“Poglavlje 9 s-ELEMENTI Opšte karakteristike s-elemenata s-elemenata obuhvataju elemente glavnih podgrupa grupa I i II. Njihove elektronske strukture imaju oblik [inert. gas]ns1, [inert. ..."

s-ELEMENTI

Opće karakteristike s-elemenata

S-elementi uključuju elemente glavnih podgrupa I i II

grupe. Njihove elektronske strukture izgledaju kao

[inert. gas]ns1, [inert. gas]ns2.

Vanjski elektroni ovih elemenata se slabo drže i

lako se oslobađaju u hemijskim reakcijama, usled čega s-elementi

lako formiraju katjone. Kada kation i anion interaguju

mora se uzeti u obzir interakcija polarizacije. Uloga eksternog

električno polje igra jedan jon u odnosu na drugi.

Najčešće je anion polariziran, jer kation ima stabilnu ljusku od inertnog plina. Za čisto ionsku molekulu, centri pozitivnih i negativnih naboja poklapaju se s nabojima jezgara, a međunuklearna udaljenost jednaka je udaljenosti između polova dipola: l = d. Kada dođe do polarizacije, naboji se pomiču. Čini se da kation privlači elektrone k sebi, a težište negativnog naboja se pomjera (l d). Dakle, polaritet se smanjuje, a samim tim i ionitet opada, a kovalentnost veze raste.

S-elementi prve grupe imaju slab polarizacijski učinak, a njihovi spojevi imaju pretežno jonski tip veze. Za s-elemente grupe II, polarizacijski efekat katjona se povećava.

S-metali grupa I i II rastvaraju se u tekućem amonijaku i formiraju plave (pri niskoj koncentraciji) otopine visoke električne provodljivosti. Glavni nosioci struje ovdje su solvatni elektroni, tj.

u rješenjima se opaža sljedeća ravnoteža:

Me (sol) Me (sol. u rastvoru) Me+ +.

S povećanjem koncentracije natrijuma, paramagnetna svojstva otopina se smanjuju.

Još nije u potpunosti razjašnjeno da li je elektron vezan za amonijak ili za solvatirani metalni ion.

Pretpostavlja se da, osim solvatiranih elektrona, u otopini ima negativnih jona (stabiliziranih solvatacijom):

M+ + 2L- M- + 2L, gde je L rastvarač; L- – solvatirani elektron.

Opšte karakteristike s-elemenata grupe I. S-elementi prve grupe obuhvataju elemente od vodonika do francijuma. U elektronskim konfiguracijama ovih elemenata, vanjski s-podnivo je ispunjen. U atomu vodika ispunjen je kainosimetrični 1s podnivo, zbog čega se vodonik oštro razlikuje od svojih analoga podgrupe i po fizičkim i po elektrohemijskim svojstvima. Stoga ćemo svojstva vodonika razmatrati u posebnom poglavlju. Svojstva analoga vodonika u elektronskoj konfiguraciji od litijuma do francija su sličnija. Raspodjela elektrona po slojevima i neke karakteristike atoma elemenata u litijum-francijumskoj seriji date su u tabeli. 9.1.

Tabela 9.1 Raspodjela elektrona po slojevima i neke karakteristike atoma s-elemenata I grupe

–  –  –

Niske vrijednosti prvog jonizacionog potencijala i visoke vrijednosti drugog potencijala razlog su što ovi elementi imaju konstantno oksidacijsko stanje +1. Unatoč činjenici da alkalni metali imaju pozitivan afinitet prema elektronu, tj. dodavanje elektrona je praćeno oslobađanjem energije, oni gotovo nikada ne pokazuju negativna oksidacijska stanja. Istina, nedavno su se pojavile informacije da je dobijeno jedinjenje natrijuma u kojem ima oksidacijsko stanje -1. Ali ovo je izuzetno rijedak slučaj.

Prvi potencijal ionizacije opada u cijeloj grupi od vrha do dna. Litijum ima najveći potencijal ionizacije; Oštre smanjenje prvog potencijala sa natrijuma u kalij objašnjava se fenomenom kinesimetrije (pojava 3d podnivoa).

Svojstva koja su najbliža jedna drugoj su K, Rb i Cs. Oni su potpuni analozi. Litijum se oštro razlikuje od njih.

Natrijum zauzima srednju poziciju (općenito, elementi dugih perioda su potpuni analozi u svim podgrupama).

Radijusi atoma se povećavaju u podgrupi, ali je monotonost promjene narušena za kalij. Poznavajući naboj i radijus jona, moguće je izračunati ionski potencijal, koji karakterizira polarizacijski učinak kationa. Što je veći jonski potencijal, to je izraženiji efekat polarizacije kationa, veća je sklonost stvaranju kovalentnih veza. To se jasno vidi iz vrijednosti hidratacijskih energija jona i iz vrijednosti entalpija disocijacije molekula E2 (tabela 9.2).

–  –  –

Iz vrijednosti ionskih potencijala jasno je da se za alkalne metale, odozgo prema dolje, smanjuje tendencija stvaranja kovalentne veze. U litiju, ion Li+ postoji u kristalnoj rešetki u rastvoru, takav ion ne može postojati zbog jake hidratacije i nastaje ion +; Štaviše, molekuli vode u + jonu se drže čvrsto, a jednostavno zagrijavanje nije dovoljno da se uklone. Na+ i K+ joni već postoje u rastvoru, jer je hidratacija slaba. To se može vidjeti iz vrijednosti energije hidratacije. Ali ipak, preostali alkalni metali u nekim slučajevima također pokazuju tendenciju stvaranja kovalentnih veza. Dakle, u gasovitom stanju, dvoatomski molekuli Na2, Cs2 itd. imaju kovalentnu vezu.

Osim toga, veza alkalnih metala s ugljikom, dušikom i kisikom u nekim složenim jedinjenjima je slaba kovalentna veza.

U poređenju sa svim grupama periodnog sistema, za s-elemente grupe I, povećanje uticaja veličine i mase atoma na hemijska i fizička svojstva najjasnije se manifestuje sa malim odstupanjima.

Prilikom prelaska s litijuma na francij, oni se sukcesivno smanjuju:

a) tačka topljenja i toplota sublimacije metala;

b) energija formiranja kristalnih rešetki svih soli (sa izuzetkom soli sa malim anjonima, kod kojih se z/r odnos ne menja redovno);

c) lakoća termičke razgradnje nitrata i karbonata (povećava se stabilnost ovih soli) (tabela 9.3);

d) efektivni radijusi hidratiziranih jona i energije hidratacije:

Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Ion rhydr, 3,40 2,76 2,32 2,28 2,28

e) jačina kovalentnih veza u molekulima E2;

f) toplota stvaranja fluorida, hidrida, oksida i karbida (zbog visokih energija kristalnih rešetki formiranih od malih katjona) (tabela 9.4).

Tabela 9.3 Termodinamičke karakteristike nitrata s-elemenata prve grupe Jedinjenje Tm, °C Trazl, °C LiNO3 600 NaNO3 334 KNO3 313 380 PbNO3 414 400 CsNO3

–  –  –

Pošto je omotač E+ jona veoma stabilan (ljuska inertnog gasa), većina jedinjenja alkalnih metala nije obojena.

Svi alkalni metali su jaki redukcioni agensi i njihovi standardni elektrodni potencijali su negativni. Litijum ima najveći (u apsolutnoj vrednosti) potencijal. To je zbog visoke energije hidratacije litijum jona.

Kod talina, potencijal za Li+/Li je najmanji u poređenju sa drugim alkalnim metalima.

–  –  –

Alkalni metali su srebrno-bijele tvari, osim cezijuma koji ima zlatnu boju. Mekana, niske tačke topljenja i gustine (tabela 9.5).

Od vrha do dna grupe, tačke topljenja i ključanja se smanjuju, a gustina metala raste. Svi ovi metali kristaliziraju se u kubične ćelije usmjerene na tijelo.

Parametri ćelije se povećavaju, a samim tim i sile povezivanja se smanjuju od vrha do dna. Otuda i smanjenje tačke topljenja. Ali masa jezgara se povećava, uprkos povećanju zapremine.

Za kalij dolazi do naglog povećanja atomskog radijusa u odnosu na natrijum, a čini se da efekat zapremine prevladava nad masom, što dovodi do oštrog smanjenja gustine.

–  –  –

Elektroni se izbacuju iz atoma natrijuma, kalija, rubidijuma i cezijuma pod uticajem ultraljubičastog zračenja, čiji intenzitet protoka zavisi od intenziteta apsorbovane svetlosti. Ovo svojstvo je posebno karakteristično za rubidijum i cezijum, što im omogućava da se koriste za proizvodnju solarnih ćelija.

–  –  –

Alkalni metali su veoma reaktivni. Čuvaju se u uslovima koji isključuju interakciju sa vazduhom. Od vrha do dna, njihova aktivnost raste u cijeloj grupi. Dakle, litijum reaguje sporo sa vodom, natrijum reaguje snažnije, a cezijum reaguje eksplozivno.

2E + 2H2O 2EON + H2.

Reaguje sa većinom elemenata:

–  –  –

Snažno, oslobađanjem toplote, rastvaraju se u živi.

U tom slučaju nastaju amalgami. Natrijum amalgami se često koriste kao jaka redukciona sredstva.

Aktivno reaguje sa kiselinama.

Prilikom interakcije s neoksidirajućim kiselinama oslobađa se vodik:

2E + 2HCl 2ECl + H2.

Oksidirajuće kiseline se redukuju u niža oksidaciona stanja:

–  –  –

Oksidi se dobijaju direktnom interakcijom sa kiseonikom u odsustvu potonjeg. Sastav oksida je E2O.

Li2O, Na2O – bezbojni, K2O, Rb2O – žuti, Cs2O – narandžasti.

Boja se pojačava jer kako se veličina E+ jona povećava, povećava se njihova polarizacija.

Kada postoji višak kisika, nastaju peroksidi i superoksidi. Peroksidi (E2O2) sadrže jon O22- (dO-O = 1,5), superoksidi (EO2) sadrže jon O2- (dO-O = 1,3). Ovo su jaki oksidanti. Sagorevaju aluminijumski prah i piljevinu (kada se zagreju). Stabilnost peroksida i superoksida raste sa povećanjem veličine E+ jona. Kako se veličina kationa povećava, kristalna rešetka se stabilizuje.

Peroksidi reagiraju s vodom i oslobađaju vodikov peroksid:

–  –  –

To su bezbojne kristalne supstance, topljive (Tmp opada od LiOH (473° C) do CsOH (346° C), vrlo rastvorljive u vodi (osim LiOH) sa stvaranjem lužina. Alkalije lako apsorbuju CO2 iz vazduha i vode. One se dehidriraju zagrijavanjem u atmosferi pročišćenoj od CO2.

Prilikom topljenja reagiraju sa staklom i porculanom:

–  –  –

Metalni natrij je metal koji se najčešće koristi.

Koristi se u metalotermiji kao redukciono sredstvo, za apsolutizaciju organskih rastvarača, kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima u leguri sa kalijumom, za proizvodnju Na2O2, koristi se za čišćenje i regeneraciju vazduha u aparatima za veštačko disanje:

2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 Jedinjenja natrija se široko koriste u medicini i mnogim industrijama. Peroksidi se koriste za izbjeljivanje tkanina, natrijum hidroksid se koristi u proizvodnji celuloze, izradi sapuna, vještačke svile, rafiniranju biljnih ulja, pripremanju boja itd. Natrijum fluorid se koristi za impregnaciju drveta, kao fluks.

Metalni kalijum se koristi manje od natrijuma. Koristi se u metalotermiji i organskim sintezama, za dobijanje legura sa natrijumom, živom, olovom, kalcijumom i drugim metalima, kao i za merenje apsorpcije rendgenskih zraka pomoću kalijum ploče.

Od njega se dobija KO2 koji se koristi u podmornicama za regeneraciju vazduha:

–  –  –

Jedinjenja kalija imaju široku primjenu u raznim industrijama: u poljoprivredi kao gnojiva, u staklarskoj industriji, u proizvodnji tečnog sapuna itd.

Rubidijum i cezijum se koriste za izradu solarnih ćelija. Intermetalna jedinjenja rubidija i cezijuma Rb3Sb i Cs3Sb koriste se kao poluvodički materijali za izradu fotokatoda. Mnoga kompleksna jedinjenja koja sadrže rubidijum i cezijum se koriste u analitičke svrhe.

–  –  –

Grupa II s-elemenata uključuje elemente od berilija do radijuma. Njihove elektronske konfiguracije i neke karakteristike atoma date su u tabeli. 9.7.

–  –  –

Elektronska struktura vanjskog nivoa ima oblik ns2.

Najkarakterističnije oksidaciono stanje je +2. Prvi potencijal ionizacije I1 veći je od s-elemenata prve grupe, što je posljedica povećanja nuklearnog naboja. Osim toga, atomi s elemenata druge grupe imaju stabilniju elektronsku konfiguraciju, koja se sastoji od s podnivoa ispunjenog sa dva elektrona i nepopunjenog 2p podnivoa. Upravo je formiranje kainosimetrične 1s orbitale ispunjene sa dva elektrona razlog da se helijum, koji je po svojoj elektronskoj konfiguraciji element druge grupe, proučava zajedno sa plemenitim gasovima.

U podgrupi, berilij se po svim aspektima oštro ističe. Potpuni analozi su Ca, Sr, Ba, Ra. Magnezijum zauzima srednju poziciju. Od vrha do dna, tendencija stvaranja kovalentnih veza se smanjuje. Jedinjenja, kako u rastvoru tako iu čvrstom obliku, imaju kovalentne veze. Mg takođe ima tendenciju da formira kovalentne veze. Ca, Ba, Sr formiraju pretežno jonske veze. U rastvoru se uglavnom nalaze u obliku E2+ jona. Svi elementi ove grupe imaju visoku elektropozitivnost, što potvrđuje njihova visoka reaktivnost u slobodnom obliku i vrijednosti jonizacionih potencijala. Uprkos činjenici da su potencijali jonizacije zemnoalkalnih metala veći od potencijala alkalnih metala, njihovi normalni elektrodni potencijali su blizu zbog visoke energije hidratacije M2+ jona (tabela 9.8) Eag2+ + 2 ETV

–  –  –

Svi M2+ ioni imaju znatno manje radijuse i manje su polarizabilni od M+ jona, stoga ne pokazuju skoro nikakva odstupanja od ionnosti soli zbog polarizacije kationa. Ali za Mg2+, a posebno za Be2+, ​​zbog polarizacije aniona kationom, uočava se tendencija ka stvaranju kovalentnih veza.

–  –  –

Zemnoalkalni metali su srebrno-bijele supstance, sa izuzetkom berilijuma koji je svijetlosive boje. Opći obrazac promjena fizičkih svojstava sličan je onom za alkalne metale (Tabela 9.9).

–  –  –

Tačke topljenja i ključanja se smanjuju u cijeloj grupi, ali je monotonost smanjenja narušena za Mg. Činjenica je da Be i Mg kristaliziraju u heksagonalnoj kristalnoj rešetki sa CN = 12, a Ca podgrupa ima kubične ćelije centrirane na lice sa CN = 12. Od Be do Mg, sa istom vrstom rešetke, Tm opada. Tada se mijenja tip rešetke, a Tmel ponovo opada.

Osim radijuma, zemnoalkalni metali su laki. Tok promjena gustine trebao bi biti monoton, ali Mg i Ca ispadaju iz ove serije. Činjenica je da se volumeni i mase atoma povećavaju u cijeloj grupi, pa bi se gustoća trebala povećati. Kada se ide od Be do Mg i od Mg do Ca, radijus se vrlo oštro mijenja, ali se masa malo mijenja, zbog čega se dobija skok gustine.

Metali dobro provode toplotu i električnu energiju.

Berilijum je najslabiji toplotni i električni provodnik.

Hemijska svojstva

Zemnoalkalni metali su reaktivni metali. Od vrha do dna grupe, njihova aktivnost raste kako se prvi i drugi potencijal ionizacije smanjuju. Be i Mg su stabilni na zraku jer su prekriveni oksidnim filmom. Metali podgrupe Ca oksidiraju na zraku. Na njihovoj površini se formiraju filmovi različitog sastava: EO, EO2, E3N2. U odnosu na halogene, Be je najmanje aktivan, a bez zagrijavanja reagira samo s fluorom. Svi ostali metali reaguju sa halogenima u normalnim uslovima. Zemnoalkalni metali reaguju sa sumporom i kiseonikom, ali ne i Be i Mg kada se zagreju.

Svi metali reagiraju s dušikom i ugljikom kada se zagrijavaju:

–  –  –

Be i Mg reaguju sa vodom kada se zagreju, a elementi podgrupe Ca reaguju sa vodom već na običnoj temperaturi da formiraju hidroksid i oslobađaju vodonik:

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2, reaguje slabo;

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2, reaguje umjereno;

Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2, reaguje snažno;

Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2, vrlo snažno reaguje sa kiselinama.

To su energetski reduktori, a pri interakciji sa H2SO4 i HNO3 dobijaju se najniža oksidaciona stanja sumpora i dušika:

4Mg + 10NNO3 (ultra dil.) 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;

4Ca + 5H2SO4 (konc.) 4CaSO4 + H2S + 4H2O.

Otapaju se u tekućem amonijaku i formiraju amide, ali, za razliku od alkalnih metala, kada se otapalo ukloni iz amida (kuhanjem), oslobađaju se prilično stabilna jedinjenja amonijaka sastava E(NH3)6.

Za magnezij, a posebno za berilijum, poznata su mnoga kompleksna jedinjenja različitih sastava. Elementi podgrupe kalcijuma su značajno inferiorniji u sposobnosti kompleksiranja. Ali u poređenju sa alkalnim metalima, elementi podgrupe kalcijuma formiraju složenija jedinjenja. To je zbog činjenice da se sa povećanjem naboja povećava polarizaciona sposobnost E2+ jona, što povećava sklonost formiranju kompleksnih spojeva. Primjer je stvaranje spojeva amonijaka, koji su nepoznati za alkalne metale.

–  –  –

Oksidi zemnoalkalnih metala su rastvorljivi u vodi, ali je rastvorljivost MgO veoma niska - 10-4 g/l na 25°C. Otapanje je praćeno interakcijom i oslobađanjem velike količine toplote.

U interakciji s vodom nastaju hidroksidi E(OH)2:

–  –  –

Magnezijum i elementi podgrupe kalcijuma formiraju perokside EO2 i superokside EO4 (elemente podgrupe kalcijuma).

Peroksidi su bijele tvari i mogu se smatrati solima vodikovog peroksida.

–  –  –

O Superoksidi su žute supstance koje su manje stabilne od peroksida. Nastaju kao nusproizvod tokom proizvodnje peroksida. Stabilnost peroksida se povećava po podgrupi. Za magnezijum je peroksid stabilan u obliku hidrata. Za elemente podgrupe Ca, peroksidi su stabilniji.

500°C 600°C 2BaO + O2 2BaO2 2BaO+O2

H2O2 se dobija iz barijum peroksida:

–  –  –

Hidroksidi zemnoalkalijskih metala imaju formulu E(OH)2. To su bijele kristalne supstance.

Njihova rastvorljivost u vodi raste u grupi od vrha do dna:

Be(OH)2 – slabo rastvorljiv u vodi; PR = 6.310-22;

Mg(OH)2 – slabo rastvorljiv u vodi, rastvorljivost 110-5 g na 100 g vode; (PR = 210-11);

Ca(OH)2 – rastvorljivost 0,2 g na 100 g vode; (PR = 5.510-6);

Sr(OH)2 – rastvorljivost 0,8 g na 100 g vode; (PR = 3,210-4;

Ba(OH)2 – rastvorljivost 3-6 g na 100 g vode.

Bazičnost hidroksida raste od vrha do dna:

Be(OH)2 – amfoterna baza; Mg(OH)2 je prilično jaka baza; E(OH)2 – podgrupe kalcijuma – jake baze. Svi hidroksidi, osim Be(OH)2, prolaze kroz reakcije karakteristične za jake baze.

soli

Soli zemnoalkalnih metala su uglavnom bijele kristalne supstance. Njihova boja je određena ili bojom anjona ili defektima rešetke.

Soli jakih kiselina ne hidroliziraju u vodi. U grupi od vrha do dna, rastvorljivost soli (sulfata, klorida, karbonata) opada. Ovo se objašnjava smanjenjem energije hidratacije E2+ jona i povećanjem čvrstoće kristalne rešetke.

Od vrha do dna, termička stabilnost soli se povećava zbog smanjenja polarizacionog efekta kationa na anion. Većina soli barija je bezvodna, dok su magnezijeve soli sve kristalni hidrati.

Halogenidi

–  –  –

Mg(NO3)26H2O, Ca(NO3)2nH2O (n = 0-4), Sr(NO3)2nH2O (n = 2, 4), Ba(NO3)2nH2O (n = 2, 4). Barijum nitrat je često bezvodan, ali se mogu izolovati i kristalni hidrati.

Nitrati su bezbojne kristalne supstance koje su dobro rastvorljive u vodi.

Kada se zagriju, razlažu se u okside:

T° 2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2.

Koristi se u proizvodnji signalnih baklji.

Sulfati

Sulfati zemnoalkalnih metala su bijele čvrste tvari. Njihova rastvorljivost na 100 g vode je sledeća: Mg2SO4 – 33,7 g, CaSO4 – 0,202 g, SrSO4 – 0,014 g BaSO4

– 0,0002 g Rastvorljivost sulfata u grupi opada od vrha do dna. To je zbog činjenice da se energija hidratacije iona smanjuje mnogo brže od energije kristalne rešetke. Stroncijum i barijum sulfati kristališu bez vode.

Kalcijum sulfat kristališe sa dva molekula vode (CaSO42H2O), a magnezijum sulfat sa 7 molekula vode (MgSO4.7H2O). Može se predstaviti kao kompleksno jedinjenje koje sadrži jedan molekul vode u vanjskoj sferi SO4H2O.

Karbonati

Karbonati zemnoalkalnih metala su bijele kristalne supstance, slabo rastvorljive u vodi. Mg2CO3 je slabo rastvorljiv, CaCO3, SrCO3, BaCO3 su praktično nerastvorljivi, a rastvorljivost opada po podgrupama. Razlozi za smanjenje rastvorljivosti su isti kao i za sulfate.

Karbonati se dovode u otopinu propuštanjem CO2 kroz njihovu suspenziju ili korištenjem amonijevog klorida:

–  –  –

Poznata su i mnoga druga jedinjenja zemnoalkalnih metala: perhlorati, od kojih se Mg(ClO4)3 (anhidron) koristi kao sredstvo za sušenje; hidridi - supstance sastava EH2 - dobijaju se direktnom interakcijom sa vodonikom.

–  –  –

Metalni magnezijum se koristi u metalurgiji kao sredstvo za deoksidaciju i odsumporavanje, jer reducira okside i sulfide da bi se formirala jedinjenja koja su slabo rastvorljiva u rastopljenim metalima. Magnezijum se široko koristi u mašinstvu i vazduhoplovstvu u legurama sa drugim metalima. Prisutan je u duraluminiju, elektronu, magnezijumu i hidronaliju.

Metalni kalcij se koristi kao redukciono sredstvo u metalotermnoj metodi proizvodnje metala, kao i za proizvodnju raznih legura sa berilijumom, magnezijumom, aluminijumom, bakrom, olovom, bizmutom itd.

Kalcijum se dodaje legurama gvožđa za uklanjanje ugljenika i sumpora.

Metalni kalcij se koristi za proizvodnju kalcijum hidrida i kalcijum karbida.

Stroncij i njegovi spojevi se manje koriste od kalcija. Metalni stroncijum se koristi kao dodatak legurama magnezijuma, aluminijuma, olova, nikla i bakra. Legure magnezija i stroncijuma koriste se za proizvodnju vakuuma u termoelektronskim pretvaračima. Amalgam stroncijuma se koristi za dobijanje dvovalentnih jedinjenja retkozemnih elemenata.

Metalni barijum se koristi u antifrikcionim legurama na bazi olova, kao iu vakuumskoj tehnologiji. Legure barijum-olovo zamenjuju legure za štampanje olova i antimona.

Kontrolna pitanja

1. Šta određuje da li elementi pripadaju porodici s elemenata?

2. Koji od s-elemenata su metali, a koji nemetali?

3. Koja oksidaciona stanja mogu pokazati s-elementi?

4. Koje su vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala karakterističnih za alkalne metale?

5. Zašto litijum ima najveći elektrodni potencijal u odnosu na druge elemente svoje podgrupe?

6. Kakva je priroda veza koje formiraju alkalni metali u kristalnim rešetkama njihovih jedinjenja?

7. Zašto je formiranje kompleksnih jedinjenja tipičnije za zemnoalkalne metale nego za alkalne metale?

8. Zašto litijum pokazuje veliku sličnost u svojstvima sa magnezijumom?

9. Zašto su fluoridi zemnoalkalnih metala slabo rastvorljivi u vodi, dok su hloridi jako rastvorljivi?

10. Zašto su alkalni i zemnoalkalni metali skloniji formiranju katjona?

11. Šta objašnjava povećanje termičke stabilnosti karbonata od magnezijuma do barijuma?

12. Koja jedinjenja kiseonika nastaju kada alkalni metali sagorevaju u kiseoniku?

13. Koje su metode za dobijanje alkalnih i zemnoalkalnih metala?

14. Zašto je zemnoalkalnim elementima praktično nemoguće da dobiju negativno nabijene jone?

15. Kako se ponašanje alkalnih metala u vodi razlikuje od ponašanja u tekućem amonijaku?

Zadaci

1. Koja sol – Be(NO3)2 ili Mg(NO3)2 – pod istim uvjetima u većoj mjeri podliježe hidrolizi? Napišite jednadžbe hidrolize. Kako će se ravnoteža hidrolize promijeniti kada se doda kiselina? Prilikom dodavanja sode?

2. Dopunite jednadžbe reakcije, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

CaH2 + H2O Ca(OH)2 +...

BaO2 + Ag2O + H2SO4 BaSO4 +...

3. Kako se metalni kalijum, kalijum hidroksid, može dobiti iz kalijum hlorida. Navedite dijagrame procesa.

4. Koje se reakcije mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija:

NaCl NaOH Na2SOz MaNO3 NaNO2?

5. Navedite tipove atomske orbitalne hibridizacije i geometrijski oblik sljedećih jona: 2+ i 2+.

6. Koji od gasova: H2S, H2, Cl2, CO2 – će biti apsorbovan rastvorom natrijum hidroksida? Napišite jednačine reakcije.

7. Soli CaCO3 i CaC2O4 imaju bliske PR vrijednosti, međutim, prva je dobro rastvorljiva u sirćetnoj kiselini, a druga je slabo rastvorljiva. Dajte objašnjenje za ovo.

8. Zašto magnezijum hidroksid reaguje sa amonijum sulfatom u rastvoru, a berilijum hidroksid ne? Napišite jednačinu reakcije.

9. Objasni zašto se drugi elektron atoma berilija lakše uklanja iz atoma nego drugi elektron atoma litijuma?

10. Magnezijum u prahu je kalcinisan na vazduhu. Računski pokazati koji je proizvod povoljnije formirati u zatvorenom sistemu na 450°C. Navesti jednačine za reakcije nastajanja proizvoda, kao i reakcije proizvoda sa vodom.

11. Odredite da li će se formirati talog ili ne pri mešanju jednakih zapremina rastvora od 0,008 M CaCl2 i 0,016 M KIO3 (T = 25 °C).

12. Postoje rastvori kalijum karbonata i kalijum nitrita iste koncentracije. Bez pribjegavanja proračunima, navedite u kojoj otopini će pH biti niži.

13. Koristeći molekularnu orbitalnu metodu, razmotrite stvaranje veza u Li2+, Li2, Li2- česticama. Kako se energija i dužina veze mijenjaju u ovim česticama? Koja su njihova magnetna svojstva?

14. Pomešati zasićene vodene rastvore kalijum hlorida i natrijum nitrata: a) na 20°C; b) na 80° C. Koja će sol prva kristalizirati u svakom slučaju?

15. Izračunajte temperaturu termičke razgradnje natrijum karbonata i natrijum nitrata pri kojoj parcijalni pritisak gasova dostiže 101,325 kPa. Koji se spoj koristi za proizvodnju barij oksida u laboratoriji?

16. Nacrtajte zavisnost prvog i drugog jonizacionog potencijala s-elemenata prve grupe i objasnite: a) tok krive;

b) posebna stabilnost +1 oksidacionog stanja za ove elemente.

17. Elektrolizom vodenog rastvora natrijum hlorida dobijeno je 70 litara 10,6% rastvora natrijum hidroksida (gustina rastvora 1,12 g/ml). Koliko se natrijum hlorida pretvara u hidroksid?

18. Objasnite zašto se temperatura raspadanja u nizu LiBrO4 (200°C) – NaBrO4 (230°C) – KBrO4 (275°C) – PbBrO4 (290°C) – CsBrO4 (300°C) povećava.

19. Izračunajte entalpiju, entropiju i izobarično-izotermni potencijal reakcije oksidacije barija kisikom u peroksid u standardnim uvjetima. Kako temperatura utiče na stanje ravnoteže ovih reakcija?

20. Kada je 1 litar rastvora mešavine natrijuma i kalijum hlorida reagovao sa rastvorom H2, nastalo je 1,5 g slabo rastvorljive soli K2. Izračunajte masenu koncentraciju kalijevog klorida u izvornoj smjesi.

dodatnu literaturu

1. Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija.

Dio 2. M.: Mir, 1969. P. 7-70, 259-280.

2. Ripan R., Ceteanu I. Neorganska hemija. T. 1. M.: Mir, 1971.

3. Akhmeto N. S. Neorganska hemija. M.: Više. škola, 1987. 365 str.

4. Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. Opća i neorganska hemija.

M.: Hemija, 1982. str. 298-325.

5. Ugai Ya A. Neorganska hemija. M.: Više. škola, 1989. P.

–  –  –

p-elementi uključuju elemente u kojima je p-podnivo ispunjen, a vanjski elektronski sloj sadrži od ns2p1 do ns-elektrona. Najudaljeniji sloj sadrži 8 (za drugi i treći period) i 18 (za ostale periode) elektrona. Broj grupe obično označava karakterističnu valenciju. Ali ova situacija nije tačna za sve p-elemente. Ne odnosi se na dušik, kisik, fluor i neon. U normalnim uslovima nisu dobijena neonska jedinjenja. Fluor uglavnom formira jedinjenja sa jednom vezom i može formirati dve veze samo u čvrstom stanju. Kiseonik stvara 4 veze samo u ionskim oksidima; nikada ne formira 6 veza. Azot formira samo 4 veze, a ne 5, prema broju grupe. Njihovi analozi u podgrupama formiraju jedinjenja u višim oksidacionim stanjima i sa velikim brojem hemijskih veza.

Razmotrimo punjenje orbitala elektronima u sistemu elemenata.

Odabrani elektronski podnivoi razlikuju se po simetriji od ostalih po tome što imaju samo jednu maksimalnu gustinu elektrona. To su cenosimetrični podnivoi 1s, 2p, 3d, 4f. Raspodjela elektronske gustine za ove orbitale prikazana je na Sl. 9.1.

Rice. 9.1. Raspodjela elektronske gustoće za kinosimetrične orbitale Raspodjela za kinosimetrične orbitale nema dodatnih maksimuma, a ove orbitale su opisane najjednostavnijim valnim funkcijama. Upravo ti elektroni odgovaraju najmanjim radijusima orbite u poređenju s drugim orbitalama koje imaju istu vrijednost glavnog kvantnog broja n. Orbitalni radijusi 2p elektrona manji su od onih za 2s, dok su orbitalni radijusi 3s orbitala manji od 3p. Slično za druge kainosimetrične orbitale (slika 9.2).

Rice. 9.2. Raspodjela elektronske gustine za 2s i 2p orbitale (a), 3s i 3p orbitale (b).

Kinesimetrične orbitale se odlikuju visokim potencijalima jonizacije u poređenju sa ostalima (tabela 9.10).

Niske vrijednosti orbitalnih radijusa i visoki potencijali ionizacije objašnjavaju se na sljedeći način. Za elektrone nove simetrije, različito locirane u prostoru, odbojne sile su manje u odnosu na druge elektrone, te je stoga veza sa jezgrom jača. BC metoda objašnjava smanjenje kovalentnosti 2p elemenata u odnosu na njihove analoge iz sljedećih razloga. Elektronske konfiguracije dušika, fosfora, kisika i sumpora su sljedeće: Formiranje 5 kovalentnih veza u fosforu i 6 veza u sumporu objašnjava se promocijom jednog od s-elektrona (za fosfor) ili jednog s- i jednog p-elektron (za sumpor) na 3d-podnivou.

Razmotrimo energiju promocije elektrona iz stanja ns2np3 i ns2np4 za atome dušika, kisika, sumpora i fosfora na više podnivoe (Tablica 9.2).

Prema proračunima, pokazalo se da razlika u energijama promocije na viši energetski nivo za azot i fosfor, kiseonik i sumpor nije mnogo značajna. Pa zašto azot i kiseonik ne pokazuju valenciju jednaku broju grupe? Elementi pokazuju visoku kovalenciju u odnosu na fluor, zatim na kiseonik, rjeđe na azot i hlor, tj.

na elemente sa najvećom elektronegativnošću.

–  –  –

Prilikom interakcije sa ovim elementima, elektronska gustina atoma reagensa se pomera, elektronski nivoi se približavaju jedan drugom, i time je olakšan prelazak elektrona na viši podnivo. Za fosfor i sumpor ovo je 3d nivo: 3s23r3 3s13r33d1.

Za kisik i dušik, čak i u reakcijama s fluorom, do takvog pomaka u gustoći elektrona ne dolazi zbog male razlike u elektronegativnosti, pa se stoga ne opaža promicanje elektrona na viši podnivo. Međutim, ovaj zaključak nije sasvim uvjerljiv, jer je energija promocije mnogo veća od energije koja se oslobađa prilikom formiranja veza.

Sa stanovišta MO metode, uparivanje i promocija elektrona se ne dešavaju zbog visokih orbitalnih energija 2s i 2p elektrona (visoki jonizacioni potencijali).

Stoga atomi dušika, kisika i fluora formiraju kovalentne A-L veze s ligandima zbog nesparenih elektrona i praktično ne mogu formirati hipervalentne L-A-L veze zbog p-, a posebno s-elektronskih parova. Za atome njihovih analoga P, S, Cl, dvocentrične kovalentne veze A-L formiraju nespareni p-elektroni, a preostale veze sa ligandima su četvoroelektronske trocentrične (hipervalentne) veze L1-A-L2, nastale usled na p- i s-elektronske parove centralnog atoma i dva nesparena elektrona dva liganda istovremeno (slika 9.3).

Rice. 5.3. Šema formiranja hipervalentnih veza Dakle, u molekuli PF5 postoje tri dvoelektronske i dvocentrične P-F veze, nastale interakcijom tri nesparena p-elektrona fluora sa tri nesparena elektrona fosfora i jednog četvoroelektronskog tro- središnja veza F1-P-F2, nastala interakcijom s-elektronskog para fosfora sa dva nesparena elektrona 2px orbitala dva atoma fluora.

Što se tiče aluminija i silicija, dodatne veze nastaju zbog interakcija donor-akceptor, a u ovom slučaju ne nastaju molekuli, već ioni, na primjer 2-.

Viša oksidaciona stanja p-elemenata često su stabilna samo u interakciji sa jako elektronegativnim ligandima (SO3, SF6, PO43-, PF6-). Ovi ligandi su u stanju da prisile centralni atom da formira veze putem kovalentnih (CV) i hipervalentnih (HV) mehanizama. Za p-elemente, kako se broj perioda povećava, jonizacioni potencijal generalno opada, i čini se da bi stabilnost viših oksidacionih stanja trebalo da raste u tom pravcu. Ali ovo se ne dešava. Stabilnost viših oksidacionih stanja u podgrupama p-elemenata se smanjuje. Razmotrimo valentne elektrone atoma elemenata VI perioda, Element Tl Pb Bi Po Elektronska 6s26r1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 konfiguracija Za talij, oksidaciono stanje je +1, za olovo – +2, za bizmut – +3. Iz elektronskih konfiguracija jasno je da se vrijednosti oksidacijskih stanja poklapaju sa brojem p-elektrona, tj.

Odnosno, samo p-elektroni učestvuju u formiranju veze, a 6s2 elektronski par ne učestvuje u vezi, ostajući neutralan.

Primećuje se takozvani „efekat inertnog para“. Tl, Pb, Bi, Po su elementi VI perioda. Njihove elektronske konfiguracije imaju ispunjen 4f podnivo. Zbog kompresije lantanida, 6s2 elektronski par je čvršće vezan za jezgro i postaje "inertan".

Ali nije uvijek moguće objasniti smanjenje stabilnosti viših oksidacijskih stanja u podgrupama elemenata „efektom inertnog para“. Dakle, ako uzmemo zbir jonizacionih potencijala I2 + I3 za p-elemente IIIA (tabela 9.3), onda je vrednost ove sume za talijum bliska sličnoj vrednosti za galijum. Istovremeno, nije sasvim jasno da galijum ima stabilno oksidaciono stanje od +3, dok talij nema. Razmotrimo energije E-X veze za ove iste elemente. Kao što se vidi iz tabele. 9.3, energije E-Cl veze za podgrupu se smanjuju, a to dovodi do činjenice da energija potrebna za promicanje elektrona sa 6s2 podnivoa na 6p nije kompenzirana energijom koja se oslobađa tokom formiranja dvije dodatne veze (6s26p1 - 6s16p2).

Stoga je za talij oksidacijsko stanje +3 nestabilno i pojavljuje se samo u interakciji s visoko elektronegativnim elementima.

Slične pojave su uočene i za ostale elemente šestog perioda.

Tabela 9.3 Zbir potencijala jonizacije i energija E-Cl veze elemenata podgrupe galija Element I2 + I3, eV E-X energije veze, kJ/mol Ga 51,0 241,9 In 46,7 205,9 T1 50,0 152, 7 Višestruka veza igra važnu ulogu u veze p-elemenata, ali se te veze formiraju na različite načine.

Za tipične elemente, višestruke veze nastaju zbog p-p orbitala (CO, N2, BF, NO, itd.). Za njihove analoge, višestruke p-p veze se gotovo ne formiraju zbog velikih efektivnih veličina atoma, koje određuju značajne međunuklearne udaljenosti između centralnog atoma i liganada. Ali ove atome karakterizira stvaranje d-p veza zbog nd-orbitala centralnog atoma i elektronskih parova p-orbitala liganda.

Pravilo pariteta

Jedna od pravilnosti u hemiji p-elemenata je pravilo parnosti Mendeljejeva. Prema ovom pravilu, relativno su stabilnija ona jedinjenja elemenata u kojima centralni atom ima oksidaciono stanje istog pariteta kao i paritet broja odgovarajuće grupe u periodnom sistemu. Na primjer, parna jedinjenja su ksenon (XeO, XeO2, XeO3, XeO4) i sumpor (H2S, SO2, H2SO3, SO3, H2SO4) - elementi parnih grupa, neparna - jedinjenja hlora (HCl, Cl2O, HClO, Cl2O3, HClO2, Cl2O5, HClO3, Cl2O7, HClO4) i fosfor (PH3, H3PO2, P2O3, H3PO3, P2O5, H3PO4) – elementi neparnih grupa.

Prema BC metodi, to se objašnjava činjenicom da se u spojevima neprelaznih elemenata veza između centralnog atoma i liganada ostvaruje zahvaljujući dvoelektronskim dvocentralnim interakcijama. U osnovnom stanju centralnog atoma, broj nesparenih elektrona odgovara u paritetu broju grupe: 2 za ugljik, 3-4 za fosfor, 2 za sumpor, 1 za hlor (ugljenik, sumpor su elementi parnih grupa, fosfor a hlor su elementi neparnih grupa) . Nakon ekscitacije, elektroni centralnog atoma se uparuju na njegovim valentnim ns- i np-orbitalama uz punjenje slobodnih nd-orbitala. U ovom slučaju, broj nesparenih elektrona u svakoj fazi nesparivanja povećava se za 2, zbog čega početni paritet ili neparnost njihovog ukupnog broja ostaje nepromijenjen; Stoga se formiraju spojevi s parnim oksidacijskim stanjima centralnog atoma za p-elemente parnih grupa i sa neparnim oksidacijskim stanjima za p-elemente neparnih grupa.

Na primjer:

3s2 3px2 3py1 3pz1 Za S H2S, SF2 3s2 3px1 3py1 3pz1 3dz1 SO2, SF4 3s1 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2 - y2 SO3, SF33pzl For 2 3px 2 3py1 3pz1 3d1z2 Cl Cl2O3, ClF3 3s2 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2 - y2 Cl2O5, ClF5 3s1 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2-y2 3d1xy Cl2O7, ClF7 Dobra ilustracija pravila parnosti je sistem fluorida p-elemenata i u grupama V.

V grupa PF PF2 PF3 (PF4) PF5 (PF6) VI grupa SF SF2 (SF3) SF4 SF5 SF6 VII grupa ClF (ClF2) ClF3 (ClF4) ClF5 (ClF6) VIII grupa (XeF) XeF2 (XeF3) XeF4 (XeF6) XeF4 Nisko stabilni ili još ne dobijeni fluoridi dati su u zagradama.

Iz gornjeg primjera se vidi da su samo dvije veze (PF2 i SF) na prvi pogled odstupanje od pravila, ali u stvarnosti ne krše pravilo parnosti.

Za uparivanje elektrona potrebna je značajna količina energije - oko 8-13 eV. Ovi troškovi nisu nadoknađeni energijom formiranih veza, pa objašnjenje za formiranje veza BC metodom nije sasvim uvjerljivo. Logičnije objašnjenje je u okviru teorije MO metode. Prema ovoj teoriji, pravilo parnosti počinje djelovati tek od određenog stepena oksidacije centralnog atoma, odnosno od trenutka stvaranja prve hipervalentne trocentrične veze. Sve dok postoje nespareni elektroni u valentnim np orbitalama, formira se kontinuirani niz fluorida sa molekularnim strukturama koje sadrže samo kovalentne (CV) veze sa dva centra. Čim se svi nespareni elektroni uključe u A-F veze, dalje se takve veze više ne formiraju, jer promocija zahtijeva velike troškove energije. U ovom trenutku, oksidaciono stanje centralnog atoma odgovara paritetu broja grupe. Do daljeg povećanja stepena oksidacije dolazi usled stvaranja hipervalentnih veza F(1) - A - F(2). Ali ove veze nastaju samo kada su dva nova liganda istovremeno vezana za centralni atom, pa se oksidaciono stanje centralnog atoma povećava za dvije jedinice odjednom, što određuje pravilo parnosti. Granica za pojavu hipervalentnih veza prolazi kroz XeF - ClF2 - SF3 - PF4.

Iz toga slijedi da što je niže stanje oksidacije centralnog atoma na kojem se pojavljuju hipervalentne strukture, to jedinjenja više poštuju pravilo parnosti. To se događa kako se broj nesparenih elektrona smanjuje, odnosno s povećanjem broja grupe. Za jedinjenja plemenitih gasova, sva jedinjenja poštuju pravilo parnosti, pošto su sve njihove veze hipervalentne.

U hemiji prijelaznih elemenata ovo pravilo se praktički ne poštuje, jer atomi ovih elemenata mogu koristiti svoje valentne (n-l)d-, ns-, np-orbitale.

Sekundarna periodičnost

Sekundarna periodičnost je najvažnija pravilnost u svojstvima elemenata u glavnim podgrupama elemenata. Pod sekundarnom periodičnošću podrazumijevamo posebnu, nemonotonsku prirodu promjena različitih fizičkih i hemijskih elemenata i njihovih spojeva u zavisnosti od položaja elemenata u podgrupama, odnosno od njihove pripadnosti određenom periodu sistema.

Sekundarna periodičnost se manifestuje već kod prvih jonizacionih potencijala I1 atoma p-elemenata i vrednosti elektronegativnosti (tablice 9.12, 9.13). Ona se manifestuje, prvo, u abnormalno visokim potencijalima I1 za atome elemenata perioda II, i drugo, u povećanim potencijalima jonizacije I1 za p-elemente perioda IV i VI (tabela 9.12).

U poređenju sa vrednostima koje se očekuju na osnovu koncepta postepenog smanjenja jonizacionih potencijala I1 atoma, od vrha do dna u grupi uočavamo nemonotonsku promenu ovih vrednosti (slika 9.4).

Faktor koji određuje nemonotonsku, sekundarnu periodičnu prirodu promjena svojstava elemenata u podgrupama p-elemenata su efekti interakcije valentnih elektrona sa složenim skeletom višeelektronskog atoma.

–  –  –

Razmotrimo elektronske konfiguracije p-elemenata u osnovnom stanju (p od 1 do 6).

II period 2s22pn III period 3s23pn3d0 IV period 3d104s24pnd0 V period 4d105s25pn5d0 VI period 4f145d106s26pn6d0 Abnormalno visoke vrednosti I1 i sve karakteristike hemije elektroelemenata II p perioda su posledica elektrosnih osobina II p. Ali povećane vrijednosti I1, kao i posebnosti hemije p-elemenata IV perioda (Ga, Ge, As, Se, Br, Kr), određene su činjenicom da u njihovim elektronskim konfiguracijama a Pojavljuje se kinosimetrični 3d podnivo koji je ispunjen sa 10 elektrona. U prethodnim periodima takvog podnivoa nije bilo, au narednim periodima slični 4d i 5d podnivoi više nisu kinosimetrični i nemaju značajan uticaj na karakteristike valentnih ns i np elektrona.

Rice. 9.4. Promena prvih jonizacionih potencijala p – elemenata grupe V Uticaj ekrana 3d10 elektrona na energetsko stanje valentnih 4s i 4p elektrona manifestuje se na sledeći način. S jedne strane, kao rezultat međuelektronskog odbijanja, 3d10 elektroni destabiliziraju orbitalne energije 4s i 4p elektrona, s druge strane, 3d10 elektroni snažno stabiliziraju 4s i 4p elektrone, jer je pred-eksterni elektronski nivo sa 10 elektrona ispunjen. . Ali destabilizujući efekat je mnogo manji od stabilizacionog. Valentni 4s- i 4p- (posebno 4s-) elektroni duboko prodiru. To je zbog njihove značajne elektronske gustine u prostoru blizu jezgra, ispod 3d elektrona. To dovodi do jačeg djelovanja jezgra na valentne elektrone, smanjenja radijusa atoma i povećanja jonizacionog potencijala i elektronegativnosti.

Sličan razlog za povećane vrijednosti I1 i povezane karakteristike hemije p-elemenata VI perioda (Te, Pb, Bi, Po, At, Rn) opet se mora povezati s razlikom u elektronskim strukturama njihovih atoma iz struktura atoma prethodnih perioda.

Ova razlika je zbog pojave kainosimetričnog 4f podnivoa iznad ljuske inertnog plina argona. Ispunjavanje trećeg vanjskog elektronskog 4f podnivoa sa 14 elektrona općenito dovodi do povećanja energetske stabilnosti valentnih 6s i 6p elektrona. Ova stabilizacija se izražava u povećanim vrijednostima jonizacionih potencijala i elektronegativnosti.

Stabilizujući efekat 4f14 elektronskog ekrana na energetske karakteristike valentnih 6s elektrona je znatno veći nego kod 6p elektrona. Ovo se objašnjava činjenicom da je prodorna moć 6s elektrona mnogo veća od 6p elektrona. 6s elektroni imaju 5 dodatnih maksimuma elektronske gustine, od kojih se jedan nalazi blizu jezgra.

Dakle, sekundarna periodičnost je odraz posebnosti svojstava p-elemenata parnih (II, IV, VI) perioda i proizilazi iz elektronskih karakteristika njihovih atoma. Pojavljuje se sve jasnije kako se broj grupe povećava sa III na VIII. U tom pravcu, posebnosti hemijskih svojstava p-elemenata parnih perioda postaju sve jasnije. Tako za p-elemente VII grupe ne postoje (za fluor) ili vrlo nestabilna (za brom i astat) jedinjenja sa oksidacionim stanjima (VII), ali za hlor (C2O7, HClO4) i jod (I2O7, H5IO6, IF7) prilično su stabilni. U grupi III skoro da i nema tako oštrih razlika u hemiji bora, galija i talija, s jedne strane, i elemenata poput indija i aluminijuma, s druge, iako su specifične karakteristike sličnih jedinjenja bora, aluminijuma, galijum, indijum i talij ukazuju na mnoge karakteristike bora, aluminijuma, talija i njihovih jedinjenja. Dakle, u nizu sličnih oksida E2O3, bor oksid je kisele prirode, a oksidi preostalih elemenata podgrupe su amfoterni s različitim stupnjevima bazičnosti. Tl2O3 oksid je mnogo manje stabilan.

Razlog povećanja specifičnosti p-elemenata parnih perioda može se objasniti činjenicom da se stabilizacijski efekti ns- i np-elektrona uzrokovani kinosimetričnim 1s-, 3d-, 4f podnivoima intenzivnije manifestiraju kao naboj. se povećava broj jezgara.

Sekundarna periodičnost p-elemenata utiče, u jednoj ili drugoj meri, na sva moguća oksidaciona stanja, ali se najjasnije manifestuje u svojstvima jedinjenja elementa u višim oksidacionim stanjima. To je zbog činjenice da pri kretanju kroz podgrupu od vrha do dna, promjene u elektronskim strukturama atoma najjače utječu na stanje valentnih ns elektrona, koji imaju najveću sposobnost prodiranja. Samo učešće valentnih ns elektrona u vezama sa ligandima dovodi do stvaranja viših oksidacionih stanja.

Pošto su valentni 2s-, 4s-, 6s-elektroni u atomima elemenata parnih perioda stabiliziraniji od 3s-, 5s-elektrona u atomima neparnih perioda, tada 2s-, 4s-, 6s-elektroni doživljavaju najveće energetske poteškoće u formiranje hemijskih veza sa ligandima. To dovodi do nestabilnosti spojeva u višim oksidacijskim stanjima jedne ili druge podgrupe.

U hemiji elemenata IV perioda već smo razmatrali primere i razloge za nestabilnost viših oksidacionih stanja.

U hemiji IV perioda, primjeri takve nestabilnosti su oksid Br2O7 i bromatna kiselina HBrO4, koji se ne mogu dobiti zbog njihove potpune nestabilnosti. A jedinjenja Cl2O7, I2O7, HClO4 su prilično stabilna. Novodobljeni perbromat BrO4- ima vrlo visoku oksidacijsku aktivnost i vrlo malu stabilnost u poređenju sa perhloratnim i perjodatnim jonima (ClO4-, IO4-). Selenska kiselina H2SeO4 ima različita oksidaciona svojstva u poređenju sa sumpornom i telurnom kiselinom. Arsenska kiselina H3AsO4 je prilično jako oksidaciono sredstvo i lako se pretvara u arsenovu kiselinu, dok fosforna i antimonova kiselina imaju mala oksidaciona svojstva.

Jedinjenja u višim oksidacionim stanjima elemenata perioda IV su manje stabilna od sličnih jedinjenja perioda III i V:

PCl5 AsCl5 SbCl5;

SlO4- BrO4- IO4-, itd.

Za elemente perioda VI, jedinjenja u višim oksidacionim stanjima ili su odsutna ili nestabilna: TlF3, PbF4, BiF5, PoF6, (AtF7); Tl2O3, PbO2, Bi2O5, (PoO3), (At2O7). Slična jedinjenja p-elemenata V perioda karakteriše prilično umerena stabilnost. Oni čak i ne pokazuju uvek oksidaciona svojstva: InF3, SnF4, SbF5, TeF6, IF7; In2O3, SnO2, Sb2O5, TeO3, I2O7.

Razlog za nestabilnost jedinjenja u višim oksidacionim stanjima je taj što 6s elektroni, koji su visoko stabilizovani unutrašnji elektroni (efekat inertnog para), sve manje učestvuju u formiranju hemijskih veza. Koncept “inertnog para” je vrlo koristan, iako ne objašnjava uvijek razloge različite stabilnosti spojeva p-elemenata VI perioda.

Smanjena stabilnost viših oksidisanih oblika elemenata najjasnije je izražena kod elemenata grupa V, VI i posebno VII. A razlog za povećanje efekta „inertnog para“ u seriji Tl Pb Bi Po At je taj što je energetska stabilizacija valentnih 6s elektronskih parova u atomima ovih elemenata veća, što je veći naboj atoma.

Kao što smo već napomenuli, BC metoda objašnjava smanjenje stabilnosti spojeva u višim oksidacijskim stanjima činjenicom da energija promicanja elektrona na viši elektronski podnivo nije kompenzirana energijom formiranih veza. Ovaj koncept prilično uverljivo objašnjava nestabilnost ili nemogućnost dobijanja mnogih jedinjenja u višim oksidacionim stanjima za p-elemente II perioda i VI perioda III, IV, V, VI, VII grupe, ali MO metoda je to ubedljivije dokazala, budući da tako veliki troškovi energije za niti jedan atom ne može podstaći elektrone.

MO pruža pouzdanije objašnjenje karakteristika elemenata parnih perioda. Zbog povećane stabilizacije orbitalnih energija valentnih 2s-, 2p-, 4s-, 4p-, 6s-, 6p elektrona, u atomima ovih elemenata energije hipervalentnih veza centralnog atoma sa ligandima, tj. L(1)- veze, ispostavlja se da su relativno male A-L(2), nastale zbog valentnih ns ili pr elektrona atoma A. To dovodi do malih usrednjenih energija svih (kovalentnih i hipervalentnih) veza u molekulima. A to, zauzvrat, dovodi do smanjenja stabilnosti veza općenito. Zbog preferencijalne stabilizacije ns2-orbitale centralnog atoma, hipervalentne veze L(1)-A-L(2) zasnovane na ns2elektronskom paru atoma A su posebno slabe energije između centralnog atoma i liganada, su jedinjenja u višim oksidacionim stanjima, u čijem formiranju je neophodno učešće ns elektrona.

Kvantitativna mjera stabilizacije ns orbitale atoma A je razlika u energijama njegovih np i ns orbitala. To se zove ns-np energija razdvajanja. Što je nsorbital atoma A stabilniji, to je veća ova energetska razlika, to je niža energija A-L veze u spojevima u višim oksidacijskim stanjima centralnog atoma. Kako se u podgrupi p-elemenata povećava energija razdvajanja ns-np usled 2p-, 3d-, 4f punjenja u periodima II i VI, shodno tome opada i jačina jedinjenja sa višim oksidacionim stanjima za elemente ovih perioda.

Na sl. Na slici 9.4 prikazana je zavisnost prosečnih energija dvocentrične A-F veze u molekulima heksafluorida elemenata VI grupe i vrednosti ns-np razdvajanja.

Rice. 9.4. Prosječne energije dvocentričnih A-F veza u molekulima heksafluorida grupe VI i energije ns-np razdvajanja za slobodne atome kisika, sumpora, selena, telura, polonija

–  –  –

Jednostavne tvari nastale od atoma p-elemenata odlikuju se mnogo većom raznolikošću svojstava od tvari iz s- i d-elemenata. Dakle, ako su sve jednostavne tvari iz d-elemenata i gotovo svi s-elementi (osim vodika i helijuma) u slobodnom stanju metali, tada tvari formirane od atoma p-elemenata pokazuju i metalna i nemetalna svojstva.

U jednostavnim supstancama koje formiraju p-elementi uočeni su metalni i kovalentni tipovi veza. Za supstance sa kovalentnom vezom treba takođe uzeti u obzir doprinos međumolekularnih interakcijskih sila. Kovalentne veze nastaju kada ima dovoljno valentnih elektrona. Ako postoji nedostatak valentnih elektrona, dolazi do stvaranja metalnih veza.

Zintl je povukao vertikalnu liniju između elemenata grupa IIIA i IVA periodnog sistema. Ova karakteristika se zove Zintl granica. Lijevo od ove granice su elementi s nedostatkom valentnih elektrona. Desno od njega su elementi sa dovoljno elektrona da formiraju kovalentne veze. Mora ih biti najmanje četiri, jer kada se uspostavi veza, dobiva se oktetna ljuska. Ako atom ima četiri valentna elektrona, tada se formiraju četiri kovalentne veze. Ovo se primećuje kod ugljenika, germanijuma i -kalaja. Ako atom ima 5 valentnih elektrona, tada su mu za formiranje 2 jednostavne veze sa dva centra, dva elektrona potrebna 3 elektrona, tako da atomi formiraju slojevite rešetke ili ćelije u kojima su povezani kovalentnim vezama. A slojevi su povezani slabim van der Waalsovim silama.

Dakle, za VA grupu:

Pblack As Sb Udaljenost između atoma u sloju, 2,17 2,51 2,87 Udaljenost između slojeva, 3,18 3,15 3,37 Prema Hume-Rotheryjevom pravilu, koordinacijski broj u kristalnim strukturama jednostavnih supstanci desno od Zintl granice je 8 - N, N – broj grupe u periodnom sistemu.

Iz toga proizilazi da supstance p-elemenata grupe VI (osim kiseonika) treba da imaju karakterističan koordinacioni broj 2. Zaista, nemetalne modifikacije S, Se, Te u kristalnim strukturama karakterišu linearni cik-cak lanci i prstenovi, koji su povezane van der Waalsovim silama.

Sromb Sehex Tehex Udaljenost između atoma u lancu, 2,10 2,32 2,89 Udaljenost između lanaca, 3,30 3,46 3,74 Halogeni moraju imati koordinacijski broj u kristalnim rešetkama jednak 1. Dvoatomski molekuli halogena nastaju korištenjem kovalentnih veza. U slobodnom stanju, F2 i Cl2 su gasoviti, Br2 je tečan, I2 je čvrsta kristalna, veoma isparljiva supstanca.

Prema Hume-Rotheryjevom pravilu, plemeniti plinovi moraju imati CN jednak nuli. To se zapravo i primjećuje. Karakteriziraju ih jednoatomne molekule, a samo na vrlo niskim temperaturama mogu se formirati kristali čiji su atomi vezani slabim silama disperzijske interakcije.

Svi elementi koji se nalaze lijevo od Zintl linije imaju nedostatak elektrona, a njihove tvari karakterizira metalna veza.

Postoje izuzeci od pravila Hume-Rothery. Dakle, p-elementi mu se ne pokoravaju: olovo, bizmut, polonijum i bor. Olovo, bizmut i polonijum imaju pretežno metalna svojstva. Pojava metalnih svojstava objašnjava se uticajem kinosimetričnog 4f podnivoa. Kao rezultat, smanjen je uticaj 6s-elektronskog para na formiranje hemijskih veza tipa CV (dvocentrične, dvoelektronske veze). Dakle, postoji nedostatak elektrona za formiranje stabilne ns2np6 ljuske i pojavljuje se metalna veza.

Bor se nalazi lijevo od Zintl linije i ima nedostatak elektrona, a ipak pokazuje nemetalna svojstva. Ovo se objašnjava uticajem cinosimetričnog 2p podnivoa. Kao rezultat, bor ima visok jonizacioni potencijal i elektronegativnost se ne može kretati kroz kristal, obezbeđujući metalnu provodljivost. Dijeljenje elektrona se opaža samo unutar lokalnih atomskih grupa. Stoga bor formira složene kristalne rešetke koje se sastoje od ikosaedra koji sadrže po 12 atoma.

Dakle, granica između metala i nemetala za p-elemente ne leži duž Zintl linije, već dijagonalno od berilija do astatina. Elementi koji se nalaze iznad ove dijagonale imaju pretežno nemetalna svojstva, a oni ispod ove linije imaju pretežno metalna svojstva. Elementi koji se nalaze blizu dijagonale karakteriziraju amfoterna svojstva.

Fizička svojstva U skladu sa gore navedenim, razmotrićemo fizička svojstva p-elemenata. P-elementi IIIA nalaze se lijevo od Zintl granice. Prema tome, svi su, osim bora, metali u slobodnom stanju. Njihove fizičke karakteristike su date u tabeli. 9.6.

–  –  –

Sa izuzetkom bora, p-elementi grupe IIIA imaju niske tačke topljenja. Elementi podgrupe galija imaju posebno niske tačke topljenja. Neobično niska tačka topljenja (29,8°C) galija objašnjava se činjenicom da se molekuli Ga2 nalaze na mjestima kristalne rešetke, vezani slabim silama međumolekulske interakcije.

To dovodi do činjenice da se gustina galija povećava tokom taljenja.

Svi metali imaju različite kristalne rešetke: aluminijum ima kubičnu rešetku centriranu na lice, indijum i galijum imaju ortorombične rešetke, a talijum ima heksagonalnu rešetku. Važno je napomenuti veliki temperaturni raspon koji odgovara tekućem stanju indija i galija - oko 2000 ° C. To su meki metali: indijum i talijum se lako režu nožem. Najtvrđi od njih je aluminijum, koji je lak metal.

Ako su p-elementi grupe IIIA, osim bora, metali, onda su za p-elemente grupe IV metalna svojstva mnogo manje izražena. Ugljik je nemetal, silicijum, germanijum su poluprovodnici; alfa modifikacija kalaja je poluprovodnik, beta kalaj i olovo su metali. Neke fizičke karakteristike p-elemenata četvrte grupe date su u tabeli. 9.7.

Tabela 9.7 Fizička svojstva p-elemenata IV grupe Za silicijum, u normalnim uslovima, kristalna struktura nalik dijamantu (kubična) je stabilna.

To su tvrdi i lomljivi kristali čeličnosive boje. Budući da je veličina atoma silicijuma veća od veličine ugljika, parametri kristalne rešetke silicijuma su veći od parametara dijamanta. Zbog toga silicijum ima nižu tačku topljenja, tvrdoću i zazor.

Germanij je srebrno-bijela supstanca, slična metalu, ali sa rešetkom nalik dijamantu.

Kalaj je polimorfan. -kalaj je stabilan na temperaturama iznad 13,2°C. To je srebrno-bijeli metal tetragonalne strukture. Na temperaturama ispod 13,2°C formira se -kalaj (sivi kalaj) sa strukturom tipa dijamanta. Prelazak -kalaja u kalaj je praćen povećanjem zapremine za 25,6%, a kalaj se raspada u prah.

Olovo je tamno sivi mekani metal sa kockastom rešetkom usredsređenom na lice tipičnom za metale. Olovo nema polimorfne modifikacije.

Metalna svojstva p-elemenata grupe V su još manje izražena. Dušik je gasovita tvar u čvrstom obliku ima molekularnu rešetku. Fosfor je čvrsta supstanca i ima oko 11 modifikacija. Glavni su bijeli, crveni i crni fosfor. Bijeli fosfor ima molekularnu rešetku koja se sastoji od tetraedarskih molekula P4. Uglovi između P-P veza su 60°. Energija takve rešetke je niža od one konvencionalne tetraedarske.

Crveni fosfor se dobija zagrevanjem belog fosfora na 250-300°C bez pristupa vazduhu u atmosferi CO2; ima polimernu strukturu:

Crni fosfor je najstabilnija modifikacija. Dobija se iz bijelog fosfora zagrijavanjem na 200-250°C i pritiskom od 12.000 atmosfera.

200°C, 12000 atm Rbel Pcrno; H = - 42 kJ/mol.

Struktura crnog fosfora sastoji se od valovitih slojeva povezanih međumolekularnim interakcijskim silama.

Svojstva modifikacije fosfora oštro se razlikuju:

Bijeli i crveni fosfor su dielektrici, a crni je poluvodič sa zazorom E = 1,5 eV.

Arsen, antimon i bizmut u normalnim uslovima imaju slojevite kristalne modifikacije (-oblike). Ovo su njihove stabilne modifikacije. Supstance u obliku su kristali metalnog sjaja: arsen i antimon su srebrno-bijeli, bizmut ima crvenkastu nijansu na lomu. Za ove elemente je zadovoljeno Hume-Rothery 8 N pravilo: rešetke su slojevite, slojevi su povezani silama međumolekularne interakcije. Volumen atoma se povećava od vrha do dna, višestrukost kovalentne veze postaje jednaka, a udaljenosti između atoma postaju jednake. To dovodi do činjenice da bizmut ima koordinacionu rešetku, odnosno da su veze ekvivalentne. U bizmutnoj rešetki dominira metalna veza.

Antimon i arsen imaju alotropne modifikacije slične bijelom fosforu, koji sadrži molekule As4, Sb4. Ove modifikacije su nestabilne. Žuta modifikacija arsena, kroz fazu formiranja crnog arsena, sličnog crnom fosforu, prelazi u alfa-romboedarski.

Žuti antimon prolazi slične transformacije. Crne modifikacije arsena i antimona imaju poluvodička svojstva. Zaporni razmak je 1,2 eV i 0,12 eV za arsen i antimon, respektivno. Fizička svojstva elemenata grupe V data su u tabeli. 9.8.

Tabela 9.8. Fizička svojstva p-elemenata grupe V

Prema Hume-Rotheryjevom pravilu, p-elementi grupe VI ne bi trebali imati metalne karakteristike. Ovo pravilo se praktično poštuje, samo polonijum, iz gore opisanih razloga, ispada iz njega.

Kiseonik je gasovita supstanca koja se ukapljuje na -210°C. U tečnom i čvrstom obliku ima molekularne rešetke. Sumpor je čvrsta supstanca i ima tri glavne modifikacije. Najstabilniji u normalnim uslovima je rombičan. Ova modifikacija postaje monoklinička na 95,5°C. Obje ove S2 varijante imaju oblik krune. Ortorombni sumpor je žute boje, a monoklinski sumpor je blijedožut. Treća modifikacija sumpora ima heksagonalnu rešetku. Ova modifikacija je nestabilna i pretvara se u mješavinu ortorombnih i monoklinskih modifikacija.

Njegovi kristali sadrže S6 prstenove u obliku stolice.

Monoklinski sumpor se topi na 119,3°C, a ortorombni sumpor se topi na 112°C. Dijagram stanja sumpora je prikazan na Sl. 9.5.

Rice. 9.5 Fazni dijagram sumpora

Hlađenjem rastopljenog sumpora može se dobiti plastični ili amorfni sumpor. Sastoji se od nepravilno građenih cik-cak lanaca. Tokom skladištenja postepeno se pretvara u mješavinu ortorombnog i monoklinskog sumpora.

Selen, kao i sumpor, formira nekoliko modifikacija.

Dvije kristalne modifikacije selena - ortorombna i monoklinska - sastoje se od Se8 prstenova. Obje ove modifikacije su termodinamički nestabilne u poređenju sa sivom kristalnom modifikacijom, koja se sastoji od beskrajnih spiralnih lanaca atoma. Prisustvo nevezanih elektronskih parova dovodi do neke delokalizacije elektronske gustine po celoj zapremini kristala i kao posledica toga do pojave nekih metalnih karakteristika. Siva modifikacija je po izgledu slična metalu, ali su metalne karakteristike vrlo slabo izražene. Poluprovodnička svojstva ove modifikacije su prilično jasno izražena. Razmak u pojasu je 1,8 eV.

Postoji samo jedna polimorfna modifikacija koja je poznata za telur. Ovaj srebrno-bijeli polumetalni oblik, sličan po strukturi sivom obliku selena, također pokazuje poluprovodna svojstva. Razmak u pojasu je 0,35 eV.

Polonijum ima najizraženija metalna svojstva. Dok je sumpor izolator (otpornost 21033 mOhm/cm), selen (otpornost 21011 mOhm/cm) i telur (otpornost 2105 mOhm/cm) su srednji u električnoj provodljivosti (poluprovodnici). Sumpor, selen, telur, kao i svi nemetali, karakteriše negativan temperaturni koeficijent.

Polonijum ima dve modifikacije. Niskotemperaturni (stabilan na temperaturama do 100°C) ima kubičnu strukturu, a visokotemperaturni romboedarske strukture. U obje modifikacije, polonijum ima otpornost karakterističnu za prave metale (43 mOhm/cm) i pozitivan temperaturni koeficijent. U obje modifikacije, CN polonija je 6. To je meki metal, sličan po fizičkim svojstvima Bi i Pb.

Fizička svojstva p-elemenata grupe VI data su u tabeli. 9.9.

Tabela 9.9. Fizička svojstva p-elemenata grupe VI

–  –  –

Fizička svojstva plinova prirodno variraju u cijeloj grupi. Slabo su rastvorljivi u vodi.

U 100 zapremina vode na 0°C, rastvorljivost je sledeća (u zapreminama):

–  –  –

Radon je radioaktivni element.

Helijum ima posebna fizička svojstva. Ima dva stanja: He-I i He-II. He-I ispoljava svojstva obične tečnosti u tečnom obliku i stabilan je na temperaturi od 2,19 K. He-II je stabilan na temperaturi nižoj od 2,19 K. To je jedina poznata tečnost koja se ne stvrdnjava pod uticajem njegove pare na temperaturi blizu 0 K. Toplotna provodljivost He-II je vrlo visoka, mnogo desetina puta veća od one bakra. Kada se dovede toplota, ona se vrlo brzo uklanja sa zidova posude, tako da se na zidovima ne stvaraju mjehurići karakteristični za ključanje. He-II isparava samo sa površine. Gotovo da nema viskoznosti, jer je njegova viskoznost približno 10.000 puta manja od viskoznosti vodonika. He-II teče vrlo lako i brzo kroz proreze i kapilare bez trenja. Ovaj fenomen se naziva "superfluidnost". P. je otkrio superfluidnost helijuma.

Kapitsa, objasnio je L. Landau, koji je He-II smatrao jedinom kvantnom tečnošću sa inherentnim skupom energetskih nivoa. Anomalna fluidnost He-II nastaje zbog dvostrukog energetskog stanja atoma. Tečni He-II se sastoji od dve tečnosti - i, koje se ne mogu razdvojiti. Kreću se jedno u odnosu na drugo bez interakcije. Tečnost sadrži "svu toplotu" prisutnu u He-II i kreće se kao normalna tečnost. U tečnosti nema toplotnog pomeranja, čini se da je na temperaturi od 0 K. Ovaj fenomen je potvrđen eksperimentom.

Hemijska svojstva

Hemijska svojstva p-elemenata su veoma raznolika. Oni variraju od inertnosti do izuzetne aktivnosti, pa ćemo hemijska svojstva proučavati uzastopno, po podgrupama elemenata.

U pogledu svojih hemijskih svojstava, p-elementi III grupe su prilično reaktivne supstance. Ali ovdje se mora uzeti u obzir sljedeće. U normalnim uslovima, hemijska svojstva aluminijuma, galija i indija su slična. Otporni su na koroziju zbog stvaranja E2O3 oksidnih filmova na njihovoj površini. Ako uklonite ovaj oksidni film, aktivnost elemenata se naglo povećava. Aluminij bez zaštitnog filma reagira s vodom.

2Al + 3H2O Al2O3 + 3H2.

Galij i indijum se ponašaju slično. Kada se zagrije, aktivnost elemenata naglo raste.

Aluminijum, galijum i indijum sagorevaju u kiseoniku da tvore okside:

–  –  –

Aluminij, kada se zagrije na 700-2000 ° C, stupa u interakciju sa sumporom, dušikom, ugljikom, halogenima, formirajući Al2S3, AlN, Al4C3, AlX3, respektivno. Galijum i indijum takođe reaguju sa ovim nemetalima kada se zagreju. Kao rezultat reakcije nastaju oksidi E2O3, sulfidi E2S3, halogenidi E2Cl6, EF3 itd.

Talij je aktivniji. U zraku u prisustvu vlage oksidira i formira TlON sa kisikom daje okside Tl2O3, Tl2O. Sa sumporom stvara Tl2S sulfid, sa halogenima formira TlX halogenide.

Aluminij, galijum i indijum visoke čistoće su veoma otporni na kiseline. Ne reagovati sa hlorovodoničnom kiselinom koja sadrži tragove CuCl.

Generalno, aluminijum se dobro otapa u razblaženim kiselinama, posebno kada sadrži nečistoće gvožđa, ali se ne rastvara dobro u prisustvu nečistoća silicijuma.

U neoksidirajućim kiselinama oslobađa se vodik i nastaju odgovarajuće soli:

2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2; 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2.

Ali u koncentriranim otopinama dušične i sumporne kiseline, aluminij je pasiviran. Galij i indijum se ponašaju slično.

Aluminijum, galijum i indijum reaguju sa razblaženom azotnom kiselinom kao aktivnim metalima, redukujući je, posebno kada se zagreju, u NH3.

Aluminij se rastvara u zagrijanim alkalnim otopinama:

Al + NaOH + 5H2O Na + 3/2H2.

Galijum se ponaša kao aluminijum i rastvara se u alkalijama:

–  –  –

Indijum je takođe rastvorljiv u alkalijama, ali mnogo manje od aluminijuma i galija. Talij se sporo otapa u hlorovodoničnoj i sumpornoj kiselini, jer je prekriven nerastvorljivim filmovima talij hlorida i sulfata. Talij se ne rastvara u alkalijama.

Grupa III P-elementi vrlo aktivno reaguju sa metalima. Oni formiraju intermetalne spojeve sa većinom metala. Štaviše, većina ovih metalida ima više tačke topljenja od osnovnih metala.

P-elementi III grupe Al, Ga, In imaju visok afinitet prema kiseoniku, posebno prema aluminijumu:

–  –  –

U normalnim uslovima, ugljenik i silicijum su blago reaktivni. Ugljik sagorijeva samo u kisiku na 800°C i stvara CO2. Silicijum reaguje sa halogenima da formira EC4 kada se zagreje, a sa fluorom na normalnim temperaturama. Reaguje sa drugim nemetalima na visokim temperaturama. Reaguje sa alkalijama i formira silikate.

Hemijska aktivnost silicijuma ovisi o stanju njegove površine.

Dakle, visoko dispergovani silicijum, dobijen reakcijom 3CaSi2 + 2SbCl3 6Si + 2Sb + 3CaCl2, reaguje sa vodom i formira SiO2 i vodonik:

–  –  –

Germanij, kalaj i olovo formiraju spojeve s jonskim i kovalentnim vezama. Tendencija gubljenja elektrona kod ovih elemenata je manje izražena nego kod p-elemenata III grupe. U nizu standardnih potencijala, kalaj i olovo dolaze ispred vodonika, a germanijum dolazi iza njega, između bakra i srebra.

Na uobičajenim temperaturama, germanij i kalaj su otporni na kisik, ali olovo postaje prekriveno tankim filmom oksida i gubi svoj metalni sjaj. Germanij i kalaj su stabilni u vodi, ali se olovo oksidira kisikom otopljenim u njoj.

Kada se zagrije, povećava se aktivnost elemenata podgrupe germanija. Germanij, kalaj i olovo reagiraju kada se zagrijavaju s kisikom i formiraju okside GeO2, SnO2, PbO, a u interakciji s halogenima formiraju jedinjenja GeX4, SnX4, PbX2. Sa sumporom nastaju mješavine sulfida GeS2, GeS, SnS2, SnS, PbS.

Germanij se ne otapa u razrijeđenim hlorovodoničnim i sumpornim kiselinama.

Kalaj se polako otapa u razrijeđenoj HCl i brzo u koncentrovanoj HCl, oslobađajući kisik:

Sn + 2HCl(dil) SnCl2 + H2;

Sn + 4HCl(konc) H2 + H2.

Olovo se ne otapa u razrijeđenim hlorovodoničnim i sumpornim kiselinama, jer je prevučeno slabo rastvorljivim PbCl2 ili PbSO4. Ali u koncentriranoj klorovodičnoj kiselini nastaje olovo

H2:

Pb + HCl(konc.) H2[PbCl4] + H2, au koncentrovanoj sumpornoj kiselini – Pb(HSO4)2:

–  –  –

Kada se zagreje, kalaj sa koncentrovanom azotnom kiselinom stvara kalajnu kiselinu H2SnO3, (xSnO2yH2O), 5.

Koncentrovana azotna kiselina ima mali uticaj na olovo, jer je nastali olovni nitrat slabo rastvorljiv u koncentrovanom HNO3.

Germanij se ne otapa u razrijeđenoj dušičnoj kiselini, a kalaj daje Sn(NO3)2:

–  –  –

Organske kiseline u prisustvu kiseonika reaguju sa kalajem i dovode do stvaranja rastvorljivih jedinjenja:

Pb + 2CH3COOH + 1/2O2 Pb(CH3COO)2 + H2O.

Germanij i kalaj reagiraju s kraljevskom vodom:

–  –  –

Germanij, kalaj i olovo otapaju se u koncentrovanim rastvorima i topljenjima alkalija.

Germanij se bolje otapa u prisustvu kisika ili oksidacijskih sredstava:

–  –  –

Ako voda sadrži malu količinu otopljenog CO2, tada je površina olova prekrivena zaštitnim filmom od PbCO3 i olovo se u njemu dalje ne otapa, ali s visokim sadržajem CO2 dolazi do rastvaranja:

–  –  –

Germanij, kalaj i olovo reagiraju s metalima i formiraju legure različitih sastava. Silicijum stvara silicide.

Hemijska svojstva p-elemenata V grupe sve više potvrđuju njihovu kovalentnu prirodu u odnosu na prethodne podgrupe. Imaju mnogo jaču tendenciju stvaranja anjonskih kompleksa. Sposobnost stvaranja kationa izražena je uglavnom u bizmutu, slabo se manifestira u antimonu i praktički se ne manifestira u ostalim elementima grupe V.

Hemijska svojstva fosfora jako zavise od modifikacije. Tako se bijeli fosfor lako zapali na zraku na 40°C, crveni fosfor se pali na 240°C, a crni fosfor na 290°C.

U tom slučaju nastaju oksidi P2O3 (P4O6), P2O5 (P4O10). Fosfor reaguje sa halogenima i formira halogenide sastava PX3 i PX5. Sa sumporom nastaju jedinjenja različitih sastava: P4S3, P4S5, P4S7.

Fosfor vrlo slabo reagira s vodonikom, što rezultira fosfinom:

–  –  –

Sa metalima stvara fosfide kao što su Ca3P2, Na3P. Ne reaguje direktno sa ugljenikom, ali se mnoga jedinjenja dobijaju indirektno, uglavnom sa organskim materijama.

Fosfor reaguje sa oksidacionim kiselinama:

–  –  –

Elementi podgrupe arsena (metalne modifikacije) su stabilniji u normalnim uslovima, ali kada se zagreju njihova aktivnost raste. Izgaraju na zraku i stvaraju E2O3 okside, a sa halogenima stvaraju spojeve kao što su EH3 i EH5. Reaguje sa sumporom i formira sulfide E2S3, E2S5. Sa metalima formiraju arsenide tipa Mg3As2, antimonide tipa Me3As2 i bizmutide tipa Ca3Vi2.

Jedinjenja sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima su po prirodi nalik soli, ali se s vodom razlažu do hidrida EN3. Sa drugim metalima, elementi podgrupe arsena formiraju jedinjenja GaAs, InSb, AlAs. Ova stabilna jedinjenja ne reaguju sa azotom, ugljenikom ili vodonikom.

Elementi podgrupe arsena u naponskom nizu dolaze nakon vodonika, stoga ne reagiraju s neoksidirajućim kiselinama.

Otapa se u oksidirajućim kiselinama:

–  –  –

Bizmut se ne otapa u koncentrovanoj azotnoj kiselini.

Antimon i bizmut reagiraju s koncentriranom sumpornom kiselinom prema sljedećim reakcijama:

2Sb + 6H2SO4(konc.) 6Sb2(SO4)3 + 3SO2 + bH2O;

2Bi + 6H2SO4 Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;

rastvoriti u kraljevskoj vodi:

–  –  –

Kao što se može vidjeti iz gornjih reakcija, bizmut u ovom slučaju stvara stabilnija jedinjenja.

Antimon i bizmut su otporni na rastvore i taline alkalija, a arsen, kada se stapa sa alkalijama, formira soli arsenske kiseline:

–  –  –

Sposobnost stvaranja kationskih oblika još je manje izražena kod p-elemenata VI grupe. Samo polonijum može proizvesti spojeve u kojima je prisutan kao kation: Po(SO4)2, Po(NO3)4.

U slobodnom stanju sumpor i elementi podgrupe selena su umjereno stabilne tvari. Kada se zagreju, sagorevaju na vazduhu dajući diokside SO2, SeO2, TeO2, PoO2.

Bez zagrijavanja, oni reagiraju samo s fluorom i stvaraju fluoride:

EF6, EF4, E2F10. Reaguju sa drugim halogenima, osim joda, kada se zagrevaju da nastanu halogenidi EH4, S2Cl2, SCl2. Sumpor ne reaguje sa jodom. Oni stupaju u interakciju s ugljikom, fosforom i metalima. U tom slučaju nastaju jedinjenja tipa CS2, P2S5, P2Se5, HgS, FeS. U nizu standardnih potencijala p-elementi grupe VI su iza vodonika, pa stoga ne reaguju sa neoksidirajućim kiselinama.

Oksidirano oksidirajućim kiselinama:

–  –  –

U dimećoj sumpornoj kiselini (oleumu), sumpor se otapa i formira otopine obojene od žute do plave, koje sadrže paramagnetne čestice nepoznatog sastava.

Tokom dužeg ključanja, sumpor reaguje sa alkalijama:

4S + 8NaOH 3Na2S + Na2SO4 + 4H2O.

Sumpor, selen i telur se rastvaraju u rastvorima svojih anjona da bi formirali polianione Sn2-, Sen2-, Ten2-. Sumpor, selen i telurij reagiraju s mnogim organskim spojevima, na primjer sa zasićenim ugljovodonicima, i dehidrogeniraju. Reakcija sumpora sa oleofilnim ugljovodonicima koristi se u vulkanizaciji gume. Očigledno je da sve reakcije sumpora zahtijevaju otvaranje S8 prstena i formiranje lanaca od atoma ili spojeva koji sadrže takve lance. Mnoge reakcije sumpora mogu se objasniti potrebom za nukleofilnim efektima na S-S veze.

Čak je i jednostavna anorganska reakcija sumpora s natrijum sulfitom složena:

S8 + SNa2SO3 8Na2S2O3.

Halogeni su vrlo reaktivni reagensi i praktično ne stvaraju katione. Samo jod ima poznata jedinjenja u kojima može biti u obliku kationa I+, IO+, (INO3, IONO3).

Halogeni reaguju sa većinom elemenata periodnog sistema. Fluor stupa u interakciju čak i s inertnim plinovima, osim lakih (He, Ne, Ar), stvarajući fluoride različitih sastava. Fluor je najaktivniji od svih halogena, uprkos činjenici da je njegov elektronski afinitet manji od afiniteta hlora (333,1 kJ/mol i 369,5 kJ/mol za fluor i hlor, respektivno). Veća aktivnost fluora u odnosu na hlor objašnjava se znatno nižom energijom disocijacije molekula F2 (156,3 kJ/mol) od molekula Cl2 (242,7 kJ/mol).

Fluor u interakciji sa ksenonom:

Xe(g.) + F2 XeF2; G = -161,2 kJ/mol, Xe + 2F2 XeF4; G = -256,7 kJ/mol.

Reaguje sa kiseonikom na niskim temperaturama u električnom pražnjenju dajući kiseonik fluoride OF2, O3F2, O2F2.

Nemetali i prahovi većine metala sagorevaju u fluoru dajući fluoride.

Hlor takođe direktno reaguje sa većinom nemetala (osim ugljenika, kiseonika, azota) i metala (osim gvožđa u odsustvu vode) na niskim temperaturama. U teškim uslovima nastaju jedinjenja sa ksenonom XeCl4, XeCl2. Na hladnoći se klatrati Cl2H2O i Cl28H2O formiraju sa vodom.

Hemijska aktivnost broma je manja od fluora i hlora.

Ne reaguje direktno sa kiseonikom, azotom, ugljenikom i inertnim gasovima. Jod ima još manju hemijsku aktivnost.

Najmanje hemijski aktivni su p-elementi VIII grupe. Zovu se inertni ili plemeniti plinovi. Samo Kr, Xe i Rn ulaze u hemijske interakcije.

Sposobnost ulaska u hemijske reakcije se povećava kako se smanjuje jonizacioni potencijal atoma inertnog gasa. U osnovi, hemija plemenitih gasova je hemija ksenona.

Ksenon reaguje sa fluorom:

310°C Xe + F2 XeF2;

200-250°C Xe + 3F2 XeF6;

–  –  –

Vodonik zauzima prvo mjesto u sistemu. Ima jednu valentnu kinosimetričnu 1s orbitalu, koja sadrži samo jedan elektron. Zbog toga se zbog brojnih svojstava svrstava i u prvu i u sedmu grupu, u glavne podgrupe. Prema vrijednosti elektronegativnosti (2.1), vodonik zauzima prosječnu poziciju među elementima (EOF = 4,1; EOCs = 0,7), stoga može djelovati i kao anion-formator i kao tvorac katjona, ovisno o elektronegativnosti atoma u interakciji sa njim.

Prema pravilima nomenklature binarnih jedinjenja, hidridi uključuju spojeve vodika sa metalima, odnosno sa elementima niže elektronegativnosti. Jedinjenja s nemetalima nisu hidridi. Njihovo ime je određeno vrstom atoma koji je anjon: vodonik halogenidi HX (X – F, C1, Br, I), vodonik halkogenidi (H2S, H2Se, H2Te) itd.

Poznato je da se u binarnim jedinjenjima elektronegativniji element piše kao drugi. Konkretno, formulu amonijaka treba napisati kao H3N. Ali često se ovo pravilo ne poštuje zbog ustaljenih tradicija. Dakle, formulu metana treba napisati H4C (vodonik karbid), pošto je elektronegativnost vodonika manja od elektronegativnosti ugljenika (EOS = 2,6). Ali formule vodoničnih analoga ugljika po grupama su napisane kako to zahtijeva nomenklatura (SiH4, GeH4, itd.)

d.). Slično se uočava i za jedinjenja sa vodonikom elemenata azotne podgrupe (H3N, PH3, AsH3, SbH3).

Jedinjenja vodika igraju posebnu ulogu u hemijskim karakteristikama elemenata. Ovo je takođe uzeo u obzir D.I.

Pokazalo se da je zbir valencije elemenata koji se nalaze desno od Zintlove linije za vodonik i najveće valencije za kisik uvijek jednak osam. Upravo ove elemente karakterizira stvaranje hlapljivih vodikovih spojeva. Na osnovu vrste hemijske veze, vodonikova jedinjenja p-elemenata mogu se podeliti na jonska (slična soli) i kovalentna. Hidridi slični soli nastaju interakcijom vodonika sa p-metalima.

Ali u poređenju sa hidridima alkalnih i zemnoalkalnih metala, jonitet veze u vodoničnim jedinjenjima p-metala je znatno manji. Formalno, vodonik u ovim jedinjenjima zadržava oksidaciono stanje -1.

Ali ovo oksidaciono stanje je nestabilno, a p-metalni hidridi se lako hidroliziraju vodom, oslobađajući vodik:

EN3 + 3H2O E(OH)3 + 3H2.

Binarna jedinjenja sa vodonikom sa pretežno kovalentnim tipom veze formiraju p-elemente grupa IV-VII, u kojima vodonik deluje kao tvorac katjona. Smatra se da odgovarajući p-elementi imaju negativna oksidaciona stanja u jedinjenjima sa vodonikom (EN4, EN3, EN2, EN), iako to nije uvek u skladu sa vrednostima elektronegativnosti.

Ovo je posebno uočljivo za p-elemente grupa IV i V. Dakle, oksidaciono stanje silicijuma, germanijuma i kalaja u odgovarajućim jedinjenjima vodonika uzima se kao -4, iako je elektronegativnost ovih elemenata, respektivno, 1,9; 2.0; 1.8, manje od elektronegativnosti vodonika (2.1).

Termička stabilnost vodikovih spojeva opada odozgo prema dolje u grupama. Dakle, PbH4, PoH2, AtH se ne dobijaju, a BiH3 se razgrađuje u trenutku izolacije. Smanjenje stabilnosti povezano je sa smanjenjem stepena preklapanja elektronskih oblaka atoma u interakciji zbog povećanja veličine.

Polaritet veza u vodikovim spojevima se povećava tokom perioda i smanjuje unutar podgrupe od vrha do dna. Sa promjenom jačine i polariteta veza vodikovih spojeva mijenja se njihov odnos prema vodi, kao i kiselinsko-bazna svojstva proizvoda otopljenih u vodi. Što je jačina veze niža i što je veza polarnija, to se u otopinama javlja lakša elektrolitička ionizacija duž ove veze.

Kovalentna jedinjenja p-elemenata IV grupe su slabo rastvorljiva u vodi (ali su visoko rastvorljiva u nepolarnim organskim rastvaračima).

U vodenim rastvorima polako hidroliziraju oslobađanjem vodika i stvaranjem hidrokso kompleksa:

–  –  –

Jedinjenja sa vodonikom p-elemenata VI grupe H2S, H2Se, H2Te su polarnija od jedinjenja prethodnih podgrupa i kada se rastvore u vodi daju kiseline:

–  –  –

Jačina H2E kiselina raste od sumpora do telura.

Halogenidi vodika su još polarnija jedinjenja. Vrlo su rastvorljivi u vodi. Njihova voda

–  –  –

Jedinjenja vodonika p-elemenata drugog perioda V-VII grupa (NH3, H2O, HF) značajno se razlikuju od svojih analoga po nizu svojstava. To je zbog njihove jake povezanosti zbog jakih vodikovih veza. Njihove tačke topljenja i ključanja, te vrijednosti konstanti disocijacije u vodenim otopinama određuju se upravo ovim faktorom.

Voda je idealan amfolit, au serijama NH3, H2O, HF priroda disocijacije se prirodno mijenja:

NH3 + H2O NH4+ + OH-;

H2O + H2O H3O+ + OH-;

H2O + HF H3O+ + F-.

H-O veza je polarnija od N-H veze, tako da usamljeni elektronski par azota lakše napada pozitivni jon vodonika u vodi, formirajući vezu donor-akceptor. U slučaju HF, veza vodonik-fluor je polarnija od O-H veze, tako da je proton ovdje napadnut.

Rezultirajući F ion je sposoban da formira vodikovu vezu sa HF molekulom:

F- + H-F [ F H-F]-.

To rezultira smanjenjem koncentracije vodikovih iona i stoga smanjenjem jačine kiseline.

Hidridi bora, aluminijuma i galija donekle se razlikuju od ostalih vodoničnih jedinjenja p-elemenata. Bor i galijev hidridi su vrlo isparljive, plinovite ili tekuće tvari, B2H6 i Ga2H6 su dimeri, plinovite tvari koje se lako razlažu vodom. Aluminijum hidrid je čvrsta polimerna supstanca (AlH3)x, koja se raspada na elemente kada se zagrije na 100°C.

Oksidi

Kiseonik je drugi najelektronegativniji element u periodnom sistemu elemenata, stoga u većini binarnih jedinjenja sa drugim elementima stvara anion. Izuzetak su spojevi sa fluorom. U većini svojih binarnih spojeva kisik pokazuje oksidacijsko stanje od -2 (sa izuzetkom peroksida, superoksida i ozonida). Za p-elemente praktički nema oksida s čisto ionskim tipom veze, čak ni u niskim oksidacijskim stanjima.

Oksidi p-elemenata koji se nalaze ispod B At linije imaju ionsko-kovalentnu hemijsku vezu, zbog čega pokazuju prilično izražena amfoterna svojstva:

Ga2O3 + 6HCl 2CaCl3 + H2O; Ga2O3 + 6NaOH + 3H2O 2Na3[Ca(OH)6].

P-elemente koji formiraju amfoterne okside karakteriziraju prosječne vrijednosti elektronegativnosti (unutar 1,4-1,8) i oksidacijska stanja +2 - +4. Okside elemenata koji se nalaze iznad linije bor-astatin karakterizira pretežno kovalentna vrsta kemijske veze. Oksidi su kisele prirode. U ovom slučaju, elektronegativnost i oksidaciona stanja elemenata igraju važnu ulogu. Ako je, u oksidacionom stanju +4, elektronegativnost elementa veća od 1,8, oksid pokazuje kisela svojstva. Dakle, relativne elektronegativnosti ugljenika, silicijuma i germanijuma u +4 oksidacionom stanju su 2,0, 1,9 i 2,0, respektivno. To dovodi do činjenice da su oksidi ovih elemenata sastava EO2 kisele prirode. Sa oksidacijskim stanjima većim od četiri i visokim vrijednostima elektronegativnosti (više od dvije), oksidi su kisele prirode.

Na osnovu svog strukturnog tipa, oksidi p-elemenata se dijele na koordinacijske i molekularne. Vrsta kristalne strukture oksida ovisi o prirodi kemijske veze. Dakle, u kristalnim strukturama sa kovalentnom vezom, koordinacijski brojevi ne bi trebali biti veći od 4. Dakle, u kubičnoj strukturi beta-kristobalita (SiO2), koordinacijski broj silicija je četiri, a koordinacijski broj kisika je dva.

Implementacija koordinacione strukture u silicijum dioksidu ukazuje na značajan deo ionnosti veze silicijum-kiseonik. U ugljičnom dioksidu, veza ostaje kovalentna zbog manje razlike u elektronegativnosti između kisika i ugljika, a oksid ima molekularnu strukturu. Viši oksidi preostalih p-elemenata IV grupe GeO2, SnO2, PbO2 imaju kristalne rešetke tipa rutila, karakteristične za jonska jedinjenja.

Pri prelasku na okside p-elemenata grupa V-VII, uočava se povećanje broja molekularnih struktura i smanjenje broja koordinacijskih. Molekularne strukture su karakterističnije za lake elemente, a koordinacione strukture su karakterističnije za teške elemente. Tako se u grupi V azot, fosfor i arsen karakterišu molekularne strukture, oksid antimona ima pseudomolekularnu lančanu strukturu ortorombskog sistema, a Bi2O3 koordinacionu strukturu sa koordinacionim brojem bizmuta 6. U grupi VI, oksidi SO2 , SeO3 i SeO3 i TeO3; SeO2 je pseudomolekularni, a TeO2 je koordinacijski. Svi oksidi halogena (hlor, brom, jod) imaju molekularnu strukturu.

U odnosu na vodu, karakteristični oksidi p-elemenata (podložni pravilu formalne valencije) ponašaju se različito.

Mogu se podijeliti u dvije grupe:

1) nerastvorljiv u vodi i praktično ne reaguje sa njom (Al2O3, Ga2O3, PbO2, itd.);

2) oksidi kisele prirode, rastvorljivi u vodi i u interakciji s njom. To su oksidi bora, ugljika, dušika, fosfora, sumpora i halogeni.

Svi kiseli oksidi, bez obzira na njihov odnos prema vodi, reaguju sa alkalijama. Dakle, u vodi netopivi silicijum oksid

SiO2 reaguje sa alkalijama:

SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O.

Istovremeno, amfoterni oksidi su u pravilu otporni ne samo na vodu, već i na kiseline i alkalije.

Tipičan primjer takvog oksida je aluminijev oksid Al2O3, koji praktički ne reagira s kiselinama i stupa u interakciju s alkalijama samo pri fuziji. Neka svojstva viših oksida p-elemenata data su u tabeli. 9.12.

–  –  –

U odnosu na halogene, svi p-elementi stvaraju katjone. Stoga, maksimalni broj atoma halogena po jedinici formule često odgovara broju grupe u kojoj se element nalazi. Ovo posebno vrijedi za fluoride, budući da je fluor najelektronegativniji element i, kao što je gore spomenuto, lako formira hipervalentne veze sa tri centra. U seriji F - Cl - Br - I, maksimalna kovalentnost za halogen se smanjuje. Čak i u interhalidnim jedinjenjima, samo jod (IF7) pokazuje maksimalnu kovalenciju za fluor. Postoji sumpor heksafluorid (SF6), ali heksahlorid nema. Slično, za p-elemente grupe V postoje viši halogenidi PF5 i PCl5, ali samo PBr3 i PI3. Ako p-element ima nekoliko oksidacijskih stanja, tada se u svakom oksidacijskom stanju mogu formirati halogenidi, ovisno o uvjetima sinteze. Dakle, halogenidi se mogu klasifikovati kao karakteristična jedinjenja, jer jasno pokazuju odnos između položaja elementa u periodnom sistemu, njegovih karakterističnih oksidacionih stanja i njihove stabilnosti kako u izolovanom stanju tako iu različitim uslovima. Fluor, kao najelektronegativniji element, pospješuje ispoljavanje viših oksidacijskih stanja, a preostali halogeni potiču srednje oksidacijska stanja.

Strukture halogenida p-elemenata mogu se prilično grubo podijeliti na ionske i kovalentne. Kovalentni se, pak, mogu podijeliti na koordinacijske, molekularne i pseudomolekularne (slojeviti, lančani). Jonske strukture imaju fluoride metala koji se nalaze ispod bor-astatinske linije, i metale u nižim oksidacionim stanjima (halid talijuma (I), olovo i kalaj (II)). Grupa III p-metalni hloridi imaju slojevitu strukturu, osim GaCl3 i AlCl3, koji imaju molekularnu strukturu koja se sastoji od Ga2Cl6 i Al2Cl6 dimera.

Ali čak iu ovim jedinjenjima postoji značajna kovalentna komponenta u hemijskoj vezi, o čemu svjedoči amfoterna priroda ovih halogenida i njihova sklonost hidrolizi. Fluoridi su otporni na hidrolizu, drugi metalni halogenidi se hidroliziraju snažnije, posebno hloridi i bromidi galija i indija.

Nemetalni halogenidi u nižim oksidacionim stanjima (+1 ili +2) karakterišu molekularne strukture. U višim oksidacijskim stanjima, halogenidne strukture su ili molekularne ili pseudomolekularne. Molekularne halogenide karakterizira povećanje tačaka topljenja i ključanja ovisno o atomskom broju halogena. Fluoridi (najčešće su to gasovite materije u normalnim uslovima) imaju najniže tačke topljenja i ključanja, a najvišu jodidi (tabela 9.13).

–  –  –

Takvi halogenidi se dime u zraku zbog hidrolize vodenom parom u zraku. Viši halogenidi ugljika, dušika, sumpora (SF6) su slabo rastvorljivi u vodi i praktično ne hidroliziraju. Mnogi halogenidi p-elemenata karakteriziraju stvaranje kompleksnih spojeva sa halogenidima alkalnih, zemnoalkalnih metala i amonijaka. Ovo posebno važi za fluoride. Dakle, kompleksi fluorida su vrlo česti za bor, aluminijum i silicijum (H, M3I, M2I). Stabilnost halogenih kompleksa opada u seriji F

Cl - Br - I. Često halogenidni kompleksi stabilizuju oksidaciona stanja koja su nestabilna u normalnom stanju. Tako su za olovo poznati kompleksi tipa M2I za sve halogenidne jone, iako PbBr4 i PbI4 nisu dobijeni.

Od složenijih spojeva smatrat ćemo samo hidrokside kao karakteristike p-elemenata.

Hidroksidi

Hidroksidi se obično smatraju produktima interakcije oksida s vodom, bez obzira da li oksid reagira s vodom ili ne. U vodi, joni hidronijuma i joni hidroksida postoje u ravnoteži. Stoga, oksidi, u interakciji s vodom, pomiču ovu ravnotežu na bazičnu ili kiselu stranu. Shodno tome, hidroksidi su karakteristična jedinjenja, jer njihova svojstva određuju da li element pripada metalima ili nemetalima. Ali karakteristična svojstva hidroksida pojavljuju se samo u vodenoj sredini. U drugim otapalima, kiselinsko-bazna svojstva hidroksida mogu se promijeniti. Dakle, oksid N2O5 u vodenoj otopini daje jaku kiselinu, odnosno ponaša se kao kiseli oksid. Ali dušična kiselina otopljena u tekućem fluorovodiku ponaša se kao baza, dodajući proton. Mnoge kiseline i baze u nevodenim rastvorima menjaju stepen disocijacije.

Opća formula hidroksida je E(OH)p.

Maksimalna vrijednost n može biti jednaka 8 (formalna vrijednost valencije elementa koja odgovara broju grupe). Ali središnji atom ne može zadržati veliki broj hidroksilnih grupa, jer je takvo stanje nestabilno zbog elektrostatičkog odbijanja negativno nabijenih čestica. Povećana stabilnost se postiže smanjenjem koordinacionog broja zbog eliminacije jednog ili više molekula vode. U ovom slučaju, monodentatni OH-ligandi su zamijenjeni bidentatnim kisikovim ligandima. Što je centralni atom manji (što je njegovo oksidaciono stanje veće), to je veći broj molekula vode koji se odvajaju da bi se osigurala stabilnost koordinacione sfere. Ova situacija je tipična za nemetalne hidrokside ili metalne hidrokside u visokim oksidacionim stanjima (više od 3).

U drugom periodu, prilikom prijelaza iz bora u dušik, radijus atoma se smanjuje, pa se za bor u ortobornoj kiselini koordinaciono okruženje sastoji od tri hidroksilne grupe (H3BO3), ali su poznati derivati ​​metaborične kiseline HBO2.

Za ugljik, stanje sa četiri OH grupe je nestabilno, a stabilnost koordinacije postiže se eliminacijom jednog molekula vode:

U tom slučaju nastaje CO(OH)2 ili H2CO3.

Za dušik, stabilnost strukture osigurava se odvajanjem dvaju molekula vode:

N(OH)5 NO2(OH) + 2H2O.

Za p-elemente III perioda, stabilnost hidroksida podliježe istim pravilima: s povećanjem broja grupe, broj odvojenih molekula vode raste, jer se veličina atoma smanjuje u istom smjeru. Ali unutar grupa C(+4) Si(+4), N(+5) P(+5) radijusi atoma se povećavaju.

Dakle, za silicijum i fosfor, pored metaformi (H2SiO3 i HPO3), postoje i orto oblici (H4SiO4 i H3PO4).

Formula ortofosforne kiseline odgovara eliminaciji jedne molekule vode:

Po analogiji sa orto-oblici silicijumskih i fosfornih kiselina, spojeve elemenata III perioda karakteriše sledeći obrazac:

–  –  –

one. sa povećanjem stepena oksidacije i smanjenjem veličine atoma, povećava se broj odvojenih molekula vode. Za hidrokside težih p-elemenata, broj vezanih hidroksioaniona raste s povećanjem veličine atoma od vrha do dna u grupi. Ali elementi perioda IV Ge, As, Se, Br zadržavaju istu zavisnost kao p-elementi perioda III, budući da je povećanje atomskog radijusa elemenata od perioda III do IV (Si Ge, P As, S Se, Cl Br) je beznačajan. To je zbog 3d kompresije zbog popunjavanja kinosimetričnog 3d podnivoa u elementima perioda IV. Zbog 3d kompresije, formule odgovarajućih kiselina u najvišem oksidacionom stanju su H4GeO4, H3AsO4, H3SeO4, HBrO4, tj. sa povećanjem stepena oksidacije, molekuli vode se odvajaju, kao u kiselinama elemenata III perioda. Ali p-elemente V perioda karakterišu bogatiji hidratni oblici. Tako je za telurij, pored H2TeO4, poznat i orto-oblik H6TeO6 (Te(OH)6), tj. bez gubitka vode. Za jod, pored HIO4, poznat je H5IO6 sa gubitkom samo jedne molekule vode.

Dakle, opšta formula hidroksida se može napisati kao EOm(OH)n, gde je m = 0, 1, 2... 4, i n = 0, 1, 2... 6 u hidroksidima iz stvarnog života. Pri m = 0, E(OH)n hidroksidi mogu imati i bazični i kiseli karakter, a povećanjem broja hidroksilnih grupa u jedinici formule slabe bazna svojstva, a povećavaju se kisela svojstva. Za hidrokside sastava E(OH)n (m = 0), bazičnost raste u podgrupi odozgo prema dolje, što je povezano s povećanjem radijusa atoma i slabljenjem njegovog polarizacijskog efekta.

Hidroksidi sastava EOm(OH)p (m 0) imaju isključivo kisela svojstva. To je zato što atomi kiseonika koji su kovalentno vezani za element promovišu polarizaciju O-H veze, čime se olakšava disocijacija putem kiselog mehanizma. Kako se m povećava, jačina kiselina bi trebala rasti.

Jačina kiselina praktično ne zavisi od vrednosti n broja hidroksilnih grupa u jedinici formule, jer se za višebazne kiseline koncentracija vodikovih jona u rastvoru uglavnom određuje disocijacijom u prvom koraku. Kiseline poput E(OH)n (m = 0) su vrlo slabe. Dakle, H3BO3, HOCl, H6TeO6 imaju konstante disocijacije za prvi korak od 610-10 i 510-8, 210-8, respektivno. Kiseline poput EO(OH)p (m = 1) su slabe. Na primjer, za HClO2, HNO2, H2CO3, konstante disocijacije su 110-2, 40-4, 110-6, respektivno. Kiseline poput EO2(OH)n (m = 2) su jake (NNO3, H2SO4). Kiseline sa formulom EO3(OH) (m = 3, n = 1) su veoma jake.

Kiselinsko-bazna svojstva hidroksida mogu se otkriti samo kroz hemijsku interakciju. Kisela priroda hidroksida se manifestuje kada stupi u interakciju sa jedinjenjem koje ima bazična svojstva, i obrnuto, bazna svojstva se javljaju kada dođe u interakciju sa kiselim jedinjenjem. Stoga se amfoternost može smatrati univerzalnim svojstvom hidroksida. U zavisnosti od stepena ispoljavanja kiselinsko-baznih svojstava, priroda disocijacije hidroksida u vodenoj sredini, kao i karakteristike interakcije oksida sa vodom, prirodno se menjaju. Glavne vrste takve interakcije su sljedeće.

1. Oksidi tipičnih nemetala sa vodom daju jake kiseline koje disociraju u okso-anjone:

–  –  –

2. Prilikom interakcije s vodom, slabo kiseli oksidi stvaraju odgovarajuće kiseline, koje disociraju pretežno na kisele anione koji su slabo skloni daljoj disocijaciji:

–  –  –

Ako su kisela i bazična svojstva amfoternog hidroksida izražena u približno istoj mjeri, tada su moguće interakcije u oba smjera:

–  –  –

Fe(OH)2 Fe(OH)+ + OH-.

5. Hidroksidi tipičnih metala, koji imaju jako izražena bazična svojstva, u vodenim rastvorima formiraju hidratizovane katjone i anjone OH-. Za mnoge elemente je karakteristično stvaranje oksokacija kao što su SO2+ (tionil), SO22+ (sulfuril), SbO+ (antimonil).

Kontrolna pitanja

1. Po kojim kriterijumima se elementi klasifikuju kao p-elementi?

2. Koja je maksimalna kovalentnost p-elemenata perioda III?

3. Koja je formulacija Hume-Rotheryjevog pravila?

4. Kako Zintl linija prolazi kroz periodni sistem?

5. Koje su kristalne strukture karakteristične za p-elemente grupe V u skladu sa Hume-Rotheryjevim pravilom?

6. Zašto halogeni ne mogu formirati koordinacijske kristalne rešetke?

7. Koja je razlika između 2p-elemenata i njihovih analoga u podgrupi?

8. Zašto dušik ne može formirati više od 4 kovalentne veze?

9. Šta je suština pravila pariteta?

10. Koje je objašnjenje pravila parnosti u BC metodi iu MO metodi?

11. Šta je suština sekundarne periodičnosti?

12. Kako koncept „inertnog para“ objašnjava smanjenje stabilnosti viših oksidacionih stanja p-elemenata VI perioda?

13. Kako se raspodjela elektronske gustine za kainosimetrične orbitale razlikuje od raspodele elektronske gustine za druge orbitale?

14. Kako se mijenja priroda supstanci prema broju p-elemenata grupe IV?

15. Kako 3d kompresija utiče na poluprečnike i elektronegativnost atoma p-elemenata?

16. Zašto je fluor najaktivniji element, uprkos činjenici da je njegov elektronski afinitet manji od hlora?

17. Zašto su za p-elemente VI grupe potencijali jonizacije manji,

18. Šta objašnjava tako nisku tačku topljenja metalnog galijuma (29,8°C)?

19. Kako možete promijeniti svojstva električne provodljivosti poluvodičkog germanija?

20. Koja se pojava naziva “kalajna kuga”?

21. Koji proizvodi se dobijaju interakcijom p-elemenata III grupe sa kiseonikom?

22. Kako germanijum i olovo reaguju sa azotnom kiselinom?

23. Zašto je bijeli fosfor hemijski aktivniji od crvenog?

24. Gdje se nalazi metalni bizmut u nizu standardnih potencijala?

25. Zašto se sumpor nalazi u prirodi u svom prirodnom obliku?

26. Zašto jedinjenja broma u najvišem oksidacionom stanju karakterišu niska stabilnost?

27. Šta objašnjava nisku hemijsku aktivnost „inertnih“ gasova?

28. Zašto se aluminijum koristi za proizvodnju metala iz oksida?

29. Koje su razlike uočene kada antimon reaguje sa azotnom kiselinom različitih koncentracija?

30. Koji se procesi uočavaju kada se olovo stavi u vodu?

Zadaci

1. Uporedite hemijska svojstva talijuma sa svojstvima njegovih analoga u podgrupi. Dajte odgovarajuće jednačine.

2. Navedite hemijske reakcije koje ilustruju poboljšanje metalnih svojstava u nizu Ge - Sn - Pb.

3. Ilustrirajte promjenu kemijske prirode jednostavnih supstanci u nizu P - As - Sb - Bi na primjeru njihove interakcije sa dušičnom kiselinom.

4. Nacrtajte zavisnost Tmel = f(Z) za p-elemente grupe VI. Objasnite nastalu zavisnost.

5. Koristeći referentne podatke o vrijednostima standardnih redoks potencijala reakcija X2 + 2e = 2H- (X – Cl, Br, I), izvući zaključak o obrascu promjene oksidativne sposobnosti X2 i redukcijske sposobnost X- u vodenom rastvoru.

6. Koja je rastvorljivost joda u vodi, alkoholu i drugim organskim rastvaračima? Šta objašnjava rastvorljivost joda u rastvoru kalijum jodida?

7. Dajte što više znakova koji potvrđuju nemetalnu prirodu silicijuma.

8. Koja vrsta hibridizacije atomskih orbitala sumpora nastaje kada formira 2, 3, 6 veza?

9. Napišite reakcije aluminijuma, galija i indija sa natrijum hidroksidom. Koristeći referentne podatke, izvucite zaključak za koji element je ova reakcija najtipičnija.

10. Objasniti promjenu stabilnosti najvišeg oksidacijskog stanja u nizu N - P - As - Sb - Bi.

dodatnu literaturu

1. Akhmetov N.S. Opća i neorganska hemija. M.: Više. škola, 1989. 384 str.

2. Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija, dio 2. M.: Mir, 1969. P. 78-463.

3. Remy G. Kurs neorganske hemije. T. 1. M.: Mir, 1972. P. 314 Ripan R., Ceteanu I. Neorganska hemija. T. 1. M.: Mir, S. 264 Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. Opća i neorganska hemija.

M.: Hemija, str. 326-491.

6. Ugai Ya A. Neorganska hemija. M.: Više. škola, 1989. P.

PRIMENA U DIJAGNOSTICI ATMOSFERE Specijalnost 01.04.21 – laserska fizika SAŽETAK disertacije za zvanje doktora fizike...” PALEOKLIMAT UDK (517.1) DINAMIKA RAZVOJA PRIRODNOG OKOLIŠA I OKOLIŠA HOLOCEN ZAPADNOG DELA TOJINSKOG ..."predstavio..." navodi Apstrakt disertacije za naučni stepen kandidata fizičkih i matematičkih nauka..." 5, Kišinjev, MD-2028, Republika Moldavija Povodom 60. godišnjice akademske nauke, značajan datum u nacionalnim razmjerima, u atmosferi velikog pripremnog..." metil metakrilata, divinil etra dietilen glikola i jonoizmenjivačkih smola Specijalnost 02.00.09 "Hemija visoke energije" Disertacija za konkurencija od...” CVM RADI U SISTEMU AUTOMATSKOG PRIKUPLJANJA INFORMACIJA...” 02.00.04. – Fizička hemija SAŽETAK disertacije za naučni stepen kandidata hemijskih nauka Omsk 2011. Rad je izveden na Univerzitetu ..."

"PULSE 4.2 G e V / s ON NUCLEON dostavljeno u časopis Nuclear Physics i t G.N. Agakishiev", N. Akhababyan, Ts Baatar, E. Balea, O. Balea, E. Bartke, E. Bialkowska, E.Bogdanovich, V. .Boldea, A.P.Gas...”

“Usačev Konstantin Sergejevič PROSTORNA STRUKTURA AMILOIDOGENSKIH A PEPTIDA I NJIHOVIH KOMPLEKSA SA MODELOM MEMBRANA U RJEŠENIMA METODAMA NMR SPEKTROSKOPIJE 01.04.07. – fizika kondenzirane materije SAŽETAK potpuna fizička disertacija 2. temat. ..”

Izbrisat ćemo ga u roku od 1-2 radna dana.

Poglavlje 14. Hemija s-elemenata. Natrijum i kalijum. Magnezijum i kalcijum

14.1. Opće karakteristike elemenata IA i IIA grupa

Grupa IA uključuje litijum, natrijum, kalijum, rubidijum i cezijum. Ovi elementi se nazivaju alkalnim elementima. U istu grupu spada i umjetno dobiveni malo proučeni radioaktivni (nestabilni) element francij. Ponekad je i vodonik uključen u IA grupu (vidi Poglavlje 10). Dakle, ova grupa uključuje elemente iz svakog od 7 perioda.
Grupa IIA uključuje berilijum, magnezijum, kalcijum, stroncijum, barijum i radijum. Posljednja četiri elementa imaju naziv grupe - zemnoalkalni elementi.
Kada se govori o tome koliko se često atomi određenog elementa nalaze u prirodi, oni obično ukazuju na njegovu rasprostranjenost u zemljinoj kori. Zemljina kora se odnosi na atmosferu, hidrosferu i litosferu naše planete. Dakle, četiri od ovih trinaest elemenata su najzastupljenija u zemljinoj kori: Na ( w=2,63%), K ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) i Ca ( w= 3,38%). Ostali su mnogo rjeđi, a francij se uopće ne nalazi.
Orbitalni radijusi atoma ovih elemenata (osim vodonika) variraju od 1,04 A (za berilijum) do 2,52 A (za cezijum), odnosno za sve atome prelaze 1 angstrom. To dovodi do činjenice da su svi ovi elementi pravi metalni elementi, a berilij je amfoterni metalni element.
Opća valentna elektronska formula elemenata grupe IA je ns 1, i grupa IIA elemenata – ns 2 .
Velika veličina atoma i mali broj valentnih elektrona dovode do činjenice da atomi ovih elemenata (osim berilija) imaju tendenciju da odustanu od svojih valentnih elektrona. Atomi elemenata grupe IA najlakše odustaju od svojih valentnih elektrona (vidi Dodatak 6), dok jednonabijeni kationi nastaju od atoma alkalnih elemenata, a dvonabijeni kationi nastaju od atoma zemnoalkalnih elemenata i magnezijuma. Oksidacijsko stanje jedinjenja alkalnih elemenata je +I, a elemenata grupe IIA je +II.
Jednostavne supstance formirani od atoma ovih elemenata su metali. Litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum i francijum nazivaju se alkalnim metalima jer su njihovi hidroksidi alkalije. Kalcijum, stroncijum i barijum se nazivaju zemnoalkalni metali. Hemijska aktivnost ovih supstanci raste kako se atomski radijus povećava.
Od hemijskih svojstava ovih metala najvažnija su njihova redukciona svojstva. Alkalni metali su najjači redukcioni agensi. Metali elemenata IIA grupe su takođe prilično jaki redukcioni agensi.
Svi oni (osim berilija) reaguju sa vodom (magnezij kada se prokuva):
2M + 2H 2 O = 2M aq+2OH aq+H2,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2.

U slučaju magnezijuma, kalcijuma i stroncijuma, zbog niske rastvorljivosti nastalih hidroksida, reakcija je praćena stvaranjem taloga:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Alkalni metali reaguju sa većinom nemetala:
2M + H 2 = 2MH (kada se zagrije),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (u normalnim uslovima),
2M + S = M 2 S (kada se zagrije).

Od alkalnih metala, kada se sagore u kiseoniku, uobičajeni oksid stvara samo litijum. Preostali alkalni metali formiraju perokside (M 2 O 2) ili superoksidi(MO 2 – spojevi koji sadrže superoksidni jon sa formalnim nabojem od –1 e).
Poput alkalnih metala, metali iz grupe IIA reaguju sa mnogim nemetalima, ali pod težim uslovima:
M + H 2 = MH 2 (kada se zagrije; osim berilija),
2M + O 2 = 2MO (u normalnim uslovima; Be i Mg - kada se zagreje),
M + Cl 2 = MCl 2 (u normalnim uslovima),
M + S = MS (kada se zagrije).
Za razliku od alkalnih metala, oni s kisikom stvaraju obične okside.
Samo magnezij i berilij reaguju mirno sa kiselinama, druge jednostavne supstance reaguju veoma burno, često eksplozijom.
Berilijum reaguje sa koncentrovanim rastvorima alkalija:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

U skladu sa svojim položajem u nizu napona, samo berilijum i magnezijum reaguju sa rastvorima soli, preostali metali u ovom slučaju reaguju sa vodom.
Budući da su jaki redukcioni agensi, alkalni i zemnoalkalni metali reduciraju mnoge manje aktivne metale iz svojih spojeva, na primjer, kada se zagrijavaju, javljaju se sljedeće reakcije:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Industrijski način proizvodnje zajednički za sve alkalne metale i metale grupe IIA je elektroliza rastaljenih soli.
Osim berilija oksidi od svih elemenata koji se razmatraju su osnovni oksidi, i hidroksidi– jake baze (u beriliju su ova jedinjenja amfoterna, magnezijum hidroksid je slaba baza).
Jačanje osnovnih svojstava hidroksida sa povećanjem atomskog broja elementa u grupi lako se uočava u nizu hidroksida elemenata grupe IIA. Be(OH) 2 je amfoterni hidroksid, Mg(OH) 2 je slaba baza, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 i Ba(OH) 2 su jake baze, ali sa povećanjem atomskog broja njihova rastvorljivost raste, i Ba(OH) 2 se već mogu klasifikovati kao alkalije.

SUPEROKSIDI
1.Napraviti skraćene elektronske formule i energetske dijagrame atoma elemenata grupa IA i IIA. Označite vanjski i valentni elektron.
2. Iz kojih razloga je vodonik svrstan u grupu IA, a iz kojih razloga u grupu VIIA?
3. Sastaviti jednačine za reakcije sledećih supstanci sa viškom kiseonika: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4.Kristali određene supstance sastoje se od jednostruko nabijenih jona. Svaki ion sadrži 18 elektrona. Napravite a) najjednostavniju formulu supstance; b) skraćene elektronske formule jona; c) jednačina jedne od reakcija za proizvodnju ove supstance; d) dvije jednadžbe reakcije koje uključuju ovu supstancu.

14.2. Natrijum i kalijum

Natrijum i kalijum su najvažniji alkalni elementi.
Jednostavne supstance, formirani od ovih elemenata, su mekani, topljivi srebrnasti metali, lako se režu nožem i brzo oksidiraju na zraku. Čuvaju se ispod sloja kerozina. Tačka topljenja natrijuma je 98 °C, a kalijuma 64 °C.
Oksidi Ovi elementi su tipični bazični oksidi. Vrlo su higroskopne: upijajući vodu, pretvaraju se u hidrokside.
Hidroksidi natrijum i kalijum su alkalije. To su čvrste, bezbojne kristalne supstance koje se tope bez raspadanja. Poput oksida, vrlo su higroskopni: upijajući vodu, pretvaraju se u koncentrirane otopine. I čvrsti hidroksidi i njihove koncentrisane otopine vrlo su opasne tvari: u dodiru s kožom izazivaju teško zacjeljive čireve, a udisanje njihove prašine dovodi do oštećenja dišnih puteva. Natrijum hidroksid (trivijalni nazivi - kaustična soda, kaustična soda) jedan je od najvažnijih proizvoda hemijske industrije - koristi se za stvaranje alkalnog okruženja u mnogim hemijskim industrijama. Kalijum hidroksid (trivijalni naziv je "kaustični kalij") koristi se za proizvodnju drugih jedinjenja kalijuma.
Većina srednje soli natrijum i kalijum su termički stabilne supstance i raspadaju se samo na veoma visokim temperaturama. Umjerenim zagrijavanjem razgrađuju se samo soli halogeniranih oksokiselina, nitrata i nekih drugih spojeva:

NaClO 4 = NaCl + 2O 2;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Kisele soli su manje stabilne kada se zagrijavaju, sve se razlažu:

2NaHS = Na 2 S + H 2 S;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O;
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2;
NaH 2 PO 4 = NaPO 3 + H 2 O;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Ovi elementi ne formiraju bazične soli.

Od soli najvažnija je natrijum hlorid – kuhinjska so. Ona nije samo neophodna komponenta hrane, već je i sirovina za hemijsku industriju. Od njega se dobijaju natrijum hidroksid, soda bikarbona (NaHCO 3), soda (Na 2 CO 3) i mnoga druga jedinjenja natrijuma. Kalijumove soli su neophodna mineralna đubriva.
Gotovo sve soli natrijuma i kalija su rastvorljive, tako da su dostupne kvalitativne reakcije ne na jone ovih elemenata. (Kvalitativne reakcije su hemijske reakcije koje omogućavaju detekciju atoma ili jona bilo kojeg hemijskog elementa u jedinjenju, dok se dokazuju da su otkriveni ti atomi ili joni, a ne bilo koji drugi slični njima po hemijskim svojstvima. Takođe se nazivaju reakcije , omogućava otkrivanje bilo koje supstance u smeši) Prisutnost natrijevih ili kalijevih jona u jedinjenju može se odrediti bojom bezbojnog plamena kada mu se doda ispitni uzorak: u slučaju natrijuma, plamen postaje žut, a u slučaju kalijuma ljubičasta.

KVALITATIVNE REAKCIJE
Zapišite jednadžbe reakcije koje karakterišu hemijska svojstva a) natrijuma, b) kalijum hidroksida, c) natrijevog karbonata, d) natrijum hidrosulfida.
Bojenje plamena sa solima natrijuma i kalija

14.3. Magnezijum i kalcijum

Jednostavne supstance magnezijum i kalcijum su metali. Kalcijum brzo oksidira na vazduhu, ali magnezijum je mnogo stabilniji u ovim uslovima – oksidira samo sa površine. Kalcijum se skladišti ispod sloja kerozina. Tačke topljenja magnezijuma i kalcijuma su 650, odnosno 851 °C. Magnezijum i kalcijum su mnogo tvrđe supstance od alkalnih metala. Mala gustina magnezijuma (1,74 g/cm3) sa značajnom čvrstoćom omogućava upotrebu njegovih legura u vazduhoplovnoj industriji.
I magnezijum i kalcij su jaki redukcioni agensi (posebno kada su zagrijani). Često se koriste za redukciju drugih, manje aktivnih metala iz njihovih oksida (magnezij u laboratoriji i kalcij u industriji).
Magnezij i kalcij su među rijetkim metalima koji reagiraju s dušikom. Kada se zagreju, sa njim formiraju nitride Mg 3 N 2 i Ca 3 N 2. Stoga, kada se sagore na zraku, magnezij i kalcij se pretvaraju u mješavinu oksida i nitrida.
Kalcijum lako reaguje sa vodom, ali magnezijum reaguje samo kada se prokuva. U oba slučaja dolazi do oslobađanja vodika i stvaranja slabo topljivih hidroksida.
Oksidi magnezijum i kalcijum su jonske supstance; u hemijskom ponašanju su osnovni oksidi. Magnezijum oksid ne reaguje sa vodom, ali kalcijum oksid (trivijalno ime je "živo kreč") burno reaguje, oslobađajući toplotu. Nastali kalcijum hidroksid u industriji se naziva "gašeno vapno".
hidroksid Magnezijum je nerastvorljiv u vodi, ali je baza. Kalcijum hidroksid je primetno rastvorljiv u vodi; njegova zasićena otopina naziva se "vapnena voda", to je alkalni rastvor (mijenja boju indikatora). Kalcijum hidroksid u suvom, a posebno u vlažnom stanju, apsorbuje ugljen-dioksid iz okolnog vazduha i pretvara se u kalcijum karbonat. Ovo svojstvo gašenog vapna koristi se u građevinarstvu dugi niz stoljeća: gašeno vapno kao glavna komponenta bilo je dio građevinskih krečnih maltera, koji su danas gotovo u potpunosti zamijenjeni cementnim. Oba hidroksida se pri umjerenom zagrijavanju raspadaju bez topljenja.
soli Magnezijum, a posebno kalcijum nalaze se u mnogim mineralima koji stvaraju kamenje. Od ovih stena najpoznatije su kreda, mermer i krečnjak, čija je glavna supstanca kalcijum karbonat. Kada se zagriju, kalcijum i magnezijev karbonati se razlažu na odgovarajuće okside i ugljični dioksid. S vodom koja sadrži otopljeni ugljični dioksid, ovi karbonati reagiraju i formiraju otopine hidrogenkarbonata, na primjer:

MCO 3 + CO 2 + H 2 O = M 2 + 2HCO 3.

Kada se zagrije, pa čak i kada pokušavate odvojiti bikarbonate iz otopine uklanjanjem vode na sobnoj temperaturi, oni se razlažu obrnutom reakcijom:

M 2 + 2HCO 3 = MCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Hidrirani kalcijum sulfat CaSO 4 ·2H 2 O je bezbojna kristalna supstanca, slabo rastvorljiva u vodi. Kada se zagrije, djelomično se dehidrira, pretvarajući se u kristalni hidrat sastava 2CaSO 4 ·H 2 O. Trivijalni naziv za dihidrat hidrat je gips, a hemihidrat je alabaster. Kada se alabaster pomiješa s vodom, on hidratizira, formirajući gustu, čvrstu masu gipsa. Ovo svojstvo alabastera koristi se u medicini (gipsani odljevci) i građevinarstvu (pojačane gipsane pregrade, nedostaci brtvljenja). Skulptori koriste alabaster za izradu gipsanih modela i kalupa.
Kalcijum karbid (acetilenid) CaC 2. Strukturna formula (Ca2)(CC). Dobija se sinterovanjem živog vapna sa ugljem:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Ova jonska tvar nije sol i potpuno je hidrolizirana vodom u acetilen, koji se dugo vremena dobijao na ovaj način:

CaC 2 + 2H 2 O = C 2 H 2 + Ca(OH) 2.

Hidrirani magnezijev jon 2 je katjonska kiselina (vidi Dodatak 13), pa se rastvorljive soli magnezijuma podvrgavaju hidrolizi. Iz istog razloga može nastati magnezijum bazične soli, na primjer Mg(OH)Cl. Hidrirani kalcijev jon nije kationska kiselina.
Kalcijum u jedinjenju može se otkriti po boji plamena. Boja plamena je narandžasto-crvena. Kvalitativna reakcija na ione Ca 2, Sr 2 i Ba 2, koja, međutim, ne dozvoljava da se ti ioni razlikuju jedan od drugog - taloženje odgovarajućih sulfata razrijeđenom otopinom sumporne kiseline (ili bilo kojom otopinom sulfata). u kiseloj sredini):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4.

1.Zašto magnezijum i kalcijum ne formiraju jednostruko nabijene jone?
2. Napišite deskriptivne jednačine za sve reakcije date u paragrafu.
3. Napravite jednačine za reakcije koje karakterišu hemijska svojstva a) kalcijuma, b) kalcijum oksida, c) magnezijum hidroksida, d) kalcijum karbonata, e) magnezijum hlorida.
Proučavanje svojstava jedinjenja magnezijuma i kalcijuma

s-elementi - Ovo su elementi za koje se popunjava s-podnivo. Ovi elementi su u glavnim podgrupama prve i druge grupe. S-elementi prve grupe obuhvataju vodonik i alkalne metale, a drugu grupu berilij, magnezijum i zemnoalkalne metale. TO s-elementi takođe uključuju inertni gas helijum.

Grupa 1 s-metala uključuje: litijum ( Li), natrijum ( N / A), kalijum ( TO), rubidijum ( Rb), cezij ( Cs) i Francuska ( o). Ovi metali se nazivaju alkalnim, jer dva glavna predstavnika (natrijum i kalij) formiraju jake baze - alkalije. Na vanjskom energetskom nivou atoma ovih elemenata nalazi se jedan elektron kojeg atomi alkalnog metala lako odustaju, pretvarajući se u jednonabijene katione. Sa povećanjem atomskog broja elemenata, radijusi atoma se povećavaju, što dovodi do povećane aktivnosti redukcije. Alkalne metale karakteriše niska tvrdoća, niska gustina i niske tačke topljenja.

s-elementi druge grupe uključuju: berilij ( Ve), magnezijum ( Mg) i zemnoalkalni metali - kalcijum ( Sa), stroncij ( Sr), barijum ( Va) i radijum ( Ra). Berilijum i magnezijum se značajno razlikuju od ostalih elemenata ove grupe. Berilijum je amfoterni metal. Magnezijum stvara slabu bazu, dok zemnoalkalni metali formiraju jake baze. Ovi metali imaju dva elektrona na vanjskom nivou i relativno ih lako odustaju, pretvarajući se u dvostruko nabijene katjone. Imaju veću tvrdoću od alkalnih metala i prilično visoke tačke topljenja.

Ovi metali su visoko hemijski reaktivni. Njihova aktivnost se može odrediti njihovim položajem u elektrohemijskom nizu. Treba napomenuti da je litijum najaktivniji metal na svojoj poziciji u elektrohemijskom nizu (φ 0 = - 3,045 V), iako je po svom položaju u periodnom sistemu, u poređenju sa drugim alkalnim metalima, najslabiji redukcioni agens.

To je posljedica činjenice da je položaj metala u elektrohemijskom nizu određen zbirom tri veličine:

1) energija razaranja kristalne rešetke;

2) energija ionizacije metala;

3) energija hidratacije nastalog jona.

Energije razaranja kristalne rešetke za ove metale su približno iste. Energija jonizacije atoma litijuma u podgrupi je najveća (E = 5,39 eV), ali je energija hidratacije litijum jona, zbog njegovog malog radijusa, abnormalno visoka. Na osnovu zbira ove tri vrijednosti, litijum u vodenom rastvoru je elektrohemijski najaktivniji metal.

Kada alkalni metali stupaju u interakciju sa atmosferskim kiseonikom: litijum formira oksid (Li 2 O), natrijum - peroksid (Na 2 O 2), a kalijum, rubidijum i cezijum - superokside (MeO 2). Berilijum, magnezijum i zemnoalkalni metali lako oksidiraju na vazduhu i formiraju okside.

Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom i formiraju hidrokside:

K 2 O + H 2 O → 2KOH,

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2.

Peroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala su u stanju da stupe u interakciju sa ugljičnim dioksidom i oslobađaju kiseonik, što omogućava njihovu upotrebu u sistemima za regeneraciju vazduha:

2BaO 2 + 2CO 2 → 2BaCO 3 + O 2.

Alkalni i zemnoalkalni metali takođe reaguju sa drugim nemetalima: halogenima, sumporom, azotom, vodonikom. U tom slučaju nastaju odgovarajući halogenidi, sulfidi, nitridi i hidridi. Na primjer,

2Na + H 2 → 2NaH.

Hidridi se u potpunosti razlažu vodom i nastaju vodonik i metalni hidroksid. Na primjer,

CaH 2 + 2HON → Ca(OH) 2 + 2H 2.

Ovi metali istiskuju vodonik iz vode, budući da se nalaze lijevo od aluminija u elektrohemijskom nizu. Na primjer,

Ca + 2HON → Ca(OH) 2 + H 2.

Berilijum i magnezijum sporo reaguju sa vodom zbog niske rastvorljivosti nastalih hidroksida.

Be(OH) 2 ima amfoterna svojstva, tj. u interakciji sa kiselinama i alkalijama:

Be(OH) 2 + 2HCl ↔ BeCl 2 + 2H 2 O,

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 [Be(OH) 4 ] (u rastvoru),

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 BeO 2 + 2H 2 O (u topljenju).

Najčešći spojevi ovih elemenata su sljedeći:

NaCl - natrijum hlorid (kuhinjska so) konzervans za hranu;

NaOH - natrijum hidroksid (kaustična soda). Koristi se za proizvodnju sapuna, prečišćavanje ulja itd.

Na 2 CO 3 - natrijum karbonat (natrijum karbonat);

NaHCO 3 - natrijum bikarbonat (soda bikarbona);

Kalijum u obliku kalijevih soli neophodan je za ishranu biljaka.

Biljke trebaju magnezijum jer je dio hlorofila.

CaO - kalcijum oksid (živi kreč);

Ca(OH) 2 - kalcijum hidroksid (gašeno vapno) se široko koristi u građevinarstvu;

CaSO 4 ·2H 2 O - kalcijum sulfat (gips);

CaCO 3 - kalcijum karbonat (krečnjak, kreda, mermer). Njegovom termičkom razgradnjom nastaju živi vapno i ugljični dioksid.

CaCO 3 = CaO + CO 2.

Treba napomenuti da su jedinjenja natrijuma, kalijuma, kalcijuma i magnezijuma neophodna za život živih organizama.

Vodonik i helijum takođe se odnose na s-elemente. Ovi elementi su na prvom mjestu po zastupljenosti u svemiru: vodonik je na prvom, a helijum na drugom.

Sadržaj vodonika na Zemlji je ~1%, ali H2 se gotovo nikada ne nalazi u slobodnom obliku. Dio je raznih jedinjenja. Vodonik postoji u obliku tri izotopa: protijum 1 1 H, deuterijum 2 1 D i tricijum 3 1 T. U prirodi postoji 1 atom deuterija na svakih 6800 atoma vodonika. Zbog velike razlike u masi, fizička i kemijska svojstva izotopa vodika i spojeva koje oni formiraju prilično se značajno razlikuju. Jedno od najčešćih hemijskih jedinjenja vodonika u prirodi je voda. Na primjeru ovog spoja bit će prikazan opći pristup analizi strukture i svojstava kemijskih spojeva.

Helijum na Zemlji se nalazi samo u atmosferi i njegov sadržaj je nizak. Hemijski je inertna tvar, stoga se koristi u autogenom zavarivanju za stvaranje inertnog okruženja. Tačka topljenja helijuma je 271,4 o C (pri pritisku od 3,0 MPa), a tačka ključanja je 269,9 o C, što mu omogućava da se koristi kao rashladno sredstvo u fizici niskih temperatura.

Blok s-elemenata uključuje 13 elemenata čija je zajednička karakteristika izgradnja s-podnivoa vanjskog energetskog nivoa u njihovim atomima. Elektronska formula vanjske ljuske elemenata grupe IA i vodonika je ns 1, a formule IIA elemenata i helijuma je ns 2. Iako su vodonik i helijum klasifikovani kao ks-elementi, zbog njihovih specifičnih svojstava preporučljivo je razmotriti ih odvojeno.

Kao što slijedi iz elektronskih formula, elementi grupe IA imaju jedan s-elektron na vanjskom energetskom nivou, a elementi grupe IIA imaju dva elektrona.

Hemijska svojstva s-elemenata IA i IIA grupa su slična. s-elementi lako doniraju valentne s-elektrone, odnosno jaki su redukcioni agensi. Elementarne supstance su tipični metali sa sjajem, visokom električnom i toplotnom provodljivošću i hemijski su veoma aktivni.

s-elementi imaju niske energije jonizacije na relativno velikim radijusima atoma i jona. U pravilu tvore spojeve s ionskim tipom veze, s izuzetkom vodika, koji se u spojevima čak i s najelektronegativnijim elementima (na primjer, u vodi) odlikuje pretežno kovalentnom vezom. Djelomično kovalentna priroda veza u jedinjenjima javlja se u određenoj mjeri u litijumu, berilijumu i magnezijumu.

Većina prirodnih spojeva natrijuma, kalija, kalcija i stroncija topiva je u vodi i slabim kiselinama, te stoga ioni ovih metala mogu migrirati iz vodenih otopina u tijelo biljaka, životinja i ljudi.

Vodonik, natrijum, kalijum, magnezijum, kalcijum su vitalni za žive i biljne organizme.

2. Vodonik i njegova jedinjenja.

Vodonik je najlakši s-element. Elektronska formula valentne ljuske je 1s 1 Vodik je makro element i igra važnu ulogu u živim organizmima. U periodičnom sistemu vodonik se nalazi zajedno sa alkalnim metalima i halogenima. Zaista, vodonik je sličan elementima grupe IA - alkalnim metalima (formiranje H + jona, redukciona sposobnost, interakcija sa nemetalima).

Međutim, vodik ima mnogo veću sličnost sa halogenima: gasovito stanje u normalnim uslovima, dvoatomska molekula jednostavne supstance H 2, nepolarna veza u molekuli H 2, polarne veze u jedinjenjima sa nemetalima, formiranje hidridnog jona H - u jedinjenjima sa metalima NaH, CaH 2 (slično G jonu u metalnim halogenidima NaG, CaG 2).

Dakle, vodonik je element sa specifičnim svojstvima i treba ga razmatrati odvojeno.

Glavna karakteristika atoma vodika je da je, za razliku od drugih elemenata, njegov valentni elektron direktno u polju djelovanja atomskog jezgra, budući da u drugim elementima nema srednjih elektronskih ljuski. Druga razlika između vodonika je u tome što je on jonizovani atom - ion H + je elementarna čestica - proton vrlo male veličine (10 -15 m).

Vodonik je jedan od najzastupljenijih elemenata u svemiru.

Koncentracija vodonika u ljudskom tijelu - oko 10% (7 kg) u poređenju sa sadržajem u zemljinoj kori (1%) - ukazuje na isključivu ulogu vodonika u biološkim procesima. Na svakih 100 atoma vodika u ljudskom tijelu postoji samo 58 atoma drugih elemenata. Ljudsko tijelo sadrži vodonik u obliku raznih bioorganskih spojeva i vode.

Poznata su tri izotopa vodonika: protij (H), deuterijum (D), tricijum (T). Procijum i deuterijum su stabilni izotopi, tricijum je radioaktivan (poluživot 12,5 godina).

Trenutno se deuterijum naširoko koristi kao oznaka koja se uvodi u različite lijekove za proučavanje njihove farmakokinetike.

Široko se koristi i tricijum, koji je emiter β-čestica. Ovaj izotop se koristi kao tragač za proučavanje različitih metaboličkih reakcija i za dijagnosticiranje brojnih bolesti. Reagensi obeleženi tricijumom se posebno često koriste u proučavanju mehanizma delovanja enzima.

Tricij se koristi za određivanje ukupne količine vode u tijelu. Da bi se to postiglo, u organizam se unosi određena količina vode koja sadrži određeni udio tritijuma. Nakon potpune apsorpcije ubrizgane vode, uzima se uzorak krvnog seruma i određuje se radioaktivnost tricijuma u njemu. Poznavajući radioaktivnost primijenjenog dijela vode i radioaktivnost krvnog seruma, moguće je izračunati ukupnu količinu vode u tijelu.

Iako deuterijum nije radioaktivan, toksični efekti deuterijuma na žive organizme moraju se uzeti u obzir kada se radi s deuteriranim spojevima.

Jednostavne supstance. Vodik formira dvoatomske molekule. Prisustvo tri izotopa određuje sposobnost vodonika da formira molekule protijuma H 2, deuterijuma D 2, tricijuma T 2, protodeuterijuma HD, prototricijuma NT, deuterijuma DT.

Najveći interes u vezi sa visokom zastupljenošću izotopa protijuma u zemljinoj kori i živim organizmima su svojstva jednostavne supstance protium H 2 - dihidrogen, u daljem tekstu jednostavno vodonik.

Vodonik je najlakši od svih gasova. Slabo rastvorljiv u vodi, ali veoma rastvorljiv u nekim metalima: Pt, Pd itd. Zbog nepolarnosti i velike čvrstoće molekula H2 na sobnoj temperaturi, vodonik je neaktivan i reaguje samo sa fluorom. Kada se zagrije, vodonik reagira sa mnogim nemetalima - hlorom, bromom, sumporom, kiseonikom itd. Redukciona sposobnost vodonika se koristi za dobijanje nekih jednostavnih supstanci iz oksida i halogenida. Na primjer, pri visokim temperaturama, bakar (II) oksid se reducira:

CuO(s) + H 2 (g) = Cu(s) + H 2 O (g)

Zbog visokog polarizacionog efekta, proton nikada ne postoji kao takav, on se nužno kombinuje sa drugim atomima i molekulama, na primer, sa vodom, ion vodonika H + formira oksonijum ion H 3 O +. U ljudskom tijelu, u spojevima s ugljikom, dušikom i sumporom, vodonik je kovalentno vezan. Mali dio vodika je u obliku oksonijum jona H 3 O + (na primjer, u želučanom soku). Joni oksonijuma koji se nalaze u želudačnom soku pokazuju, s jedne strane, antimikrobno dejstvo - ubijaju mnoge mikroorganizme koji se unose u želudac hranom. S druge strane, ioni H 3 O + imaju katalitičko djelovanje - uz njihovo učešće hidroliziraju se proteini, polisaharidi i druga bioorganska jedinjenja.

Specifična struktura atoma vodika određuje formiranje vodikove veze. U živim organizmima vodikove veze su prisutne kako u samom otapalu - vodi, tako iu tvarima otopljenim u njemu - šećerima, proteinima, nukleinskim kiselinama itd.

U svim jedinjenjima koja se nalaze u živim organizmima, vodonik ima oksidacijsko stanje +1.

Zajedno sa sposobnošću doniranja elektrona, atom vodonika može dobiti i elektron. U tom slučaju nastaje negativni ion vodika - hidrid - H -, koji ima stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina helijuma. U obliku H jona, vodik se nalazi u spojevima s aktivnim metalima - hidridima. Kada vodik stupa u interakciju s takvim metalima, očituje se njegova oksidacijska sposobnost.

Biološka uloga najvažnijih vodonikovih spojeva i njihova upotreba u medicini. Voda je jedno od najvažnijih i najrasprostranjenijih jedinjenja vodonika na Zemlji. Vodeni prostor zauzima skoro 75% površine zemaljske kugle. Tijelo odrasle osobe sadrži u prosjeku 65-67% vode, u embrionima (4 mjeseca) - 94, u novorođenčadi - 74%.

Sve hemijske reakcije u organizmu odvijaju se samo u vodenoj sredini. Život bez vode je nemoguć. Destilirana voda je farmakopejski lijek.

Teška voda D 2 O se široko koristi za proučavanje kretanja vode u biljkama i brzine apsorpcije vode u ljudskom tijelu. Na primjer, korištenje D 2 O omogućilo je da se utvrdi da se u tkivima nekih biljaka voda kreće brzinom od 14 m na sat, a voda koju čovjek pije potpuno se raspoređuje po organima i tkivima tijela u 2 sata, a tek nakon dvije sedmice se potpuno uklanja iz njega.

U medicinskoj praksi koristi se još jedno vodikovo jedinjenje - vodikov peroksid H 2 O 2. Ovo jedinjenje je važan metabolički nusprodukt.

P Vodonik oksid je bezbojna, prozirna tečnost. U dodiru sa kožom i sluzokožom izaziva peckanje. Struktura molekula H 2 O 2 prikazana je na Sl. 6.1. Molekula H 2 O 2 je polarna, dipolni moment p = 7,1 D. Prisustvo usamljenih parova elektrona na atomima kiseonika omogućava formiranje donor-akceptorskih veza vodonik peroksida sa ligandima - akceptorima elektrona.

Oksidacijsko stanje kiseonika u H 2 O 2 je -1, tj. ima srednju vrijednost između oksidacijskog stanja kisika u vodi (-2) i elementarnog kisika O 2 (0). Iz ovoga proizilazi da vodikov peroksid može ispoljiti i svojstva oksidacionog agensa i svojstva redukcionog agensa (redox dualnost). Međutim, vodikov peroksid više karakteriziraju oksidirajuća svojstva. Većina supstanci koje se susreću u praksi imaju niže redoks potencijale i H 2 O 2 ih može oksidirati. Samo relativno mala grupa supstanci može smanjiti vodonik peroksid.

Primjer reakcije u kojoj H 2 O 2 djeluje kao oksidacijsko sredstvo je oksidacija nikal (II) sulfida u kiseloj sredini u elementarni sumpor:

NiS + H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Ni(CH3COO) 2 + S + 2H 2 O

Prilikom interakcije s vrlo jakim oksidantima, na primjer sa PbO 2 u kiseloj sredini, H 2 O 2 djeluje kao redukcijski agens:

PbO 2 + H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Pb(CH 3 COO) 2 + O 2 + 2H 2 O

Čisti vodikov peroksid je termodinamički nestabilan i, kada stoji, eksplozivno se raspada na vodu i kisik, oslobađajući veliku količinu topline:

2H 2 O 2 (l) = 2H 2 O + O 2

Ova razgradnja H 2 O 2 je reakcija disproporcionalnosti (autooksidacija - samoizlječenje).

Vodeni rastvori vodikovog peroksida su stabilniji na hladnom mestu i mogu se čuvati duže vreme. Vodikov peroksid se obično prodaje u obliku 30% vodene otopine - perhidrola.

Tipično, u mitohondrijima, atomi vodika, odvojeni od supstrata dehidrogenazama, prenose svoje elektrone kroz lanac nosača do kiseonika O2, koji se redukuje u vodu:

O 2 + 4H + + 4e ~ = 2H 2 O

Za ćeliju je vrlo važno da se dodavanjem 4 elektrona molekul kisika reducira na dva molekula vode. Kada kisik nije potpuno reduciran, na primjer u slučaju dodavanja 2 elektrona, nastaje vodikov peroksid:

O 2 + 2H + + 2e - = H 2 O 2

a kada se doda 1 elektron - superoksid (superoksid) radikal O 2 -:

O 2 + e - = O 2 -

Proces razgradnje vodikovog peroksida značajno se ubrzava u prisustvu soli teških metala. Razgradnja vodikovog peroksida katalizirana metalnim jonima može dovesti do stvaranja radikala, od kojih su najvažniji hidroksid HO i hidroperoksid HO 2 . Na primjer, pod utjecajem Fe 2+ prekida se veza HO-OH:

Fe 2+ + H 2 O 2 → OH + OH - + Fe 3+

Važni međuprodukti redukcije elementarnog kisika u vodu - vodikov peroksid i superoksidni radikal - vrlo su toksični za stanice. Toksičnost je posljedica činjenice da H 2 O 2 i O 2 stupaju u interakciju s lipidnim slojem ćelijskih membrana i oštećuju ih.

Aerobne ćelije mogu se zaštititi od štetnog djelovanja vodikovog peroksida i superoksidnih radikala uz pomoć enzima katalaze i superoksid dismutaze. Pod djelovanjem enzima superoksid dismutaze (SOD) koji sadrži bakar, superoksidni radikal se pretvara u vodikov peroksid i elementarni kisik, a pod djelovanjem katalaze vodikov peroksid se pretvara u vodu i elementarni kisik:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Oslobođeni kiseonik učestvuje u daljim procesima biološke oksidacije.

U medicinskoj praksi vodikov peroksid se koristi uglavnom kao vanjsko baktericidno sredstvo. Djelovanje H 2 O 2 temelji se na oksidacijskoj sposobnosti vodikovog peroksida i neškodljivosti njegovog redukcijskog produkta - vode. Prilikom liječenja rana, kisik koji se oslobađa ima dvostruku ulogu:

1) ima antimikrobno, dezodorirajuće i depigmentirajuće dejstvo, ubijajući mikrobna tela;

2) formira penu, promovišući prelazak čestica raspadanja tkiva u suspenziju i čišćenje rana.

3% vodeni rastvor vodikovog peroksida koristi se kao farmakopejski preparat 6% rastvor vodikovog peroksida se koristi za izbeljivanje kose. U obliku 30% otopine vodikovog peroksida koristi se u liječenju bradavičastog oblika lihen planusa i za uklanjanje juvenilnih bradavica.

Pored redoks svojstava, H 2 O 2 takođe pokazuje kiselo-bazna svojstva. U molekuli vodikovog peroksida veze između atoma vodika i kisika su polarne, pa se u vodenoj otopini vodikov peroksid ponaša kao vrlo slaba dvobazna kiselina, tj. odvaja protone. H 2 O 2 ionizira u maloj mjeri u prvom koraku:

H 2 O 2 ⇄ H + + HO 2 -1

Druga faza jonizacije:

HO 2 -1 ⇄ H + + O 2 2-

praktički ne curi u vodenoj sredini. Voda je jača kiselina i joni vodonika koji nastaju pri disocijaciji vode potiskuju jonizaciju HO 2 -1 (pomak ulijevo prema Le Chatelierovom principu).

3. Opće karakteristike s-elemenata grupe IA. Alkalni metali.

Grupa IA uključuje s-elemente - alkalne metale, koji su izuzetno važni za normalan život životinja i ljudi. Makroelementi natrijum i kalijum su od najveće važnosti za žive organizme.

Elektronska formula valentne ljuske, atomi alkalnog metala ns 1, tj. atomi ovih elemenata imaju svaki po jedan valentni elektron na s podnivou vanjskog energetskog nivoa. Shodno tome, stabilno oksidaciono stanje alkalnih metala je +1.

Svi elementi grupe IA su veoma slični po svojstvima, što se objašnjava sličnom strukturom ne samo ljuske valentnog elektrona, već i spoljašnje (sa izuzetkom litijuma).

Kako se radijus atoma u grupi Li-Na-K-Rb-Cs-Fr povećava, veza između valentnog elektrona i jezgra slabi. Shodno tome, u ovoj seriji smanjuje se energija jonizacije atoma alkalnih metala. Imajući jedan elektron u svojim valentnim omotačima, koji se nalaze na velikoj udaljenosti od jezgra, atomi alkalnog metala lako odustaju od elektrona. To uzrokuje nisku energiju jonizacije. Kao rezultat ionizacije nastaju E + kationi, koji imaju stabilnu elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina.

IN
Svi alkalni metali imaju negativne standardne redoks potencijale velike apsolutne vrijednosti. Ovo ih karakteriše kao veoma jake redukcione agense. U pogledu hemijske aktivnosti, litijum je inferioran u odnosu na mnoge metale, uprkos činjenici da je njegov standardni RH potencijal najnegativniji. Ova vrijednost litijuma je posljedica veće energije hidratacije Li + jona u odnosu na jone drugih alkalnih metala.

Zbog neznatnog polarizacionog efekta (stabilna elektronska struktura, velika veličina, mali nuklearni naboj), formiranje kompleksa za jone alkalnih metala, posebno za ione K+, Rb+, Cs+, Fr+, je nekarakteristično. Međutim, oni su sposobni da formiraju kompleksna jedinjenja sa nekim bioligandima.

Uprkos sličnosti svojstava, natrijum i posebno litijum se razlikuju od ostalih alkalnih metala. Ovo posljednje je prvenstveno zbog značajne razlike u radijusima njihovih atoma i strukturi elektronskih ljuski.

Sličnost elektronske strukture jona alkalnih metala, a samim tim i fizičko-hemijskih svojstava jedinjenja takođe određuje sličnost njihovog dejstva na biološke procese. Razlike u elektronskoj strukturi određuju njihove različite biološke uloge. Na osnovu toga moguće je predvidjeti ponašanje alkalnih metala u živim organizmima.

Tako se natrijum i litijum akumuliraju u ekstracelularnoj tečnosti, a kalijum, rubidijum i cezijum se akumuliraju u intracelularnoj tečnosti. Zbog bliskih vrijednosti ionskog radijusa, energije ionizacije i identičnih koordinacijskih brojeva, natrijum i litijum se ponašaju na sličan način u živim organizmima. Ovi elementi su obično bliski po svojim biološkim efektima. Na primjer, vrlo su slični po svojim svojstvima aktiviranja enzima.

Sličnost svojstava natrijuma i litijuma određuje njihovu zamjenjivost u tijelu. S tim u vezi, prekomjernim unošenjem natrijevih ili litijevih jona u tijelo, oni su u stanju da se međusobno zamjenjuju. Ovo je osnova za davanje natrijum hlorida u slučajevima trovanja litijumskom solju. U skladu sa Le Chatelierovim principom, ravnoteža između jona natrijuma i litijuma u organizmu se pomera ka eliminaciji Li+ jona, što dovodi do smanjenja njegove koncentracije i postizanja terapeutskog efekta. Poznati primjeri utjecaja međusobne supstitucije natrijuma i litijuma na aktivnost enzimskih procesa pokazuju da je u četiri od pet slučajeva natrij litijum sinergist, a samo u jednom antagonist.

Rubidijum i cezijum su po fizičkim i hemijskim svojstvima bliski jonima kalijuma, pa se na sličan način ponašaju i u živim organizmima. U proučavanim sistemima, kalijum, rubidijum i cezijum su sinergisti, a sa litijumom su antagonisti. Sličnost rubidija i kalija je osnova za unošenje kalijevih soli u organizam u slučaju trovanja solima rubidijuma.

Natrijum i kalij su, u pravilu, antagonisti, ali u nekim slučajevima sličnost mnogih fizičko-hemijskih svojstava određuje njihovu razmjenu u živim organizmima. Na primjer, s povećanjem količine natrijuma u tijelu, povećava se izlučivanje kalija putem bubrega, odnosno dolazi do hipokalijemije.

Alkalni metali su među hemijski najaktivnijim elementima. Hemijska aktivnost alkalnih metala prirodno raste sa povećanjem atomskog radijusa.

U interakciji s kisikom, litij stvara oksid Li 2 O, a preostali alkalni metali formiraju perokside Na 2 O 2 i superokside KO 2, RbO 2, CsO 2. Na primjer:

4Li(t) + O 2 (g) = 2Li 2 O(t)

2Na(t) + O 2 (g) = Na 2 O 2 (t)

K(t) + O 2 (g) = KO 2 (t)

P
eroksidi i superoksidi alkalnih metala su jaki oksidanti. Natrijev peroksid i kalijev superoksid se koriste u zatvorenim objektima (podmornice, svemirske letjelice) za apsorpciju ugljičnog dioksida i regeneraciju kisika:

2Na 2 O 2 (t) + 2CO 2 (g) = 2Na 2 CO 3 (t) + O 2 (g)

4KO 2 (t) + 2CO 2 (g) = 2K 2 CO 3 (t) + 3O 2 (g)

Alkalni metali aktivno stupaju u interakciju s halogenima, formirajući EG halide; sa sumporom - sa stvaranjem sulfida E 2 S. Alkalni metali, sa izuzetkom litijuma, ne reaguju direktno sa azotom.

Svi alkalni metali direktno reaguju sa vodom, formirajući EON hidrokside (alkalije):

2E(t) + 2H 2 O(l) = 2EON(r) + H 2 (g)

Intenzitet interakcije sa vodom značajno raste u seriji Li - Cs. Hidroksidi nastaju i kada oksidi alkalnih metala reaguju s vodom:

E 2 O(t) + H 2 O(l) = 2EON(r)

Alkalije su relativno topljive i vrlo topljive u vodi (s izuzetkom LiOH). Čvrste lužine i njihove koncentrisane otopine djeluju korozivno na živa tkiva zbog dehidracije i alkalne hidrolize proteina:

Stoga rad s njima zahtijeva zaštitne mjere.

Većina soli alkalnih metala je visoko rastvorljiva u vodi (izuzetak su litijeve soli: Li 2 CO3, LiF, Li 3 PO 4). Sa višebaznim kiselinama alkalni metali formiraju i srednje (E 2 SO 4, E 3 PO 4, E 2 CO 3, E 2 SO 3 itd.) i kisele (ENSO 4, EN 2 PO 4, E 2 HPO 4, ENSO 3, itd.) soli.

Nastavnica hemije: Itemgenova Sholpan Tleuzhanovna

2015

Otvoreni čas 10. razred

Tema: Opće karakteristike s – elementi.

Svrha lekcije: Sumirati i sistematizovati znanja o alkalnim i zemnoalkalnim metalima.

Ciljevi lekcije:

edukativni: Dajte opšti opis alkalnih i zemnoalkalnih metala prema dva oblika postojanja hemijskih elemenata: atom, jednostavna supstanca. Nastaviti razvijati sposobnost karakterizacije hemijskih elemenata po njihovom položaju u periodnom sistemu. Na osnovu poznavanja zavisnosti svojstava metala od strukture njihovih atoma, predvidite karakteristična hemijska svojstva alkalnih i zemnoalkalnih metala. Upoznati učenike sa upotrebom jedinjenja I iIIgrupe glavne podgrupe u svakodnevnom životu i proizvodnji.

Razvojni : Razvijanje sposobnosti logičkog zaključivanja, uopštavanja i izvođenja zaključaka iz stečenog znanja, sposobnosti da slušate svoje drugove.

edukativni: Razvijanje kognitivnog interesovanja, komunikacijskih vještina, samopouzdanja, sposobnosti samostalnog djelovanja, njegovanje kulture mentalnog rada.

Tip časa: kombinovani.

Metode i metodološke tehnike: eksplanatorno - ilustrativno, prezentacija problema, djelimično - pretraga, video metoda.

Oprema i reagensi : kompjuter, prezentacija lekcije, video eksperimenti „Interakcija natrijuma sa vodom“, „Demonstracija cezijuma“, zemnoalkalnih i zemnoalkalnih metala, soli alkalnih i zemnoalkalnih metala, alkoholna lampa, šibice, gvozdene kašike, zbirka kamenja i minerala, sigurnosna uputstva, kartica sa uputstvima za izvršavanje zadataka u grupama.

Modul 1 - (novi pristupi u nastavi i učenju).

Modul 2- (nastava kritičkog mišljenja).

Modul 3 – (Ocjenjivanje za učenje i ocjenjivanje učenja).

Modul 4- (Upotreba IKT u nastavi i učenju).

Modul 5 - (nastava talentovanih i nadarenih učenika)

Modul 6- (nastava i učenje u skladu sa uzrasnim karakteristikama učenika)

Modul 7 – (Upravljanje i rukovođenje učenjem)

Moto lekcije W. Ramsay:

“Priroda nas okružuje misterijama, i pokušajem da ih riješimo,

spada u najveće životne radosti."

Tokom nastave

Koraci lekcije

Aktivnosti nastavnika

Aktivnost učenika

Organiziranje vremena. Psihološko raspoloženje učenika.

(2 minute)

Dostupnost edukativnog materijala, školskog pribora; Na stolovima su raspoređeni: listovi za ocjenjivanje, testovi, kartice sa uputama, sigurnosna uputstva, flomasteri, posteri. Distribucija tokena (crvena, zelena i žuta). Uvodni govor nastavnika.

Nastavnici vas pozdravljaju, pripremaju se za rad i popunjavaju list za ocjenjivanje.

Odgovori na pitanja:

Koja svojstva su imali metali?

Zovi.

Ažuriranje znanja učenika (znam).

(7 min)

Problematični problemi:

Zašto su metali zauzeli tako važno mjesto u našim životima, u našoj istoriji, u našoj kulturi?

Koja neverovatna svojstva imaju?

Zašto su našle tako široku upotrebu?

Koje su karakteristike njihove strukture?

Poruka o temi lekcije. Pronalaženje stepena asimilacije materijala dodijeljenog kod kuće. Dodatak 1 (test).

Razvoj komunikacijskih vještina, samoprocjena, međusobno ocjenjivanje.

Ispitivanje.

Popunjavanje evaluacionog lista.

Zabilježite temu lekcije u svoje bilježnice. Samoformiranje je cilj lekcije.

Individualni rad, odgovori na test pitanja.

( međusobna provjera pomoću ključa na slajdu).

Razumijevanje

Uvođenje novih znanja

(Želim znati).

(27 min)

Podjela razreda u tri grupe prema boji žetona. Organizacija i usmjeravanje kognitivne aktivnosti učenika.

Istraživački razgovor.

Kumulativni razgovor.

Zaštita grupnog rada

Modul 1,2,7

Dodatak 2.

Saznajno - transformativna aktivnost, samostalni rad, rad sa karticom - uputstva na temu, rad sa udžbenikom, pronalaženje potrebnih informacija, analiza, uspostavljanje uzročno-posledične veze između strukture, svojstava i upotrebe ovih supstanci. Produbljivanje znanja, kreativno istraživanje, samoorganizacija, zapažanje, zaključci.

Konsolidacija novog materijala (5 min)

Zadatak je popuniti jednadžbu reakcije.

Kvalitativne reakcije na alkalne metale i alkalne metale.

Riješite problem.

Učvrstiti kod učenika znanja i vještine potrebne za samostalan rad na ovoj temi.

Sastavite jednadžbu reakcije, izvršite transformaciju, riješite problem. Dodatak 3

(rad sa kartama ili na tabli)

Zadaća

(1 min)

Vježbe 4, 13 izvode svi, pored “4” - vježbe 6,7 str. 5,6,14 str.162-163 na “5”.

Zapišite svoj domaći zadatak: paragrafi 5.1 -5.4 i vježbe.

Sumiranje lekcije. Refleksija.

(3 min)

Sakupite bodovne listove. Analizirati i vrednovati postignuća učenika u cilju nastavnog časa.

Učestvujte u ocjenjivanju rada na času. Učestvujte u refleksiji.

Šta ste danas novo naučili na času?

Hoće li vam stečeno znanje biti od koristi u životu? (primjeri)

Dodatni materijal za lekciju.

Evaluacijski papir

F.I. student ___________________________________________________________________

Razred _____________

Koraci lekcije

Broj bodova

Ekspresno istraživanje

Test "Metali"

Rad u grupi “Opšte karakteristike alkalnih i zemnoalkalnih metala.”

Ukupno bodova

Ocena lekcije

Test:

Opcija 1.

1. Karakteristična svojstva većine metala

A) niska električna provodljivost;B) visoka električna provodljivost;

C) sposobnost doniranja elektrona i formiranja katjona;

D) sposobnost prihvatanja elektrona i formiranja anjona;E) plastičnost.

2. Naziv industrijske metode dobijanja metala, zasnovanog na istiskivanju aktivnijeg metala iz rastvora njihovih soli.

A) aluminotermija;B) hidrometalurgija; C) pirometalurgija;

D) elektroliza;E) elektrometalurgija.

3. Zbog kojeg svojstva se srebro koristi za izradu zrcalnih površina?

A) najbolji električni provodnik; B) baktericidna svojstva;C) pasivni metal;

D) visoka reflektivnost premaza;E) lako.

4. Reaguje sa vodenim rastvorima alkalija

A) magnezijum;B) gvožđe; C) cink; D) bakar;E) aluminijum.

5. Uspostavite korespondenciju između lijeve i desne strane dijagrama jednadžbe reakcije:

1) Ca + H 2 O = A)MgO + H 2

2) Mg + H 2 O = B) MgCl 2 + H 2 O

3) Mg + HCl = C) MgCl 2 + H 2

D)Mg( OH) 2 + H 2

E)Ca( OH) 2 + H 2

Opcija 2

1. Naziv industrijskog načina dobijanja metala, zasnovanog na dobijanju metala na visokim temperaturama?

A) aluminotermija;B) hidrometalurgija;C) pirometalurgija;

D) elektroliza;E) elektrometalurgija.

2. U periodnom sistemu hemijskih elemenata, metalna svojstva se povećavaju:

A) u periodima sa porastom serijskog broja elemenata;

B) u periodima sa smanjenjem serijskog broja elemenata;

C) u glavnim podgrupama sa povećanjem serijskog broja elemenata;

D) u glavnim podgrupama sa smanjenjem serijskog broja elemenata;

C) u sekundarnim podgrupama sa smanjenjem rednog broja elemenata.

3. Metali reagiraju s razrijeđenom sumpornom i hlorovodoničnom kiselinom i oslobađaju vodonik, koji:

A) su u naponskom nizu do vodonika;B) su u naponskoj seriji nakon vodonika;

C) nalaze se u litijumskoj podgrupi; D) nalaze se u podgrupi bakra;

E) nalaze se u podgrupi berilija.

4. Pri tretiranju mješavine praha bakra i željeza (III) hlorovodoničnom kiselinom nastaju:

A) CuCl 2 B) FeCl 2 C) FeCl 3 D)Cl 2 E)H 2 O

5. Koji metal se koristi za izradu pribora za hranu i folije za hranu?

A) gvožđe;B) cink;C) srebro;D) aluminijum;E) živa.

Dodatak 2.

Kartica - uputstva