Огляд елементів

Елементи VIII A групи: Атоми елементів мають будову зовнішнього рівня ns²np⁶ ; зовнішні енергетичні рівні атомів максимально заповнені, тому дуже стійкі. Це означає, що атоми елементів хімічно малоактивні: вони не сполучаються ні один з одним (тому їх молекули одноатомні), ні з атомами інших елементів. Тільки в дуже жорстких умовах реакцій були одержані сполуки

Гідроген. Ізотопи: протій , дейтерій (D), тритій (T). Будова атому Н: 1s¹ (1 валентний електрон). Властиві ступені окиснення: +1 (НCl, NН₃); 0 (H₂); –1 (CaН₂). Поширення в природі: вода, вуглеводні (нафта, газ), космос (зірки). Проста речовина: водень Н₂. Фізичні властивості: Н₂: найлегший з відомих газів, малорозчинний у воді, трохи – краще в органічних розчинниках і добре – в багатьох розплавлених металах (Ni, Pt, Pd). Хімічні властивості: за звичайних умов хімічна активність незначна, значно зростає при підвищенні температури, тиску, використанню каталізаторів. В якості окисника вступає у взаємодію тільки з найактивнішими металами (лужними та лужноземельними), в якості сильного відновника вступає у взаємодію з неметалами та оксидами. Використання: для відновлення металів з їх оксидів, синтезу аміаку, метилового спирту, гідрування рідкого жиру, різки і зварювання металів; дейтерій і тритій застосовують в атомній енергетиці.

Неметали III A групи: Бор В. Будова атому В: 1s²2s²2р¹, в збудженому стані 1s²2s¹2р² (3 валентні електрони), здатен на вакантну р-орбіталь приймати пару електронів (служити акцептором при утворенні донорно-акцепторного зв’язку) і т.ч. проявляти валентність 4. Властивий ступінь окиснення: 0 (В); +3 (В₂О₃). Поширення в природі: вміст в земній корі 310^–4 % у вигляді бури Na₂B₄O₇10H₂O, борної кислоти Н₃ВО₃, мінералу ашериту MgHBO₃. Проста речовина В: існує в вигляді аморфної та трьох кристалічних алотропних модифікаціях: -ромбоедричної (найбільш стійка), -ромбоедричної та тетрагональної. Фізичні властивості: кристали тугоплавкі, крихкі, сірувато-чорного кольору, проявляють напівпровідникові властивості. Хімічні властивості: за звичайних умов малоактивний, активність зростає з підвищенням температури. В якості відновника взаємодіє з неметалами, оксидом силіцію, концентрованою азотною кислотою та царською водкою, аморфний бор розчиняється в лугах.

Неметали IV A групи: Карбон С та Силіцій Si. Будова зовнішнього енергетичного рівня атомів: ns²nр² (2 валентні електрони і здатність приймати на ваканту орбіталь пару електронів), в збудженому стані ns¹nр³ (4 валентні електрони). Властивий ступінь окиснення: –4 (Al₄C₃, Mg₂Si); 0 (С, Si); +2 (CO); +4 (CO₂, SiCl₄). Поширення в природі: вміст С в земній корі 0,1 мас.% у вигляді вугілля, торфу, нафти, газу, багатьох мінералів, переважно карбонатів (СаСО₃ – вапняк, мармур, крейда; MgСО₃ – магнезит, СаСО₃СаСО₃ – доломіт, FeCO₃ – сидерит); вміст Si в природі – 27,6% (друге місце після О) у вигляді різних мінералів, з яких найважливішими є кремнезем SiO₂, каолініт Al₂O₃2SiO₂2H₂O, польовий шпат K₂OAl₂O₃6SiO₂. Проста речовина C: існує в вигляді кількох алотропних видозмін, серед яких широко відомі природні кристалічні (алмаз та графіт) та аморфні (сажа), а також одержані в лабораторіях карбін С_n (лінійна структура) та букибол С₆₀ (сферична структура).Фізичні властивості цих видозмін відрізняються значним чином: так, кристали алмазу безбарвні й прозорі, мають незвичайно високе значення показника заломлення, що визначає їх сильний блиск, вони найтвердіші з відомих природних речовин, алмаз є поганим провідником електричного струму і тепла, густина 3,51, в той час як кристали графіту дрібні, землистого кольору, з металічним блиском; добре розщеплюються на шари, мають дуже незначну твердість густина 2,25, температура плавлення надзвичайно висока і не може бути досягнута при звичайному тиску із-за возгонки парів, графіт є хорошим провідником тепла і елeктроструму, майже як метал, карбін – речовина білого кольру, а букибол – кристалічна речовина чорного кольору (густина 1,65 г/см³, температура плавлення 360 ^оС). Хімічні властивості: в хімічні реакції найлегше вступає карбон у вигляді сажі чи вугілля, всі вони відбуваються при підвищеній температурі. В якості відновника вступає в реакцію з більш електронегативними неметалами (F₂, O₂, N₂, Cl₂, S), відновлює метали і силіцій з їх оксидів та водень з води, при прокалюванні з вугіллям відновлює сульфати до сульфідів, взаємодіє з концентрованими азотною та сірчаною кислотами. В якості окисника взаємодіє з металами та воднем. Проста речовина Si: крихка речовина сіро-стального кольору, з металевим блиском температура плавлення 1420 ^оС, напів­провідник. Хімічні властивості:: аморфний кремній більш активний, ніж кристалічний, і при підвищеній температурі вступає у взаємодію (як відновник) з усіма неметалами, розчиняється в розчинах лугів та в суміші фтористоводневої та азотної кислот; як окисник взаємодіє майже з усіма металами.

