В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 54

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 

СО +2 і +4.

г)         У періодах зліва направо, а в підгрупах зверху вниз зменшується
стійкість
вищого ступеня окиснення.Таким чином, для р-елементів характерні такі ступені окиснення (табл. 22.3).

Таблиця 22.3

Характерні ступені окиснення р-елементів

 

Групи

ША

ІУА

УА

УІА

УІІА

УІІІА

+3

+4

+5

+6

+7

+6 (Xe і Rn)

+1 (Tl)

+2

+3

+4

+5

+4

 

- 4

- 3

-2

+3

+2

 

 

 

 

+1

 

 

 

 

 

-1

 

Відповідно до теорії валентних зв'язків максимальна ковалентність елементів ІІ періоду дорівнює чотирьом, тобто числу атомних орбіталей у валентній оболонці: одна 2s і три 2р. Для елементів ІІІ періоду максимальна ковалентність дорівнює шести. У її утворенні беруть участь одна 3s-, три 3р-і дві 3^-орбіталі.

Контрольне питання. На підставі електронних формул атомів Нітрогену і Фосфору у нормальному і збудженому станах поясніть, чому існує пентахлорид фосфору РС15 і невідома сполука NCl5?

 

Властивості простих речовин. Всі р-елементи (окрім інертних газів) здатні утворювати двоатомні молекули типу R2. Найбільш стійкі із них N2, O2, CI2, F2. У періодах при переході від IIIA групи до VA групи стійкість молекул R2 зростає, а потім, при подальшому переміщенні по періоду, зменшується. У підгрупах зверху вниз міцність двохатомних молекул, як правило, зменшується.

Фізичні властивості простих речовин, утворених р-елементами, дуже різноманітні. Більшість з них є неметалами. До металів відносяться: Al, Ga, In, Sn, Pb, Bi, Po. За звичайних умов N2, O2, CI2, F2 і елементи VIIIA групи -гази, Вг2 - рідина, а решта - тверді речовини.

У підгрупах IIIA, IVA і VA температура плавлення простих речовин змінюється   немонотонно.   У   решті   підгруп   температура плавленнпідвищується зверху вниз із збільшенням розмірів атомів, що обумовлене посиленням міжмолекулярної взаємодії в кристалах. Найбільш високі температури плавлення мають тверді неметали з ковалентним зв'язком: бор, вуглець, кремній.

Коротка характеристика сполук. р-Елементи утворюють численні сполуки між собою, а також з елементами інших сімейств. Розглянемо їх сполуки з Гідрогеном і Оксигеном.

Всі р-елементи за винятком інертних газів утворюють сполуки з Гідрогеном, наприклад: HCl, H2S, NH3, СН4. Гідриди елементів III групи легко полімеризуються, утворюючи полімери (ІШ3)И, де ступінь полімеризації п змінюється в широких межах (так, у бороводнях (ВН3)И, n може змінюватися від 2 до 20). Ступінь окиснення р-елементів у водневих сполуках може бути як позитивною (у металів), так і негативною (у неметалів). Багато гідридів є сильними відновниками.

Водневі сполуки р-елементів можна розділити на наступні три групи.

а)   Сполуки неметалів, що розчиняються у воді без гідролітичного
розкладення:
HF, HCl, HBr, HI, HAt, H2S, H2Se, Н2Те, Н2Ро, NH3.

При розчиненні цих сполук у воді утворюються кислоти або основи, наприклад

HCl + H2O ® H3O+ + Cl-

 

NH3 + H2O +± NH4OH +± NH4+ + OH"

 

б)   Гідриди, що розкладаються водою: гідриди металів, гідриди бору
(борани), кремнію (силани), германію (германи) та інші. При взаємодії цих
гідридів з водою вони розкладаються з виділенням вільного водню,
наприклад

B2H6 + 6H2O = 2H3BO3 + 6H2T

 

SnH4 + 3H2O = H2SnO3 + 4H2T

 

в)   Сполуки, що не взаємодіють з водою - вуглеводні і гідриди

фосфору: PH3, P2H4, P12H6.р-Елементи утворюють безліч різноманітних оксидів. З них СО, КО і К2О - несолетворні (байдужі), а решта - солетворні. Основні властивості мають оксиди талія (Tl2O і Tl2O3), а оксиди решти елементів - кислотні або амфотерні. У періодах зліва направо і в підгрупах знизу угору посилюються кислотні і слабшають основні властивості оксидів (табл. 22.4).

Таблиця 22.4

Вищі оксиди р-елементів і їх кислотно-основні властивості (КОВ)

 

Періоди

Підгрупи

 

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

II

B2O3

j

N2O5

-

-

-

III

"AT2O3 ~

"j SiO2

P2O5

SO3

 

-

IV

Ga2O3

GeO2

1 AS2O5

SeO3

-

-

V

ІП2О3

SnO2

; sb2Os

TeO3

I2O7

XeO4

VI

Tl2O3 "j

PbO2

1 -

 

 

RnO4

КОВ:       основні 1 амфотерні 1 кислотні

 

У оксидів і гідроксидів із зростанням ступеня окиснення елементу

+6

посилюються кислотні властивості. Наприклад, кислотні властивості S O3

+4                                                         +5 +3

сильніше, ніж у SO2, кислотні властивості HNO3 сильніше, ніж у HNO2і так далі.


Таблиця 22.5Приклад 22.4. Дайте порівняльну характеристику Стибія і Телура: а) напишіть їх короткі електронні формули і покажіть розподіл валентних електронів за орбіталями в нормальному і збудженому станах; б) вкажіть можливі ступені окиснення; в) зіставте ra, Еі і ЕН цих елементів, зробіть висновки щодо властивостей утворюваних ними простих речовин.

Розв'язання. Оскільки ці елементи знаходяться в головних підгрупах V і VI груп, вони відносяться до p-сімейства. Короткі електронні формули атомів в незбудженому стані: Sb - 5s25p3; Те - 5s25p4. У графічній формі
Атоми Стибію у нормальному стані мають три неспарені електрони, а атоми Телуру - два. У зовнішньому шарі цих елементів є вакантні d-орбіталі, тому можливе розпаровування електронних пар і перехід атома у збуджений стан. У Sb може бути тільки один збуджений стан:

 

 

Sb*а у Телура - два:

 

 

 

1II

_

 

Te** -

 

III

5d

 

1

5p

 

5sУ збудженому стані в атомі Стибію є п'ять неспарених електронів, а в атомі Телуру - чотири або шість.

Отже, Стибій як елемент непарної групи і Телур як елемент парної групи можуть проявляти такі ступені окиснення

Sb: +5, +3, +1 (мало характерна), -3 Те: +6, +4, +2 (мало характерна), -2Оскільки Телур в періоді розташований правіше за Стибій, атомний радіус Те менший, ніж у Sb, а енергія іонізації і електронегативність - більші. Тому, хоча обидва елементи проявляють переважно неметалічні властивості, у Телуру вони виражені сильніше, ніж у Стибію. Отже, у Телуру сильніше виражені окисні і слабкіше відновні властивості.

Сурма і телур є твердими речовинами, неметалами.

Приклад 22.5. Напишіть короткі електронні формули Стануму і Брому в нормальному і збудженому станах, вкажіть їх можливі ступені окиснення і охарактеризуйте водневі і кисневі сполуки цих елементів.

Розв язання. Оскільки Станум і Бром знаходяться в головних підгрупах IV і VII груп, то вони є р-елементами. Їх короткі електронні формули у нормальному стані Sn - 5s25p2; Br - 4s24p5 або в графічній формі

 

 

4

4

 

Sn -

4*

5p

5s


Br


 

 

4*

4*4

4p

4sУ атома Sn є вільна орбіталь на підрівні 5р. Тому можливий перехід одного електрона з 5s на 5р і електронна формула атома у збудженому станіSn*


 

 

4_

4_

4

4

5p

5s

5s!5p3

 

Отже, у нормальному стані атома Sn два неспарених електрона, а в збудженому - чотири.

У Брому в зовнішньому шарі є вільні 4^-орбіталі, на які можливий перехід електронів при збудженні з підрівнів 4р і 4s. З огляду на те, що у Вг три електронні пари, можливі три збуджені стани: Br* - 4s24p44d1, Br** -4s24p34d2 і Br*** - 4s14p34d3. У графічній формі:
Таким чином, у нормальному стані в атомі Вг один неспарений електрон, а в збуджених станах може бути три, п'ять і сім.

У Sn як металу парної групи і у Вг як неметалу непарної групи можливі такі характерні ступені окиснення

Sn: +4, +2;

 

Br: +7, +5, +3, +1, -1

З воднем олово утворює малостійкий газоподібний гідрид SnH4, в якому зв'язки між атомами Стануму і Гідрогену ковалентні.

Бромоводень НВг - газоподібна речовина, розчинна у воді. Його водний розчин є сильною бромоводневою кислотою.

+2

Для Sn характерні два оксиди - SnO і SnO2. Обидва амфотерні, але у SnO2 кислотні властивості виражені сильніше, ніж у SnO, оскільки в першому оксиді ступінь окиснення Sn вищий. Формули амфотерних гідроксидів Sn можна записати як у вигляді основ, так і кислот:

Sn

Sn(OH)2 або H2SnO2 (олов'яниста кислота)

 

Sn+4 - Sn(OH)4 або H2SnO3 (олов'яна кислота)

Амфотерність оксидів і гідроксидів Стануму можна підтвердити рівняннями реакцій їх взаємодій з кислотами і лугами, наприклад:

 

SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O

SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2O станіт натрію

 

Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O

Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

гідроксостаніт натріюSnO2 + 4HCl = SnCl4 + 2H2O

SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 + H2O станат натрію

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