В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 12

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

 

 

Приклад 6.1. Визначить положення в періодичній системі елементів,

1           2 2

атоми яких мають наступні скорочені електронні формули: а) 6s ; б) 5s 5p ; в)

4s23d3; г) 6s25d14f1.Розв язання. Користуючись співвідношеннями, наведеними в табл.6.1, визначаємо: а) 6s1 - s-елемент (із вигляду скороченої електронної формули) VI періоду (оскільки пзовн = 6, як видно з електронної формули), I групи (оскільки на валентних орбіталях один електрон, x=1), головної підгрупи ІА (як елемент s-сімейства/ це 55Са;

б)  5s25p2 - p-елемент V періоду (пзовн = 5), IV групи (x + y = 2 + 2 = 4),
головної підгрупи IV А (як
p-елемент), це 50Sn;

в)  4s23d - d-елемент IV періоду (пзовн = 4), V групи (загальна кількість
валентних електронів
x + u = 2 + 3 = 5), побічної підгрупи VF (як d-елемент),
це
23V;

г)  6s25d4/ - /-елемент VI періоду (пзовн = 6), підгрупи IIIF (як /-елемент),
перший (один електрон на /-підрівні) елемент ряду лантаноїдів
- 58Се.

F групах періодичної системи об'єднані елементи з однаковою загальною кількістю валентних електронів. Елементи однієї і тієї ж підгрупи проявляють ще глибшу в порівнянні з групою схожість хімічних властивостей, оскільки вони мають не тільки однакове число, але і однаковий тип валентних орбіталей і, тим самим, являються електронними аналогами. Розрізняють повні (подібна електронна будова у всіх ступенях окиснення) і неповні (подібна електронна структура лише при деяких, а не у всіх ступенях окиснення) електронні аналоги.

Приклад 6.2. Вкажіть повні і неповні електронні аналоги серед елементів VI групи і поясніть їх розподіл по підгрупах.

Розв язання. Розмістимо елементи VI групи як у таблиці Д.І. Менделєєва і запишемо їх електронні формулиО


(He) 2s22p4(Ar) 3d54s1 (Kr) 4d55s1


 

Cr Mo


S


 

Se Te


(Ne) 3s23p4 (Ar) 3d104s24p4

 

(Kr) 4d105s25p4(Xe) 4f45d46s2    w   Po       (Xe) 4/45d106sV

 

 

 

Загальне число валентних електронів в атомах кожного з даних елементів дорівнює шести (2+4 або 1+5), що і пояснює їх об'єднання в VI групі періодичної системи. З електронних формул видно, що всі ці елементи слід розбити на три групи повних електронних аналогів: а) типові елементималих періодів O - S із загальною формулою (IN) ns^np4, де (IN) - символ електронних оболонок інертних газів, що завершують попередній період; б) інші елементи головної підгрупи Se-Te-Po, (IN) (n-1)dl0ns2np4; в) елементи побічної підгрупи Cr-Mo-W, (IN) (n-X)dtns2 або при «провалі електрона»: (IN) (n-1)d5ns\ У Полонію і Вольфраму на відміну від решти елементів з'являється внутрішній завершений (n-2)/14 підрівень, але він розташовується більш глибоко і тому не порушує загальний характер подібності валентних оболонок. Атоми елементів в кожній з трьох виділених груп мають подібну структуру зовнішніх валентних орбіталей у всіх можливих ступенях окиснення від нижчої НСО до вищої ВСО.

У групах а) і б) аналогів: O, S, Se, Te і Po структури валентних оболонок подібні у всіх ступенях окиснення, окрім вищої. В останньому випадку після видалення всіх шести валентних електронів у О і S залишається стійкий електронний остов благородного газу, а у Se, Te і Ро такий остов доповнений повністю заповненим (n-1)d10 (а у Ро також (n-2)/14) підрівнем. З іншого боку, електронна структура валентних орбіталей атомів Cr, Мо і W відрізняється від структури типових елементів О і S у всіх ступенях окиснення, але подібна для ВСО (остов благородного газу). На цій підставі O, S, Se, Te і Po об'єднують в одну, головну підгрупу VIA, а Cr, Мо і W - в іншу, побічну підгрупу VIF.

