Какие соединения проявляют основные свойства
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.
Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны
“вручную”, располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое “сходство”:
- B5 – 1s22s22p1
- Al13 – 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1,
индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.
Длина связи
Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а
HI – самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации –
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
31 июля 2014
Автор
КакПросто!
В зависимости от кислотно-основных свойств химических элементов, складываются и их возможные реакции. Причем эти свойства влияют не только на элемент, но и на его соединения.
Основные свойства проявляют металлы, их оксиды и гидроксиды. Кислотные свойства проявляются неметаллы, их соли, кислоты и ангидриды. Существуют также амфотерные элементы, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства. Цинк, алюминий и хром являются одними из представителей амфотерных элементов. Щелочные и щелочно-земельные металлы проявляют типичные основные свойства, а сера, хлор и азот кислотные.
Так, при реакции оксидов с водой, в зависимости от свойств основного элемента, получается либо основание или гидроксид, либо кислота.
Например:
SO3+H2O=H2SO4 – проявление кислотных свойств;
CaO+H2O=Ca(OH)2 – проявление основных свойств;
Таблица Менделеева может помочь в определении кислотно-основных свойств элементов. Если посмотреть на таблицу Менделеева, то можно увидеть такую закономерность, что по горизонтали слева-направо усиливаются неметаллические или кислотные свойства. Соответственно ближе к левому краю находятся металлы, по центру амфотерные элементы, а справа неметаллы. Если посмотреть на электроны и их притяжение к ядру, то заметно, что в левой части элементы имеют слабый заряд ядра, а электроны находятся на s-уровне. В результате таким элементам проще отдать электрон, нежели элементам, находящимся в правой части. Неметаллы имеют достаточно высокий заряд ядра. Тем самым усложняется отдача свободных электронов. Таким элементам проще присоединить к себе электроны, проявляя кислотные свойства.
Существуют три подхода, определяющих какие свойства имеет соединение: протонная теория Бренстеда-Лоури, апротонная электронная теория Льюиса, теория Аррениуса.
Согласно протонной теории кислотными свойствами обладают соединения, способные отдавать свои протоны. Такие соединения были названы донорами. А основные свойства проявляются способностью акцептировать или присоединять протон.
Апротонный подход подразумевает то, что акцептирование и донорство протонов для определения кислотно-основных свойств необязательно. Кислотные свойства по данной теории проявляются возможностью принять электронную пару, а основные, наоборот, отдать эту пару.
Теория Аррениуса является самой актуальной для определения кислотно-основных свойств. В ходе исследования было доказано, что кислотные свойства проявляются, когда при диссоциации водных растворов химическое соединение разделяется на анионы и ионы водорода, а основные свойства – на катионы и ионы гидроксида.
Источник
Определение
Бинарные соединения — это собирательная группа веществ, которые имеют различное химическое строение, но состоят из двух видов атомов.
Классификация и номенклатура бинарных соединений
Названия бинарных веществ, образуются добавлением к названию более электроотрицательного элемента суффикса -ид.
При необходимости, к названиям элементов добавляют кратные приставки или указывают в скобках степень окисления электроположительного элемента без пробела:
| Класс бинарного соединения | Пример | Названия | Степень окисления элемента |
|---|---|---|---|
| оксиды | оксид азота (II) | ||
| галогениды | бромид калия | ||
| карбиды | карбид кремния | ||
| нитриды | нитрид лития | ||
| гидриды | гидрид кальция | ||
| летучие водородные соединения | сероводород |
Многие широко распространенные бинарные соединения имеют тривиальные названия, среди них вода аммиак , веселящий газ , угарный газ CO и другие.
К бинарным соединениям обычно не относят основные и кислотные, то есть солеобразующие оксиды. При этом несолеобразующие оксиды включают в бинарные соединения.
Химическая связь в бинарных соединениях — ковалентная полярная (в соединениях неметаллов и некоторых амфотерных элементов) или ионная (в солях бескислородных кислот).
Физические свойства
Группа бинарных соединений включает в себя очень большое число веществ, и, естественно, все эти вещества различаются по физическим свойствам. Среди бинарных соединений есть представляющие собой при нормальных условиях газы (например, аммиак, фосфин), жидкости (например, тетрахлорид титана , дисульфид углерода ) и твердые вещества (например, нитрид бора BN, карбид кремния SiC)
Химические свойства бинарных соединений
Химические свойства бинарных соединений можно рассмотреть на примере гидридов металлов и гидридов неметаллов (летучих водородных соединений), галогенидов (металлгалогенидов и галогеноводородов), нитридов и сульфидов.
К общим химическим свойствам бинарных соединений можно отнести реакции взаимодействия с водой (гидролиз) и с кислородом воздуха (окисление и горение).
1. Взаимодействие с водой (гидролиз)
Многие бинарные соединения гидролизуются водой, например гидриды металлов, фосфин, аммиак или хлорид алюминия. В результате взаимодействия гидридов металлов, а также гидрида азота и гидрида фосфора, с водой образуются основания.
Бинарные соединения, представляющие собой соли бескислородных кислот (сульфиды, галогениды переходных металлов) также гидролизуются водой с образованием нерастворимых оснований или соответствующих слабых кислот:
При взаимодействии с водой газообразных гидридов более электроотрицательных элементов () образуются соответствующие кислоты – соляная, сероводородная. бромоводородная.
