Металлы и неметаллы.

Все элементы в Периодической системе делят условно на металлы и неметаллы. К неметаллическим элементам относятся:

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, F, Cl, Br, I, At, O, S, Se, Te, N, P, As, C, Si, B, H

Все остальные элементы считаются металлическими.

Простые вещества (элементы в природном виде) также подразделяют на металлы и неметаллы, основываясь на их физикохимических свойствах. Так, по физическим свойствам, например по электронной проводимости, бор – нематалл, а медь – металл, хотя возможны исключения (графит).

В Периодической системе неметаллы – это элементы главных групп (А-групп), начиная с IIIА группы (бор); остальные элементы А-групп и все элементы Б-групп – металлы. В главных группах металлические свойства отчетливее выражены для более тяжелых элементов, причем в IА-группу входят только металлы, а в VIIА и VIIIА группы – только неметаллы.

В главных группах металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.

В периодах для элементов главных групп металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента.

Отсюда следует, что самый типичный неметаллический элемент – это фтор F, самый типичный металлический элемент – это цезий Cs (если не рассматривать элементы седьмого незаконченного периода, в частности аналог цезия – радиоактивный элемент франций Fr).

В периодической системе отчетливо видны естественные границы, относительно которых наблюдается изменение свойств элементов. IА группа содержит типичные металлы, элементы VIIIА группы (благородные газы) – типичные неметаллы, промежуточные группы включают неметаллы (“вверху” таблицы элементов) и металлы (“внизу” таблицы элементов). Другая граница между металлами и неметаллами соответствует элементам Be-Al-Ge-Sb-Po (диагональная граница). Элементы самой этой границы и примыкающие к ней обладают одновременно и металлическими, и неметаллическими свойствами; этим элементам свойственно амфотерное поведение. Простые вещества этих элементов могут встречаться как в виде металлических, так и неметаллических модификаций (аллотропных форм). В литературе прошлых лет такие элементы, как германий Ge, называли полуметаллами.

В качестве меры металлического и неметаллического характера элементов можно принять энергию ионизации их атомов.

Энергия ионизации – это энергия, которую необходимо затратить для полного удаления одного электрона из атома.

Обычно металлы, обладают относительно низкой энергией ионизации (496 кДж/моль Na, 503 кДж/моль Ba, 589 кДж/моль Tl), а неметаллы – высокой энергией ионизации (1680 кДж/моль F, 1401 кДж/моль N, 999 кДж/моль S). Атомам элементов, проявляющих амфотерное поведение (Be, Al, Ge, Sb, Po и др.), отвечают промежуточные значения энергии ионизации (762 кДж/моль Ge, 833 кДж/моль Sb), а благородным газам – наивысшие значения (2080 кДж/моль Ne, 2372 кДж/моль He). В пределах группы Периодической системы значения энергии ионизации атомов уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента, т.е. при увеличении размеров атомов.

Электроположительные и электроотрицательные элементы.

В соответствии со склонностью атомов элементов образовывать положительные и отрицательные одноатомные ионы, различают электроположительные и электроотрицательные элементы.

Атомы электроотрицательных элементов обладают высоким сродством к электрону. Атомы таких элементов очень прочно удерживают собственные электроны и имеют тенденцию принимать дополнительные электроны в химических реакциях.

Атомы электроположительных элементов обладают низким сродством к электрону. Атомы таких элементов слабо удерживают собственные электроны и имеют тенденцию терять эти электроны в химических реакциях.

Самыми электроположительнями элементами являются типичные металлы (элементы IА группы), а самыми электроотрицательными элементами – типичные неметаллы (элементы VIIIА группы).

Электроположительный характер элементов увеличивается при переходе сверху вниз в пределах главных групп и уменьшается при переходе слева направо в пределах периодов.

Электроотрицательный характер элементов уменьшается при переходе сверху вниз в пределах главных подгрупп и увеличивается при переходе слева направо в пределах периодов.

Таким образом, самым электроположительным элементом в Периодической системе является цезий Cs, а самым электроотрицательным элементом – фтор F. Все элементы побочных подгрупп обладают более или менее выраженным электроположительным характером.

Кислотно-основные свойства элементов.

Классификация элементов может быть проведена по характеру образуемых или соединений с кислородом – оксидов. Многие из оксидов при взаимодействии с водой образуют кислотные ими основные гидроксиды.

C + O₂ = CO₂ – диоксид углерода

CO₂ + H₂O = H₂CO₃ – угольная кислота (кислотный гидроксид)

Для кальция известны

2Ca + O₂ = 2CaO – оксид кальция

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ – гидроксид кальция (основной гидроксид)

Оксидам типичных неметаллов соответствуют кислотные гидроксиды, а оксидам типичных металлов – основные гидроксиды.

Элементы главных групп, расположенные на диагональной границе (Be, Al, Ge, Sb, Po) и примыкающие к ней, образуют амфотерные оксиды и амфотерные гидроксиды. Первичным признаком амфотерности оксидов и гидроксидов является их взаимодействие с типичными кислотными и основными оксидами и гидроксидами.

Например, для оксида и гидроксида алюминия характерны реакцыии:

(1)

Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O
2Al(OH)₃ + 3N₂O₅ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O

(2)

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O
2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O

При взаимодействии с типичным кислотным оксидом N₂O₅ и кислотным гидроксидом HNO₃ [реакция (1)] оксид и гидроксид алюминия образует соль Al(NO₃)₃ – нитрат алюминия, следовательно, в этих реакциях оксиду и гидроксиду алюминия может быть приписан основной характер. При взаимодействии с типичным основным оксидом Na₂O и гидроксидом NaOH [реакция (2)] оксид и гидроксид алюминия образует соль NaAlO₂ – диоксоалюминат(III) натрия, следовательно, в этих реакциях оксиду и гидроксиду алюминия может быть приписан кислотный характер. Таким образом, оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства.

При выявлении амфотерного характера оксидов и гидроксидов важным является не факт практического осуществления реакций с типичными кислотными и основными оксидами и гидроксидами (часто такие реакции протекают незначительно или вообще невозможны), а практическое существование двух типов солей (полученных любым другим способом), в которых рассматриваемый элемент входит в состав положительного или отрицательного иона.

Для оксидов элементов главных групп в Периодической системе слева направо в пределах периодов уменьшается основной характер, но растет кислотный характер; сверху вниз в пределах групп растет основной характер, но уменьшается кислотный характер.

Например, элементы третьего периода образуют следующие оксиды: Na и Mg – основные, Al – амфотерный, а Si, P, S, Cl – кислотные. Элементы в IVА группе имеют оксиды: C, Si – кислотные, Ge, Sh – амфотерные, Pb – основной.

Оксиды элементов побочных групп всегда в той или иной мере амфотерны. Их химические свойства определяются множественностью проявляемой ими валентности и, как следствие, разнообразием степеней окисления.

С повышением степени окисления основной характер оксидов переходных элементов уменьшается, но одновременно растет их кислотный характер.

Например, марганец (элемент VIIБ группы) проявляет в соединениях с кислородом степени окисления от II до VII:

Mn^IIO; Mn^III₂O₃; Mn^IVO₂; Mn^VII₂O₇;

Очевидно, что у оксида MnO преобладает основной характер, у оксида Mn₂O₇ – кислотный характер, а оксиды Mn^III и Mn^IV – амфотерны.