18.4: Структура та загальні властивості неметалів

Last updated
Save as PDF

Page ID: 22565

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Цілі навчання

Охарактеризуйте структуру та властивості неметалів

Неметали - це елементи, розташовані у верхній правій частині таблиці Менделєєва. Їх властивості і поведінка досить сильно відрізняються від властивостей металів з лівого боку. У нормальних умовах більше половини неметалів - це гази, один - рідина, а решта включає деякі з найм'якших і твердих твердих речовин. Неметали демонструють багату різноманітність хімічної поведінки. Вони включають найбільш реактивні і найменш реактивні елементи, і вони утворюють безліч різних іонних і ковалентних сполук. У цьому розділі представлено огляд властивостей та хімічної поведінки неметалів, а також хімії конкретних елементів. Багато з цих неметалів мають важливе значення в біологічних системах.

У багатьох випадках тенденції в електронегативності дозволяють нам прогнозувати тип зв'язку та фізичні стани в сполуках за участю неметалів. Ми знаємо, що електронегативність зменшується, коли ми рухаємося вниз по даній групі і збільшується, коли ми рухаємося зліва направо через період. Неметали мають вищу електронегативність, ніж метали, а сполуки, що утворюються між металами та неметалами, зазвичай мають іонну природу через великі відмінності в електронегативності між ними. Метали утворюють катіони, неметали утворюють аніони, а отримані сполуки є твердими речовинами в нормальних умовах. З іншого боку, сполуки, що утворюються між двома або більше неметалами, мають невеликі відмінності в електронегативності між атомами, і результати ковалентного зв'язку - спільного використання електронів. Ці речовини, як правило, мають молекулярну природу і є газами, рідинами або летючими твердими речовинами при кімнатній температурі та тиску.

У звичайних хімічних процесах неметали не утворюють одноатомних позитивних іонів (катіонів), оскільки їх енергії іонізації занадто високі. Усі одноатомні неметалеві іони є аніонами; приклади включають іон хлориду, Cl ⁻, іон нітриду, N ^{3 −} та іон селеніду, Se ² ⁻. Загальні стану окислення, які неметали проявляють у своїх іонних і ковалентних сполуках, показані на малюнку\(\PageIndex{1}\). Пам'ятайте, що елемент проявляє позитивний ступінь окислення при поєднанні з більш електронегативним елементом і що він проявляє негативний ступінь окислення при поєднанні з менш електронегативним елементом.

альт — Малюнок\(\PageIndex{1}\): Неметали демонструють ці загальні стани окислення в іонних та ковалентних сполуках.

Перший член кожної неметалевої групи проявляє різну поведінку, багато в чому, від інших членів групи. Причини цього включають менший розмір, більшу енергію іонізації та (найголовніше) той факт, що перший член кожної групи має лише чотири валентні орбіталі (одна 2 с і три 2 р), доступні для склеювання, тоді як інші члени групи мають порожні d орбіталі в своїх валентні оболонки, що роблять можливими п'ять, шість або навіть більше зв'язків навколо центрального атома. Наприклад, азот утворює тільки NF ₃_, тоді як фосфор утворює і PF ₃, і PF ₅.

Пам'ятайте, що елемент проявляє позитивний ступінь окислення при поєднанні з більш електронегативним елементом і що він проявляє негативний ступінь окислення при поєднанні з менш електронегативним елементом.

Ще однією відмінністю між першим членом групи і наступними членами є більша здатність першого члена утворювати π зв'язки. Це перш за все функція меншого розміру першого члена кожної групи, що дозволяє краще перекривати атомні орбіталі. Неметали, крім першого члена кожної групи, рідко утворюють π зв'язки з неметалами, які є першим членом групи. Наприклад, сірчано-кисневі зв'язки π добре відомі, тоді як сірка нормально не утворює стабільних π зв'язків з собою.

Різноманітність станів окислення, що відображається більшістю неметалів, означає, що багато їх хімічних реакцій включають зміни ступеня окислення через окислювально-відновні реакції. Існує п'ять загальних аспектів окислювально-відновної хімії:

