“Poglavlje 9 s-ELEMENTI Opće karakteristike s-elemenata S-elementi uključuju elemente glavnih podskupina I. i II. Njihove elektroničke strukture imaju oblik [inert. plin]ns1, [inert. ..."

s-ELEMENTI

Opće karakteristike s-elemenata

S-elementi uključuju elemente glavne podskupine I i II

skupine. Njihove elektroničke strukture izgledaju

[inertan. plin]ns1, [inert. plin]ns2.

Vanjski elektroni ovih elemenata drže se slabo i

lako se oslobađaju u kemijskim reakcijama, uslijed čega s-elementi

lako stvaraju katione. Kada kation i anion međusobno djeluju

mora se uzeti u obzir polarizacijska interakcija. Uloga vanjskih

električno polje igra jedan ion u odnosu na drugi.

Najčešće je anion polariziran, budući da kation ima stabilnu ljusku inertnog plina. Za čisto ionsku molekulu središta pozitivnih i negativnih naboja podudaraju se s nabojima jezgri, a međunuklearna udaljenost jednaka je udaljenosti između polova dipola: l = d. Tijekom polarizacije dolazi do pomicanja naboja. Čini se da kation privlači k sebi elektrone, te se težište negativnog naboja pomiče (l d). Dakle, polaritet se smanjuje, stoga se smanjuje ionitet, a kovalentnost veze raste.

S-elementi prve skupine imaju slab polarizirajući učinak, a njihovi spojevi imaju pretežno ionski tip veze. Za s-elemente II skupine povećava se polarizacijski učinak kationa.

S-metali skupina I i II otapaju se u tekućem amonijaku i tvore plave (pri niskoj koncentraciji) otopine visoke električne vodljivosti. Glavni nosioci struje ovdje su solvatirani elektroni, tj.

uočena je sljedeća ravnoteža u otopinama:

Me (sol) Me (sol. u otopini) Me+ +.

S porastom koncentracije natrija padaju paramagnetska svojstva otopina.

Još nije u potpunosti razjašnjeno je li elektron vezan na amonijak ili na solvatiran metalni ion.

Pretpostavlja se da, osim solvatiranog elektrona, u otopini postoje negativni ioni (stabilizirani solvatacijom):

M+ + 2L- M- + 2L, gdje je L otapalo; L- – solvatirani elektron.

Opće karakteristike s-elemenata I. skupine. S-elementi prve skupine uključuju elemente od vodika do francija. U elektroničkim konfiguracijama ovih elemenata popunjena je vanjska s-podrazina. U atomu vodika popunjena je kainosimetrična podrazina 1s, zbog čega se vodik oštro razlikuje od svojih analoga podskupine i po fizikalnim i po elektrokemijskim svojstvima. Stoga razmatramo svojstva vodika u posebnom poglavlju. Svojstva analoga vodika u elektroničkoj konfiguraciji od litija do francija su sličnija. Raspodjela elektrona po slojevima i neke karakteristike atoma elemenata u nizu litij - francij dane su u tablici. 9.1.

Tablica 9.1 Raspodjela elektrona po slojevima i neke karakteristike atoma s-elemenata skupine I

–  –  –

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

Prvi potencijal ionizacije smanjuje se u skupini od vrha prema dolje. Litij ima najveći ionizacijski potencijal; natrij ima nešto niži ionizacijski potencijal. Oštriji pad prvog potencijala s natrija na kalij objašnjava se fenomenom cinesimetrije (pojava 3d podrazine).

Svojstva koja su međusobno najbliža su K, Rb i Cs. Oni su potpuni analozi. Od njih se oštro razlikuje litij.

Natrij zauzima srednji položaj (općenito, elementi dugih razdoblja potpuni su analozi u svim podskupinama).

Radijusi atoma rastu preko podskupine, ali monotonost promjene je prekinuta za kalij. Poznavajući naboj i radijus iona, moguće je izračunati ionski potencijal, koji karakterizira polarizirajuće djelovanje kationa. Što je veći ionski potencijal, to je izraženiji polarizirajući učinak kationa, veća je sklonost stvaranju kovalentnih veza. To se jasno vidi iz vrijednosti energija hidratacije iona i iz vrijednosti entalpija disocijacije molekula E2 (tablica 9.2).

–  –  –

Iz vrijednosti ionskih potencijala jasno je da za alkalijske metale, odozgo prema dolje, tendencija stvaranja kovalentne veze opada. U litiju Li+ ion postoji u kristalnoj rešetki, u otopini takav ion ne može postojati zbog jake hidratacije i nastaje + ion. Štoviše, molekule vode u + ionu čvrsto se drže i jednostavno zagrijavanje nije dovoljno za njihovo uklanjanje. Ioni Na+ i K+ već postoje u otopini jer je hidratacija slaba. To se može vidjeti iz vrijednosti energije hidratacije. Ali unatoč tome, preostali alkalijski metali u nekim slučajevima također pokazuju tendenciju stvaranja kovalentnih veza. Dakle, u plinovitom stanju dvoatomne molekule Na2, Cs2 itd. imaju kovalentnu vezu.

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

U usporedbi sa svim skupinama periodnog sustava, za s-elemente I. skupine najjasnije se očituje porast utjecaja veličine i mase atoma na kemijska i fizikalna svojstva uz mala odstupanja.

Pri prelasku s litija na francij oni se sukcesivno smanjuju:

a) talište i toplina sublimacije metala;

b) energija stvaranja kristalnih rešetki svih soli (osim soli s malim anionima, kod kojih se omjer z/r ne mijenja pravilno);

c) lakoća toplinske razgradnje nitrata i karbonata (povećava se stabilnost ovih soli) (tablica 9.3);

d) efektivni radijusi hidratiziranih iona i energije hidratacije:

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

e) jakost kovalentnih veza u molekulama E2;

f) toplina stvaranja fluorida, hidrida, oksida i karbida (zbog visokih energija kristalnih rešetki koje tvore mali kationi) (tablica 9.4).

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

–  –  –

Budući da je omotač iona E+ vrlo stabilan (ljuska inertnog plina), većina spojeva alkalnih metala nije obojena.

Svi alkalijski metali su jaki redukcijski agensi i njihovi standardni elektrodni potencijali su negativni. Litij ima najveći (u apsolutnoj vrijednosti) potencijal. To je zbog visoke energije hidratacije litijeva iona.

U talinama je potencijal za Li+/Li najmanji u usporedbi s drugim alkalijskim metalima.

–  –  –

Alkalijski metali su srebrnobijele tvari, osim cezija koji ima zlatnu boju. Mekan, niskih tališta i gustoće (tablica 9.5).

Odozgo prema dolje u skupini se talište i vrelište smanjuju, a gustoća metala raste. Svi ti metali kristaliziraju se u kubične stanice usmjerene na tijelo.

Parametri ćelije se povećavaju, a posljedično se sile veze smanjuju odozgo prema dolje. Otuda smanjenje temperature taljenja. Ali masa jezgri se povećava, unatoč povećanju volumena.

Za kalij postoji naglo povećanje atomskog radijusa u usporedbi s natrijem, a čini se da učinak volumena prevladava nad masom, što dovodi do naglog smanjenja gustoće.

–  –  –

Elektroni se izbacuju iz atoma natrija, kalija, rubidija i cezija pod utjecajem ultraljubičastog zračenja, čiji intenzitet protoka ovisi o intenzitetu apsorbirane svjetlosti. Ovo svojstvo posebno je karakteristično za rubidij i cezij, što im omogućuje upotrebu za proizvodnju solarnih ćelija.

–  –  –

Alkalijski metali su vrlo reaktivni. Čuvaju se u uvjetima koji isključuju interakciju sa zrakom. Od vrha prema dolje, njihova aktivnost raste u cijeloj grupi. Tako litij sporo reagira s vodom, natrij snažnije, a cezij eksplozivno.

2E + 2H2O 2EON + H2.

Reagira s većinom elemenata:

–  –  –

Snažno, uz oslobađanje topline, otapaju se u živi.

U tom slučaju nastaju amalgami. Natrijevi amalgami često se koriste kao jaki redukcijski agensi.

Aktivno reagira s kiselinama.

U interakciji s neoksidirajućim kiselinama oslobađa se vodik:

2E + 2HCl 2ECl + H2.

Oksidirajuće kiseline se reduciraju u niža oksidacijska stanja:

–  –  –

Oksidi se dobivaju izravnom interakcijom s kisikom u odsutnosti potonjeg. Sastav oksida je E2O.

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

Boja se pojačava jer s povećanjem veličine E+ iona raste i njihova polarizacija.

Pri suvišku kisika nastaju peroksidi i superoksidi. Peroksidi (E2O2) sadrže ion O22- (dO-O = 1,5), superoksidi (EO2) sadrže ion O2- (dO-O = 1,3). To su jaka oksidirajuća sredstva. U njima (pri zagrijavanju) gori aluminijski prah i piljevina. Stabilnost peroksida i superoksida raste s povećanjem veličine iona E+. Kako se veličina kationa povećava, kristalna rešetka se stabilizira.

Peroksidi reagiraju s vodom i oslobađaju vodikov peroksid:

–  –  –

To su bezbojne kristalne tvari, topljive (Tmp opada od LiOH (473° C) do CsOH (346° C), vrlo topive u vodi (osim LiOH) uz stvaranje lužina. Alkalije lako apsorbiraju CO2 iz zraka i vode. Dehidriraju se zagrijavanjem u atmosferi pročišćenoj od CO2.

Prilikom topljenja reagiraju sa staklom i porculanom:

–  –  –

Metalni natrij je metal koji se najviše koristi.

Koristi se u metalotermiji kao redukcijsko sredstvo, za apsolutizaciju organskih otapala, kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima u leguri s kalijem, za dobivanje Na2O2, za čišćenje i regeneraciju zraka u uređajima za umjetno disanje:

2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 Natrijevi spojevi imaju široku primjenu u medicini i mnogim industrijama. Peroksidi se koriste za izbjeljivanje tkanina, natrijev hidroksid se koristi u proizvodnji celuloze, izradi sapuna, umjetne svile, rafiniranju biljnih ulja, pripremi boja itd. Natrijev fluorid se koristi za impregnaciju drva, kao topilo.

Metalni kalij se koristi manje od natrija. Koristi se u metalotermiji i organskim sintezama, za dobivanje legura s natrijem, živom, olovom, kalcijem i drugim metalima, kao i za mjerenje apsorpcije x-zraka pomoću kalijeve ploče.

Iz njega se dobiva KO2 koji se u podmornicama koristi za regeneraciju zraka:

–  –  –

Spojevi kalija naširoko se koriste u raznim industrijama: u poljoprivredi kao gnojiva, u industriji stakla, u proizvodnji tekućeg sapuna itd.

Rubidij i cezij koriste se za izradu solarnih ćelija. Intermetalni spojevi rubidija i cezija Rb3Sb i Cs3Sb koriste se kao poluvodički materijali za izradu fotokatoda. Mnogi složeni spojevi koji sadrže rubidij i cezij koriste se u analitičke svrhe.

–  –  –

S-elementi II skupine uključuju elemente od berilija do radija. Njihove elektroničke konfiguracije i neke karakteristike atoma dane su u tablici. 9.7.

–  –  –

Elektronska struktura vanjske razine ima oblik ns2.

Najkarakterističnije oksidacijsko stanje je +2. Prvi ionizacijski potencijal I1 veći je od s-elemenata prve skupine, što je posljedica porasta naboja jezgre. Osim toga, atomi s elemenata druge skupine imaju stabilniju elektroničku konfiguraciju, koja se sastoji od s podrazine ispunjene s dva elektrona i nepopunjene 2p podrazine. Upravo stvaranje kainosimetrične 1s orbitale ispunjene s dva elektrona razlog je da se helij, koji je po elektronskoj konfiguraciji element druge skupine, proučava zajedno s plemenitim plinovima.

U podskupini se berilij oštro ističe u svim pogledima. Potpuni analozi su Ca, Sr, Ba, Ra. Magnezij zauzima srednji položaj. Od vrha prema dolje, tendencija stvaranja kovalentnih veza se smanjuje. Be spojevi, kako u otopini tako iu krutom obliku, imaju kovalentne veze. Mg također teži stvaranju kovalentnih veza. Ca, Ba, Sr tvore pretežno ionske veze. U otopini se uglavnom nalaze u obliku iona E2+. Svi elementi ove skupine imaju visoku elektropozitivnost, što potvrđuje njihova visoka reaktivnost u slobodnom obliku i vrijednosti ionizacijskih potencijala. Unatoč činjenici da su potencijali ionizacije zemnoalkalijskih metala viši od potencijala alkalijskih metala, njihovi normalni elektrodni potencijali su bliski zbog visoke energije hidratacije iona M2+ (Tablica 9.8) Eag2+ + 2 ETV

–  –  –

Svi ioni M2+ imaju znatno manje radijuse i manje su polarizirajući od iona M+, stoga ne pokazuju gotovo nikakva odstupanja od ioniteta soli zbog polarizacije kationa. Ali za Mg2+, a posebno za Be2+, ​​zbog polarizacije aniona kationom, opaža se tendencija prema stvaranju kovalentnih veza.

–  –  –

Zemnoalkalijski metali su srebrno-bijele tvari, s izuzetkom berilija koji je svijetlosive boje. Opći obrazac promjena fizikalnih svojstava sličan je onom za alkalijske metale (tablica 9.9).

–  –  –

Točke taljenja i vrelišta opadaju u cijeloj skupini, ali monotonost pada je prekinuta za Mg. Činjenica je da Be i Mg kristaliziraju u heksagonalnoj kristalnoj rešetki s CN = 12, a podskupina Ca ima kubične plošno centrirane ćelije s CN = 12. Od Be prema Mg, s istim tipom rešetke, Tm opada. Tada se tip rešetke mijenja, a Tmel se ponovno smanjuje.

Osim radija, zemnoalkalijski metali su laki. Tijek promjena gustoće bi trebao biti monoton, ali Mg i Ca ispadaju iz ovog niza. Činjenica je da se volumeni i mase atoma povećavaju u cijeloj skupini, pa bi stoga trebala rasti i gustoća. Pri prelasku od Be do Mg i od Mg do Ca radijus se vrlo oštro mijenja, ali se masa malo mijenja, zbog čega se dobiva skok u gustoći.

Metali dobro provode toplinu i elektricitet.

Berilij je najslabiji toplinski i električni vodič.

Kemijska svojstva

Zemnoalkalijski metali su reaktivni metali. Od vrha do dna skupine, njihova aktivnost raste kako se prvi i drugi ionizacijski potencijal smanjuju. Be i Mg stabilni su na zraku jer su prekriveni oksidnim filmom. Metali podskupine Ca oksidiraju na zraku. Na njihovoj površini nastaju filmovi različitog sastava: EO, EO2, E3N2. U odnosu na halogene najmanje je aktivan Be, koji bez zagrijavanja reagira samo s fluorom. Svi ostali metali reagiraju s halogenima u normalnim uvjetima. Zemnoalkalijski metali reagiraju sa sumporom i kisikom, ali ne i Be i Mg kada se zagrijavaju.

Svi metali reagiraju s dušikom i ugljikom kada se zagrijavaju:

–  –  –

Be i Mg reagiraju s vodom pri zagrijavanju, a elementi podskupine Ca reagiraju s vodom već na običnoj temperaturi pri čemu nastaju hidroksidi i oslobađaju vodik:

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

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

Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2, burno reagira;

Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2, reagira vrlo snažno.Reagira s kiselinama.

To su energetski redukcijski agensi, a u interakciji s H2SO4 i HNO3 dobivaju se najniža oksidacijska stanja sumpora i dušika:

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

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

Otapaju se u tekućem amonijaku i tvore amide, ali za razliku od alkalnih metala, kada se otapalo ukloni iz amida (kuhanjem), oslobađaju se prilično stabilni amonijačni spojevi sastava E(NH3)6.