На приведеній вище схемі суцільні лінії зв'язують повні електронні аналоги, пунктирна - неповні аналоги в одній підгрупі (що розрізняються тільки у ВСО), точки - неповні аналоги в різних підгрупах, подібні тільки у

ВСО.

 

Контрольні питання. Чи є у періодичній системі головні підгрупи, що об'єднують тільки повні електронні аналоги? Вкажіть їх. Пояснить різку відмінність властивостей металу Cr і неметалу S, об'єднаних в одну і ту ж VI групу, і, з іншого боку, хімічну схожість сірчаної Н^О4 і хромової Н2СгО4 кислот, сульфату натрію Na2SO4-10H2O і хромату натрію Na2CrO4-10H2O.

Не менше значення, ніж періодична повторюваність конфігурацій валентних орбіталей, і отже, властивостей елементів і їх сполук, має закономірний характер зміни властивостей при русі за періодами, групами, підгрупами і навіть за діагоналями таблиці Д.І. Менделєєва. Ці закономірності - краща основа для розуміння, систематизації і навіть прогнозу властивостей неосяжного світу хімічних речовин.

Валентність і ступінь окиснення (СО) елементу - одна з найважливіших хімічних властивостей. Запам'ятайте, що постійну (позитивну) ступінь окиснення в сполуках, що дорівнює номеру групи,проявляють наступні елементи: s-елементи підгрупи IA (лужні) і IIA ( зокрема, лужно-земельні Са, Sr, Ва), p-елементи В і Al (IIIA), d-елементи підгруп ПВ і ПЮ (окрім Hg), що стоять на самому початку і кінці ряду з 10 d-елементів в кожному періоді. Постійну негативну СО = -1 проявляє в сполуках найбільш електронегативний зі всіх елементів - Флуор. Решта всіх елементів проявляє змінний ступінь окиснення.

Вищий ступінь окиснення (ВСО) елементів позитивний і співпадає з номером групи, що дорівнює загальній кількості валентних електронів. Виключення: He, Ne (для них до нашого часу не виявлені хімічні сполуки) O, F, d-елементи у тріадах підгрупи VIIIF (тут ВСО досягає номера групи +8 тільки у Os і Ru) і в підгрупі Купруму Ю (тут ВСО = +3, тобто більше, ніж номер групи).

Нижчий ступінь окиснення (НСО) в сполуках p-елементів IV-VII груп негативний і дорівнює ЛЛгр - 8 (поясніть, чому, якщо взяти до уваги особливу стійкість октетної електронної конфігурації ns^np6 і схильність атомів неметалів притягувати до себе «чужі» електрони).

НСО d-елементів визначається кількістю електронів на зовнішньому підрівні ns і в більшості випадків дорівнює +2. (Тривіальний випадок нульового ступеня окиснення елементу у простій речовині тут не враховується - мається на увазі НСО елементу в його сполуках).

Контрольні питання. Чи можуть метали проявляти негативні СО? Чому у елементів підгрупи Ю, для яких характерний «провал» електрону, НСО дорівнює +1?

Зверніть увагу, що (не враховуючи виключень) при русі уздовж горизонтальних рядів таблиці Д.І. Менделєєва зліва направо різниця ВСО і НСО і кількість можливих проміжних СО зростають.

Приклад 6.3. Вкажіть нижчий і вищий ступені окиснення наступних елементів: Na, Cl, Mn і наведіть приклади відповідних сполук.

Розв'язання. а) Na - елемент підгрупи IA (лужний метал) і як такий має постійний ступінь окиснення, що дорівнює номеру групи: НСО = ВСО = +1. Приклади сполук: Na2O, NaOH, Na2SO4; б) Cl - p-елемент підгрупи VIIA, активний неметал. НСО = ЛЛгр - 8 = 7 - 8 = -1. ВСО = ЛЛгр = +7. Приклади

сполук Cl у НСО: HCl, CaCl2. Приклади сполук Cl у ВСО: Cl2O7, HClO4,

NaClO4; в) Mn - d-елемент підгрупи VIffi і тому НСО = +2, а ВСО = +7. MnO, Mn(OH)2, MnCl2 (СО = +2); Mn2O7, НMnO4, KMnO4 (СО = +7).

На фундаментальному рівні всяке хімічне перетворення зводиться до перерозподілу електронної густини між атомами частинок, що взаємодіють.Тому хімічні властивості елементів залежать, в першу чергу, від того, наскільки легко або важко їх атоми віддають «свої» або притягують «чужі» електрони. За цією ознакою елементи ділять перш за все на метали (їх атоми легко віддають валентні електрони і виявляють відновні властивості) і неметали (їх атоми достатньо легко приєднують до своєї валентної оболонки електрони інших атомів і виявляють окисні властивості).

Кількісною мірою цих властивостей (металевих або неметалевих, окисно-відновних) атомів є енергія іонізації Е„ енергія спорідненості Есп і електронегативність ЕН. Чим менше Еі, тим сильніше виражені металеві властивості. Чим більше Есп, тим сильніше виражені неметалеві властивості. Чим вище ЕН, тим слабкіше металеві і сильніше неметалеві властивості елементу.

Як і будь-яка енергетична величина, Еі і Есп можуть бути виражені в розрахунку або на одну частинку, що зручніше в атомній фізиці, або на один моль речовини, що більш звичне в хімії. У першому випадку одиницею вимірювання найчастіше є електрон-вольт (еВ), що дорівнює енергії, якої набуває електрон при проходженні різниці потенціалів AU = 1B:

1еВ = qe-AU = 1,610-19 Кл-1В = 1,610-19 Дж

При розрахунку енергії на один моль речовини одному електрон-вольту відповідає

(1еВ)-ЛА = (1,6-10-19 Дж)-(6,02-1023 моль-1) = 96500 Дж/моль = 96,5 кДж/моль

що чисельно співпадає з числом Фарадея F - зарядом одного моля електрики (одного моля елементарних електричних зарядів).

Електронегативність може бути виражена у тих самих енергетичних одиницях. Наприклад, за Маллікеном ЕН = (Еі + Есп)/2. Проте в хімії частіше користуються відносними шкалами ЕН. Наприклад, в поширеній шкалі Л. Полінга приймається, що у Літію ЕН =1, а у Флуору ЕН = 4, так що в другому періоді ЕН збільшується на 0,5 при переході до кожного подальшого елементу.

На величини Еі, Есп і ЕН найбільше впливають три чинники: а) заряд ядра zsl (дорівнює Лел); б) кількість електронів Лекр, що екранують ядро і тому знижують його ефективний заряд (тобто той, що діє реально) для даного валентного електрона; в) атомний радіус ra. За законом Кулона: Еі = qe-z^ra, де qe - електричний заряд електрона, z^ = (гя - Лекр) - ефективний заряд, що діє на даний електрон. Звідси випливає, що величина Еі тим більша, чим більший і чим менший ra. (Величини Есп і ЕН аналогічно залежать від цих чинників).Основний внесок у величину                                                 дають електрони внутрішніх

оболонок атома, а електрони зовнішньої оболонки порівняно слабо екранують один одного. Тому при переміщенні зліва направо уздовж періода величина зростає, оскільки збільшується із зростанням порядкового номера, а кількість електронів на внутрішніх шарах при цьому не змінюється, і величину V екр для оцінки можна прийняти сталою. Внаслідок цього і величина ra (дорівнює середній відстані валентних електронів від ядра) знижується в тому ж напрямі. Отже, величина Еі (і аналогічно Есп і ЕН) уздовж періода зростає зліва направо.