Неметали окислюють більшість металів. Стан окислення металу стає позитивним, оскільки він піддається окисленню, а неметал стає негативним, оскільки він піддається відновленню. Наприклад:

\[4 \underset{0}{\ce{Fe}} \left( s \right) + 3 \underset{0}{\ce{O_2}} \left( g \right) \rightarrow 2 \underset{+3}{\ce{Fe_2}} \underset{-2}{\ce{O_3}} \left( s \right) \nonumber \]
За винятком азоту і вуглецю, які є поганими окислювачами, більш електронегативний неметал окислює менш електронегативний неметал або аніон неметалу:

\[\underset{0}{\ce{S}} \left( s \right) + \underset{0}{\ce{O_2}} \left( g \right) \rightarrow 2 \underset{+4}{\ce{S}} \underset{-2}{\ce{O_2}} \left( s \right) \nonumber \]
\[\underset{0}{\ce{Cl_2}} \left( g \right) + 2 \ce{I^-} \left( aq \right) \rightarrow \underset{0}{\ce{I_2}} \left( s \right) + 2 \ce{Cl^-} \left( aq \right) \nonumber \]

Фтор і кисень є найсильнішими окислювачами в межах відповідних груп; кожен окислює всі елементи, які лежать нижче нього в групі. У будь-який період найсильніший окислювач знаходиться в групі 17. Неметал часто окислює елемент, який лежить зліва від нього в той же період. Наприклад:

\[2 \underset{0}{\ce{As}} \left( s \right) + 3 \underset{0}{\ce{Br_2}} \left( l \right) \rightarrow 2 \underset{+3}{\ce{As}} \underset{-1}{\ce{Br_3}} \left( s \right) \nonumber \]

Чим сильніше неметал є окислювачем, тим складніше окислювати аніон, утворений неметалом. Це означає, що найбільш стійкі негативні іони утворюються елементами у верхній частині групи або в групі 17 періоду.
Фтор і кисень - найсильніші окислювальні елементи з відомих. Фтор не утворює сполук, в яких проявляє позитивні ступені окислення; кисень проявляє позитивний ступінь окислення тільки в поєднанні з фтором. Наприклад:\[2 \underset{0}{\ce{F_2}} \left( g \right) + 2 \ce{OH^-} \left( aq \right) \rightarrow \underset{+2}{\ce{O}} \underset{-1}{\ce{F_2}} \left( g \right) + 2 \ce{F^-} \left( aq \right) + \ce{H_2O} \left( l \right) \nonumber \]

За винятком більшості благородних газів, всі неметали утворюють сполуки з киснем, утворюючи ковалентні оксиди. Більшість цих оксидів кислотні, тобто вступають в реакцію з водою з утворенням оксикислот. Нагадаємо з кислотно-лужної глави, що оксикислота - це кислота, що складається з водню, кисню і деякого іншого елемента. Помітними винятками є чадний газ, СО, закис азоту, N ₂ O та оксид азоту, NO. Існує три характеристики цих кислих оксидів:

Оксиди, такі як SO ₂ _{і N 2} O ₅, в яких неметал проявляє один із загальних ступенів окислення, є кислотними ангідридами і реагують з водою з утворенням кислот без зміни ступеня окислення. Продукт являє собою оксикислоту. Наприклад:\[\ce{SO2}(g)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{H2SO3}(aq) \nonumber \]\[\ce{N2O5}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2HNO3}(aq) \nonumber \]
Ті оксиди, такі як NO ₂ і ClO ₂, в яких неметал не проявляє однієї зі своїх загальних ступенів окислення, також вступають в реакцію з водою. У цих реакціях неметал одночасно окислюється і відновлюється. Наприклад:\[3 \underset{+4}{\ce{N}} \ce{O_2} \left( g \right) + \ce{H_2O} \left( l \right) \rightarrow 2 \ce{H} \underset{+5}{\ce{N}} \ce{O_3} \left( aq \right) + \underset{+2}{\ce{N}} \ce{O} \left( g \right) \nonumber \] Реакції, в яких один і той же елемент окислюється і відновлюється, називаються реакціями диспропорції.
Сила кислоти збільшується в міру збільшення електронегативності центрального атома. Щоб дізнатися більше, дивіться обговорення в розділі про кислотно-лужну хімію.

Бінарні водневі сполуки неметалів також проявляють кислотну поведінку у воді, хоча тільки HCl, HBr та HI є сильними кислотами. Кислотна сила неметалевих водневих сполук збільшується зліва направо протягом періоду і вниз групи. Наприклад, аміак, NH ₃, є більш слабкою кислотою, ніж вода, Н ₂ О, яка слабкіше фтористого водню, HF. Вода, Н ₂ О, також є більш слабкою кислотою, ніж сірководень, H ₂ S_, яка слабкіше селеніду водню, H ₂ Se. Більш слабкий кислотний характер має на увазі більший базовий характер.

