«Κεφάλαιο 9 s-στοιχεία Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων Τα s-στοιχεία περιλαμβάνουν στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων I και II. Οι ηλεκτρονικές τους δομές έχουν τη μορφή [αδρανής. αέριο]ns1, [αδρανές. ..."

s-στοιχεία

Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων

Τα s-στοιχεία περιλαμβάνουν στοιχεία των κύριων υποομάδων I και II

ομάδες. Οι ηλεκτρονικές δομές τους μοιάζουν

[αδρανής. αέριο]ns1, [αδρανές. αέριο]ns2.

Τα εξωτερικά ηλεκτρόνια αυτών των στοιχείων συγκρατούνται ασθενώς και

απελευθερώνονται εύκολα σε χημικές αντιδράσεις, με αποτέλεσμα τα s-στοιχεία

σχηματίζουν εύκολα κατιόντα. Όταν ένα κατιόν και ένα ανιόν αλληλεπιδρούν

πρέπει να λαμβάνεται υπόψη η αλληλεπίδραση πόλωσης. Ο ρόλος του εξωτερικού

Το ηλεκτρικό πεδίο παίζεται από ένα ιόν σε σχέση με ένα άλλο.

Τις περισσότερες φορές, το ανιόν είναι πολωμένο, καθώς το κατιόν έχει ένα σταθερό κέλυφος αδρανούς αερίου. Για ένα αμιγώς ιοντικό μόριο, τα κέντρα θετικών και αρνητικών φορτίων συμπίπτουν με τα φορτία των πυρήνων και η διαπυρηνική απόσταση είναι ίση με την απόσταση μεταξύ των διπόλων: l = d. Κατά τη διάρκεια της πόλωσης, τα φορτία μετατοπίζονται. Το κατιόν φαίνεται να έλκει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του και το κέντρο βάρους του αρνητικού φορτίου μετατοπίζεται (l d). Έτσι, η πολικότητα μειώνεται, επομένως η ιοντικότητα μειώνεται και η ομοιοπολικότητα του δεσμού αυξάνεται.

Τα στοιχεία S της πρώτης ομάδας έχουν ασθενές πολωτικό αποτέλεσμα και οι ενώσεις τους έχουν έναν κυρίως ιοντικό τύπο δεσμού. Για τα στοιχεία της ομάδας II, η πολωτική επίδραση των κατιόντων αυξάνεται.

Τα S-μέταλλα των ομάδων I και II διαλύονται σε υγρή αμμωνία για να σχηματίσουν μπλε (σε χαμηλή συγκέντρωση) διαλύματα με υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Οι κύριοι φορείς ρεύματος εδώ είναι τα διαλυτωμένα ηλεκτρόνια, δηλ.

Στα διαλύματα παρατηρείται η ακόλουθη ισορροπία:

Me (sol) Me (sol. σε διάλυμα) Me+ +.

Με την αύξηση της συγκέντρωσης νατρίου, οι παραμαγνητικές ιδιότητες των διαλυμάτων μειώνονται.

Το εάν το ηλεκτρόνιο είναι συνδεδεμένο με την αμμωνία ή με ένα επιδιαλυτωμένο μεταλλικό ιόν δεν είναι ακόμη πλήρως κατανοητό.

Θεωρείται ότι, εκτός από το επιδιαλυτωμένο ηλεκτρόνιο, υπάρχουν αρνητικά ιόντα (σταθεροποιημένα με διάλυση) στο διάλυμα:

M+ + 2L- M- + 2L, όπου L είναι ο διαλύτης. L- – διαλυμένο ηλεκτρόνιο.

Γενικά χαρακτηριστικά s-στοιχείων της ομάδας I. Τα στοιχεία s της πρώτης ομάδας περιλαμβάνουν στοιχεία από υδρογόνο έως φράγκιο. Στις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις αυτών των στοιχείων, το εξωτερικό υποεπίπεδο s συμπληρώνεται. Στο άτομο υδρογόνου, το καινοσυμμετρικό υποεπίπεδο 1s είναι γεμάτο, με αποτέλεσμα το υδρογόνο να διαφέρει απότομα από τα ανάλογα της υποομάδας του τόσο σε φυσικές όσο και σε ηλεκτροχημικές ιδιότητες. Επομένως, εξετάζουμε τις ιδιότητες του υδρογόνου σε ξεχωριστό κεφάλαιο. Οι ιδιότητες των αναλόγων υδρογόνου σε ηλεκτρονική διαμόρφωση από λίθιο σε φράγκιο είναι πιο παρόμοιες. Η κατανομή των ηλεκτρονίων στα στρώματα και ορισμένα χαρακτηριστικά των ατόμων στοιχείων της σειράς λιθίου - φράγκιου δίνονται στον Πίνακα. 9.1.

Πίνακας 9.1 Κατανομή ηλεκτρονίων στα στρώματα και ορισμένα χαρακτηριστικά των ατόμων των στοιχείων s της ομάδας I

–  –  –

Οι χαμηλές τιμές των πρώτων δυναμικών ιοντισμού και οι υψηλές τιμές των δεύτερων δυναμικών είναι ο λόγος που αυτά τα στοιχεία έχουν σταθερή κατάσταση οξείδωσης +1. Παρά το γεγονός ότι τα αλκαλικά μέταλλα έχουν θετική συγγένεια ηλεκτρονίων, δηλαδή η προσθήκη ενός ηλεκτρονίου συνοδεύεται από απελευθέρωση ενέργειας, σχεδόν ποτέ δεν παρουσιάζουν αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης. Είναι αλήθεια ότι πρόσφατα εμφανίστηκαν πληροφορίες ότι έχει ληφθεί μια ένωση νατρίου στην οποία έχει κατάσταση οξείδωσης -1. Αλλά αυτή είναι μια εξαιρετικά σπάνια περίπτωση.

Το πρώτο δυναμικό ιονισμού μειώνεται σε όλη την ομάδα από πάνω προς τα κάτω. Το λίθιο έχει το υψηλότερο δυναμικό ιοντισμού· το νάτριο έχει ελαφρώς χαμηλότερο δυναμικό ιοντισμού. Μια πιο έντονη μείωση του πρώτου δυναμικού από νάτριο σε κάλιο εξηγείται από το φαινόμενο της κινηματογραφικής συμμετρίας (εμφάνιση ενός τρισδιάστατου υποεπίπεδου).

Οι ιδιότητες που είναι πιο κοντά μεταξύ τους είναι οι K, Rb και Cs. Είναι πλήρως ανάλογα. Το λίθιο διαφέρει έντονα από αυτά.

Το νάτριο καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση (γενικά, τα στοιχεία μεγάλων περιόδων είναι πλήρη ανάλογα σε όλες τις υποομάδες).

Οι ακτίνες των ατόμων αυξάνονται σε όλη την υποομάδα, αλλά η μονοτονία της αλλαγής σπάει για το κάλιο. Γνωρίζοντας το φορτίο και την ακτίνα του ιόντος, είναι δυνατός ο υπολογισμός του ιοντικού δυναμικού, το οποίο χαρακτηρίζει την πολωτική επίδραση του κατιόντος. Όσο υψηλότερο είναι το ιοντικό δυναμικό, τόσο πιο έντονο είναι το πολωτικό αποτέλεσμα του κατιόντος, τόσο μεγαλύτερη είναι η τάση σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών. Αυτό φαίνεται ξεκάθαρα από τις τιμές των ενεργειών ενυδάτωσης των ιόντων και από τις τιμές των ενθαλπιών διάστασης των μορίων Ε2 (Πίνακας 9.2).

–  –  –

Από την τιμή των ιοντικών δυναμικών είναι σαφές ότι για τα αλκαλικά μέταλλα, από πάνω προς τα κάτω, η τάση σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού μειώνεται. Στο λίθιο, το ιόν Li+ υπάρχει στο κρυσταλλικό πλέγμα· σε διάλυμα, ένα τέτοιο ιόν δεν μπορεί να υπάρξει λόγω ισχυρής ενυδάτωσης και σχηματίζεται το ιόν +. Επιπλέον, τα μόρια του νερού στο ιόν + συγκρατούνται σταθερά και η απλή θέρμανση δεν αρκεί για να τα αφαιρέσει. Τα ιόντα Na+ και K+ υπάρχουν ήδη σε διάλυμα, αφού η ενυδάτωση είναι ασθενής. Αυτό φαίνεται από τις ενεργειακές τιμές ενυδάτωσης. Ωστόσο, τα υπόλοιπα αλκαλιμέταλλα σε ορισμένες περιπτώσεις παρουσιάζουν επίσης μια τάση να σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Έτσι, στην αέρια κατάσταση, τα διατομικά μόρια Na2, Cs2 κ.λπ. έχουν ομοιοπολικό δεσμό.

Επιπλέον, ο δεσμός των αλκαλιμετάλλων με τον άνθρακα, το άζωτο και το οξυγόνο σε ορισμένες σύνθετες ενώσεις είναι ένας ασθενής ομοιοπολικός δεσμός.

Σε σύγκριση με όλες τις ομάδες του περιοδικού συστήματος, για τα στοιχεία s της ομάδας Ι, η αύξηση της επίδρασης του μεγέθους και της μάζας του ατόμου στις χημικές και φυσικές ιδιότητες εκδηλώνεται πιο ξεκάθαρα με μικρές αποκλίσεις.

Όταν μετακινούνται από το λίθιο στο φράγκιο, μειώνονται διαδοχικά:

α) σημείο τήξης και θερμότητα εξάχνωσης μετάλλων.

β) την ενέργεια σχηματισμού κρυσταλλικών πλεγμάτων όλων των αλάτων (με εξαίρεση τα άλατα με μικρά ανιόντα, για τα οποία η αναλογία z/r δεν αλλάζει τακτικά).

γ) ευκολία θερμικής αποσύνθεσης νιτρικών και ανθρακικών αλάτων (η σταθερότητα αυτών των αλάτων αυξάνεται) (Πίνακας 9.3).

δ) αποτελεσματικές ακτίνες ενυδατωμένων ιόντων και ενεργειών ενυδάτωσης:

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

ε) την ισχύ των ομοιοπολικών δεσμών στα μόρια Ε2.

στ) θερμότητα σχηματισμού φθοριδίων, υδριδίων, οξειδίων και καρβιδίων (λόγω των υψηλών ενεργειών των κρυσταλλικών δικτυωμάτων που σχηματίζονται από μικρά κατιόντα) (Πίνακας 9.4).

Πίνακας 9.3 Θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά νιτρικών ιόντων s-στοιχείων της πρώτης ομάδας Ένωση Tm, °C Trazl, °C LiNO3 600 NaNO3 334 KNO3 313 380 PbNO3 414 400 CsNO3

–  –  –

Δεδομένου ότι το κέλυφος του ιόντος Ε+ είναι πολύ σταθερό (το κέλυφος ενός αδρανούς αερίου), οι περισσότερες ενώσεις αλκαλιμετάλλων δεν είναι χρωματισμένες.

Όλα τα αλκαλιμέταλλα είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες και τα τυπικά δυναμικά ηλεκτροδίων τους είναι αρνητικά. Το λίθιο έχει το μεγαλύτερο (σε απόλυτη τιμή) δυναμικό. Αυτό οφείλεται στην υψηλή ενέργεια ενυδάτωσης των ιόντων λιθίου.

Στα τήγματα, το δυναμικό για Li+/Li είναι χαμηλότερο σε σύγκριση με άλλα αλκαλικά μέταλλα.

–  –  –

Τα αλκαλικά μέταλλα είναι ασημί-λευκές ουσίες, εκτός από το καίσιο, το οποίο έχει χρυσαφί χρώμα. Μαλακό, με χαμηλά σημεία τήξης και πυκνότητα (Πίνακας 9.5).

Από πάνω προς τα κάτω στην ομάδα, τα σημεία τήξης και βρασμού μειώνονται και η πυκνότητα των μετάλλων αυξάνεται. Όλα αυτά τα μέταλλα κρυσταλλώνονται σε κυβικά κύτταρα με κέντρο το σώμα.

Οι παράμετροι των κυψελών αυξάνονται και, κατά συνέπεια, οι δυνάμεις σύνδεσης μειώνονται από πάνω προς τα κάτω. Εξ ου και η μείωση του σημείου τήξης. Όμως η μάζα των πυρήνων αυξάνεται, παρά την αύξηση του όγκου.

Για το κάλιο, υπάρχει μια απότομη αύξηση της ατομικής ακτίνας σε σύγκριση με το νάτριο και η επίδραση του όγκου φαίνεται να υπερισχύει της μάζας, γεγονός που οδηγεί σε απότομη μείωση της πυκνότητας.

–  –  –

Τα ηλεκτρόνια απομακρύνονται από τα άτομα νατρίου, καλίου, ρουβιδίου και καισίου υπό την επίδραση της υπεριώδους ακτινοβολίας, η ένταση της ροής της οποίας εξαρτάται από την ένταση του απορροφούμενου φωτός. Αυτή η ιδιότητα είναι ιδιαίτερα χαρακτηριστική του ρουβιδίου και του καισίου, γεγονός που τους επιτρέπει να χρησιμοποιούνται για την κατασκευή ηλιακών κυψελών.

–  –  –

Τα αλκαλικά μέταλλα είναι πολύ αντιδραστικά. Αποθηκεύονται σε συνθήκες που αποκλείουν την αλληλεπίδραση με τον αέρα. Από πάνω προς τα κάτω, η δραστηριότητά τους αυξάνεται σε όλη την ομάδα. Έτσι, το λίθιο αντιδρά αργά με το νερό, το νάτριο αντιδρά πιο έντονα και το καίσιο αντιδρά εκρηκτικά.

2E + 2H2O 2EON + H2.

Αντιδρά με τα περισσότερα στοιχεία:

–  –  –

Δυνατά, με την απελευθέρωση θερμότητας, διαλύονται στον υδράργυρο.

Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται αμαλγάματα. Τα αμαλγάματα νατρίου χρησιμοποιούνται συχνά ως ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες.

Αντιδρά ενεργά με οξέα.

Όταν αλληλεπιδρά με μη οξειδωτικά οξέα, απελευθερώνεται υδρογόνο:

2E + 2HCl 2ECl + H2.

Τα οξειδωτικά οξέα μειώνονται σε χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης:

–  –  –

Τα οξείδια λαμβάνονται με άμεση αλληλεπίδραση με το οξυγόνο απουσία του τελευταίου. Η σύσταση των οξειδίων είναι Ε2Ο.

Li2O, Na2O – άχρωμο, K2O, Rb2O – κίτρινο, Cs2O – πορτοκαλί.

Το χρώμα εντείνεται γιατί όσο αυξάνεται το μέγεθος του ιόντος Ε+, αυξάνεται και η πόλωσή τους.

Όταν υπάρχει περίσσεια οξυγόνου, σχηματίζονται υπεροξείδια και υπεροξείδια. Τα υπεροξείδια (E2O2) περιέχουν το ιόν O22- (dO-O = 1,5), τα υπεροξείδια (EO2) περιέχουν το ιόν O2- (dO-O = 1,3). Αυτά είναι ισχυρά οξειδωτικά μέσα. Σε αυτά καίγονται σκόνη αλουμινίου και πριονίδι (όταν θερμαίνονται). Η σταθερότητα των υπεροξειδίων και των υπεροξειδίων αυξάνεται με την αύξηση του μεγέθους του ιόντος Ε+. Καθώς το μέγεθος του κατιόντος αυξάνεται, το κρυσταλλικό πλέγμα σταθεροποιείται.

Τα υπεροξείδια αντιδρούν με το νερό για να απελευθερώσουν υπεροξείδιο του υδρογόνου:

–  –  –

Πρόκειται για άχρωμες κρυσταλλικές ουσίες, εύτηκτες (η Tmp μειώνεται από LiOH (473° C) σε CsOH (346° C), πολύ διαλυτές στο νερό (εκτός από το LiOH) με σχηματισμό αλκαλίων. Τα αλκάλια απορροφούν εύκολα CO2 από τον αέρα και το νερό. Αφυδατώνονται με θέρμανση σε ατμόσφαιρα καθαρισμένη από CO2.

Όταν λιώνουν, αντιδρούν με γυαλί και πορσελάνη:

–  –  –

Το μέταλλο νατρίου είναι το πιο ευρέως χρησιμοποιούμενο μέταλλο.

Χρησιμοποιείται στη μεταλλοθερμία ως αναγωγικός παράγοντας, για την απολυτοποίηση οργανικών διαλυτών, ως ψυκτικό σε πυρηνικούς αντιδραστήρες σε κράμα με κάλιο, για την παραγωγή Na2O2, που χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό και την αναγέννηση του αέρα σε συσκευές τεχνητής αναπνοής:

2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 Οι ενώσεις νατρίου χρησιμοποιούνται ευρέως στην ιατρική και σε πολλές βιομηχανίες. Τα υπεροξείδια χρησιμοποιούνται για τη λεύκανση υφασμάτων, το υδροξείδιο του νατρίου χρησιμοποιείται για την παραγωγή κυτταρίνης, την παραγωγή σαπουνιού, τεχνητού μεταξιού, τον εξευγενισμό φυτικών ελαίων, την παρασκευή βαφών κ.λπ. Το φθοριούχο νάτριο χρησιμοποιείται για τον εμποτισμό του ξύλου, ως υγρό.

Το μέταλλο κάλιο χρησιμοποιείται λιγότερο από το νάτριο. Χρησιμοποιείται στη μεταλλοθερμία και τις οργανικές συνθέσεις, για τη λήψη κραμάτων με νάτριο, υδράργυρο, μόλυβδο, ασβέστιο και άλλα μέταλλα, καθώς και για τη μέτρηση της απορρόφησης των ακτίνων Χ χρησιμοποιώντας μια πλάκα καλίου.

Από αυτό λαμβάνεται KO2, το οποίο χρησιμοποιείται σε υποβρύχια για αναγέννηση αέρα:

–  –  –

Οι ενώσεις του καλίου χρησιμοποιούνται ευρέως σε διάφορες βιομηχανίες: στη γεωργία ως λιπάσματα, στη βιομηχανία γυαλιού, στην παραγωγή υγρού σαπουνιού κ.λπ.

Το ρουβίδιο και το καίσιο χρησιμοποιούνται για την κατασκευή ηλιακών κυψελών. Διαμεταλλικές ενώσεις ρουβιδίου και καισίου Rb3Sb και Cs3Sb χρησιμοποιούνται ως ημιαγωγικά υλικά για την κατασκευή φωτοκαθόδων. Πολλές σύνθετες ενώσεις που περιέχουν ρουβίδιο και καίσιο χρησιμοποιούνται για αναλυτικούς σκοπούς.

–  –  –

Τα στοιχεία της ομάδας II περιλαμβάνουν στοιχεία από βηρύλλιο έως ράδιο. Οι ηλεκτρονικές τους διαμορφώσεις και ορισμένα χαρακτηριστικά των ατόμων δίνονται στον Πίνακα. 9.7.

–  –  –

Η ηλεκτρονική δομή του εξωτερικού επιπέδου έχει τη μορφή ns2.

Η πιο χαρακτηριστική κατάσταση οξείδωσης είναι +2. Το πρώτο δυναμικό ιοντισμού I1 είναι υψηλότερο από αυτό των s-στοιχείων της πρώτης ομάδας, το οποίο είναι συνέπεια της αύξησης του πυρηνικού φορτίου. Επιπλέον, τα άτομα των στοιχείων s της δεύτερης ομάδας έχουν μια πιο σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση, που αποτελείται από ένα υποεπίπεδο s γεμάτο με δύο ηλεκτρόνια και ένα μη γεμάτο υποεπίπεδο 2p. Είναι ο σχηματισμός ενός καινοσυμμετρικού τροχιακού 1s γεμάτου με δύο ηλεκτρόνια που είναι ο λόγος που το ήλιο, το οποίο είναι στοιχείο της δεύτερης ομάδας σύμφωνα με την ηλεκτρονική του διαμόρφωση, μελετάται μαζί με ευγενή αέρια.

Στην υποομάδα, το βηρύλλιο ξεχωρίζει έντονα από όλες τις απόψεις. Τα πλήρη ανάλογα είναι τα Ca, Sr, Ba, Ra. Το μαγνήσιο καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση. Από πάνω προς τα κάτω, η τάση σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών μειώνεται. Οι ενώσεις Be, τόσο σε διάλυμα όσο και σε στερεή μορφή, έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Το Mg τείνει επίσης να σχηματίζει ομοιοπολικούς δεσμούς. Τα Ca, Ba, Sr σχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς. Σε διάλυμα βρίσκονται κυρίως με τη μορφή ιόντων Ε2+. Όλα τα στοιχεία αυτής της ομάδας έχουν υψηλή ηλεκτροθετικότητα, η οποία επιβεβαιώνεται από την υψηλή τους αντιδραστικότητα σε ελεύθερη μορφή και τις τιμές των δυναμικών ιονισμού. Παρά το γεγονός ότι τα δυναμικά ιοντισμού των μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι υψηλότερα από αυτά των αλκαλικών μετάλλων, τα κανονικά δυναμικά ηλεκτροδίων τους είναι κοντά λόγω της υψηλής ενέργειας ενυδάτωσης των ιόντων M2+ (Πίνακας 9.8) Eag2+ + 2 ETV

–  –  –

Όλα τα ιόντα M2+ έχουν σημαντικά μικρότερες ακτίνες και είναι λιγότερο πολωτικά από τα ιόντα Μ+· επομένως, δεν παρουσιάζουν σχεδόν καμία απόκλιση από την ιοντικότητα των αλάτων λόγω της πόλωσης των κατιόντων. Όμως για το Mg2+ και ειδικά για το Be2+, ​​λόγω της πόλωσης του ανιόντος από το κατιόν, παρατηρείται μια τάση σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών.

–  –  –

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ασημόλευκες ουσίες, με εξαίρεση το βηρύλλιο, το οποίο έχει ανοιχτό γκρι χρώμα. Το γενικό μοτίβο των αλλαγών στις φυσικές ιδιότητες είναι παρόμοιο με αυτό των αλκαλιμετάλλων (Πίνακας 9.9).

–  –  –

Τα σημεία τήξης και βρασμού μειώνονται σε όλη την ομάδα, αλλά η μονοτονία της μείωσης σπάει για το Mg. Το γεγονός είναι ότι το Be και το Mg κρυσταλλώνονται σε ένα εξαγωνικό κρυσταλλικό πλέγμα με CN = 12, και η υποομάδα Ca έχει κυβικά κύτταρα με επίκεντρο την όψη με CN = 12. Από το Be στο Mg, με τον ίδιο τύπο πλέγματος, το Tm μειώνεται. Στη συνέχεια, ο τύπος του πλέγματος αλλάζει και το Tmel μειώνεται ξανά.

Εκτός από το ράδιο, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ελαφριά. Η πορεία των αλλαγών της πυκνότητας θα πρέπει να είναι μονότονη, αλλά το Mg και το Ca ξεφεύγουν από αυτή τη σειρά. Το γεγονός είναι ότι οι όγκοι και οι μάζες των ατόμων αυξάνονται σε όλη την ομάδα, και, ως εκ τούτου, η πυκνότητα θα πρέπει να αυξηθεί. Όταν πηγαίνετε από το Be στο Mg και από το Mg στο Ca, η ακτίνα αλλάζει πολύ απότομα, αλλά η μάζα αλλάζει ελάχιστα, γι 'αυτό επιτυγχάνεται ένα άλμα στην πυκνότητα.

Τα μέταλλα μεταφέρουν καλά τη θερμότητα και τον ηλεκτρισμό.

Το βηρύλλιο είναι ο πιο αδύναμος θερμικός και ηλεκτρικός αγωγός.

Χημικές ιδιότητες

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι δραστικά μέταλλα. Από πάνω προς τα κάτω της ομάδας, η δραστηριότητά τους αυξάνεται καθώς μειώνονται το πρώτο και το δεύτερο δυναμικό ιοντισμού. Το Be και το Mg είναι σταθερά στον αέρα επειδή καλύπτονται με ένα φιλμ οξειδίου. Τα μέταλλα της υποομάδας Ca οξειδώνονται στον αέρα. Στην επιφάνειά τους σχηματίζονται μεμβράνες διαφόρων συνθέσεων: EO, EO2, E3N2. Σε σχέση με τα αλογόνα, το Be είναι το λιγότερο ενεργό, που αντιδρά χωρίς θέρμανση μόνο με φθόριο. Όλα τα άλλα μέταλλα αντιδρούν με αλογόνα υπό κανονικές συνθήκες. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών αντιδρούν με θείο και οξυγόνο, αλλά όχι με Be και Mg όταν θερμαίνονται.

Όλα τα μέταλλα αντιδρούν με άζωτο και άνθρακα όταν θερμαίνονται:

–  –  –

Το Be και το Mg αντιδρούν με το νερό όταν θερμαίνονται και τα στοιχεία της υποομάδας Ca αντιδρούν με νερό ήδη σε κανονική θερμοκρασία για να σχηματίσουν υδροξείδιο και να απελευθερώσουν υδρογόνο:

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2, αντιδρά ασθενώς.

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2, αντιδρά μέτρια.

Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2, αντιδρά ζωηρά.

Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2, αντιδρά πολύ έντονα Αντιδρά με οξέα.

Πρόκειται για ενεργητικούς αναγωγικούς παράγοντες και όταν αλληλεπιδρούν με H2SO4 και HNO3, επιτυγχάνονται οι χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης του θείου και του αζώτου:

4Mg + 10НNO3 (υπερ αραι.) 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;

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

Διαλύονται σε υγρή αμμωνία για να σχηματίσουν αμίδια, αλλά, σε αντίθεση με τα αλκαλικά μέταλλα, όταν ο διαλύτης αφαιρεθεί από τα αμίδια (με βρασμό), απελευθερώνονται αρκετά σταθερές ενώσεις αμμωνίας της σύνθεσης Ε(ΝΗ3)6.

Για το μαγνήσιο και ειδικά για το βηρύλλιο, είναι γνωστές πολλές σύνθετες ενώσεις διαφόρων συνθέσεων. Τα στοιχεία της υποομάδας του ασβεστίου είναι σημαντικά κατώτερα σε ικανότητα συμπλοκοποίησης. Αλλά σε σύγκριση με τα αλκαλικά μέταλλα, στοιχεία της υποομάδας του ασβεστίου σχηματίζουν πιο σύνθετες ενώσεις. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι με την αύξηση του φορτίου, αυξάνεται η ικανότητα πόλωσης των ιόντων Ε2+, γεγονός που αυξάνει την τάση σχηματισμού σύνθετων ενώσεων. Ένα παράδειγμα είναι ο σχηματισμός ενώσεων αμμωνίας, οι οποίες είναι άγνωστες για τα αλκαλικά μέταλλα.

–  –  –

Τα οξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι διαλυτά στο νερό, αλλά η διαλυτότητα του MgO είναι πολύ χαμηλή - 10-4 g/l στους 25° C. Η διάλυση συνοδεύεται από αλληλεπίδραση και απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας.

Όταν αλληλεπιδρούν με το νερό, σχηματίζονται υδροξείδια E(OH)2:

–  –  –

Το μαγνήσιο και τα στοιχεία της υποομάδας του ασβεστίου σχηματίζουν υπεροξείδια EO2 και υπεροξείδια EO4 (στοιχεία της υποομάδας ασβεστίου).

Τα υπεροξείδια είναι λευκές ουσίες και μπορούν να θεωρηθούν άλατα του υπεροξειδίου του υδρογόνου.

–  –  –

O Τα υπεροξείδια είναι κίτρινες ουσίες που είναι λιγότερο σταθερές από τα υπεροξείδια. Σχηματίζονται ως υποπροϊόν κατά την παραγωγή υπεροξειδίων. Η σταθερότητα των υπεροξειδίων αυξάνεται ανά υποομάδα. Για το μαγνήσιο, το υπεροξείδιο είναι σταθερό με τη μορφή ένυδρου. Για στοιχεία της υποομάδας Ca, τα υπεροξείδια είναι πιο σταθερά.

500°C 600°C 2BaO + O2 2BaO2 2BaO+O2

Το H2O2 λαμβάνεται από το υπεροξείδιο του βαρίου:

–  –  –

Τα υδροξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών έχουν τον τύπο Ε(ΟΗ)2. Αυτές είναι λευκές κρυσταλλικές ουσίες.

Η διαλυτότητά τους στο νερό αυξάνεται στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω:

Be(OH)2 – ελαφρώς διαλυτό στο νερό. PR = 6.310-22;

Mg(OH)2 – ελαφρώς διαλυτό στο νερό, διαλυτότητα 110-5 g ανά 100 g νερού. (PR = 210-11);

Ca(OH)2 – διαλυτότητα 0,2 g ανά 100 g νερού. (PR = 5.510-6);

Sr(OH)2 – διαλυτότητα 0,8 g ανά 100 g νερού. (PR = 3.210-4;

Ba(OH)2 – διαλυτότητα 3-6 g ανά 100 g νερού.

Η βασικότητα των υδροξειδίων αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω:

Be(OH)2 – αμφοτερική βάση. Το Mg(OH)2 είναι μια αρκετά ισχυρή βάση. Ε(ΟΗ)2 – υποομάδες ασβεστίου – ισχυρές βάσεις. Όλα τα υδροξείδια, εκτός από το Be(OH)2, υφίστανται αντιδράσεις χαρακτηριστικές ισχυρών βάσεων.

Άλατα

Τα άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι κυρίως λευκές κρυσταλλικές ουσίες. Το χρώμα τους καθορίζεται είτε από το χρώμα του ανιόντος είτε από ελαττώματα πλέγματος.

Τα άλατα ισχυρών οξέων δεν υδρολύονται στο νερό. Στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω, η διαλυτότητα των αλάτων (θειικά, χλωριούχα, ανθρακικά) μειώνεται. Αυτό εξηγείται από τη μείωση της ενέργειας ενυδάτωσης των ιόντων Ε2+ και την αύξηση της αντοχής του κρυσταλλικού πλέγματος.

Από πάνω προς τα κάτω, η θερμική σταθερότητα των αλάτων αυξάνεται λόγω της μείωσης της πολωτικής επίδρασης του κατιόντος στο ανιόν. Τα περισσότερα άλατα βαρίου είναι άνυδρα, ενώ τα άλατα μαγνησίου είναι όλα κρυσταλλικά ένυδρα.

Χαλίδες

–  –  –

Mg(NO3)26H2O, Ca(NO3)2nH2O (n = 0-4), Sr(NO3)2nH2O (n = 2, 4), Ba(NO3)2nH2O (n = 2, 4). Το νιτρικό βάριο είναι συχνά άνυδρο, αλλά μπορούν επίσης να απομονωθούν κρυσταλλικά ένυδρα.

Τα νιτρικά άλατα είναι άχρωμες κρυσταλλικές ουσίες που είναι πολύ διαλυτές στο νερό.

Όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται για να σχηματίσουν οξείδια:

T° 2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2.

Χρησιμοποιείται στην παραγωγή φωτοβολίδων σήματος.

Θειικά

Τα θειικά μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι λευκά στερεά. Η διαλυτότητά τους ανά 100 g νερού είναι η εξής: Mg2SO4 – 33,7 g, CaSO4 – 0,202 g, SrSO4 – 0,014 g BaSO4

– 0,0002 γρ. Η διαλυτότητα των θειικών στην ομάδα μειώνεται από πάνω προς τα κάτω. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η ενέργεια ενυδάτωσης των ιόντων μειώνεται πολύ πιο γρήγορα από την ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος. Τα θειικά στρόντιο και βάριο κρυσταλλώνονται χωρίς νερό.

Το θειικό ασβέστιο κρυσταλλώνεται με δύο μόρια νερού (CaSO42H2O) και το θειικό μαγνήσιο με 7 μόρια νερού (MgSO4.7H2O). Μπορεί να αναπαρασταθεί ως μια σύνθετη ένωση που περιέχει ένα μόριο νερού στην εξωτερική σφαίρα SO4H2O.

Ανθρακικά

Τα ανθρακικά άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι λευκές κρυσταλλικές ουσίες, ελάχιστα διαλυτές στο νερό. Το Mg2CO3 είναι ελαφρώς διαλυτό, τα CaCO3, SrCO3, BaCO3 είναι πρακτικά αδιάλυτα και η διαλυτότητα μειώνεται ανά υποομάδα. Οι λόγοι για τη μείωση της διαλυτότητας είναι οι ίδιοι με τους θειικούς.

Τα ανθρακικά διαλύονται περνώντας CO2 μέσω του εναιωρήματός τους ή χρησιμοποιώντας χλωριούχο αμμώνιο:

–  –  –

Πολλές άλλες ενώσεις μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι γνωστές: υπερχλωρικά, από τα οποία χρησιμοποιείται Mg(ClO4)3 (ανυδρόνη) ως παράγοντας ξήρανσης. υδρίδια - ουσίες της σύνθεσης EH2 - λαμβάνονται με άμεση αλληλεπίδραση με το υδρογόνο.

–  –  –

Το μέταλλο μαγνήσιο χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία ως παράγοντας αποξείδωσης και αποθείωσης, καθώς μειώνει τα οξείδια και τα σουλφίδια για να σχηματίσει ενώσεις που είναι ελάχιστα διαλυτές σε λιωμένα μέταλλα. Το μαγνήσιο χρησιμοποιείται ευρέως στη μηχανολογία και την αεροπορία σε κράματα με άλλα μέταλλα. Υπάρχει στη ντουραλουμίνη, το ηλεκτρόνιο, το μαγνάλιο και την υδροναλία.

Το μεταλλικό ασβέστιο χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας στη μεταλλοθερμική μέθοδο παραγωγής μετάλλων, καθώς και για την παραγωγή διαφόρων κραμάτων με βηρύλλιο, μαγνήσιο, αλουμίνιο, χαλκό, μόλυβδο, βισμούθιο κ.λπ.

Το ασβέστιο προστίθεται στα κράματα σιδήρου για την απομάκρυνση του άνθρακα και του θείου.

Το μέταλλο ασβεστίου χρησιμοποιείται για την παραγωγή υδριδίου ασβεστίου και καρβιδίου του ασβεστίου.

Το στρόντιο και οι ενώσεις του χρησιμοποιούνται λιγότερο ευρέως από το ασβέστιο. Το μέταλλο στρόντιο χρησιμοποιείται ως πρόσθετο σε κράματα μαγνησίου, αλουμινίου, μολύβδου, νικελίου και χαλκού. Τα κράματα μαγνησίου και στροντίου χρησιμοποιούνται για την παραγωγή κενού σε θερμιονικούς μετατροπείς. Το αμάλγαμα στροντίου χρησιμοποιείται για τη λήψη δισθενών ενώσεων στοιχείων σπάνιων γαιών.

Το μέταλλο βάριο χρησιμοποιείται σε κράματα αντιτριβής με βάση το μόλυβδο, καθώς και στην τεχνολογία κενού. Τα κράματα μολύβδου βαρίου αντικαθιστούν τα κράματα εκτύπωσης μολύβδου-αντιμονίου.

Ερωτήσεις ελέγχου

1. Τι καθορίζει αν τα στοιχεία ανήκουν στην οικογένεια των στοιχείων s;

2. Ποια από τα στοιχεία s είναι μέταλλα και ποια αμέταλλα;

3. Ποιες καταστάσεις οξείδωσης μπορούν να παρουσιάσουν τα στοιχεία s;

4. Ποιες είναι οι τιμές των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων που χαρακτηρίζουν τα μέταλλα των αλκαλίων;

5. Γιατί το λίθιο έχει το υψηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου σε σύγκριση με άλλα στοιχεία της υποομάδας του;

6. Ποια είναι η φύση των δεσμών που σχηματίζουν τα αλκαλικά μέταλλα στα κρυσταλλικά πλέγματα των ενώσεων τους;

7. Γιατί ο σχηματισμός σύνθετων ενώσεων είναι πιο χαρακτηριστικός για τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών παρά για τα μέταλλα των αλκαλίων;

8. Γιατί το λίθιο παρουσιάζει μεγάλη ομοιότητα στις ιδιότητες με το μαγνήσιο;

9. Γιατί τα φθορίδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό, ενώ τα χλωρίδια είναι πολύ διαλυτά;

10. Γιατί τα μέταλλα των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών είναι πιο επιρρεπή στο σχηματισμό κατιόντων;

11. Τι εξηγεί την αύξηση της θερμικής σταθερότητας των ανθρακικών από μαγνήσιο σε βάριο;

12. Ποιες ενώσεις οξυγόνου σχηματίζονται όταν τα αλκαλικά μέταλλα καίγονται σε οξυγόνο;

13. Ποιες είναι οι μέθοδοι λήψης μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών;

14. Γιατί είναι πρακτικά αδύνατο για στοιχεία αλκαλικών γαιών να αποκτήσουν αρνητικά φορτισμένα ιόντα;

15. Σε τι διαφέρει η συμπεριφορά των αλκαλιμετάλλων στο νερό από τη συμπεριφορά της υγρής αμμωνίας;

Καθήκοντα

1. Ποιο άλας – Be(NO3)2 ή Mg(NO3)2 – υφίσταται υδρόλυση σε μεγαλύτερο βαθμό στις ίδιες συνθήκες; Να γράψετε εξισώσεις υδρόλυσης. Πώς θα μετατοπιστεί η ισορροπία υδρόλυσης όταν προστεθεί ένα οξύ; Όταν προσθέτετε σόδα;

2. Συμπληρώστε τις εξισώσεις αντίδρασης, υποδείξτε τον οξειδωτικό και τον αναγωγικό παράγοντα:

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

BaO2 + Ag2O + H2SO4 BaSO4 +...

3. Πώς μπορεί να ληφθεί το μεταλλικό κάλιο, το υδροξείδιο του καλίου, από το χλωριούχο κάλιο; Παρέχετε διαγράμματα διαδικασίας.

4. Ποιες αντιδράσεις μπορούν να χρησιμοποιηθούν για να πραγματοποιηθούν οι ακόλουθοι μετασχηματισμοί:

NaCl NaOH Na2СОз МaNO3 NaNO2;

5. Να αναφέρετε τους τύπους ατομικού τροχιακού υβριδισμού και το γεωμετρικό σχήμα των ακόλουθων ιόντων: 2+ και 2+.

6. Ποιο από τα αέρια: H2S, H2, Cl2, CO2 – θα απορροφηθεί από διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου; Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης.

7. Τα άλατα CaCO3 και CaC2O4 έχουν κοντινές τιμές PR, ωστόσο, το πρώτο από αυτά είναι καλά διαλυτό στο οξικό οξύ και το δεύτερο είναι ελάχιστα διαλυτό. Δώστε μια εξήγηση για αυτό.

8. Γιατί το υδροξείδιο του μαγνησίου αντιδρά με το θειικό αμμώνιο σε διάλυμα, αλλά το υδροξείδιο του βηρυλλίου όχι; Γράψτε την εξίσωση της αντίδρασης.

9. Εξηγήστε γιατί το δεύτερο ηλεκτρόνιο ενός ατόμου βηρυλλίου απομακρύνεται από το άτομο πιο εύκολα από το δεύτερο ηλεκτρόνιο ενός ατόμου λιθίου;

10. Η σκόνη μαγνησίου φρύχθηκε στον αέρα. Δείξτε με υπολογισμό ποιο προϊόν είναι πιο πλεονεκτικό να σχηματιστεί σε κλειστό σύστημα στους 450° C. Δώστε εξισώσεις για τις αντιδράσεις σχηματισμού προϊόντος, καθώς και τις αντιδράσεις προϊόντων με νερό.

11. Προσδιορίστε εάν θα σχηματιστεί ίζημα ή όχι κατά την ανάμιξη ίσων όγκων διαλυμάτων 0,008 M CaCl2 και 0,016 M KIO3 (T = 25 ° C).

12. Υπάρχουν διαλύματα ανθρακικού καλίου και νιτρώδους καλίου ίδιας συγκέντρωσης. Χωρίς να καταφύγετε σε υπολογισμούς, υποδείξτε σε ποιο διάλυμα το pH θα είναι χαμηλότερο.

13. Χρησιμοποιώντας τη μέθοδο της μοριακής τροχιακής, εξετάστε το σχηματισμό δεσμών σε σωματίδια Li2+, Li2, Li2-. Πώς αλλάζει η ενέργεια και το μήκος του δεσμού σε αυτά τα σωματίδια; Ποιες είναι οι μαγνητικές τους ιδιότητες;

14. Αναμείξτε κορεσμένα υδατικά διαλύματα χλωριούχου καλίου και νιτρικού νατρίου: α) στους 20 ° C. β) στους 80° C. Ποιο αλάτι θα κρυσταλλωθεί πρώτο σε κάθε περίπτωση;

15. Να υπολογίσετε τη θερμοκρασία θερμικής αποσύνθεσης του ανθρακικού νατρίου και του νιτρικού νατρίου στην οποία η μερική πίεση των αερίων φτάνει τα 101,325 kPa. Ποια ένωση χρησιμοποιείται για την παραγωγή οξειδίου του βαρίου στο εργαστήριο;

16. Να σχεδιάσετε την εξάρτηση του πρώτου και του δεύτερου δυναμικού ιοντισμού των στοιχείων s της πρώτης ομάδας και να εξηγήσετε: α) την πορεία της καμπύλης.

β) ειδική σταθερότητα της κατάστασης οξείδωσης +1 για αυτά τα στοιχεία.

17. Με ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου, ελήφθησαν 70 λίτρα διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου 10,6% (πυκνότητα διαλύματος 1,12 g/ml). Πόσο χλωριούχο νάτριο μετατρέπεται σε υδροξείδιο;

18. Εξηγήστε γιατί αυξάνεται η θερμοκρασία αποσύνθεσης στη σειρά LiBrO4 (200°C) – NaBrO4 (230°C) – KBrO4 (275°C) – PbBrO4 (290°C) – CsBrO4 (300°C).

19. Υπολογίστε την ενθαλπία, την εντροπία και το ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό της αντίδρασης οξείδωσης του βαρίου με οξυγόνο σε υπεροξείδιο υπό τυπικές συνθήκες. Πώς επηρεάζει η θερμοκρασία την κατάσταση ισορροπίας αυτών των αντιδράσεων;

20. Όταν ένα διάλυμα 1 λίτρου μίγματος χλωριούχου νατρίου και καλίου αντέδρασε με διάλυμα Η2, σχηματίστηκε 1,5 g ελαφρώς διαλυτού άλατος Κ2. Υπολογίστε τη συγκέντρωση μάζας του χλωριούχου καλίου στο αρχικό μείγμα.

πρόσθετη βιβλιογραφία

1. Cotton F., Wilkinson J. Modern inorganic chemistry.

Μέρος 2. Μ.: Mir, 1969. Σ. 7-70, 259-280.

2. Ripan R., Ceteanu I. Inorganic chemistry. T. 1. M.: Mir, 1971.

3. Akhmeto N. S. Ανόργανη χημεία. Μ.: Πιο ψηλά. σχολείο, 1987. 365 σελ.

4. Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. Γενική και ανόργανη χημεία.

Μ.: Chemistry, 1982. σσ. 298-325.

5. Ugai Ya. A. Ανόργανη χημεία. Μ.: Πιο ψηλά. σχολείο, 1989. Π.

–  –  –

Τα στοιχεία p περιλαμβάνουν στοιχεία στα οποία το υποεπίπεδο p είναι γεμάτο και το εξωτερικό ηλεκτρονικό στρώμα περιέχει από ns2p1 έως ns-ηλεκτρόνια. Το πιο εξωτερικό στρώμα περιέχει 8 (για τη δεύτερη και τρίτη περίοδο) και 18 (για άλλες περιόδους) ηλεκτρόνια. Ο αριθμός της ομάδας συνήθως δείχνει το χαρακτηριστικό σθένος. Αλλά αυτή η κατάσταση δεν ισχύει για όλα τα στοιχεία p. Δεν ισχύει για άζωτο, οξυγόνο, φθόριο και νέον. Δεν έχουν ληφθεί ενώσεις νέον υπό κανονικές συνθήκες. Το φθόριο σχηματίζει κυρίως ενώσεις με έναν δεσμό και μπορεί να σχηματίσει δύο δεσμούς μόνο στη στερεά κατάσταση. Το οξυγόνο σχηματίζει 4 δεσμούς μόνο στα ιοντικά οξείδια· ποτέ δεν σχηματίζει 6 δεσμούς. Το άζωτο σχηματίζει μόνο 4 δεσμούς, όχι 5, σύμφωνα με τον αριθμό της ομάδας. Τα ανάλογα τους σε υποομάδες σχηματίζουν ενώσεις σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης και με μεγάλο αριθμό χημικών δεσμών.

Ας εξετάσουμε την πλήρωση των τροχιακών από ηλεκτρόνια σε ένα σύστημα στοιχείων.

Τα επιλεγμένα ηλεκτρονικά υποεπίπεδα διαφέρουν ως προς τη συμμετρία από άλλα στο ότι έχουν μόνο ένα μέγιστο πυκνότητας ηλεκτρονίων. Αυτά είναι τα καινοσυμμετρικά υποεπίπεδα 1s, 2p, 3d, 4f. Η κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων για αυτά τα τροχιακά φαίνεται στο Σχ. 9.1.

Ρύζι. 9.1. Κατανομή πυκνότητας ηλεκτρονίων για κινοσυμμετρικά τροχιακά Η κατανομή για τα κινοσύμμετρα τροχιακά δεν έχει πρόσθετα μέγιστα και αυτά τα τροχιακά περιγράφονται από τις απλούστερες κυματοσυναρτήσεις. Αυτά τα ηλεκτρόνια είναι που αντιστοιχούν στις μικρότερες τροχιακές ακτίνες σε σύγκριση με άλλα τροχιακά που έχουν την ίδια τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού n. Οι τροχιακές ακτίνες των ηλεκτρονίων 2p είναι μικρότερες από αυτές των 2s, ενώ οι τροχιακές ακτίνες των τροχιακών 3s είναι μικρότερες από 3p. Ομοίως για άλλα καινοσυμμετρικά τροχιακά (Εικ. 9.2).

Ρύζι. 9.2. Κατανομή πυκνότητας ηλεκτρονίων για τροχιακά 2s και 2p (a), 3s και 3p τροχιακά (b).

Τα κινηματογραφικά συμμετρικά τροχιακά χαρακτηρίζονται από υψηλά δυναμικά ιονισμού σε σύγκριση με άλλα (Πίνακας 9.10).

Οι χαμηλές τιμές των τροχιακών ακτίνων και τα υψηλά δυναμικά ιονισμού εξηγούνται ως εξής. Για τα ηλεκτρόνια μιας νέας συμμετρίας, διαφορετικά τοποθετημένα στο χώρο, οι απωστικές δυνάμεις είναι λιγότερες σε σύγκριση με άλλα ηλεκτρόνια και, επομένως, η σύνδεση με τον πυρήνα είναι ισχυρότερη. Η μέθοδος BC εξηγεί τη μείωση της ομοιοπολικότητας των στοιχείων 2p σε σύγκριση με τα ανάλογα τους για τους ακόλουθους λόγους. Οι ηλεκτρονικές διαμορφώσεις του αζώτου, του φωσφόρου, του οξυγόνου και του θείου είναι οι εξής: Ο σχηματισμός 5 ομοιοπολικών δεσμών στο φώσφορο και 6 δεσμών στο θείο εξηγείται από την προώθηση ενός από τα s-ηλεκτρόνια (για τον φώσφορο) ή ενός s- και ενός p-ηλεκτρόνιο (για θείο) στο υποεπίπεδο 3d.

Ας εξετάσουμε τις ενέργειες προώθησης των ηλεκτρονίων από τις καταστάσεις ns2np3 και ns2np4 για άτομα αζώτου, οξυγόνου, θείου και φωσφόρου σε υψηλότερα υποεπίπεδα (Πίνακας 9.2).

Σύμφωνα με υπολογισμούς, αποδεικνύεται ότι η διαφορά στις ενέργειες προώθησης σε υψηλότερο ενεργειακό επίπεδο για το άζωτο και τον φώσφορο, το οξυγόνο και το θείο δεν είναι πολύ σημαντική. Γιατί λοιπόν το άζωτο και το οξυγόνο δεν παρουσιάζουν σθένος ίσο με τον αριθμό της ομάδας; Τα στοιχεία παρουσιάζουν υψηλή ομοιοπολικότητα σε σχέση με το φθόριο, μετά με το οξυγόνο, λιγότερο συχνά με το άζωτο και το χλώριο, δηλ.

σε στοιχεία με την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα.

–  –  –

Κατά την αλληλεπίδραση με αυτά τα στοιχεία, η πυκνότητα ηλεκτρονίων του ατόμου του αντιδραστηρίου μετατοπίζεται, τα ηλεκτρονικά επίπεδα έρχονται πιο κοντά μεταξύ τους και έτσι διευκολύνεται η μετάβαση των ηλεκτρονίων σε ένα υψηλότερο υποεπίπεδο. Για τον φώσφορο και το θείο αυτό είναι ένα 3d επίπεδο: 3s23р3 3s13р33d1.

Για το οξυγόνο και το άζωτο, ακόμη και σε αντιδράσεις με φθόριο, μια τέτοια μετατόπιση στην πυκνότητα ηλεκτρονίων δεν συμβαίνει λόγω μιας μικρής διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα και, ως εκ τούτου, δεν παρατηρείται προώθηση ενός ηλεκτρονίου σε υψηλότερο υποεπίπεδο. Ωστόσο, αυτό το συμπέρασμα δεν είναι απολύτως πειστικό, αφού η ενέργεια προώθησης είναι πολύ μεγαλύτερη από την ενέργεια που εκλύεται κατά το σχηματισμό δεσμών.

Από την άποψη της μεθόδου MO, η σύζευξη και η προώθηση ηλεκτρονίων δεν συμβαίνει λόγω των υψηλών τροχιακών ενεργειών των ηλεκτρονίων 2s και 2p (υψηλά δυναμικά ιονισμού).

Επομένως, τα άτομα αζώτου, οξυγόνου και φθορίου σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς A-L με συνδέτες λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων και πρακτικά δεν μπορούν να σχηματίσουν υπερσθενείς δεσμούς L-A-L λόγω ζευγών p- και ιδιαίτερα s-ηλεκτρονίων. Για τα άτομα των αναλόγων τους P, S, Cl, οι δίκεντροι ομοιοπολικοί δεσμοί A-L σχηματίζονται από ασύζευκτα p-ηλεκτρόνια και οι υπόλοιποι δεσμοί με συνδετήρες είναι τρικεντρικοί (υπερσθενείς) δεσμοί τεσσάρων ηλεκτρονίων L1-A-L2, που σχηματίζονται λόγω σε ζεύγη p- και s-ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόμου και δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια δύο συνδετών ταυτόχρονα (Εικ. 9.3).

Ρύζι. 5.3. Σχήμα σχηματισμού υπερσθενών δεσμών Έτσι, στο μόριο PF5 υπάρχουν τρεις δίκεντροι δεσμοί P-F δύο ηλεκτρονίων, που σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση τριών μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων p φθορίου με τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια φωσφόρου και ένα τεσσάρων ηλεκτρονίων τριών κεντρικός δεσμός F1-P-F2, που σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του ζεύγους ηλεκτρονίων s του φωσφόρου με δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια των τροχιακών 2 px δύο ατόμων φθορίου.

Όσον αφορά το αλουμίνιο και το πυρίτιο, προκύπτουν πρόσθετοι δεσμοί λόγω αλληλεπιδράσεων δότη-δέκτη και σε αυτή την περίπτωση δεν σχηματίζονται μόρια, αλλά ιόντα, για παράδειγμα 2-.

Οι υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων p είναι συχνά σταθερές μόνο όταν αλληλεπιδρούν με ισχυρά ηλεκτραρνητικούς συνδέτες (SO3, SF6, PO43-, PF6-). Αυτοί οι συνδέτες είναι σε θέση να αναγκάσουν το κεντρικό άτομο να σχηματίσει δεσμούς μέσω τόσο ομοιοπολικών (CV) όσο και υπερσθενών (HV) μηχανισμών. Για τα στοιχεία p, καθώς αυξάνεται ο αριθμός της περιόδου, το δυναμικό ιονισμού γενικά μειώνεται και φαίνεται ότι η σταθερότητα των υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης θα πρέπει να αυξηθεί προς αυτή την κατεύθυνση. Αλλά αυτό δεν συμβαίνει. Η σταθερότητα των υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης σε υποομάδες p-στοιχείων μειώνεται. Ας εξετάσουμε τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων των στοιχείων της περιόδου VI, Στοιχείο Tl Pb Bi Po Ηλεκτρονικό 6s26р1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 διαμόρφωση Για το θάλλιο, η κατάσταση οξείδωσης είναι +1, για τον μόλυβδο – +2, για το βισμούθιο – +3. Από τις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις είναι σαφές ότι οι τιμές των καταστάσεων οξείδωσης συμπίπτουν με τον αριθμό των p-ηλεκτρονίων, δηλ.

Δηλαδή, μόνο τα p-ηλεκτρόνια συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού και το ζεύγος ηλεκτρονίων 6s2 δεν συμμετέχει στον δεσμό, παραμένοντας ουδέτερο.

Παρατηρείται το λεγόμενο «φαινόμενο αδρανούς ζεύγους». Tl, Pb, Bi, Po είναι στοιχεία της VI περιόδου. Οι ηλεκτρονικές τους διαμορφώσεις έχουν ένα γεμάτο υποεπίπεδο 4f. Λόγω της συμπίεσης με λανθανίδη, το ζεύγος ηλεκτρονίων 6s2 είναι πιο στενά συνδεδεμένο με τον πυρήνα και γίνεται «αδρανές».

Αλλά δεν είναι πάντα δυνατό να εξηγηθεί η μείωση της σταθερότητας υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης σε υποομάδες στοιχείων από το «φαινόμενο αδρανούς ζεύγους». Έτσι, αν πάρουμε το άθροισμα των δυναμικών ιοντισμού I2 + I3 για τα p-στοιχεία IIIA (Πίνακας 9.3), τότε η τιμή αυτού του αθροίσματος για το θάλλιο είναι κοντά στην παρόμοια τιμή για το γάλλιο. Ταυτόχρονα, δεν είναι απολύτως σαφές ότι το γάλλιο έχει σταθερή κατάσταση οξείδωσης +3, ενώ το θάλλιο όχι. Ας εξετάσουμε τις ενέργειες των δεσμών Ε-Χ για αυτά τα ίδια στοιχεία. Όπως φαίνεται από τον πίνακα. 9.3, οι ενέργειες των δεσμών E-Cl για την υποομάδα μειώνονται και αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι η ενέργεια που απαιτείται για την προώθηση ενός ηλεκτρονίου από το υποεπίπεδο 6s2 στο 6p δεν αντισταθμίζεται από την ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό δύο επιπλέον δεσμών (6s26p1 - 6s16p2).

Επομένως, για το θάλλιο, η κατάσταση οξείδωσης +3 είναι ασταθής και εμφανίζεται μόνο όταν αλληλεπιδρά με εξαιρετικά ηλεκτραρνητικά στοιχεία.

Παρόμοια φαινόμενα παρατηρούνται και για άλλα στοιχεία της έκτης περιόδου.

Πίνακας 9.3 Άθροισμα δυναμικών ιονισμού και ενεργειών δεσμού E-Cl στοιχείων της υποομάδας του γαλλίου Στοιχείο I2 + I3, ενέργειες δεσμών eV E-X, kJ/mol Ga 51,0 241,9 Σε 46,7 205,9 T1 50,0 152 σημαντικό ρόλο, συνδέσεις των στοιχείων p, αλλά αυτοί οι δεσμοί σχηματίζονται με διαφορετικούς τρόπους.

Για τυπικά στοιχεία, σχηματίζονται πολλαπλοί δεσμοί λόγω των τροχιακών p-p (CO, N2, BF, NO κ.λπ.). Για τα ανάλογα τους, πολλαπλοί δεσμοί p-p σχεδόν δεν σχηματίζονται λόγω των μεγάλων αποτελεσματικών μεγεθών των ατόμων, τα οποία καθορίζουν σημαντικές διαπυρηνικές αποστάσεις μεταξύ του κεντρικού ατόμου και των προσδεμάτων. Αλλά αυτά τα άτομα χαρακτηρίζονται από το σχηματισμό δεσμών d-p λόγω των nd-τροχιακών του κεντρικού ατόμου και των ζευγών ηλεκτρονίων των p-τροχιακών του συνδέτη.

Κανόνας ισοτιμίας

Μία από τις κανονικότητες στη χημεία των p-στοιχείων είναι ο κανόνας ισοτιμίας Mendeleev. Σύμφωνα με αυτόν τον κανόνα, εκείνες οι ενώσεις στοιχείων στις οποίες το κεντρικό άτομο έχει κατάσταση οξείδωσης ίδιας ισοτιμίας με την ισοτιμία του αριθμού της αντίστοιχης ομάδας στον περιοδικό πίνακα είναι σχετικά πιο σταθερές. Για παράδειγμα, ζυγές ενώσεις είναι το ξένο (XeO, XeO2, XeO3, XeO4) και το θείο (H2S, SO2, H2SO3, SO3, H2SO4) - στοιχεία ζυγών ομάδων, περιττές - ενώσεις χλωρίου (HCl, Cl2O, HClO, Cl2O3, HClO2, Cl2O5, HClO3, Cl2O7, HClO4) και φώσφορος (PH3, H3PO2, P2O3, H3PO3, P2O5, H3PO4) – στοιχεία περιττών ομάδων.

Σύμφωνα με τη μέθοδο BC, αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι σε ενώσεις μη μεταβατικών στοιχείων η σύνδεση μεταξύ του κεντρικού ατόμου και των προσδεμάτων πραγματοποιείται λόγω αλληλεπιδράσεων δύο ηλεκτρονίων δύο κέντρων. Στη θεμελιώδη κατάσταση του κεντρικού ατόμου, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων αντιστοιχεί σε ισοτιμία με τον αριθμό της ομάδας: 2 για τον άνθρακα, 3-4 για τον φώσφορο, 2 για το θείο, 1 για το χλώριο (ο άνθρακας, το θείο είναι στοιχεία ζυγών ομάδων, ο φώσφορος και το χλώριο είναι στοιχεία περιττών ομάδων) . Κατά τη διέγερση, τα ηλεκτρόνια του κεντρικού ατόμου ζευγαρώνονται στα ns- και np-τροχιακά σθένους του με την πλήρωση ελεύθερων nd-τροχιακών. Σε αυτή την περίπτωση, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σε κάθε στάδιο αποσύζευξης αυξάνεται κατά 2, λόγω του οποίου η αρχική ισοτιμία ή η περιττότητα του συνολικού αριθμού τους παραμένει αμετάβλητη. Επομένως, σχηματίζονται ενώσεις με ζυγές καταστάσεις οξείδωσης του κεντρικού ατόμου για p-στοιχεία άρτιων ομάδων και με περιττές καταστάσεις οξείδωσης για p-στοιχεία περιττών ομάδων.

Για παράδειγμα:

3s2 3px2 3py1 3pz1 Για S H2S, SF2 3s2 3px1 3py1 3pz1 3dz1 SO2, SF4 3s1 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2 - y2 SO2pHS3pz2, SF 3s2 3px2 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 Μια καλή απεικόνιση των κανόνων ισοτιμίας είναι το σύστημα φθοριδίων των p-στοιχείων των ομάδων αερίων V-VII και αδρανών.

Ομάδα V PF PF2 PF3 (PF4) PF5 (PF6) VI ομάδα SF SF2 (SF3) SF4 SF5 SF6 VII ομάδα ClF (ClF2) ClF3 (ClF4) ClF5 (ClF6) Ομάδα VIII (XeF) XeF2 (XeF3) XeF4Xe (XeF3) XeF4Xe Χαμηλά σταθερά ή μη ληφθέντα φθορίδια δίνονται σε παρένθεση.

Από το παραπάνω παράδειγμα μπορεί να φανεί ότι μόνο δύο συνδέσεις (PF2 και SF) είναι, με την πρώτη ματιά, απόκλιση από τον κανόνα, αλλά στην πραγματικότητα δεν παραβιάζουν τον κανόνα ισοτιμίας.

Η σύζευξη ηλεκτρονίων απαιτεί σημαντική ποσότητα ενέργειας - περίπου 8-13 eV. Αυτά τα κόστη δεν αντισταθμίζονται από την ενέργεια των ομολόγων που σχηματίζονται, επομένως η εξήγηση για το σχηματισμό ομολόγων με τη μέθοδο BC δεν είναι απολύτως πειστική. Μια πιο λογική εξήγηση βρίσκεται στο πλαίσιο της θεωρίας της μεθόδου MO. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, ο κανόνας της ισοτιμίας αρχίζει να λειτουργεί μόνο από έναν ορισμένο βαθμό οξείδωσης του κεντρικού ατόμου, δηλαδή από τη στιγμή του σχηματισμού των πρώτων υπερσθενών τρικεντρικών δεσμών. Όσο υπάρχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα τροχιακά σθένους np, σχηματίζεται μια συνεχής σειρά φθοριδίων με μοριακές δομές που περιέχουν μόνο ομοιοπολικούς (CV) δεσμούς δύο κέντρων. Από τη στιγμή που όλα τα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια περιλαμβάνονται στους δεσμούς A-F, δεν σχηματίζονται πλέον τέτοιοι δεσμοί, καθώς η προώθηση απαιτεί μεγάλο ενεργειακό κόστος. Σε αυτό το σημείο, η κατάσταση οξείδωσης του κεντρικού ατόμου αντιστοιχεί στην ισοτιμία του αριθμού της ομάδας. Μια περαιτέρω αύξηση του βαθμού οξείδωσης συμβαίνει λόγω του σχηματισμού υπερσθενών δεσμών F(1) - A - F(2). Αλλά αυτοί οι δεσμοί σχηματίζονται μόνο όταν δύο νέοι συνδέτες συνδέονται ταυτόχρονα με το κεντρικό άτομο, επομένως η κατάσταση οξείδωσης του κεντρικού ατόμου αυξάνεται κατά δύο μονάδες ταυτόχρονα, γεγονός που καθορίζει τον κανόνα ισοτιμίας. Το όριο για την εμφάνιση υπερσθενών δεσμών διέρχεται από το XeF - ClF2 - SF3 - PF4.

Από αυτό προκύπτει ότι όσο χαμηλότερη είναι η κατάσταση οξείδωσης του κεντρικού ατόμου στο οποίο εμφανίζονται υπερσθενείς δομές, τόσο περισσότερο οι ενώσεις υπακούουν στον κανόνα ισοτιμίας. Αυτό συμβαίνει καθώς ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων μειώνεται, δηλ. με αύξηση του αριθμού της ομάδας. Για τις ενώσεις ευγενών αερίων, όλες οι ενώσεις υπακούουν στον κανόνα ισοτιμίας, αφού όλοι οι δεσμοί τους είναι υπερσθενείς.

Στη χημεία των μεταβατικών στοιχείων, αυτός ο κανόνας πρακτικά δεν τηρείται, αφού τα άτομα αυτών των στοιχείων μπορούν να χρησιμοποιήσουν τα τροχιακά σθένους (n-l)d-, ns-, np.

Δευτερεύουσα περιοδικότητα

Η δευτερεύουσα περιοδικότητα είναι η πιο σημαντική κανονικότητα στις ιδιότητες των στοιχείων στις κύριες υποομάδες στοιχείων. Ως δευτερεύουσα περιοδικότητα κατανοούμε την ειδική, μη μονότονη φύση των αλλαγών σε διάφορα φυσικά και χημικά στοιχεία και τις ενώσεις τους ανάλογα με τη θέση των στοιχείων σε υποομάδες, δηλαδή την υπαγωγή τους σε μια συγκεκριμένη περίοδο του συστήματος.

Η δευτερογενής περιοδικότητα εκδηλώνεται ήδη στα πρώτα δυναμικά ιονισμού I1 των ατόμων των στοιχείων p και των τιμών ηλεκτραρνητικότητας (Πίνακες 9.12, 9.13). Εκδηλώνεται, πρώτον, σε ασυνήθιστα υψηλά δυναμικά I1 για άτομα στοιχείων της περιόδου II, και δεύτερον, σε αυξημένα δυναμικά ιονισμού I1 για p-στοιχεία των περιόδων IV και VI (Πίνακας 9.12).

Σε σύγκριση με τις αναμενόμενες τιμές με βάση την ιδέα της σταδιακής μείωσης των δυναμικών ιοντισμού I1 των ατόμων, από πάνω προς τα κάτω στην ομάδα παρατηρούμε μια μη μονοτονική αλλαγή σε αυτές τις τιμές (Εικ. 9.4).

Ο παράγοντας που καθορίζει τη μη μονοτονική, δευτερογενή περιοδική φύση των αλλαγών στις ιδιότητες των στοιχείων στις υποομάδες των στοιχείων p είναι τα αποτελέσματα της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρονίων σθένους με τον σύνθετο σκελετό ενός ατόμου πολλών ηλεκτρονίων.

–  –  –

Ας εξετάσουμε τις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις των στοιχείων p στη θεμελιώδη κατάσταση (p από 1 έως 6).

II περίοδος 2s22pn III περίοδος 3s23pn3d0 IV περίοδος 3d104s24pnd0 V περίοδος 4d105s25pn5d0 VI περίοδος 4f145d106s26pn6d0 Οι ασυνήθιστα υψηλές τιμές του I1 και όλα τα χαρακτηριστικά της χημείας της περιόδου II οφείλονται στις ειδικές ιδιότητες των ιδιοτήτων των ηλεκτρονίων. Αλλά οι αυξημένες τιμές του I1, καθώς και οι ιδιαιτερότητες της χημείας των p-στοιχείων της IV περιόδου (Ga, Ge, As, Se, Br, Kr), καθορίζονται από το γεγονός ότι στις ηλεκτρονικές τους διαμορφώσεις Εμφανίζεται κινοσύμμετρο 3d υποεπίπεδο, το οποίο είναι γεμάτο με 10 ηλεκτρόνια. Σε προηγούμενες περιόδους δεν υπάρχει τέτοιο υποεπίπεδο και σε επόμενες περιόδους παρόμοια υποεπίπεδα 4d και 5d δεν είναι πλέον κινοσυμμετρικά και δεν έχουν σημαντική επίδραση στα χαρακτηριστικά των ηλεκτρονίων σθένους ns και np.

Ρύζι. 9.4. Αλλαγή των πρώτων δυναμικών ιοντισμού του p – στοιχεία της ομάδας V Η επίδραση της οθόνης των ηλεκτρονίων 3d10 στην ενεργειακή κατάσταση των ηλεκτρονίων σθένους 4s και 4p εκδηλώνεται ως εξής. Αφενός, ως αποτέλεσμα της απώθησης μεταξύ ηλεκτρονίων, τα ηλεκτρόνια 3d10 αποσταθεροποιούν τις τροχιακές ενέργειες των ηλεκτρονίων 4s και 4p, αφετέρου, τα ηλεκτρόνια 3d10 σταθεροποιούν έντονα τα ηλεκτρόνια 4s και 4p, επειδή το προ-εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο με 10 ηλεκτρόνια γεμίζει . Αλλά το αποσταθεροποιητικό αποτέλεσμα είναι πολύ μικρότερο από το σταθεροποιητικό. Τα ηλεκτρόνια σθένους 4s- και 4p- (ειδικά 4s-) διεισδύουν βαθιά. Αυτό οφείλεται στη σημαντική πυκνότητα ηλεκτρονίων τους στον χώρο κοντά στον πυρήνα, κάτω από 3d ηλεκτρόνια. Αυτό οδηγεί σε ισχυρότερη επίδραση του πυρήνα στα ηλεκτρόνια σθένους, μείωση της ατομικής ακτίνας και αύξηση του δυναμικού ιονισμού και της ηλεκτραρνητικότητας.

Ένας παρόμοιος λόγος για τις αυξημένες τιμές του I1 και τα σχετικά χαρακτηριστικά της χημείας των p-στοιχείων της περιόδου VI (Te, Pb, Bi, Po, At, Rn) πρέπει και πάλι να συσχετιστεί με τη διαφορά στις ηλεκτρονικές δομές των ατόμων τους από τις δομές των ατόμων προηγούμενων περιόδων.

Αυτή η διαφορά οφείλεται στην εμφάνιση ενός καινοσυμμετρικού υποεπίπεδου 4f πάνω από το κέλυφος του αδρανούς αερίου αργού. Η πλήρωση του τρίτου εξωτερικού ηλεκτρονικού υποεπίπεδου 4f με 14 ηλεκτρόνια γενικά οδηγεί σε αύξηση της ενεργειακής σταθερότητας των ηλεκτρονίων σθένους 6s και 6p. Αυτή η σταθεροποίηση εκφράζεται σε αυξημένες τιμές δυναμικού ιονισμού και ηλεκτραρνητικότητα.

Η σταθεροποιητική επίδραση της οθόνης ηλεκτρονίων 4f14 στα ενεργειακά χαρακτηριστικά των ηλεκτρονίων σθένους 6s είναι σημαντικά υψηλότερη από αυτή των ηλεκτρονίων 6p. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η διεισδυτική ισχύς των ηλεκτρονίων 6s είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των ηλεκτρονίων 6p. Τα ηλεκτρόνια 6s έχουν 5 επιπλέον μέγιστα ηλεκτρονιακής πυκνότητας, ένα από τα οποία βρίσκεται κοντά στον πυρήνα.

Έτσι, η δευτερογενής περιοδικότητα είναι μια αντανάκλαση των ιδιαιτεροτήτων των στοιχείων p άρτιων (II, IV, VI) περιόδων και προκύπτει από τα ηλεκτρονικά χαρακτηριστικά των ατόμων τους. Εμφανίζεται όλο και πιο καθαρά καθώς ο αριθμός της ομάδας αυξάνεται από III σε VIII. Προς αυτή την κατεύθυνση, οι ιδιαιτερότητες των χημικών ιδιοτήτων των p-στοιχείων ζυγών περιόδων γίνονται όλο και πιο ξεκάθαρες. Έτσι, για τα στοιχεία p της ομάδας VII δεν υπάρχουν (για το φθόριο) ή πολύ ασταθείς (για το βρώμιο και την αστατίνη) ενώσεις με καταστάσεις οξείδωσης (VII), αλλά για το χλώριο (C2O7, HClO4) και το ιώδιο (I2O7, H5IO6, IF7) είναι αρκετά σταθερά. Στην ομάδα III, δεν υπάρχουν σχεδόν τέτοιες έντονες διαφορές στη χημεία του βορίου, του γαλλίου και του θαλλίου, αφενός, και στοιχείων όπως το ίνδιο και το αλουμίνιο, αφετέρου, αν και τα ειδικά χαρακτηριστικά παρόμοιων ενώσεων του βορίου, του αλουμινίου, το γάλλιο, το ίνδιο και το θάλλιο δείχνουν πολλά χαρακτηριστικά του βορίου, του αργιλίου, του θαλλίου και των ενώσεων τους. Έτσι, στη σειρά παρόμοιων οξειδίων E2O3, το οξείδιο του βορίου είναι όξινο στη φύση και τα οξείδια των υπολοίπων στοιχείων της υποομάδας είναι αμφοτερικά με ποικίλους βαθμούς βασικότητας. Το οξείδιο Tl2O3 είναι πολύ λιγότερο σταθερό.

Ο λόγος για την αύξηση της εξειδίκευσης των p-στοιχείων ζυγών περιόδων μπορεί να εξηγηθεί από το γεγονός ότι τα αποτελέσματα σταθεροποίησης των ηλεκτρονίων ns- και np που προκαλούνται από τα κινοσύμμετρα υποεπίπεδα 1s-, 3d-, 4f εκδηλώνονται πιο έντονα ως το φορτίο των πυρήνων αυξάνεται.

Η δευτερεύουσα περιοδικότητα των στοιχείων p επηρεάζει, στον ένα ή τον άλλο βαθμό, όλες τις πιθανές καταστάσεις οξείδωσης, αλλά εκδηλώνεται πιο ξεκάθαρα στις ιδιότητες των ενώσεων του στοιχείου σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι κατά τη μετακίνηση στην υποομάδα από πάνω προς τα κάτω, οι αλλαγές στις ηλεκτρονικές δομές των ατόμων επηρεάζουν πιο έντονα την κατάσταση των ηλεκτρονίων σθένους ns, τα οποία έχουν τη μεγαλύτερη ικανότητα διείσδυσης. Μόνο η συμμετοχή ηλεκτρονίων σθένους ns σε δεσμούς με συνδέτες οδηγεί στο σχηματισμό υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης.

Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια σθένους 2s-, 4s-, 6s-ηλεκτρόνια σε άτομα στοιχείων ζυγών περιόδων είναι πιο σταθερά από τα ηλεκτρόνια 3s-, 5s- σε άτομα περιττών περιόδων, τα ηλεκτρόνια 2s-, 4s-, 6s- αντιμετωπίζουν τις μεγαλύτερες ενεργειακές δυσκολίες στο σχηματισμό χημικοί δεσμοί με συνδετήρες . Αυτό οδηγεί σε αστάθεια των ενώσεων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης μιας ή άλλης υποομάδας.

Στη χημεία των στοιχείων της περιόδου IV, έχουμε ήδη εξετάσει παραδείγματα και λόγους για την αστάθεια υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης.

Στη χημεία της περιόδου IV, παραδείγματα τέτοιας αστάθειας είναι το οξείδιο Br2O7 και το βρωμικό οξύ HBrO4, τα οποία δεν μπορούν να ληφθούν λόγω της πλήρους αστάθειάς τους. Και οι ενώσεις Cl2O7, I2O7, HClO4 είναι αρκετά σταθερές. Το πρόσφατα ληφθέν υπερβρωμικό BrO4- έχει πολύ υψηλή οξειδωτική δράση και πολύ μικρή σταθερότητα σε σύγκριση με τα υπερχλωρικά και υπεριωδικά ιόντα (ClO4-, IO4-). Το σεληνικό οξύ H2SeO4 έχει διακριτές οξειδωτικές ιδιότητες σε σύγκριση με το θειικό και το τελλουρικό οξύ. Το αρσενικό οξύ H3AsO4 είναι ένας αρκετά ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας και μετατρέπεται εύκολα σε αρσενώδες οξύ, ενώ το φωσφορικό και το αντιμονικό οξύ έχουν ελάχιστες οξειδωτικές ιδιότητες.

Οι ενώσεις σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης στοιχείων της περιόδου IV είναι λιγότερο σταθερές από παρόμοιες ενώσεις των περιόδων III και V:

PCl5 AsCl5 SbCl5;

СlO4- BrO4- IO4-, κ.λπ.

Για τα στοιχεία της περιόδου VI, οι ενώσεις σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης είτε απουσιάζουν είτε είναι ασταθείς: ТlF3, PbF4, BiF5, PoF6, (AtF7). Tl2O3, PbO2, Bi2O5, (PoO3), (At2O7). Παρόμοιες ενώσεις ρ-στοιχείων της περιόδου V χαρακτηρίζονται από αρκετά μέτρια σταθερότητα. Δεν παρουσιάζουν καν πάντα οξειδωτικές ιδιότητες: InF3, SnF4, SbF5, TeF6, IF7. In2O3, SnO2, Sb2O5, TeO3, I2O7.

Ο λόγος για την αστάθεια των ενώσεων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης είναι ότι τα ηλεκτρόνια 6s, τα οποία είναι εξαιρετικά σταθεροποιημένα εσωτερικά ηλεκτρόνια (η επίδραση ενός αδρανούς ζεύγους), συμμετέχουν όλο και λιγότερο στο σχηματισμό χημικών δεσμών. Η έννοια ενός "αδρανούς ζεύγους" είναι πολύ χρήσιμη, αν και δεν εξηγεί πάντα τους λόγους για τη διαφορετική σταθερότητα των ενώσεων των στοιχείων p της περιόδου VI.

Η μειωμένη σταθερότητα των υψηλότερων οξειδωμένων μορφών στοιχείων εκφράζεται πιο ξεκάθαρα στα στοιχεία των ομάδων V, VI και ιδιαίτερα VII. Και ο λόγος για την αύξηση του φαινομένου "αδρανούς ζεύγους" στη σειρά Tl Pb Bi Po At είναι ότι η ενεργειακή σταθεροποίηση των ζευγών ηλεκτρονίων σθένους 6s στα άτομα αυτών των στοιχείων είναι μεγαλύτερη, τόσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο του ατόμου.

Όπως σημειώσαμε παραπάνω, η μέθοδος BC εξηγεί τη μείωση της σταθερότητας των ενώσεων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης από το γεγονός ότι η ενέργεια προώθησης ηλεκτρονίων σε υψηλότερο ηλεκτρονικό υποεπίπεδο δεν αντισταθμίζεται από την ενέργεια των δεσμών που σχηματίζονται. Αυτή η ιδέα εξηγεί αρκετά πειστικά την αστάθεια ή την αδυναμία λήψης πολλών ενώσεων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης για τα στοιχεία p της περιόδου II και VI των ομάδων III, IV, V, VI, VII, αλλά η μέθοδος MO το απέδειξε πιο πειστικά, αφού τόσο τεράστιο ενεργειακό κόστος για Ούτε ένα άτομο δεν μπορεί να προωθήσει ηλεκτρόνια.

Το MO παρέχει μια πιο αξιόπιστη εξήγηση των χαρακτηριστικών στοιχείων ζυγών περιόδων. Λόγω της αυξημένης σταθεροποίησης των τροχιακών ενεργειών των ηλεκτρονίων σθένους 2s-, 2p-, 4s-, 4p-, 6s-, 6p, στα άτομα αυτών των στοιχείων οι ενέργειες των υπερσθενών δεσμών του κεντρικού ατόμου με συνδέτες, δηλ. Οι δεσμοί L(1)- αποδεικνύονται σχετικά μικροί A-L(2), που σχηματίζονται λόγω των ηλεκτρονίων σθένους ns ή pr του ατόμου Α. Αυτό οδηγεί σε μικρές μέσες ενέργειες όλων των (ομοιοπολικών και υπερσθενών) δεσμών στα μόρια. Και αυτό, με τη σειρά του, οδηγεί σε μείωση της σταθερότητας των συνδέσεων γενικά. Λόγω της προτιμησιακής σταθεροποίησης του ns2-τροχιακού του κεντρικού ατόμου, οι υπερσθενείς δεσμοί L(1)-A-L(2) που βασίζονται στο ζεύγος ns2 ηλεκτρονίων του ατόμου Α είναι ιδιαίτερα αδύναμοι. Γι' αυτό οι λιγότερο ισχυροί δεσμοί, με τον χαμηλότερο δεσμό ενέργειες μεταξύ του κεντρικού ατόμου και των προσδεμάτων, είναι ενώσεις σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, στον σχηματισμό των οποίων είναι απαραίτητη η συμμετοχή ηλεκτρονίων ns.

Ένα ποσοτικό μέτρο σταθεροποίησης του τροχιακού ns του ατόμου Α είναι η διαφορά στις ενέργειες των τροχιακών του np και ns. Ονομάζεται ενέργεια διαχωρισμού ns-np. Όσο πιο σταθερό είναι το νσορβιτάλιο του ατόμου Α, τόσο μεγαλύτερη είναι αυτή η ενεργειακή διαφορά, τόσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια του δεσμού A-L σε ενώσεις σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης του κεντρικού ατόμου. Δεδομένου ότι στην υποομάδα των p-στοιχείων αυξάνεται η ενέργεια του διαχωρισμού ns-np λόγω πλήρωσης 2p-, 3d-, 4f στις περιόδους II και VI, η ισχύς των ενώσεων με υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης για στοιχεία αυτών των περιόδων μειώνεται ανάλογα.

Στο Σχ. Το σχήμα 9.4 δείχνει την εξάρτηση των μέσων ενεργειών ενός δεσμού A-F δύο κέντρων σε μόρια εξαφθοριούχων στοιχείων της ομάδας VI και την τιμή του διαχωρισμού ns-np.

Ρύζι. 9.4. Μέσες ενέργειες δεσμών A-F δύο κέντρων σε μόρια εξαφθοριδίων της ομάδας VI και ενέργειες διαχωρισμού ns-np για ελεύθερα άτομα οξυγόνου, θείου, σεληνίου, τελλουρίου, πολωνίου

–  –  –

Οι απλές ουσίες που σχηματίζονται από άτομα των στοιχείων p διακρίνονται από μια πολύ μεγαλύτερη ποικιλία ιδιοτήτων από τις ουσίες από τα στοιχεία s και d. Έτσι, εάν όλες οι απλές ουσίες από d-στοιχεία και σχεδόν όλα τα στοιχεία s (εκτός από το υδρογόνο και το ήλιο) σε ελεύθερη κατάσταση είναι μέταλλα, τότε οι ουσίες που σχηματίζονται από άτομα των στοιχείων p εμφανίζουν τόσο μεταλλικές όσο και μη μεταλλικές ιδιότητες.

Σε απλές ουσίες που σχηματίζονται από στοιχεία p, παρατηρούνται μεταλλικοί και ομοιοπολικοί τύποι δεσμών. Για ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς, θα πρέπει επίσης να λαμβάνεται υπόψη η συμβολή των δυνάμεων διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται όταν υπάρχουν αρκετά ηλεκτρόνια σθένους. Εάν υπάρχει ανεπάρκεια ηλεκτρονίων σθένους, τότε εμφανίζεται ο σχηματισμός μεταλλικών δεσμών.

Ο Zintl σχεδίασε μια κάθετη γραμμή μεταξύ των στοιχείων των ομάδων IIIA και IVA του περιοδικού πίνακα. Αυτό το χαρακτηριστικό ονομάζεται όριο Zintl. Στα αριστερά αυτού του ορίου υπάρχουν στοιχεία με ανεπάρκεια ηλεκτρονίων σθένους. Στα δεξιά του υπάρχουν στοιχεία με αρκετά ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Πρέπει να υπάρχουν τουλάχιστον τέσσερα από αυτά, καθώς όταν σχηματίζεται μια σύνδεση, προκύπτει ένα κέλυφος οκτάδας. Εάν ένα άτομο έχει τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους, τότε σχηματίζονται τέσσερις ομοιοπολικοί δεσμοί. Αυτό παρατηρείται στον άνθρακα, το γερμάνιο και τον κασσίτερο. Εάν ένα άτομο έχει 5 ηλεκτρόνια σθένους, τότε για να σχηματίσει 2 απλούς δεσμούς δύο κέντρων, δύο ηλεκτρονίων χρειάζεται 3 ηλεκτρόνια, επομένως τα άτομα σχηματίζουν στρωματικά πλέγματα ή κύτταρα στα οποία συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς. Και τα στρώματα συνδέονται με αδύναμες δυνάμεις van der Waals.

Έτσι, για την ομάδα VA:

Pblack As Sb Απόσταση μεταξύ ατόμων σε ένα στρώμα, 2,17 2,51 2,87 Απόσταση μεταξύ στρωμάτων, 3,18 3,15 3,37 Σύμφωνα με τον κανόνα Hume-Rothery, ο αριθμός συντονισμού στις κρυσταλλικές δομές απλών ουσιών στα δεξιά του ορίου Zintl είναι 8 - N, N – αριθμός ομάδας στον περιοδικό πίνακα.

Ως εκ τούτου, οι ουσίες των p-στοιχείων της ομάδας VI (εκτός από το οξυγόνο) πρέπει να έχουν χαρακτηριστικό αριθμό συντονισμού 2. Πράγματι, οι μη μεταλλικές τροποποιήσεις των S, Se, Te σε κρυσταλλικές δομές χαρακτηρίζονται από γραμμικές αλυσίδες και δακτυλίους ζιγκ-ζαγκ, οι οποίοι είναι που συνδέονται με δυνάμεις van der Waals.

Sromb Sehex Tehex Απόσταση μεταξύ ατόμων σε μια αλυσίδα, 2,10 2,32 2,89 Απόσταση μεταξύ αλυσίδων, 3,30 3,46 3,74 Τα αλογόνα πρέπει να έχουν αριθμό συντονισμού σε κρυσταλλικά πλέγματα ίσο με 1. Τα διατομικά μόρια αλογόνου σχηματίζονται χρησιμοποιώντας ομοιοπολικές συνδέσεις. Στην ελεύθερη κατάσταση, τα F2 και Cl2 είναι αέρια, το Br2 είναι υγρό, το I2 είναι μια στερεή κρυσταλλική, εξαιρετικά πτητική ουσία.

Σύμφωνα με τον κανόνα Hume-Rothery, τα ευγενή αέρια πρέπει να έχουν CN ίσο με μηδέν. Αυτό πράγματι παρατηρείται. Χαρακτηρίζονται από μονοατομικά μόρια και μόνο σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες μπορούν να σχηματιστούν κρύσταλλοι, τα άτομα των οποίων δεσμεύονται από ασθενείς δυνάμεις αλληλεπίδρασης διασποράς.

Όλα τα στοιχεία που βρίσκονται στα αριστερά της γραμμής Zintl έχουν έλλειψη ηλεκτρονίων και οι ουσίες τους χαρακτηρίζονται από μεταλλικό δεσμό.

Υπάρχουν εξαιρέσεις στον κανόνα Hume-Rothery. Έτσι, τα στοιχεία p δεν το υπακούουν: μόλυβδος, βισμούθιο, πολώνιο και βόριο. Ο μόλυβδος, το βισμούθιο και το πολώνιο έχουν κυρίως μεταλλικές ιδιότητες. Η εμφάνιση των μεταλλικών ιδιοτήτων εξηγείται από την επίδραση του κινοσύμμετρου υποεπίπεδου 4f. Ως αποτέλεσμα, η επίδραση του ζεύγους ηλεκτρονίων 6s- στον σχηματισμό χημικών δεσμών τύπου CV (δεσμοί δύο κέντρων, δύο ηλεκτρονίων) μειώνεται. Έτσι, υπάρχει ανεπάρκεια ηλεκτρονίων για το σχηματισμό ενός σταθερού κελύφους ns2np6 και εμφανίζεται ένας μεταλλικός δεσμός.

Το βόριο βρίσκεται στα αριστερά της γραμμής Zintl και έχει έλλειψη ηλεκτρονίων, ωστόσο εμφανίζει μη μεταλλικές ιδιότητες. Αυτό εξηγείται από την επίδραση του κυνοσυμμετρικού υποεπίπεδου 2p. Ως αποτέλεσμα, το βόριο έχει υψηλό δυναμικό ιονισμού και ηλεκτραρνητικότητα· τα ηλεκτρόνια του δεν μπορούν να κινηθούν σε όλο τον κρύσταλλο, παρέχοντας μεταλλική αγωγιμότητα. Η κοινή χρήση ηλεκτρονίων παρατηρείται μόνο εντός τοπικών ατομικών ομάδων. Επομένως, το βόριο σχηματίζει πολύπλοκα κρυσταλλικά πλέγματα που αποτελούνται από εικοσάεδρα που περιέχουν 12 άτομα το καθένα.

Έτσι, το όριο μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων για τα στοιχεία p δεν βρίσκεται κατά μήκος της γραμμής Zintl, αλλά διαγώνια από το βηρύλλιο έως την αστατίνη. Τα στοιχεία που βρίσκονται πάνω από αυτή τη διαγώνιο έχουν κυρίως μη μεταλλικές ιδιότητες και εκείνα κάτω από αυτή τη γραμμή έχουν κυρίως μεταλλικές ιδιότητες. Στοιχεία που βρίσκονται κοντά στη διαγώνιο χαρακτηρίζονται από αμφοτερικές ιδιότητες.

Φυσικές ιδιότητες Σύμφωνα με τα παραπάνω, θα εξετάσουμε τις φυσικές ιδιότητες των στοιχείων p. Τα στοιχεία P IIIA βρίσκονται στα αριστερά του περιγράμματος Zintl. Κατά συνέπεια, όλα, εκτός από το βόριο, είναι μέταλλα σε ελεύθερη κατάσταση. Τα φυσικά τους χαρακτηριστικά δίνονται στον πίνακα. 9.6.

–  –  –

Με εξαίρεση το βόριο, τα στοιχεία p της ομάδας IIIA έχουν χαμηλά σημεία τήξης. Τα στοιχεία της υποομάδας του γαλλίου έχουν ιδιαίτερα χαμηλά σημεία τήξης. Το ασυνήθιστα χαμηλό σημείο τήξης (29,8°C) του γαλλίου εξηγείται από το γεγονός ότι τα μόρια Ga2 βρίσκονται στις θέσεις του κρυσταλλικού πλέγματος, δεσμευμένα από ασθενείς διαμοριακές δυνάμεις αλληλεπίδρασης.

Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι η πυκνότητα του γαλλίου αυξάνεται κατά την τήξη.

Όλα τα μέταλλα έχουν διαφορετικά κρυσταλλικά πλέγματα: το αλουμίνιο έχει ένα επικεντρωμένο κυβικό πλέγμα, το ίνδιο και το γάλλιο έχουν ορθορομβικά πλέγματα και το θάλλιο έχει ένα εξαγωνικό πλέγμα. Αξιοσημείωτο είναι το μεγάλο εύρος θερμοκρασίας που αντιστοιχεί στην υγρή κατάσταση του ινδίου και του γαλλίου - περίπου 2000 ° C. Αυτά είναι μαλακά μέταλλα: το ίνδιο και το θάλλιο κόβονται εύκολα με ένα μαχαίρι. Το πιο σκληρό από αυτά είναι το αλουμίνιο, το οποίο είναι ένα ελαφρύ μέταλλο.

Εάν τα στοιχεία p της ομάδας IIIA, εκτός από το βόριο, είναι μέταλλα, τότε για τα στοιχεία p της ομάδας IV οι μεταλλικές ιδιότητες είναι πολύ λιγότερο έντονες. Ο άνθρακας είναι μη μέταλλο, το πυρίτιο, το γερμάνιο είναι ημιαγωγοί. Η άλφα τροποποίηση του κασσίτερου είναι ημιαγωγός, ο βήτα κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι μέταλλα. Μερικά φυσικά χαρακτηριστικά των στοιχείων p της τέταρτης ομάδας δίνονται στον πίνακα. 9.7.

Πίνακας 9.7 Φυσικές ιδιότητες των στοιχείων p της ομάδας IV Για το πυρίτιο, υπό κανονικές συνθήκες, μια κρυσταλλική δομή που μοιάζει με διαμάντι (κυβική) είναι σταθερή.

Πρόκειται για σκληρούς και εύθραυστους κρυστάλλους ατσαλιού-γκρι χρώματος. Δεδομένου ότι το μέγεθος των ατόμων πυριτίου είναι μεγαλύτερο από αυτό του άνθρακα, οι παράμετροι του κρυσταλλικού πλέγματος του πυριτίου είναι μεγαλύτερες από εκείνες του διαμαντιού. Επομένως, το πυρίτιο έχει χαμηλότερο σημείο τήξης, σκληρότητα και διάκενο ζώνης.

Το γερμάνιο είναι μια ασημί-λευκή ουσία, παρόμοια με το μέταλλο, αλλά με δικτυωτό πλέγμα που μοιάζει με διαμάντι.

Ο κασσίτερος είναι πολυμορφικός. -Ο κασσίτερος είναι σταθερός σε θερμοκρασίες πάνω από 13,2° C. Είναι ένα ασημόλευκο μέταλλο με τετραγωνική δομή. Σε θερμοκρασίες κάτω των 13,2° C, σχηματίζεται -κασσίτερος (γκρίζος κασσίτερος) με δομή τύπου διαμαντιού. Η μετάβαση του -κασσίτερου σε κασσίτερο συνοδεύεται από αύξηση του όγκου κατά 25,6% και ο κασσίτερος θρυμματίζεται σε σκόνη.

Ο μόλυβδος είναι ένα σκούρο γκρι μαλακό μέταλλο με ένα δικτυωτό πλέγμα με επίκεντρο το πρόσωπο, χαρακτηριστικό των μετάλλων. Ο μόλυβδος δεν έχει πολυμορφικές τροποποιήσεις.

Οι μεταλλικές ιδιότητες των στοιχείων p της ομάδας V είναι ακόμη λιγότερο έντονες. Το άζωτο είναι μια αέρια ουσία· σε στερεή μορφή έχει μοριακό πλέγμα. Ο φώσφορος είναι μια στερεή ουσία και έχει περίπου 11 τροποποιήσεις. Τα κυριότερα είναι ο λευκός, ο κόκκινος και ο μαύρος φώσφορος. Ο λευκός φώσφορος έχει ένα μοριακό πλέγμα που αποτελείται από τετραεδρικά μόρια P4. Οι γωνίες μεταξύ των δεσμών P-P είναι 60°. Η ενέργεια ενός τέτοιου πλέγματος είναι χαμηλότερη από εκείνη ενός συμβατικού τετραεδρικού.

Ο κόκκινος φώσφορος λαμβάνεται με θέρμανση του λευκού φωσφόρου στους 250-300° C χωρίς πρόσβαση στον αέρα σε ατμόσφαιρα CO2· έχει δομή πολυμερούς:

Ο μαύρος φώσφορος είναι η πιο σταθερή τροποποίηση. Λαμβάνεται από λευκό φώσφορο με θέρμανση στους 200-250 ° C και πίεση 12.000 ατμοσφαιρών.

200°C, 12000 atm Rbel Pblack; Η = - 42 kJ/mol.

Η δομή του μαύρου φωσφόρου αποτελείται από κυματοειδή στρώματα που συνδέονται με δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης.

Οι ιδιότητες της τροποποίησης του φωσφόρου διαφέρουν έντονα:

Ο λευκός και ο κόκκινος φώσφορος είναι διηλεκτρικά και ο μαύρος είναι ημιαγωγός με διάκενο ζώνης E = 1,5 eV.

Το αρσενικό, το αντιμόνιο και το βισμούθιο υπό κανονικές συνθήκες έχουν στρωματικές κρυσταλλικές τροποποιήσεις (-μορφές). Αυτές είναι οι σταθερές τροποποιήσεις τους. Οι ουσίες σε μορφή είναι κρύσταλλοι με μεταλλική λάμψη: το αρσενικό και το αντιμόνιο είναι αργυρόλευκο, το βισμούθιο έχει μια κοκκινωπή απόχρωση στο κάταγμα. Για αυτά τα στοιχεία, ικανοποιείται ο κανόνας Hume-Rothery 8 N: τα πλέγματα είναι στρωμένα, τα στρώματα συνδέονται με δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Ο όγκος των ατόμων αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω, η πολλαπλότητα του ομοιοπολικού δεσμού γίνεται ίση και οι αποστάσεις μεταξύ των ατόμων γίνονται ίσες. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι το βισμούθιο έχει ένα πλέγμα συντονισμού, δηλαδή οι δεσμοί είναι ισοδύναμοι. Το πλέγμα βισμούθιου κυριαρχείται από μεταλλική σύνδεση.

Το αντιμόνιο και το αρσενικό έχουν αλλοτροπικές τροποποιήσεις παρόμοιες με τον λευκό φώσφορο, που περιέχουν μόρια As4, Sb4. Αυτές οι τροποποιήσεις είναι ασταθείς. Η κίτρινη τροποποίηση του αρσενικού, μέσω του σταδίου σχηματισμού μαύρου αρσενικού, παρόμοιου με τον μαύρο φώσφορο, μετατρέπεται σε άλφα ρομβοεδρικό.

Το κίτρινο αντιμόνιο υφίσταται παρόμοιους μετασχηματισμούς. Οι μαύρες τροποποιήσεις του αρσενικού και του αντιμονίου έχουν ημιαγωγικές ιδιότητες. Το διάκενο ζώνης είναι 1,2 eV και 0,12 eV για το αρσενικό και το αντιμόνιο, αντίστοιχα. Οι φυσικές ιδιότητες των στοιχείων της Ομάδας V δίνονται στον Πίνακα. 9.8.

Πίνακας 9.8 Φυσικές ιδιότητες στοιχείων p της ομάδας V

Σύμφωνα με τον κανόνα Hume-Rothery, τα στοιχεία p της ομάδας VI δεν πρέπει να έχουν μεταλλικά χαρακτηριστικά. Αυτός ο κανόνας πρακτικά τηρείται, μόνο το πολώνιο, για τους λόγους που περιγράφονται παραπάνω, πέφτει έξω από αυτό.

Το οξυγόνο είναι μια αέρια ουσία που υγροποιείται στους -210° C. Σε υγρή και στερεή μορφή έχει μοριακά πλέγματα. Το θείο είναι μια στερεή ουσία και έχει τρεις κύριες τροποποιήσεις. Το πιο σταθερό υπό κανονικές συνθήκες είναι το ρομβικό. Αυτή η τροποποίηση γίνεται μονοκλινική στους 95,5°C. Και οι δύο αυτές παραλλαγές S2 έχουν σχήμα κορώνας. Το ορθορομβικό θείο έχει κίτρινο χρώμα και το μονοκλινικό θείο είναι ανοιχτό κίτρινο. Η τρίτη τροποποίηση του θείου έχει ένα εξαγωνικό πλέγμα. Αυτή η τροποποίηση είναι ασταθής και μετατρέπεται σε ένα μείγμα ορθορομβικών και μονοκλινικών τροποποιήσεων.

Οι κρύσταλλοι του περιέχουν δακτυλίους S6 σε σχήμα καρέκλας.

Το μονοκλινικό θείο τήκεται στους 119,3° C και το ορθορομβικό θείο τήκεται στους 112° C. Το διάγραμμα κατάστασης του θείου φαίνεται στο Σχήμα. 9.5.

Ρύζι. 9.5 Διάγραμμα φάσης θείου

Με την ψύξη λιωμένου θείου, μπορεί να ληφθεί πλαστικό ή άμορφο θείο. Αποτελείται από ακανόνιστα κατασκευασμένες αλυσίδες ζιγκ-ζαγκ. Κατά την αποθήκευση μετατρέπεται σταδιακά σε μείγμα ορθορομβικού και μονοκλινικού θείου.

Το σελήνιο, όπως και το θείο, σχηματίζει διάφορες τροποποιήσεις.

Δύο κρυσταλλικές τροποποιήσεις σεληνίου - ορθορομβικό και μονοκλινικό - αποτελούνται από δακτυλίους Se8. Και οι δύο αυτές τροποποιήσεις είναι θερμοδυναμικά ασταθείς σε σύγκριση με την γκρίζα κρυσταλλική τροποποίηση, που αποτελείται από ατελείωτες σπειροειδείς αλυσίδες ατόμων. Η παρουσία μη συνδεδεμένων ζευγών ηλεκτρονίων οδηγεί σε κάποια μετατόπιση της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε όλο τον όγκο του κρυστάλλου και, κατά συνέπεια, στην εμφάνιση κάποιων μεταλλικών χαρακτηριστικών. Η γκρι τροποποίηση είναι παρόμοια στην εμφάνιση με το μέταλλο, αλλά τα μεταλλικά χαρακτηριστικά εκφράζονται πολύ ασθενώς. Οι ιδιότητες ημιαγωγών αυτής της τροποποίησης είναι αρκετά ξεκάθαρες. Το διάκενο ζώνης είναι 1,8 eV.

Υπάρχει μόνο μία πολυμορφική τροποποίηση γνωστή για το τελλούριο. Αυτή η ασημί-λευκή ημιμεταλλική μορφή, παρόμοια στη δομή με την γκρίζα μορφή του σεληνίου, παρουσιάζει επίσης ημιαγώγιμες ιδιότητες. Το διάκενο ζώνης είναι 0,35 eV.

Το πολώνιο έχει τις πιο έντονες μεταλλικές ιδιότητες. Ενώ το θείο είναι μονωτής (αντίσταση 21033 mOhm/cm), το σελήνιο (αντίσταση 21011 mOhm/cm) και το τελλούριο (αντίσταση 2105 mOhm/cm) είναι ενδιάμεσες στην ηλεκτρική αγωγιμότητα (ημιαγωγοί). Το θείο, το σελήνιο, το τελλούριο, καθώς και όλα τα αμέταλλα, χαρακτηρίζονται από αρνητικό συντελεστή θερμοκρασίας.

Το Πολώνιο έχει δύο τροποποιήσεις. Η χαμηλής θερμοκρασίας (σταθερή σε θερμοκρασίες έως 100° C) έχει κυβική δομή και η υψηλή θερμοκρασία έχει ρομβοεδρική δομή. Και στις δύο τροποποιήσεις, το πολώνιο έχει το χαρακτηριστικό αντίστασης των αληθινών μετάλλων (43 mOhm/cm) και θετικό συντελεστή θερμοκρασίας. Και στις δύο τροποποιήσεις, η CN του πολωνίου είναι 6. Είναι ένα μαλακό μέταλλο, παρόμοιο σε φυσικές ιδιότητες με το Bi και το Pb.

Οι φυσικές ιδιότητες των p-στοιχείων της ομάδας VI δίνονται στον πίνακα. 9.9.

Πίνακας 9.9 Φυσικές ιδιότητες p-στοιχείων της ομάδας VI

–  –  –

Οι φυσικές ιδιότητες των αερίων ποικίλλουν φυσικά σε κάθε ομάδα. Είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό.

Σε 100 όγκους νερού στους 0°C, η διαλυτότητα είναι η εξής (σε όγκους):

–  –  –

Το ραδόνιο είναι ένα ραδιενεργό στοιχείο.

Το ήλιο έχει ειδικές φυσικές ιδιότητες. Έχει δύο καταστάσεις: He-I και He-II. Το He-I εμφανίζει τις ιδιότητες ενός συνηθισμένου υγρού σε υγρή μορφή και είναι σταθερό σε θερμοκρασία 2,19 K. Το He-II είναι σταθερό σε θερμοκρασία μικρότερη από 2,19 K. Είναι το μόνο γνωστό υγρό που δεν στερεοποιείται υπό την επίδραση οι ατμοί του σε θερμοκρασία κοντά στους 0 K Η θερμική αγωγιμότητα του He-II είναι πολύ υψηλή, πολλές δεκάδες φορές μεγαλύτερη από αυτή του χαλκού. Όταν παρέχεται θερμότητα, αφαιρείται πολύ γρήγορα από τα τοιχώματα του δοχείου, έτσι δεν σχηματίζονται φυσαλίδες που είναι χαρακτηριστικές του βρασμού στα τοιχώματα. Το He-II εξατμίζεται μόνο από την επιφάνεια. Δεν έχει ουσιαστικά ιξώδες, αφού το ιξώδες του είναι περίπου 10.000 φορές μικρότερο από αυτό του αερίου υδρογόνου. Το He-II ρέει πολύ εύκολα και γρήγορα μέσα από σχισμές και τριχοειδή αγγεία χωρίς να αντιμετωπίζει τριβή. Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται «υπερρευστότητα». Ο Π. ανακάλυψε την υπερρευστότητα του ηλίου.

Kapitsa, εξήγησε ο L. Landau, ο οποίος θεώρησε το He-II ως το μόνο κβαντικό υγρό με ένα εγγενές σύνολο ενεργειακών επιπέδων. Η ανώμαλη ρευστότητα του He-II προκύπτει λόγω της διπλής ενεργειακής κατάστασης των ατόμων. Το υγρό He-II αποτελείται από δύο υγρά - και, τα οποία δεν μπορούν να διαχωριστούν. Κινούνται μεταξύ τους χωρίς αλληλεπίδραση. Το υγρό περιέχει «όλη τη θερμότητα» που υπάρχει στο He-II και κινείται σαν ένα κανονικό υγρό. Δεν υπάρχει θερμική κίνηση στο υγρό· φαίνεται να βρίσκεται σε θερμοκρασία 0 Κ. Αυτό το φαινόμενο έχει επιβεβαιωθεί με πείραμα.

Χημικές ιδιότητες

Οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων p είναι πολύ διαφορετικές. Διαφέρουν από αδράνεια έως εξαιρετική δραστηριότητα, επομένως θα μελετήσουμε τις χημικές ιδιότητες διαδοχικά, ανά υποομάδες στοιχείων.

Όσον αφορά τις χημικές τους ιδιότητες, τα στοιχεία p της ομάδας III είναι αρκετά αντιδραστικές ουσίες. Εδώ όμως πρέπει να ληφθούν υπόψη τα εξής. Υπό κανονικές συνθήκες, οι χημικές ιδιότητες του αλουμινίου, του γαλλίου και του ινδίου είναι παρόμοιες. Είναι ανθεκτικά στη διάβρωση λόγω του σχηματισμού μεμβρανών οξειδίου E2O3 στην επιφάνειά τους. Εάν αφαιρέσετε αυτό το φιλμ οξειδίου, η δραστηριότητα των στοιχείων αυξάνεται απότομα. Το αλουμίνιο χωρίς προστατευτική μεμβράνη αντιδρά με το νερό.

2Al + 3H2O Al2O3 + 3H2.

Το γάλλιο και το ίνδιο συμπεριφέρονται παρόμοια. Όταν θερμαίνεται, η δραστηριότητα των στοιχείων αυξάνεται απότομα.

Το αλουμίνιο, το γάλλιο και το ίνδιο καίγονται σε οξυγόνο για να σχηματίσουν οξείδια:

–  –  –

Το αλουμίνιο, όταν θερμαίνεται στους 700-2000 ° C, αλληλεπιδρά με θείο, άζωτο, άνθρακα, αλογόνα, σχηματίζοντας Al2S3, AlN, Al4C3, AlX3, αντίστοιχα. Το γάλλιο και το ίνδιο αντιδρούν επίσης με αυτά τα αμέταλλα όταν θερμαίνονται. Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης σχηματίζονται οξείδια E2O3, σουλφίδια E2S3, αλογονίδια E2Cl6, EF3 κ.λπ.

Το θάλλιο είναι πιο ενεργό. Στον αέρα παρουσία υγρασίας οξειδώνεται σχηματίζοντας TlON· με οξυγόνο δίνει τα οξείδια Tl2O3, Tl2O. Με το θείο σχηματίζει σουλφίδιο Tl2S, με τα αλογόνα σχηματίζει αλογονίδια TlX.

Το αλουμίνιο υψηλής καθαρότητας, το γάλλιο και το ίνδιο είναι πολύ ανθεκτικά στα οξέα. Μην αντιδράτε με υδροχλωρικό οξύ που περιέχει ίχνη CuCl.

Γενικά, το αλουμίνιο διαλύεται καλά σε αραιά οξέα, ειδικά όταν περιέχει ακαθαρσίες σιδήρου, αλλά δεν διαλύεται καλά παρουσία ακαθαρσιών πυριτίου.

Στα μη οξειδωτικά οξέα, απελευθερώνεται υδρογόνο και σχηματίζονται τα αντίστοιχα άλατα:

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

Αλλά σε συμπυκνωμένα διαλύματα νιτρικού και θειικού οξέος, το αλουμίνιο παθητικοποιείται. Το γάλλιο και το ίνδιο συμπεριφέρονται παρόμοια.

Το αλουμίνιο, το γάλλιο και το ίνδιο αντιδρούν με αραιό νιτρικό οξύ ως ενεργά μέταλλα, μειώνοντάς το, ειδικά όταν θερμαίνεται, σε NH3.

Το αλουμίνιο διαλύεται σε θερμαινόμενα αλκαλικά διαλύματα:

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

Το γάλλιο συμπεριφέρεται όπως το αλουμίνιο και διαλύεται στα αλκάλια:

–  –  –

Το ίνδιο είναι επίσης διαλυτό στα αλκάλια, αλλά πολύ λιγότερο από το αλουμίνιο και το γάλλιο. Το θάλλιο διαλύεται αργά σε υδροχλωρικό και θειικό οξύ, καθώς καλύπτεται με αδιάλυτες μεμβράνες χλωριούχου και θειικού θαλλίου. Το θάλλιο δεν διαλύεται στα αλκάλια.

Τα στοιχεία P της ομάδας III αντιδρούν πολύ ενεργά με μέταλλα. Σχηματίζουν διαμεταλλικές ενώσεις με τα περισσότερα μέταλλα. Επιπλέον, τα περισσότερα από αυτά τα μεταλλίδια έχουν υψηλότερα σημεία τήξης από τα μητρικά μέταλλα.

Τα στοιχεία P της ομάδας III Al, Ga, In έχουν υψηλή συγγένεια με το οξυγόνο, ειδικά το αλουμίνιο:

–  –  –

Υπό κανονικές συνθήκες, ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι ελαφρώς αντιδραστικά. Ο άνθρακας καίγεται μόνο σε οξυγόνο στους 800°C για να σχηματίσει CO2. Το πυρίτιο αντιδρά με αλογόνα για να σχηματίσει EC4 όταν θερμαίνεται και με φθόριο σε κανονικές θερμοκρασίες. Αντιδρά με άλλα αμέταλλα σε υψηλές θερμοκρασίες. Αντιδρά με αλκάλια σχηματίζοντας πυριτικά άλατα.

Η χημική δραστηριότητα του πυριτίου εξαρτάται από την κατάσταση της επιφάνειάς του.

Έτσι, το πυρίτιο υψηλής διασποράς, που λαμβάνεται από την αντίδραση 3CaSi2 + 2SbCl3 6Si + 2Sb + 3CaCl2, αντιδρά με το νερό για να σχηματίσει SiO2 και υδρογόνο:

–  –  –

Το γερμάνιο, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος σχηματίζουν ενώσεις με ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς. Η τάση για απώλεια ηλεκτρονίων σε αυτά τα στοιχεία είναι λιγότερο έντονη από ό,τι στα στοιχεία p της ομάδας III. Στη σειρά των τυπικών δυναμικών, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος προηγούνται του υδρογόνου και μετά το γερμάνιο, μεταξύ χαλκού και αργύρου.

Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, το γερμάνιο και ο κασσίτερος είναι ανθεκτικά στο οξυγόνο, αλλά ο μόλυβδος καλύπτεται με ένα λεπτό φιλμ οξειδίου και χάνει τη μεταλλική του λάμψη. Το γερμάνιο και ο κασσίτερος είναι σταθερά στο νερό, αλλά ο μόλυβδος οξειδώνεται από το διαλυμένο σε αυτό οξυγόνο.

Όταν θερμαίνεται, η δραστηριότητα των στοιχείων της υποομάδας του γερμανίου αυξάνεται. Το γερμάνιο, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος αντιδρούν όταν θερμαίνονται με οξυγόνο για να σχηματίσουν τα οξείδια GeO2, SnO2, PbO και αλληλεπιδρούν με αλογόνα για να σχηματίσουν τις ενώσεις GeX4, SnX4, PbX2. Με το θείο σχηματίζονται μίγματα θειούχων GeS2, GeS, SnS2, SnS, PbS.

Το γερμάνιο δεν διαλύεται σε αραιό υδροχλωρικό και θειικό οξύ.

Ο κασσίτερος διαλύεται αργά σε αραιό HCl και γρήγορα σε πυκνό HCl, απελευθερώνοντας οξυγόνο:

Sn + 2HCl(dil) SnCl2 + H2;

Sn + 4HCl(πυκνό) Η2 + Η2.

Ο μόλυβδος δεν διαλύεται σε αραιό υδροχλωρικό και θειικό οξύ, αφού είναι επικαλυμμένο με ελαφρώς διαλυτό PbCl2 ή PbSO4. Αλλά σε πυκνό υδροχλωρικό οξύ μορφές μολύβδου

H2:

Pb + HCl(συμπ.) H2[PbCl4] + H2, και σε πυκνό θειικό οξύ – Pb(HSO4)2:

–  –  –

Όταν θερμαίνεται, ο κασσίτερος με πυκνό νιτρικό οξύ σχηματίζει το οξύ κασσιτέρου H2SnO3, (xSnO2yH2O), 5.

Το συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ έχει μικρή επίδραση στον μόλυβδο, καθώς ο νιτρικός μόλυβδος που προκύπτει είναι ελαφρώς διαλυτός σε πυκνό ΗΝΟ3.

Το γερμάνιο δεν διαλύεται σε αραιό νιτρικό οξύ και ο κασσίτερος δίνει Sn(NO3)2:

–  –  –

Τα οργανικά οξέα παρουσία οξυγόνου αντιδρούν με τον κασσίτερο και οδηγούν για να σχηματίσουν διαλυτές ενώσεις:

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

Το γερμάνιο και ο κασσίτερος αντιδρούν με το aqua regia:

–  –  –

Το γερμάνιο, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος διαλύονται σε συμπυκνωμένα διαλύματα και λιώνουν αλκάλια.

Το γερμάνιο διαλύεται καλύτερα παρουσία οξυγόνου ή οξειδωτικών παραγόντων:

–  –  –

Εάν το νερό περιέχει μια μικρή ποσότητα διαλυμένου CO2, τότε η επιφάνεια του μολύβδου καλύπτεται με ένα προστατευτικό φιλμ PbCO3 και ο μόλυβδος δεν διαλύεται περαιτέρω σε αυτό, αλλά με υψηλή περιεκτικότητα σε CO2, συμβαίνει διάλυση:

–  –  –

Το γερμάνιο, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος αντιδρούν με μέταλλα για να σχηματίσουν κράματα διαφόρων συνθέσεων. Το πυρίτιο σχηματίζει πυριτικά.

Οι χημικές ιδιότητες των p-στοιχείων της ομάδας V επιβεβαιώνουν όλο και περισσότερο την ομοιοπολική φύση τους σε σύγκριση με τις προηγούμενες υποομάδες. Έχουν πολύ ισχυρότερη τάση να σχηματίζουν ανιονικά σύμπλοκα. Η ικανότητα σχηματισμού κατιόντων εκφράζεται κυρίως σε βισμούθιο, ασθενώς εκδηλώνεται στο αντιμόνιο και πρακτικά δεν εκδηλώνεται σε άλλα στοιχεία της ομάδας V.

Οι χημικές ιδιότητες του φωσφόρου εξαρτώνται σε μεγάλο βαθμό από την τροποποίηση. Έτσι, ο λευκός φώσφορος αναφλέγεται εύκολα στον αέρα στους 40°C, ο κόκκινος φώσφορος αναφλέγεται στους 240°C και ο μαύρος φώσφορος στους 290°C.

Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται τα οξείδια P2O3 (P4O6), P2O5 (P4O10). Ο φώσφορος αντιδρά με αλογόνα για να σχηματίσει αλογονίδια των συνθέσεων PX3 και PX5. Με θείο σχηματίζονται ενώσεις διαφόρων συνθέσεων: P4S3, P4S5, P4S7.

Ο φώσφορος αντιδρά πολύ ασθενώς με το υδρογόνο, με αποτέλεσμα τη φωσφίνη:

–  –  –

Με τα μέταλλα σχηματίζει φωσφίδια όπως Ca3P2, Na3P. Δεν αντιδρά άμεσα με τον άνθρακα, αλλά πολλές ενώσεις λαμβάνονται έμμεσα, κυρίως με οργανικές ουσίες.

Ο φώσφορος αντιδρά με οξειδωτικά οξέα:

–  –  –

Τα στοιχεία της υποομάδας του αρσενικού (μεταλλικές τροποποιήσεις) είναι πιο σταθερά υπό κανονικές συνθήκες, αλλά όταν θερμαίνονται αυξάνεται η δραστηριότητά τους. Καίγονται στον αέρα για να σχηματίσουν οξείδια E2O3 και με αλογόνα σχηματίζουν ενώσεις όπως EH3 και EH5. Αντιδράστε με θείο για να σχηματιστούν θειούχα E2S3, E2S5. Με τα μέταλλα σχηματίζουν αρσενίδια τύπου Mg3As2, αντιμονίδια τύπου Ме3As2 και βισμουθίδια τύπου Ca3Вi2.

Οι ενώσεις με μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών έχουν τη φύση τους όμοια με το άλας, αλλά αποσυντίθενται με νερό σε υδρίδια EN3. Με άλλα μέταλλα, στοιχεία της υποομάδας του αρσενικού σχηματίζουν ενώσεις GaAs, InSb, AlAs. Αυτές οι σταθερές ενώσεις δεν αντιδρούν με άζωτο, άνθρακα ή υδρογόνο.

Τα στοιχεία της υποομάδας του αρσενικού στη σειρά τάσης έρχονται μετά το υδρογόνο, επομένως δεν αντιδρούν με μη οξειδωτικά οξέα.

Διαλύεται σε οξειδωτικά οξέα:

–  –  –

Το βισμούθιο δεν διαλύεται σε πυκνό νιτρικό οξύ.

Το αντιμόνιο και το βισμούθιο αντιδρούν με πυκνό θειικό οξύ σύμφωνα με τις ακόλουθες αντιδράσεις:

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

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

διαλύονται σε aqua regia:

–  –  –

Όπως φαίνεται από τις παραπάνω αντιδράσεις, το βισμούθιο σε αυτή την περίπτωση σχηματίζει πιο σταθερές ενώσεις.

Το αντιμόνιο και το βισμούθιο είναι ανθεκτικά σε διαλύματα και τήγματα αλκαλίων και το αρσενικό, όταν συντήκεται με αλκάλια, σχηματίζει άλατα αρσενικού οξέος:

–  –  –

Η ικανότητα σχηματισμού κατιονικών μορφών είναι ακόμη λιγότερο έντονη στα στοιχεία p της ομάδας VI. Μόνο το πολώνιο μπορεί να παράγει ενώσεις στις οποίες υπάρχει ως κατιόν: Po(SO4)2, Po(NO3)4.

Στην ελεύθερη κατάσταση, το θείο και τα στοιχεία της υποομάδας του σεληνίου είναι μέτρια σταθερές ουσίες. Όταν θερμαίνονται, καίγονται στον αέρα για να σχηματίσουν διοξείδια SO2, SeO2, TeO2, PoO2.

Χωρίς θέρμανση, αντιδρούν μόνο με φθόριο για να σχηματίσουν φθόριο:

EF6, EF4, E2F10. Αντιδρούν με άλλα αλογόνα, εκτός από το ιώδιο, όταν θερμαίνονται για να σχηματίσουν τα αλογονίδια EH4, S2Cl2, SCl2.Το θείο δεν αντιδρά με ιώδιο. Αλληλεπιδρούν με άνθρακα, φώσφορο και μέταλλα. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται ενώσεις του τύπου CS2, P2S5, P2Se5, HgS, FeS. Στη σειρά των τυπικών δυναμικών, τα στοιχεία p της ομάδας VI βρίσκονται πίσω από το υδρογόνο, επομένως δεν αντιδρούν με μη οξειδωτικά οξέα.

Οξειδωτικά με οξειδωτικά οξέα:

–  –  –

Στο ατμίζον θειικό οξύ (ελαίου), το θείο διαλύεται για να σχηματίσει διαλύματα χρωματισμένα από κίτρινο έως μπλε, που περιέχουν παραμαγνητικά σωματίδια άγνωστης σύστασης.

Κατά τη διάρκεια παρατεταμένου βρασμού, το θείο αντιδρά με αλκάλια:

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

Το θείο, το σελήνιο και το τελλούριο διαλύονται σε διαλύματα των ανιόντων τους για να σχηματίσουν πολυανιόντα Sn2-, Sen2-, Ten2-. Το θείο, το σελήνιο και το τελλούριο αντιδρούν με πολλές οργανικές ενώσεις, για παράδειγμα με κορεσμένους υδρογονάνθρακες, και αφυδρογονώνονται. Η αντίδραση του θείου με ελαιόφιλους υδρογονάνθρακες χρησιμοποιείται στον βουλκανισμό των καουτσούκ. Είναι προφανές ότι όλες οι αντιδράσεις θείου απαιτούν το άνοιγμα του δακτυλίου S8 και το σχηματισμό αλυσίδων από άτομα ή ενώσεις που περιέχουν τέτοιες αλυσίδες. Πολλές αντιδράσεις θείου μπορούν να εξηγηθούν από την ανάγκη για πυρηνόφιλα αποτελέσματα στους δεσμούς S-S.

Ακόμη και μια απλή ανόργανη αντίδραση θείου με θειώδες νάτριο είναι πολύπλοκη:

S8 + SNa2SO3 8Na2S2O3.

Τα αλογόνα είναι πολύ δραστικά αντιδραστήρια και πρακτικά δεν σχηματίζουν κατιόντα. Μόνο το ιώδιο έχει γνωστές ενώσεις στις οποίες μπορεί να έχει τη μορφή κατιόντων I+, IO+, (INO3, IONO3).

Τα αλογόνα αντιδρούν με τα περισσότερα στοιχεία του περιοδικού πίνακα. Το φθόριο αλληλεπιδρά ακόμη και με αδρανή αέρια, εκτός από ελαφριά (He, Ne, Ar), σχηματίζοντας φθορίδια διαφόρων συνθέσεων. Το φθόριο είναι το πιο δραστικό από όλα τα αλογόνα, παρά το γεγονός ότι η συγγένεια ηλεκτρονίων του είναι χαμηλότερη από αυτή του χλωρίου (333,1 kJ/mol και 369,5 kJ/mol για το φθόριο και το χλώριο, αντίστοιχα). Η υψηλότερη δραστικότητα του φθορίου σε σύγκριση με το χλώριο εξηγείται από τη σημαντικά χαμηλότερη ενέργεια διάστασης του μορίου F2 (156,3 kJ/mol) από το μόριο Cl2 (242,7 kJ/mol).

Το φθόριο αλληλεπιδρά με το ξένο:

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

Αντιδρά με το οξυγόνο σε χαμηλές θερμοκρασίες σε μια ηλεκτρική εκκένωση για να σχηματίσει φθοριούχα οξυγόνο OF2, O3F2, O2F2.

Τα αμέταλλα και οι σκόνες των περισσότερων μετάλλων καίγονται σε φθόριο για να σχηματίσουν φθόριο.

Το χλώριο επίσης αντιδρά άμεσα με τα περισσότερα αμέταλλα (εκτός από άνθρακα, οξυγόνο, άζωτο) και μέταλλα (εκτός από τον σίδηρο απουσία νερού) σε χαμηλές θερμοκρασίες. Κάτω από σκληρές συνθήκες, σχηματίζονται ενώσεις με ξένο XeCl4, XeCl2. Στο κρύο σχηματίζονται τα κλαθρώματα Cl2H2O και Cl28H2O με νερό.

Η χημική δράση του βρωμίου είναι μικρότερη από αυτή του φθορίου και του χλωρίου.

Δεν αντιδρά άμεσα με οξυγόνο, άζωτο, άνθρακα και αδρανή αέρια. Το ιώδιο έχει ακόμη λιγότερη χημική δράση.

Τα λιγότερο χημικά δραστικά είναι τα p-στοιχεία της ομάδας VIII. Ονομάζονται αδρανή ή ευγενή αέρια. Μόνο οι Kr, Xe και Rn εισέρχονται σε χημικές αλληλεπιδράσεις.

Η ικανότητα εισόδου σε χημικές αντιδράσεις αυξάνεται καθώς μειώνεται το δυναμικό ιονισμού του ατόμου αδρανούς αερίου. Βασικά η χημεία των ευγενών αερίων είναι η χημεία του ξένου.

Το ξένο αντιδρά με το φθόριο:

310°C Xe + F2 XeF2;

200-250°C Xe + 3F2 XeF6;

–  –  –

Το υδρογόνο καταλαμβάνει την πρώτη θέση στο σύστημα. Έχει ένα κινοσυμμετρικό τροχιακό 1s σθένους, το οποίο περιέχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο. Για το λόγο αυτό, λόγω πολλών ιδιοτήτων του, τοποθετείται τόσο στην πρώτη όσο και στην έβδομη ομάδα, στις κύριες υποομάδες. Σύμφωνα με την τιμή της ηλεκτραρνητικότητας (2,1), το υδρογόνο καταλαμβάνει μια μέση θέση μεταξύ των στοιχείων (EOF = 4,1, EOCs = 0,7), επομένως μπορεί να λειτουργήσει και ως ανιόντος και ως σχηματιστής κατιόντων, ανάλογα με την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου αλληλεπιδρώντας μαζί του.

Σύμφωνα με τους κανόνες της ονοματολογίας των δυαδικών ενώσεων, τα υδρίδια περιλαμβάνουν ενώσεις υδρογόνου με μέταλλα, δηλαδή με στοιχεία χαμηλότερης ηλεκτραρνητικότητας. Οι ενώσεις με αμέταλλα δεν είναι υδρίδια. Το όνομά τους καθορίζεται από τον τύπο του ατόμου που είναι ένα ανιόν: υδραλογονίδια HX (X – F, C1, Br, I), υδρογονοχαλκογονίδια (H2S, H2Se, H2Te) κ.λπ.

Είναι γνωστό ότι στις δυαδικές ενώσεις το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο γράφεται δεύτερο. Συγκεκριμένα, ο τύπος της αμμωνίας θα πρέπει να γράφεται ως H3N. Αλλά συχνά αυτός ο κανόνας δεν τηρείται λόγω καθιερωμένων παραδόσεων. Έτσι, ο τύπος του μεθανίου θα πρέπει να γραφεί H4C (υδροκαρβίδιο), αφού η ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου είναι μικρότερη από αυτή του άνθρακα (EOS = 2,6). Αλλά οι τύποι των αναλόγων υδρογόνου του άνθρακα ανά ομάδα γράφονται όπως απαιτείται από την ονοματολογία (SiH4, GeH4, κ.λπ.)

ρε.). Κάτι παρόμοιο παρατηρείται για ενώσεις με υδρογόνο στοιχείων της υποομάδας του αζώτου (H3N, PH3, AsH3, SbH3).

Οι ενώσεις υδρογόνου παίζουν ιδιαίτερο ρόλο στα χημικά χαρακτηριστικά των στοιχείων. Αυτό έλαβε επίσης υπόψη του ο D.I. Mendeleev.

Αποδείχθηκε ότι το άθροισμα του σθένους των στοιχείων που βρίσκονται στα δεξιά της γραμμής Zintl για το υδρογόνο και του υψηλότερου σθένους για το οξυγόνο είναι πάντα ίσο με οκτώ. Αυτά τα στοιχεία είναι που χαρακτηρίζονται από το σχηματισμό πτητικών ενώσεων υδρογόνου. Ανάλογα με τον τύπο του χημικού δεσμού, οι ενώσεις υδρογόνου των στοιχείων p μπορούν να χωριστούν σε ιοντικές (αλατοειδείς) και ομοιοπολικές. Τα υδρίδια που μοιάζουν με άλατα σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση του υδρογόνου με τα π-μέταλλα.

Αλλά σε σύγκριση με τα υδρίδια των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών, η ιοντικότητα του δεσμού στις ενώσεις υδρογόνου των ρ-μετάλλων είναι σημαντικά μικρότερη. Τυπικά, το υδρογόνο σε αυτές τις ενώσεις διατηρεί την κατάσταση οξείδωσης -1.

Αλλά αυτή η κατάσταση οξείδωσης είναι ασταθής και τα υδρίδια του p-μετάλλου υδρολύονται εύκολα από το νερό, απελευθερώνοντας υδρογόνο:

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

Οι δυαδικές ενώσεις με υδρογόνο με έναν κυρίως ομοιοπολικό τύπο δεσμού σχηματίζουν p-στοιχεία των ομάδων IV-VII, στις οποίες το υδρογόνο δρα ως σχηματιστής κατιόντων. Πιστεύεται ότι τα αντίστοιχα p-στοιχεία έχουν αρνητικές καταστάσεις οξείδωσης σε ενώσεις με υδρογόνο (EN4, EN3, EN2, EN), αν και αυτό δεν είναι πάντα συνεπές με τις τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

Αυτό είναι ιδιαίτερα αισθητό για τα στοιχεία p των ομάδων IV και V. Έτσι, η κατάσταση οξείδωσης του πυριτίου, του γερμανίου και του κασσίτερου στις αντίστοιχες ενώσεις υδρογόνου λαμβάνεται ως -4, αν και η ηλεκτραρνητικότητα αυτών των στοιχείων, αντίστοιχα, είναι 1,9. 2.0; 1,8, μικρότερη από την ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου (2,1).

Η θερμική σταθερότητα των ενώσεων υδρογόνου μειώνεται από πάνω προς τα κάτω σε ομάδες. Επομένως, τα PbH4, PoH2, AtH δεν λαμβάνονται και το BiH3 αποσυντίθεται τη στιγμή της απομόνωσης. Η μείωση της σταθερότητας σχετίζεται με τη μείωση του βαθμού επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων των αλληλεπιδρώντων ατόμων λόγω της αύξησης του μεγέθους.

Η πολικότητα των δεσμών στις ενώσεις υδρογόνου αυξάνεται κατά την περίοδο και μειώνεται εντός της υποομάδας από πάνω προς τα κάτω. Με μια αλλαγή στην αντοχή και την πολικότητα των δεσμών των ενώσεων υδρογόνου, αλλάζει η σχέση τους με το νερό, καθώς και οι ιδιότητες οξέος-βάσης των προϊόντων που διαλύονται στο νερό. Όσο χαμηλότερη είναι η ισχύς του δεσμού και όσο πιο πολικός είναι ο δεσμός, τόσο πιο εύκολος είναι ο ηλεκτρολυτικός ιονισμός κατά μήκος αυτού του δεσμού στα διαλύματα.

Οι ομοιοπολικές ενώσεις των στοιχείων p της ομάδας IV είναι ελάχιστα διαλυτές στο νερό (αλλά είναι εξαιρετικά διαλυτές σε μη πολικούς οργανικούς διαλύτες).

Σε υδατικά διαλύματα υδρολύονται αργά με την απελευθέρωση υδρογόνου και το σχηματισμό υδροξοσυμπλοκών:

–  –  –

Οι ενώσεις με υδρογόνο των p-στοιχείων της ομάδας VI H2S, H2Se, H2Te είναι πιο πολικές από τις ενώσεις των προηγούμενων υποομάδων και όταν διαλύονται στο νερό δίνουν οξέα:

–  –  –

Η ισχύς των οξέων H2E αυξάνεται από θείο σε τελλούριο.

Τα υδραλογονίδια είναι ακόμη πιο πολικές ενώσεις. Είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Το νερό τους

–  –  –

Οι ενώσεις υδρογόνου των p-στοιχείων της δεύτερης περιόδου των ομάδων V-VII (NH3, H2O, HF) διαφέρουν σημαντικά από τα ανάλογα τους σε μια σειρά από ιδιότητες. Αυτό οφείλεται στον ισχυρό συσχετισμό τους λόγω των ισχυρών δεσμών υδρογόνου. Τα σημεία τήξης και βρασμού τους και οι τιμές των σταθερών διάστασης σε υδατικά διαλύματα καθορίζονται ακριβώς από αυτόν τον παράγοντα.

Το νερό είναι ένας ιδανικός αμφολύτης και στις σειρές NH3, H2O, HF η φύση της διάστασης αλλάζει φυσικά:

NH3 + H2O NH4+ + OH-;

H2O + H2O H3O+ + OH-;

H2O + HF H3O+ + F-.

Ο δεσμός Η-Ο είναι πιο πολικός από τον δεσμό Ν-Η, επομένως το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων αζώτου προσβάλλει ευκολότερα το θετικό ιόν υδρογόνου στο νερό, σχηματίζοντας έναν δεσμό δότη-δέκτη. Στην περίπτωση του HF, ο δεσμός υδρογόνου-φθορίου είναι πιο πολικός από τον δεσμό Ο-Η, επομένως το πρωτόνιο δέχεται επίθεση εδώ.

Το ιόν F που προκύπτει είναι ικανό να σχηματίσει δεσμό υδρογόνου με το μόριο HF:

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

Αυτό έχει ως αποτέλεσμα τη μείωση της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου και συνεπώς τη μείωση της ισχύς του οξέος.

Τα υδρίδια του βορίου, του αργιλίου και του γαλλίου είναι κάπως διαφορετικά από άλλες ενώσεις υδρογόνου των στοιχείων p. Τα υδρίδια του βορίου και του γαλλίου είναι πολύ πτητικές, αέριες ή υγρές ουσίες, τα B2H6 και Ga2H6 είναι διμερή, αέριες ουσίες που αποσυντίθενται εύκολα από το νερό. Το υδρίδιο του αργιλίου είναι μια στερεή πολυμερής ουσία (AlH3)x, η οποία αποσυντίθεται σε στοιχεία όταν θερμαίνεται στους 100°C.

Οξείδια

Το οξυγόνο είναι το δεύτερο πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο στον περιοδικό πίνακα των στοιχείων, επομένως στις περισσότερες δυαδικές ενώσεις με άλλα στοιχεία σχηματίζει ανιόντα. Εξαίρεση αποτελούν οι ενώσεις με φθόριο. Στις περισσότερες από τις δυαδικές ενώσεις του, το οξυγόνο εμφανίζει μια κατάσταση οξείδωσης -2 (με εξαίρεση τα υπεροξείδια, τα υπεροξείδια και τα οζονίδια). Για τα στοιχεία p, δεν υπάρχουν πρακτικά οξείδια με δεσμό καθαρά ιοντικού τύπου, ακόμη και σε καταστάσεις χαμηλής οξείδωσης.

Τα οξείδια των στοιχείων p που βρίσκονται κάτω από τη γραμμή B At έχουν έναν ιοντικό-ομοιοπολικό χημικό δεσμό, ως αποτέλεσμα του οποίου παρουσιάζουν αρκετά έντονες επαμφοτερίζουσες ιδιότητες:

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

Τα στοιχεία P που σχηματίζουν αμφοτερικά οξείδια χαρακτηρίζονται από μέσες τιμές ηλεκτραρνητικότητας (εντός 1,4-1,8) και καταστάσεις οξείδωσης +2 - +4. Τα οξείδια των στοιχείων που βρίσκονται πάνω από τη γραμμή βορίου-αστατίνης χαρακτηρίζονται από έναν κυρίως ομοιοπολικό τύπο χημικού δεσμού. Τα οξείδια είναι όξινα στη φύση. Σε αυτή την περίπτωση, οι καταστάσεις ηλεκτραρνητικότητας και οξείδωσης των στοιχείων παίζουν σημαντικό ρόλο. Εάν, σε κατάσταση οξείδωσης +4, η ηλεκτραρνητικότητα ενός στοιχείου είναι μεγαλύτερη από 1,8, το οξείδιο εμφανίζει όξινες ιδιότητες. Έτσι, οι σχετικές ηλεκτραρνητικότητες του άνθρακα, του πυριτίου και του γερμανίου στην κατάσταση οξείδωσης +4 είναι 2,0, 1,9 και 2,0, αντίστοιχα. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι τα οξείδια αυτών των στοιχείων της σύνθεσης EO2 είναι όξινα στη φύση. Με καταστάσεις οξείδωσης μεγαλύτερες από τέσσερις και υψηλές τιμές ηλεκτραρνητικότητας (περισσότερες από δύο), τα οξείδια είναι όξινης φύσης.

Με βάση τον δομικό τους τύπο, τα οξείδια των p-στοιχείων χωρίζονται σε συντονιστικά και μοριακά. Ο τύπος της κρυσταλλικής δομής των οξειδίων εξαρτάται από τη φύση του χημικού δεσμού. Ως εκ τούτου, σε κρυσταλλικές δομές με ομοιοπολικό δεσμό, οι αριθμοί συντονισμού δεν πρέπει να υπερβαίνουν το 4. Έτσι, στην κυβική δομή του βήτα-κριστοβαλίτη (SiO2), ο αριθμός συντονισμού του πυριτίου είναι τέσσερις και ο αριθμός συντονισμού του οξυγόνου είναι δύο.

Η εφαρμογή της δομής συντονισμού στο διοξείδιο του πυριτίου υποδεικνύει ένα σημαντικό μέρος της ιονικότητας του δεσμού πυριτίου-οξυγόνου. Στο διοξείδιο του άνθρακα, ο δεσμός παραμένει ομοιοπολικός λόγω της μικρότερης διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ οξυγόνου και άνθρακα και το οξείδιο έχει μοριακή δομή. Τα υψηλότερα οξείδια των υπολοίπων p-στοιχείων της ομάδας IV GeO2, SnO2, PbO2 έχουν κρυσταλλικά πλέγματα τύπου ρουτιλίου, χαρακτηριστικά περισσότερων ιοντικών ενώσεων.

Όταν μετακινούμαστε σε οξείδια των p-στοιχείων των ομάδων V-VII, παρατηρείται αύξηση του αριθμού των μοριακών δομών και μείωση του αριθμού των συντονιστικών. Οι μοριακές δομές είναι πιο χαρακτηριστικές των ελαφρών στοιχείων και οι δομές συντονισμού είναι πιο χαρακτηριστικές για τα βαριά. Έτσι, στην ομάδα V, το άζωτο, ο φώσφορος και το αρσενικό χαρακτηρίζονται από μοριακές δομές, το οξείδιο του αντιμονίου έχει μια ψευδομοριακή δομή αλυσίδας του ορθορομβικού συστήματος και το Bi2O3 έχει μια δομή συντονισμού με αριθμό συντονισμού βισμούθιου 6. Στην ομάδα VI, τα οξείδια SO2 , SeO3, και SeO3 και TeO3. Το SeO2 είναι ψευδομοριακό και το TeO2 είναι συντονισμός. Όλα τα οξείδια των αλογόνων (χλώριο, βρώμιο, ιώδιο) έχουν μοριακή δομή.

Σε σχέση με το νερό, τα χαρακτηριστικά οξείδια των στοιχείων p (υπόκεινται στον κανόνα του τυπικού σθένους) συμπεριφέρονται διαφορετικά.

Μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες:

1) αδιάλυτο στο νερό και πρακτικά δεν αλληλεπιδρά με αυτό (Al2O3, Ga2O3, PbO2, κ.λπ.)

2) οξείδια όξινης φύσης, διαλυτά στο νερό και αλληλεπιδρώντας με αυτό. Αυτά είναι οξείδια του βορίου, του άνθρακα, του αζώτου, του φωσφόρου, του θείου και των αλογόνων.

Όλα τα όξινα οξείδια, ανεξάρτητα από τη σχέση τους με το νερό, αντιδρούν με τα αλκάλια. Άρα, αδιάλυτο στο νερό οξείδιο του πυριτίου

Το SiO2 αντιδρά με αλκάλια:

SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O.

Ταυτόχρονα, τα αμφοτερικά οξείδια, κατά κανόνα, είναι ανθεκτικά όχι μόνο στο νερό, αλλά και στα οξέα και τα αλκάλια.

Χαρακτηριστικό παράδειγμα τέτοιου οξειδίου είναι το οξείδιο του αργιλίου Al2O3, το οποίο πρακτικά δεν αντιδρά με οξέα και αλληλεπιδρά με τα αλκάλια μόνο κατά τη σύντηξη. Μερικές ιδιότητες ανώτερων οξειδίων των στοιχείων p δίνονται στον Πίνακα. 9.12.

–  –  –

Σε σχέση με τα αλογόνα, όλα τα στοιχεία p σχηματίζουν κατιόντα. Επομένως, ο μέγιστος αριθμός ατόμων αλογόνου ανά μονάδα τύπου συχνά αντιστοιχεί στον αριθμό της ομάδας στην οποία βρίσκεται το στοιχείο. Αυτό ισχύει ιδιαίτερα για τα φθόριο, καθώς το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο και, όπως αναφέρθηκε παραπάνω, σχηματίζει εύκολα τρικεντρικούς υπερσθενείς δεσμούς. Στη σειρά F - Cl - Br - I, η μέγιστη ομοιοπολικότητα για το αλογόνο μειώνεται. Ακόμη και σε ενώσεις με ενώσεις με αλογονίδια, μόνο το ιώδιο (IF7) εμφανίζει μέγιστη ομοιοπολικότητα για το φθόριο. Υπάρχει εξαφθοριούχο θείο (SF6), αλλά δεν υπάρχει εξαχλωρίδιο. Ομοίως, για τα στοιχεία p της ομάδας V, υπάρχουν υψηλότερα αλογονίδια PF5 και PCl5, αλλά μόνο PBr3 και PI3. Εάν ένα στοιχείο p έχει πολλές καταστάσεις οξείδωσης, τότε μπορούν να σχηματιστούν αλογονίδια σε κάθε κατάσταση οξείδωσης, ανάλογα με τις συνθήκες σύνθεσης. Έτσι, τα αλογονίδια μπορούν να ταξινομηθούν ως χαρακτηριστικές ενώσεις, καθώς δείχνουν ξεκάθαρα τη σχέση μεταξύ της θέσης ενός στοιχείου στον περιοδικό πίνακα, των χαρακτηριστικών καταστάσεων οξείδωσής του και της σταθερότητάς τους τόσο σε απομονωμένη κατάσταση όσο και σε διαφορετικές συνθήκες. Το φθόριο, ως το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, προάγει την εκδήλωση υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης και τα υπόλοιπα αλογόνα προάγουν τις ενδιάμεσες καταστάσεις οξείδωσης.

Οι δομές των αλογονιδίων του p-στοιχείου μπορούν να χωριστούν αρκετά χονδρικά σε ιοντικά και ομοιοπολικά. Το ομοιοπολικό, με τη σειρά του, μπορεί να χωριστεί σε συντονιστικό, μοριακό και ψευδομοριακό (στρωματικό, αλυσίδα). Οι ιοντικές δομές έχουν φθοριούχα μέταλλα που βρίσκονται κάτω από τη γραμμή βορίου-αστατίνης και μέταλλα σε χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης (αλογονίδια θάλλιου (I), μολύβδου και κασσιτέρου (II). Τα χλωρίδια p-μετάλλων της ομάδας III έχουν δομές σε στρώματα, εκτός από τα GaCl3 και AlCl3, τα οποία έχουν μοριακή δομή που αποτελείται από διμερή Ga2Cl6 και Al2Cl6.

Αλλά ακόμη και σε αυτές τις ενώσεις υπάρχει ένα σημαντικό ομοιοπολικό συστατικό στον χημικό δεσμό, όπως αποδεικνύεται από την αμφοτερική φύση αυτών των αλογονιδίων και την τάση τους για υδρόλυση. Τα φθορίδια είναι ανθεκτικά στην υδρόλυση· άλλα αλογονίδια μετάλλων υδρολύονται πιο έντονα, ιδιαίτερα τα χλωριούχα και βρωμιούχα γάλλιο και ίνδιο.

Τα μη μεταλλικά αλογονίδια σε χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης (+1 ή +2) χαρακτηρίζονται από μοριακές δομές. Σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, οι δομές αλογονιδίου είναι είτε μοριακές είτε ψευδομοριακές. Τα μοριακά αλογονίδια χαρακτηρίζονται από αύξηση των σημείων τήξης και βρασμού ανάλογα με τον ατομικό αριθμό του αλογόνου. Τα φθορίδια (τις περισσότερες φορές πρόκειται για αέριες ουσίες υπό κανονικές συνθήκες) έχουν τα χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού και τα ιωδίδια τα υψηλότερα (Πίνακας 9.13).

–  –  –

Τέτοια αλογονίδια καπνίζουν στον αέρα λόγω της υδρόλυσης από υδρατμούς στον αέρα. Τα υψηλότερα αλογονίδια άνθρακα, αζώτου, θείου (SF6) είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό και πρακτικά δεν υδρολύονται. Πολλά αλογονίδια των στοιχείων p χαρακτηρίζονται από το σχηματισμό πολύπλοκων ενώσεων με αλογονίδια αλκαλίων, μετάλλων αλκαλικών γαιών και αμμωνίου. Αυτό ισχύει ιδιαίτερα για τα φθόριο. Έτσι, τα σύμπλοκα φθορίου είναι πολύ κοινά για το βόριο, το αλουμίνιο και το πυρίτιο (H, M3I, M2I). Η σταθερότητα των συμπλοκών αλογονιδίων μειώνεται στη σειρά F

Cl - Br - I. Συχνά σύμπλοκα αλογονιδίων σταθεροποιούν καταστάσεις οξείδωσης που είναι ασταθείς στην κανονική κατάσταση. Έτσι, για τον μόλυβδο, τα σύμπλοκα του τύπου M2I είναι γνωστά για όλα τα ιόντα αλογονιδίου, αν και δεν έχουν ληφθεί PbBr4 και PbI4.

Από τις πιο σύνθετες ενώσεις, θα θεωρήσουμε μόνο τα υδροξείδια ως χαρακτηριστικά των στοιχείων p.

Υδροξείδια

Τα υδροξείδια θεωρούνται συνήθως ως προϊόντα της αλληλεπίδρασης των οξειδίων με το νερό, ανεξάρτητα από το αν το οξείδιο αντιδρά με το νερό ή όχι. Στο νερό, τα ιόντα υδρονίου και τα ιόντα υδροξειδίου βρίσκονται σε ισορροπία. Επομένως, τα οξείδια, που αλληλεπιδρούν με το νερό, μετατοπίζουν αυτή την ισορροπία στη βασική ή όξινη πλευρά. Κατά συνέπεια, τα υδροξείδια είναι χαρακτηριστικές ενώσεις, αφού οι ιδιότητές τους καθορίζουν αν ένα στοιχείο ανήκει σε μέταλλα ή αμέταλλα. Αλλά οι χαρακτηριστικές ιδιότητες των υδροξειδίων εμφανίζονται μόνο σε υδατικό περιβάλλον. Σε άλλους διαλύτες, οι ιδιότητες οξέος-βάσης των υδροξειδίων μπορεί να αλλάξουν. Έτσι, το οξείδιο N2O5 σε ένα υδατικό διάλυμα δίνει ένα ισχυρό οξύ, δηλαδή συμπεριφέρεται σαν όξινο οξείδιο. Αλλά το νιτρικό οξύ διαλυμένο σε υγρό υδροφθόριο συμπεριφέρεται σαν βάση, προσθέτοντας ένα πρωτόνιο. Πολλά οξέα και βάσεις σε μη υδατικά διαλύματα αλλάζουν τον βαθμό διάστασης.

Ο γενικός τύπος των υδροξειδίων είναι E(OH)p.

Η μέγιστη τιμή του n μπορεί να είναι ίση με 8 (η επίσημη τιμή σθένους του στοιχείου που αντιστοιχεί στον αριθμό της ομάδας). Αλλά το κεντρικό άτομο δεν μπορεί να συγκρατήσει μεγάλο αριθμό υδροξυλομάδων, αφού μια τέτοια κατάσταση είναι ασταθής λόγω της ηλεκτροστατικής απώθησης αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων. Αυξημένη σταθερότητα επιτυγχάνεται με τη μείωση του αριθμού συντονισμού λόγω της εξάλειψης ενός ή περισσότερων μορίων νερού. Σε αυτή την περίπτωση, οι μονοοδοντωτοί συνδέτες OH- αντικαθίστανται από δίδυμους συνδέτες οξυγόνου. Όσο μικρότερο είναι το μέγεθος του κεντρικού ατόμου (όσο υψηλότερη είναι η κατάσταση οξείδωσής του), τόσο μεγαλύτερος είναι ο αριθμός των μορίων του νερού που χωρίζονται για να διασφαλιστεί η σταθερότητα της σφαίρας συντονισμού. Αυτή η κατάσταση είναι χαρακτηριστική για υδροξείδια μη μετάλλων ή υδροξείδια μετάλλων σε καταστάσεις υψηλής οξείδωσης (πάνω από 3).

Στη δεύτερη περίοδο, κατά τη μετάβαση από το βόριο στο άζωτο, η ατομική ακτίνα μειώνεται, επομένως, για το βόριο σε ορθοβορικό οξύ, το περιβάλλον συντονισμού αποτελείται από τρεις ομάδες υδροξυλίου (H3BO3), αλλά είναι γνωστά παράγωγα του μεταβορικού οξέος HBO2.

Για τον άνθρακα, η κατάσταση με τέσσερις ομάδες ΟΗ είναι ασταθής και η σταθερότητα συντονισμού επιτυγχάνεται με την εξάλειψη ενός μορίου νερού:

Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζεται CO(OH)2 ή H2CO3.

Για το άζωτο, η σταθερότητα της δομής εξασφαλίζεται από την αποκόλληση δύο μορίων νερού:

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

Για τα στοιχεία p της περιόδου III, η σταθερότητα των υδροξειδίων υπακούει στους ίδιους κανόνες: με την αύξηση του αριθμού της ομάδας, ο αριθμός των αποσπασμένων μορίων νερού αυξάνεται, καθώς το ατομικό μέγεθος μειώνεται προς την ίδια κατεύθυνση. Όμως εντός των ομάδων C(+4) Si(+4), N(+5) P(+5) οι ακτίνες των ατόμων αυξάνονται.

Επομένως, για το πυρίτιο και τον φώσφορο, εκτός από τις μεταμορφές (H2SiO3 και HPO3), υπάρχουν και οι ορθομορφές (H4SiO4 και H3PO4).

Ο τύπος του ορθοφωσφορικού οξέος αντιστοιχεί στην αποβολή ενός μορίου νερού:

Κατ' αναλογία με τις ορθομορφές οξέων πυριτίου και φωσφόρου, οι ενώσεις στοιχείων της III περιόδου χαρακτηρίζονται από το ακόλουθο μοτίβο:

–  –  –

εκείνοι. Με την αύξηση του βαθμού οξείδωσης και τη μείωση του ατομικού μεγέθους, ο αριθμός των αποσπασμένων μορίων νερού αυξάνεται. Για υδροξείδια βαρύτερων p-στοιχείων, ο αριθμός των δεσμευμένων υδροξοανιόντων αυξάνεται με την αύξηση των ατομικών μεγεθών από πάνω προς τα κάτω στην ομάδα. Όμως τα στοιχεία της περιόδου IV Ge, As, Se, Br διατηρούν την ίδια εξάρτηση με τα p-στοιχεία της περιόδου III, καθώς η αύξηση της ατομικής ακτίνας των στοιχείων από την περίοδο III σε IV (Si Ge, P As, S Se, Cl Br) είναι ασήμαντο . Αυτό οφείλεται στην τρισδιάστατη συμπίεση λόγω της πλήρωσης του κυνοσυμμετρικού 3d υποεπιπέδου σε στοιχεία της περιόδου IV. Λόγω 3d συμπίεσης, οι τύποι των αντίστοιχων οξέων στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης είναι H4GeO4, H3AsO4, H3SeO4, HBrO4, δηλ. με αύξηση του βαθμού οξείδωσης, τα μόρια του νερού διαχωρίζονται, όπως στα οξέα των στοιχείων της περιόδου III. Όμως τα p-στοιχεία της περιόδου V χαρακτηρίζονται από πιο πλούσιες ένυδρες μορφές. Έτσι, για το τελλούριο, εκτός από το H2TeO4, είναι επίσης γνωστή η ορθομορφή H6TeO6 (Te(OH)6), δηλ. χωρίς απώλεια νερού. Για το ιώδιο, εκτός από το HIO4, το H5IO6 είναι γνωστό με την απώλεια μόνο ενός μορίου νερού.

Έτσι, ο γενικός τύπος των υδροξειδίων μπορεί να γραφτεί ως EOm(OH)n, όπου m = 0, 1, 2... 4, και n = 0, 1, 2... 6 σε υδροξείδια πραγματικής ζωής. Σε m = 0, τα υδροξείδια E(OH)n μπορούν να έχουν τόσο βασικό όσο και όξινο χαρακτήρα και με την αύξηση του αριθμού των υδροξυλομάδων στη μονάδα τύπου, οι βασικές ιδιότητες εξασθενούν και οι όξινες ιδιότητες αυξάνονται. Για τα υδροξείδια της σύνθεσης E(OH)n (m = 0), η βασικότητα αυξάνεται στην υποομάδα από πάνω προς τα κάτω, η οποία σχετίζεται με αύξηση της ακτίνας του ατόμου και εξασθένηση της πολωτικής του επίδρασης.

Τα υδροξείδια της σύνθεσης EOm(OH)p (m 0) έχουν αποκλειστικά όξινες ιδιότητες. Αυτό συμβαίνει επειδή τα άτομα οξυγόνου που συνδέονται ομοιοπολικά με το στοιχείο προάγουν την πόλωση του δεσμού Ο-Η, διευκολύνοντας έτσι τη διάσταση μέσω του όξινου μηχανισμού. Καθώς το m αυξάνεται, η ισχύς των οξέων θα πρέπει να αυξάνεται.

Η ισχύς των οξέων πρακτικά δεν εξαρτάται από την τιμή n του αριθμού των υδροξυλομάδων στη μονάδα τύπου, αφού για τα πολυβασικά οξέα η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα προσδιορίζεται κυρίως με διάσταση στο πρώτο στάδιο. Οξέα όπως το E(OH)n (m = 0) είναι πολύ αδύναμα. Έτσι, τα H3BO3, HOCl, H6TeO6 έχουν σταθερές διάστασης για το πρώτο βήμα 610-10 και 510-8, 210-8, αντίστοιχα. Οξέα όπως το EO(OH)p (m = 1) είναι αδύναμα. Για παράδειγμα, για HClO2, HNO2, H2CO3, οι σταθερές διάστασης είναι 110-2, 40-4, 110-6, αντίστοιχα. Οξέα όπως το EO2(OH)n (m = 2) είναι ισχυρά (ΝNO3, H2SO4). Τα οξέα με τον τύπο EO3(OH) (m = 3, n = 1) είναι πολύ ισχυρά.

Οι ιδιότητες οξέος-βάσης των υδροξειδίων μπορούν να αποκαλυφθούν μόνο μέσω χημικής αλληλεπίδρασης. Η όξινη φύση του υδροξειδίου εκδηλώνεται όταν αλληλεπιδρά με μια ένωση που έχει βασικές ιδιότητες και αντίστροφα, οι βασικές ιδιότητες εμφανίζονται όταν αλληλεπιδρά με μια όξινη ένωση. Επομένως, η αμφοτερικότητα μπορεί να θεωρηθεί μια καθολική ιδιότητα των υδροξειδίων. Ανάλογα με τον βαθμό εκδήλωσης των ιδιοτήτων οξέος-βάσης, η φύση της διάστασης των υδροξειδίων σε ένα υδατικό περιβάλλον, καθώς και τα χαρακτηριστικά της αλληλεπίδρασης των οξειδίων με το νερό, αλλάζουν φυσικά. Οι κύριοι τύποι τέτοιων αλληλεπιδράσεων είναι οι εξής.

1. Οξείδια τυπικών αμετάλλων με νερό δίνουν ισχυρά οξέα που διασπώνται για να σχηματίσουν οξο-ανιόντα:

–  –  –

2. Όταν αλληλεπιδρούν με το νερό, τα ασθενώς όξινα οξείδια σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα, τα οποία διασπώνται κυρίως σε όξινα ανιόντα που είναι ασθενώς επιρρεπή σε περαιτέρω διάσπαση:

–  –  –

Εάν οι όξινες και οι βασικές ιδιότητες του αμφοτερικού υδροξειδίου εκφράζονται περίπου στον ίδιο βαθμό, τότε είναι δυνατές αλληλεπιδράσεις και προς τις δύο κατευθύνσεις:

–  –  –

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

5. Υδροξείδια τυπικών μετάλλων, που έχουν έντονες βασικές ιδιότητες, σχηματίζουν ένυδρα κατιόντα και ανιόντα ΟΗ- σε υδατικά διαλύματα. Πολλά στοιχεία χαρακτηρίζονται από το σχηματισμό οξοκιόντων όπως SO2+ (θειονύλιο), SO22+ (σουλφουρύλιο), SbO+ (αντιμονύλιο).

Ερωτήσεις ελέγχου

1. Με ποια κριτήρια ταξινομούνται τα στοιχεία ως στοιχεία p;

2. Ποια είναι η μέγιστη ομοιοπολικότητα των p-στοιχείων της περιόδου III;

3. Ποια είναι η διατύπωση του κανόνα Hume-Rothery;

4. Πώς διέρχεται η γραμμή Zintl από τον περιοδικό πίνακα;

5. Ποιες κρυσταλλικές δομές είναι χαρακτηριστικές των στοιχείων p της ομάδας V σύμφωνα με τον κανόνα Hume-Rothery;

6. Γιατί τα αλογόνα δεν μπορούν να σχηματίσουν κρυσταλλικά πλέγματα συντονισμού;

7. Ποια είναι η διαφορά μεταξύ των στοιχείων 2p και των αναλόγων τους στην υποομάδα;

8. Γιατί το άζωτο δεν μπορεί να σχηματίσει περισσότερους από 4 ομοιοπολικούς δεσμούς;

9. Ποια είναι η ουσία του κανόνα ισοτιμίας;

10. Ποια είναι η εξήγηση του κανόνα ισοτιμίας στη μέθοδο BC και στη μέθοδο MO;

11. Ποια είναι η ουσία της δευτερεύουσας περιοδικότητας;

12. Πώς εξηγεί η έννοια του «αδρανούς ζεύγους» τη μείωση της σταθερότητας υψηλότερων καταστάσεων οξείδωσης των στοιχείων p της περιόδου VI;

13. Πώς διαφέρει η κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων για τα καινοσυμμετρικά τροχιακά από την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων για άλλα τροχιακά;

14. Πώς αλλάζει η φύση των ουσιών σύμφωνα με έναν αριθμό p-στοιχείων της ομάδας IV;

15. Πώς η 3d συμπίεση επηρεάζει τις ακτίνες και την ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων των στοιχείων p;

16. Γιατί το φθόριο είναι το πιο ενεργό στοιχείο, παρά το γεγονός ότι η συγγένεια ηλεκτρονίων του είναι μικρότερη από αυτή του χλωρίου;

17. Γιατί για τα στοιχεία p της ομάδας VI τα δυναμικά ιοντισμού είναι μικρότερα,

18. Τι εξηγεί ένα τόσο χαμηλό σημείο τήξης του μετάλλου γαλλίου (29,8 ° C);

19. Πώς μπορείτε να αλλάξετε τις ηλεκτρικά αγώγιμες ιδιότητες του ημιαγωγού γερμανίου;

20. Ποιο φαινόμενο ονομάζεται «πανώλη του κασσίτερου»;

21. Ποια προϊόντα λαμβάνονται από την αλληλεπίδραση των στοιχείων p της ομάδας III με το οξυγόνο;

22. Πώς αντιδρούν το γερμάνιο και ο μόλυβδος με το νιτρικό οξύ;

23. Γιατί ο λευκός φώσφορος είναι πιο χημικά ενεργός από τον κόκκινο;

24. Πού βρίσκεται το μεταλλικό βισμούθιο στη σειρά των τυπικών δυναμικών;

25. Γιατί το θείο βρίσκεται στη φύση στη φυσική του μορφή;

26. Γιατί οι ενώσεις βρωμίου στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης χαρακτηρίζονται από χαμηλή σταθερότητα;

27. Τι εξηγεί τη χαμηλή χημική δραστηριότητα των «αδρανών» αερίων;

28. Γιατί χρησιμοποιείται το αλουμίνιο για την παραγωγή μετάλλων από οξείδια;

29. Ποιες διαφορές παρατηρούνται όταν το αντιμόνιο αντιδρά με νιτρικό οξύ ποικίλων συγκεντρώσεων;

30. Ποιες διεργασίες παρατηρούνται όταν τοποθετείται μόλυβδος στο νερό;

Καθήκοντα

1. Συγκρίνετε τις χημικές ιδιότητες του θαλλίου με τις ιδιότητες των αναλόγων του στην υποομάδα. Να δώσετε τις αντίστοιχες εξισώσεις.

2. Δώστε χημικές αντιδράσεις που απεικονίζουν την ενίσχυση των μεταλλικών ιδιοτήτων στη σειρά Ge - Sn - Pb.

3. Απεικονίστε τη μεταβολή της χημικής φύσης απλών ουσιών της σειράς P - As - Sb - Bi χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασής τους με το νιτρικό οξύ.

4. Σχεδιάστε την εξάρτηση Tmel = f(Z) για p-στοιχεία της ομάδας VI. Εξηγήστε την εξάρτηση που προκύπτει.

5. Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τις τιμές των τυπικών δυναμικών οξειδοαναγωγής των αντιδράσεων X2 + 2е = 2Х- (X – Cl, Br, I), εξάγετε ένα συμπέρασμα σχετικά με το μοτίβο των αλλαγών στην οξειδωτική ικανότητα του X2 και την αναγωγική ικανότητα του Χ- σε υδατικό διάλυμα.

6. Ποια είναι η διαλυτότητα του ιωδίου στο νερό, την αλκοόλη και άλλους οργανικούς διαλύτες; Τι εξηγεί τη διαλυτότητα του ιωδίου σε διάλυμα ιωδιούχου καλίου;

7. Δώστε όσο το δυνατόν περισσότερα σημάδια που επιβεβαιώνουν τη μη μεταλλική φύση του πυριτίου.

8. Τι είδους υβριδισμός ατομικών τροχιακών θείου συμβαίνει όταν σχηματίζει 2, 3, 6 δεσμούς;

9. Γράψτε τις αντιδράσεις αργιλίου, γαλλίου και ινδίου με υδροξείδιο του νατρίου. Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς, συνάγετε ένα συμπέρασμα για ποιο στοιχείο είναι πιο χαρακτηριστική αυτή η αντίδραση.

10. Εξηγήστε τη μεταβολή της σταθερότητας της υψηλότερης κατάστασης οξείδωσης στη σειρά N - P - As - Sb - Bi.

πρόσθετη βιβλιογραφία

1. Akhmetov N. S. Γενική και ανόργανη χημεία. Μ.: Πιο ψηλά. σχολείο, 1989. 384 σελ.

2. Cotton F., Wilkinson J. Modern inorganic chemistry, Μέρος 2. Μ.: Mir, 1969. Σ. 78-463.

3. Remy G. Μάθημα ανόργανης χημείας. Τ. 1. Μ.: Mir, 1972. Ρ. 314 Ripan R., Ceteanu I. Inorganic chemistry. T. 1. M.: Mir, S. 264 Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. General and inorganic chemistry.

Μ.: Χημεία, σσ. 326-491.

6. Ugai Ya. A. Ανόργανη χημεία. Μ.: Πιο ψηλά. σχολείο, 1989. Π.

ΕΦΑΡΜΟΓΗ ΣΤΗ ΔΙΑΓΝΩΣΤΙΚΗ ΤΗΣ ΑΤΜΟΣΦΑΙΡΑΣ Ειδικότητα 01.04.21 – laser physics ΠΕΡΙΛΗΨΗ της διατριβής για τον επιστημονικό τίτλο του Διδάκτωρ Φυσικής...» PALEOCLIMATE UDC (517.1) ΔΥΝΑΜΙΚΗ ΤΗΣ ΑΝΑΠΤΥΞΗΣ ΤΗΣ ΑΝΑΠΤΥΞΗΣ ΤΗΣ ΠΛΗΣΗΣ HOLOCENE OF THE WESTERN PART OF TOJINSK... «παρουσιάστηκε...» αναφέρει Περίληψη της διατριβής για τον επιστημονικό τίτλο του υποψηφίου φυσικών και μαθηματικών επιστημών...» 5, Κισινάου, MD-2028, Δημοκρατία της Μολδαβίας Με την ευκαιρία της 60ης επετείου της ακαδημαϊκής επιστήμης, μια σημαντική ημερομηνία σε εθνική κλίμακα, στην ατμόσφαιρα μιας μεγάλης προπαρασκευαστικής...» μεθακρυλικός μεθυλεστέρας, διβινυλαιθέρας διαιθυλενογλυκόλης και ιοντοανταλλακτικές ρητίνες Ειδικότητα 02.00.09 «Χημεία Υψηλής Ενέργειας» Διατριβή για διαγωνισμός από...” CVM ΕΡΓΑΖΕΙ ΣΤΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΑΥΤΟΜΑΤΗΣ ΣΥΛΛΟΓΗΣ ΠΛΗΡΟΦΟΡΙΩΝ...” 02.00.04. – Φυσικοχημεία ΠΕΡΙΛΗΨΗ της διατριβής για τον επιστημονικό τίτλο του Υποψηφίου Χημικών Επιστημών Ομσκ 2011 Η εργασία πραγματοποιήθηκε στο Πανεπιστήμιο ..."

"PULSE 4.2 G e V / s ON NUCLEON Υποβλήθηκε στο περιοδικό 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...”

«Usachev Konstantin Sergeevich ΧΩΡΙΚΗ ΔΟΜΗ ΤΩΝ ΑΜΥΛΟΕΙΔΟΓΕΝΩΝ Α ΠΕΠΤΙΔΙΩΝ ΚΑΙ ΤΑ ΣΥΜΠΛΗΡΩΜΑΤΑ ΤΟΥΣ ΜΕ ΜΟΝΤΕΛΕΣ ΜΕΜΒΡΑΝΕΣ ΣΕ ΛΥΣΕΙΣ ΜΕ ΜΕΘΟΔΟΥΣ ΦΑΣΜΑΤΟΚΟΠΗΣΗΣ NMR 01.04.07 – condend the physical dissertation of the physical disserts of the physics of the mag. zan – 2013 Ολοκληρώθηκαν οι εργασίες.. .»

Θα το διαγράψουμε εντός 1-2 εργάσιμων ημερών.

Κεφάλαιο 14. Χημεία s-στοιχείων. Νάτριο και κάλιο. Μαγνήσιο και ασβέστιο

14.1. Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων των ομάδων ΙΑ και ΙΙΑ

Η ομάδα ΙΑ περιλαμβάνει λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο και καίσιο. Αυτά τα στοιχεία ονομάζονται αλκαλικά στοιχεία. Η ίδια ομάδα περιλαμβάνει το τεχνητά λαμβανόμενο ελάχιστα μελετημένο ραδιενεργό (ασταθές) στοιχείο φράγκιο. Μερικές φορές το υδρογόνο περιλαμβάνεται επίσης στην ομάδα ΙΑ (βλ. Κεφάλαιο 10). Έτσι, αυτή η ομάδα περιλαμβάνει στοιχεία από καθεμία από τις 7 περιόδους.
Η ομάδα ΙΙΑ περιλαμβάνει βηρύλλιο, μαγνήσιο, ασβέστιο, στρόντιο, βάριο και ράδιο. Τα τελευταία τέσσερα στοιχεία έχουν ένα όνομα ομάδας - στοιχεία αλκαλικής γαίας.
Όταν μιλάμε για το πόσο συχνά βρίσκονται άτομα ενός συγκεκριμένου στοιχείου στη φύση, συνήθως υποδεικνύουν την επικράτηση του στον φλοιό της γης. Ο φλοιός της γης αναφέρεται στην ατμόσφαιρα, την υδρόσφαιρα και τη λιθόσφαιρα του πλανήτη μας. Έτσι, τέσσερα από αυτά τα δεκατρία στοιχεία είναι πιο άφθονα στον φλοιό της γης: Na ( w=2,63%), Κ ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) και Ca ( w= 3,38%). Τα υπόλοιπα είναι πολύ λιγότερο κοινά και το φράγκιο δεν βρίσκεται καθόλου.
Οι τροχιακές ακτίνες των ατόμων αυτών των στοιχείων (εκτός του υδρογόνου) ποικίλλουν από 1,04 Α (για το βηρύλλιο) έως 2,52 Α (για το καίσιο), δηλαδή για όλα τα άτομα υπερβαίνουν το 1 άνγκστρομ. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι όλα αυτά τα στοιχεία είναι αληθινά στοιχεία σχηματισμού μετάλλων και το βηρύλλιο είναι ένα αμφοτερικό στοιχείο σχηματισμού μετάλλου.
Ο ηλεκτρονικός τύπος γενικού σθένους των στοιχείων της ομάδας ΙΑ είναι ns 1 και στοιχεία ομάδας IIA – ns 2 .
Τα μεγάλα μεγέθη των ατόμων και ο μικρός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους οδηγούν στο γεγονός ότι τα άτομα αυτών των στοιχείων (εκτός από το βηρύλλιο) τείνουν να εγκαταλείψουν τα ηλεκτρόνια σθένους. Τα άτομα των στοιχείων της ομάδας ΙΑ εγκαταλείπουν τα ηλεκτρόνια σθένους τους πιο εύκολα (βλ. Παράρτημα 6), ενώ τα μεμονωμένα φορτισμένα κατιόντα σχηματίζονται από άτομα αλκαλικών στοιχείων και τα διπλά φορτισμένα κατιόντα σχηματίζονται από άτομα στοιχείων αλκαλικής γαίας και μαγνησίου. Η κατάσταση οξείδωσης στις ενώσεις των αλκαλικών στοιχείων είναι +I, και αυτή των στοιχείων της ομάδας ΙΙΑ είναι +II.
Απλές ουσίεςπου σχηματίζονται από τα άτομα αυτών των στοιχείων είναι μέταλλα. Το λίθιο, το νάτριο, το κάλιο, το ρουβίδιο, το καίσιο και το φράγκιο ονομάζονται μέταλλα αλκαλίων επειδή τα υδροξείδια τους είναι αλκάλια. Το ασβέστιο, το στρόντιο και το βάριο ονομάζονται μέταλλα αλκαλικών γαιών. Η χημική δραστηριότητα αυτών των ουσιών αυξάνεται καθώς αυξάνεται η ατομική ακτίνα.
Από τις χημικές ιδιότητες αυτών των μετάλλων, οι σημαντικότερες είναι οι αναγωγικές τους ιδιότητες. Τα αλκαλικά μέταλλα είναι οι ισχυρότεροι αναγωγικοί παράγοντες. Τα μέταλλα των στοιχείων της Ομάδας ΙΙΑ είναι επίσης αρκετά ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες.
Όλα αυτά (εκτός από το βηρύλλιο) αντιδρούν με νερό (μαγνήσιο όταν βράζεται):
2Μ + 2Η 2 Ο = 2Μ υδ+2OH υδ+H2,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2.

Στην περίπτωση του μαγνησίου, του ασβεστίου και του στροντίου, λόγω της χαμηλής διαλυτότητας των υδροξειδίων που προκύπτουν, η αντίδραση συνοδεύεται από το σχηματισμό ιζήματος:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με τα περισσότερα αμέταλλα:
2M + H 2 = 2MH (όταν θερμαίνεται),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (υπό κανονικές συνθήκες),
2M + S = M 2 S (όταν θερμαίνεται).

Από τα αλκαλικά μέταλλα, όταν καίγονται σε οξυγόνο, το συνηθισμένο οξείδιο σχηματίζει μόνο λίθιο. Τα υπόλοιπα αλκαλιμέταλλα σχηματίζουν υπεροξείδια (M 2 O 2) ή υπεροξείδια(MO 2 – ενώσεις που περιέχουν ιόν υπεροξειδίου με τυπικό φορτίο –1 μι).
Όπως τα αλκαλικά μέταλλα, τα μέταλλα των στοιχείων της Ομάδας ΙΙΑ αντιδρούν με πολλά αμέταλλα, αλλά υπό πιο σοβαρές συνθήκες:
M + H 2 = MH 2 (όταν θερμαίνεται, εκτός από το βηρύλλιο),
2M + O 2 = 2MO (υπό κανονικές συνθήκες, Be και Mg - όταν θερμαίνεται),
M + Cl 2 = MCl 2 (υπό κανονικές συνθήκες),
M + S = MS (όταν θερμαίνεται).
Σε αντίθεση με τα αλκαλικά μέταλλα, σχηματίζουν συνηθισμένα οξείδια με το οξυγόνο.
Μόνο το μαγνήσιο και το βηρύλλιο αντιδρούν ήρεμα με οξέα· άλλες απλές ουσίες αντιδρούν πολύ βίαια, συχνά με έκρηξη.
Το βηρύλλιο αντιδρά με πυκνά αλκαλικά διαλύματα:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

Σύμφωνα με τη θέση τους στη σειρά τάσης, μόνο το βηρύλλιο και το μαγνήσιο αντιδρούν με διαλύματα άλατος· τα υπόλοιπα μέταλλα σε αυτήν την περίπτωση αντιδρούν με νερό.
Ως ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες, τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών μειώνουν πολύ λιγότερο ενεργά μέταλλα από τις ενώσεις τους, για παράδειγμα, όταν θερμαίνονται, συμβαίνουν οι ακόλουθες αντιδράσεις:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Η κοινή βιομηχανική μέθοδος παραγωγής για όλα τα μέταλλα αλκαλίων και τα μέταλλα της ομάδας ΙΙΑ είναι η ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων.
Εκτός από το βηρύλλιο οξείδιααπό όλα τα στοιχεία που εξετάζονται είναι βασικά οξείδια, και υδροξείδια– ισχυρές βάσεις (στο βηρύλλιο αυτές οι ενώσεις είναι αμφοτερικές, το υδροξείδιο του μαγνησίου είναι αδύναμη βάση).
Η ενίσχυση των βασικών ιδιοτήτων των υδροξειδίων με αύξηση του ατομικού αριθμού ενός στοιχείου σε μια ομάδα παρατηρείται εύκολα στη σειρά υδροξειδίων των στοιχείων της ομάδας ΙΙΑ. Το Be(OH) 2 είναι ένα αμφοτερικό υδροξείδιο, το Mg(OH) 2 είναι μια ασθενής βάση, το Ca(OH) 2, το Sr(OH) 2 και το Ba(OH) 2 είναι ισχυρές βάσεις, αλλά με την αύξηση του ατομικού αριθμού αυξάνεται η διαλυτότητά τους, και το Ba(OH) 2 μπορούν ήδη να ταξινομηθούν ως αλκάλια.

ΥΠΕΡΟΞΕΙΔΙΑ
1.Να φτιάξετε συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους και ενεργειακά διαγράμματα ατόμων στοιχείων των ομάδων ΙΑ και ΙΙΑ. Υποδείξτε το εξωτερικό και το ηλεκτρόνιο σθένους.
2. Για ποιους λόγους τοποθετείται το υδρογόνο στην ομάδα ΙΑ και για ποιους λόγους στην ομάδα VIIA;
3. Να σχηματίσετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις των παρακάτω ουσιών με περίσσεια οξυγόνου: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4.Οι κρύσταλλοι μιας συγκεκριμένης ουσίας αποτελούνται από μονοφορτισμένα ιόντα. Κάθε ιόν περιέχει 18 ηλεκτρόνια. Να σχηματίσετε α) τον απλούστερο τύπο της ουσίας. β) συντετμημένοι ηλεκτρονικοί τύποι ιόντων. γ) την εξίσωση μιας από τις αντιδράσεις για την παραγωγή αυτής της ουσίας. δ) δύο εξισώσεις αντίδρασης που αφορούν αυτή την ουσία.

14.2. Νάτριο και κάλιο

Το νάτριο και το κάλιο είναι τα πιο σημαντικά αλκαλικά στοιχεία.
Απλές ουσίες, που σχηματίζονται από αυτά τα στοιχεία, είναι μαλακά, εύτηκτα ασημένια μέταλλα, κόβονται εύκολα με ένα μαχαίρι και οξειδώνονται γρήγορα στον αέρα. Αποθηκεύονται κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης. Το σημείο τήξης του νατρίου είναι 98 °C και το κάλιο είναι 64 °C.
ΟξείδιαΑυτά τα στοιχεία είναι τυπικά βασικά οξείδια. Είναι πολύ υγροσκοπικά: απορροφώντας νερό, μετατρέπονται σε υδροξείδια.
Υδροξείδιατο νάτριο και το κάλιο είναι αλκάλια. Πρόκειται για στερεές, άχρωμες κρυσταλλικές ουσίες που λιώνουν χωρίς αποσύνθεση. Όπως τα οξείδια, είναι πολύ υγροσκοπικά: απορροφώντας νερό, μετατρέπονται σε συμπυκνωμένα διαλύματα. Τόσο τα στερεά υδροξείδια όσο και τα συμπυκνωμένα διαλύματά τους είναι πολύ επικίνδυνες ουσίες: εάν έρθουν σε επαφή με το δέρμα, προκαλούν δύσκολα επουλωμένα έλκη και η εισπνοή της σκόνης τους οδηγεί σε βλάβη της αναπνευστικής οδού. Το υδροξείδιο του νατρίου (τετριμμένα ονόματα - καυστική σόδα, καυστική σόδα) είναι ένα από τα πιο σημαντικά προϊόντα της χημικής βιομηχανίας - χρησιμοποιείται για τη δημιουργία αλκαλικού περιβάλλοντος σε πολλές χημικές βιομηχανίες. Το υδροξείδιο του καλίου (το ασήμαντο όνομα είναι «καυστικό κάλιο») χρησιμοποιείται για την παραγωγή άλλων ενώσεων καλίου.
Η πλειοψηφία μέτρια άλατατο νάτριο και το κάλιο είναι θερμικά σταθερές ουσίες και αποσυντίθενται μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες. Με μέτρια θέρμανση, αποσυντίθενται μόνο άλατα αλογονωμένων οξοξέων, νιτρικών αλάτων και ορισμένων άλλων ενώσεων:

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.

Τα όξινα άλατα είναι λιγότερο σταθερά· όταν θερμαίνονται, όλα αποσυντίθενται:

2NaHS = Na2S + H2S;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O;
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2;
NaH2PO4 = NaPO3 + H2O;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Αυτά τα στοιχεία δεν σχηματίζουν βασικά άλατα.

Από τα άλατα, το πιο σημαντικό είναι το χλωριούχο νάτριο - επιτραπέζιο αλάτι. Δεν είναι μόνο απαραίτητο συστατικό των τροφίμων, αλλά και πρώτη ύλη για τη χημική βιομηχανία. Από αυτό λαμβάνονται υδροξείδιο του νατρίου, μαγειρική σόδα (NaHCO 3), σόδα (Na 2 CO 3) και πολλές άλλες ενώσεις νατρίου. Τα άλατα καλίου είναι απαραίτητα ορυκτά λιπάσματα.
Σχεδόν όλα τα άλατα νατρίου και καλίου είναι διαλυτά, επομένως είναι διαθέσιμα ποιοτικές αντιδράσειςστα ιόντα αυτών των στοιχείων όχι. (Οι ποιοτικές αντιδράσεις είναι χημικές αντιδράσεις που καθιστούν δυνατή την ανίχνευση ατόμων ή ιόντων οποιουδήποτε χημικού στοιχείου σε μια ένωση, ενώ αποδεικνύουν ότι αυτά τα άτομα ή ιόντα ανακαλύφθηκαν και όχι άλλα παρόμοια σε χημικές ιδιότητες. Ονομάζονται επίσης αντιδράσεις , επιτρέποντας την ανίχνευση οποιασδήποτε ουσίας σε ένα μείγμα) Η παρουσία ιόντων νατρίου ή καλίου σε μια ένωση μπορεί να προσδιοριστεί από το χρωματισμό της άχρωμης φλόγας όταν προστίθεται σε αυτήν το δείγμα δοκιμής: στην περίπτωση του νατρίου, η φλόγα γίνεται κίτρινη, και στην περίπτωση του καλίου, βιολετί.

ΠΟΙΟΤΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ
Να γράψετε τις εξισώσεις αντίδρασης που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) νατρίου, β) υδροξειδίου του καλίου, γ) ανθρακικού νατρίου, δ) υδροθειώδους νατρίου.
Χρωματισμός φλόγας με άλατα νατρίου και καλίου

14.3. Μαγνήσιο και ασβέστιο

Οι απλές ουσίες μαγνήσιο και ασβέστιο είναι μέταλλα. Το ασβέστιο οξειδώνεται γρήγορα στον αέρα, αλλά το μαγνήσιο είναι πολύ πιο σταθερό κάτω από αυτές τις συνθήκες - οξειδώνεται μόνο από την επιφάνεια. Το ασβέστιο αποθηκεύεται κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης. Τα σημεία τήξης του μαγνησίου και του ασβεστίου είναι 650 και 851 °C, αντίστοιχα. Το μαγνήσιο και το ασβέστιο είναι πολύ πιο σκληρές ουσίες από τα αλκαλικά μέταλλα. Η χαμηλή πυκνότητα μαγνησίου (1,74 g/cm3) με σημαντική αντοχή καθιστά δυνατή τη χρήση των κραμάτων του στην αεροπορική βιομηχανία.
Τόσο το μαγνήσιο όσο και το ασβέστιο είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες (ειδικά όταν θερμαίνονται). Συχνά χρησιμοποιούνται για τη μείωση άλλων, λιγότερο ενεργών μετάλλων από τα οξείδια τους (μαγνήσιο στο εργαστήριο και ασβέστιο στη βιομηχανία).
Το μαγνήσιο και το ασβέστιο είναι από τα λίγα μέταλλα που αντιδρούν με το άζωτο. Όταν θερμανθούν, σχηματίζουν μαζί του τα νιτρίδια Mg 3 N 2 και Ca 3 N 2. Επομένως, όταν καίγονται στον αέρα, το μαγνήσιο και το ασβέστιο μετατρέπονται σε ένα μείγμα οξειδίων και νιτριδίων.
Το ασβέστιο αντιδρά εύκολα με το νερό, αλλά το μαγνήσιο αντιδρά μόνο όταν βράσει. Και στις δύο περιπτώσεις, απελευθερώνεται υδρογόνο και σχηματίζονται δυσδιάλυτα υδροξείδια.
ΟξείδιαΤο μαγνήσιο και το ασβέστιο είναι ιοντικές ουσίες. στη χημική συμπεριφορά είναι βασικά οξείδια. Το οξείδιο του μαγνησίου δεν αντιδρά με το νερό, αλλά το οξείδιο του ασβεστίου (το ασήμαντο όνομα είναι «γρήγορος ασβέστης») αντιδρά βίαια, απελευθερώνοντας θερμότητα. Το υδροξείδιο του ασβεστίου που προκύπτει ονομάζεται στη βιομηχανία «σβησμένος ασβέστης».
ΥδροξείδιοΤο μαγνήσιο είναι αδιάλυτο στο νερό, ωστόσο αποτελεί βάση. Το υδροξείδιο του ασβεστίου είναι αισθητά διαλυτό στο νερό. Το κορεσμένο διάλυμά του ονομάζεται "ασβεστόνερο", είναι αλκαλικό διάλυμα (αλλάζει το χρώμα των δεικτών). Το υδροξείδιο του ασβεστίου σε ξηρή, και ειδικά σε υγρή κατάσταση, απορροφά το διοξείδιο του άνθρακα από τον περιβάλλοντα αέρα και μετατρέπεται σε ανθρακικό ασβέστιο. Αυτή η ιδιότητα του σβησμένου ασβέστη έχει χρησιμοποιηθεί στην κατασκευή για πολλούς αιώνες: ο σβησμένος ασβέστης ως κύριο συστατικό ήταν μέρος των οικοδομικών ασβεστοκονιαμάτων, τα οποία πλέον έχουν αντικατασταθεί σχεδόν πλήρως από τσιμεντοκονιάματα. Και τα δύο υδροξείδια αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται μέτρια χωρίς να λιώνουν.
ΆλαταΤο μαγνήσιο και ιδιαίτερα το ασβέστιο βρίσκονται σε πολλά ορυκτά που σχηματίζουν πετρώματα. Από αυτά τα πετρώματα, τα πιο γνωστά είναι η κιμωλία, το μάρμαρο και ο ασβεστόλιθος, η κύρια ουσία των οποίων είναι το ανθρακικό ασβέστιο. Όταν θερμαίνονται, τα ανθρακικά άλατα ασβεστίου και μαγνησίου αποσυντίθενται στα αντίστοιχα οξείδια και διοξείδιο του άνθρακα. Με νερό που περιέχει διαλυμένο διοξείδιο του άνθρακα, αυτά τα ανθρακικά άλατα αντιδρούν για να σχηματίσουν διαλύματα όξινων ανθρακικών, για παράδειγμα:

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

Όταν θερμαίνονται, ακόμη και όταν προσπαθούν να διαχωριστούν τα διττανθρακικά από το διάλυμα αφαιρώντας νερό σε θερμοκρασία δωματίου, αποσυντίθενται με την αντίστροφη αντίδραση:

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

Το ένυδρο θειικό ασβέστιο CaSO 4 ·2H 2 O είναι μια άχρωμη κρυσταλλική ουσία, ελαφρώς διαλυτή στο νερό. Όταν θερμαίνεται, αφυδατώνεται μερικώς, μετατρέπεται σε κρυσταλλικό ένυδρο της σύνθεσης 2CaSO 4 · H 2 O. Η τετριμμένη ονομασία ενός διένυδρου ένυδρου είναι γύψος και ένας ημιένυδρος είναι αλάβαστρο. Όταν ο αλάβαστρος αναμιχθεί με νερό, ενυδατώνεται, σχηματίζοντας μια πυκνή, στερεή μάζα γύψου. Αυτή η ιδιότητα του αλάβαστρο χρησιμοποιείται στην ιατρική (γύψινα εκμαγεία) και στις κατασκευές (ενισχυμένα χωρίσματα γύψου, ελαττώματα σφράγισης). Οι γλύπτες χρησιμοποιούν αλάβαστρο για να φτιάξουν γύψινα μοντέλα και καλούπια.
Καρβίδιο του ασβεστίου (ακετυλενίδιο) CaC 2. Δομικός τύπος (Ca2) (CC). Λαμβάνεται με πυροσυσσωμάτωση ασβέστη με άνθρακα:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Αυτή η ιοντική ουσία δεν είναι άλας και υδρολύεται πλήρως από το νερό για να σχηματίσει ακετυλένιο, το οποίο για μεγάλο χρονικό διάστημα λαμβανόταν με αυτόν τον τρόπο:

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

Το ένυδρο ιόν μαγνησίου 2 είναι κατιονικό οξύ (βλ. Παράρτημα 13), επομένως τα διαλυτά άλατα μαγνησίου υφίστανται υδρόλυση. Για τον ίδιο λόγο, μπορεί να σχηματιστεί μαγνήσιο βασικά άλαταγια παράδειγμα Mg(OH)Cl. Το ενυδατωμένο ιόν ασβεστίου δεν είναι κατιονικό οξύ.
Το ασβέστιο στην ένωση μπορεί να ανιχνευθεί από τον χρωματισμό της φλόγας. Το χρώμα της φλόγας είναι πορτοκαλοκόκκινο. Μια ποιοτική αντίδραση στα ιόντα Ca 2, Sr 2 και Ba 2, η οποία ωστόσο δεν επιτρέπει σε κάποιον να διακρίνει αυτά τα ιόντα μεταξύ τους - η καθίζηση των αντίστοιχων θειικών αλάτων με ένα αραιό διάλυμα θειικού οξέος (ή οποιοδήποτε διάλυμα θειικού σε όξινο μέσο):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4.

1. Γιατί το μαγνήσιο και το ασβέστιο δεν σχηματίζουν μεμονωμένα φορτισμένα ιόντα;
2. Να γράψετε περιγραφικές εξισώσεις για όλες τις αντιδράσεις που δίνονται στην παράγραφο.
3. Να δημιουργήσετε εξισώσεις για αντιδράσεις που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) ασβεστίου, β) οξειδίου του ασβεστίου, γ) υδροξειδίου του μαγνησίου, δ) ανθρακικού ασβεστίου, ε) χλωριούχου μαγνησίου.
Μελέτη των ιδιοτήτων των ενώσεων μαγνησίου και ασβεστίου

s-Elements - Αυτά είναι τα στοιχεία για τα οποία συμπληρώνεται το υποεπίπεδο s.Αυτά τα στοιχεία βρίσκονται στις κύριες υποομάδες της πρώτης και της δεύτερης ομάδας. Τα στοιχεία S της πρώτης ομάδας περιλαμβάνουν το υδρογόνο και τα μέταλλα των αλκαλίων και η δεύτερη ομάδα περιλαμβάνει το βηρύλλιο, το μαγνήσιο και τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών. ΠΡΟΣ ΤΗΝ μικρό-τα στοιχεία περιλαμβάνουν επίσης το αδρανές αέριο ήλιο.

Τα s-μέταλλα της ομάδας 1 περιλαμβάνουν: λίθιο ( Li), νάτριο ( Να), κάλιο ( ΠΡΟΣ ΤΗΝ), ρουβίδιο ( Rb), καίσιο ( Cs) και η Γαλλία ( Ο π). Αυτά τα μέταλλα ονομάζονται αλκάλια, αφού οι δύο κύριοι εκπρόσωποι (νάτριο και κάλιο) σχηματίζουν ισχυρές βάσεις - αλκάλια. Στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο των ατόμων αυτών των στοιχείων υπάρχει ένα ηλεκτρόνιο, το οποίο τα άτομα αλκαλιμετάλλου εγκαταλείπουν εύκολα, μετατρέποντας σε μεμονωμένα φορτισμένα κατιόντα. Με την αύξηση του ατομικού αριθμού των στοιχείων, οι ακτίνες των ατόμων αυξάνονται, γεγονός που οδηγεί σε αυξημένη αναγωγική δραστηριότητα. Τα αλκαλιμέταλλα χαρακτηρίζονται από χαμηλή σκληρότητα, χαμηλή πυκνότητα και χαμηλά σημεία τήξης.

s-στοιχεία της δεύτερης ομάδας περιλαμβάνουν: βηρύλλιο ( Ve), μαγνήσιο ( Mg) και μέταλλα αλκαλικών γαιών - ασβέστιο ( Ca), στρόντιο ( Sr), βάριο ( Va) και το ράδιο ( Ra). Το βηρύλλιο και το μαγνήσιο διαφέρουν σημαντικά από τα υπόλοιπα στοιχεία αυτής της ομάδας. Το βηρύλλιο είναι ένα αμφοτερικό μέταλλο. Το μαγνήσιο σχηματίζει αδύναμη βάση, ενώ τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών σχηματίζουν ισχυρές βάσεις. Αυτά τα μέταλλα έχουν δύο ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο και τα εγκαταλείπουν σχετικά εύκολα, μετατρέποντας σε διπλά φορτισμένα κατιόντα. Έχουν μεγαλύτερη σκληρότητα από τα αλκαλικά μέταλλα και μάλλον υψηλά σημεία τήξης.

Αυτά τα μέταλλα είναι εξαιρετικά χημικά αντιδραστικά. Η δραστηριότητά τους μπορεί να προσδιοριστεί από τη θέση τους στην ηλεκτροχημική σειρά. Πρέπει να σημειωθεί ότι το λίθιο είναι το πιο ενεργό μέταλλο στη θέση του στην ηλεκτροχημική σειρά (φ 0 = - 3,045 V), αν και σύμφωνα με τη θέση του στον περιοδικό πίνακα, σε σύγκριση με άλλα αλκαλικά μέταλλα, είναι ο πιο αδύναμος αναγωγικός παράγοντας.

Αυτό είναι συνέπεια του γεγονότος ότι η θέση του μετάλλου στην ηλεκτροχημική σειρά καθορίζεται από το άθροισμα τριών ποσοτήτων:

1) ενέργεια καταστροφής του κρυσταλλικού πλέγματος.

2) ενέργεια ιονισμού μετάλλων?

3) ενέργεια ενυδάτωσης του ιόντος που προκύπτει.

Οι ενέργειες καταστροφής του κρυσταλλικού πλέγματος για αυτά τα μέταλλα είναι περίπου οι ίδιες. Η ενέργεια ιοντισμού του ατόμου λιθίου στην υποομάδα είναι η υψηλότερη (E = 5,39 eV), αλλά η ενέργεια ενυδάτωσης του ιόντος λιθίου, λόγω της μικρής ακτίνας του, είναι ασυνήθιστα υψηλή. Με βάση το άθροισμα αυτών των τριών τιμών, το λίθιο σε ένα υδατικό διάλυμα είναι ηλεκτροχημικά το πιο ενεργό μέταλλο.

Όταν τα μέταλλα αλκαλίων αλληλεπιδρούν με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο: το λίθιο σχηματίζει οξείδιο (Li 2 O), υπεροξείδιο του νατρίου (Na 2 O 2) και το κάλιο, το ρουβίδιο και το καισίου - υπεροξείδια (MeO 2). Το βηρύλλιο, το μαγνήσιο και τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών οξειδώνονται εύκολα στον αέρα για να σχηματίσουν οξείδια.

Οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν υδροξείδια:

K 2 O + H 2 O → 2 KOH,

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2.

Τα υπεροξείδια των αλκαλίων και των μετάλλων των αλκαλικών γαιών είναι ικανά να αλληλεπιδρούν με το διοξείδιο του άνθρακα για να απελευθερώσουν οξυγόνο, το οποίο επιτρέπει τη χρήση τους σε συστήματα αναγέννησης αέρα:

2BaO 2 + 2CO 2 → 2BaCO 3 + O 2.

Τα μέταλλα των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών αντιδρούν επίσης με άλλα αμέταλλα: αλογόνα, θείο, άζωτο, υδρογόνο. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται τα αντίστοιχα αλογονίδια, σουλφίδια, νιτρίδια και υδρίδια. Για παράδειγμα,

2Na + H 2 → 2NaH.

Τα υδρίδια αποσυντίθενται πλήρως από το νερό για να σχηματίσουν υδρογόνο και υδροξείδιο μετάλλου. Για παράδειγμα,

CaH 2 + 2HON → Ca(OH) 2 + 2H 2.

Αυτά τα μέταλλα εκτοπίζουν το υδρογόνο από το νερό, καθώς βρίσκονται στα αριστερά του αλουμινίου στην ηλεκτροχημική σειρά. Για παράδειγμα,

Ca + 2HON → Ca(OH) 2 + H 2.

Το βηρύλλιο και το μαγνήσιο αντιδρούν αργά με το νερό λόγω της χαμηλής διαλυτότητας των υδροξειδίων που προκύπτουν.

Το Be(OH) 2 έχει αμφοτερικές ιδιότητες, δηλ. αλληλεπιδρά με οξέα και αλκάλια:

Be(OH) 2 + 2HCl ↔ BeCl 2 + 2H 2 O,

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 [Be(OH) 4] (σε διάλυμα),

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 BeO 2 + 2H 2 O (στο τήγμα).

Οι πιο συνηθισμένες συνδέσεις αυτών των στοιχείων είναι οι εξής:

NaCl - χλωριούχο νάτριο (επιτραπέζιο αλάτι) συντηρητικό τροφίμων.

NaOH - υδροξείδιο του νατρίου (καυστική σόδα). Χρησιμοποιείται για την παραγωγή σαπουνιού, τον καθαρισμό λαδιού κ.λπ.

Na 2 CO 3 - ανθρακικό νάτριο (ανθρακικό νάτριο);

NaHCO 3 - διττανθρακικό νάτριο (μαγειρική σόδα).

Το κάλιο με τη μορφή αλάτων καλίου είναι απαραίτητο για τη διατροφή των φυτών.

Τα φυτά χρειάζονται μαγνήσιο επειδή είναι μέρος της χλωροφύλλης.

CaO - οξείδιο του ασβεστίου (άσβεστο);

Το Ca(OH) 2 - υδροξείδιο του ασβεστίου (σβησμένος ασβέστης) χρησιμοποιείται ευρέως στις κατασκευές.

CaSO 4 · 2H 2 O - θειικό ασβέστιο (γύψος);

CaCO 3 - ανθρακικό ασβέστιο (ασβεστόλιθος, κιμωλία, μάρμαρο). Η θερμική του αποσύνθεση παράγει ασβέστη και διοξείδιο του άνθρακα.

CaCO 3 = CaO + CO 2.

Πρέπει να σημειωθεί ότι οι ενώσεις νατρίου, καλίου, ασβεστίου και μαγνησίου είναι απαραίτητες για τη ζωή των ζωντανών οργανισμών.

Υδρογόνο και ήλιοανατρέξτε επίσης στα στοιχεία s. Αυτά τα στοιχεία βρίσκονται στην πρώτη θέση όσον αφορά την αφθονία στο Σύμπαν: το υδρογόνο είναι στην πρώτη θέση και το ήλιο είναι στη δεύτερη θέση.

Η περιεκτικότητα σε υδρογόνο στη Γη είναι ~1%, αλλά το H2 δεν βρίσκεται σχεδόν ποτέ σε ελεύθερη μορφή. Είναι μέρος διαφόρων ενώσεων. Το υδρογόνο υπάρχει με τη μορφή τριών ισοτόπων: πρωτίου 1 1 Η, δευτέριου 2 1 D και τριτίου 3 1 Τ. Στη φύση, υπάρχει 1 άτομο δευτερίου για κάθε 6800 άτομα υδρογόνου. Λόγω της μεγάλης διαφοράς μάζας, οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των ισοτόπων του υδρογόνου και των ενώσεων που σχηματίζουν διαφέρουν αρκετά σημαντικά. Μία από τις πιο κοινές χημικές ενώσεις του υδρογόνου στη φύση είναι το νερό. Χρησιμοποιώντας αυτήν την ένωση ως παράδειγμα, θα παρουσιαστεί μια γενική προσέγγιση για την ανάλυση της δομής και των ιδιοτήτων των χημικών ενώσεων.

Ήλιο στη Γη βρίσκεται μόνο στην ατμόσφαιρα και η περιεκτικότητά του είναι χαμηλή. Χημικά, είναι μια αδρανής ουσία, επομένως χρησιμοποιείται στην αυτογενή συγκόλληση για τη δημιουργία αδρανούς περιβάλλοντος. Το σημείο τήξης του ηλίου είναι 271,4 o C (σε πίεση 3,0 MPa), και το σημείο βρασμού είναι 269,9 o C, γεγονός που του επιτρέπει να χρησιμοποιηθεί ως ψυκτικό στη φυσική χαμηλής θερμοκρασίας.

Το μπλοκ των στοιχείων s περιλαμβάνει 13 στοιχεία, κοινό χαρακτηριστικό των οποίων είναι η οικοδόμηση του υποεπίπεδου s του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου στα άτομά τους. Ο ηλεκτρονικός τύπος του εξωτερικού κελύφους των στοιχείων της ομάδας ΙΑ και του υδρογόνου είναι ns 1 και αυτός των στοιχείων της ομάδας ΙΙΑ και του ηλίου είναι ns 2. Αν και το υδρογόνο και το ήλιο ταξινομούνται ως ks-στοιχεία, λόγω των ειδικών ιδιοτήτων τους καλό είναι να τα εξετάζουμε ξεχωριστά.

Όπως προκύπτει από τους ηλεκτρονικούς τύπους, τα στοιχεία της ομάδας ΙΑ έχουν ένα ηλεκτρόνιο s στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο και τα στοιχεία της ομάδας ΙΙΑ έχουν δύο ηλεκτρόνια.

Οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων s των ομάδων ΙΑ και ΙΙΑ είναι παρόμοιες. Τα s-στοιχεία δωρίζουν εύκολα s-ηλεκτρόνια σθένους, δηλαδή είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες. Οι στοιχειώδεις ουσίες είναι τυπικά μέταλλα με λάμψη, υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα και είναι χημικά πολύ δραστικές.

Τα s-στοιχεία έχουν χαμηλές ενέργειες ιονισμού σε σχετικά μεγάλες ακτίνες ατόμων και ιόντων. Κατά κανόνα, σχηματίζουν ενώσεις με ιοντικό τύπο δεσμού, με εξαίρεση το υδρογόνο, το οποίο σε ενώσεις ακόμη και με τα πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία (για παράδειγμα, στο νερό) χαρακτηρίζεται από έναν κυρίως ομοιοπολικό δεσμό. Η μερικώς ομοιοπολική φύση των δεσμών στις ενώσεις εμφανίζεται σε κάποιο βαθμό στο λίθιο, το βηρύλλιο και το μαγνήσιο.

Οι περισσότερες φυσικές ενώσεις νατρίου, καλίου, ασβεστίου και στροντίου είναι διαλυτές στο νερό και σε αδύναμα οξέα και επομένως τα ιόντα αυτών των μετάλλων μπορούν να μεταναστεύσουν από τα υδατικά διαλύματα στο σώμα των φυτών, των ζώων και των ανθρώπων.

Το υδρογόνο, το νάτριο, το κάλιο, το μαγνήσιο, το ασβέστιο είναι ζωτικής σημασίας για τους ζωντανούς και φυτικούς οργανισμούς.

2. Το υδρογόνο και οι ενώσεις του.

Το υδρογόνο είναι το ελαφρύτερο στοιχείο s. Ο ηλεκτρονικός τύπος του κελύφους σθένους είναι 1s 1 Το υδρογόνο είναι ένα μακροστοιχείο και παίζει σημαντικό ρόλο στους ζωντανούς οργανισμούς. Στο περιοδικό σύστημα, το υδρογόνο τοποθετείται μαζί με αλκαλικά μέταλλα και αλογόνα. Πράγματι, το υδρογόνο είναι παρόμοιο με τα στοιχεία της ομάδας ΙΑ - αλκαλιμέταλλα (σχηματισμός του ιόντος Η+, αναγωγική ικανότητα, αλληλεπίδραση με μη μέταλλα).

Ωστόσο, το υδρογόνο έχει πολύ μεγαλύτερη ομοιότητα με τα αλογόνα: μια αέρια κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες, ένα διατομικό μόριο μιας απλής ουσίας H 2, ένας μη πολικός δεσμός στο μόριο H 2, πολικοί δεσμοί σε ενώσεις με αμέταλλα, ο σχηματισμός του ιόντος υδριδίου Η - σε ενώσεις με μέταλλα NaH, CaH 2 (παρόμοιο με το ιόν G σε αλογονίδια μετάλλων NaG, CaG 2).

Έτσι, το υδρογόνο είναι ένα στοιχείο με συγκεκριμένες ιδιότητες και θα πρέπει να εξετάζεται χωριστά.

Το κύριο χαρακτηριστικό του ατόμου υδρογόνου είναι ότι, σε αντίθεση με άλλα στοιχεία, το ηλεκτρόνιο σθένους του βρίσκεται απευθείας στο πεδίο δράσης του ατομικού πυρήνα, καθώς δεν υπάρχουν ενδιάμεσα ηλεκτρονιακά κελύφη που βρίσκονται σε άλλα στοιχεία. Μια άλλη διαφορά μεταξύ του υδρογόνου είναι ότι είναι ένα ιονισμένο άτομο - το ιόν Η + είναι ένα στοιχειώδες σωματίδιο - ένα πρωτόνιο πολύ μικρού μεγέθους (10 -15 m).

Το υδρογόνο είναι ένα από τα πιο άφθονα στοιχεία στο Σύμπαν.

Η συγκέντρωση υδρογόνου στο ανθρώπινο σώμα - περίπου 10% (7 kg) σε σύγκριση με την περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης (1%) - υποδηλώνει τον αποκλειστικό ρόλο του υδρογόνου στις βιολογικές διεργασίες. Για κάθε 100 άτομα υδρογόνου στο ανθρώπινο σώμα, υπάρχουν μόνο 58 άτομα άλλων στοιχείων. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει υδρογόνο με τη μορφή διαφόρων βιοοργανικών ενώσεων και νερό.

Τρία ισότοπα υδρογόνου είναι γνωστά: πρωτίου (Η), δευτέριο (D), τρίτιο (Τ). Το πρωτίου και το δευτέριο είναι σταθερά ισότοπα, το τρίτιο είναι ραδιενεργό (χρόνος ημιζωής 12,5 χρόνια).

Επί του παρόντος, το δευτέριο χρησιμοποιείται ευρέως ως ετικέτα που εισάγεται σε διάφορα φάρμακα για τη μελέτη της φαρμακοκινητικής τους.

Το τρίτιο, το οποίο είναι ένας εκπομπός β-σωματιδίων, χρησιμοποιείται επίσης ευρέως. Αυτό το ισότοπο χρησιμοποιείται ως ιχνηθέτης για τη μελέτη διαφόρων μεταβολικών αντιδράσεων και για τη διάγνωση ορισμένων ασθενειών. Τα επισημασμένα με τρίτιο αντιδραστήρια χρησιμοποιούνται ιδιαίτερα συχνά σε μελέτες του μηχανισμού δράσης των ενζύμων.

Το τρίτιο χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό της συνολικής ποσότητας νερού στο σώμα. Για να γίνει αυτό, μια ορισμένη ποσότητα νερού που περιέχει μια ορισμένη αναλογία τριτίου εισάγεται στο σώμα. Μετά την πλήρη απορρόφηση του εγχυόμενου νερού, λαμβάνεται δείγμα ορού αίματος και προσδιορίζεται η ραδιενέργεια τριτίου σε αυτό. Γνωρίζοντας τη ραδιενέργεια του χορηγούμενου μέρους του νερού και τη ραδιενέργεια του ορού του αίματος, είναι δυνατό να υπολογιστεί η συνολική ποσότητα νερού στο σώμα.

Αν και το δευτέριο δεν είναι ραδιενεργό, οι τοξικές επιδράσεις του δευτερίου στους ζωντανούς οργανισμούς πρέπει να λαμβάνονται υπόψη κατά την εργασία με δευτεριωμένες ενώσεις.

Απλές ουσίες. Το υδρογόνο σχηματίζει διατομικά μόρια. Η παρουσία τριών ισοτόπων καθορίζει την ικανότητα του υδρογόνου να σχηματίζει μόρια πρωτίου H 2, δευτερίου D 2, τριτίου T 2, πρωτοδευτέριου HD, πρωτοτρίου NT, δευτεροτρίτη DT.

Μεγαλύτερο ενδιαφέρον σε σχέση με την υψηλή επικράτηση του ισοτόπου πρωτίου στον φλοιό της γης και στους ζωντανούς οργανισμούς είναι οι ιδιότητες της απλής ουσίας protium H 2 - διυδρογόνο, που στο εξής θα αναφέρεται απλώς ως υδρογόνο.

Το υδρογόνο είναι το ελαφρύτερο από όλα τα αέρια. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό, αλλά εξαιρετικά διαλυτό σε ορισμένα μέταλλα: Pt, Pd, κ.λπ. Λόγω της μη πολικότητας και της υψηλής αντοχής του μορίου Η2 σε θερμοκρασία δωματίου, το υδρογόνο είναι ανενεργό και αλληλεπιδρά μόνο με το φθόριο. Όταν θερμαίνεται, το υδρογόνο αντιδρά με πολλά αμέταλλα - χλώριο, βρώμιο, θείο, οξυγόνο κ.λπ. Η αναγωγική ικανότητα του υδρογόνου χρησιμοποιείται για τη λήψη κάποιων απλών ουσιών από οξείδια και αλογονίδια. Για παράδειγμα, σε υψηλές θερμοκρασίες, το οξείδιο του χαλκού (II) ανάγεται:

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

Λόγω του υψηλού πολωτικού αποτελέσματος, το πρωτόνιο δεν υπάρχει ποτέ ως τέτοιο· αναγκαστικά συνδυάζεται με άλλα άτομα και μόρια, για παράδειγμα, με νερό, το ιόν υδρογόνου H + σχηματίζει το ιόν οξωνίου H 3 O +. Στο ανθρώπινο σώμα, σε ενώσεις με άνθρακα, άζωτο και θείο, το υδρογόνο είναι ομοιοπολικός δεσμός. Ένα μικρό μέρος του υδρογόνου έχει τη μορφή ιόντος οξωνίου H 3 O + (για παράδειγμα, στο γαστρικό υγρό). Τα ιόντα οξωνίου που περιέχονται στο γαστρικό υγρό παρουσιάζουν, αφενός, αντιμικροβιακή δράση - σκοτώνουν πολλούς μικροοργανισμούς που εισάγονται στο στομάχι με την τροφή. Από την άλλη, τα ιόντα H 3 O + έχουν καταλυτική δράση - με τη συμμετοχή τους υδρολύονται πρωτεΐνες, πολυσακχαρίτες και άλλες βιοοργανικές ενώσεις.

Η ειδική δομή του ατόμου υδρογόνου καθορίζει το σχηματισμό ενός δεσμού υδρογόνου. Στους ζωντανούς οργανισμούς, οι δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν τόσο στον ίδιο τον διαλύτη - νερό, όσο και στις ουσίες που είναι διαλυμένες σε αυτό - σάκχαρα, πρωτεΐνες, νουκλεϊκά οξέα κ.λπ.

Σε όλες τις ενώσεις που βρίσκονται σε ζωντανούς οργανισμούς, το υδρογόνο έχει κατάσταση οξείδωσης +1.

Μαζί με την ικανότητα να δωρίσει ένα ηλεκτρόνιο, ένα άτομο υδρογόνου μπορεί να αποκτήσει ένα ηλεκτρόνιο. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ένα αρνητικό ιόν υδρογόνου - υδρίδιο - Η -, το οποίο έχει σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση του ευγενούς αερίου ηλίου. Με τη μορφή του ιόντος Η, το υδρογόνο βρίσκεται σε ενώσεις με ενεργά μέταλλα - υδρίδια. Όταν το υδρογόνο αλληλεπιδρά με τέτοια μέταλλα, εκδηλώνεται η οξειδωτική του ικανότητα.

Ο βιολογικός ρόλος των σημαντικότερων ενώσεων υδρογόνου και η χρήση τους στην ιατρική. Το νερό είναι μια από τις πιο σημαντικές και διαδεδομένες ενώσεις υδρογόνου στη Γη. Ο υδάτινος χώρος καταλαμβάνει σχεδόν το 75% της επιφάνειας του πλανήτη. Το σώμα ενός ενήλικα περιέχει κατά μέσο όρο 65-67% νερό, στα έμβρυα (4 μηνών) - 94, στα νεογέννητα - 74%.

Όλες οι χημικές αντιδράσεις στο σώμα συμβαίνουν μόνο σε υδατικό περιβάλλον. Η ζωή χωρίς νερό είναι αδύνατη. Το απεσταγμένο νερό είναι φάρμακο φαρμακοποιίας.

Το βαρύ νερό D 2 O χρησιμοποιείται ευρέως για τη μελέτη της κίνησης του νερού στα φυτά και του ρυθμού απορρόφησης νερού στο ανθρώπινο σώμα. Για παράδειγμα, η χρήση του D 2 O κατέστησε δυνατό να διαπιστωθεί ότι στους ιστούς ορισμένων φυτών το νερό κινείται με ταχύτητα 14 m την ώρα και ότι το νερό που πίνει ένα άτομο κατανέμεται πλήρως σε όλα τα όργανα και τους ιστούς του σώματος. 2 ώρες, και μόνο μετά από δύο εβδομάδες αφαιρείται εντελώς από αυτό.

Μια άλλη ένωση υδρογόνου χρησιμοποιείται στην ιατρική πρακτική - υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2. Αυτή η ένωση είναι ένα σημαντικό μεταβολικό υποπροϊόν.

Π Το οξείδιο του υδρογόνου είναι ένα άχρωμο, διαφανές υγρό. Σε επαφή με το δέρμα και τους βλεννογόνους προκαλεί αίσθημα καύσου. Η δομή του μορίου H 2 O 2 φαίνεται στο Σχ. 6.1. Το μόριο H 2 O 2 είναι πολικό, διπολική ροπή p = 7,1 D. Η παρουσία μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων σε άτομα οξυγόνου καθιστά δυνατό τον σχηματισμό δεσμών δότη-δέκτη υπεροξειδίου του υδρογόνου με συνδέτες - δέκτες ηλεκτρονίων.

Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου στο H 2 O 2 είναι -1, δηλ. έχει μια ενδιάμεση τιμή μεταξύ της κατάστασης οξείδωσης του οξυγόνου στο νερό (-2) και στο στοιχειακό οξυγόνο O 2 (0). Από αυτό προκύπτει ότι το υπεροξείδιο του υδρογόνου μπορεί να επιδεικνύει τόσο τις ιδιότητες ενός οξειδωτικού παράγοντα όσο και τις ιδιότητες ενός αναγωγικού παράγοντα (οξειδοαναγωγική δυαδικότητα). Ωστόσο, το υπεροξείδιο του υδρογόνου χαρακτηρίζεται περισσότερο από οξειδωτικές ιδιότητες. Οι περισσότερες ουσίες που συναντώνται στην πράξη έχουν χαμηλότερα δυναμικά οξειδοαναγωγής και το H 2 O 2 μπορεί να τις οξειδώσει. Μόνο μια σχετικά μικρή ομάδα ουσιών μπορεί να μειώσει το υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Ένα παράδειγμα αντίδρασης στην οποία το H 2 O 2 δρα ως οξειδωτικός παράγοντας είναι η οξείδωση του θειούχου νικελίου (II) σε ένα όξινο μέσο σε στοιχειακό θείο:

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

Όταν αλληλεπιδρά με πολύ ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες, για παράδειγμα με PbO 2 σε όξινο περιβάλλον, το H 2 O 2 δρα ως αναγωγικός παράγοντας:

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

Το καθαρό υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι θερμοδυναμικά ασταθές και, όταν στέκεται, αποσυντίθεται εκρηκτικά σε νερό και οξυγόνο, απελευθερώνοντας μεγάλη ποσότητα θερμότητας:

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

Αυτή η αποσύνθεση του H 2 O 2 είναι μια αντίδραση δυσαναλογίας (αυτο-οξείδωση - αυτοθεραπεία).

Τα υδατικά διαλύματα υπεροξειδίου του υδρογόνου είναι πιο σταθερά· σε δροσερό μέρος μπορούν να αποθηκευτούν για μεγάλο χρονικό διάστημα. Το υπεροξείδιο του υδρογόνου πωλείται συνήθως με τη μορφή υδατικού διαλύματος 30% - υπερυδρόλης.

Τυπικά, στα μιτοχόνδρια, τα άτομα υδρογόνου, που διαχωρίζονται από τα υποστρώματα με αφυδρογονάσες, μεταφέρουν τα ηλεκτρόνια τους μέσω μιας αλυσίδας φορέων στο οξυγόνο O2, το οποίο ανάγεται σε νερό:

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

Είναι πολύ σημαντικό για το κύτταρο ότι, με την προσθήκη 4 ηλεκτρονίων, ένα μόριο οξυγόνου ανάγεται σε δύο μόρια νερού. Όταν το οξυγόνο δεν μειώνεται πλήρως, για παράδειγμα στην περίπτωση της προσθήκης 2 ηλεκτρονίων, σχηματίζεται υπεροξείδιο του υδρογόνου:

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

και όταν προστεθεί 1 ηλεκτρόνιο - ρίζα υπεροξειδίου (υπεροξειδίου) O 2 -:

O 2 + e - = O 2 -

Η διαδικασία αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου επιταχύνεται σημαντικά παρουσία αλάτων βαρέων μετάλλων. Η αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου που καταλύεται από μεταλλικά ιόντα μπορεί να οδηγήσει στο σχηματισμό ριζών, οι σημαντικότερες από τις οποίες είναι το υδροξείδιο HO και το υδροϋπεροξείδιο HO 2 . Για παράδειγμα, υπό την επίδραση του Fe 2+ ο δεσμός HO-OH σπάει:

Fe 2+ + H 2 O 2 → OH + OH - + Fe 3+

Σημαντικά ενδιάμεσα προϊόντα της αναγωγής του στοιχειακού οξυγόνου στο νερό - υπεροξείδιο του υδρογόνου και ρίζα υπεροξειδίου - είναι πολύ τοξικά για τα κύτταρα. Η τοξικότητα οφείλεται στο γεγονός ότι τα H 2 O 2 και O 2 αλληλεπιδρούν με το λιπιδικό στρώμα των κυτταρικών μεμβρανών και τις καταστρέφουν.

Τα αερόβια κύτταρα μπορούν να προστατευθούν από τις βλαβερές επιδράσεις του υπεροξειδίου του υδρογόνου και των ριζών υπεροξειδίου με τη βοήθεια των ενζύμων καταλάση και υπεροξειδική δισμουτάση. Κάτω από τη δράση του ενζύμου υπεροξειδική δισμουτάση που περιέχει χαλκό (SOD), η ρίζα υπεροξειδίου μετατρέπεται σε υπεροξείδιο του υδρογόνου και στοιχειακό οξυγόνο, και υπό τη δράση της καταλάσης, το υπεροξείδιο του υδρογόνου μετατρέπεται σε νερό και στοιχειακό οξυγόνο:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Το απελευθερωμένο οξυγόνο συμμετέχει σε περαιτέρω βιολογικές διαδικασίες οξείδωσης.

Στην ιατρική πρακτική, το υπεροξείδιο του υδρογόνου χρησιμοποιείται κυρίως ως εξωτερικός βακτηριοκτόνος παράγοντας. Η δράση του H 2 O 2 βασίζεται στην οξειδωτική ικανότητα του υπεροξειδίου του υδρογόνου και στην αβλαβή του προϊόντος αναγωγής του - του νερού. Κατά τη θεραπεία τραυμάτων, το οξυγόνο που απελευθερώνεται παίζει διπλό ρόλο:

1) έχει αντιμικροβιακό, αποσμητικό και αποχρωματιστικό αποτέλεσμα, σκοτώνοντας μικροβιακά σώματα.

2) σχηματίζει αφρό, προάγοντας τη μετάβαση των σωματιδίων της αποσύνθεσης των ιστών σε εναιώρημα και τον καθαρισμό των πληγών.

Ένα υδατικό διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου 3% χρησιμοποιείται ως παρασκεύασμα φαρμακοποιίας, ένα διάλυμα 6% υπεροξειδίου του υδρογόνου χρησιμοποιείται για τη λεύκανση των μαλλιών. Με τη μορφή διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου 30%, χρησιμοποιείται στη θεραπεία της κονδυλώδους μορφής του λειχήνα και για την αφαίρεση των νεανικών κονδυλωμάτων.

Μαζί με τις οξειδοαναγωγικές ιδιότητες, το H 2 O 2 παρουσιάζει επίσης ιδιότητες οξέος - βάσης. Στο μόριο υπεροξειδίου του υδρογόνου, οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου είναι πολικοί, επομένως, σε ένα υδατικό διάλυμα, το υπεροξείδιο του υδρογόνου συμπεριφέρεται σαν ένα πολύ ασθενές διβασικό οξύ, δηλ. διασπά πρωτόνια. Το H 2 O 2 ιονίζεται σε μικρό βαθμό στο πρώτο βήμα:

H 2 O 2 ⇄ H + + HO 2 -1

Ιοντισμός δεύτερου σταδίου:

HO 2 -1 ⇄ H + + O 2 2-

πρακτικά δεν διαρρέει σε υδάτινο περιβάλλον. Το νερό είναι ισχυρότερο οξύ και τα ιόντα υδρογόνου που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του νερού καταστέλλουν τον ιονισμό του HO 2-1 (μετατόπιση προς τα αριστερά σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier).

3. Γενικά χαρακτηριστικά s-στοιχείων της ομάδας ΙΑ. Αλκαλιμέταλλα.

Η ομάδα ΙΑ περιλαμβάνει s-στοιχεία - αλκαλιμέταλλα, τα οποία είναι εξαιρετικά σημαντικά για την κανονική ζωή των ζώων και των ανθρώπων. Τα μακροστοιχεία νάτριο και κάλιο έχουν τη μεγαλύτερη σημασία για τους ζωντανούς οργανισμούς.

Ηλεκτρονικός τύπος του κελύφους σθένους, άτομα αλκαλιμετάλλου ns 1, δηλ. Τα άτομα αυτών των στοιχείων έχουν το καθένα ένα ηλεκτρόνιο σθένους στο υποεπίπεδο s του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου. Κατά συνέπεια, η σταθερή κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων αλκαλίων είναι +1.

Όλα τα στοιχεία της ομάδας ΙΑ είναι πολύ παρόμοια στις ιδιότητες, γεγονός που εξηγείται από την παρόμοια δομή όχι μόνο του κελύφους ηλεκτρονίων σθένους, αλλά και του εξωτερικού (με εξαίρεση το λίθιο).

Καθώς η ακτίνα του ατόμου στην ομάδα Li-Na-K-Rb-Cs-Fr αυξάνεται, ο δεσμός μεταξύ του ηλεκτρονίου σθένους και του πυρήνα εξασθενεί. Αντίστοιχα, σε αυτή τη σειρά η ενέργεια ιονισμού των ατόμων αλκαλιμετάλλου μειώνεται. Έχοντας ένα ηλεκτρόνιο στο κέλυφος σθένους τους, που βρίσκεται σε μεγάλη απόσταση από τον πυρήνα, τα άτομα αλκαλιμετάλλου εγκαταλείπουν εύκολα ένα ηλεκτρόνιο. Αυτό προκαλεί χαμηλή ενέργεια ιονισμού. Ως αποτέλεσμα του ιονισμού, σχηματίζονται κατιόντα E +, τα οποία έχουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση ατόμων ευγενούς αερίου.

ΣΕ
Όλα τα αλκαλιμέταλλα έχουν αρνητικά τυπικά δυναμικά οξειδοαναγωγής που είναι μεγάλα σε απόλυτη τιμή. Αυτό τα χαρακτηρίζει ως πολύ ισχυρούς αναγωγικούς παράγοντες. Όσον αφορά τη χημική δραστηριότητα, το λίθιο είναι κατώτερο από πολλά μέταλλα, παρά το γεγονός ότι το τυπικό δυναμικό RH του είναι το πιο αρνητικό. Αυτή η τιμή του λιθίου οφείλεται στην υψηλότερη ενέργεια ενυδάτωσης των ιόντων Li + σε σύγκριση με τα ιόντα άλλων αλκαλικών μετάλλων.

Λόγω του ασήμαντου φαινομένου πόλωσης (σταθερή ηλεκτρονική δομή, μεγάλο μέγεθος, μικρό πυρηνικό φορτίο), ο σχηματισμός συμπλόκου για ιόντα αλκαλιμετάλλων, ειδικά για ιόντα K +, Rb +, Cs +, Fr +, δεν είναι χαρακτηριστικός. Ωστόσο, είναι ικανά να σχηματίσουν σύνθετες ενώσεις με ορισμένους βιοσυνδετήρες.

Παρά την ομοιότητα των ιδιοτήτων, το νάτριο και ιδιαίτερα το λίθιο διαφέρουν από τα άλλα αλκαλικά μέταλλα. Το τελευταίο οφείλεται κυρίως στη σημαντική διαφορά στις ακτίνες των ατόμων τους και στη δομή των κελυφών ηλεκτρονίων.

Η ομοιότητα της ηλεκτρονικής δομής των ιόντων αλκαλιμετάλλων και, κατά συνέπεια, οι φυσικοχημικές ιδιότητες των ενώσεων καθορίζουν επίσης την ομοιότητα της επίδρασής τους στις βιολογικές διεργασίες. Οι διαφορές στην ηλεκτρονική δομή καθορίζουν τους διαφορετικούς βιολογικούς ρόλους τους. Σε αυτή τη βάση, είναι δυνατό να προβλεφθεί η συμπεριφορά των αλκαλικών μετάλλων σε ζωντανούς οργανισμούς.

Έτσι, το νάτριο και το λίθιο συσσωρεύονται στο εξωκυττάριο υγρό και το κάλιο, το ρουβίδιο και το καίσιο συσσωρεύονται στο ενδοκυτταρικό υγρό. Λόγω των στενών τιμών των ακτίνων ιόντων, των ενεργειών ιονισμού και των πανομοιότυπων αριθμών συντονισμού, το νάτριο και το λίθιο συμπεριφέρονται με παρόμοιο τρόπο στους ζωντανούς οργανισμούς. Αυτά τα στοιχεία είναι συνήθως κοντά στα βιολογικά τους αποτελέσματα. Για παράδειγμα, μοιάζουν πολύ στις ιδιότητες ενεργοποίησης των ενζύμων.

Η ομοιότητα των ιδιοτήτων του νατρίου και του λιθίου καθορίζει την εναλλαξιμότητα τους στο σώμα. Από αυτή την άποψη, με την υπερβολική εισαγωγή ιόντων νατρίου ή λιθίου στο σώμα, είναι σε θέση να αντικαταστήσουν ισοδύναμα το ένα το άλλο. Αυτή είναι η βάση για τη χορήγηση χλωριούχου νατρίου σε περιπτώσεις δηλητηρίασης από άλας λιθίου. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μεταξύ ιόντων νατρίου και λιθίου στο σώμα μετατοπίζεται προς την αποβολή των ιόντων Li +, γεγονός που οδηγεί σε μείωση της συγκέντρωσής τους και στην επίτευξη θεραπευτικού αποτελέσματος. Γνωστά παραδείγματα της επίδρασης της αμοιβαίας υποκατάστασης νατρίου και λιθίου στη δραστηριότητα των ενζυματικών διεργασιών δείχνουν ότι σε τέσσερις από τις πέντε περιπτώσεις το νάτριο είναι συνεργιστικό λιθίου και μόνο σε μία περίπτωση ανταγωνιστής.

Το ρουβίδιο και το καίσιο είναι κοντά σε φυσικές και χημικές ιδιότητες με τα ιόντα καλίου, επομένως συμπεριφέρονται με παρόμοιο τρόπο στους ζωντανούς οργανισμούς. Στα συστήματα που μελετήθηκαν, το κάλιο, το ρουβίδιο και το καίσιο είναι συνεργιστικά και με το λίθιο είναι ανταγωνιστές. Η ομοιότητα του ρουβιδίου και του καλίου είναι η βάση για την εισαγωγή αλάτων καλίου στον οργανισμό σε περίπτωση δηλητηρίασης με άλατα ρουβιδίου.

Το νάτριο και το κάλιο, κατά κανόνα, είναι ανταγωνιστές, αλλά σε ορισμένες περιπτώσεις η ομοιότητα πολλών φυσικοχημικών ιδιοτήτων καθορίζει την ανταλλαγή τους στους ζωντανούς οργανισμούς. Για παράδειγμα, με αύξηση της ποσότητας νατρίου στο σώμα, αυξάνεται η απέκκριση καλίου από τα νεφρά, δηλ. εμφανίζεται υποκαλιαιμία.

Τα αλκαλιμέταλλα είναι από τα πιο χημικά ενεργά στοιχεία. Η χημική δραστηριότητα των αλκαλικών μετάλλων αυξάνεται φυσικά με την αύξηση της ατομικής ακτίνας.

Όταν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο, το λίθιο σχηματίζει οξείδιο Li 2 O και τα υπόλοιπα αλκαλιμέταλλα σχηματίζουν υπεροξείδια Na 2 O 2 και υπεροξείδια KO 2, RbO 2, CsO 2. Για παράδειγμα:

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)

Π
τα εροξείδια και τα υπεροξείδια των αλκαλικών μετάλλων είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Το υπεροξείδιο του νατρίου και το υπεροξείδιο του καλίου χρησιμοποιούνται σε κλειστά αντικείμενα (υποβρύχια, διαστημόπλοια) για την απορρόφηση του διοξειδίου του άνθρακα και την αναγέννηση του οξυγόνου:

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)

Τα αλκαλικά μέταλλα αλληλεπιδρούν ενεργά με τα αλογόνα, σχηματίζοντας αλογονίδια EG. με θείο - με το σχηματισμό θειούχων E 2 S. Τα αλκαλικά μέταλλα, με εξαίρεση το λίθιο, δεν αντιδρούν απευθείας με το άζωτο.

Όλα τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν άμεσα με το νερό, σχηματίζοντας υδροξείδια EON (αλκάλια):

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

Η ένταση της αλληλεπίδρασης με το νερό αυξάνεται σημαντικά στη σειρά Li - Cs. Υδροξείδια σχηματίζονται επίσης όταν τα οξείδια των αλκαλιμετάλλων αντιδρούν με το νερό:

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

Τα αλκάλια είναι σχετικά εύτηκτα και πολύ διαλυτά στο νερό (με εξαίρεση το LiOH). Τα στερεά αλκάλια και τα συμπυκνωμένα διαλύματά τους έχουν διαβρωτική επίδραση στους ζωντανούς ιστούς λόγω της αφυδάτωσης και της αλκαλικής υδρόλυσης των πρωτεϊνών:

Επομένως, η εργασία μαζί τους απαιτεί προστατευτικές προφυλάξεις.

Τα περισσότερα άλατα αλκαλιμετάλλων είναι πολύ διαλυτά στο νερό (η εξαίρεση είναι τα άλατα λιθίου: Li 2 CO3, LiF, Li 3 PO 4). Με τα πολυβασικά οξέα, τα αλκαλικά μέταλλα σχηματίζουν τόσο μέσο (E 2 SO 4, E 3 PO 4, E 2 CO 3, E 2 SO 3, κ.λπ.) όσο και όξινο (ENSO 4, EN 2 PO 4, E 2 HPO 4, ENSO 3, κ.λπ.) άλατα.

Καθηγήτρια Χημείας: Itemgenova Sholpan Tleuzhanovna

2015

Ανοιχτό μάθημα 10η τάξη

Θέμα: Γενικά χαρακτηριστικά μικρό – στοιχεία.

Σκοπός του μαθήματος: Συνοψίστε και συστηματοποιήστε τις γνώσεις σχετικά με τα μέταλλα των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών.

Στόχοι μαθήματος:

Εκπαιδευτικός: Δώστε μια γενική περιγραφή των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών σύμφωνα με δύο μορφές ύπαρξης χημικών στοιχείων: άτομο, απλή ουσία. Συνεχίστε να αναπτύσσετε την ικανότητα να χαρακτηρίζετε χημικά στοιχεία από τη θέση τους στον περιοδικό πίνακα. Με βάση τη γνώση της εξάρτησης των ιδιοτήτων των μετάλλων από τη δομή των ατόμων τους, να προβλέψετε τις χαρακτηριστικές χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών. Εισάγετε τους μαθητές στη χρήση των ενώσεων I καιIIομάδες της κύριας υποομάδας στην καθημερινή ζωή και την παραγωγή.

Αναπτυξιακή : Ανάπτυξη της ικανότητας λογικής λογικής, γενίκευσης και εξαγωγής συμπερασμάτων από τις αποκτηθείσες γνώσεις, ικανότητας να ακούει κανείς τους συντρόφους του.

Εκπαιδευτικός: Ανάπτυξη γνωστικού ενδιαφέροντος, επικοινωνιακές δεξιότητες, αυτοπεποίθηση, ικανότητα ανεξάρτητης δράσης, καλλιέργεια κουλτούρας ψυχικής εργασίας.

Τύπος μαθήματος: συνδυασμένο.

Μέθοδοι και μεθοδολογικές τεχνικές: επεξηγηματική - ενδεικτική, παρουσίαση προβλήματος, εν μέρει - αναζήτηση, μέθοδος βίντεο.

Εξοπλισμός και αντιδραστήρια : υπολογιστής, παρουσίαση μαθήματος, βιντεοπειράματα «Αλληλεπίδραση νατρίου με νερό», «Επίδειξη καισίου», μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών, άλατα αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών, λάμπα αλκοόλης, σπίρτα, σιδερένια κουτάλια, συλλογή πετρωμάτων και ορυκτών, οδηγίες ασφαλείας, κάρτα με οδηγίες για την ολοκλήρωση εργασιών σε ομάδες.

Ενότητα 1 - (νέες προσεγγίσεις στη διδασκαλία και τη μάθηση).

Ενότητα 2- (διδασκαλία κριτικής σκέψης).

Ενότητα 3 – (Αξιολόγηση για τη μάθηση και αξιολόγηση της μάθησης).

Ενότητα 4- (Χρήση ΤΠΕ στη διδασκαλία και τη μάθηση).

Ενότητα 5 - (εκπαίδευση ταλαντούχων και ταλαντούχων μαθητών)

Ενότητα 6- (διδασκαλία και μάθηση σύμφωνα με τα ηλικιακά χαρακτηριστικά των μαθητών)

Ενότητα 7 – (Management and Learning Leadership)

Σύνθημα μαθήματος W. Ramsay:

«Η φύση μας περιβάλλει με μυστήρια και μια προσπάθεια να τα λύσουμε,

ανήκει στις μεγαλύτερες χαρές της ζωής».

Κατά τη διάρκεια των μαθημάτων

Βήματα μαθήματος

Δραστηριότητες εκπαιδευτικών

Δραστηριότητα μαθητή

Οργάνωση χρόνου. Ψυχολογική διάθεση των μαθητών.

(2 λεπτά)

Διαθεσιμότητα εκπαιδευτικού υλικού, σχολικών ειδών. Στους πίνακες αναγράφονται τα ακόλουθα: φύλλα αξιολόγησης, δοκιμές, κάρτες οδηγιών, οδηγίες ασφαλείας, μαρκαδόροι, αφίσες. Κατανομή κουπονιών (κόκκινο, πράσινο και κίτρινο). Εναρκτήρια ομιλία δασκάλου.

Χαιρετίστε τον δάσκαλο, ετοιμαστείτε για δουλειά, συμπληρώστε το φύλλο αξιολόγησης.

Απάντησε στις ερωτήσεις:

Τι ιδιότητες είχαν τα μέταλλα;

Κλήση.

Επικαιροποίηση των γνώσεων των μαθητών (ξέρω).

(7 λεπτά)

Προβληματικά θέματα:

Γιατί τα μέταλλα κατέλαβαν τόσο σημαντική θέση στη ζωή μας, στην ιστορία, στον πολιτισμό μας;

Τι εκπληκτικές ιδιότητες έχουν;

Γιατί έχουν βρει τόσο ευρεία χρήση;

Ποια είναι τα χαρακτηριστικά της δομής τους;

Μήνυμα θέματος μαθήματος. Διαπίστωση του βαθμού αφομοίωσης του υλικού που έχει ανατεθεί στο σπίτι. Παράρτημα 1 (δοκιμή).

Ανάπτυξη επικοινωνιακών δεξιοτήτων, αυτοαξιολόγηση, αμοιβαία αξιολόγηση.

Αμοιβαία έρευνα.

Συμπλήρωση του φύλλου αξιολόγησης.

Καταγράψτε το θέμα του μαθήματος στα τετράδιά σας. Η αυτοδιαμόρφωση είναι ο στόχος του μαθήματος.

Ατομική εργασία, απαντήσεις σε ερωτήσεις τεστ.

( αμοιβαία επαλήθευση χρησιμοποιώντας το κλειδί στη διαφάνεια).

Κατανόηση

Εισαγωγή νέας γνώσης

(Θέλω να ξέρω).

(27 λεπτά)

Χωρίζοντας την τάξη σε τρεις ομάδες ανάλογα με το χρώμα της μάρκας. Οργάνωση και κατεύθυνση της γνωστικής δραστηριότητας των μαθητών.

Διερευνητική συνομιλία.

Σωρευτική συνομιλία.

Προστασία της ομαδικής εργασίας

Ενότητα 1,2,7

Παράρτημα 2.

Γνωστική - μετασχηματιστική δραστηριότητα, ανεξάρτητη εργασία, εργασία με κάρτα - οδηγίες για το θέμα, εργασία με σχολικό βιβλίο, εύρεση των απαραίτητων πληροφοριών, ανάλυση, δημιουργία σχέσης αιτίου-αποτελέσματος μεταξύ της δομής, των ιδιοτήτων και της χρήσης αυτών των ουσιών. Εμβάθυνση γνώσης, δημιουργική έρευνα, αυτοοργάνωση, παρατήρηση, συμπεράσματα.

Ενοποίηση νέου υλικού (5 λεπτά)

Το καθήκον είναι να συμπληρώσετε την εξίσωση αντίδρασης.

Ποιοτικές αντιδράσεις σε αλκαλιμέταλλα και αλκαλιμέταλλα.

Λύσε το πρόβλημα.

Να εμπεδώσει στους μαθητές τις γνώσεις και τις δεξιότητες που είναι απαραίτητες για ανεξάρτητη εργασία σε αυτό το θέμα.

Σχεδιάστε μια εξίσωση αντίδρασης, πραγματοποιήστε έναν μετασχηματισμό, λύστε ένα πρόβλημα. Παράρτημα 3

(εργασία με κάρτες ή στον πίνακα)

Εργασία για το σπίτι

(1 λεπτό)

Οι ασκήσεις 4, 13 εκτελούνται από όλους, εκτός από το «4» - ασκήσεις 6,7 σελ. 154 και ασκήσεις. 5,6,14 σ.162-163 στο “5”.

Γράψτε την εργασία σας: παράγραφοι 5.1 -5.4 και ασκήσεις.

Συνοψίζοντας το μάθημα. Αντανάκλαση.

(3 λεπτά)

Συλλέξτε φύλλα βαθμολογίας. Αναλύστε και αξιολογήστε την επίτευξη του στόχου του μαθήματος από τους μαθητές.

Συμμετέχετε στην αξιολόγηση της εργασίας στην τάξη. Συμμετέχετε στον προβληματισμό.

Τι καινούργιο μάθατε σήμερα στην τάξη;

Οι γνώσεις που αποκτήσατε θα είναι χρήσιμες στη ζωή σας; (παραδείγματα)

Πρόσθετο υλικό για το μάθημα.

Έγγραφο αξιολόγησης

F.I. μαθητης σχολειου _________________________________________________________________

Τάξη _____________

Βήματα μαθήματος

Αριθμός πόντων

Έρευνα Express

Δοκιμή "Μέταλλα"

Εργαστείτε στην ομάδα «Γενικά χαρακτηριστικά των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών».

Συνολικοί πόντοι

Βαθμός μαθήματος

Δοκιμή:

Επιλογή 1.

1. Χαρακτηριστικές ιδιότητες των περισσότερων μετάλλων

ΕΝΑ) χαμηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα.σι) υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα.

ντο) την ικανότητα δωρεάς ηλεκτρονίων και σχηματισμού κατιόντων.

ρε) την ικανότητα να δέχεται ηλεκτρόνια και να σχηματίζει ανιόντα.μι) πλαστικότητα.

2. Το όνομα της βιομηχανικής μεθόδου λήψης μετάλλων, που βασίζεται στη μετατόπιση ενός πιο ενεργού μετάλλου από διαλύματα των αλάτων τους.

ΕΝΑ) αλουμινοθερμία;σι) υδρομεταλλουργία; Γ) πυρομεταλλουργία;

Δ) ηλεκτρόλυση;μι) ηλεκτρομεταλλουργία.

3. Λόγω ποιας ιδιότητας χρησιμοποιείται το ασήμι για τη δημιουργία επιφανειών καθρέφτη;

Α) ο καλύτερος ηλεκτρικός αγωγός. Β) βακτηριοκτόνες ιδιότητες.ντο) παθητικό μέταλλο.

ρε) υψηλή ανακλαστικότητα της επίστρωσης.μι) Ανετα.

4. Αντιδράστε με υδατικά διαλύματα αλκαλίων

ΕΝΑ) μαγνήσιο;σι) σίδερο; Γ) ψευδάργυρο; Δ) χαλκός;μι) αλουμίνιο.

5. Καθορίστε μια αντιστοιχία μεταξύ της αριστερής και της δεξιάς πλευράς του διαγράμματος εξίσωσης αντίδρασης:

1) Ca + H 2 Ο = Α)MgO + H 2

2) Mg + H 2 Ο = σι) MgCl 2 + H 2 Ο

3) Mg + HCl = ντο) MgCl 2 + H 2

ΡΕ)Mg( OH) 2 + H 2

ΜΙ)Ca( OH) 2 + H 2

Επιλογή 2

1. Το όνομα της βιομηχανικής μεθόδου απόκτησης μετάλλων, που βασίζεται στη λήψη μετάλλων σε υψηλές θερμοκρασίες;

Α) αλουμινοθερμία;σι) υδρομεταλλουργία;ντο) πυρομεταλλουργία;

ρε) ηλεκτρόλυση.μι) ηλεκτρομεταλλουργία.

2. Στον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων, οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται:

Α) σε περιόδους με αύξηση του σειριακού αριθμού στοιχείων.

Β) σε περιόδους με μείωση του σειριακού αριθμού στοιχείων.

Γ) στις κύριες υποομάδες με αύξηση του σειριακού αριθμού στοιχείων.

Δ) στις κύριες υποομάδες με μείωση του σειριακού αριθμού στοιχείων.

ντο) σε δευτερεύουσες υποομάδες με μείωση του τακτικού αριθμού στοιχείων.

3. Τα μέταλλα αντιδρούν με αραιό θειικό και υδροχλωρικό οξύ απελευθερώνοντας υδρογόνο, το οποίο:

ΕΝΑ) βρίσκονται σε σειρά τάσης έως υδρογόνο.σι) βρίσκονται στη σειρά τάσης μετά το υδρογόνο.

Γ) βρίσκονται στην υποομάδα του λιθίου. Δ) βρίσκονται στην υποομάδα του χαλκού.

μι) βρίσκονται στην υποομάδα του βηρυλλίου.

4. Κατά την επεξεργασία ενός μείγματος σκόνης χαλκού και σιδήρου (III) με υδροχλωρικό οξύ, σχηματίζονται τα ακόλουθα:

ΕΝΑ) CuCl 2 Β) FeCl 2 Γ) FeCl 3 Δ)Cl 2 Ε) Η 2 Ο

5. Τι μέταλλο χρησιμοποιείται για την κατασκευή σκευών και αλουμινόχαρτου;

Α) σίδηρος?σι) ψευδάργυρος;ντο) ασήμι?ρε) αλουμίνιο;μι) Ερμής.

Παράρτημα 2.

Κάρτα - οδηγίες