 

Контрольне питання. Як змінюється величина із зростанням порядкового номера елементу? Чому дорівнює в даному наближенні величина    для атомів лужних металів?

У головних підгрупах зверху вниз величина практично не змінюється ^я росте, але відповідно росте і Иекр за рахунок збільшення числа внутрішніх електронних оболонок, що ефективно екранують заряд ядра), а радіус атома ra збільшується. Отже, величини Еі, Есп і ЕН уздовж головних підгруп зверху вниз зменшуються.

Наочно і зручно для запам'ятовування можна представити характер

зміни різних властивостей за допомогою умовних картинок, що наводяться

нижче, - піктограм. Горизонтальні лінії позначають зміни уздовж періодів,

вертикальні - уздовж головних підгруп. Стрілки указують, в якому напрямі

дана величина зростає.

О <----------------------------------                      о ---------------------------------- ►

 

Атомний радіус ra

 

 

 

Контрольне питання. Поясніть, як і чому розрізняються енергії іонізації у таких пар елементів: а) He і Li; б) Li і Ве; в) Ве і В; г) В і С.

За характером зміни Еі, Есп і ЕН легко зрозуміти і зміни металевих і неметалевих властивостей в Періодичній системі. Поясніть і запам'ятайте наведену нижче піктограму

О <                                         

 

Металеві властивостіНеметалеві властивості посилюються в протилежних напрямах.

Більшість елементів Періодичної системи - метали. До них відносяться всі s-елементи (виключаючи Н і Не), всі d- і /-елементи, а також менша частина /-елементів (та, що лежить лівіше і нижче за діагональ, що йде від В до Аг). Відповідно до піктограми найбільш активний метал знаходиться внизу і зліва - це Fr.

До неметалів відносяться //-елементи V-VIII груп (виключаючи Bi і Sb), а також С, Si (IV А), В (ША) і s-елемент I періоду Н. Найбільш активний неметал знаходиться в правому верхньому кутку - F.

Як змінюються в Періодичній системі кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів елементів? Порівняйте структурні формули типових кисневмісної кислоти і основи:

 

оч  H                                               о----- н

/S \                                                Ba v

о      о н                                          хо н

У кожному гідроксиді є ланцюжок Е - О - Н. Залежно від того, в якому місці цього ланцюжка розривається зв'язок при дисоціації, розрізняють або кислоти (дисоціація з відщепленням іонів Н+):

Э:      О: Щ Н <-> (Э - О:)- + Н+ або основи (дисоціація з відщепленням гідроксид-іонів ОН-):

Э ^ :О                 <-> Э+ + (:О - Н) -

У амфотерних гідроксидів міцність обох зв'язків в ланцюжку Е - О - Н приблизно однакова і дисоціація можлива як за кислотним, так і за основним механізмом:

- О)- + Н+ +± Е - О - Н +± Е+ + - Н)-

Чим більш електронегативний центральний атом Е, чим вище заряд і менше радіус його іона, тим сильніше він зміщує до себе валентні електрони від атома Н уздовж ланцюжка Е - О - Н (напрям цих зсувів показано вище на схемах стрілками) і тим більш ймовірний кислотний характер дисоціації. Це приводить до наступної зміни кислотно-основних властивостей уздовж періодів і головних підгруп

-►о о<-

АКислотні властивості


Основні властивості
Після вивчення матеріалу цієї теми, ви повинні давати характеристику основних властивостей хімічного елементу і його сполук за положенням елементу в Періодичній системі.

Дотримуйтесь наступної схеми:

-       вкажіть період, групу, підгрупу, електронне сімейство, до яких відноситься елемент;

-       покажіть розподіл всіх електронів атома елементу за рівнями, напишіть коротку електронну формулу, вкажіть валентні електрони;

-       проаналізуйте величини Еі, Есп і ЕН елементу, зіставте їх з величинами для сусідніх елементів у періоді і підгрупі;

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах