Общая характеристика неметаллов

Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA-VIIA - группах Периодической системы:

Обычно среди неметаллов рассматривают также водород Н, хотя это не совсем точно, поскольку водороду присущи как неметаллические, так и металлические химические свойства.

Общая электронная формула атомов неметаллов ns ² np ¹⁻⁵, этому соответствует большое разнообразие степеней окисления неметаллов в соединениях.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 высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие в химических свойствах и способах получения неметаллов.

Другая характерная особенность неметаллов - стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому и простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение.

В свободном виде встречаются газообразные вещества - F₂, Cl₂, O₂, N₂ и Н₂, твердые - I₂, At, S, Te, P, As, C, Si и В, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл - бром Br₂.

Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например у кислорода (О₂ и О₃) и углерода (графит, алмаз, карбин, фуллерен).

В природе встречаются самородные неметаллы - N₂ и O₂ (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде. В первую очередь это вода и растворенные в ней соли, затем - минералы и горные породы (например, различные силикаты, алюмосиликаты, фосфаты, бораты, сульфаты и карбонаты).

По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов (O, Si, H) до весьма редких (As, Se, I, Te).

Галогены

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе в виде различных соединений. Астат получен только искусственным путем, радиоактивен. Это р-элементы VII группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5 (см. табл. 1).

Этим объясняется общность их свойств. Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением атомов, которое у атома фтора можно представить схемой:

Таблица 1. Свойства элементов подгруппы галогенов

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-уровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемой:

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне, и в обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеются еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.
В возбужденном состоянии атома электроны хлора переходят с3p- и3s-подуровней на 3d-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находящихся на одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, что хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1,3,5,7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора.
В пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами, обладающими наибольшим сродством к электрону.
Внутри подгруппы галогенов переход от фтора к иоду сопровождается увеличением радиуса атома.
Элементы Подгруппы относятся к неметаллам; с увеличением заряда ядра от F к At неметаллические признаки ослабевают, o чем свидетельствуют уменьшение потенциалов ионизации и сродство к электрону.
Окислительно-восстановительные свойства и различия в химическом поведении галогенов легко понять, сравнивая эти свойства в зависимости от изменения заряда ядра при переходе от F к I. В ряду F, Cl, Br, I наибольшим радиусом атома (и, следовательно, наименьшим сродством к электрону) обладает I, поэтому он характеризуется менее выраженными окислительными свойствами, чем Br, Cl, F. Следовательно, окислительные свойства нейтральных атомов в подгруппе галогенов уменьшаются от F к I, а восстановительные усиливаются:

Связь Гал-Гал в молекулах простых веществ ковалентная неполярная. Длина связи в молекуле от F₂ к I₂ закономерно увеличивается. Энергия же связи изменяется следующим образом.

Энергия связи в молекуле F2 менее прочная, чем в молекуле Сl2. Это объясняется образованием в молекуле Сl2 и соответственно Br2 и I2 даттивной связи: когда общее энергетическое облако образуется за счет не только спаривания р-электронов, но и за счет уже имеющихся спаренных р-электронов одного атома и вакантной d-орбитали другого атома.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: