Методичні поради до вивчення теми. Використовуючи відповідну літературу, повторіть теоретичний матеріал, що стосується властивостей елементів

Використовуючи відповідну літературу, повторіть теоретичний матеріал, що стосується властивостей елементів, які систематизуються у періодичній таблиці Д.І.Менделєєва як неметали. Цю тему можна опрацьовувати на прикладі типових представників неметалів, таких як Хлор, Сульфур, Нітроген, Карбон.

До неметалів відносяться: благородні гази, Гідроген, галогени, Оксиген, Сульфур, Селен, Телур, Нітроген, Фосфор, Миш’як, Карбон, Силіцій, Бор. За нормальних умов їх агрегатний стан такий: благородні гази, Гідроген, Фтор, Хлор, Оксиген, Нітроген – гази; бром – рідина, решта – тверді речовини. Здатність до приєднання електронів у них зростає в періоді зліва направо, а в групі – знизу вгору. Найактивніше приєднує електрони Флуор (найсильніший окислювач). Число зовнішніх електронів у них, як і у всіх елементів головних підгруп, дорівнює номеру групи. З металами типові неметали утворюють сполуки з іонним типом зв’язку, наприклад: CaO, NaCl, K₂S. Взаємодіють між собою, утворюючи сполуки з ковалентним типом зв’язку. З воднем утворюють леткі сполуки, які при розчиненні у воді утворюють кислоти. З киснем утворюють оксиди (прямим або непрямим шляхом). Елементи VII А підгрупи називаються галогени, тобто ті, що “народжують солі”. До них відносяться: Флуор, Хлор, Бром, Іод, Астат (одержаний штучним шляхом). Солі називаються галіди, а конкретно: фториди (флуориди), хлориди, броміди, йодиди. Хімічна активність галогенів знаходиться в залежності від радіуса їх атомів. На зовнішньому енергетичному рівні галогени мають по сім електронів (ns²np⁵). До завершення стійкого 8-ми електронного шару їм не вистачає тільки одного електрона, тому галогени – дуже сильні окисники. Так як вони мають велику спорідненість до електрона і велику електронегативність, то їх атоми легко перетворюються в негативні іони з електронною структурою ns²np⁶. Найбільшу електронегативність має флуор (4, 10), він є сильнішим окисником, у всіх сполуках має ступінь окиснення –1, на відміну від інших галогенів, ступінь окиснення яких може бути від –1 до +7. Усі галогени за виключенням Астату і Іоду, є типовими неметалами. Окисні властивості атомів галогенів зменшуються від фтору до йоду: F>Cl>Br>I. Найсильнішим окисником є атом фтору. Найменш сильним окисником серед галогенів є атом йоду. Відновні властивості іонів галогенів збільшуються від іонів фтору до іонів йоду: F^-<Cl^-<Br^-<I^-. Найбільш сильні відновні властивості має I^-, найменші - F^- (може віддати електрон тільки під дією електричного струму). Сила (ступінь дисоціації) галоводневих кислот зростає в міру зменшення електронегативності галогенів (зверху вниз), так як зменшується міцність зв’язку між Н – галоген: HI®HBr®HCl®HF. Кисневі сполуки галогенів нестійкі. стійкість їх зростає від Фтору до Іоду.

Необхідно запам’ятати, що Сульфур є досить поширеним елементом VІ Агрупи у природі, масова частка його у земній корі складає – 5ּ10^-2%, він має чотири стабільних ізотопи, серед них найбільш поширений (95,0%). У природі Сульфур зустрічається у самородному стані у вигляді простої речовини сірки і у складі різних мінералів, з яких найважливішими є сульфіди і сульфати, наприклад: пірит (залізний колчедан) – FeS₂; вюрцит (цинкова обманка) – ZnS; галеніт (свинцевий блиск) – PbS; кіновар – HgS; мідний блиск – CuS; гіпс - CaSO₄ּ2H₂O; глауберова сіль – Na₂SO₄ּ10H₂O та ін. Крім того, сполуки Сульфуру (SO₂ і H₂S) містяться у вулканічних газах і водах деяких мінеральних джерел. Цей елемент входить до складу живих організмів. Просту речовину сірку добувають в основному з самородних родовищ, використовуючи спеціальні промислові технології, а також із відходів коксохімічного виробництва, що є позитивним з екологічної точки зору. При утворенні хімічних зв’язків Сульфур може проявляти вищий ступінь окиснення +6 (віддає 6 електронів), що відповідає номеру групи. Крім того Сульфур може приєднувати 2 електрони, або віддавати 2, 4 електрони, проявляючи ступінь окиснення –2, +2, +4. S⁺⁶ – тільки окисник; S^-2 – тільки відновник; у проміжних ступенях окиснення – і окисник і відновник. Сірка – типовий неметал, за звичайних умов у сухому повітрі стійка, хімічна активність збільшується при нагріванні.

Зверніть увагу, що головну підгрупу елементів п’ятої групи утворюють елементи Нітроген, Фосфор, Арсен, Сурма, Бісмут. Ця підгрупа починається типовим неметалом і закінчується металом. Усі елементи головної підгрупи мають на останньому енергетичному рівні по п’ять електронів ns²np³, що зумовлює здатність цих елементів утворювати сполуки з максимальним ступенем окиснення +5. Вони можуть також приєднувати три електрони і виявляти у сполуках ступінь окиснення –3. Для них характерний і ступінь окиснення +3. Нітроген – найпоширеніший в природі серед елементів п’ятої групи. Його вміст у земній корі і атмосфері становить приблизно 0,03%. Природний Нітроген має дві стійкі нукліди (ізотопи): (99,635%) і (0,365%). Основним джерелом простої речовини азоту є атмосферне повітря, де його міститься по масі 75,6%, 8млн. тонн над 1 км² земної поверхні і 78% - по об’єму. У зв’язаному стані елемент Нітроген мало поширений у природі. Винятком є поклади цілійської селітри NaNO₃, на яку багаті прибережні райони Чілі. Ще є індійська селітра КNO₃, невеликі кількості Нітрогену у вигляді сполук NН₃, NО, НNО₃ містяться у повітрі і є наслідком гниття нітрогеновмісних органічних сполук. Він входить до складу вугілля і торфу (≈15%), а значна кількість – до складу білків рослинного і тваринного походження, нуклеїнових кислот і деяких інших органічних сполук. Нітроген може проявляти вищий ступінь окиснення +5, що відповідає номеру групи. Крім того він може мати ступені окиснення –3 (приєднує три ), +1, +2, +3, +4. Атом Нітрогену має ту особливість, що він не має d- підрівня і питання про участь 2s у хімічних зв’язках і їх розпаровуванні не до кінця вивчено. Вважається, що цей елемент не може проявляти валентність більшу ніж 4 (три – за рахунок неспарених , четверту – за рахунок спарених 2s по донорно-акцепторному механізмі). N⁺⁵ – тільки окисник; N^-3- тільки відновник; у проміжних ступенях окиснення – і окисник, і відновник.

Слід пам’ятати, що до IV А підгрупи входять Карбон, Силіцій – підгрупа карбону, Станум і Плюмбум – підгрупа Германію. Це р- елементи IV групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. Їхні атоми на зовнішньому енергетичному рівні містять по чотири електрони – ns²np², що відповідає номеру групи. Це пояснюється подібністю деяких їхніх хімічних властивостей. У вільному стані проста речовина вуглець зустрічається в природі у вигляді алмазу, графіту і карбону, які мають різко відмінні фізичні властивості, що пояснюється будовою їхніх кристалічних решіток. При утворенні хімічних зв’язків може відбуватися гібридизація s і p – електронних орбіталей (sp-, sp² -, sp³- гібридизація), що приводить до утворення і - зв’язків. При цьому зв’язок може бути одинарний (–), подвійний (=) і потрійний (≡), що особливо характерно для органічних сполук (наприклад, СН₄, С₂Н₄, С₂Н₂). Крім того атоми Карбону мають виняткову властивість: вини можуть з’єднуватись між собою практично в безкінечне число, утворюючи різні гомоланцюги (лінійні, розгалужені, циклічні та ін.), цим обумовлюється величезна кількість органічних сполук.

При вивченні теоретичного матеріалу даної теми радимо використовувати таку схему характеристики елементів та їх сполук.

1. Будова атома даного елемента.

2. Розповсюдження в природі, одержання у чистому вигляді.

3. Фізичні властивості.

4. Хімічні властивості елемента.

5. Сполуки елемента, основні властивості.

6. Практичне застосування даного елементу і його сполук.