Реферат: Д. И. Менделеева прогнозирование свойств элементов и их соединений методические указания




ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ

ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

ПРОГНОЗИРОВАНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ

И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Методические указания к самостоятельной работе

студентов 1-го курса всех специальностей, изучающих химию


Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Хабаровский государственный технический университет»


ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ

ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

^ ПРОГНОЗИРОВАНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ

И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Методические указания к самостоятельной работе

студентов 1-го курса всех специальностей, изучающих химию


Хабаровск

Издательство ХГТУ

2005


УДК 546


Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Прогнозирование свойств элементов и их соединений : методические указания к самостоятельной работе студентов 1-го курса всех специальностей, изучающих химию / сост. Л. В. Сеничева. – Хабаровск : Изд–во Хабар. гос. технич. ун-та, 2005. – 23 с.


Методические указания составлены на кафедре «Химия». В них рассмотрены периодический закон Д. И. Менделеева, структура периодической системы химических элементов, методика определения электронного строения атома и прогнозирования свойств простых и сложных веществ на основании положения химического элемента в периодической системе.

Многовариантные задания предназначены для самостоятельной аудиторной и внеаудиторной работы студентов, изучающих общую и неорганическую химию.


Печатается в соответствии с решениями кафедры «Химия» и методического совета факультета математического моделирования и процессов управления.


© Хабаровский государственный технический университет, 2005


Введение


Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева являются научной основой развития химической науки, познания строения и свойств простых и сложных веществ, преподавания общей и неорганической химии.

При составлении периодической системы элементов Д. И. Менделеев руководствовался правилом возрастания атомной массы и принципом периодичности форм и свойств соединений химических элементов, прежде всего оксидов и гидроксидов элементов в высших степенях окисления. Как показали достижения физики в области квантовой механики строения атома, периодичность свойств элементов обусловлена периодической повторяемостью расположения валентных электронов на уровнях и подуровнях по мере роста заряда ядра атома.

Велико прогностическое значение периодической системы химических элементов. Опираясь на периодическую систему, Д. И. Менделеев предсказал, например, существование и свойства неизвестных тогда химических элементов (Gа, Sc, Ge), которые были вскоре открыты; изменил атомные массы некоторых элементов (Au, Co, Ni…). В ХХ столетии были переосмыслены химическая природа и место в таблице трансурановых элементов, предсказана возможность открытия новых химических элементов.

Закономерности периодической системы элементов широко используются в современной химии: геохимии, космохимии, ядерной химии, катализе при подборе катализаторов и т.д.

При изучении химии очень полезно уметь пользоваться периодической системой элементов Д. И. Менделеева с целью написания формул многих веществ и прогнозирования их свойств. Настоящие методические указания могут помочь студенту решить такие задачи, так как в них предлагаются пути определения строения атома, свойств многих простых и сложных веществ на основании положения химического элемента, их образующего, в периодической системе Д. И. Менделеева.

Для приобретения студентами навыков пользования периодической системой элементов Д. И. Менделеева с целью прогнозирования свойств веществ и составления аналогичных формул однотипных химических соединений в методических указаниях приведены три типа многовариантных заданий с кратким алгоритмом их выполнения.

Благодарю доцента кафедры химии В. А. Яргаеву за внимательное прочтение рукописи и ценные рекомендации, которые позволили улучшить содержание настоящих методических указаний, и техника кафедры А. Ю. Матюсову за творческий подход к компьютерной верстке этих указаний.

^ Периодический закон Д. И. Менделеева


Д. И. Менделеев в 1869 году открыл периодический закон, а позднее на его основе создал периодическую систему элементов, которая служит ключом к познанию строения вещества. Периодический закон, по сути, является основным законом химии неорганических соединений.


1.1. Формулировка периодического закона


Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома .


Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра атома Zя.

Изотопы – это атомы с одинаковым зарядом ядра, но с разными массовыми числами Аr.

^ Заряд ядра атома, равный порядковому номеру элемента N в периодической системе, увеличивается непрерывно, а свойства химических элементов, формы и свойства соединений элементов изменяются периодически.


Пример 1



Химический элемент

Изотопы

(атомы химического элемента)

Название

Элемент

N

Аr



Изотоп

Аr



Содержание в природе,

% масс

Железо

Fe

26

55,847

+26

26Fe54

26Fe56

26Fe57

26Fe58

54

56

57

58

+26

+26

+26

+26

5,84

91,68

2,17

0,31

Водород

Н

1

1,00794

+1

1Н1

(протий)

1Н2

(дейтерий Д)

1Н3

(тритий Т)

1


2


3

+1


+1


+1

99,985


0,015


3 ∙ 10-16



1.2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева


Периодический закон Д. И. Менделеев не только сформулировал, но и наглядно представил в виде периодической системы химических элементов.

К настоящему времени известно более ста вариантов изображения периодической системы элементов, из которых наиболее часто используется короткая форма таблицы.

С позиции квантовой химии принцип периодичности электронных конфигураций атомов и свойств химических элементов наилучшим образом реализуется в варианте короткой формы таблицы периодической системы элементов:

два s-элемента начинают каждый период;

шесть p-элементов завершают все периоды, кроме первого;

десять d-элементов занимают место в середине больших периодов;

четырнадцать f-элементов вынесены за пределы таблицы в виде рядов лантаноидов и актиноидов.


Пример 2:

Стронций Sr – это s-элемент, так как находится в числе первых двух элементов 5-го периода;

Селен Se – это p-элемент, так как находится в числе последних шести элементов 4-го периода;

Вольфрам W – это d-элемент, так как находится в числе средних 10 элементов 6-го периода;

Уран U – это f-элемент, так как находится в ряду актиноидов вне таблицы.



^ Структура периодической системы элементов

Д. И. Менделеева (короткая форма таблицы)


В табличном варианте периодической системы элементов Д. И. Менделеева каждый элемент имеет свой порядковый номер и занимает одну клетку таблицы, химические элементы расположены в направлении увеличения их порядкового номера по периодам, группам и подгруппам.


2.1. Порядковый номер химического элемента

В каждой клетке таблицы, кроме порядкового номера, названия и символа химического элемента, указаны его атомная масса, распределение электронов по энергетическим уровням и электронная конфигурация валентных электронов.

Порядковый номер химического элемента в периодической системе – это важная характеристика атома:


N = Zя = Np = Nē = A − Nn

порядковый номер

элемента

заряд ядра атома

число

протонов в ядре атома

число электронов в атоме

молярная масса

атома

число нейтронов в

ядре атома


2.2. Период – горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке увеличения заряда ядра и числа электронов в атоме.

Атомы одного периода имеют одинаковое число энергетических уровней, которое равно номеру периода, обозначенному арабской цифрой. В таблице имеется 7 периодов.

N (периода) = N (энерг. ур.) = n

номер периода

число энергетических уровней в атоме

главное квантовое число последнего энергетического уровня


2.3. Группа – вертикальный ряд химических элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов, но разное число энергетических уровней. Номера групп обозначены римскими цифрами. В таблице имеется 8 групп.

N (группы) = Вē

номер группы

число валентных электронов


2.4. Подгруппа – часть группы, в состав которой входят химические элементы с одинаковым распределением валентных электронов в атоме.

В результате смещения химических элементов влево и вправо каждая группа делится на две подгруппы: главную А и побочную Б.

^ Главная подгруппа А
Вē находятся:

- на последнем n–м энергетическом уровне;

- ns- и np- подуровнях.

Включает:

s-элементы: ns1 или ns2;

р-элементы: ns2npх, где х = 1, 2…6.
^ Побочная подгруппа Б
Вē находятся:

- на последнем n-м и предпоследнем

(n – 1)-м энергетических уровнях;

- ns- и (n – 1)d-подуровнях.

Включает:

d–элементы: (n – 1)dх ns2, где х = 1,2…10.

На ns-подуровне некоторых d-элементов может быть один электрон или не одного.


2.5. Лантаноиды и актиноиды – два семейства f-элементов, которые в виде двух отдельных рядов вынесены за пределы таблицы. В последние годы в эти ряды часто включают лантан и актиний.

^ Лантаноиды Порядковые номера от 57 до 71.
N (периода) = 6
N (группы) = III Подгруппа – побочная Б
Вē находятся:

на трех последних энергетических уровнях;

подуровнях 4f x5dy6s2, где х = 1,2…14

y = 0, 1, 2;

Включает:
f-элементы Актиноиды
Порядковые номера от 89 до 103

N (периода) = 7
^ N (группы) = III Подгруппа – побочная Б
Вē находятся:

на трех последних энергетических уровнях;

подуровнях 5f x6dу7s2, где х = 0, 1,2…14

y = 0, 1, 2;

Включает:

f-элементы


Число валентных электронов у атомов этих химических элементов может быть больше или меньше трех за счет провала электронов с

f-подуровня на d-подуровень или наоборот.


Пример 3


Химический элемент

Полоний Ро

Лантан Lа

Положение в

периодической системе

Строение атома

Положение в

периодической системе

Строение атома

N = 84


А r = 208,98.

N (периода) = 6

N (группы) = VI


Подгруппа

Электронное

семейство

ZЯ = 84; Nр = 84;

Nē = 84

Nn = 209 – 84 = 125

N (энер.ур.) = 6

n = 6

Bē = 6

Главная А

6s26p4

р-элемент

N = 57


А r = 138,9.

N (периода) = 6

N (группы) = III


Подгруппа

Электронное

семейство

ZЯ = 57; Nр = 57;

Nē = 57

Nn = 139 – 57 = 82

N (энер.ур.) = 6

n = 6

Bē = 3

Побочная Б

5d16s2

d-элемент


^ 3. Электронное строение атома


Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням и подуровням, что изображается чаще всего двумя способами: в виде электронной конфигурации атома или энергетической диаграммой расположения электронов по уровням и подуровням в атоме.

3.1. Электронная конфигурация атома отображает расположение электронов в атоме по уровням и подуровням.

При этом следует помнить, что в соответствии с принципом Паули максимально может быть на s-подуровне любого уровня 2 электрона, на

p-подуровне – 6 электронов, на d-подуровне – 10 электронов, на f-подуровне – 14 электронов.

В соответствии с правилом наименьшей энергии (правилом Клечковского) уровни и подуровни заполняются в следующей последовательности:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Электронную конфигурацию атома принято изображать в виде электронной формулы, которая записывается в порядке возрастания номера энергетического уровня, т.е. без учета последовательности заполнения подуровней электронами.

Пример 4. Электронная формула химического элемента 5-го периода, IV группы, подгруппы Б циркония Zr с порядковым номером 40 имеет вид


40Zr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p64d25s2.


Тогда как электронная конфигурация атома 40Zr с учетом последовательности заполнения подуровней записывается следующим образом:


1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2.


3.2. Энергетическая диаграмма уровней и подуровней – это наглядная схема электронной структуры атома, которая в общепринятом, сжатом по вертикали изображении в отсутствие электронов имеет вид


энергетические

уровни

123456

7





































































































































































































































f




























d


































p








































s

п о д у р о в н и


На диаграмме обозначаются:

- атомная орбиталь или энергетическая ячейка ;

- электроны в ячейке  или ;

- спаренные электроны



;







- неспаренные электроны



или



.


Согласно принципу Паули, на одной атомной орбитали (в одной энергетической ячейке) не может находиться больше двух электронов. Следовательно, на s-подуровне (одна атомная орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (три орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 атомных орбителей) ─ 10 электронов, на f-подуровне (7 атомных орбиталей) – 14 электронов.

Согласно правилу Гунда, электроны стремятся занять наибольшее число ячеек в подуровне.


Пример 5.

Электронная структура атома углерода 6С 1s22s22p2 изображается на энергетической диаграмме только так:



















1s2 2s2 2p


Пример 6


Химический

элемент

Сурьма Sb

Марганец Mn

Основные характеристики

атома

Nē = 51; N (энер.ур.) = 5;

Вē = 5; р-элемент

Nē = 25; N (энер.ур.) = 4;

Вē = 7; d-элемент

Электронная

формула атома

1s22s22p63s23p63d104s24p64d10

5s25p3

Вē

1s22s22p63s23p63d54s2

Вē

Энергетическая

диаграмма распределения электронов по

уровням и

подуровням

в атоме







5



























4






























4



















3






















3



















2









d

2









d

1



p



















1



p



















s




























s




























Электронная конфигурация валентных электронов

5s2 – спаренные электроны

5p3 – неспаренные электроны

4s2 – спаренные электроны

3d5 – неспаренные электроны



^ 4. Периодичность свойств атомов химических элементов

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева отражает периодичность конфигураций валентных электронов и позволяет на их основе объяснить закономерное изменение физических и химических свойств элементов.


4.1. Электронное строение последних энергетических уровней

На последних энергетических уровнях атомов распределяются валентные электроны Вē, которые при протекании химических реакций переходят от атома к атому. Если атом отдает все Вē, то элемент приобретает высшую положительную степень окисления (в. ст. ок.). Число валентных электронов, их электронные конфигурации и положительные степени окисления элементов периодически повторяются при непрерывном увеличении заряда ядра атома.

В больших периодах (4, 5, 6, 7) наблюдается периодическое изменение числа валентных электронов и высших положительных степеней окисления дважды: в одном и другом рядах.

Некоторые d-элементы (Cu, Ag, Au) и f-элементы имеют аномально высокие положительные степени окисления за счет d-электронов предпоследнего и f-электронов третьего от конца уровней.


4.2. Размеры атомов

Радиусы атомов с увеличением заряда ядра в группах сверху вниз увеличиваются в связи с ростом числа энергетических уровней, в периодах от начала к концу – уменьшаются, так как при одинаковом числе энергетических уровней усиливается притяжение валентных электронов к ядру атома.

В атомах d- и f-элементов действие возрастающего заряда ядра на радиус атома более слабое, потому в периодах и группах радиусы изменяются в меньшей степени, а у актиноидов они почти постоянны.


4.3. Энергетическая характеристика атома

Способность атома удерживать электроны количественно оценивается энергиями ионизации и сродства к электрону или их суммарной величиной, называемой электроотрицательностью.

Энергия ионизации Еи – это энергия, необходимая для отрыва от одного моля атомов одного или более молей валентных электронов

(Еи(1) < Eи(2) < Eи(3) < …). Энергия ионизации атомов химических элементов периодически изменяется: повышается от начала периода к его концу, а в главных подгруппах ─ снизу вверх.

^ Энергия сродства к электрону Еср – это энергия присоединения молей электронов к одному молю нейтральных атомов. Энергия сродства атома к электрону также повышается в периоде от начала к концу, в группе − снизу вверх.
^ Электроотрицательность ЭО характеризует способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны и рассчитывается по формуле
ЭО = (Еи + Еср).

^ Относительная электроотрицательность ОЭО – предложена Полингом, который составил таблицу ОЭО почти всех химических элементов периодической системы (табл. 1). ОЭО рассчитывается по формуле

ОЭО = > 1, или < 1, или = 1.

ОЭО выражена небольшими числами, позволяющими легко сравнивать способность атомов отдавать или принимать электроны, оценивать длину и полярность химической связи во многих соединениях элементов. ОЭО также изменяется периодически, т.е. растет в периодах от начала к концу и в группах снизу вверх.

Наиболее электроотрицательные элементы: фтор, кислород, хлор, азот.

Таблица 1

Относительные электроотрицательности элементов


Периоды

Группы элементов

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

1

(Н)

2,16
















Н

2,16










Не



2

Li

1,00

Ве

1,51

В

2,07

С

2,57

N

3,16

O

3,60

F

4,20










Ne



3

Na

1,04

Mg

1,26

Al

1,50

Si

1,79

P

2,16

S

2,50

Cl

2,90










Ar



4

K

0,93

Cu

1,80

Ca

1,07

Zn

1,70

Sc

1,22

Ga

2,87

Ti

1,34

Ge

2,07

V

1,48

As

2,25

Cr

1,60

Se

2,51

Mn

1,64

Br

2,82

Fe

1,68

Co

1,75

Ni

1,80

Kr



5

Rb

0,91

Ag

1,46

Sr

1,02

Cd

1,51

Y

1,14

In

1,54

Zr

1,25

Sn

1,77

Nb

1,26

Sb

1,87

Mo

1,33

Te

2,07

Tc

1,40

I

2,28

Ru

1,46

Rh

1,50

Pd

1,39



Xe



6

Cs

0,88

Au

1,45

Ba

1,00

Hg

1,47

La

1,11

Tl

1,47

Hf

1,26

Pb

1,60

Ta

1,38

Bi

1,72

W

1,46

Po

1,82

Re

1,51

At

1,96

Os

1,56

Ir

1,60

Pt

1,47



Rn



7

Fr

0,88

Ra

1,00

Aс

1,02

























Лантаноиды: 1,11 – 1,20

Актиноиды: 1,02 – 1,30

^ 5. Периодическое изменение свойств простых веществ


По положению химического элемента в периодической системе и электронной конфигурации его атомов можно прогнозировать многие физические и химические свойства простых веществ, в том числе агрегатное состояние, кристаллическую структуру.


