В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 53

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 

Оксиди елементів IIA підгрупи утворюються при згорянні цих металів в кисні. Зменшення енергії Гіббса в реакціях утворення оксидів s-елементів дуже значне (табл. 22.1), що свідчить про їх стійкість.

Таблиця 22.1 Енергії Гіббса утворення оксидів s-елементів

 

Оксиди

AGo, кДж моль

Оксиди

AGo, кДж моль

н2°(р)

-237,3

BeO

-582,0

ьі2о

-562,1

MgO

-569,6

 

-376,1

CaO

-603,6

K2O

-323,1

SrO

-573,5

Rb2O

-292,9

BaO

-525,4

Cs2O

-274,5

 

 

 

Оксид і гідроксид берилію амфотерні, а оксиди і гідроксиди решти s-металів мають яскраво виражені основні властивості. Тому оксид берилію може взаємодіяти і з кислотами, і з основами (або з кислотними і основними оксидами)

BeO + H2SO4 = BeSO4 + Н2О

BeO + 2NaOH + Н2О = Na2[Be(OH)4].

Оксиди решти s-металів взаємодіють з кислотами або з кислотними оксидами, наприклад

CaO + CO2 = CaCO3

 

Ш2О + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О .Оксиди s-металів безпосередньо реагують з водою, утворюючи гідроксиди

Me^ + Н2О = 2MeOH

 

MeO + Н2О = Me(OH)2 .

Гідроксид берилію можна отримати за реакцією обміну його розчинних солей з розчинами лугів за скороченим іонним рівнянням

Be2+ + 2OH- = Be(OH)2 .

При розчиненні Ве(ОН)2 у лугах утворюються гідроксоберилати Be(OH)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-,

а при сплавленні ВеО або Ве(ОН)2, наприклад, з NaOH утворюється берилат Na2BeO2. Такий же берилат утворюється при зневодненні Na2[Be(OH)4] (аналогічно поводяться і інші амфотерні оксиди і гідроксиди).

Гідроксиди лужних і лужноземельних елементів добре розчинні у воді і їх розчини є лугами. Розчинність гідроксидів і лужні властивості їх розчинів посилюються в підгрупах зверху вниз (табл. 22.2).

Таблиця 22.2

Розчинність гідроксидів s-елементів у воді при 18°С

 

Гідроксид

Розчинність в г на 100 г Н2О

Гідроксид

Розчинність в г на 100 г Н2О

LiOH

12,04

Be(OH)2

210-4

NaOH

116,4

Mg(OH)2

110-3

KOH

142,9

Ca(OH)2

0,17

RbOH

180 (при 15°С)

Sr(OH)2

0,77

CsOH

387 (при 15°С)

Ba(OH)2

3,70

Про напрям посилення основних властивостей гідроксидів можна також судити, наприклад, за значеннями AG реакції

BaCОз

-128,0

Mе(0H)2(к) + СО2(г) = МеСО3(к) + Н2О(р)

 

BеCОз       МgCОз        CaCОз SrCОз

кДж

25,1       -38,1      -74,9 -110,0

моль

ag298 ,Із гідроксидів s-елементів найбільше практичне застосування знаходять NaOH - каустична сода і Са^ЦЬ - гашене вапно.

Нітрати, сульфати і карбонати лужних металів, окрім Li2CO3, добре розчинні у воді. Нітрати лужноземельних елементів також добре розчинні у

2+ 2+

воді, а сульфати і карбонати - малорозчинні. Катіони Са                                    і Mg , що

містяться в природній воді найчастіше у вигляді хлоридів,                                сульфатів і
гідрокарбонатів, надають їй
жорсткість.

Приклад 22.2. Дайте коротку характеристику Барію і його сполук з Гідрогеном і Оксигеном.

Розв язання. Оскільки Барій в таблиці Менделєєва розташовується у IIA підгрупі, він відноситься до s-сімейства. Коротка електронна формула його атомів 6s у нормальному стані і 6s - у збудженому. Він відноситься до лужноземельних елементів, в сполуках проявляє постійний ступінь окиснення +2. Барій - легкий і легкоплавкий, хімічно активний метал. З воднем утворює гідрид ВаЩ При взаємодії гідриду барію з водою виділяється водень і утворюється гідроксид барію

Ва^ + 2Н2О = Ba(OH)2 + 2H2T Металевий барій розчиняється у воді і в кислотах з виділенням водню

Ba + 2Н2О = Ba(OH)2 + H2T

 

Ba + 2НО = BaCl2 + H2T

З киснем барій реагує безпосередньо, утворюючи оксид ВаО або пероксид ВаО2. Оксид барію ВаО має основні властивості, а ВаО2 є сіллю пероксиду гідрогену Н^2.

Оксид барію енергійно взаємодіє з водою, утворюючи гідроксид

BaO + Н2О = Ba(OH)2

Гідроксид барію добре розчиняється у воді. Отриманий розчин (баритова вода) має сильні лужні властивості. Оскільки Барій в підгрупі II розташовується нижче за Кальцій, лужні властивості Ва^ЦЬ виражені сильніше, ніж у Са^ІЇЬ.

Оксид і гідроксид барію можуть взаємодіяти з кислотами і кислотними оксидами, наприкладBaO + H2SO4 = BaSO4 + Н2О Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2Н2О Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + Н2О

 

Приклад 22.3. Дайте порівняльну характеристику Натрію і Цезію.

Розв язання. Оскільки Na і Os розташовані в підгрупі IA періодичної системи елементів, вони відносяться до s-сімейства. Короткі електронні формули цих елементів: 3s1(Na) і 6s1(Cs). У своїх сполуках вони мають постійний ступінь окиснення +1.

Це лужні метали, м'які, легкі і легкоплавкі. Мають високу хімічну активність; безпосередньо реагують з воднем, утворюючи гідриди NaH і CsH. З киснем утворюють оксиди Na2O і Cs2O, а також пероксиди Na2O2 і Cs2O2. Енергійно розкладають воду з виділенням водню

2Me + 2Н2О = 2MeOH + H2T

 

Розчиняються в кислотах:

zMe + HzA = MezA + (z/2)H2T

де z - основність кислоти.

Оскільки Цезій в підгрупі розташований нижче за Натрій, можна зробити висновок, що атомний радіус Cs більший, а енергія іонізації менша, ніж у атома Na. Хімічна активність і металеві властивості цезію виражені сильніше, ніж у натрію.

Оксиди Na2O, Cs2O і гідроксиди NaOH, CsОH мають яскраво виражені основні властивості, причому ці властивості посилюються при переході від Na до Cs. Розчини NaOH і CsОH - сильні луги. Розчинність у воді CsOH вище, ніж у NaOH. Оксиди і гідроксиди Na і Cs енергійно реагують з кислотами і кислотними оксидами:

N2O + 2HCl = 2NaCl + Н2О 2CsОH + H2SO4 = Cs2SO4 + 2Н2О

 

6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3Н2О22.3. р-Елементи і їх сполуки

Властивості елементів. У р-елементів валентними є електрони і орбіталі зовнішніх ns і пр підрівнів. Загальне число валентних електронів у цих елементів завжди дорівнює номеру групи.

Відповідно до правила Клечковського, валентні оболонки атомів р-елементів заповнюються електронами в періодах в такій послідовності

 

Групи

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

Електронна конфігурація валентної оболонки

ns^np1

ns^np2

ns^np3

ns^np4

ns2np5

ns^np6

Деякі властивості р-елементів як в періодах, так і в підгрупах змінюються нерівномірно (вторинна періодичність), що пов'язано з особливостями будови електронних рівнів і підрівнів. Підвищеною стійкістю відрізняються повністю заповнені підрівні s2 і р6, а також р-підрівні, заповнені наполовину (р3). З цієї причини у елементів підгруп IIA і VA енергія іонізації вища, а енергія спорідненості значно нижча, ніж у їх сусідів зліва і справа по періоду. Зважаючи на стійкість конфігурації ns2 у елементів підгрупи IIIA спостерігається тенденція віддавати електрон з підрівня np1 і проявляти у сполуках ступінь окиснення +1, що найбільш характерно для Талія і Індія.

На властивості елементів і їх сполук істотний вплив мають як поява нових підрівнів на тому ж рівні, так і заповнення внутрішніх підрівнів (n-1)d і (n-2)f. Елементи другого періоду, що містять тільки підрівні 2s і 2р, помітно відрізняються за своїми властивостями від аналогів, що розташовані нижче. Поява вільного від електронів підрівня 3d у елементів III-го періоду, на який можуть переходити при збудженні електрони з підрівнів 3s і 3р, є причиною того, що Фосфор, Сульфур і Хлор можуть проявляти значно більшу ковалентність у сполуках, ніж Нітроген, Оксиген і Флуор.

У р-елементів IV-VI періодів з'являються повністю заповнені підрівні (n-1)d10, а в VI періоді і (n-2)f4, що також впливає на їх властивості і обумовлює відмінність елементів цих періодів від їх аналогів у II і III періодах.

Радіуси атомів в підгрупах зверху вниз, як правило, збільшуються. Проте при переході від III періоду до IV унаслідок появи заповненого 3d-підрівня, а при переході від V періоду до VI внаслідок появи заповнених 5d- і4/-підрівней атомні радіуси зростають значно менше, чим при переході від II до III періоду. З цієї ж причини перші енергії іонізації атомів р-елементів різко знижуються при переході по підгрупі від II до III періоду, а при подальшому переході від III до VI періоду змінюються не так значно.

Оскільки в періодах зліва направо енергія іонізації Еі в цілому зростає, то металеві властивості елементів слабшають, а неметалічні посилюються. У підгрупах зверху вниз величина Еі у переважної більшості р-елементів зменшується, а тому посилюються їх металеві властивості. Отже, в періодах зліва направо, а в підгрупах від низу до верху посилюються окисні і слабшають відновні властивості елементів.

Здавна була помічена і така особливість. У підгрупах найбільшу схожість між собою проявляють з одного боку елементи парних періодів, а з іншого - непарних, тоді як між сусідніми елементами парних і непарних періодів спостерігається помітніша відмінність у властивостях. Наприклад, в підгрупі Фосфор і Сурма (елементи III і V періодів) схожі між собою і помітно відрізняються від Арсену і Бісмуту (елементів IV і VI періодів), які також більш схожі між собою. Те ж можна сказати про властивості S і Те, О і Se, F і Br, Cl і I, відповідно розташованих в однакових за парністю періодах.

При визначенні ступенів окиснення р-елементів можна керуватися наступними правилами.

а)  Вищий ступінь окиснення (ВСО) позитивний і дорівнює номеру
групи, за винятком Оксигену (ВСО = +2), Флуору (у сполуках як найбільш
електронегативний елемент має тільки негативний ступінь окиснення -1) і
Криптону (ВСО = +4). Для Гелію, Неону і Аргону сполуки невідомі.

б)  Нижчий ступінь окиснення (НСО) неметалічних р-елементів IV-VIII
груп негативний і дорівнює
(Игр - 8), де Игр номер групи. У елементів IIIА
підгрупи можливий НСО
= +1 (найбільш характерний для Талія), хоча В і А1
проявляють у сполуках практично постійний ступінь окиснення
СО = +3.

в)  Елементи парних груп мають переважно парні ступені окиснення, а
непарних груп
- непарні. Важливим виключенням є Нітроген, для якого відомі

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