2. Взаимодействие с кислородом (окисление)
На воздухе горят, то есть окисляются с выделением тепла, летучие водородные соединения:
О
Галогеноводороды на воздухе не горят, но могут окисляться кислородом над катализатором:
Сульфиды переходных металлов, представляющие собой соли сероводородной кислоты, окисляются кислородом воздуха при нагревании. Такая реакция (обжиг пирита) лежит, например, в основе производства стали и, одновременно, синтеза серной кислоты:
Все указанные реакции являются окислительно-восстановительными.
Гидриды
Определение
Гидриды — соединения водорода с металлами и с неметаллами, имеющими меньшую электроотрицательность, чем водород.
В зависимости от характера связи водорода различают три типа гидридов:
ионные гидриды (солеобразные гидриды);
металлические гидриды;
ковалентные гидриды.
Напомним, что при разнице электроотрицательностей элементов больше 2,0, связь считается ионной. Если же разница ЭО меньше 2, то связь считается ковалентной полярной.
К ионным гидридам относятся соединения водорода с щелочными и щёлочноземельными металлами. Ионные гидриды — это вещества белого цвета, устойчивые при н. у., но разлагающиеся при нагревании на металл и водород без плавления, исключение составляет LiH, который плавится без разложения и при дальнейшем нагревании разлагается.
Металлические гидриды – это соединения переходных металлов, являются твёрдым раствором водорода в металле, в которых сохраняется и кристаллическая структура металла.
К ковалентным гидридам относятся гидриды образованные неметаллами, в пример можно привести органическое соединение – метан и его кремниевый аналог – силан . Ковалентными гидридами также являются все галогеноводороды, сероводород и вода. Связь в таких соединениях сильнополяризована, поэтому при растворении в воде и сероводород, и галогенводороды образуют кислоты, между молекулами которых возникают водородные связи.
Ионные гидриды (гидриды щелочных металлов) взаимодействуют:
1. с водой:
2. с оксидами металлов:
3. с простыми веществами (азотом):
4. подвергаются термическому разложению:
вакуум
Свойства ковалентных гидридов (гидридов неметаллов) лучше всего рассмотреть на примере аммиака и хлороводорода.
Аммиак , (гидрид азота), газ с резким характерным запахом нашатырного спирта, в высоких концентрациях токсичен, как все полярные вещества хорошо растворим в воде. Соединение с ковалентными полярными N-H- связями. Кроме того, у азота имеется неподеленная электронная пара, на которой локализуется частичный отрицательный заряд, благодаря чему, аммиак образует связи с положительно заряженными частицами () по донорно-акцепторному механизму:
При присоединении протона водорода образуется положительно заряженный катион аммония.
Аммиак взаимодействует:
1. с водой
2. с кислотами
3. с кислородом, проявляет восстановительные свойства
некаталитическое окисление (горение)
каталитическое окисление
4. с металлами
амиды металлов являются аналогами гидроксидов, но проявляют более сильные основные свойства.
5. с галогеналканами
(гидрохлорид метиламмония)
Хлороводород HCl. Газ, с резким кислым запахом. дымит во влажном воздухе, хорошо растворим в воде с образованием сильной соляной кислоты, с металлами образует соли – хлориды. Смесь трех объемных частей концентрированной соляной и одной объемной доли концентрированной азотной кислот называется «царской водкой», которая способна растворять даже золото и платину, благодаря образующемуся хлористому нитрозилу NOCl и молекулярному хлору .
1. Хлороводород обладает восстановительными свойствами при взаимодействии с сильными окислителями:
2. Разбавленная соляная кислота реагирует с металлами, стоящими до водорода в ряду напряжений:
а концентрированная – с металлами, стоящими после водорода, например с медью, с выделением водорода:
3. Присоединяется к серному ангидриду, образуя хлорсульфоновую кислоту :
4. Реагирует с органическими непредельными УВ, присоединяясь по кратным связям (электрофильное присоединение по правилу Марковникова):
(2-хлорпропан)
ГАЛОГЕНИДЫ
Определение
Галогени́ды (галоиды) — соединения галогенов с другими химическими элементами или радикалам при этом галогенид-ион должен быть электроотрицательным.
В галогенидах галоген имеет отрицательную степень окисления, а элемент — положительную, так например, оксид брома не будет являться галогенидом. Инертные газы Не, Ne и Аг галогенидов не образуют. К простым, или бинарным, галогенидам (где n – целое число от 1 для моногалогенидов и до 7 у ) относят соли галогеноводородных кислот и межгалогенные соединения, например, галогенфториды.
НИТРИДЫ
Определение
Нитриды –соединения азота с более электроположительными элементами, металлами и неметаллам, и похожи на карбиды и гидриды.
Их можно разделить в зависимости от характера связи M–N на ионные, ковалентные и с промежуточным типом связи. Как правило, это кристаллические вещества. Свойства нитридов изучены недостаточно хорошо. Известно, что все нитриды более или менее быстро окисляются на воздухе, за исключением нитрида скандия, который на воздухе устойчив и окисляется с трудом только при нагревании. Ионные нитриды ( и ) имеют высокие температуры плавления, реагируют с водой, образуя и гидроксиды металлов, например:
Нитриды с ковалентной связью (например, нитрид водорода – аммиак) полностью ковалентны, как и галогениды азота ( и ). К ковалентным нитридам относятся, например, и BN – высокостабильные белые кристаллические вещества.
Источник