5.1. Физические свойства простых веществ


Элементы начала периодов с большими атомными радиусами, низкими энергиями ионизации и малыми величинами ОЭО образуют простые твердые вещества с металлической кристаллической решеткой, в объеме которой распределены «полусвободные» электроны, называемые электронным газом. Эти элементы – металлы с металлическим блеском, высокой электро- и теплопроводностью.

Элементы конца периодов с меньшими атомными радиусами и большими величинами ОЭО образуют газообразные соединения (если элемент находится в верхней части групп и в конце периодов) или твердые простые вещества, проявляющие неметаллические свойства. Молекулы инертных газов, завершающих период, одноатомны (Ar, Kr, Ne, He …), других газообразных веществ – двухатомны (О2, Cl2, N2 …).

Простые вещества принято делить на металлы и неметаллы, обнаруживающие периодическое изменение многих физических свойств: пластичность, температуры плавления, твердости и коэффициента линейного расширения кристаллического тела, плотности и растворимости в воде и т.д.


5.2. Периодичность химических свойств простых веществ


Металлы – s, d, f-элементы и некоторые р-элементы (III группы главной подгруппы А, кроме бора B, и элементы Sn, Pb, Bi, Sb, Po из главных подгрупп 4, 5, 6, 7 групп). Атомы металлов имеют больший, чем у неметаллов, радиус, низкую электроотрицательность (ОЭО < 2) и 1, 2 или 3 валентных электрона на последнем энергетическом уровне, которые они легко отдают при химическом взаимодействии:

Ме − nē → Меn+

Восстановитель

Отдача

электронов

Процесс окисления

Окисли-тель


Металлы легко окисляются, т.е. они проявляют восстановительные свойства, образуют при окислении положительно заряженные ионы. Металлы называют электроположительными элементами. Величина степени окисления металлов, находящихся в IV, V, VI, VII группах, переменная: от +2 до высшей положительной степени окисления, равной номеру группы.

Неметаллы – это р-элементы, находящиеся в конце периодов в IV, V, VI, VII, VIII группах, и бор в III группе. Атомы неметаллов имеют более 3 валентных электронов на последнем энергетическом уровне, высокую электроотрицательность (ОЭО > 2), малые радиусы; они способны как отдавать валентные электроны, так и принимать на последний уровень электроны до 8, т.е. до образования электронной оболочки инертного газа.


неМе –х хē + неМе ─ nē неМе +n

Прием ē окислитель или Отдача ē

Восстановление восстановитель Окисление


Неметаллы обладают окислительными и восстановительными свойствами, могут взаимодействовать как с металлами, так и с другими неметаллами.

Периодическое изменение металлических и неметаллических, восстановительных и окислительных свойств простых веществ определяется периодичностью электронного строения соответствующих атомов (рис. 1).


^ Изменения в периодах

Zя ↑, Nē ↑, Bē ↑, ОЭО ↑ усиливаются неметаллические

r (атома) ↓ и окислительные

N (энерг. ур.) = const свойства простых веществ


Изменения Zя ↑

в главных Nē ↑ усиливаются металлические

подгруппах N (энерг. ур.) ↑ и восстановительные

ОЭО ↓ свойства простых веществ

Вē = const


Рис. 1. Схема изменения основных характеристик атомов и свойств простых веществ в периодах и группах


Пример 7



Характеристика атома элемента

Химический элемент

Цинк Zn

Мышьяк As

Висмут Bi

N





N (периода)

N (группы)

Вē

Подгруппа

Электронное семейство

ОЭО

30

30

30

4

II

2

Побочная Б

d-элемент


1,70

33

33

33

4

V

5

Главная А

р-элемент


2,25

83

83

83

6

V

5

Главная А

р-элемент


1,72

Свойства


простых


веществ

В периоде


Усиливаются:

неметаллические свойства

окислительные свойства







В главной подгруппе А

Усиливаются:

металлические свойства

восстановительные свойства

Металл

Восстановитель

Неметалл

Окислитель и восстановитель

Металл

Восстановитель


6. Периодичность форм и свойств соединений

химических элементов


Периодичность форм и свойств сложных веществ можно проследить при условии, что их молекулы однотипны, а формулы аналогичны, т.е. отличаются только одним из химических элементов одного периода или одной главной подгруппы: ряды оксидов, гидроксидов, хлоридов, гидридов, сульфатов и т.д.