Структури неметалів

Структури неметалів різко відрізняються від структур металів. Метали кристалізуються в тісно упакованих масивах, які не містять молекул або ковалентних зв'язків. Неметалеві структури містять ковалентні зв'язки, а багато неметалів складаються з окремих молекул. Електрони в неметалах локалізуються в ковалентних зв'язках, тоді як в металі відбувається делокалізація електронів по всьому твердому тілу.

Благородні гази є одноатомними, тоді як інші неметалеві гази - водень, азот, кисень, фтор та хлор - зазвичай існують як двоатомні молекули H _2, N ₂, O ₂, F ₂ та Cl ₂. Інші галогени також двохатомні; Br ₂ - рідина, а I ₂ існує як тверда речовина в нормальних умовах. Зміни в стані, коли людина рухається вниз по сімейству галогенів пропонують чудові приклади збільшення сили міжмолекулярних лондонських сил зі збільшенням молекулярної маси та збільшенням поляризуваності.

Кисень має два аллотропи: O ₂, диоксиген і O ₃, озон. Фосфор має три загальних аллотропа, які зазвичай називають за їх кольорами: білий, червоний і чорний. Сірка має кілька аллотропів. Існує також багато вуглецевих аллотропів. Більшість людей знають про алмаз, графіт та деревне вугілля, але менше людей знають про недавнє відкриття фулеренів, вуглецевих нанотрубок та графену.

Далі слідують описи фізичних властивостей трьох неметалів, характерних для молекулярних твердих тіл.

Вуглець

Вуглець зустрічається в некомбінованому (елементарному) стані у багатьох формах, таких як алмаз, графіт, деревне вугілля, кокс, сажа, графен та фулерен.

Алмаз, показаний на малюнку\(\PageIndex{2}\), є дуже твердим кристалічним матеріалом, який безбарвний і прозорий в чистому вигляді. Кожен атом утворює чотири одиночні зв'язки з чотирма іншими атомами в кутах тетраедра (sp ³ гібридизація); це робить алмаз гігантською молекулою. Вуглець-вуглецеві одиночні зв'язки дуже міцні, і, оскільки вони поширюються по всьому кристалу, утворюючи тривимірну мережу, кристали дуже тверді і мають високі температури плавлення (~ 4400° C).

Графіт, також показаний на малюнку\(\PageIndex{2}\), являє собою м'яке слизьке, сірувато-чорне тверде тіло, яке проводить електрику. Ці властивості стосуються його структури, яка складається з шарів атомів вуглецю, причому кожен атом оточений трьома іншими атомами вуглецю в тригональному планарному розташуванні. Кожен атом вуглецю в графіті утворює три σ зв'язку, по одному до кожного з найближчих сусідів, за допомогою sp ² -гібридних орбіталей. Негібридизована орбітальна p на кожному атомі вуглецю буде перекривати негібридизовані орбіталі на сусідніх атомах вуглецю в одному шарі, утворюючи π зв'язки. Багато резонансних форм необхідні для опису електронної структури графітового шару; малюнок\(\PageIndex{3}\) ілюструє дві з цих форм.

Атоми всередині графітового шару щільно пов'язані між собою зв'язками σ і π; однак сили між шарами слабкі. Лондонські сили дисперсії утримують шари разом. Щоб дізнатися більше, дивіться обговорення цих слабких сил у розділі про рідини та тверді речовини. Слабкі сили між шарами надають графіту м'який, лускатий характер, що робить його корисним як так званий «свинець» у олівцях та слизький характер, що робить його корисним як мастило. Вільно утримувані електрони в резонуючих π зв'язках можуть переміщатися по всьому твердому тілу і відповідають за електропровідність графіту.

Інші форми елементарного вуглецю включають сажу, деревне вугілля та кокс. Сажа - аморфна форма вуглецю, одержувана при неповному згорянні природного газу, СН ₄. Можна виробляти деревне вугілля і кокс шляхом нагрівання дров і вугілля, відповідно, при високих температурах при відсутності повітря.

Останнім часом були виявлені нові форми елементарних молекул вуглецю в сажі, що утворюється димним полум'ям, і в парі, що утворюється при нагріванні графіту до дуже високих температур у вакуумі або в гелії. Одна з цих нових форм, вперше виділена професором Річардом Смоллі та колегами з Університету Райса, складається з ікосаедричних (футбольно-кульових) молекул, які містять 60 атомів вуглецю, C ₆₀. Це бакмінстерфуллерен (часто називають баккі кулі) на честь архітектора Бакмінстера Фуллера, який спроектував купольні споруди, що мають схожий зовнішній вигляд (рис.\(\PageIndex{4}\)).

