con una fracción volumétrica de metano en el gas del 96%. Determine su volumen si el rendimiento del producto es del 65%.
Respuesta: 93,6 l.
21. Determine la fórmula estructural de un hidrocarburo con una densidad de vapor en el aire de 1,862 y una fracción de masa de carbono del 88,9%. Se sabe que el hidrocarburo interactúa con una solución de óxido de plata en amoníaco.
El papel de los no metales en la vida humana.
Los no metales desempeñan un papel muy importante en la vida humana, ya que sin ellos la vida es imposible no sólo para los humanos, sino también para otros organismos vivos. De hecho, gracias a elementos no metálicos como el oxígeno, el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, se forman aminoácidos, a partir de los cuales se forman proteínas, sin las cuales toda la vida en la Tierra no puede existir.
Echemos un vistazo más de cerca a la siguiente imagen, que muestra los principales no metales:
Ahora analicemos algunos no metales con más detalle y descubramos el significado que desempeñan en la vida humana y en su cuerpo.
La vida plena de una persona depende del aire que respira, y el aire contiene no metales y compuestos entre ellos. El oxígeno asegura las funciones más importantes de nuestro organismo, mientras que el nitrógeno y otras sustancias gaseosas lo diluyen y protegen así nuestras vías respiratorias. Después de todo, por tu curso de biología ya sabes que todas las funciones protectoras del cuerpo están estrechamente relacionadas con la presencia de oxígeno.
El ozono protege nuestro cuerpo de la penetración de la dañina radiación ultravioleta.
Un microelemento tan esencial como el azufre actúa como un mineral de belleza en el cuerpo humano, ya que gracias a él la piel, las uñas y el cabello se mantendrán sanos. Además, no olvidemos que el azufre interviene en la formación de cartílagos y tejido óseo, ayuda a mejorar el funcionamiento de las articulaciones, fortalece nuestro tejido muscular y realiza muchas otras funciones muy importantes para la salud humana.
Los aniones de cloro también desempeñan un papel biológico importante para el ser humano, ya que participan en la activación de determinadas enzimas. Con su ayuda, se mantiene un ambiente favorable en el estómago y se mantiene la presión osmótica. El cloro, por regla general, ingresa al cuerpo humano a través de la sal de mesa durante las comidas.
Además de las importantes cualidades que los no metales tienen para el cuerpo humano y otros organismos vivos, estas sustancias también se utilizan en otras industrias.
Aplicación de no metales
Hidrógeno
Este tipo de no metal, como el hidrógeno, se utiliza mucho en la industria química. Se utiliza para la síntesis de amoniaco, metanol, cloruro de hidrógeno, así como para la hidrogenación de grasas. Además, no se puede prescindir de la participación del hidrógeno como agente reductor en la producción de muchos metales y sus compuestos.
El hidrógeno también se utiliza mucho en medicina. Al tratar heridas y detener hemorragias menores, utilice una solución de peróxido de hidrógeno al tres por ciento.
Cloro
El cloro se utiliza para producir ácido clorhídrico, caucho, cloruro de vinilo, plásticos y muchas sustancias orgánicas. Se utiliza en industrias como la textil y la papelera como agente blanqueador. A nivel doméstico, el cloro es indispensable para la desinfección del agua potable, ya que, al tener propiedades oxidantes, tiene un fuerte efecto desinfectante. Tanto el agua con cloro como la cal tienen las mismas propiedades.
Para fines médicos, el cloruro de sodio se suele utilizar como solución salina. A partir de él se producen muchos medicamentos solubles en agua.
Azufre
Un no metal como el azufre se utiliza para producir ácido sulfúrico, pólvora y cerillas. También se utiliza en la vulcanización del caucho. Se utiliza en la producción de tintes y fósforos. El azufre coloidal es necesario en medicina.
El azufre también ha encontrado aplicación en la agricultura. Se utiliza como fungicida para controlar diversas plagas.
En la síntesis de materiales poliméricos, así como para la fabricación de diversos medicamentos, también se utilizan ampliamente no metales como el yodo y el bromo.
― esta es la capacidad de polarizar un enlace químico, de atraer pares de electrones comunes.
Hay 22 elementos clasificados como no metales.
Posición de los elementos no metálicos en la tabla periódica de elementos químicos.
| Grupo | I | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| 1er periodo | norte | Él | |||||
| 2do periodo | EN | CON | norte | oh | F | Nordeste | |
| 3er período | Si | PAG | S | C.L. | Arkansas | ||
| 4to periodo | Como | sí | hermano | kr | |||
| 5to período | te | I | xe | ||||
| 6to período | En | Rn |
Estructura de átomos no metálicos.
