Propriétés générales des métaux.

La présence d'électrons de valence faiblement liés au noyau détermine les propriétés chimiques générales des métaux. Dans les réactions chimiques, ils agissent toujours comme un agent réducteur ; les substances métalliques simples ne présentent jamais de propriétés oxydantes.

Obtention de métaux :
- réduction d'oxydes avec du carbone (C), du monoxyde de carbone (CO), de l'hydrogène (H2) ou un métal plus actif (Al, Ca, Mg) ;
- réduction à partir de solutions salines avec un métal plus actif ;
- électrolyse de solutions ou fusions de composés métalliques - réduction des métaux les plus actifs (alcalis, alcalino-terreux et aluminium) par courant électrique.

Dans la nature, les métaux se trouvent principalement sous forme de composés ; seuls les métaux peu actifs se trouvent sous forme de substances simples (métaux natifs).

Propriétés chimiques des métaux.
1. Interaction avec des substances simples, non-métaux :
La plupart des métaux peuvent être oxydés par des non-métaux tels que les halogènes, l'oxygène, le soufre et l'azote. Mais la plupart de ces réactions nécessitent un préchauffage pour démarrer. Par la suite, la réaction peut se dérouler avec le dégagement d'une grande quantité de chaleur, ce qui conduit à l'inflammation du métal.
A température ambiante, les réactions ne sont possibles qu'entre les métaux les plus actifs (alcalis et alcalino-terreux) et les non-métaux les plus actifs (halogènes, oxygène). Les métaux alcalins (Na, K) réagissent avec l'oxygène pour former des peroxydes et des superoxydes (Na2O2, KO2).

a) interaction des métaux avec l'eau.
À température ambiante, les métaux alcalins et alcalino-terreux interagissent avec l’eau. À la suite de la réaction de substitution, un alcali (base soluble) et de l'hydrogène se forment : Métal + H2O = Me(OH) + H2
Lorsqu'ils sont chauffés, d'autres métaux situés à gauche de l'hydrogène dans la série d'activités interagissent avec l'eau. Le magnésium réagit avec l'eau bouillante, l'aluminium - après un traitement de surface spécial, entraînant la formation de bases insolubles - hydroxyde de magnésium ou hydroxyde d'aluminium - et de l'hydrogène est libéré. Les métaux de la série d'activités allant du zinc (inclus) au plomb (inclus) interagissent avec la vapeur d'eau (c'est-à-dire au-dessus de 100 °C) et des oxydes des métaux correspondants et de l'hydrogène se forment.
Les métaux situés dans la série d'activités à droite de l'hydrogène n'interagissent pas avec l'eau.
b) interaction avec les oxydes :
les métaux actifs réagissent par réaction de substitution avec des oxydes d'autres métaux ou non-métaux, les réduisant en substances simples.
c) interaction avec les acides :
Les métaux situés dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène réagissent avec les acides pour libérer de l'hydrogène et former le sel correspondant. Les métaux situés dans la série d'activités à droite de l'hydrogène n'interagissent pas avec les solutions acides.
Une place particulière est occupée par les réactions des métaux avec les acides nitrique et sulfurique concentré. Tous les métaux sauf les métaux nobles (or, platine) peuvent être oxydés par ces acides oxydants. Ces réactions produiront toujours les sels correspondants, de l’eau et le produit de réduction de l’azote ou du soufre, respectivement.
d) avec des alcalis
Les métaux qui forment des composés amphotères (aluminium, béryllium, zinc) sont capables de réagir avec des matières fondues (dans ce cas, des sels moyens d'aluminates, de béryllates ou de zincates se forment) ou des solutions alcalines (dans ce cas, les sels complexes correspondants se forment). Toutes les réactions produiront de l'hydrogène.
e) Conformément à la position du métal dans la série d'activités, des réactions de réduction (déplacement) d'un métal moins actif d'une solution de son sel par un autre métal plus actif sont possibles. À la suite de la réaction, un sel d'un métal plus actif et une substance simple - un métal moins actif - se forment.

Propriétés générales des non-métaux.

Il y a beaucoup moins de non-métaux que de métaux (22 éléments). Cependant, la chimie des non-métaux est beaucoup plus complexe en raison de la plus grande occupation du niveau d’énergie externe de leurs atomes.
Les propriétés physiques des non-métaux sont plus diverses : parmi eux, il existe des substances gazeuses (fluor, chlore, oxygène, azote, hydrogène), liquides (brome) et solides, qui diffèrent grandement les unes des autres par leur point de fusion. La plupart des non-métaux ne conduisent pas l’électricité, mais le silicium, le graphite et le germanium ont des propriétés semi-conductrices.
Les non-métaux gazeux, liquides et certains solides (iode) ont une structure moléculaire d'un réseau cristallin, d'autres non-métaux ont un réseau cristallin atomique.
Le fluor, le chlore, le brome, l'iode, l'oxygène, l'azote et l'hydrogène existent dans des conditions normales sous forme de molécules diatomiques.
De nombreux éléments non métalliques forment plusieurs modifications allotropiques de substances simples. Ainsi, l'oxygène a deux modifications allotropiques - l'oxygène O2 et l'ozone O3, le soufre a trois modifications allotropiques - le soufre orthorhombique, plastique et monoclinique, le phosphore a trois modifications allotropiques - le phosphore rouge, blanc et noir, le carbone - six modifications allotropiques - suie, graphite, diamant , carbyne, fullerène, graphène.

Contrairement aux métaux, qui ne présentent que des propriétés réductrices, les non-métaux, dans leurs réactions avec des substances simples et complexes, peuvent agir à la fois comme agent réducteur et comme agent oxydant. Selon leur activité, les non-métaux occupent une certaine place dans la série de l'électronégativité. Le fluor est considéré comme le non-métal le plus actif. Il ne présente que des propriétés oxydantes. En deuxième position en activité se trouve l'oxygène, en troisième l'azote, puis les halogènes et autres non-métaux. L'hydrogène a l'électronégativité la plus faible parmi les non-métaux.

Propriétés chimiques des non-métaux.

1. Interaction avec des substances simples :
Les non-métaux interagissent avec les métaux. Dans de telles réactions, les métaux agissent comme un agent réducteur et les non-métaux agissent comme un agent oxydant. À la suite de la réaction composée, des composés binaires se forment - oxydes, peroxydes, nitrures, hydrures, sels d'acides sans oxygène.
Dans les réactions des non-métaux entre eux, le non-métal le plus électronégatif présente les propriétés d'un agent oxydant, et le moins électronégatif présente les propriétés d'un agent réducteur. La réaction composée produit des composés binaires. Il ne faut pas oublier que les non-métaux peuvent présenter différents états d’oxydation dans leurs composés.
2. Interaction avec des substances complexes :
a) avec de l'eau :
Dans des conditions normales, seuls les halogènes interagissent avec l'eau.
b) avec des oxydes de métaux et de non-métaux :
De nombreux non-métaux peuvent réagir à haute température avec des oxydes d’autres non-métaux, les réduisant en substances simples. Les non-métaux situés à gauche du soufre dans la série d'électronégativité peuvent également interagir avec les oxydes métalliques, réduisant les métaux en substances simples.
c) avec des acides :
Certains non-métaux peuvent être oxydés avec des acides sulfurique ou nitrique concentrés.
d) avec des alcalis :
Sous l'influence des alcalis, certains non-métaux peuvent subir une dismutation, étant à la fois un agent oxydant et un agent réducteur.
Par exemple, dans la réaction d'halogènes avec des solutions alcalines sans chauffage : Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O ou avec chauffage : 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) avec des sels :
Lorsqu'ils interagissent, ils sont de puissants agents oxydants et présentent des propriétés réductrices.
Les halogènes (sauf le fluor) entrent dans des réactions de substitution avec des solutions de sels d'acides halohydriques : un halogène plus actif déplace un halogène moins actif de la solution saline.

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'HYDROGÈNE

1. AVEC DES MÉTAUX

(Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) → forme des hydrures solides instables lorsqu'il est chauffé avec des métaux alcalins et alcalino-terreux ;

2K + H₂ = 2KH (hydrure de potassium)

Ca + H₂ = CaH₂

2. AVEC DES NON-METAUX

avec l'oxygène, les halogènes dans des conditions normales, lorsqu'il est chauffé, il réagit avec le phosphore, le silicium et le carbone, avec l'azote en présence de pression et d'un catalyseur.