Нанотрубки та графен

Графен і вуглецеві нанотрубки - це два нещодавно виявлені алотропи вуглецю. Обидві форми несуть деяке відношення до графіту. Графен являє собою один шар графіту (товщиною один атом), як показано на малюнку\(\PageIndex{2}\) d, тоді як вуглецеві нанотрубки згортають шар в невелику трубку, як показано на малюнку\(\PageIndex{5}\).

Графен - дуже міцний, легкий та ефективний провідник тепла та електроенергії, виявлений у 2003 році. Як і в графіті, атоми вуглецю утворюють шар шестичленних кілець з sp ² -гібридизованими атомами вуглецю на кутах. Резонанс стабілізує систему і призводить до її провідності. На відміну від графіту, немає укладання шарів для додання об'ємної структури. Андре Гейм і Костя Новосьолов в Манчестерському університеті отримали Нобелівську премію 2010 року з фізики за свою новаторську роботу, що характеризує графен.

Найпростіша процедура приготування графена полягає у використанні шматка клейкої стрічки для видалення одного шару графена з поверхні шматка графіту. Цей метод працює тому, що між шарами графіту існують лише слабкі лондонські сили дисперсії. Альтернативними методами є осадження одного шару атомів вуглецю на поверхні якогось іншого матеріалу (рутенію, іридію або міді) або синтезування його на поверхні карбіду кремнію за допомогою сублімації кремнію.

В даний час немає комерційних застосувань графена. Однак його незвичайні властивості, такі як висока рухливість електронів та теплопровідність, повинні зробити його придатним для виготовлення багатьох передових електронних пристроїв та для теплового управління.

Вуглецеві нанотрубки - це вуглецеві алотропи, які мають циліндричну структуру. Як і графіт і графен, нанотрубки складаються з кілець sp ² -гібридизованих атомів вуглецю. На відміну від графіту та графена, які відбуваються шарами, шари загортаються в трубку і з'єднуються між собою, утворюючи стабільну структуру. Стінки трубки можуть бути товщиною в один атом або кілька атомів.

Вуглецеві нанотрубки - надзвичайно міцні матеріали, які твердіші за алмаз. Залежно від форми нанотрубки, вона може бути провідником або напівпровідником. Для деяких застосувань провідна форма є кращою, тоді як інші програми використовують напівпровідникову форму.

Основою синтезу вуглецевих нанотрубок є генерація атомів вуглецю у вакуумі. Можна виробляти атоми вуглецю електричним розрядом через графіт, випаровуванням графіту лазером, розкладанням вуглецевої сполуки.

Міцність вуглецевих нанотрубок врешті-решт призведе до деяких їх найбільш захоплюючих застосувань, оскільки нитка, виготовлена з декількох нанотрубок, буде підтримувати величезну вагу. Однак нинішні програми використовують лише об'ємні нанотрубки. Додавання нанотрубок до полімерів покращує механічні, теплові та електричні властивості сипучого матеріалу. В даний час є нанотрубки в деяких велосипедних частин, лижі, бейсбольні біти, вудки, і дошки для серфінгу.

Фосфор

Назва фосфор походить від грецьких слів, що означають світло приносить. Коли фосфор вперше був виділений, вчені відзначили, що він світиться в темряві і згорає при впливі повітря. Фосфор - єдиний член своєї групи, який не зустрічається в некомбінованому стані в природі; він існує в багатьох аллотропних формах. Ми розглянемо дві з таких форм: білий фосфор і червоний фосфор.

Білий фосфор - це біла воскоподібна тверда речовина, яка плавиться при 44,2° C і кипить при 280° C, не розчиняється у воді, добре розчиняється в сірковуглецевому сірку і вривається в полум'я на повітрі. Як тверда речовина, як рідина, як газ, так і в розчині білий фосфор існує у вигляді молекул Р ₄ з чотирма атомами фосфору по кутах правильного тетраедра (рис.\(\PageIndex{5}\)). Кожен атом фосфору ковалентно зв'язується з іншими трьома атомами в молекулі одиночними ковалентними зв'язками. Білий фосфор є найбільш реактивним алотропом і дуже токсичний.

Нагрівання білого фосфору до 270-300 °С за відсутності повітря дає червоний фосфор. Червоний фосфор щільніший, має більш високу температуру плавлення (~ 600° C), набагато менш реактивний, по суті нетоксичний і легше і безпечніше в обробці, ніж білий фосфор. Його структура є високополімерною і, як видається, містить тривимірні мережі тетраедр P ₄, з'єднаних одиночними зв'язками P-P. Червоний фосфор нерозчинний в розчинниках, які розчиняють білий фосфор. При нагріванні червоного фосфору молекули Р ₄ підносяться з твердого тіла.

