Les non-métaux sont des éléments dont les propriétés physiques et chimiques diffèrent considérablement de celles des métaux. Ils n'ont pu expliquer en détail la raison de leurs différences que dans fin XIX siècle, après la découverte de la structure électronique de l'atome. Quelle est la particularité des non-métaux ? Quelles qualités les caractérisent ? Voyons cela.

Les non-métaux : qu'est-ce que c'est ?

L'approche consistant à séparer les éléments en métaux et non-métaux existe depuis longtemps dans la communauté scientifique. Les 94 premiers éléments du tableau périodique de Mendeleïev sont généralement classés comme éléments. Les non-métaux de Mendeleev comprennent 22 éléments. Ils occupent le coin supérieur droit.

Sous leur forme libre, les non-métaux sont des substances simples dont la principale caractéristique est l'absence de propriétés métalliques caractéristiques. Ils peuvent être dans tout états d'agrégation. Ainsi, l’iode, le phosphore, le soufre et le carbone se trouvent sous forme de solides. État gazeux caractéristique de l'oxygène, de l'azote, du fluor, etc. Seul le brome est un liquide.

Dans la nature, les éléments non métalliques peuvent exister à la fois sous la forme substances simples, et sous forme de connexions. Le soufre, l'azote et l'oxygène se trouvent sous forme non liée. Dans les composés, ils forment des borates, des phosphates, etc. Sous cette forme, ils sont présents dans les minéraux, l'eau et les roches.

Différence avec les métaux

Les non-métaux sont des éléments différents des métaux apparence, structure et propriétés chimiques. Ils ont un grand nombreélectrons non appariés au niveau externe, ce qui signifie qu'ils sont plus actifs dans réactions oxydatives et attachent plus facilement des électrons supplémentaires à eux-mêmes.

Une différence caractéristique entre les éléments est observée dans la structure du réseau cristallin. Pour les métaux, c'est métallique. Dans les non-métaux, il peut être de deux types : atomique et moléculaire. Le réseau atomique donne de la dureté aux substances et augmente le point de fusion ; il est caractéristique du silicium, du bore et du germanium. Le chlore, le soufre et l'oxygène ont un réseau moléculaire. Cela leur confère de la volatilité et une légère dureté.

La structure interne des éléments détermine leurs propriétés physiques. Les métaux ont un éclat caractéristique et une bonne conductivité du courant et de la chaleur. Ils sont durs, ductiles, malléables et présentent une gamme de couleurs réduite (noir, nuances de gris, parfois jaunâtres).

Les non-métaux sont ceux qui sont liquides, gazeux ou qui manquent d’éclat et de malléabilité. Leurs couleurs varient beaucoup et peuvent être rouges, noires, grises, jaunes, etc. Presque tous les non-métaux sont de mauvais conducteurs de courant (sauf le carbone) et de chaleur (sauf le phosphore noir et le carbone).

Propriétés chimiques des non-métaux

Dans les réactions chimiques, les non-métaux peuvent jouer le rôle d’agents oxydants et réducteurs. Lorsqu'ils interagissent avec les métaux, ils acceptent des électrons, présentant ainsi des propriétés oxydantes.

Lorsqu'ils interagissent avec d'autres non-métaux, ils se comportent différemment. Dans de telles réactions, l’élément le moins électronégatif agit comme un agent réducteur, tandis que l’élément le plus électronégatif agit comme un agent oxydant.

Avec l'oxygène, presque tous les non-métaux (sauf le fluor) agissent comme agents réducteurs. Lorsqu’ils interagissent avec l’hydrogène, beaucoup sont des agents oxydants, formant ensuite des composés volatils.

Certains éléments non métalliques ont la capacité de former plusieurs substances ou modifications simples. Ce phénomène est appelé allotropie. Par exemple, le carbone existe sous forme de graphite, de diamant, de carbyne et d'autres modifications. L'oxygène en possède deux : l'ozone et l'oxygène lui-même. Le phosphore se présente sous des formes rouges, noires, blanches et métalliques.

Non-métaux dans la nature

Les non-métaux se trouvent partout en quantités variables. Ils font partie de la croûte terrestre, font partie de l'atmosphère, de l'hydrosphère, présentes dans l'Univers et dans les organismes vivants. DANS espace extra-atmosphérique les plus courants sont l'hydrogène et l'hélium.

Sur Terre, la situation est complètement différente. Les composants les plus importants de la croûte terrestre sont l'oxygène et le silicium. Ils représentent plus de 75 % de sa masse. Mais moindre montant représente l’iode et le brome.