Пример 8:

Оксиды элементов III периода:

Na2O, CaO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7;

Галогеноводороды (галогены – элементы VII группы, главной подгруппы А): HF, HCl, HBr, HI, HАt.


^ 6.1. Кислотно-основные свойства соединений элементов


Периодичность кислотно-основных свойств химических соединений наиболее наглядно прослеживается на примере оксидов и гидроксидов элементов в одинаковых степенях окисления, характерных для элементов одной группы (табл. 2). Общие формулы оксидов и гидроксидов элементов одной группы аналогичны.

Таблица 2

Изменение форм и кислотно-основных свойств оксидов и

гидроксидов элементов в высших степенях окисления в периоде


Г Р У П П А

I

II

III

IV

V

VI

VII

^ Высшая положительная степень окисления элемента

+1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

^ Общая формула оксида

Э2О

ЭО

Э2О3

ЭО2

Э2О5

ЭО3

Э2О7

^ Кислотно-основной характер оксида

основной

основной или амфотерный

амфотерный

кислотный или амфотерный

кислотный

кислотный

кислотный

^ Общая формула гидроксида

ЭОН

Н2ЭО2

Э(ОН)2

Э(ОН)3



Н3ЭО3

или НЭО2

Э(ОН)4

Н2ЭО3

или Н4ЭО4

НЭО3

или

Н3ЭО4


Н2ЭО4

НЭО4

^ Кислотно-основной характер гидроксида

Основание

Основание или амфолит

Амфолит

Амфолит или

кислота

Кислота

Кислота

Кислота

Примечание: Э – обозначение химического элемента;

амфолит, или амфотерный гидроксид.


Пример 9:

Формулы кислот элементов VI группы подобны формуле серной кислоты H2SO4, хромовая кислота H2СrO4, теллуровая кислота H2TeO4 и т.д.


^ Оксиды и гидроксиды металлов могут быть основными, амфотерными (амфолитами) или кислотными в зависимости от степени окисления металла.

Степени окисления металла

0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

О К С И Д Ы

Ме2О МеО Ме2О3 МеО4 Ме2О5 МеО3 Ме2О7 МеО4

Основные

Амфотерные

Кислотные

Г И Д Р О К С И Д Ы

Основания

Ме(ОН) или Ме(ОН)2

Ме(ОН)n

амфолиты

HnMeOn

Кислоты


HxMeOy

Рис. 2. Схема влияния степени окисления металла на кислотно-основной характер его оксидов и гидроксидов

Положение металла в периодической системе элементов Д. И. Менделеева также влияет на кислотно-основной характер оксидов и гидроксидов: сверху вниз в главных подгруппах и от конца периода к его началу усиливаются металлические свойства элемента и основные свойства оксидов и гидроксидов металла.


Пример 10:


1. Zn+2O – амфотерный оксид, так как степень окисления цинка +2, цинк находится ближе к концу периода.

2. Ti+2O – основной оксид, так как степень окисления титана +2, титан находится ближе к началу периода.

3. Ti+4O2 – амфотерный оксид, так как степень окисления титана +4.

4. Cr+6O3 – кислотный оксид, так как степень окисления хрома +6.


Оксиды неметаллов, положительная степень окисления (ст.ок) которых больше двух, проявляют только кислотные свойства, а при ст.ок = 2 называются несолеобразующими, т.е. не обладающими кислотными свойствами.


Пример 11:


S+6O3 S+4O2 S+2O

кислотные оксиды,

т.к. ст.ок. (S) > 2

несолеобразующий

оксид, т.к. ст.ок. (S) = 2


Кислотным оксидам неметаллов (ЭxOy) соответствуют кислородсодержащие кислоты (НхЭОу). Например, оксиду S+4O2 соответствует кислота H2S+4O3.

Водородные соединения неметаллов VI и VII групп, главных подгрупп А – это газообразные вещества, которые при растворении в воде проявляют кислотные свойства, их относят к бескислородным кислотам.

Характер изменения кислотно-основных свойств соединений элементов в периодах и группах схематично представлен на рис. 3.


Пример 12:


HCl – газ, хлороводород,

водный раствор HCl – хлороводородная кислота, бескислородная.



Изменения




в периодах Высшая ст.ок. ОЭО 










^ В главных подгруппах





- усиливаются кислотные свойства оксидов и

- уменьшаются основные свойства гидроксидов

Высшая ст.ок. = const




увеличивается сила кислот HхЭОу

уменьшается сила кислот НхЭ




ОЭО 




уменьшается сила оснований

Рис. 3. Схема изменения свойств оксидов и гидроксидов химических элементов и гидридов неметаллов в периодах и главных подгруппах


6.2. Окислительно-восстановительные свойства

соединений элементов

Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов связаны с передачей электронов: восстановитель отдает электроны, окислитель их принимает. Возможность отдачи или приема электронов можно определить по степени окисления элемента, входящего в состав молекулы вещества (табл. 3)


Таблица 3

Влияние степени окисления элемента на его окислительно-восстановительные свойства


^ Степень окисления элемента

Положительная

Отрицательная (низшая)

Высшая

Промежуточная

^ Получена из нейтрального атома

При отдаче всех Вē

При отдаче части Вē

При приеме электронов до 8

^ Численно равна

Ст.ок. = Вē =

= Nгруппы

Ст.ок. < Вē

Ст.ок. = 8 – Вē

Возможность отдачи электронов элементом

Нет

Есть

Есть

^ Возможность приема электронов элементом

Есть

Есть

Нет

Тип свойств по ст. ок.

Окислительные

Окислительно-восстановительные

Восстановительные

^ Роль соединения элемента в реакции

Окислитель

Окислитель или восстановитель

Восстановитель

Пример 13:

Определите окислительно-восстановительные свойства веществ H2SO4, H2SO3, H2S, S по ст. ок. элемента серы S, находящейся в VI группе.



сера в высшей положительной степени окисления, так как ст.ок. S = +6 = N (группы) = Вē = 6. Следовательно, H2SO4 – окислитель.



ст.ок. S = +4 < Вē = 6. Следовательно, H2SO3 может быть и окислителем и восстановителем.



ст.ок S = -2, равная по модулю 8 – Вē = 2, т.е. низшая ст.ок. Следовательно, H2S – только восстановитель.

S0

- 2 < Ст.ок S0 < 6, следовательно, S0 способна как принимать, так и отдавать электроны  S0 может быть и окислителем и восстановителем.


Химические элементы с числом валентных электронов больше трех могут иметь переменные степени окисления.


Пример 14:

Сера ─ р-элемент VI группы, главной подгруппы А: имеет шесть валентных электронов (Вē = 6) на третьем последнем энергетическом уровне. Конфигурация валентных электронов: 3s2 3p4 (рис. 4):




































3s 3p 3d

Рис. 4. Распределение валентных электронов по энергетическим ячейкам в нормальном состоянии атома серы и при сообщении ему энергии.


В атоме серы два неспаренных электрона, которые могут быть отданы (S+2) или к которым для спаривания могут быть приняты два электрона (S-2).

При сообщении энергии атому серы один из двух спаренных электронов перейдет с 3р-подуровня в пустую ячейку 3d-подуровня, произойдет расспаривание электронов. Тогда в атоме появится 4 неспаренных электрона, ст. ок. S будет равна +4.

При сообщении атому серы большей энергии произойдет аналогичное расспаривание двух электронов с 3s-подуровня, в атоме серы появятся 6 неспаренных электронов, при отдаче которых ст. ок. S повысится до +6.


Таким образом, переменная степень окисления связана с последовательной отдачей валентных электронов. Причем расспаривание электронов, как видно, приводит к изменению степени окисления на две единицы.

Периодичность окислительно-восстановительных свойств однотипных соединений определяется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах, относительных электроотрицательностей атомов, степеней окисления элементов, стандартных потенциалов окислительно-восстановительных процессов.


^ 7. Прогнозирование свойств веществ

Прогнозирование свойств веществ следует начинать с определения места химического элемента, входящего в состав молекулы вещества, в периодической системе Д. И. Менделеева, установления строения атома этого элемента и конфигурации его валентных электронов (п. 2).

Для понимания принципа периодичности свойств элемента по мере увеличения заряда ядра атома важно знать распределение электронов по уровням и подуровням, заполнение которых периодически повторяется (п. 3). Элементы с одинаковой конфигурацией валентных электронов принято называть аналогами.

По энергетическо
еще рефераты
Еще работы по разное