Сірка

Аллотропія сірки набагато більше і складніше, ніж у будь-якого іншого елемента. Сірка - це сірка, про яку йдеться в Біблії та інших місцях, і посилання на сірку трапляються протягом усієї записаної історії - аж до відносно недавнього відкриття, що вона є компонентом атмосфери Венери та Іо, місяця Юпітера. Найпоширенішим і найбільш стійким аллотропом сірки є жовта, ромбічна сірка, названа так через форму її кристалів. Ромбічна сірка - це форма, до якої повертаються всі інші аллотропи при кімнатній температурі. Кристали ромбічної сірки розплавляються при 113 °С. Охолодження цієї рідини дає довгі голки моноклінної сірки. Ця форма стабільна від 96° C до температури плавлення 119° C, при кімнатній температурі поступово повертається до ромбічної форми.

Як ромбічна сірка, так і моноклінна сірка містять молекули S ₈, в яких атоми утворюють восьмичленні, зірвані кільця, що нагадують коронки (рис.\(\PageIndex{6}\)). Кожен атом сірки пов'язаний з кожним з двох своїх сусідів по кільцю ковалентними одиночними зв'язками S-S.

Коли ромбічна сірка плавиться, рідина солом'яного кольору досить рухлива; її в'язкість низька, оскільки молекули S ₈ по суті сферичні і пропонують відносно невеликий опір, коли вони рухаються один за одним. При підвищенні температури S-S-S-зв'язки в кільцях розриваються, і в результаті утворюються полімерні ланцюги атомів сірки. Ці ланцюги поєднуються впритул, утворюючи ще довші ланцюги, які сплутуються один з одним. Рідина поступово темніє в кольорі і стає настільки в'язкою, що остаточно (приблизно при 230° C) вона не виливається легко. Звисаючі атоми на кінцях ланцюгів атомів сірки відповідають за темно-червоний колір, оскільки їх електронна структура відрізняється від атомів сірки, які мають зв'язки з двома сусідніми атомами сірки. Це змушує їх по-різному поглинати світло і призводить до іншого видимого кольору. При охолодженні рідини швидко утворюється гумоподібна аморфна маса, звана пластичної сіркою.

Сірка закипає при 445° С і утворює пар, що складається з молекул S ₂, S ₆ і S ₈; при температурі близько 1000° С щільність пари відповідає формулі S ₂, яка представляє собою парамагнітну молекулу типу O ₂ зі схожою електронною структурою і слабкою сірко- сірчана подвійна зв'язок.

Як видно з цієї дискусії, важливою особливістю структурної поведінки неметалів є те, що елементи зазвичай зустрічаються з вісьмома електронами в їх валентних оболонках. При необхідності елементи утворюють достатньо ковалентних зв'язків, щоб доповнити вже наявні електрони, щоб мати октет. Наприклад, члени групи 15 мають п'ять валентних електронів і вимагають всього лише трьох додаткових електронів для заповнення їх валентних оболонок. Ці елементи утворюють у вільному стані три ковалентні зв'язку: потрійні зв'язки в молекулі N ₂ або поодинокі зв'язки з трьома різними атомами в миш'яку і фосфорі. Елементи групи 16 вимагають всього два додаткових електрона. Кисень утворює подвійний зв'язок в молекулі O ₂, а сірка, селен і телур утворюють дві одиночні зв'язки в різних кільцях і ланцюгах. Галогени утворюють двоатомні молекули, в яких кожен атом бере участь тільки в одному зв'язку. Це забезпечує електрон, необхідний для завершення октету на атомі галогену. Благородні гази не утворюють ковалентних зв'язків з іншими атомами благородного газу, оскільки вони вже мають заповнену зовнішню оболонку.

Резюме

Неметали мають структури, які сильно відрізняються від структур металів, перш за все тому, що вони мають більшу електронегативність і електрони, які більш щільно пов'язані з окремими атомами. Більшість неметалів оксидів є кислотними ангідридами, що означає, що вони реагують з водою з утворенням кислих розчинів. Молекулярні структури є загальними для більшості неметалів, а деякі мають кілька алотропів з різними фізичними властивостями.

Глосарій

ангідрид кислоти: з'єднання, яке реагує з водою з утворенням кислотного або кислотного розчину

реакція непропорційності: хімічна реакція, коли один реагент одночасно відновлюється і окислюється; це і відновник, і окислювач