Un rasgo característico de los no metales es un mayor número (en comparación con los metales) de electrones en el nivel de energía externo de sus átomos. Esto determina su mayor capacidad para unir electrones adicionales y exhibir una mayor actividad oxidativa que los metales. Los no metales ubicados en el segundo y tercer período de los grupos VI-VII exhiben propiedades oxidantes particularmente fuertes, es decir, la capacidad de agregar electrones. Si comparamos la disposición de los electrones en los orbitales de los átomos de flúor, cloro y otros halógenos, podemos juzgar sus propiedades distintivas. El átomo de flúor no tiene orbitales libres. Por lo tanto, los átomos de flúor sólo pueden exhibir valencia I y estado de oxidación 1. El agente oxidante más fuerte es flúor. En los átomos de otros halógenos, por ejemplo en el átomo de cloro, hay orbitales d libres con el mismo nivel de energía. Gracias a esto, el emparejamiento de electrones puede ocurrir de tres formas diferentes. En el primer caso, el cloro puede presentar un estado de oxidación de +3 y formar ácido cloroso HClO 2, que corresponde a sales: cloritos, por ejemplo clorito de potasio KClO 2. En el segundo caso, el cloro puede formar compuestos en los que el estado de oxidación del cloro es +5. Dichos compuestos incluyen ácido perclórico HClO 3 y sus sales: cloratos, por ejemplo clorato de potasio KClO 3 (sal de Berthollet). En el tercer caso, el cloro presenta un estado de oxidación de +7, por ejemplo en el ácido perclórico HClO 4 y en sus sales, los percloratos (en el perclorato de potasio KClO 4).Estructuras de moléculas no metálicas. Propiedades físicas de los no metales.
En estado gaseoso a temperatura ambiente se encuentran:· hidrógeno - H 2;
· nitrógeno - N 2;
· oxígeno - O 2;
· flúor - F 2;
· cloro - CI 2.
Y gases inertes:· helio - él;
· neón - Ne;
· argón - Ar;
· criptón - Kr;
· xenón - Xe;
· radón - Rn).
EN líquido- bromo - br.EN duro:
telurio - Te;
· yodo - yo;
· astato - En.
El espectro de colores de los no metales es mucho más rico: rojo para el fósforo, marrón para el bromo, amarillo para el azufre, amarillo verdoso para el cloro, violeta para el vapor de yodo, etc.Los no metales más típicos tienen una estructura molecular, mientras que los menos típicos tienen una estructura no molecular. Esto explica la diferencia en sus propiedades.
Composición y propiedades de sustancias simples: no metales.
Los no metales forman moléculas tanto monoatómicas como diatómicas. A monoatómico Los no metales incluyen gases inertes que prácticamente no reaccionan ni siquiera con las sustancias más activas. Los gases nobles se ubican en el grupo VIII de la tabla periódica, y las fórmulas químicas de las sustancias simples correspondientes son las siguientes: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Algunos no metales se forman diatónico moléculas. Se trata de H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , Cl 2 (elementos del grupo VII de la tabla periódica), así como oxígeno O 2 y nitrógeno N 2 . De triatómico Las moléculas se componen de gas ozono (O 3). Para sustancias no metálicas que se encuentran en estado sólido, es bastante difícil crear una fórmula química. Los átomos de carbono del grafito están conectados entre sí de diferentes maneras. Es difícil aislar una sola molécula en las estructuras dadas. Al escribir fórmulas químicas para sustancias como en el caso de los metales, se supone que dichas sustancias están formadas únicamente por átomos. Las fórmulas químicas, en este caso, se escriben sin índices: C, Si, S, etc. Sustancias simples como el ozono y el oxígeno, que tienen la misma composición cualitativa (ambos constan del mismo elemento: oxígeno), pero difieren en el número de átomos. en una molécula tienen propiedades diferentes. Así, el oxígeno no tiene olor, mientras que el ozono tiene un olor acre que olemos durante una tormenta. Las propiedades de los no metales duros, el grafito y el diamante, que también tienen la misma composición cualitativa pero diferentes estructuras, difieren marcadamente (el grafito es frágil, el diamante es duro). Por tanto, las propiedades de una sustancia están determinadas no sólo por su composición cualitativa, sino también por cuántos átomos contiene la molécula de la sustancia y cómo están conectados entre sí. Los no metales en forma de cuerpos simples se encuentran en estado sólido o gaseoso (excepto el bromo, que es líquido). No tienen las propiedades físicas inherentes a los metales. Los no metales sólidos no tienen el brillo característico de los metales, suelen ser frágiles y no conducen bien la electricidad ni el calor (con excepción del grafito). El boro B cristalino (como el silicio cristalino) tiene un punto de fusión muy alto (2075°C) y una gran dureza. La conductividad eléctrica del boro aumenta considerablemente al aumentar la temperatura, lo que permite su uso generalizado en la tecnología de semiconductores. La adición de boro al acero y aleaciones de aluminio, cobre, níquel, etc. mejora sus propiedades mecánicas. Los boruros (compuestos de boro con ciertos metales, por ejemplo titanio: TiB, TiB 2) son necesarios en la fabricación de piezas de motores a reacción y álabes de turbinas de gas. Como puede verse en el Esquema 1, el carbono - C, el silicio - Si, el boro - B tienen una estructura similar y algunas propiedades comunes. Como sustancias simples, se encuentran en dos formas: cristalina y amorfa. Las formas cristalinas de estos elementos son muy duras y con puntos de fusión elevados. El silicio cristalino tiene propiedades semiconductoras. Todos estos elementos forman compuestos con metales: carburos, siliciuros y boruros (CaC 2, Al 4 C 3, Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Algunos de ellos tienen mayor dureza, por ejemplo Fe 3 C, TiB. El carburo de calcio se utiliza para producir acetileno.
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