Modele de modificări ale proprietăților chimice ale elementelor și compușilor acestora pe perioade și grupuri. Chimie. Elemente chimice – metale

O creștere a stării de oxidare a unui element și o scădere a razei ionului său (în acest caz, o scădere a sarcinii negative efective asupra acestui oxigen) fac oxidul mai acid. Aceasta explică schimbarea regulată a proprietăților oxizilor de la bazic la amfoter și apoi la acid.

1) Într-o perioadă, odată cu creșterea numărului de serie, crește proprietățile acide ale oxizilor și crește puterea acizilor corespunzători.

2) În subgrupele principale sistem periodic la trecerea de la un element la altul de sus în jos, se observă o creștere a noilor proprietăți ale oxizilor:

3) Odată cu creșterea gradului de oxidare a elementului, proprietățile acide ale oxidului cresc, iar cele de bază slăbesc.

Proprietățile chimice ale oxizilor

Oxizii bazici

Principalii oxizi sunt:

Oxizii tuturor metalelor din subgrupul principal al primului grup (metale alcaline Li - Fr)

Subgrupul principal al celui de-al doilea grup, începând cu magneziu (Mg - Ra)

Oxizii de metal de tranziție în stări de oxidare inferioare, de exemplu MnO, FeO.

Majoritatea oxizilor de bază sunt substanțe cristaline solide de natură ionică, la nodurile rețelei cristaline există ioni metalici care sunt destul de puternic asociați cu ionii de oxid O2-, prin urmare, oxizii metalelor tipice au puncte de topire și de fierbere ridicate.

Observăm o trăsătură caracteristică a oxizilor. Apropierea razelor ionice ale multor ioni metalici duce la faptul că în rețeaua cristalină a oxizilor, o parte din ionii unui metal poate fi înlocuită cu ioni ai altui metal. Acest lucru duce la faptul că legea constanței compoziției adesea nu este valabilă pentru oxizi și pot exista oxizi mixți cu compoziție variabilă.

Majoritatea oxizilor de bază nu se descompun atunci când sunt încălziți, cu excepția oxizilor de mercur și ai metalelor nobile:

2HgO \u003d 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

Când sunt încălziți, oxizii bazici pot reacționa cu oxizii acizi și amfoteri, cu acizi:

BaO + SiO 2 \u003d BaSiO 3,

MgO + Al 2 O 3 \u003d Mg (AlO 2) 2,

ZnO + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2O.

Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacţionează direct cu apa:

Ca și alte tipuri de oxizi, oxizii bazici pot intra în reacții redox:

Fe 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Fe

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4FeO + O 2 \u003d 2Fe 2 + O 3

Oxizii de bază sunt cei mai mulți metale active(alcaline și alcalino-pământoase, începând cu oxidul de calciu) atunci când interacționează cu apa (reacție de hidratare) formează hidroxizii (bazele) corespunzătoare. De exemplu, atunci când oxidul de calciu (var nestins) se dizolvă în apă, se formează hidroxid de calciu - o bază puternică:

CaO + H2O → Ca (OH)2

Oxizii bazici reacţionează cu acizii pentru a forma sărurile corespunzătoare:

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

Reacția oxizilor bazici cu oxizii acizi duce, de asemenea, la formarea de săruri:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

Și cu oxizi amfoteri:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2

Oxizii acizi

Majoritatea oxizilor nemetalici sunt oxizi acizi (CO2, SO3, P4O10). Oxizii metalelor de tranziție în stări superioare de oxidare prezintă, de asemenea, predominant proprietățile oxizilor acizi, de exemplu: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Oxizii acizi sunt oxizii săi de nemetale sau metale de tranziție în grade înalte oxidare și poate fi obținută prin metode similare celor de obținere a oxizilor bazici, de exemplu:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 + O 5

2ZnS + 3O 2 \u003d 2ZnO + 2SO 2

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O

Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Majoritatea oxizilor acizi reacţionează direct cu apa pentru a forma acizi:

Cele mai tipice pentru oxizii acizi sunt reacțiile lor cu oxizi bazici și amfoteri, cu alcalii:

P 2 O 5 + Al 2 O 3 \u003d 2AlPO 4

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 ↓ + H 2 O.

S-a menționat mai sus că oxizi acizi poate intra în numeroase reacții redox, de exemplu:

2SO 2 +O 2 2SO 3

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O,

4CrO 3 + C 2 H 5 OH \u003d 2Cr 2 O 3 + 2CO 2 + ZN 2 O

Aproape toți oxizii acizi, atunci când interacționează cu apa (hidratare), formează hidroxizii acizi corespunzători (acizi care conțin oxigen). De exemplu, când oxidul de sulf (VI) este dizolvat în apă, acid sulfuric:

SO3 + H2O → H2SO4

Oxizii acizi pot fi obținuți din acidul corespunzător:

H2SiO3 → SiO2 + H2O

Oxizi amfoteri

Amfoteritate (din grecescul Amphoteros - ambele) - capacitatea compușilor chimici (oxizi, hidroxizi, aminoacizi) de a prezenta atât proprietăți acide, cât și proprietăți bazice, în funcție de proprietățile celui de-al doilea reactiv implicat în reacție.

Oxizii amfoteri reacţionează cu acizii tari pentru a forma săruri ale acestor acizi. Astfel de reacții sunt o manifestare a principalelor proprietăți ale oxizilor amfoteri, de exemplu:

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

De asemenea, reacţionează cu alcalii puternici, arătându-şi astfel proprietăţile acide, de exemplu:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Oxizii amfoteri pot reacționa cu alcalii în două moduri: în soluție și în topitură.

Când reacţionează cu un alcali din topitură, se formează o sare mediu obişnuită (aşa cum se arată în exemplul de mai sus).

Când reacționează cu alcalii în soluție, se formează o sare complexă.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (În acest caz, se formează tetrahidroxoaluminat de sodiu)

Fiecare metal amfoter are propriul său număr de coordonare.

Pentru Be și Zn, acesta este 4; pentru şi Al este 4 sau 6; pentru și Cr este 6 sau (foarte rar) 4;

Oxizii amfoteri de obicei nu se dizolvă în apă și nu reacţionează cu aceasta.

Oxizii amfoteri au o natură dublă: sunt capabili simultan de reacții care implică atât oxizi bazici, cât și acizi, de exemplu. reacționează atât cu acizii cât și cu alcalii:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + ZH 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + ZH 2 O \u003d 2Na [Al (OH) 4].

Oxizii amfoteri includ oxid de aluminiu Al2O3, oxid de crom (III) Cr2O3, oxid de beriliu BeO, oxid de zinc ZnO, oxid de fier (III) Fe2O3 și o serie de alții.

Oxidul ideal amfoter este apa H2O, care se disociază pentru a forma cantități egale de ioni de hidrogen (proprietăți acide) și ioni de hidroxid (proprietăți de bază). Proprietățile amfotere ale apei se manifestă clar în timpul hidrolizei sărurilor dizolvate în ea:

Cu 2+ + H 2 O Cu (OH) + + H +,

CO32- + H20HCO3- + OH-.

Modele de modificări ale proprietăților substanțelor chimice

elementele și compușii acestora pe perioade și grupuri

Proprietățile chimice ale elementelor (și cu atât mai mult compușii lor!) depind direct de structura atomului.

Nu este nevoie să memorați proprietățile chimice ale fiecărui atom, nu este nevoie să memorați reacții chimice... răspunsul la orice întrebare din chimie este în Tabelul Periodic al Elementelor.

Modul în care se modifică configurațiile electronice, elementele p (pe grupuri și perioade) și elementele d, pot fi de asemenea citite separat.

Să ne uităm cum proprietăţile elementelor chimice se modifică în grupuri şi perioade.

1. Modificări ale proprietăților elementelor chimice și ale compușilor acestora în grupuri:

În grupuri, toate elementele au o structură electronică similară. Nu există diferențe în umplerea nivelului de energie exterior cu electroni.

• Schimbarea dimensiunii unui atomde sus în jos într-un grup razele atomice crește!

Ce înseamnă acest lucru? Înseamnă că

1) electronii externi sunt atrași de nucleul unui atom din ce în ce mai slab;

2) capacitatea atomului crește dona electroni.

3) capacitatea de a dona electroni = proprietăți metalice, adică

• Creșterea în grupuri de sus în josproprietăți metalice elemente
• intensifica proprietăți de bază compușii lor

Schimbări proprietăți chimice elementele și compușii lor în perioade:

În perioade, se observă o imagine ușor diferită:

1)De la stânga la dreapta pe perioade razele atomice scad ;

2) numărul de electroni de pe stratul exterior crește în acest caz;

3) electronegativitatea elementelor = proprietăți nemetalice crește

• În perioade de la stânga la dreapta creșteproprietățile nemetalice ale elementelor, electronegativitatea;
• proprietățile acide ale compușilor lor sunt sporite

Pe baza acestor considerente, reiese că titlul de „Rege al Nemetalelor” ne este acordat... (ruliu de tobe)... F! Alături de el, chiar și oxigenul (O). grad pozitiv Oxidare: OF2 este un gaz otrăvitor incolor cu miros neplăcut.

Deci, să rezumam:

Odată cu creșterea încărcăturii nucleului atomilor, se observă o schimbare treptată a proprietăților de la metal la cel tipic nemetalic, care este asociată cu o creștere a numărului de electroni la nivelul energiei externe.

Există și elemente care formează așa-numitul compuși amfoteri. Ele prezintă atât proprietăți metalice, cât și nemetalice.

Partea I

2. Metale în efortul de a obține un strat exterior complet de electroni al atomuluiîși donează electronii exteriori, iar nemetalele acceptă electronii care lipsesc până la 8.

3. Într-un grup cu o creștere a numărului ordinal de elemente proprietățile metalice sunt îmbunătățite și proprietățile nemetalice sunt slăbite, deoarece:
1) numărul de niveluri de energie crește
2) numărul de electroni la nivelul exterior este constant
3) raza atomului crește

4. Într-o perioadă cu o creștere a numărului ordinal de elemente proprietățile nemetalice sunt îmbunătățite și proprietățile metalice sunt slăbite, deoarece:
1) numărul de electroni la nivelul exterior crește
2) număr constant de niveluri
3) sarcina nucleelor ​​atomice creste

5. Completați tabelul „Proprietăți ale elementelor chimice”, indicând întărirea sau slăbirea proprietăților din serie.

Partea a II-a

1. Selectați simbolurile elementelor chimice nemetalice. Din literele corespunzătoare răspunsurilor corecte, veți forma numele unui gaz extrem de toxic, galben pal, cu miros înțepător: fluor.

2. Sunt corecte următoarele afirmații?
A. Într-o perioadă de la stânga la dreapta, raza unui atom crește.
B. Raza atomului scade de jos în sus în grup.
3) numai B este adevărat.

3. Încercuiește semnul mai mare sau mai mic decât pentru proprietățile metalice în primul caz și pentru proprietățile nemetalice în al doilea.

4. Faceți un cuvânt încrucișat pe tema „gaze nobile” folosind internetul.

1. Acest gaz inert este folosit la becurile economice
2. Baloanele sunt umplute cu acest gaz, este cel mai ușor dintre gazele inerte.
3. Acest gaz inert este a treia cea mai mare componentă a aerului după azot și oxigen, cel mai comun gaz inert din atmosfera pământului.
4. Când conditii normale- gaz inert incolor; radioactiv, poate reprezenta un pericol pentru sănătate și viață.
5. Tuburile umplute cu un amestec din acest gaz și azot, atunci când o descărcare electrică este trecută prin ele, dau o strălucire roșu-portocalie și, prin urmare, sunt utilizate pe scară largă în publicitate.
6. Pe verticală în celule colorate veți obține numele primului gaz inert pentru care s-au obținut compuși chimici reali.

5. Joacă tic-tac-toe. Arată calea câștigătoare pe care o formează circuitele electronice ale atomilor:

6. Construiți un grafic al dependenței numerelor de serie ale elementelor chimice dintr-o perioadă de razele atomilor lor, luând condiționat modificarea razelor elementelor învecinate ca 1. Trageți o concluzie:
Razele atomilor în perioade scad odată cu creșterea numărului de serie.

7. Construiți un grafic al dependenței numerelor de serie ale elementelor chimice ale unui grup de razele atomilor lor, luând în mod condiționat modificarea razelor elementelor învecinate ca 1. Trageți o concluzie:
În cadrul unui grup, razele atomilor cresc odată cu creșterea numărului de serie.

Lectura: Modele de modificări ale proprietăților elementelor și compușilor acestora pe perioade și grupuri

Omul de știință rus D. I. Mendeleev a lucrat cu succes în multe domenii ale științei. Cu toate acestea, el a fost cel mai faimos pentru descoperirea unică a legii periodice a elementelor chimice în 1869. Inițial, suna astfel: „Proprietățile tuturor elementelor și datorită calității substanțelor simple și complexe pe care le formează, sunt în o dependență periodică de greutatea lor atomică.”

În prezent, formularea legii este diferită. Cert este că la momentul descoperirii legii, oamenii de știință nu aveau nicio idee despre structura atomului, iar greutatea unui element chimic a fost luată ca greutate atomică. Ulterior, un studiu activ al atomului și obținerea de noi informații despre structura lui, a fost derivată o lege care este relevantă astăzi: „Proprietățile atomilor chimic. elemente şi formate din acestea substanțe simpleîntr-o dependenţă periodică de sarcinile nucleelor ​​atomilor lor.

Legea este exprimată și grafic. Tabelul arată clar:

Tabelul periodic al D.I. Mendeleev

Pe această lecție vom învăţa să extragem din ea informaţii importante şi necesare pentru înţelegerea ştiinţei. În ea vezi linii. Acest perioade. Sunt șapte în total. Amintiți-vă din lecția anterioară că numărul fiecărei perioade indică numărul de niveluri de energie în care se află electronii unui atom al unui element chimic. De exemplu, sodiul (Na) și magneziul (Mg) sunt în a treia perioadă, ceea ce înseamnă că electronii lor sunt plasați pe trei niveluri de energie. Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu un metal alcalin și se termină cu un gaz nobil.

Configuratie electronica:

metal alcalin - ns 1,

gaz nobil - ns 2 p 6, cu excepția heliului (He) - 1s2.

Unde n - este numărul perioadei.

Vedem și coloane verticale în tabel - acestea sunt grupuri. În unele tabele puteți vedea 18 grupuri numerotate cu cifre arabe. Această formă a tabelului se numește lung, a apărut după descoperirea diferențelor dintre elementele d și elementele s și p. Dar cea tradițională creată de Mendeleev este forma scurtă, în care elementele sunt grupate în 8 grupuri, numerotate cu cifre romane:

Deci, ce informații ne oferă numerele grupului? Din număr, aflăm numărul de electroni care formează legături chimice. Sunt chemați valenţă. 8 grupuri sunt împărțite în două subgrupe: principal și lateral.

Electronii subnivelurilor s- și p intră în cel principal. Acestea sunt subgrupele IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA și VIIIA. De exemplu, aluminiul (Al) - un element al subgrupului principal al grupului III are ... 3s 2 3p 1 electroni de valență.

Elementele situate în subgrupurile laterale conțin electroni de subnivelul d. Alături sunt grupele IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB și VIIIB. De exemplu, manganul (Mn) este un element al subgrupului principal grupa VII are …3d 5 4s 2 electroni de valență.

În tabelul scurt, elementele s sunt în roșu, elementele p în galben, elementele d în albastru și elementele f în alb.

• Ce alte informații mai putem extrage din tabel? Puteți vedea că fiecărui element i se atribuie un număr de serie. Nici nu este întâmplător. Judecând după numărul unui element, putem judeca numărul de electroni dintr-un atom al unui element dat. De exemplu, calciul (Ca) are numărul 20, ceea ce înseamnă că în atomul său există 20 de electroni.

Din tabel se poate trage și următoarea concluzie: cu cât numărul de serie al elementului este mai mare, cu atât raza atomului este mai mică. De ce? Cert este că, odată cu creșterea numărului total de electroni, are loc o scădere a razei atomului. Cu cât sunt mai mulți electroni, cu atât este mai mare energia legării lor cu nucleul. De exemplu, nucleul unui atom de fosfor (P) reține electronii de la nivelul său exterior mult mai puternic decât nucleul unui atom de sodiu (Na), care are un electron la nivelul exterior. Și dacă atomii de fosfor și de sodiu reacţionează, fosforul va prelua acest electron din sodiu, deoarece fosforul este mai electronegativ. Acest proces se numește electronegativitate. Amintiți-vă, atunci când vă deplasați spre dreapta de-a lungul unui rând de elemente ale tabelului, electronegativitatea lor crește, iar în cadrul unui subgrup scade. Despre această proprietate a elementelor vom vorbi mai detaliat în lecțiile următoare.

Tine minte:

• creșterea sarcinii nucleare și scăderea razei atomice;
• creșterea numărului de electroni externi;
• creșterea ionizării și electronegativității;
• o creștere a proprietăților de oxidare nemetalice și o scădere a proprietăților de reducere a metalelor;
• o crestere a aciditatii si o scadere a bazicitatii hidroxizilor si oxizilor.

• creșterea sarcinii nucleare și creșterea razei atomice;
• scăderea ionizării și a electronegativității;
• o scădere a proprietăților de oxidare nemetalice și o creștere a proprietăților de reducere a metalelor;
• o creștere a bazicității și o scădere a acidității hidroxizilor și oxizilor.

Ionizare este procesul de transformare a atomilor în ioni (cationi încărcați pozitiv sau anioni încărcați negativ) în timpul unei reacții chimice.

Electronegativitatea este capacitatea unui atom La atragerea unui electron dintr-un alt atom în timpul unei reacții chimice.

Oxidare- procesul de transfer a unui electron de la un atom de agent reducător (donator de electroni) la un atom de oxidare (acceptor de electroni) și creșterea gradului de oxidare a unui atom de substanță.

• cu o electronegativitate mare a unui element, acesta atrage electronii la sine mai puternic și atomii săi dobândesc grad negativ oxidare (de exemplu, fluorul are întotdeauna o stare de oxidare de - 1);
• la electronegativitate scăzută, elementul renunță la electroni și capătă o stare de oxidare pozitivă (toate metalele au un grad +, de exemplu, potasiu +1, calciu +2, aluminiu +3);
• atomii substanțelor simple formate dintr-un element au atomi cu atomi înalți și atomi liberi au un grad zero.

Formulare modernă Legea periodică : proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea sarcinii nucleelor ​​atomilor lor (număr de serie).

Proprietățile periodice sunt, de exemplu, raza unui atom, energia de ionizare, afinitatea electronică, electronegativitatea atomului și unele proprietăți fizice elemente și compuși (puncte de topire și de fierbere, conductivitate electrică etc.).

Expresia Legii periodice este

tabel periodic al elementelor .

Cea mai comună versiune a formei scurte a sistemului periodic, în care elementele sunt împărțite în 7 perioade și 8 grupuri.

În prezent s-au obținut nucleele atomilor de elemente până la numărul 118. Denumirea elementului cu numărul de serie 104 este ruterfordium (Rf), 105 este dubniu (Db), 106 este seaborgiu (Sg), 107 este bohrium (Bh), 108 este hasiu (Hs ), 109 – meitnerium ( Mt), 110 - darmstadtium (Ds), 111 - roentgeniu (Rg), 112 - copernicium (Cn).
La 24 octombrie 2012, la Moscova, la Casa Centrală a Oamenilor de Știință a Academiei Ruse de Științe, a avut loc o ceremonie solemnă pentru denumirea celui de-al 114-lea element „Flerovium” (Fl), iar al 116-lea - „Livermorium” (Lv).

Perioadele 1, 2, 3, 4, 5, 6 conțin 2, 8, 8, 18, 18, respectiv 32 de elemente. A șaptea perioadă nu este finalizată. Se numesc perioadele 1, 2 și 3 mic restul - mare.

În perioadele de la stânga la dreapta, proprietățile metalice slăbesc treptat, iar proprietățile nemetalice cresc, deoarece odată cu creșterea sarcinii pozitive a nucleelor ​​atomilor, numărul de electroni din stratul exterior de electroni crește și o scădere a razelor atomice este observat.

În partea de jos a mesei sunt plasate 14 lantanide și 14 actinide. ÎN În ultima vreme lantanul și actiniul au fost clasificate ca lantanide și, respectiv, actinide.

Grupurile sunt împărțite în subgrupe - principal, sau subgrupele A și latură, sau subgrupa B. Subgrupul VIII B - special, conține triade elemente care alcătuiesc familiile fierului (Fe, Co, Ni) și a metalelor platinei (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

De sus în jos, în principalele subgrupe, proprietățile metalice cresc și proprietățile nemetalice slăbesc.

Numărul grupului, de regulă, indică numărul de electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice. Acesta este ce sens fizic numere de grup. Pentru elementele subgrupurilor secundare, electronii de valență nu sunt doar straturile exteriore, ci și penultimele. Aceasta este principala diferență în proprietățile elementelor subgrupurilor principale și secundare.

Sistem periodic și formule electronice ale atomilor

Pentru a prezice și explica proprietățile elementelor, este necesar să fii capabil să scrii formula electronica atom.

Într-un atom situat in stare de baza, fiecare electron ocupă un orbital liber cu cea mai mică energie. Starea energetică este determinată în primul rând de temperatură. Temperatura de pe suprafața planetei noastre este astfel încât atomii sunt în starea fundamentală. La temperaturi ridicate, alte stări ale atomilor, care sunt numite excitat.

Secvența nivelurilor de energie în ordinea crescătoare a energiei este cunoscută din rezultatele rezolvării ecuației Schrödinger:

1s< 2s < 2p < 3s < Зр < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 5d 4f < 6p.

Luați în considerare configurațiile electronice ale atomilor unor elemente din perioada a patra (Fig. 6.1).



Orez. 6.1. Distribuția electronilor pe orbitalii unor elemente din perioada a patra

Trebuie remarcat faptul că există câteva caracteristici în structura electronica atomi de elemente din perioada a patra: pentru atomii Cr și C u cu 4 s-shell nu conține doi electroni, ci unul, adică există "eșec" extern s -electron la precedentul d-shell.

Formule electronice de 24 de atomi de Cr și 29 de Cu poate fi reprezentat astfel:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .

Motivul fizic al „încălcării” ordinii de umplere este legat de puterea diferită de pătrundere a electronilor în straturile interioare, precum și de stabilitatea deosebită a configurațiilor electronice d 5 și d 10 , f 7 și f 14 .

Toate elementele sunt împărțite în patru tipuri

:

1. La atomi s-elemente umplut cu s - învelișurile stratului exterior ns . Acestea sunt primele două elemente ale fiecărei perioade.

2. La atomi p-elemente electronii umplu învelișurile p ale nivelului exterior np . Acestea includ ultimele 6 elemente ale fiecărei perioade (cu excepția primei și a șaptea).

3. Fă d-elemente umplut cu electroni d - subnivelul celui de-al doilea nivel exterior ( n-1)d . Acestea sunt elemente de decenii intercalate de perioade mari situate între elementele s și p.

4. Fă elemente f umplut cu electroni f - subnivelul celui de-al treilea nivel exterior ( n-2)f . Acestea sunt lantanidele și actinidele.

Modificări ale proprietăților acido-bazice ale compușilor elementelor pe grupe și perioade ale sistemului periodic
(schema Kossel)

Pentru a explica natura modificării proprietăților acido-bazice ale compușilor elementelor, Kossel (Germania, 1923) a propus utilizarea unei scheme simple bazate pe presupunerea că o legătură pur ionică există în molecule și că interacțiunea Coulomb are loc între ioni. Schema Kossel descrie proprietățile acido-bazice ale compușilor care conțin legături E–H și E–O–H, în funcție de sarcina nucleului și de raza elementului care le formează.

Schema Kossel pentru doi hidroxizi metalici (pentru moleculele LiOH și KOH ) este prezentată în fig. 6.2. După cum se poate observa din schema prezentată, raza ionică Li + mai mică decât raza ionică K+ și OH - grupul este mai puternic legat de ionul de litiu decât de ionul de potasiu. Ca rezultat, KOH va fi mai ușor de disociat în soluție și proprietățile de bază ale hidroxidului de potasiu vor fi mai pronunțate.



Orez. 6.2. Schema Kossel pentru moleculele LiOH și KOH

În mod similar, se poate analiza schema Kossel pentru două baze CuOH și Cu(OH)2 . Deoarece raza ionului Cu 2+ mai mică, iar sarcina este mai mare decât cea a unui ion Cu + OH - - grupul va fi mai puternic pentru a reține ionul Cu 2+ .
Ca urmare, baza Cu(OH)2 va fi mai slab decât CuOH.

Prin urmare, puterea bazei crește pe măsură ce raza cationului crește și sarcina sa pozitivă scade .

Schema lui Kossel pentru cei doi acizi anoxici HCl și HI prezentată în fig. 6.3.