Неметали V A групи: Нітроген N та Фосфор Р. Будова зовнішнього енергетичного рівня атому N: 2s²2р³ (3 валентні електрони і здатність утворювати четвертий валентний зв’язок шляхом передачі неподіленої пари s-електронів на вакантну орбіталь іншого атому), збуджений стан неможливий із-за відсутності d-орбіталі на енергетичному рівні 2; властиві ступені окиснення: –3 (NН₃, Nа₃N); 0 (N₂); +1 (N₂O); +2 (NО); +3 (N₂О₃, НNО₂);+4 (NO₂); +5 (N₂О₅, НNО₃). Будова зовнішнього енергетичного рівня атому Р: 3s²3р³ (3 валентні електрони і здатність утворювати четвертий валентний зв’язок шляхом передачі неподіленої пари s-електронів на ваканту орбіталь іншого атому), в збудженому стані 3s¹3р³3d¹; властиві ступені окиснення: –3 (РН₃, Са₃Р₂); 0 (Р); +3 (Р₂О₃, НРО₂); +5 (Р₂О₅, НРО₃, Н₃РО₄). Поширення в природі N: у вигляді простої речовини N₂ в повітрі (близько 78 об.%); багатьох мінералів, переважно нітратів (так званих селітр: NаNО₃ – чилійської, КNО₃ – індійської, Са(NО₃)₂ – норвезької); білків; сполуки нітрогену є кам’яному вугіллі. Поширення в природі Р: у вигляді різних мінералів, з яких найважливішими є фторапатит СаНРО₄СaF₂ та фосфорит Са₃(РО₄)₂. Проста речовина N₂: при звичайних умовах газ, без запаху, слабо розчинний у воді. Хімічні властивості: N₂ важко вступає в хімічні реакції, оскільки атоми N в молекулі зв’язані між собою потрійним зв’язком (N ≡ N), на розрив якого необхідно затратити значну енергію. В якості відновника вступає в реакцію з більш електронегативними неметалами (F₂^?, з O₂ – при >3000 ^оС). В якості окисника відповідно взаємодіє з металами (з лужними та лужноземельними – при кімнатній температурі, з іншими – при нагріванні), утворюючи нітриди металів, з карбоном, бором та з воднем (в присутності каталізаторів, при підвищеній температурі та тиску), а з Cl₂ та S не взаємодіє. Проста речовина Р: тверда при звичайних умовах, існує у вигляді декількох алотропних видозмін – білий, червоний, чорний. фосфор; у рідкому і твердому станах молекула має склад Р₄. Фізичні властивості: білий фосфор не розчиняється у воді (його зберігають під водою), добре розчиняється у деяких органінчих розчинниках (сірковуглеці, бензолі, ефірі), світиться в темноті; червоний фосфор одержують нагріванням білого до 200–220 ^оС без доступу повітря; а чорний – теж нагріванням білого до 200–220 ^оС під тиском 1,2210⁹ Па, чорний фосфор – напівпровідник. Хімічні властивості: найбільш активним є білий фосфор: він самозапалюється на повітрі, тоді як червоний спалахує лише при 260 ^оС, а чорний – при 490 ^оС. В якості окисника при нагріванні вступає у взаємодію майже з усіма металами (утворюючи фосфіди металів) . В якості відновника вступає у взаємодію з сильними окисниками: неметалами, азотною та сірчаною кислотами, з хлоратами. При нагріванні з розчинами лугів самоокислюється-самовідновлюється..

Неметали VI A групи: Оксиген О, Сульфур S, Селен Sе, Телур Те. Будова зовнішнього енергетичного рівня атому О: 2s²2р⁴ (2 валентні електрони і здатність утворювати ще 2 валентні зв’язки шляхом передачі неподіленої пари s-та р-електронів на ваканту орбіталь іншого атому), збуджений стан неможливий із-за відсутності d-орбіталі на енергетичному рівні 2; найхарактерніша ступінь окиснення: –2 (оксиди: СаО, СО), 0 (О₂, О₃), може проявляти і ступені окиснення –1 (пероксиди: Н₂О₂, ВаО₂); +1 (O₂F₂); +2 (OF₂). Будова зовнішнього енергетичного рівня атомів халькогенів: ns²nр⁴ (2 валентні електрони), в збудженому стані ns²nр³nd¹ (4 валентні електрони) та ns¹nр³nd² (6 валентних електронів); властиві ступені окиснення: –2 (сульфіди, селеніди, телуриди металів та неметалів: Na₂S, H₂S, Р₂S₅); 0 (S, Se, Te); +4 (SО₂, Na₂SO₃); +6 (SО₃, Н₂SО₄). Поширення в природі O: у вигляді простої речовини O₂ в земній атмосфері (близько 21 об.%); в складі більш ніж 1400 мінералів – силікатів, карбонатів, нітратів і т.д. Поширення в природі халькогенів: S зустрічається у вигляді вільної сірки, сірководню та у вигляді різних мінералів, переважно сульфідів та сульфатів (FeS₂ – пірит, ZnS – цинкова обманка, PbS – галеніт, HgS – кіноварь, CaSO₄ – ангідрит, CaSO₄2H₂O – гіпс, Na₂SO₄10H₂O – глауберова сіль). Sе, Те – розсіяні елементи, вони у вигляді селенідів (телуридів) зустрічаються як домішки до сульфідів феруму, купруму, цинку. Є дві прості речовини Оксигену: кисень О₂ та озон О₃. О₂ при звичайних умовах – газ, без запаху, слабо розчинний у воді, при температурі <–182,9 ^оС перетворюється в парамагнітну рідину світлоблакитного кольору (скраплюється). О₃ при звичайних умовах – газ, що має специфічний запах повітря після грози, в зрідженому стані має синій колір. Хімічні властивості: О₂ – один із найпоширеніших в природі окисників, причому найчастіше оксилення відбувається в відомій формі горіння: в атмосфері кисню згорають метали (крім зоолота та платини), неметали (крім галогенів та благородних газів), органічні речовини. Більшість металів взаємодіє також і з киснем повітря за звичайних умов, однак при цьому тільки поверхня металів покривається плівкою нерозчинних оксидів. О₂ перетворюється в О₃ під дією тихого електричного розряду. Озон більш активний, ніж кисень, оскільки при його розкладі утворюється атомарний кисень: О₃  О₂+О. В якості відновника O₂ не виступає. Сірка за звичайних умов – крихка речовина жовтого кольору, нерозчинна у воді, але розчинна в деяких органічних розчинниках, в залежності від умов одержання може існувати у вигляді декількох модифікацій. Селен теж має кілька модифікацій в залежності від умов його одержання. Так, при одержанні його з розчинів або при швидкому охолодженні парів селену утворюється аморфний селен червоного кольору, а при поступовому охолодженні розплаву селену утворюють гексагональні кристали сірого кольору. Компактний телур – тверда, сріблясто-сіра речовина з характерним металічним блиском, кристали гексагональні. При одержанні телуру з розчинів його сполук телур виділяється у вигляді аморфного осаду коричневого кольору. Сірка та її аналоги проявляють властивості як окисників, так і відновників. Як відновники, вони розчиняються в кислотах-окисниках з утворенням оксидів чи гідроксидів відповідних елементів, а також взаємодіють з іншими сильними окисниками: фтором, киснем, хлором. Як окисники, вони взаємодіють з металами, воднем, фосфором, вуглецем. В гарячих розчинах лугів всі вони розчиняються, при цьому відбувається процес самоокиснення-самовідновлення відповідних елементів.

Неметали VIІ A групи:

Неметали VIІI A групи: Всі прості речовини – безбарвні гази, які існують в атомарному стані. У вільному стані вони входять до складу атмосфери. Гелій та в меншій мірі інші гази містяться в монацитовому піску. Гелій утворюється на Сонці в результаті термоядерної реакції. Радон – радіоактивний елемент, входить до складу деяких мінеральних вод. В хімічному відношенні мало реакційноздатні. Взаємодіють виключно з сильними окисниками (фтором): Xe + 3F₂ = XeF₆ з утворенням кристалічних сполук. Сполуки ксенону з оксигеном XeO₃ та H₆XeO₆ нестійкі, сильні окисники. Сполуки гелію та неону досі не одержані. Сполуки радону розкладаються під дією випромінювання. Добувають інертні гази розділенням скрапленого повітря. Гелій добувають нагріванням монацитового піску. Гелій та аргон використовують для створення інертної атмосфери при переплавці та зварюванні активних металів. Неон використовують у вакуумній техніці (газосвітні неонові лампи). Суміш гелію з киснем (20% кисню) використовують як дихальну суміш при роботах, пов’язаних з підвищеним тиском (водолази), а також для лікування астми. Ксенон використовують при рентгеноскопічних дослідженнях як контрастну речовину. Суміш ксенону з киснем (80% ксенону) проявляє наркотичну дію і її застосовують для анестезії. Радон використовують для лікування онкологічних захворювань. Інертні гази у незначних кількостях містяться в організмі людини, (аргон та ксенон – у нервовій тканині) однак їх участь у біохімічних процесах на даний час невідома.