Compris eau de mer l'oxygène représente 85,80 % et l'hydrogène 10,67 %. Sa composition comprend également du chlore, du soufre, du bore, du brome, du carbone, du fluor et du silicium. Dans la composition de l'atmosphère, la primauté appartient à l'azote (78 %) et à l'oxygène (21 %).

Les non-métaux tels que le carbone, l'hydrogène, le phosphore, le soufre, l'oxygène et l'azote sont importants matière organique. Ils soutiennent l’activité vitale de tous les êtres vivants de notre planète, y compris les humains.

INTERACTION DES MÉTAUX AVEC DES NON-MÉTAUX

Les non-métaux présentent des propriétés oxydantes dans les réactions avec les métaux, acceptant leurs électrons et étant réduits.

Interaction avec les halogènes

Halogènes (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) sont agents oxydants forts, donc tous les métaux interagissent avec eux dans des conditions normales :

2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

Le produit de cette réaction est un sel - un halogénure métallique ( MeF n -fluorure, MeCl n -chlorure, MeBr n -bromure, MeI n -iodure). Lors de l'interaction avec un métal, l'halogène est réduit à son état d'oxydation le plus bas (-1), etnégal à l’état d’oxydation du métal.

La vitesse de réaction dépend de l'activité chimique du métal et de l'halogène. L'activité oxydante des halogènes diminue dans le groupe de haut en bas (de F à I).

Interaction avec l'oxygène

Presque tous les métaux sont oxydés par l'oxygène (sauf Ag, Au, Pt ), et des oxydes se forment Moi 2 O n .

Métaux actifs Dans des conditions normales, ils interagissent facilement avec l’oxygène de l’air.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (avec flash)

Métaux d’activité intermédiaire réagissent également avec l'oxygène aux températures ordinaires. Mais la vitesse d'une telle réaction est nettement inférieure à celle avec la participation de métaux actifs.

Métaux peu actifs oxydé par l'oxygène lorsqu'il est chauffé (combustion dans l'oxygène).

Oxydes Les métaux peuvent être divisés en trois groupes selon leurs propriétés chimiques :

1. Oxydes basiques ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O etc.) sont formés de métaux dans des états d'oxydation faibles (+1, +2, généralement inférieurs à +4). Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides et les acides pour former des sels :

CaO + CO2 → CaCO3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Oxydes acides ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 etc.) sont formés de métaux dans des états d’oxydation élevés (généralement supérieurs à +4). Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques et les bases pour former des sels :

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Oxydes amphotères ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 etc.) ont une double nature et peuvent interagir aussi bien avec les acides qu’avec les bases :

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr2O3 + 6NaOH → 2Na3

Interaction avec le soufre

Tous les métaux réagissent avec le soufre (sauf Au ), formant des sels - sulfures Moi 2 S n . Dans ce cas, le soufre est réduit au degré d'oxydation «-2». Platine ( Pt ) n'interagit avec le soufre que sous une forme finement broyée. Les métaux alcalins, ainsi que Ca et Mg réagir de manière explosive avec le soufre lorsqu'il est chauffé. Zn, Al (en poudre) et Mg en réaction avec le soufre, ils donnent un éclair. De gauche à droite dans la série d'activités, le taux d'interaction des métaux avec le soufre diminue.

Interaction avec l'hydrogène

Certains métaux actifs forment des composés avec l'hydrogène - hydrures :

2 Na + H 2 → 2 NaH

Dans ces composés, l’hydrogène est dans un état d’oxydation rare de « -1 ».

E.A. Nudnova, M.V. Andrioukhova

Si la plupart des éléments métalliques ne sont pas colorés, à l'exception du cuivre et de 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 déterminées par différents types 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 formes allotropiques cristallines distinctes : 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,

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 que propriétés physiques, caractéristique de tous les non-métaux, non.

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 allotropes), 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 :

Avec des substances complexes :

H 2 + HCHO = CH 3 OH

6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5

V. Composés hydrogènes. Tous les non-métaux (à l’exception des éléments gazeux rares) forment des composés moléculaires d’hydrogène, le carbone et le bore étant très courants. Les composés hydrogènes les plus simples :

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.

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 poursuivre avec la libération grande quantité chaleur qui provoque 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 (cela forme les sels moyens d'aluminates, de béryllates ou de zincates) ou des solutions alcalines (cela forme les sels complexes correspondants). Toutes les réactions produiront de l'hydrogène.
e) Selon 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 du plus grand remplissage 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 courant électrique, 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 lorsque températures élevées avec des oxydes d'autres non-métaux, les réduisant à des 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.