Orez. 6.3. Schema Kossel pentru moleculele de HCl și HI

Deoarece raza ionului clorură este mai mică decât cea a ionului iodură, ionul H + legat mai puternic de anionul din molecula de acid clorhidric, care va fi mai slab decât acidul iodhidric. Astfel, puterea acizilor anoxici crește odată cu creșterea razei ionilor negativi.

Puterea acizilor care conțin oxigen se modifică în sens invers. Crește odată cu scăderea razei ionilor și cu creșterea sarcinii sale pozitive. Pe fig. 6.4 prezintă schema Kossel pentru doi acizi HClO și HClO 4 .



Orez. 6.4. Schema Kossel pentru HClO și HClO4

Ion С1 7+ este puternic legat de ionul de oxigen, astfel încât protonul va fi despărțit mai ușor în molecula de HClO 4 . În același timp, legătura ionului C1+ cu O ion 2- mai puțin puternic, iar în molecula de HClO protonul va fi reținut mai puternic de anionul O 2-. Ca rezultat, HCIO4 este un acid mai puternic decât HCIO.

Prin urmare, o creștere a stării de oxidare a unui element și o scădere a razei ionului elementului sporesc natura acidă a substanței. Dimpotrivă, o scădere a gradului de oxidare și o creștere a razei ionului sporesc proprietățile de bază ale substanțelor.

Exemple de rezolvare a problemelor

Compuneți formule electronice ale atomului și ionilor de zirconiu O2–, Al3+, Zn2+ . Determinați ce tip de elemente aparțin atomii Zr, O, Zn, Al.

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 ,

O 2– 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 ,

Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zr - element d, O - element p, Zn - element d, Al - element p.

Aranjați atomii elementelor în ordinea creșterii energiei de ionizare: K, Mg, Be, Ca. Justificați răspunsul.

Soluţie. Energie de ionizare este energia necesară pentru a desprinde un electron dintr-un atom în starea fundamentală. În perioada de la stânga la dreapta, energia de ionizare crește odată cu creșterea sarcinii nucleare, în principalele subgrupe de sus în jos scade, pe măsură ce distanța de la electron la nucleu crește.

Astfel, valoarea energiei de ionizare a atomilor acestor elemente creste in seria K, Ca, Mg, Be.

Aranjați atomii și ionii în ordinea crescătoare a razelor lor: Ca 2+ , Ar, Cl – , K + , S 2– . Justificați răspunsul.

Soluţie. Pentru ionii care conțin același număr de electroni (ioni izoelectronici), raza ionului va crește cu o scădere a sarcinii pozitive și o creștere a sarcinii sale negative. Prin urmare, raza crește în seria Ca 2+ , K + , Ar, Cl – , S 2– .

Determinați cum se modifică razele ionilor și atomilor în seria Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + și Na, Mg, Al, Si, P, S.

Soluţie. În seria Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + raza ionilor crește, deoarece numărul de straturi de electroni crește în ionii de același semn cu o structură electronică similară.

În seria Na, Mg, Al, Si, P, S, raza atomilor scade, deoarece cu același număr de straturi de electroni în atomi, sarcina nucleului crește și, prin urmare, atracția electronilor de către nucleu. .

Comparați puterea acizilor H 2 SO 3 și H 2 SeO 3 și a bazelor Fe (OH) 2 și Fe (OH) 3.

Soluţie. Conform schemei Kossel H2SO3 acid mai puternic decât H 2 SeO 3 , deoarece raza ionului Se4+ mai mare decât raza ionului S 4+, prin urmare, legătura S 4+ - O 2– este mai puternică decât legătura Se 4+ - O2-.

Conform schemei Kossel, Fe(OH)

2 bază mai puternică, deoarece raza ionului Fe 2+ mai mult decât ionul Fe 3+ . În plus, sarcina ionului Fe 3+ mai mult decât ionul Fe 2+ . Ca urmare, legătura Fe 3+ – O 2– este mai puternic decât Fe 2+ - O 2- și ion OH - despărțit ușor în moleculă Fe(OH)2.

Sarcini pentru soluție independentă

6.1.Compuneți formule electronice ale elementelor cu o sarcină nucleară de +19, +47, +33 și în stare fundamentală. Specificați ce tip de elemente aparțin. Ce stări de oxidare sunt tipice pentru un element cu o sarcină nucleară de +33?




6.2.Compuneți formula electronică a ionului Cl – .