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl

3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H₂ + S = H₂S

3. INTERACTION AVEC L'EAU

Ne réagit pas avec l'eau

4. INTERACTION AVEC LES OXYDES

Réduit les oxydes de métaux (inactifs) et de non-métaux en substances simples :

CuO + H₂ = Cu + H₂O 2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O

SiO₂ + H₂ = Si + H₂O

5. INTERACTION AVEC LES ACIDES

Ne réagit pas avec les acides

6. INTERACTION AVEC LES ALCALI

Ne réagit pas avec les alcalis

7. INTERACTION AVEC LE SEL

Récupère les métaux peu actifs des sels

CuCl₂ + H₂ = Cu + 2HCl

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'OXYGÈNE

1. INTERACTION AVEC LES MÉTAUX

Avec des métaux alcalins dans des conditions normales - oxydes et peroxydes (lithium - oxyde, sodium - peroxyde, potassium, césium, rubidium - superoxyde

4Li + O2 = 2Li2O (oxyde)

2Na + O2 = Na2O2 (peroxyde)

K+O2=KO2 (superoxyde)

Avec d'autres métaux des sous-groupes principaux, dans des conditions normales, il forme des oxydes avec un état d'oxydation égal au numéro de groupe.

2 AVECa+O2=2AVECaO

4Al + O2 = 2Al2O3

1. INTERACTION AVEC LES MÉTAUX

Avec les métaux des sous-groupes secondaires, dans des conditions normales et lorsqu'il est chauffé, il forme des oxydes de divers degrés d'oxydation, et avec du fer, du tartre de ferFe3 Ô4 ( FeO∙ Fe2 Ô3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (rouge) ;

2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (noir) ; 2Zn + O₂ = ZnO

4Cr + 3O2 = 2Cr2⁺³O3

forme des oxydes – souvent d’état d’oxydation intermédiaire

C + Ô₂(izb)=CO₂; C+ Ô₂ (semaine) =CO

S + O₂ = SO₂N₂ + O₂ = 2NO - Q

3. INTERACTION AVEC L'EAU

Ne réagit pas avec l'eau

4. INTERACTION AVEC LES OXYDES

Oxyde les oxydes inférieurs en oxydes avec un état d'oxydation plus élevé

Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2

5. INTERACTION AVEC LES ACIDES

Les acides anhydres sans oxygène (composés binaires) brûlent dans une atmosphère d'oxygène

2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

Dans les composés contenant de l'oxygène, il augmente l'état d'oxydation du non-métal.

2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3

6.INTERACTION AVEC LES BASES

Oxyde les hydroxydes instables dans les solutions aqueuses jusqu'à un état d'oxydation plus élevé

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

7. INTERACTION AVEC LE SEL ET LES COMPOSÉS BINAIRES

Entre dans des réactions de combustion.

4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Oxydation catalytique

NH3 + O2 = NON + H2O

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DES HALOGÈNES

1. INTERACTION AVEC LES MÉTAUX

Avec alcalin dans des conditions normales, avecF, Cl, Brenflammer:

2 N / A + Cl2 = 2 NaCl(chlorure)

Les alcalino-terreux et l'aluminium réagissent dans des conditions normales :

AVECune+Cl2=AVECaCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Métaux des sous-groupes secondaires à températures élevées

Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (il n'y a pas d'iodure de cuivre (II) !)

2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 chlorure de fer (III)

Le fluor réagit avec les métaux (souvent de manière explosive), notamment l'or et le platine.

2Au + 3F₂ = 2AuF

2. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX

Ils n'interagissent pas directement avec l'oxygène (sauf F₂), mais réagissent avec le soufre, le phosphore et le silicium. L'activité chimique du brome et de l'iode est moins prononcée que celle du fluor et du chlore :

H2+F2 = 2HF ; Si + 2 F2 = SiF4.; 2 P. + 3 Cl2 = 2 P.⁺³ Cl3; 2 P. + 5 Cl2 = 2 P.⁺⁵ Cl5; S + 3 F2 = S⁺⁶ F6;

S + Cl2 = S⁺²Cl2

F₂

Réagit avec l'oxygène :F2 + Ô2 = Ô⁺² F2

Réagit avec d'autres halogènes :Cl₂ + F₂ = 2 Cl⁺¹ F¯¹

Réagit même avec des gaz inertes 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸ F₄¯¹.

3. INTERACTION AVEC L'EAU

Le fluor dans des conditions normales forme de l'acide fluorhydrique + + O₂

2F2 + 2H2O → 4НF + О2

Lorsque la température augmente, le chlore forme acide chlorhydrique + O₂,

2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂

au no. - « eau chlorée »

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO (acides chlorhydrique et hypochloreux)

Le brome dans des conditions normales forme de « l’eau bromée ».

Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO (acides bromhydrique et hypobromeux

Iode → la réaction ne se produit pas

I2 + H₂O ≠

5. INTERACTION AVEC LES OXYDES

Seul le fluor F₂ réagit, déplaçant l'oxygène de l'oxyde, formant des fluorures

SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰

6. INTERACTION AVEC LES ACIDES.

réagir avec des acides sans oxygène, déplaçant les non-métaux moins actifs.

H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾

7. INTERACTION AVEC LES ALCALI

Le FLUOR forme du fluorure + de l'oxygène et de l'eau

2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O

Le CHLORE, lorsqu'il est chauffé, forme du chlorure, du chlorate et de l'eau.

3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl¯¹ + KCl⁺⁵ Ô3 + 3 H2 Ô

Au froid, chlorure, hypochlorate et eau, avec hydroxyde de calcium, eau de javel et eau

Cl2 + 2KOH-(froid)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O

Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2 (eau de Javel – un mélange de chlorure, d'hypochlorite et d'hydroxyde) + H2O

Brome lorsqu'il est chauffé → bromure, bromate et eau

3Br2 + 6KOH =5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O

Iode lorsqu'il est chauffé → iodure, iodate et eau

3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O

9. INTERACTION AVEC LE SEL

Déplacement des halogènes moins actifs des sels

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2 → 2KF + Cl2
2KBr + J2≠

Oxyder les non-métaux dans les sels à un état d'oxydation plus élevé

2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹

Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DU SOUFRE

réagit lorsqu'il est chauffé même avec des métaux alcalins, avec du mercure dans des conditions normales : avec du soufre - sulfures :

2K + S = K2S

2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

2. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX

Lorsqu'il est chauffé avec de l'hydrogène,coxygène (dioxyde de soufre)chalogènes (sauf l'iode), avec le carbone, l'azote et le silicium et ne réagit pas

S + Cl₂ = S⁺²Cl₂ ; S + O₂ =S⁺⁴O₂

H₂ + S = H₂S¯² ; 2P + 3S = P₂S₃¯²

AVEC+ 3S = CS₂¯²

AVEC DE L'EAU, DES OXYDES, DES SELS

NE RÉAGIT PAS

3. INTERACTION AVEC LES ACIDES

Oxydé par l'acide sulfurique lorsqu'il est chauffé en dioxyde de soufre et en eau

2H2SO4 (conc.) = 2H2O + 3S⁺⁴O2

Acide nitrique lorsqu'il est chauffé en acide sulfurique, oxyde nitrique (+4) et eau

S+6HNO3(conc.) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O

4. INTERACTION AVEC LES ALCALI

Lorsqu'il est chauffé, forme du sulfite, du sulfure + de l'eau

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'AZOTE

des réactions se produisent lorsqu'elles sont chauffées (exception : lithium avec azote dans des conditions normales) :

Avec de l'azote - nitrures

6Li + N2 = 3Li2N (nitrure de lithium) (n.s.) 3Mg + N2 =Mg3N2 (nitrure de magnésium) 2Cr + N2 = 2CrN

Le fer dans ces composés a un état d'oxydation de +2

2. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX

(en raison de la triple liaison, l'azote est très inactif). Dans des conditions normales, il ne réagit pas avec l'oxygène. Réagit avec l'oxygène uniquement à haute température (arc électrique), dans la nature - lors d'un orage

N2+O2=2NO (el. arc, 3000 0C)

Avec de l'hydrogène à haute pression, température élevée et en présence d'un catalyseur :

t,p,kat

3N2+3H2 ↔ 2NH3

AVEC DE L'EAU, DES OXYDES, DES ACIDES, DES ALCALS ET DES SELS

NE RÉAGIT PAS

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DU PHOSPHORE

1. INTERACTION AVEC LES MÉTAUX

des réactions se produisent lorsqu'elles sont chauffées avec du phosphore - phosphures

3Ca + 2P =K3P2, le fer dans ces composés a un état d'oxydation de +2

2. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX

Combustion en oxygène

4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃

Avec des halogènes et du soufre lorsqu'il est chauffé

2P + 3Cl₂ = 2P⁺³Cl₃ 2P + 5Cl₂ = 2P⁺⁵Cl₅ ; 2P + 5S = P₂⁺⁵S₅

N'interagit pas directement avec l'hydrogène, le carbone, le silicium

AVEC DE L'EAU ET DES OXYDES

NE RÉAGIT PAS

3. INTERACTION AVEC LES ACIDES

Avec de l'acide nitrique concentré, de l'oxyde nitrique (+4), avec de l'oxyde nitrique dilué (+2) et de l'acide phosphorique

3P + 5HNO₃(conc) =3H₃PO₄ + 5N⁺⁴O₂

3P + 5HNO₃ + 2H₂O =3H₃PO₄ + 5N⁺²O

Avec l'acide sulfurique concentré, il se forme de l'acide phosphorique, de l'oxyde de soufre (+4) et de l'eau.

3P + 5H₂SO₄(conc.) =3H₃PO₄ + 5S⁺⁴O₂+ 2H₂O

4. INTERACTION AVEC LES ALCALI

Forme de la phosphine et de l'hypophosphite avec des solutions alcalines

4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3 NaH 2 P. ⁺1Ô 2

5. INTERACTION AVEC LE SEL

5. INTERACTION AVEC LE SEL

Avec des agents oxydants puissants, présentant des propriétés réductrices

3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DU CARBONE

1. INTERACTION AVEC LES MÉTAUX

des réactions se produisent lorsqu’elles sont chauffées

Les métaux - les éléments d forment des composés de composition non stoechiométrique avec le carbone, tels que des solutions solides : WC, ZnC, TiC - sont utilisés pour produire des aciers extra-durs

avec des carbures de carbone 2Li + 2C = Li2C2,

Ca + 2C = CaC2

2. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX

Parmi les halogènes, il ne réagit directement qu'avec le fluor, avec le reste lorsqu'il est chauffé.

C + 2F₂ = CF₄.

Interaction avec l'oxygène :

2С + О₂ (insuffisant) = 2С⁺²О (monoxyde de carbone),

C + O₂(g) = C⁺⁴O₂(dioxyde de carbone).

Interaction avec d'autres non-métaux à températures élevées, n'interagit pas avec le phosphore

C + Si = SiC¯⁴ ; C + N₂ = C₂⁺⁴N₂ ;

C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ; C + 2S = C⁺⁴S₂;

3. INTERACTION AVEC L'EAU

Le passage de la vapeur d'eau à travers du charbon chaud produit du monoxyde de carbone et de l'hydrogène (gaz de synthèse)

C + H₂O = CO + H₂

4. INTERACTION AVEC LES OXYDES

LE CARBONE RESTAURE LES MÉTAUX ET LES NON-MÉTAUX DES OXYDES EN SUBSTANCE SIMPLE LORSQU'ILS CHAUFFÉS (CARBOHERMIE), dans le dioxyde de carbone, il réduit le degré d'oxydation

2ZnO + C = 2Zn + CO; 4AVEC+ Fe₃O₄ = 3Fe + 4CO ;

P₂O₅ + C = 2P + 5CO; 2AVEC+ SiO₂ = Si + 2CO;

AVEC+ C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O

5. INTERACTION AVEC LES ACIDES

Oxydé avec de l'acide nitrique et sulfurique concentré en dioxyde de carbone

C +2H2SO4(conc)=C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (conc) =C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O.

AVEC ALCALIN ET SEL

NE RÉAGIT PAS

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DU SILICIUM

1. INTERACTION AVEC LES MÉTAUX

des réactions se produisent lorsqu'elles sont chauffées : les métaux actifs - siliciures - réagissent avec le silicium

4Cs + Si = Cs4Si,

1. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX

Des halogènes directement uniquement avec du fluor.

Réagit avec le chlore lorsqu'il est chauffé

Si + 2F2 = SiF4 ; Si + 2Cl2 = SiCl4;

Si + O₂ = SiO₂; Si + C = SiC ; 3Si + 2N₂ = Si₃N;

N'interagit pas avec l'hydrogène

3. INTERACTION AVEC LES ACIDES

réagit uniquement avec un mélange d'acides fluorhydrique et nitrique, formant de l'acide hexafluorosilicique

3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O

Interaction avec les halogénures d'hydrogène (ce ne sont pas des acides) - déplace l'hydrogène, formant des halogénures de silicium et de l'hydrogène

Réagit avec le fluorure d'hydrogène dans des conditions normales.

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂

4. INTERACTION AVEC LES ALCALI

Se dissout lorsqu'il est chauffé dans des alcalis, formant du silicate et de l'hydrogène :

Si +2NaOH +H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

Propriétés chimiques des non-métaux.

Les non-métaux ont une structure atomique ou moléculaire. Ils se caractérisent par de faibles points de fusion et d’ébullition et par leur incapacité à conduire le courant électrique. Les non-métaux réagissent avec les métaux, l'hydrogène, l'oxygène et sont principalement des agents oxydants. La plupart des non-métaux sont utilisés dans la technologie et l’industrie chimique.

Les non-métaux dans les réactions chimiques peuvent être des agents réducteurs et des agents oxydants (fluor, oxygène).

Interaction des non-métaux avec les métaux

2Na + Cl2 = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N2 = 2Li3N,

2Ca + O2 = 2CaO

2. Interaction des non-métaux avec le carbone. Le carbone est davantage caractérisé par des réactions dans lesquelles il présente des propriétés réductrices. Cela se produit lors de la combustion complète du carbone de toute modification allotropique

C + 2Cl 2 = CCl 4.

Les produits de l'interaction de deux non-métaux sont des substances avec différents états d'agrégation qui ont une liaison chimique de type covalente, dont les paires d'électrons communes sont déplacées vers l'atome d'un élément non métallique plus électronégatif.

3. Interaction des non-métaux avec l'hydrogène :

3H 2 + N 2 = 2NH 3,

H 2 + Br 2 = 2HBr;

4. Interaction des non-métaux avec d'autres non-métaux :

S + 3F2 = SF6,

S + O 2 = SO 2,

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5;

5. Interaction des métaux avec le carbone .

Aux températures ordinaires, le carbone est très inerte. Son activité chimique n'apparaît qu'à haute température. Les composés de carbone avec des métaux sont appelés carbures.

4A1 + ZS = AI 4 C 3 (Carbure d'aluminium )

Propriétés physiques et chimiques de l'hydrogène H2. La molécule H 2 contient non polaire liaison σ. Gaz incolore, inodore et insipide, résistant à la chaleur jusqu'à 2000 °C. Pratiquement insoluble dans l'eau.

Constantes physiques :M r = 2,016, ρ = 0,09 g/l (nb), t pl = −259,19 °C, t kip = −252,87 °C.

L'hydrogène H2 peut se manifester sous certaines conditions propriétés réparatrices(plus souvent), dans d'autres conditions - propriétés oxydantes(moins souvent):

agent réducteur H 2 0 - 2 e− = 2H je

comburant H 2 0 + 2 e− = 2H −I

Réagit avec les non-métaux, les métaux, les oxydes(généralement lorsqu'il est chauffé) :

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

H 2 + CuO = Cu + H 2 O

H 2 + Ca = CaH 2

Une réaction qualitative à l'hydrogène est la combustion du gaz collecté dans un tube à essai avec un « pop ».

Composés hydrogènes de non-métaux.

Contrairement aux métaux, les non-métaux forment des composés d’hydrogène gazeux. Leur composition dépend du degré d'oxydation des non-métaux.

Conclusions :

1.Les éléments non métalliques sont situés dans les principaux sous-groupes des groupes III à VIII du PS D.I. Mendeleev, occupant son coin supérieur droit. 2. La couche électronique externe des atomes d'éléments non métalliques contient de 3 à 8 électrons.

I. Éléments. Forme de non-métaux p-éléments, ainsi que l'hydrogène et l'hélium, qui sont s-éléments. Dans un tableau de longue période p-les éléments qui forment des non-métaux sont situés à droite et au-dessus de la limite conventionnelle B - At.

II. Des atomes. Les atomes non métalliques sont petits (rayon orbital inférieur à 0,1 nm). La plupart d’entre eux ont quatre à huit électrons de valence (c’est-à-dire les plus externes), mais l’atome d’hydrogène en a un, l’atome d’hélium en a deux et l’atome de bore a trois électrons de valence. Les atomes non métalliques attachent relativement facilement les électrons étrangers (mais pas plus de trois). Les atomes non métalliques n'ont pas tendance à donner des électrons.

Pour les atomes d'éléments non métalliques dans la période avec un numéro atomique croissant

• la charge nucléaire augmente ;
• les rayons atomiques diminuent ;
• le nombre d'électrons sur la couche externe augmente ;
• le nombre d'électrons de valence augmente ;
• l'électronégativité augmente ;
• les propriétés oxydantes (non métalliques) sont renforcées (sauf pour les éléments du groupe VIIIA).

Pour les atomes d'éléments non métalliques dans un sous-groupe (dans le tableau des longues périodes - dans un groupe) avec un numéro atomique croissant

• la charge nucléaire augmente ;
• le rayon de l'atome augmente ;
• l'électronégativité diminue ;
• le nombre d'électrons de valence ne change pas ;
• le nombre d'électrons externes ne change pas (à l'exception de l'hydrogène et de l'hélium) ;
• les propriétés oxydantes (non métalliques) s'affaiblissent (sauf pour les éléments du groupe VIIIA).

III. Substances simples. La plupart des non-métaux sont des substances simples dans lesquelles les atomes sont liés par des liaisons covalentes ; Il n'y a pas de liaisons chimiques dans les gaz rares. Les non-métaux comprennent à la fois les substances moléculaires et non moléculaires. Tout cela conduit au fait qu'il n'existe pas de propriétés physiques caractéristiques de tous les non-métaux.

Non-métaux moléculaires : H 2, N 2, P 4 (phosphore blanc), As 4, O 2, O 3, S 8, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Il s’agit également des gaz rares (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), dont les atomes sont comme des « molécules monoatomiques ».

À température ambiante, l'hydrogène, l'azote, l'oxygène, l'ozone, le fluor et le chlore sont des gaz ; brome - liquide; le phosphore, l'arsenic, le soufre et l'iode sont des solides.

Non-métaux non moléculaires : B (plusieurs modifications allotropiques), C (graphite), C (diamant), Si, Ge, P (rouge), P (noir), As, Se, Te. Tous sont des solides, le silicium, le germanium, le sélénium et quelques autres ont des propriétés semi-conductrices.

IV. Propriétés chimiques. La plupart des non-métaux ont des propriétés oxydantes. En tant qu'agents oxydants, ils réagissent avec les métaux :

Avec des substances complexes :

Ce sont tous des gaz sauf l'eau. Les substances en gras en solution aqueuse sont des acides forts.

Dans un groupe, à mesure que le numéro de série augmente, leur stabilité diminue et leur activité de récupération augmente.

Au fur et à mesure que le numéro de série augmente, les propriétés acides de leurs solutions augmentent dans le groupe, ces propriétés s'affaiblissent.

VI. Oxydes et hydroxydes. Tous les oxydes non métalliques sont classés comme acides ou non salifiants. Oxydes non salifiants : CO, SiO, N 2 O, NO.

Les acides suivants correspondent à des oxydes supérieurs de non-métaux (les acides forts sont en gras)

À mesure que le numéro de série augmente, la force des acides supérieurs augmente. Il n'y a pas de dépendance prononcée dans les groupes.

Si la plupart des éléments métalliques ne sont pas colorés, les seules exceptions étant le cuivre et l'or, alors presque tous les non-métaux ont leur propre couleur : fluor - jaune orangé, chlore - jaune verdâtre, brome - rouge brique, iode - violet, soufre - jaune, le phosphore peut être blanc, rouge et noir, et l'oxygène liquide est bleu.

Tous les non-métaux ne conduisent pas la chaleur ou l’électricité car ils n’ont pas de porteurs de charge libres – les électrons sont tous utilisés pour former des liaisons chimiques ; Les cristaux de non-métaux sont non plastiques et cassants, puisque toute déformation entraîne la destruction des liaisons chimiques. La plupart des non-métaux n’ont pas d’éclat métallique.

Les propriétés physiques des non-métaux sont variées et sont déterminées par différents types de réseaux cristallins.

1.4.1 Allotropie

ALLOTROPIE - existence d'éléments chimiques sous deux ou plusieurs formes moléculaires ou cristallines. Par exemple, les allotropes sont l'oxygène ordinaire O 2 et l'ozone O 3 ; dans ce cas, l’allotropie est due à la formation de molécules avec un nombre d’atomes différent. Le plus souvent, l'allotropie est associée à la formation de cristaux de diverses modifications. Le carbone existe sous deux allotropes cristallins distincts : le diamant et le graphite. Auparavant, on croyait que ce qu'on appelle. les formes amorphes de carbone, de charbon de bois et de suie sont également ses modifications allotropiques, mais il s'est avéré qu'elles ont la même structure cristalline que le graphite. Le soufre se présente sous deux modifications cristallines : orthorhombique (a-S) et monoclinique (b-S) ; au moins trois de ses formes non cristallines sont connues : l-S, m-S et violet. Pour le phosphore, les modifications blanches et rouges ont été bien étudiées, le phosphore noir a également été décrit ; à des températures inférieures à –77°C, il existe un autre type de phosphore blanc. Des modifications allotropiques de As, Sn, Sb, Se et, à haute température, du fer et de nombreux autres éléments ont été découvertes.

1.5. Propriétés chimiques des non-métaux

Les éléments chimiques non métalliques peuvent présenter des propriétés à la fois oxydantes et réductrices, selon la transformation chimique à laquelle ils participent.

Les atomes de l'élément le plus électronégatif - le fluor - ne sont pas capables de donner des électrons ; il ne présente toujours que des propriétés oxydantes ; d'autres éléments peuvent également présenter des propriétés réductrices, bien que dans une bien moindre mesure que les métaux. Les agents oxydants les plus puissants sont le fluor, l'oxygène et le chlore ; l'hydrogène, le bore, le carbone, le silicium, le phosphore, l'arsenic et le tellure présentent des propriétés principalement réductrices. L'azote, le soufre et l'iode ont des propriétés rédox intermédiaires.

Interaction avec des substances simples

Interaction avec les métaux :

2Na + Cl2 = 2NaCl,

6Li + N2 = 2Li3N,

2Ca + O2 = 2CaO

dans ces cas, les non-métaux présentent des propriétés oxydantes ; ils acceptent les électrons, formant des particules chargées négativement.

Interaction avec d'autres non-métaux :

Lorsqu'ils interagissent avec l'hydrogène, la plupart des non-métaux présentent des propriétés oxydantes, formant des composés volatils d'hydrogène - des hydrures covalents :

3H 2 + N 2 = 2NH 3,

H 2 + Br 2 = 2HBr;

Lorsqu'ils interagissent avec l'oxygène, tous les non-métaux, à l'exception du fluor, présentent des propriétés réductrices :

S + O 2 = SO 2,

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

Lorsqu'il interagit avec le fluor, le fluor est un agent oxydant et l'oxygène est un agent réducteur :

2F 2 + O 2 = 2DE 2 ;

Les non-métaux interagissent entre eux, plus le métal électronégatif joue le rôle d'agent oxydant, moins le métal électronégatif joue le rôle d'agent réducteur :

S + 3F 2 = SF 6,