Za magnezij, a posebno za berilij, poznati su mnogi kompleksni spojevi različitog sastava. Elementi podskupine kalcija značajno su inferiorni u sposobnosti kompleksiranja. Ali u usporedbi s alkalijskim metalima, elementi podskupine kalcija tvore složenije spojeve. To je zbog činjenice da s povećanjem naboja raste polarizacijska sposobnost iona E2+, što povećava sklonost stvaranju kompleksnih spojeva. Primjer je stvaranje spojeva amonijaka, koji su nepoznati za alkalijske metale.

–  –  –

Oksidi zemnoalkalijskih metala topljivi su u vodi, ali je topljivost MgO vrlo niska - 10-4 g/l pri 25° C. Otapanje je popraćeno međudjelovanjem i oslobađanjem velike količine topline.

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

–  –  –

Magnezij i elementi podskupine kalcija tvore perokside EO2 i superokside EO4 (elementi podskupine kalcija).

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

–  –  –

O Superoksidi su žute tvari koje su manje stabilne od peroksida. Nastaju kao nusprodukt tijekom proizvodnje peroksida. Stabilnost peroksida raste po podskupini. Za magnezij, peroksid je stabilan u obliku hidrata. Za elemente podskupine Ca peroksidi su stabilniji.

500°C 600°C 2BaO + O2 2BaO2 2BaO+O2

H2O2 se dobiva iz barijevog peroksida:

–  –  –

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

Njihova topljivost u vodi raste u skupini od vrha prema dolje:

Be(OH)2 – slabo topljiv u vodi; PR = 6,310-22;

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

Ca(OH)2 – topljivost 0,2 g na 100 g vode; (PR = 5,510-6);

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

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

Bazičnost hidroksida raste odozgo prema dolje:

Be(OH)2 – amfoterna baza; Mg(OH)2 je prilično jaka baza; E(OH)2 – podskupine kalcija – jake baze. Svi hidroksidi, osim Be(OH)2, podliježu reakcijama karakterističnim za jake baze.

Soli

Soli zemnoalkalijskih metala su uglavnom bijele kristalne tvari. Njihova boja je određena ili bojom aniona ili defektima rešetke.

Soli jakih kiselina ne hidroliziraju u vodi. U skupini odozgo prema dolje smanjuje se topljivost soli (sulfati, kloridi, karbonati). To se objašnjava smanjenjem energije hidratacije iona E2+ i povećanjem čvrstoće kristalne rešetke.

Od vrha prema dolje, toplinska stabilnost soli se povećava zbog smanjenja polarizirajućeg učinka kationa na anion. Većina barijevih soli je bezvodna, dok su magnezijeve soli sve kristalni hidrati.

Halidi

–  –  –

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

Nitrati su bezbojne kristalne tvari koje su visoko topive u vodi.

Zagrijavanjem se raspadaju i stvaraju okside:

T° 2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2.

Koristi se u proizvodnji signalnih baklji.

Sulfati

Sulfati zemnoalkalijskih metala su bijele krutine. Njihova topljivost u 100 g vode je sljedeća: Mg2SO4 – 33,7 g, CaSO4 – 0,202 g, SrSO4 – 0,014 g BaSO4

– 0,0002 g. Topljivost sulfata u skupini opada odozgo prema dolje. To je zbog činjenice da energija hidratacije iona opada mnogo brže od energije kristalne rešetke. Stroncijev i barijev sulfat kristaliziraju bez vode.

Kalcijev sulfat kristalizira s dvije molekule vode (CaSO42H2O), a magnezijev sulfat sa 7 molekula vode (MgSO4.7H2O). Može se predstaviti kao složeni spoj koji sadrži jednu molekulu vode u vanjskoj sferi SO4H2O.

karbonati

Karbonati zemnoalkalijskih metala su bijele kristalne tvari, slabo topljive u vodi. Mg2CO3 je slabo topljiv, CaCO3, SrCO3, BaCO3 su praktički netopljivi, a topljivost se smanjuje po podskupinama. Razlozi smanjenja topljivosti su isti kao i kod sulfata.

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

–  –  –

Poznati su i mnogi drugi spojevi zemnoalkalijskih metala: perklorati, od kojih se Mg(ClO4)3 (anhidron) koristi kao sredstvo za sušenje; hidridi – tvari sastava EH2 – dobivaju se izravnom interakcijom s vodikom.

–  –  –

Metalni magnezij se koristi u metalurgiji kao sredstvo za dezoksidaciju i odsumporavanje, budući da reducira okside i sulfide u spojeve koji su slabo topljivi u rastaljenim metalima. Magnezij se široko koristi u strojarstvu i zrakoplovstvu u legurama s drugim metalima. Prisutan je u duraluminiju, elektronu, magnaliju i hidronaliju.

Metalni kalcij se koristi kao redukcijsko sredstvo u metalotermičkoj metodi dobivanja metala, kao i za proizvodnju raznih legura s berilijem, magnezijem, aluminijem, bakrom, olovom, bizmutom itd.

Kalcij se dodaje legurama željeza za uklanjanje ugljika i sumpora.

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

Stroncij i njegovi spojevi manje su korišteni od kalcija. Metalni stroncij koristi se kao dodatak legurama magnezija, aluminija, olova, nikla i bakra. Legure magnezija i stroncija koriste se za stvaranje vakuuma u termoelektričnim pretvaračima. Stroncijev amalgam koristi se za dobivanje dvovalentnih spojeva elemenata rijetkih zemalja.

Metalni barij koristi se u antifrikcijskim legurama na bazi olova, kao iu vakuumskoj tehnologiji. Barij-olovne legure zamjenjuju olovno-antimonske tiskarske legure.

Kontrolna pitanja

1. Što određuje da li elementi pripadaju obitelji od s elemenata?

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

3. Koja oksidacijska stanja mogu pokazivati ​​s-elementi?

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

5. Zašto litij ima najveći elektrodni potencijal u odnosu na ostale elemente svoje podskupine?

6. Kakva je priroda veza koje tvore alkalijski metali u kristalnim rešetkama svojih spojeva?

7. Zašto je stvaranje kompleksnih spojeva tipičnije za zemnoalkalijske nego za alkalijske metale?

8. Zašto litij pokazuje veliku sličnost svojstava s magnezijem?

9. Zašto su fluoridi zemnoalkalijskih metala slabo topljivi u vodi, a kloridi dobro topljivi?

10. Zašto su alkalijski i zemnoalkalijski metali skloniji stvaranju kationa?

11. Čime se objašnjava povećanje toplinske stabilnosti karbonata od magnezija do barija?

12. Koji spojevi kisika nastaju izgaranjem alkalnih metala u kisiku?

13. Koje su metode dobivanja alkalijskih i zemnoalkalijskih metala?

14. Zašto je praktički nemoguće zemnoalkalijskim elementima dobiti negativno nabijene ione?

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

Zadaci

1. Koja sol – Be(NO3)2 ili Mg(NO3)2 – hidrolizira u većoj mjeri pod istim uvjetima? Napišite jednadžbe hidrolize. Kako će se pomaknuti ravnoteža hidrolize kada se doda kiselina? Kada se dodaje soda?

2. Dopuniti jednadžbe reakcije, označiti oksidans i redukciono sredstvo:

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

BaO2 + Ag2O + H2SO4 BaSO4 +...

3. Kako se iz kalijevog klorida može dobiti metalni kalij, kalijev hidroksid? Navedite dijagrame procesa.

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

NaCl NaOH Na2SOz MaNO3 NaNO2?

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

6. Koji će od plinova: H2S, H2, Cl2, CO2 – apsorbirati otopina natrijevog hidroksida? Napiši jednadžbe reakcije.

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

8. Zašto magnezijev hidroksid reagira s amonijevim sulfatom u otopini, a berilijev hidroksid ne? Napiši jednadžbu reakcije.

9. Objasnite zašto se drugi elektron atoma berilija lakše odvaja od atoma nego drugi elektron atoma litija?

10. Magnezijev prah je kalciniran na zraku. Pokažite računskim putem koji produkt je povoljnije nastati u zatvorenom sustavu pri 450° C. Navedite jednadžbe za reakcije nastanka produkata, kao i reakcije produkata s vodom.

11. Odredite hoće li se kod miješanja jednakih volumena otopina 0,008 M CaCl2 i 0,016 M KIO3 (T = 25 °C) formirati talog ili ne.

12. Postoje otopine kalijeva karbonata i kalijeva nitrita iste koncentracije. Bez pribjegavanja izračunima, naznačite u kojoj otopini će pH biti niži.

13. Metodom molekularnih orbitala razmotrite stvaranje veza u česticama Li2+, Li2, Li2-. Kako se mijenja energija i duljina veze u tim česticama? Koja su njihova magnetska svojstva?

14. Pomiješajte zasićene vodene otopine kalijevog klorida i natrijevog nitrata: a) pri 20 °C; b) pri 80° C. Koja će sol u svakom slučaju prva kristalizirati?

15. Izračunajte temperaturu toplinske razgradnje natrijeva karbonata i natrijeva nitrata pri kojoj parcijalni tlak plinova dosegne 101,325 kPa. Koji se spoj koristi za proizvodnju barijevog oksida u laboratoriju?

16. Nacrtajte ovisnost prvog i drugog potencijala ionizacije s-elemenata prve skupine i objasnite: a) tijek krivulje;

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

17. Elektrolizom vodene otopine natrijevog klorida dobiveno je 70 litara 10,6% otopine natrijevog hidroksida (gustoća otopine 1,12 g/ml). Koliko se natrijeva klorida pretvori u hidroksid?

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

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

20. Kada je otopina od 1 litre mješavine natrijevog i kalijevog klorida reagirala s otopinom H2, nastalo je 1,5 g slabo topljive soli K2. Izračunajte masenu koncentraciju kalijevog klorida u početnoj smjesi.

dodatna literatura

1. Cotton F., Wilkinson J. Moderna anorganska kemija.

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

2. Ripan R., Ceteanu I. Anorganska kemija. T. 1. M.: Mir, 1971.

3. Akhmeto N. S. Anorganska kemija. M.: Više. škola, 1987. 365 str.

4. Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. Opća i anorganska kemija.

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

5. Ugai Ya. A. Anorganska kemija. M.: Više. škola, 1989. P.

–  –  –

p-elementi uključuju elemente kod kojih je p-podrazina popunjena, a vanjski elektronski sloj sadrži od ns2p1 do ns-elektrona. Najudaljeniji sloj sadrži 8 (za drugu i treću periodu) i 18 (za ostale periode) elektrona. Broj skupine obično označava karakterističnu valenciju. Ali ova situacija nije istinita za sve p-elemente. Ne odnosi se na dušik, kisik, fluor i neon. U normalnim uvjetima nisu dobiveni neonski spojevi. Fluor uglavnom tvori spojeve s jednom vezom i može tvoriti dvije veze samo u čvrstom stanju. Kisik tvori 4 veze samo u ionskim oksidima; nikada ne tvori 6 veza. Dušik tvori samo 4 veze, a ne 5, prema broju skupine. Njihovi analozi u podskupinama tvore spojeve u višim oksidacijskim stanjima i s velikim brojem kemijskih veza.

Razmotrimo popunjavanje orbitala elektronima u sustavu elemenata.

Odabrane elektroničke podrazine razlikuju se po simetriji od ostalih po tome što imaju samo jedan maksimum gustoće elektrona. To su cenosimetrične podrazine 1s, 2p, 3d, 4f. Distribucija gustoće elektrona za ove orbitale prikazana je na sl. 9.1.

Riža. 9.1. Distribucija gustoće elektrona za kinosimetrične orbitale Distribucija za kinosimetrične orbitale nema dodatnih maksimuma, te se te orbitale opisuju najjednostavnijim valnim funkcijama. Upravo ti elektroni odgovaraju najmanjim polumjerima orbita u usporedbi s drugim orbitalama koje imaju istu vrijednost glavnog kvantnog broja n. Orbitalni radijusi 2p elektrona su manji od onih za 2s, dok su orbitalni radijusi 3s orbitala manji od 3p. Slično za druge kainosimetrične orbitale (sl. 9.2).

Riža. 9.2. Raspodjela gustoće elektrona za 2s i 2p orbitale (a), 3s i 3p orbitale (b).

Cine-simetrične orbitale karakteriziraju visoki potencijali ionizacije u usporedbi s ostalima (tablica 9.10).

Niske vrijednosti orbitalnih polumjera i visoki potencijali ionizacije objašnjeni su na sljedeći način. Za elektrone nove simetrije, drugačije smještene u prostoru, odbojne sile su manje u odnosu na druge elektrone, pa je stoga veza s jezgrom jača. BC metoda objašnjava smanjenje kovalencije 2p elemenata u usporedbi s njihovim analogima iz sljedećih razloga. Elektronske konfiguracije dušika, fosfora, kisika i sumpora su sljedeće: Stvaranje 5 kovalentnih veza u fosforu i 6 veza u sumporu objašnjava se promocijom jednog od s-elektrona (za fosfor) ili jednog s- i jednog p-elektron (za sumpor) na 3d- podrazini.

Razmotrimo energije promocije elektrona iz stanja ns2np3 i ns2np4 za atome dušika, kisika, sumpora i fosfora na više podrazine (tablica 9.2).

Prema izračunima, pokazalo se da razlika u energijama promicanja na višu energetsku razinu za dušik i fosfor, kisik i sumpor nije jako značajna. Pa zašto dušik i kisik ne pokazuju valenciju jednaku broju skupine? Elementi pokazuju visoku kovalentnost u odnosu na fluor, zatim na kisik, rjeđe na dušik i klor, tj.

elementima s najvećom elektronegativnošću.

–  –  –

Prilikom interakcije s tim elementima gustoća elektrona atoma reagensa se pomiče, elektroničke razine se približavaju i time se olakšava prijelaz elektrona na višu podrazinu. Za fosfor i sumpor ovo je 3d razina: 3s23r3 3s13r33d1.

Za kisik i dušik, čak ni u reakcijama s fluorom, ne dolazi do takvog pomaka u gustoći elektrona zbog male razlike u elektronegativnosti, pa se stoga ne opaža promicanje elektrona na višu podrazinu. Međutim, ovaj zaključak nije posve uvjerljiv, budući da je energija promocije mnogo veća od energije koja se oslobađa tijekom stvaranja veza.

Sa stajališta MO metode, ne dolazi do sparivanja i promocije elektrona zbog visokih orbitalnih energija 2s i 2p elektrona (visoki potencijali ionizacije).

Stoga atomi dušika, kisika i fluora tvore kovalentne A-L veze s ligandima zbog nesparenih elektrona i praktički ne mogu stvarati hipervalentne L-A-L veze zbog p-, a posebno s-elektronskih parova. Za atome njihovih analoga P, S, Cl, dvocentrične kovalentne veze A-L formiraju nespareni p-elektroni, a preostale veze s ligandima su četveroelektronske trocentralne (hipervalentne) veze L1-A-L2, nastale zbog na p- i s-elektronske parove središnjeg atoma i dva nesparena elektrona dva liganda istovremeno (sl. 9.3).

Riža. 5.3. Shema nastanka hipervalentnih veza Dakle, u molekuli PF5 postoje tri dvoelektronske dvocentralne P-F veze, nastale interakcijom tri nesparena p-elektrona fluora s tri nesparena elektrona fosfora, te jedna četveroelektronska tro- središnja veza F1-P-F2, nastala interakcijom s-elektronskog para fosfora s dva nesparena elektrona 2px orbitala dvaju atoma fluora.

Što se tiče aluminija i silicija, dodatne veze nastaju zbog interakcija donora i akceptora, au ovom slučaju ne nastaju molekule, već ioni, na primjer 2-.

Viša oksidacijska stanja p-elemenata često su stabilna samo u interakciji s jako elektronegativnim ligandima (SO3, SF6, PO43-, PF6-). Ovi ligandi mogu prisiliti središnji atom da formira veze kroz kovalentne (CV) i hipervalentne (HV) mehanizme. Za p-elemente, s povećanjem broja perioda, ionizacijski potencijal općenito opada, i čini se da bi stabilnost viših oksidacijskih stanja trebala rasti u tom smjeru. Ali to se ne događa. Smanjuje se stabilnost viših oksidacijskih stanja u podskupinama p-elemenata. Razmotrimo valentne elektrone atoma elemenata perioda VI, Element Tl Pb Bi Po Elektronska konfiguracija 6s26r1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 Za talij je oksidacijsko stanje +1, za olovo – +2, za bizmut – +3. Iz elektroničkih konfiguracija jasno je da se vrijednosti oksidacijskih stanja podudaraju s brojem p-elektrona, tj.

To jest, samo p-elektroni sudjeluju u formiranju veze, a par elektrona 6s2 ne sudjeluje u vezi, ostajući neutralan.

Primjećuje se takozvani "učinak inertnog para". Tl, Pb, Bi, Po su elementi VI perioda. Njihove elektroničke konfiguracije imaju ispunjenu podrazinu 4f. Zbog kompresije lantanida, 6s2 elektronski par je čvršće vezan za jezgru i postaje "inertan".

Ali nije uvijek moguće objasniti smanjenje stabilnosti viših oksidacijskih stanja u podskupinama elemenata "efektom inertnog para". Dakle, ako uzmemo zbroj ionizacijskih potencijala I2 + I3 za p-elemente IIIA (tablica 9.3), tada je vrijednost tog zbroja za talij blizu slične vrijednosti za galij. Pritom nije sasvim jasno da galij ima stabilno oksidacijsko stanje +3, dok ga talij nema. Razmotrimo energije E-X veze za te iste elemente. Kao što se vidi iz tablice. 9.3, energije veze E-Cl za podskupinu se smanjuju, a to dovodi do činjenice da energija potrebna za promicanje elektrona s podrazine 6s2 na 6p nije kompenzirana energijom oslobođenom tijekom formiranja dviju dodatnih veza (6s26p1 - 6s16p2).

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

Slične pojave opažene su i za druge elemente šestog razdoblja.

Tablica 9.3 Zbroj ionizacijskih potencijala i energija veze E-Cl elemenata podskupine galija Element I2 + I3, eV Energije veze E-X, kJ/mol Ga 51,0 241,9 In 46,7 205,9 T1 50,0 152, 7 Višestruke veze igraju važnu ulogu u veze p-elemenata, ali te veze nastaju na različite načine.

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

Pravilo pariteta

Jedna od pravilnosti u kemiji p-elemenata je Mendeljejevo pravilo pariteta. Prema tom pravilu relativno su stabilniji oni spojevi elemenata u kojima središnji atom ima oksidacijsko stanje jednako paritetu kao i paritet broja odgovarajuće skupine u periodnom sustavu elemenata. Na primjer, parni spojevi su ksenon (XeO, XeO2, XeO3, XeO4) i sumpor (H2S, SO2, H2SO3, SO3, H2SO4) - elementi parnih skupina, neparni - spojevi klora (HCl, Cl2O, HClO, Cl2O3, HClO2, Cl2O5, HClO3, Cl2O7, HClO4) i fosfor (PH3, H3PO2, P2O3, H3PO3, P2O5, H3PO4) – elementi neparnih skupina.

Prema BC metodi, to se objašnjava činjenicom da se u spojevima neprelaznih elemenata veza između središnjeg atoma i liganada provodi zbog interakcija dva elektrona s dva središta. U osnovnom stanju središnjeg atoma broj nesparenih elektrona odgovara paritetu broju skupine: 2 za ugljik, 3-4 za fosfor, 2 za sumpor, 1 za klor (ugljik, sumpor su elementi parnih skupina, fosfor a klor su elementi neparnih skupina) . Nakon ekscitacije, elektroni središnjeg atoma se sparuju na njegovim valentnim ns- i np-orbitalama uz popunjavanje slobodnih nd-orbitala. U tom se slučaju broj nesparenih elektrona u svakoj fazi rasparivanja povećava za 2, zbog čega početni paritet ili neparnost njihovog ukupnog broja ostaje nepromijenjen; Stoga nastaju spojevi s parnim oksidacijskim stanjima središnjeg atoma za p-elemente parnih skupina i s neparnim oksidacijskim stanjima za p-elemente neparnih skupina.

Na primjer:

3s2 3px2 3py1 3pz1 Za S H2S, SF2 3s2 3px1 3py1 3pz1 3dz1 SO2, SF4 3s1 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2 - y2 SO3, SF6 3s2 3px2 3py2 3pz1 Za HCl, ClF 3s2 3px 2 3py1 3pz1 3d1z2 Cl Cl2O3, ClF3 3s2 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2 - y2 Cl2O5, ClF5 3s1 3px1 3py1 3pz1 3d1z2 3d1x2-y2 3d1xy Cl2O7, ClF7 Dobra ilustracija pravila pariteta je sustav fluorida p-elemenata V-VII skupine i inertnih plinova.

V grupa PF PF2 PF3 (PF4) PF5 (PF6) VI grupa SF SF2 (SF3) SF4 SF5 SF6 VII grupa ClF (ClF2) ClF3 (ClF4) ClF5 (ClF6) VIII grupa (XeF) XeF2 (XeF3) XeF4 (XeF5) XeF6 Nisko stabilni ili još nedobiveni fluoridi navedeni su u zagradama.

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

Sparivanje elektrona zahtijeva značajnu količinu energije - oko 8-13 eV. Ti se troškovi ne kompenziraju energijom stvorenih veza, pa objašnjenje nastanka veza metodom BC nije sasvim uvjerljivo. Logičnije objašnjenje nalazi se u okviru teorije MO metode. Prema ovoj teoriji, pravilo pariteta počinje djelovati tek od određenog određenog stupnja oksidacije središnjeg atoma, odnosno od trenutka stvaranja prvih hipervalentnih trocentričnih veza. Sve dok postoje nespareni elektroni u valentnim np orbitalama, formira se kontinuirani niz fluorida s molekularnim strukturama koje sadrže samo kovalentne (CV) veze s dva centra. Čim su svi nespareni elektroni uključeni u A-F veze, dalje se takve veze više ne formiraju, jer promicanje zahtijeva velike troškove energije. U ovom trenutku, oksidacijsko stanje središnjeg atoma odgovara paritetu broja skupine. Daljnji porast stupnja oksidacije nastaje zbog stvaranja hipervalentnih veza F(1) - A - F(2). Ali te veze nastaju samo kada su dva nova liganda istovremeno vezana za središnji atom, stoga se oksidacijsko stanje središnjeg atoma povećava za dvije jedinice odjednom, što određuje pravilo pariteta. Granica za pojavu hipervalentnih veza prolazi kroz XeF - ClF2 - SF3 - PF4.

Iz toga slijedi da što je niže oksidacijsko stanje središnjeg atoma na kojem se pojavljuju hipervalentne strukture, to spojevi više poštuju pravilo pariteta. To se događa kako se broj nesparenih elektrona smanjuje, tj. s povećanjem broja skupine. Za spojeve plemenitih plinova, svi spojevi poštuju pravilo pariteta, jer su sve njihove veze hipervalentne.

U kemiji prijelaznih elemenata ovo se pravilo praktički ne poštuje, budući da atomi tih elemenata mogu koristiti svoje valencije (n-l)d-, ns-, np-orbitale.

Sekundarna periodičnost

Sekundarna periodičnost je najvažnija pravilnost u svojstvima elemenata u glavnim podskupinama elemenata. Pod sekundarnom periodičnošću razumijevamo posebnu, nemonotonu prirodu promjena u raznim fizikalnim i kemijskim elementima i njihovim spojevima ovisno o položaju elemenata u podskupinama, odnosno o njihovoj pripadnosti određenom razdoblju sustava.

Sekundarna periodičnost očituje se već pri prvim ionizacijskim potencijalima I1 atoma p-elemenata i vrijednostima elektronegativnosti (tablice 9.12, 9.13). Očituje se, prvo, u abnormalno visokim potencijalima I1 za atome elemenata perioda II, i drugo, u povećanim potencijalima ionizacije I1 za p-elemente perioda IV i VI (tablica 9.12).

U usporedbi s vrijednostima koje se očekuju na temelju ideje o postupnom smanjenju ionizacijskih potencijala I1 atoma, od vrha prema dolje u skupini promatramo nemonotonu promjenu ovih vrijednosti (Sl. 9.4).

Čimbenik koji određuje nemonotonu, sekundarno periodičnu prirodu promjena svojstava elemenata u podskupinama p-elemenata su učinci interakcije valentnih elektrona sa složenim skeletom višeelektronskog atoma.

–  –  –

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

II period 2s22pn III period 3s23pn3d0 IV period 3d104s24pnd0 V period 4d105s25pn5d0 VI period 4f145d106s26pn6d0 Nenormalno visoke vrijednosti I1 i sve značajke kemije elemenata II perioda posljedica su posebnih svojstava valentnih 2p elektrona. Ali povećane vrijednosti I1, kao i osobitosti kemije p-elemenata IV razdoblja (Ga, Ge, As, Se, Br, Kr), određene su činjenicom da u njihovim elektroničkim konfiguracijama javlja se kinosimetrična 3d podrazina koja je ispunjena sa 10 elektrona. U prethodnim razdobljima takve podrazine nema, au narednim razdobljima slične 4d i 5d podrazine više nisu kinosimetrične i nemaju značajan utjecaj na karakteristike valentnih ns i np elektrona.

Riža. 9.4. Promjena prvih ionizacijskih potencijala p – elemenata V skupine Utjecaj ekrana od 3d10 elektrona na energetsko stanje valentnih 4s i 4p elektrona očituje se na sljedeći način. S jedne strane, kao rezultat međuelektronskog odbijanja, 3d10 elektroni destabiliziraju orbitalne energije 4s i 4p elektrona, s druge strane, 3d10 elektroni snažno stabiliziraju 4s i 4p elektrone, jer je predvanjska elektronička razina s 10 elektrona ispunjena . Ali destabilizirajući učinak mnogo je manji od stabilizirajućeg. Valentni 4s- i 4p- (osobito 4s-) elektroni prodiru duboko. To je zbog njihove značajne gustoće elektrona u prostoru blizu jezgre, ispod 3d elektrona. To dovodi do jačeg djelovanja jezgre na valentne elektrone, smanjenja atomskog radijusa te povećanja ionizacijskog potencijala i elektronegativnosti.

Sličan razlog za povećane vrijednosti I1 i povezane značajke kemije p-elemenata VI razdoblja (Te, Pb, Bi, Po, At, Rn) moraju se ponovno povezati s razlikom u elektroničkim strukturama njihovih atoma iz struktura atoma prethodnih razdoblja.

Ova razlika je posljedica pojave kainosimetrične 4f podrazine iznad ljuske inertnog plina argona. Popunjavanje treće vanjske elektroničke 4f ​​podrazine s 14 elektrona općenito dovodi do povećanja energetske stabilnosti valentnih 6s i 6p elektrona. Ova stabilizacija se izražava u povećanim vrijednostima ionizacijskih potencijala i elektronegativnosti.

Stabilizirajući učinak 4f14 elektronskog zaslona na energetske karakteristike valentnih 6s elektrona značajno je veći nego kod 6p elektrona. To se objašnjava činjenicom da je moć prodora 6s elektrona puno veća od one 6p elektrona. 6s elektroni imaju 5 dodatnih maksimuma gustoće elektrona, od kojih se jedan nalazi u blizini jezgre.

Dakle, sekundarna periodičnost odraz je osobitosti svojstava p-elemenata parnih (II, IV, VI) perioda i proizlazi iz elektroničkih karakteristika njihovih atoma. Pojavljuje se sve jasnije kako se broj skupine povećava od III do VIII. U tom smjeru sve jasnije dolaze do izražaja osobitosti kemijskih svojstava p-elemenata parnih perioda. Dakle, za p-elemente VII skupine nema (za fluor) ili vrlo nestabilnih (za brom i astat) spojeva s oksidacijskim stanjima (VII), ali za klor (C2O7, HClO4) i jod (I2O7, H5IO6, IF7) oni prilično su stabilni. U skupini III gotovo da i nema tako oštrih razlika u kemiji bora, galija i talija, s jedne strane, i elemenata poput indija i aluminija, s druge strane, iako su specifične karakteristike sličnih spojeva bora, aluminija, galij, indij i talij ukazuju na mnoge značajke bora, aluminija, talija i njihovih spojeva. Dakle, u nizu sličnih oksida E2O3, borov oksid je kisele prirode, a oksidi preostalih elemenata podskupine su amfoterni s različitim stupnjevima bazičnosti. Tl2O3 oksid je mnogo manje stabilan.

Razlog povećanja specifičnosti p-elemenata parnih perioda može se objasniti činjenicom da se stabilizacijski učinci ns- i np-elektrona uzrokovani kinosimetričnim 1s-, 3d-, 4f podrazinama očituju intenzivnije kako naboj raste jezgri se povećava.

Sekundarna periodičnost p-elemenata utječe, u jednom ili drugom stupnju, na sva moguća oksidacijska stanja, ali se najjasnije očituje u svojstvima spojeva elementa u višim oksidacijskim stanjima. To je zbog činjenice da kada se kreće kroz podskupinu od vrha do dna, promjene u elektroničkim strukturama atoma najsnažnije utječu na stanje valentnih ns elektrona, koji imaju najveću sposobnost prodora. Samo sudjelovanje valentnih ns elektrona u vezama s ligandima dovodi do stvaranja viših oksidacijskih stanja.

Budući da su valentni 2s-, 4s-, 6s-elektroni u atomima elemenata parnih perioda stabiliziraniji od 3s-, 5s-elektrona u atomima neparnih perioda, 2s-, 4s-, 6s-elektroni imaju najveće energetske poteškoće u formiranju kemijske veze s ligandima . To dovodi do nestabilnosti spojeva u višim oksidacijskim stanjima jedne ili druge podskupine.

U kemiji elemenata IV. razdoblja već smo razmatrali primjere i razloge nestabilnosti viših oksidacijskih stanja.

U kemiji razdoblja IV primjeri takve nestabilnosti su oksid Br2O7 i bromna kiselina HBrO4, koji se ne mogu dobiti zbog svoje potpune nestabilnosti. A spojevi Cl2O7, I2O7, HClO4 prilično su stabilni. Novodobiveni perbromat BrO4- ima vrlo visoku oksidacijsku aktivnost i vrlo malu stabilnost u usporedbi s perkloratnim i perjodatnim ionima (ClO4-, IO4-). Selenska kiselina H2SeO4 ima izrazita oksidacijska svojstva u usporedbi sa sumpornom i telurnom kiselinom. Arsenova kiselina H3AsO4 je prilično jak oksidans i lako prelazi u arsensku kiselinu, dok fosforna i antimonova kiselina imaju slaba oksidacijska svojstva.

Spojevi u višim stupnjevima oksidacije elemenata razdoblja IV manje su stabilni od sličnih spojeva razdoblja III i V:

PCl5 AsCl5 SbCl5;

SlO4- BrO4- IO4-, itd.

Za elemente razdoblja VI spojevi u višim oksidacijskim stupnjevima su ili odsutni ili su nestabilni: TlF3, PbF4, BiF5, PoF6, (AtF7); Tl2O3, PbO2, Bi2O5, (PoO3), (At2O7). Slični spojevi p-elemenata V razdoblja karakteriziraju prilično umjerena stabilnost. Oni čak i ne pokazuju uvijek oksidacijska svojstva: InF3, SnF4, SbF5, TeF6, IF7; In2O3, SnO2, Sb2O5, TeO3, I2O7.

Razlog nestabilnosti spojeva u višim oksidacijskim stanjima je taj što 6s elektroni, koji su visoko stabilizirani unutarnji elektroni (efekt inertnog para), sve manje sudjeluju u stvaranju kemijskih veza. Koncept "inertnog para" vrlo je koristan, iako ne objašnjava uvijek razloge različite stabilnosti spojeva p-elemenata VI.

Smanjena stabilnost viših oksidiranih oblika elemenata najjasnije je izražena kod elemenata V, VI i posebno VII skupine. A razlog povećanja efekta "inertnog para" u nizu Tl Pb Bi Po At je taj što je energetska stabilizacija valentnih 6s elektronskih parova u atomima ovih elemenata veća što je veći naboj atoma.

Kao što smo gore napomenuli, BC metoda objašnjava smanjenje stabilnosti spojeva u višim oksidacijskim stanjima činjenicom da energija promicanja elektrona na višu elektronsku podrazinu nije kompenzirana energijom stvorenih veza. Ovaj koncept prilično uvjerljivo objašnjava nestabilnost ili nemogućnost dobivanja mnogih spojeva u višim oksidacijskim stanjima za p-elemente II periode i VI periode III, IV, V, VI, VII skupina, ali MO metoda je to dokazala uvjerljivije, budući da tako veliki troškovi energije za Niti jedan atom ne može promovirati elektrone.

MO daje pouzdanije objašnjenje značajki elemenata parnih razdoblja. Zbog povećane stabilizacije orbitalnih energija valentnih 2s-, 2p-, 4s-, 4p-, 6s-, 6p elektrona, u atomima ovih elemenata energije hipervalentnih veza središnjeg atoma s ligandima, tj. L(1)- veze, pokazuju se kao relativno male A-L(2), nastale zbog valentnih ns ili pr elektrona atoma A. To dovodi do malih prosječnih energija svih (kovalentnih i hipervalentnih) veza u molekulama. A to zauzvrat dovodi do smanjenja stabilnosti veza općenito. Zbog preferencijalne stabilizacije ns2-orbitale središnjeg atoma posebno su slabe hipervalentne veze L(1)-A-L(2) temeljene na ns2elektronskom paru atoma A. Zato su najmanje jake veze, koje imaju najnižu vezu energije između središnjeg atoma i liganada, spojevi su u višim oksidacijskim stanjima, u čijem je nastanku nužno sudjelovanje ns elektrona.

Kvantitativna mjera stabilizacije ns orbitale atoma A je razlika u energijama njegovih np i ns orbitala. Naziva se ns-np energija razdvajanja. Što je stabiliziraniji nsorbital atoma A, veća je ova energetska razlika, niža je energija A-L veze u spojevima u višim oksidacijskim stanjima središnjeg atoma. Budući da u podskupini p-elemenata raste energija razdvajanja ns-np zbog 2p-, 3d-, 4f-ispune u periodima II i VI, čvrstoća spojeva s višim oksidacijskim stanjima za elemente tih perioda se sukladno tome smanjuje.

Na sl. Na slici 9.4 prikazana je ovisnost prosječnih energija dvocentrične A-F veze u molekulama heksafluorida elemenata VI skupine i vrijednosti razdvajanja ns-np.

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

–  –  –

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

U jednostavnim tvarima koje čine p-elementi uočavaju se metalne i kovalentne vrste veza. Za tvari s kovalentnim vezama treba uzeti u obzir i doprinos sila međumolekularnog međudjelovanja. Kovalentne veze nastaju kada ima dovoljno valentnih elektrona. Ako postoji manjak valentnih elektrona, tada dolazi do stvaranja metalnih veza.

Zintl je povukao okomitu liniju između elemenata IIIA i IVA skupine periodnog sustava. Ova značajka se naziva Zintlova granica. Lijevo od ove granice su elementi s nedostatkom valentnih elektrona. Desno od njega su elementi s dovoljno elektrona za stvaranje kovalentnih veza. Mora ih biti najmanje četiri, jer kada se formira veza, dobiva se oktetna ljuska. Ako atom ima četiri valentna elektrona, tada nastaju četiri kovalentne veze. To se opaža kod ugljika, germanija i -kositra. Ako atom ima 5 valentnih elektrona, tada su za stvaranje 2 jednostavne dvocentrične, dvoelektronske veze potrebna 3 elektrona, pa atomi tvore slojevitu rešetku ili ćelije u kojima su povezani kovalentnim vezama. A slojevi su povezani slabim van der Waalsovim silama.

Dakle, za VA grupu:

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

Slijedi da tvari p-elemenata skupine VI (osim kisika) trebaju imati karakterističan koordinacijski broj 2. I doista, nemetalne modifikacije S, Se, Te u kristalnim strukturama karakteriziraju linearni cik-cak lanci i prstenovi, koji povezani su van der Waalsovim silama.

Sromb Sehex Tehex Udaljenost između atoma u lancu, 2,10 2,32 2,89 Udaljenost između lanaca, 3,30 3,46 3,74 Halogeni moraju imati koordinacijski broj u kristalnim rešetkama jednak 1. Dvoatomne molekule halogena nastaju pomoću kovalentnih veza. U slobodnom stanju, F2 i Cl2 su plinoviti, Br2 je tekući, I2 je kruta kristalna, vrlo hlapljiva tvar.

Prema Hume-Rotheryjevom pravilu, plemeniti plinovi moraju imati CN jednak nuli. Ovo se zapravo promatra. Karakteriziraju ih monoatomske molekule, a tek pri vrlo niskim temperaturama mogu nastati kristali čiji su atomi vezani slabim silama disperzijske interakcije.

Svi elementi smješteni lijevo od Zintlove linije imaju manjak elektrona, a njihove tvari karakterizira metalna veza.

Postoje iznimke od Hume-Rotheryjevog pravila. Dakle, p-elementi mu se ne pokoravaju: olovo, bizmut, polonij i bor. Olovo, bizmut i polonij imaju pretežno metalna svojstva. Pojava metalnih svojstava objašnjava se utjecajem kinosimetrične 4f podrazine. Kao rezultat toga, smanjuje se utjecaj 6s-elektronskog para na stvaranje kemijskih veza tipa CV (dvocentrične, dvoelektronske veze). Dakle, postoji nedostatak elektrona za stvaranje stabilne ljuske ns2np6 i javlja se metalna veza.

Bor se nalazi lijevo od Zintlove linije i ima manjak elektrona, ali ipak pokazuje nemetalna svojstva. To se objašnjava utjecajem cinosimetrične 2p podrazine. Kao rezultat toga, bor ima visok potencijal ionizacije i elektronegativnost; njegovi se elektroni ne mogu kretati po kristalu, osiguravajući metalnu vodljivost. Dijeljenje elektrona opaža se samo unutar lokalnih atomskih skupina. Stoga bor tvori složene kristalne rešetke koje se sastoje od ikosaedra od kojih svaki sadrži 12 atoma.

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

Fizikalna svojstva U skladu s navedenim, razmotrit ćemo fizikalna svojstva p-elemenata. P-elementi IIIA nalaze se lijevo od Zintlove granice. Prema tome, svi su oni, osim bora, metali u slobodnom stanju. Njihove fizičke karakteristike dane su u tablici. 9.6.

–  –  –

S izuzetkom bora, p-elementi skupine IIIA imaju niska tališta. Posebno niska tališta imaju elementi podskupine galija. Neobično nisko talište (29,8°C) galija objašnjava se činjenicom da se molekule Ga2 nalaze na mjestima kristalne rešetke, vezane slabim silama međumolekulske interakcije.

To dovodi do činjenice da se gustoća galija povećava tijekom taljenja.

Svi metali imaju različite kristalne rešetke: aluminij ima kubičnu rešetku usmjerenu na lice, indij i galij imaju ortorombsku rešetku, a talij ima heksagonalnu rešetku. Značajan je veliki temperaturni raspon koji odgovara tekućem stanju indija i galija - oko 2000 ° C. To su meki metali: indij i talij lako se režu nožem. Najtvrđi od njih je aluminij, koji je laki metal.

Ako su p-elementi IIIA skupine, osim bora, metali, onda su za p-elemente IV skupine metalna svojstva mnogo manje izražena. Ugljik je nemetal, silicij, germanij su poluvodiči; alfa modifikacija kositra je poluvodič, beta kositar i olovo su metali. Neke fizičke karakteristike p-elemenata četvrte skupine dane su u tablici. 9.7.

Tablica 9.7 Fizikalna svojstva p-elemenata IV skupine Za silicij je u normalnim uvjetima stabilna kristalna struktura slična dijamantu (kubična).

To su tvrdi i lomljivi kristali čeličnosive boje. Budući da je veličina atoma silicija veća od atoma ugljika, parametri kristalne rešetke silicija veći su od onih dijamanta. Stoga silicij ima niže talište, tvrdoću i zabranjeni pojas.

Germanij je srebrnasto-bijela tvar, slična metalu, ali s rešetkom poput dijamanta.

Kositar je polimorfan. -kositar je stabilan na temperaturama iznad 13,2° C. To je metal srebrnobijele boje tetragonalne strukture. Na temperaturama nižim od 13,2° C nastaje -kositar (sivi kositar) sa strukturom tipa dijamanta. Prijelaz -kositra u kositar prati povećanje volumena za 25,6%, a kositar se mrvi u prah.

Olovo je tamno sivi mekani metal s kockastom rešetkom u središtu površine tipičnom za metale. Olovo nema polimorfne modifikacije.

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

Crveni fosfor se dobiva zagrijavanjem bijelog fosfora na 250-300°C bez pristupa zraka u atmosferi CO2, polimerne je strukture:

Crni fosfor je najstabilnija modifikacija. Dobiva se iz bijelog fosfora zagrijavanjem na 200-250 °C i tlaku od 12 000 atmosfera.

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

Struktura crnog fosfora sastoji se od valovitih slojeva povezanih silama međumolekularnog međudjelovanja.

Svojstva modifikacije fosfora oštro se razlikuju:

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

Arsen, antimon i bizmut u normalnim uvjetima imaju slojevite kristalne modifikacije (-oblike). Ovo su njihove stabilne modifikacije. Tvari u obliku su kristali metalnog sjaja: arsen i antimon su srebrnastobijeli, bizmut ima crvenkastu nijansu na prijelomu. Za te elemente je zadovoljeno Hume-Rotheryjevo 8 N pravilo: rešetke su slojevite, slojevi su povezani silama međumolekularnog međudjelovanja. Volumen atoma raste odozgo prema dolje, višestrukost kovalentne veze postaje jednaka, a udaljenosti između atoma postaju jednake. To dovodi do činjenice da bizmut ima koordinacijsku rešetku, tj. veze su ekvivalentne. U bizmutovoj rešetki dominiraju metalne veze.

Antimon i arsen imaju alotropske modifikacije slične bijelom fosforu, sadržavajući molekule As4, Sb4. Ove izmjene su nestabilne. Žuta modifikacija arsena kroz fazu stvaranja crnog arsena, slično crnom fosforu, prelazi u alfa-romboedar.

Žuti antimon prolazi slične transformacije. Crne modifikacije arsena i antimona imaju svojstva poluvodiča. Zaporni pojas je 1,2 eV, odnosno 0,12 eV za arsen i antimon. Fizikalna svojstva elemenata V. skupine dana su u tablici. 9.8.

Tablica 9.8 Fizikalna svojstva p-elemenata V skupine

Prema Hume-Rotheryjevom pravilu, p-elementi skupine VI ne bi trebali imati metalna svojstva. To se pravilo praktički poštuje, samo polonij, iz gore opisanih razloga, ispada iz njega.

Kisik je plinovita tvar koja se ukapljuje na -210° C. U tekućem i krutom obliku ima molekularne rešetke. Sumpor je čvrsta tvar i ima tri glavne modifikacije. Najstabilniji u normalnim uvjetima je rombični. Ova modifikacija postaje monoklinska na 95,5°C. Obje ove varijante S2 imaju oblik krune. Ortorombski sumpor je žute boje, a monoklinski je blijedožut. Treća modifikacija sumpora ima heksagonalnu rešetku. Ova modifikacija je nestabilna i pretvara se u mješavinu ortorombskih i monoklinskih modifikacija.

Njegovi kristali sadrže S6 prstenove u obliku stolice.

Monoklinski sumpor se tali na 119,3° C, a ortorombski se sumpor tali na 112° C. Dijagram stanja sumpora prikazan je na sl. 9.5.

Riža. 9.5 Fazni dijagram sumpora

Hlađenjem rastaljenog sumpora može se dobiti plastični ili amorfni sumpor. Sastoji se od nepravilno građenih cik-cak lanaca. Tijekom skladištenja postupno prelazi u smjesu ortorombskog i monoklinskog sumpora.

Selen, poput sumpora, tvori nekoliko modifikacija.

Dvije kristalne modifikacije selena - ortorombska i monoklinska - sastoje se od Se8 prstenova. Obje ove modifikacije su termodinamički nestabilne u usporedbi sa sivom kristalnom modifikacijom, koja se sastoji od beskrajnih spiralnih lanaca atoma. Prisutnost nevezanih elektronskih parova dovodi do djelokalizacije elektronske gustoće u cijelom volumenu kristala i, kao posljedica toga, do pojave nekih metalnih karakteristika. Siva modifikacija po izgledu je slična metalu, ali su metalne značajke vrlo slabo izražene. Poluvodička svojstva ove modifikacije prilično se jasno očituju. Zemljeni pojas je 1,8 eV.

Za telur je poznata samo jedna polimorfna modifikacija. Ovaj srebrno-bijeli polumetalni oblik, po strukturi sličan sivom obliku selena, također pokazuje svojstva poluvodiča. Zemljeni pojas je 0,35 eV.

Polonij ima najizraženija metalna svojstva. Dok je sumpor izolator (otpor 21033 mOhm/cm), selen (otpor 21011 mOhm/cm) i telur (otpor 2105 mOhm/cm) su srednji u električnoj vodljivosti (poluvodiči). Sumpor, selen, telur, kao i svi nemetali, odlikuju se negativnim temperaturnim koeficijentom.

Polonij ima dvije modifikacije. Niskotemperaturni (stabilan na temperaturama do 100° C) ima kubičnu, a visokotemperaturni romboedarsku strukturu. U obje modifikacije polonij ima karakteristiku otpora pravih metala (43 mOhm/cm) i pozitivan temperaturni koeficijent. U obje modifikacije, CN polonija je 6. To je mekani metal, po fizičkim svojstvima sličan Bi i Pb.

Fizička svojstva p-elemenata VI skupine dana su u tablici. 9.9.

Tablica 9.9 Fizikalna svojstva p-elemenata skupine VI

–  –  –

Fizikalna svojstva plinova prirodno variraju u skupini. Slabo su topljivi u vodi.

U 100 volumena vode na 0°C, topljivost je sljedeća (u volumenima):

–  –  –

Radon je radioaktivni element.

Helij ima posebna fizikalna svojstva. Ima dva stanja: He-I i He-II. He-I pokazuje svojstva obične tekućine u tekućem obliku i stabilan je na temperaturi od 2,19 K. He-II je stabilan na temperaturi nižoj od 2,19 K. To je jedina poznata tekućina koja se ne skrućuje pod utjecajem njegove pare na temperaturi blizu 0 K Toplinska vodljivost He-II je vrlo visoka, mnogo desetaka puta veća od bakra. Pri dovođenju topline ona se vrlo brzo odvodi sa stijenki posude, pa se na stijenkama ne stvaraju mjehurići karakteristični za vrenje. He-II isparava samo s površine. Praktično nema viskoznosti, budući da mu je viskoznost približno 10 000 puta manja od viskoznosti plinovitog vodika. He-II teče vrlo lako i brzo kroz proreze i kapilare bez trenja. Taj se fenomen naziva "superfluidnost". P. je otkrio superfluidnost helija.

Kapitsa, objasnio je L. Landau, koji je He-II smatrao jedinom kvantnom tekućinom s inherentnim skupom energetskih razina. Anomalna fluidnost He-II nastaje zbog dvostrukog energetskog stanja atoma. Tekući He-II sastoji se od dvije tekućine - i, koje se ne mogu odvojiti. Oni se kreću relativno jedan prema drugom bez interakcije. Tekućina sadrži "svu toplinu" prisutnu u He-II i kreće se kao normalna tekućina. U tekućini nema toplinskog kretanja, čini se da je na temperaturi od 0 K. Ovaj fenomen je potvrđen eksperimentom.

Kemijska svojstva

Kemijska svojstva p-elemenata vrlo su raznolika. Variraju od inertnosti do iznimne aktivnosti, pa ćemo kemijska svojstva proučavati redom, po podskupinama elemenata.

Po svojim kemijskim svojstvima p-elementi III skupine su prilično reaktivne tvari. Ali ovdje se mora uzeti u obzir sljedeće. U normalnim uvjetima, kemijska svojstva aluminija, galija i indija su slična. Otporne su na koroziju zbog stvaranja E2O3 oksidnih filmova na njihovoj površini. Ako uklonite ovaj oksidni film, aktivnost elemenata se naglo povećava. Aluminij bez zaštitnog filma reagira s vodom.

2Al + 3H2O Al2O3 + 3H2.

Slično se ponašaju i galij i indij. Kada se zagrijava, aktivnost elemenata se naglo povećava.

Aluminij, galij i indij izgaraju u kisiku stvarajući okside:

–  –  –

Aluminij, kada se zagrije na 700-2000 ° C, komunicira sa sumporom, dušikom, ugljikom, halogenima, tvoreći Al2S3, AlN, Al4C3, AlX3, redom. Galij i indij također reagiraju s ovim nemetalima kada se zagrijavaju. Kao rezultat reakcije nastaju oksidi E2O3, sulfidi E2S3, halogenidi E2Cl6, EF3 itd.

Talij je aktivniji. Na zraku u prisutnosti vlage oksidira u TlON, a s kisikom daje okside Tl2O3, Tl2O. Sa sumporom stvara Tl2S sulfid, s halogenima tvori TlX halogenide.

Aluminij, galij i indij visoke čistoće vrlo su otporni na kiseline. Ne reagirajte s klorovodičnom kiselinom koja sadrži tragove CuCl.

Općenito, aluminij se dobro otapa u razrijeđenim kiselinama, posebno kada sadrži nečistoće željeza, ali se ne otapa dobro u prisutnosti nečistoća silicija.

U neoksidirajućim kiselinama oslobađa se vodik i nastaju odgovarajuće soli:

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

Ali u koncentriranim otopinama dušične i sumporne kiseline aluminij se pasivizira. Slično se ponašaju i galij i indij.

Aluminij, galij i indij reagiraju s razrijeđenom dušičnom kiselinom kao aktivnim metalima, reducirajući je, osobito kada se zagrijava, u NH3.

Aluminij se otapa u zagrijanim otopinama lužina:

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

Galij se ponaša kao aluminij i otapa se u alkalijama:

–  –  –

Indij je također topiv u alkalijama, ali mnogo manje od aluminija i galija. Talij se sporo otapa u klorovodičnoj i sumpornoj kiselini jer je prekriven netopivim filmovima talij klorida i sulfata. Talij se ne otapa u alkalijama.

P-elementi III skupine vrlo aktivno reagiraju s metalima. S većinom metala tvore intermetalne spojeve. Štoviše, većina tih metalida ima viša tališta od osnovnih metala.

P-elementi III skupine Al, Ga, In imaju veliki afinitet prema kisiku, osobito prema aluminiju:

–  –  –

U normalnim uvjetima, ugljik i silicij su malo reaktivni. Ugljik izgara samo u kisiku na 800°C i stvara CO2. Silicij reagira s halogenima u EC4 kada se zagrijava, a s fluorom na normalnim temperaturama. Reagira s drugim nemetalima na visokim temperaturama. Reagira s alkalijama stvarajući silikate.

Kemijska aktivnost silicija ovisi o stanju njegove površine.

Dakle, visoko dispergirani silicij, dobiven reakcijom 3CaSi2 + 2SbCl3 6Si + 2Sb + 3CaCl2, reagira s vodom pri čemu nastaje SiO2 i vodik:

–  –  –

Germanij, kositar i olovo tvore spojeve s ionskim i kovalentnim vezama. Tendencija gubitka elektrona kod ovih je elemenata manje izražena nego kod p-elemenata III skupine. U nizu standardnih potencijala kositar i olovo dolaze prije vodika, a germanij iza njega, između bakra i srebra.

Na uobičajenim temperaturama, germanij i kositar su otporni na kisik, ali olovo postaje prekriveno tankim slojem oksida i gubi svoj metalni sjaj. Germanij i kositar postojani su u vodi, ali olovo oksidira u njemu otopljeni kisik.

Zagrijavanjem se povećava aktivnost elemenata podskupine germanija. Germanij, kositar i olovo reagiraju zagrijavanjem s kisikom i tvore okside GeO2, SnO2, PbO, a u interakciji s halogenima nastaju spojevi GeX4, SnX4, PbX2. Sa sumporom nastaju smjese sulfida GeS2, GeS, SnS2, SnS, PbS.

Germanij se ne otapa u razrijeđenoj solnoj i sumpornoj kiselini.

Kositar se polako otapa u razrijeđenoj HCl, a brzo u koncentriranoj HCl, oslobađajući kisik:

Sn + 2HCl(dil) SnCl2 + H2;

Sn + 4HCl (konc) H2 + H2.

Olovo se ne otapa u razrijeđenoj klorovodičnoj i sumpornoj kiselini, jer je obloženo slabo topivim PbCl2 ili PbSO4. Ali u koncentriranoj klorovodičnoj kiselini olovni oblici

H2:

Pb + HCl(konc.) H2[PbCl4] + H2, a u koncentriranoj sumpornoj kiselini – Pb(HSO4)2:

–  –  –

Zagrijavanjem kositra s koncentriranom dušičnom kiselinom nastaje kositrena kiselina H2SnO3, (xSnO2yH2O), 5.

Koncentrirana dušična kiselina ima mali učinak na olovo, budući da je nastali olovni nitrat slabo topljiv u koncentriranoj HNO3.

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

–  –  –

Organske kiseline u prisutnosti kisika reagiraju s kositrom i dovode do stvaranja topljivih spojeva:

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

Germanij i kositar reagiraju s aqua regia:

–  –  –

Germanij, kositar i olovo otapaju se u koncentriranim otopinama i talinama lužina.

Germanij se bolje otapa u prisutnosti kisika ili oksidirajućih sredstava:

–  –  –

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

–  –  –

Germanij, kositar i olovo reagiraju s metalima stvarajući legure različitog sastava. Silicij stvara silicide.

Kemijska svojstva p-elemenata V skupine sve više potvrđuju njihovu kovalentnu prirodu u usporedbi s prethodnim podskupinama. Oni imaju mnogo jaču tendenciju stvaranja anionskih kompleksa. Sposobnost stvaranja kationa izražena je uglavnom u bizmutu, slabo se očituje u antimonu i praktički se ne očituje u drugim elementima V skupine.

Kemijska svojstva fosfora jako ovise o modifikaciji. Tako se bijeli fosfor lako zapali na zraku na 40°C, crveni se zapali na 240°C, a crni na 290°C.

U tom slučaju nastaju oksidi P2O3 (P4O6), P2O5 (P4O10). Fosfor reagira s halogenima stvarajući halogenide sastava PX3 i PX5. Sa sumporom nastaju spojevi različitog sastava: P4S3, P4S5, P4S7.

Fosfor vrlo slabo reagira s vodikom, što rezultira fosfinom:

–  –  –

S metalima stvara fosfide kao što su Ca3P2, Na3P. Ne reagira izravno s ugljikom, ali se mnogi spojevi dobivaju neizravno, uglavnom s organskim tvarima.

Fosfor reagira s oksidirajućim kiselinama:

–  –  –

Elementi podskupine arsena (metalne modifikacije) su stabilniji u normalnim uvjetima, ali kada se zagrijava njihova aktivnost raste. Izgaraju na zraku stvarajući okside E2O3, a s halogenima stvaraju spojeve poput EH3 i EH5. Reagiraju sa sumporom i stvaraju sulfide E2S3, E2S5. S metalima stvaraju arsenide tipa Mg3As2, antimonide tipa Me3As2 i bizmutide tipa Ca3Vi2.

Spojevi s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima po prirodi su slični soli, ali se s vodom razlažu na hidride EN3. S drugim metalima, elementi podskupine arsena tvore spojeve GaAs, InSb, AlAs. Ovi stabilni spojevi ne reagiraju s dušikom, ugljikom ili vodikom.

Elementi podskupine arsena u naponskom nizu dolaze nakon vodika, stoga ne reagiraju s neoksidirajućim kiselinama.

Otapa se u oksidirajućim kiselinama:

–  –  –

Bizmut se ne otapa u koncentriranoj dušičnoj kiselini.

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

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

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

otopiti u aqua regia:

–  –  –

Kao što se može vidjeti iz gornjih reakcija, bizmut u ovom slučaju stvara stabilnije spojeve.

Antimon i bizmut otporni su na otopine i taline lužina, a arsen, kada se stopi s lužinama, tvori soli arsenske kiseline:

–  –  –

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

U slobodnom stanju sumpor i elementi podskupine selena su srednje stabilne tvari. Zagrijavanjem izgaraju na zraku stvarajući diokside SO2, SeO2, TeO2, PoO2.

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

EF6, EF4, E2F10. Zagrijavanjem reagiraju s drugim halogenima, osim s jodom, pri čemu nastaju halogenidi EH4, S2Cl2, SCl2.Sumpor ne reagira s jodom. Oni su u interakciji s ugljikom, fosforom i metalima. U tom slučaju nastaju spojevi tipa CS2, P2S5, P2Se5, HgS, FeS. U nizu standardnih potencijala p-elementi VI skupine nalaze se iza vodika, dakle ne reagiraju s neoksidirajućim kiselinama.

Oksidirano oksidirajućim kiselinama:

–  –  –

U dimećoj sumpornoj kiselini (oleumu) sumpor se otapa i stvara otopine žute do plave boje koje sadrže paramagnetske čestice nepoznatog sastava.

Tijekom duljeg vrenja sumpor reagira s alkalijama:

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

Sumpor, selen i telur otapaju se u otopinama svojih aniona tvoreći polianione Sn2-, Sen2-, Ten2-. Sumpor, selen i telur reagiraju s mnogim organskim spojevima, primjerice sa zasićenim ugljikovodicima, te dehidrogeniraju. Reakcija sumpora s oleofilnim ugljikovodicima koristi se u vulkanizaciji gume. Očito je da sve reakcije sumpora zahtijevaju otvaranje S8 prstena i stvaranje lanaca od atoma ili spojeva koji sadrže takve lance. Mnoge reakcije sumpora mogu se objasniti potrebom za nukleofilnim učincima na S-S veze.

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

S8 + SNa2SO3 8Na2S2O3.

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

Halogeni reagiraju s većinom elemenata periodnog sustava. Fluor međudjeluje čak i s inertnim plinovima, osim lakih (He, Ne, Ar), stvarajući fluoride različitog sastava. Fluor je najaktivniji od svih halogena, unatoč činjenici da je njegov afinitet prema elektronu niži od afiniteta klora (333,1 kJ/mol i 369,5 kJ/mol za fluor, odnosno klor). Veća aktivnost fluora u odnosu na klor objašnjava se znatno nižom energijom disocijacije molekule F2 (156,3 kJ/mol) od molekule Cl2 (242,7 kJ/mol).

Fluor stupa u interakciju sa ksenonom:

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

Reagira s kisikom pri niskim temperaturama u električnom pražnjenju pri čemu nastaju kisikovi fluoridi OF2, O3F2, O2F2.

Nemetali i prah većine metala izgaraju u fluoru stvarajući fluoride.

Klor također izravno reagira s većinom nemetala (osim ugljika, kisika, dušika) i metala (osim željeza u odsutnosti vode) na niskim temperaturama. U teškim uvjetima nastaju spojevi s ksenonom XeCl4, XeCl2. Na hladnoći s vodom nastaju klatrati Cl2H2O i Cl28H2O.

Kemijska aktivnost broma manja je od one fluora i klora.

Ne reagira izravno s kisikom, dušikom, ugljikom i inertnim plinovima. Jod ima još manju kemijsku aktivnost.

Najmanje kemijski aktivni su p-elementi VIII skupine. Nazivaju se inertnim ili plemenitim plinovima. Samo Kr, Xe i Rn stupaju u kemijske interakcije.

Sposobnost ulaska u kemijske reakcije raste kako se smanjuje potencijal ionizacije atoma inertnog plina. U osnovi kemija plemenitih plinova je kemija ksenona.

Ksenon reagira s fluorom:

310°C Xe + F2 XeF2;

200-250°C Xe + 3F2 XeF6;

–  –  –

Vodik zauzima prvo mjesto u sustavu. Ima jednu valentnu kinosimetričnu 1s orbitalu, koja sadrži samo jedan elektron. Zbog toga se zbog mnogih svojih svojstava svrstava i u prvu i u sedmu skupinu, u glavne podskupine. Prema vrijednosti elektronegativnosti (2.1), vodik zauzima prosječno mjesto među elementima (EOF = 4.1; EOCs = 0.7), stoga može djelovati i kao anionski i kationski tvorac, ovisno o elektronegativnosti atoma. u interakciji s njim.

Prema pravilima nomenklature binarnih spojeva, u hidride spadaju spojevi vodika s metalima, odnosno s elementima manje elektronegativnosti. Spojevi s nemetalima nisu hidridi. Naziv im je određen vrstom atoma koji je anion: vodikovi halogenidi HX (X – F, C1, Br, I), vodikovi halkogenidi (H2S, H2Se, H2Te) itd.

Poznato je da se u binarnim spojevima elektronegativniji element piše drugi. Konkretno, formulu amonijaka treba pisati kao H3N. Ali često se ovo pravilo ne poštuje zbog utvrđenih tradicija. Dakle, formulu metana treba pisati H4C (vodikov karbid), budući da je elektronegativnost vodika manja od elektronegativnosti ugljika (EOS = 2,6). Ali formule vodikovih analoga ugljika po skupinama napisane su kako zahtijeva nomenklatura (SiH4, GeH4, itd.)

d.). Slično je i kod spojeva s vodikom elemenata dušikove podskupine (H3N, PH3, AsH3, SbH3).

Posebnu ulogu u kemijskim karakteristikama elemenata imaju vodikovi spojevi. To je također uzeo u obzir D. I. Mendeleev.

Pokazalo se da je zbroj valencija elemenata koji se nalaze desno od Zintlove linije za vodik i najviše valencije za kisik uvijek jednak osam. Upravo su ti elementi karakterizirani stvaranjem hlapljivih vodikovih spojeva. Prema vrsti kemijske veze, vodikove spojeve p-elemenata možemo podijeliti na ionske (slane) i kovalentne. Hidridi slični soli nastaju interakcijom vodika s p-metalima.

Ali u usporedbi s hidridima alkalnih i zemnoalkalijskih metala, ionitet veze u vodikovim spojevima p-metala znatno je manji. Formalno, vodik u ovim spojevima zadržava oksidacijsko stanje -1.

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

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

Binarni spojevi s vodikom s pretežno kovalentnim tipom veze tvore p-elemente skupina IV-VII, u kojima vodik djeluje kao tvorac kationa. Vjeruje se da odgovarajući p-elementi imaju negativna oksidacijska stanja u spojevima s vodikom (EN4, EN3, EN2, EN), iako to nije uvijek u skladu s vrijednostima elektronegativnosti.

To je posebno vidljivo za p-elemente IV i V skupine. Tako se uzima da je oksidacijsko stanje silicija, germanija i kositra u odgovarajućim vodikovim spojevima -4, iako je elektronegativnost ovih elemenata 1,9; 2.0; 1.8, manja od elektronegativnosti vodika (2.1).

Toplinska stabilnost vodikovih spojeva opada odozgo prema dolje u skupinama. Dakle, PbH4, PoH2, AtH se ne dobivaju, a BiH3 se razgrađuje u trenutku izolacije. Smanjenje stabilnosti povezano je sa smanjenjem stupnja preklapanja elektronskih oblaka atoma koji međusobno djeluju zbog povećanja veličine.

Polarnost veza u vodikovim spojevima raste tijekom perioda i opada unutar podskupine od vrha prema dolje. Promjenom jakosti i polariteta veza vodikovih spojeva mijenja se njihov odnos prema vodi, kao i kiselinsko-bazna svojstva produkata otopljenih u vodi. Što je niža čvrstoća veze i što je veza polarnija, to se duž ove veze u otopinama lakše javlja elektrolitička ionizacija.

Kovalentni spojevi p-elemenata IV skupine slabo su topljivi u vodi (ali su dobro topljivi u nepolarnim organskim otapalima).

U vodenim otopinama polagano hidroliziraju uz oslobađanje vodika i stvaranje hidroksokompleksa:

–  –  –

Spojevi s vodikom p-elemenata VI skupine H2S, H2Se, H2Te su polarniji od spojeva prethodnih podskupina i otopljeni u vodi daju kiseline:

–  –  –

Snaga H2E kiselina raste od sumpora do telura.

Halogenidi su još polarniji spojevi. Vrlo su topljivi u vodi. Njihova voda

–  –  –

Vodikovi spojevi p-elemenata druge periode skupina V-VII (NH3, H2O, HF) značajno se razlikuju od svojih analoga u nizu svojstava. To je zbog njihove jake povezanosti zbog jakih vodikovih veza. Njihova tališta i vrelišta, te vrijednosti konstanti disocijacije u vodenim otopinama određeni su upravo ovim faktorom.

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

NH3 + H2O NH4+ + OH-;

H2O + H2O H3O+ + OH-;

H2O + HF H3O+ + F-.

H-O veza je polarnija od N-H veze, tako da slobodni elektronski par dušika lakše napada pozitivni vodikov ion u vodi, tvoreći donor-akceptorsku vezu. U slučaju HF, veza vodik-fluor je polarnija od veze O-H, pa je ovdje napadnut proton.

Rezultirajući F ion sposoban je formirati vodikovu vezu s HF molekulom:

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

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

Hidridi bora, aluminija i galija ponešto se razlikuju od ostalih vodikovih spojeva p-elemenata. Hidridi bora i galija vrlo su hlapljive, plinovite ili tekuće tvari, B2H6 i Ga2H6 su dimeri, plinovite tvari koje se lako razgrađuju vodom. Aluminijev hidrid je čvrsta polimerna tvar (AlH3)x koja se zagrijavanjem na 100°C raspada na elemente.

Oksidi

Kisik je drugi najelektronegativniji element u periodnom sustavu elemenata, stoga u većini binarnih spojeva s drugim elementima stvara anione. Izuzetak su spojevi s fluorom. U većini svojih binarnih spojeva, kisik pokazuje oksidacijsko stanje -2 (s iznimkom peroksida, superoksida i ozonida). Za p-elemente praktički nema oksida s čisto ionskom vrstom veze, čak ni u niskim oksidacijskim stanjima.

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

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

P-elementi koji tvore amfoterne okside odlikuju se prosječnim vrijednostima elektronegativnosti (unutar 1,4-1,8) i oksidacijskim stanjima +2 - +4. Oksidi elemenata koji se nalaze iznad linije bor-astat karakteriziraju pretežno kovalentni tip kemijske veze. Oksidi su kisele prirode. U ovom slučaju elektronegativnost i oksidacijsko stanje elemenata igraju važnu ulogu. Ako je pri oksidacijskom stupnju +4 elektronegativnost elementa veća od 1,8, oksid pokazuje kisela svojstva. Stoga su relativne elektronegativnosti ugljika, silicija i germanija u oksidacijskom stanju +4 2,0, 1,9, odnosno 2,0. To dovodi do činjenice da su oksidi ovih elemenata sastava EO2 kisele prirode. S oksidacijskim stanjima većim od četiri i visokim vrijednostima elektronegativnosti (više od dva), oksidi su kisele prirode.

Prema svom strukturnom tipu oksidi p-elemenata se dijele na koordinacijske i molekularne. Vrsta kristalne strukture oksida ovisi o prirodi kemijske veze. Dakle, u kristalnim strukturama s kovalentnom vezom koordinacijski brojevi ne bi smjeli prelaziti 4. Tako je u kubičnoj strukturi beta-kristobalita (SiO2) koordinacijski broj silicija četiri, a koordinacijski broj kisika dva.

Implementacija koordinacijske strukture u silicijevom dioksidu ukazuje na značajan udio ionizacije veze silicij-kisik. U ugljičnom dioksidu veza ostaje kovalentna zbog manje razlike elektronegativnosti između kisika i ugljika, a oksid ima molekularnu strukturu. Viši oksidi preostalih p-elemenata IV skupine GeO2, SnO2, PbO2 imaju kristalne rešetke rutilnog tipa, karakteristične za više ionske spojeve.

Pri prelasku na okside p-elemenata skupina V-VII uočava se povećanje broja molekularnih struktura i smanjenje broja koordinacijskih. Molekularne strukture karakterističnije su za lake elemente, a koordinacijske strukture karakterističnije za teške elemente. Tako u skupini V dušik, fosfor i arsen karakteriziraju molekularne strukture, antimonov oksid ima pseudomolekularnu lančanu strukturu ortorombskog sustava, a Bi2O3 ima koordinacijsku strukturu s bizmutovim koordinacijskim brojem 6. U skupini VI oksidi SO2 , SeO3 i SeO3 i TeO3; SeO2 je pseudomolekulski, a TeO2 koordinacijski. Svi oksidi halogena (klor, brom, jod) imaju molekularnu strukturu.

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

Mogu se podijeliti u dvije skupine:

1) netopljiv u vodi i praktički ne stupa u interakciju s njom (Al2O3, Ga2O3, PbO2, itd.);

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

Svi kiseli oksidi, bez obzira na njihov odnos prema vodi, reagiraju s alkalijama. Dakle, silicijev oksid netopljiv u vodi

SiO2 reagira s alkalijama:

SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O.

Istodobno, amfoterni oksidi u pravilu su otporni ne samo na vodu, već i na kiseline i lužine.

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

–  –  –

U odnosu na halogene, svi p-elementi su kationotvorni. Stoga najveći broj atoma halogena po jedinici formule često odgovara broju skupine u kojoj se element nalazi. Ovo posebno vrijedi za fluoride, budući da je fluor najelektronegativniji element i, kao što je gore spomenuto, lako stvara trocentralne hipervalentne veze. U nizu F - Cl - Br - I maksimalna kovalentnost za halogen opada. Čak iu interhalidnim spojevima, samo jod (IF7) pokazuje najveću kovalentnost za fluor. Postoji sumporov heksafluorid (SF6), ali ne postoji heksaklorid. Slično, za p-elemente V skupine, postoje viši halogenidi PF5 i PCl5, ali samo PBr3 i PI3. Ako p-element ima nekoliko oksidacijskih stanja, tada se halogenidi mogu formirati u svakom oksidacijskom stanju, ovisno o uvjetima sinteze. Stoga se halogenidi mogu klasificirati kao karakteristični spojevi, budući da jasno pokazuju odnos između položaja elementa u periodnom sustavu, njegovih karakterističnih oksidacijskih stanja i njihove stabilnosti kako u izoliranom stanju tako i pod različitim uvjetima. Fluor, kao najelektronegativniji element, potiče manifestaciju viših oksidacijskih stanja, a preostali halogeni potiču međusrednja oksidacijska stanja.

Strukture halogenida p-elemenata mogu se prilično grubo podijeliti na ionske i kovalentne. Kovalentni se pak mogu podijeliti na koordinacijske, molekularne i pseudomolekularne (slojevite, lančane). Ionske strukture imaju fluoridi metala koji se nalaze ispod linije bor-astat, te metali u nižim oksidacijskim stanjima (talij (I), olovo i kositar (II) halogenidi). Kloridi p-metala III skupine imaju slojevitu strukturu, osim GaCl3 i AlCl3, koji imaju molekularnu strukturu koja se sastoji od dimera Ga2Cl6 i Al2Cl6.

Ali čak iu tim spojevima postoji značajna kovalentna komponenta u kemijskoj vezi, što dokazuje amfoterna priroda ovih halogenida i njihova sklonost hidrolizi. Fluoridi su otporni na hidrolizu, drugi metalni halogenidi snažnije hidroliziraju, osobito galijevi i indijevi kloridi i bromidi.

Nemetalni halogenidi u nižim oksidacijskim stupnjevima (+1 ili +2) karakteriziraju molekularne strukture. U višim stupnjevima oksidacije, halogenidne strukture su ili molekularne ili pseudomolekularne. Molekularne halogenide karakterizira povećanje tališta i vrelišta ovisno o atomskom broju halogena. Najniža tališta i vrelišta imaju fluoridi (najčešće su to plinovite tvari u normalnim uvjetima), a najviša jodidi (tablica 9.13).

–  –  –

Takvi halogenidi dime se u zraku zbog hidrolize vodenom parom u zraku. Viši halogenidi ugljika, dušika, sumpora (SF6) slabo su topljivi u vodi i praktički ne hidroliziraju. Mnogi halogenidi p-elemenata karakterizirani su stvaranjem kompleksnih spojeva s halidima alkalijskih, zemnoalkalijskih metala i amonijem. To posebno vrijedi za fluoride. Stoga su fluoridni kompleksi vrlo česti za bor, aluminij i silicij (H, M3I, M2I). Stabilnost halidnih kompleksa opada u seriji F

Cl - Br - I. Često halogenidni kompleksi stabiliziraju oksidacijska stanja koja su u normalnom stanju nestabilna. Tako su za olovo poznati kompleksi tipa M2I za sve halogenidne ione, iako PbBr4 i PbI4 nisu dobiveni.

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

Hidroksidi

Hidroksidi se obično smatraju produktima interakcije oksida s vodom, neovisno o tome reagira li oksid s vodom ili ne. U vodi hidronijevi ioni i hidroksidni ioni postoje u ravnoteži. Stoga oksidi, u interakciji s vodom, pomiču ovu ravnotežu na bazičnu ili kiselu stranu. Prema tome, hidroksidi su karakteristični spojevi, budući da njihova svojstva određuju pripada li element metalima ili nemetalima. Ali karakteristična svojstva hidroksida pojavljuju se samo u vodenom okruženju. U drugim se otapalima kiselinsko-bazna svojstva hidroksida mogu promijeniti. Dakle, oksid N2O5 u vodenoj otopini daje jaku kiselinu, tj. ponaša se kao kiseli oksid. Ali dušična kiselina otopljena u tekućem fluorovodiku ponaša se kao baza, dodajući proton. Mnoge kiseline i baze u nevodenim otopinama mijenjaju stupanj disocijacije.

Opća formula hidroksida je E(OH)p.

Najveća vrijednost n može biti jednaka 8 (formalna vrijednost valencije elementa koja odgovara broju grupe). Ali središnji atom ne može držati veliki broj hidroksilnih skupina, jer je takvo stanje nestabilno zbog elektrostatskog odbijanja negativno nabijenih čestica. Povećana stabilnost postiže se smanjenjem koordinacijskog broja zbog eliminacije jedne ili više molekula vode. U ovom slučaju monodentatni OH- ligandi zamijenjeni su bidentatnim kisikovim ligandima. Što je manja veličina središnjeg atoma (što je njegovo oksidacijsko stanje veće), to je veći broj molekula vode koje se odvajaju kako bi se osigurala stabilnost koordinacijske sfere. Ova situacija je tipična za nemetalne hidrokside ili metalne hidrokside u visokim oksidacijskim stanjima (više od 3).

U drugom razdoblju, tijekom prijelaza s bora na dušik, atomski radijus se smanjuje, stoga se za bor u ortobornoj kiselini koordinacijsko okruženje sastoji od tri hidroksilne skupine (H3BO3), ali su poznati derivati ​​metaborne kiseline HBO2.

Za ugljik je stanje s četiri OH skupine nestabilno, a koordinacijska stabilnost postiže se eliminacijom jedne molekule vode:

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

Za dušik je stabilnost strukture osigurana odvajanjem dviju molekula vode:

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

Za p-elemente III razdoblja, stabilnost hidroksida slijedi ista pravila: s povećanjem broja skupine povećava se broj odvojenih molekula vode, budući da se veličina atoma smanjuje u istom smjeru. Ali unutar skupina C(+4) Si(+4), N(+5) P(+5) radijusi atoma rastu.

Stoga za silicij i fosfor, osim meta oblika (H2SiO3 i HPO3), postoje i orto oblici (H4SiO4 i H3PO4).

Formula ortofosforne kiseline odgovara eliminaciji jedne molekule vode:

Po analogiji s orto-formama silicijeve i fosforne kiseline, spojeve elemenata III razdoblja karakterizira sljedeći uzorak:

–  –  –

oni. s povećanjem stupnja oksidacije i smanjenjem veličine atoma, povećava se broj odcijepljenih molekula vode. Za hidrokside težih p-elemenata, broj vezanih hidroksoaniona raste s povećanjem veličine atoma od vrha do dna u skupini. No elementi IV razdoblja Ge, As, Se, Br zadržavaju istu ovisnost kao i p-elementi III razdoblja, budući da je povećanje atomskog polumjera elemenata od III do IV razdoblja (Si Ge, P As, S Se, Cl Br) je beznačajan. To je zbog 3d kompresije zbog popunjavanja cinosimetrične 3d podrazine u elementima razdoblja IV. Zbog 3d kompresije, formule odgovarajućih kiselina u najvišem oksidacijskom stanju su H4GeO4, H3AsO4, H3SeO4, HBrO4, tj. s povećanjem stupnja oksidacije dolazi do odvajanja molekula vode, kao u kiselinama elemenata III. Ali p-elemente V perioda karakteriziraju bogatiji hidratni oblici. Tako je za telur, osim H2TeO4, poznat i orto-oblik H6TeO6 (Te(OH)6), tj. bez gubitka vode. Za jod je osim HIO4 poznat H5IO6 uz gubitak samo jedne molekule vode.

Stoga se opća formula hidroksida može napisati kao EOm(OH)n, gdje je m = 0, 1, 2... 4, a n = 0, 1, 2... 6 u stvarnim hidroksidima. Pri m = 0 hidroksidi E(OH)n mogu imati i bazični i kiseli karakter, a s povećanjem broja hidroksilnih skupina u jedinici formule slabe bazična svojstva, a povećavaju kisela. Za hidrokside sastava E(OH)n (m = 0) bazičnost raste u podskupini odozgo prema dolje, što je povezano s povećanjem polumjera atoma i slabljenjem njegovog polarizirajućeg učinka.

Hidroksidi sastava EOm(OH)p (m 0) imaju isključivo kisela svojstva. To je zato što atomi kisika kovalentno vezani na element potiču polarizaciju O-H veze, čime se olakšava disocijacija kroz kiseli mehanizam. Kako m raste, jakost kiselina treba rasti.

Jakost kiselina praktički ne ovisi o vrijednosti n broja hidroksilnih skupina u jedinici formule, budući da je za polibazične kiseline koncentracija vodikovih iona u otopini uglavnom određena disocijacijom u prvom koraku. Kiseline poput E(OH)n (m = 0) vrlo su slabe. Dakle, H3BO3, HOCl, H6TeO6 imaju konstante disocijacije za prvi korak od 610-10 odnosno 510-8, 210-8. Kiseline poput EO(OH)p (m = 1) su slabe. Na primjer, za HClO2, HNO2, H2CO3, konstante disocijacije su 110-2, 40-4, 110-6, redom. Kiseline poput EO2(OH)n (m = 2) su jake (NNO3, H2SO4). Kiseline formule EO3(OH) (m = 3, n = 1) vrlo su jake.

Kiselo-bazna svojstva hidroksida mogu se otkriti samo kroz kemijsku interakciju. Kisela priroda hidroksida očituje se kada on stupa u interakciju sa spojem koji ima bazična svojstva, i obrnuto, bazična svojstva se pojavljuju kada stupa u interakciju s kiselim spojem. Stoga se amfoternost može smatrati univerzalnim svojstvom hidroksida. Ovisno o stupnju manifestacije kiselinsko-baznih svojstava, priroda disocijacije hidroksida u vodenom okruženju, kao i značajke interakcije oksida s vodom, prirodno se mijenjaju. Glavne vrste takve interakcije su sljedeće.

1. Oksidi tipičnih nemetala s vodom daju jake kiseline koje disociraju u okso-anione:

–  –  –

2. U interakciji s vodom, slabo kiseli oksidi tvore odgovarajuće kiseline, koje disociraju pretežno na kisele anione koji su slabo skloni daljnjoj disocijaciji:

–  –  –

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

–  –  –

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

5. Hidroksidi tipičnih metala, koji imaju jako izražena bazična svojstva, tvore u vodenim otopinama hidratizirane katione i anione OH-. Mnogi elementi karakterizirani su stvaranjem oksokacija kao što su SO2+ (tionil), SO22+ (sulfuril), SbO+ (antimonil).

Kontrolna pitanja

1. Po kojim kriterijima se elementi klasificiraju kao p-elementi?

2. Kolika je najveća kovalentnost p-elemenata III perioda?

3. Kako glasi Hume-Rotheryjevo pravilo?

4. Kako Zintlova linija prolazi kroz periodni sustav?

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

6. Zašto halogeni ne mogu formirati koordinacijske kristalne rešetke?

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

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

9. Što je bit pravila pariteta?

10. Što je objašnjenje pravila pariteta u BC metodi iu MO metodi?

11. U čemu je bit sekundarne periodičnosti?

12. Kako koncept "inertnog para" objašnjava smanjenje stabilnosti viših oksidacijskih stanja p-elemenata VI perioda?

13. Kako se distribucija gustoće elektrona za kainosimetrične orbitale razlikuje od distribucije gustoće elektrona za ostale orbitale?

14. Kako se mijenja priroda tvari prema broju p-elemenata IV skupine?

15. Kako 3d kompresija utječe na radijuse i elektronegativnost atoma p-elemenata?

16. Zašto je fluor najaktivniji element, unatoč činjenici da je njegov afinitet prema elektronu manji od klora?

17. Zašto su za p-elemente VI skupine potencijali ionizacije manji,

18. Što objašnjava tako nisko talište metalnog galija (29,8 °C)?

19. Kako se mogu promijeniti elektrovodljiva svojstva poluvodiča germanija?

20. Koja se pojava naziva “kositrena kuga”?

21. Koji produkti nastaju međudjelovanjem p-elemenata III skupine s kisikom?

22. Kako germanij i olovo reagiraju s dušičnom kiselinom?

23. Zašto je bijeli fosfor kemijski aktivniji od crvenog?

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

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

26. Zašto bromove spojeve u najvišem oksidacijskom stupnju karakterizira niska stabilnost?

27. Što objašnjava nisku kemijsku aktivnost “inertnih” plinova?

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

29. Koje se razlike uočavaju kada antimon reagira s dušičnom kiselinom različitih koncentracija?

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

Zadaci

1. Usporedite kemijska svojstva talija sa svojstvima njegovih analoga u podskupini. Navedite odgovarajuće jednadžbe.

2. Navedite kemijske reakcije koje ilustriraju poboljšanje metalnih svojstava u nizu Ge - Sn - Pb.

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

4. Nacrtati ovisnost Tmel = f(Z) za p-elemente VI skupine. Objasnite dobivenu ovisnost.

5. Koristeći referentne podatke o vrijednostima standardnih redoks potencijala reakcija X2 + 2e = 2H- (X – Cl, Br, I), zaključite o obrascu promjena u oksidativnoj sposobnosti X2 i redukciji sposobnost X- u vodenoj otopini.

6. Kolika je topljivost joda u vodi, alkoholu i drugim organskim otapalima? Čime se objašnjava topljivost joda u otopini kalijevog jodida?

7. Navedite što više znakova koji potvrđuju nemetalnu prirodu silicija.

8. Do koje vrste hibridizacije atomskih orbitala sumpora dolazi kada on tvori 2, 3, 6 veze?

9. Napišite reakcije aluminija, galija i indija s natrijevim hidroksidom. Koristeći referentne podatke, zaključite za koji je element ova reakcija najtipičnija.

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

dodatna literatura

1. Akhmetov N. S. Opća i anorganska kemija. M.: Više. škola, 1989. 384 str.

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

3. Remy G. Tečaj anorganske kemije. T. 1. M.: Mir, 1972. P. 314 Ripan R., Ceteanu I. Anorganska kemija. T. 1. M.: Mir, S. 264 Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. Opća i anorganska kemija.

M.: Kemija, str. 326-491.

6. Ugai Ya. A. Anorganska kemija. M.: Više. škola, 1989. P.

PRIMJENA U DIJAGNOSTICI ATMOSFERE Specijalnost 01.04.21 – laserska fizika SAŽETAK disertacije za znanstveni stupanj doktora fizike...” PALEOKLIMA UDK (517.1) DINAMIKA RAZVOJA PRIRODNOG OKOLIŠA NA KRAJU PLEISTOCENA I HOLOCEN ZAPADNOG DIJELA TOJINSKA... "predstavljen..." navodi Sažetak disertacije za znanstveni stupanj kandidata fizikalnih i matematičkih znanosti..." 5, Chisinau, MD-2028, Republika Moldavija Prigodom 60. obljetnice akademske znanosti, značajnog datuma u nacionalnim razmjerima, u atmosferi velike preparativne..." metil metakrilat, divinil eter dietilen glikola i ionsko izmjenjivačke smole Specijalnost 02.00.09 “Kemija visokih energija" Disertacija za natječaj iz...” CVM RADI U SUSTAVU AUTOMATIZIRANOG PRIKUPLJANJA INFORMACIJA...” 02.00.04. – Fizička kemija SAŽETAK disertacije za znanstveni stupanj kandidata kemijskih znanosti Omsk 2011. Rad je izveden na Sveučilištu ... "

"PULSE 4.2 G e V / s ON NUCLEON Predan časopisu 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 PROSTORNA STRUKTURA AMILOIDOGENIH A PEPTIDA I NJIHOVIH KOMPLEKSA S MODELNIM MEMBRANAMA U OTOPINAMA METODAMA NMR SPEKTROSKOPIJE 01.04.07 – fizika kondenzirane tvari SAŽETAK disertacije za znanstveni stupanj kandidata fizikalnih i matematičkih znanosti Kazan – 2013. Rad završen.. .”

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

Poglavlje 14. Kemija s-elemenata. Natrij i kalij. Magnezij i kalcij

14.1. Opće karakteristike elemenata IA i IIA skupine

Grupa IA uključuje litij, natrij, kalij, rubidij i cezij. Ti se elementi nazivaju alkalnim elementima. U istu skupinu spada i umjetno dobiveni malo proučeni radioaktivni (nestabilni) element francij. Ponekad je vodik također uključen u skupinu IA (vidi Poglavlje 10). Dakle, ova skupina uključuje elemente iz svakog od 7 razdoblja.
Grupa IIA uključuje berilij, magnezij, kalcij, stroncij, barij i radij. Posljednja četiri elementa imaju skupni naziv – zemnoalkalijski elementi.
Kada se govori o tome koliko se često atomi određenog elementa nalaze u prirodi, obično ukazuju na njegovu rasprostranjenost u zemljinoj kori. Zemljina kora odnosi se na atmosferu, hidrosferu i litosferu našeg planeta. Dakle, četiri od ovih trinaest elemenata su najzastupljenija u zemljinoj kori: Na ( w=2,63%), K ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) i Ca ( w= 3,38%). Ostali su mnogo rjeđi, a francij uopće nije pronađen.
Orbitalni polumjeri atoma ovih elemenata (osim vodika) variraju od 1,04 A (za berilij) do 2,52 A (za cezij), odnosno za sve atome prelaze 1 angstrom. To dovodi do činjenice da su svi ovi elementi pravi metalni elementi, a berilij je amfoteran metalni element.
Opća valentna elektronička formula elemenata skupine IA je ns 1. i elementi grupe IIA – ns 2 .
Velike veličine atoma i mali broj valentnih elektrona dovode do činjenice da atomi ovih elemenata (osim berilija) imaju tendenciju da odustanu od svojih valentnih elektrona. Atomi elemenata IA skupine najlakše odustaju svoje valentne elektrone (vidi Prilog 6), dok jednonabijeni kationi nastaju iz atoma alkalnih elemenata, a dvonabijeni kationi nastaju iz atoma zemnoalkalijskih elemenata i magnezija. Oksidacijsko stanje u spojevima alkalnih elemenata je +I, a elemenata IIA skupine +II.
Jednostavne tvari nastali od atoma tih elemenata su metali. Litij, natrij, kalij, rubidij, cezij i francij nazivaju se alkalijskim metalima jer su njihovi hidroksidi lužine. Kalcij, stroncij i barij nazivaju se zemnoalkalijskim metalima. Kemijska aktivnost ovih tvari raste kako se povećava atomski radijus.
Od kemijskih svojstava ovih metala najvažnija su redukcijska svojstva. Alkalijski metali su najjači redukcijski agensi. Metali elemenata skupine IIA također su prilično jaki redukcijski agensi.
Svi oni (osim berilija) reagiraju s vodom (magnezij kada se kuha):
2M + 2H20 = 2M aq+2OH aq+H2,
M + 2H2O = M2 + 2OH + H2.

U slučaju magnezija, kalcija i stroncija, zbog niske topljivosti nastalih hidroksida, reakcija je popraćena stvaranjem taloga:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Alkalijski metali reagiraju s većinom nemetala:
2M + H 2 = 2MH (kada se zagrije),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (u normalnim uvjetima),
2M + S = M 2 S (kada se zagrije).

Od alkalnih metala, kada se spali u kisiku, uobičajeni oksid tvori samo litij. Preostali alkalijski metali stvaraju perokside (M 2 O 2) odn superoksidi(MO 2 – spojevi koji sadrže superoksidni ion s formalnim nabojem od –1 e).
Poput alkalnih metala, metali elemenata skupine IIA reagiraju s mnogim nemetalima, ali pod težim uvjetima:
M + H 2 = MH 2 (kada se zagrije; osim berilija),
2M + O 2 = 2MO (u normalnim uvjetima; Be i Mg - pri zagrijavanju),
M + Cl 2 = MCl 2 (u normalnim uvjetima),
M + S = MS (kada se zagrije).
Za razliku od alkalnih metala, oni s kisikom tvore obične okside.
Samo magnezij i berilij mirno reagiraju s kiselinama, ostale jednostavne tvari reagiraju vrlo burno, često s eksplozijom.
Berilij reagira s koncentriranim otopinama alkalija:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

U skladu sa svojim položajem u nizu napona, samo berilij i magnezij reagiraju s otopinama soli, dok ostali metali u ovom slučaju reagiraju s vodom.
Kao jaki redukcijski agensi, alkalijski i zemnoalkalijski metali reduciraju mnoge manje aktivne metale iz svojih spojeva, na primjer, kada se zagrijava, dolazi do sljedećih reakcija:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Industrijska metoda proizvodnje zajednička svim alkalijskim metalima i metalima skupine IIA je elektroliza rastaljenih soli.
Osim berilija oksidi od svih elemenata koji se razmatraju su osnovni oksidi, i hidroksidi– jake baze (u beriliju su ovi spojevi amfoterni, magnezijev hidroksid je slaba baza).
Jačanje osnovnih svojstava hidroksida s porastom atomskog broja elementa u skupini lako se uočava u nizu hidroksida elemenata IIA skupine. Be(OH) 2 je amfoteran hidroksid, Mg(OH) 2 je slaba baza, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 i Ba(OH) 2 su jake baze, ali s porastom atomskog broja njihova topljivost raste, a Ba( OH) 2 već možemo svrstati u alkalije.

SUPEROKSIDI
1. Napraviti skraćene elektroničke formule i energetske dijagrame atoma elemenata skupina IA i IIA. Označite vanjske i valentne elektrone.
2. Zbog kojih se razloga vodik svrstava u skupinu IA, a zbog kojih u skupinu VIIA?
3. Sastavite jednadžbe reakcija sljedećih tvari s viškom kisika: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4. Kristali određene tvari sastoje se od jednostruko nabijenih iona. Svaki ion sadrži 18 elektrona. Sastavite a) najjednostavniju formulu tvari; b) skraćene elektroničke formule iona; c) jednadžba jedne od reakcija za dobivanje ove tvari; d) dvije jednadžbe reakcije koje uključuju tu tvar.

14.2. Natrij i kalij

Natrij i kalij najvažniji su alkalni elementi.
Jednostavne tvari, formirani od ovih elemenata, mekani su, topljivi srebrnasti metali, lako se režu nožem i brzo oksidiraju na zraku. Čuvaju se pod slojem kerozina. Talište natrija je 98 °C, a kalija 64 °C.
Oksidi Ovi elementi su tipični bazični oksidi. Vrlo su higroskopni: upijajući vodu pretvaraju se u hidrokside.
Hidroksidi natrij i kalij su lužine. To su čvrste, bezbojne kristalne tvari koje se tope bez raspadanja. Poput oksida, oni su vrlo higroskopni: apsorbirajući vodu, pretvaraju se u koncentrirane otopine. I čvrsti hidroksidi i njihove koncentrirane otopine vrlo su opasne tvari: u dodiru s kožom uzrokuju teško zacjeljujuće čireve, a udisanje njihove prašine dovodi do oštećenja dišnih putova. Natrijev hidroksid (trivijalni nazivi - kaustična soda, kaustična soda) jedan je od najvažnijih proizvoda kemijske industrije - koristi se za stvaranje alkalne sredine u mnogim kemijskim industrijama. Kalijev hidroksid (trivijalni naziv je "kaustični kalij") koristi se za proizvodnju drugih spojeva kalija.
Većina srednje soli natrij i kalij su toplinski stabilne tvari i razlažu se samo na vrlo visokim temperaturama. Umjerenim zagrijavanjem razlažu se samo soli halogeniranih oksokiselina, nitrati i neki drugi spojevi:

NaClO 4 = NaCl + 2O 2;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Kisele soli su manje stabilne; zagrijavanjem se sve raspadaju:

2NaHS = Na2S + H2S;
2NaHSO4 = Na2S207 + H20;
2NaHCO3 = Na2CO3 + H20 + CO2;
NaH2P04 = NaP03 + H20;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Ovi elementi ne tvore bazične soli.

Od soli najvažniji je natrijev klorid – kuhinjska sol. Nije samo nužna komponenta hrane, već i sirovina za kemijsku industriju. Iz njega se dobiva natrijev hidroksid, soda bikarbona (NaHCO 3), soda (Na 2 CO 3) i mnogi drugi natrijevi spojevi. Kalijeve soli su neophodna mineralna gnojiva.
Gotovo sve natrijeve i kalijeve soli su topive, pa su dostupne kvalitativne reakcije na ione ovih elemenata ne. (Kvalitativne reakcije su kemijske reakcije koje omogućuju otkrivanje atoma ili iona bilo kojeg kemijskog elementa u spoju, dok dokazuju da su upravo ti atomi ili ioni otkriveni, a ne neki drugi njima slični po kemijskim svojstvima. Također se nazivaju i reakcije , što omogućuje otkrivanje bilo koje tvari u smjesi) Prisutnost natrijevih ili kalijevih iona u spoju može se odrediti bojanjem bezbojnog plamena kada mu se doda ispitni uzorak: u slučaju natrija, plamen postaje žut, a kod kalija ljubičasta.

KVALITATIVNE REAKCIJE
Napišite jednadžbe reakcija koje karakteriziraju kemijska svojstva a) natrija, b) kalijevog hidroksida, c) natrijeva karbonata, d) natrijeva hidrosulfida.
Bojenje plamena natrijevim i kalijevim solima

14.3. Magnezij i kalcij

Jednostavne tvari magnezij i kalcij su metali. Kalcij brzo oksidira na zraku, no magnezij je puno stabilniji u tim uvjetima - oksidira samo s površine. Kalcij je pohranjen ispod sloja kerozina. Talište magnezija je 650, a kalcija 851 °C. Magnezij i kalcij mnogo su tvrđe tvari od alkalnih metala. Mala gustoća magnezija (1,74 g/cm3) uz značajnu čvrstoću omogućuje korištenje njegovih legura u zrakoplovnoj industriji.
I magnezij i kalcij jaki su redukcijski agensi (osobito kada se zagrijavaju). Često se koriste za redukciju drugih, manje aktivnih metala iz njihovih oksida (magnezija u laboratoriju, a kalcija u industriji).
Magnezij i kalcij su među rijetkim metalima koji reagiraju s dušikom. Zagrijavanjem stvaraju s njim nitride Mg 3 N 2 i Ca 3 N 2. Stoga se magnezij i kalcij pri spaljivanju na zraku pretvaraju u smjesu oksida i nitrida.
Kalcij lako reagira s vodom, ali magnezij reagira tek kad se prokuha. U oba slučaja dolazi do oslobađanja vodika i stvaranja slabo topljivih hidroksida.
Oksidi magnezij i kalcij su ionske tvari; po kemijskom ponašanju su bazični oksidi. Magnezijev oksid ne reagira s vodom, ali kalcijev oksid (trivijalni naziv je "živo vapno") reagira burno, oslobađajući toplinu. Dobiveni kalcijev hidroksid u industriji se naziva "gašeno vapno".
Hidroksid Magnezij je netopljiv u vodi, ali je baza. Kalcijev hidroksid je primjetno topljiv u vodi; njegova zasićena otopina naziva se "vapnena voda", alkalna je otopina (mijenja boju indikatora). Kalcijev hidroksid u suhom, a osobito u mokrom stanju apsorbira ugljični dioksid iz okolnog zraka i prelazi u kalcijev karbonat. Ovo svojstvo gašenog vapna koristi se u građevinarstvu već stoljećima: gašeno vapno kao glavni sastojak bilo je dio građevinskih vapnenih mortova, koji su danas gotovo u potpunosti zamijenjeni cementnim. Oba hidroksida se pri umjerenom zagrijavanju raspadaju bez taljenja.
Soli Magnezij, a posebno kalcij nalaze se u mnogim mineralima koji tvore stijene. Od ovih stijena najpoznatiji su kreda, mramor i vapnenac, čija je glavna tvar kalcijev karbonat. Zagrijavanjem se kalcijevi i magnezijevi karbonati razgrađuju na odgovarajuće okside i ugljikov dioksid. S vodom koja sadrži otopljeni ugljikov dioksid, ti karbonati reagiraju u otopine hidrogenkarbonata, na primjer:

MCO3 + CO2 + H2O = M2 + 2HCO3.

Pri zagrijavanju, pa čak i pri pokušaju izdvajanja bikarbonata iz otopine uklanjanjem vode na sobnoj temperaturi, oni se razgrađuju obrnutom reakcijom:

M2 + 2HCO3 = MCO3 + CO2 + H2O.

Hidratizirani kalcijev sulfat CaSO 4 ·2H 2 O je bezbojna kristalna tvar, slabo topljiva u vodi. Zagrijavanjem se djelomično dehidrira, pretvarajući se u kristalni hidrat sastava 2CaSO 4 ·H 2 O. Trivijalni naziv za dihidrat hidrat je gips, a poluhidrat je alabaster. Kada se alabaster pomiješa s vodom, on hidratizira, stvarajući gustu, čvrstu masu gipsa. Ovo svojstvo alabastera koristi se u medicini (gipsani odljevci) i građevinarstvu (pojačane gipsane pregrade, brtvljenje nedostataka). Kipari koriste alabaster za izradu gipsanih modela i kalupa.
Kalcijev karbid (acetilenid) CaC 2. Strukturna formula (Ca2)(CC). Dobiva se sinterovanjem živog vapna s ugljenom:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Ova ionska tvar nije sol i potpuno se hidrolizira vodom u acetilen, koji se dugo vremena dobivao na ovaj način:

CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2.

Hidrirani magnezijev ion 2 je kationska kiselina (vidi Dodatak 13), stoga se topive magnezijeve soli podvrgavaju hidrolizi. Iz istog razloga može nastati magnezij bazične soli, na primjer Mg(OH)Cl. Hidrirani ion kalcija nije kationska kiselina.
Kalcij u spoju može se otkriti po boji plamena. Boja plamena je narančasto-crvena. Kvalitativna reakcija na ione Ca 2, Sr 2 i Ba 2, koja, međutim, ne dopušta razlikovanje ovih iona jedan od drugog - taloženje odgovarajućih sulfata s razrijeđenom otopinom sulfatne kiseline (ili bilo kojom otopinom sulfata u kiseloj sredini):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4.

1. Zašto magnezij i kalcij ne tvore jednostruko nabijene ione?
2. Napišite opisne jednadžbe za sve reakcije navedene u odlomku.
3. Napravite jednadžbe reakcija koje karakteriziraju kemijska svojstva a) kalcija, b) kalcijeva oksida, c) magnezijeva hidroksida, d) kalcijeva karbonata, e) magnezijeva klorida.
Proučavanje svojstava spojeva magnezija i kalcija

s-Elementi - To su elementi za koje se popunjava s-podrazina. Ovi elementi nalaze se u glavnim podskupinama prve i druge skupine. U S-elemente prve skupine spadaju vodik i alkalijski metali, a u drugu skupinu spadaju berilij, magnezij i zemnoalkalijski metali. DO s-elementi također uključuju inertni plin helij.

Grupa 1 s-metala uključuje: litij ( Li), natrij ( Na), kalij ( DO), rubidij ( Rb), cezij ( Cs) i Francuska ( Fr). Ti se metali nazivaju alkalijama, budući da dva glavna predstavnika (natrij i kalij) tvore jake baze - lužine. Na vanjskoj energetskoj razini atoma ovih elemenata postoji jedan elektron, kojeg atomi alkalnih metala lako odustaju, pretvarajući se u jednostruko nabijene katione. Povećanjem atomskog broja elemenata povećavaju se radijusi atoma, što dovodi do povećane redukcijske aktivnosti. Alkalne metale karakterizira mala tvrdoća, niska gustoća i niska tališta.

s-elementi druge skupine uključuju: berilij ( Ve), magnezij ( Mg) i zemnoalkalijski metali - kalcij ( Sa), stroncij ( Sr), barij ( Va) i radij ( Ra). Berilij i magnezij značajno se razlikuju od ostalih elemenata ove skupine. Berilij je amfoteran metal. Magnezij tvori slabu bazu, dok zemnoalkalijski metali stvaraju jake baze. Ovi metali imaju dva elektrona na vanjskoj razini i relativno ih lako odustaju, pretvarajući se u dvostruko nabijene katione. Imaju veću tvrdoću od alkalnih metala i prilično visoka tališta.

Ovi su metali vrlo kemijski reaktivni. Njihova aktivnost može se odrediti njihovim položajem u elektrokemijskom nizu. Treba napomenuti da je litij najaktivniji metal po svom položaju u elektrokemijskom nizu (φ 0 = - 3,045 V), iako je po položaju u periodnom sustavu, u usporedbi s drugim alkalijskim metalima, najslabiji redukcijski agens.

To je posljedica činjenice da je položaj metala u elektrokemijskom nizu određen zbrojem triju veličina:

1) energija razaranja kristalne rešetke;

2) energija ionizacije metala;

3) energija hidratacije nastalog iona.

Energije razaranja kristalne rešetke za ove su metale približno iste. Energija ionizacije atoma litija u podskupini je najveća (E = 5,39 eV), ali je energija hidratacije litijeva iona, zbog malog radijusa, nenormalno visoka. Na temelju zbroja ove tri vrijednosti, litij u vodenoj otopini je elektrokemijski najaktivniji metal.

U interakciji alkalnih metala s atmosferskim kisikom: litij stvara oksid (Li 2 O), natrij - peroksid (Na 2 O 2), a kalij, rubidij i cezij - superokside (MeO 2). Berilij, magnezij i zemnoalkalijski metali lako oksidiraju na zraku stvarajući okside.

Oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala reagiraju s vodom i tvore hidrokside:

K 2 O + H 2 O → 2 KOH,

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2.

Peroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala mogu u interakciji s ugljičnim dioksidom oslobađati kisik, što omogućuje njihovu upotrebu u sustavima regeneracije zraka:

2BaO 2 + 2CO 2 → 2BaCO 3 + O 2.

Alkalijski i zemnoalkalijski metali također reagiraju s drugim nemetalima: halogenima, sumporom, dušikom, vodikom. U tom slučaju nastaju odgovarajući halogenidi, sulfidi, nitridi i hidridi. Na primjer,

2Na + H 2 → 2NaH.

Hidridi se potpuno razgrađuju vodom pri čemu nastaju vodik i metalni hidroksid. Na primjer,

CaH 2 + 2HON → Ca(OH) 2 + 2H 2.

Ovi metali istiskuju vodik iz vode, budući da su u elektrokemijskom nizu lijevo od aluminija. Na primjer,

Ca + 2HON → Ca(OH) 2 + H 2.

Berilij i magnezij sporo reagiraju s vodom zbog niske topljivosti nastalih hidroksida.

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

Be(OH) 2 + 2HCl ↔ BeCl 2 + 2H 2 O,

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

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

Najčešći spojevi ovih elemenata su sljedeći:

NaCl - natrijev klorid (kuhinjska sol) konzervans za hranu;

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

Na 2 CO 3 - natrijev karbonat (soda pepeo);

NaHCO 3 - natrijev bikarbonat (soda bikarbona);

Kalij je u obliku kalijevih soli neophodan za ishranu biljaka.

Biljke trebaju magnezij jer je dio klorofila.

CaO - kalcijev oksid (živo vapno);

Ca(OH) 2 - kalcijev hidroksid (gašeno vapno) ima široku primjenu u građevinarstvu;

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

CaCO 3 - kalcijev karbonat (vapnenac, kreda, mramor). Njegovom toplinskom razgradnjom nastaju živo vapno i ugljikov dioksid.

CaCO 3 = CaO + CO 2.

Treba napomenuti da su spojevi natrija, kalija, kalcija i magnezija neophodni za život živih organizama.

Vodik i helij također se odnose na s-elemente. Ovi elementi su na prvom mjestu po zastupljenosti u Svemiru: vodik je na prvom, a helij na drugom mjestu.

Sadržaj vodika na Zemlji je ~1%, ali H2 se gotovo nikad ne nalazi u slobodnom obliku. Dio je raznih spojeva. Vodik postoji u obliku tri izotopa: protij 1 1 H, deuterij 2 1 D i tricij 3 1 T. U prirodi postoji 1 atom deuterija na svakih 6800 atoma vodika. Zbog velike razlike u masi, fizikalna i kemijska svojstva izotopa vodika i spojeva koje oni tvore prilično se razlikuju. Jedan od najčešćih kemijskih spojeva vodika u prirodi je voda. Na primjeru ovog spoja bit će prikazan opći pristup analizi strukture i svojstava kemijskih spojeva.

Helij se na Zemlji nalazi samo u atmosferi i njegov sadržaj je nizak. Kemijski je inertna tvar, stoga se koristi u autogenom zavarivanju za stvaranje inertne okoline. Talište helija je 271,4 o C (pri tlaku od 3,0 MPa), a vrelište je 269,9 o C, što mu omogućuje upotrebu kao rashladnog sredstva u fizici niskih temperatura.

Blok s-elemenata uključuje 13 elemenata, kojima je zajednička izgradnja s-podrazine vanjske energetske razine u njihovim atomima. Elektronska formula vanjske ljuske elemenata skupine IA i vodika je ns 1, a elemenata skupine IIA i helija je ns 2. Iako su vodik i helij klasificirani kao ks-elementi, zbog njihovih specifičnih svojstava preporučljivo ih je razmatrati odvojeno.

Kao što slijedi iz elektroničkih formula, elementi skupine IA imaju jedan s-elektron na vanjskoj energetskoj razini, a elementi skupine IIA dva elektrona.

Kemijska svojstva s-elemenata IA i IIA skupine su slična. s-elementi lako doniraju valentne s-elektrone, tj. jaki su redukcijski agensi. Elementarne tvari tipični su metali sjaja, visoke električne i toplinske vodljivosti te su kemijski vrlo aktivni.

s-elementi imaju niske energije ionizacije pri relativno velikim radijusima atoma i iona. Oni u pravilu tvore spojeve s ionskom vrstom veze, s izuzetkom vodika, koji u spojevima čak i s najelektronegativnijim elementima (na primjer, u vodi) karakterizira pretežno kovalentna veza. Djelomično kovalentna priroda veza u spojevima javlja se u određenoj mjeri u litiju, beriliju i magneziju.

Većina prirodnih spojeva natrija, kalija, kalcija i stroncija topljivi su u vodi i slabim kiselinama, pa stoga ioni ovih metala mogu migrirati iz vodenih otopina u tijelo biljaka, životinja i ljudi.

Vodik, natrij, kalij, magnezij, kalcij vitalni su za žive i biljne organizme.

2. Vodik i njegovi spojevi.

Vodik je najlakši s-element. Elektronska formula valentne ljuske je 1s 1. Vodik je makroelement i ima važnu ulogu u živim organizmima. U periodnom sustavu vodik se nalazi zajedno s alkalijskim metalima i halogenima. Doista, vodik je sličan elementima skupine IA - alkalijskim metalima (stvaranje H + iona, redukcijska sposobnost, interakcija s nemetalima).

Međutim, vodik ima mnogo veću sličnost s halogenima: plinovito stanje u normalnim uvjetima, dvoatomna molekula jednostavne tvari H 2, nepolarna veza u molekuli H 2, polarne veze u spojevima s nemetalima, stvaranje hidridnog iona H - u spojevima s metalima NaH, CaH 2 (slično ionu G u metalnim halogenidima NaG, CaG 2).

Dakle, vodik je element sa specifičnim svojstvima i treba ga promatrati zasebno.

Glavna značajka atoma vodika je da se, za razliku od drugih elemenata, njegov valentni elektron nalazi izravno u polju djelovanja atomske jezgre, budući da nema međuelektronskih ljuski koje se nalaze u drugim elementima. Još jedna razlika između vodika je u tome što je ionizirani atom - H + ion je elementarna čestica - proton vrlo male veličine (10 -15 m).

Vodik je jedan od najzastupljenijih elemenata u svemiru.

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

Poznata su tri izotopa vodika: protij (H), deuterij (D), tricij (T). Protij i deuterij su stabilni izotopi, tricij je radioaktivan (vrijeme poluraspada 12,5 godina).

Trenutno se deuterij široko koristi kao oznaka koja se uvodi u razne lijekove za proučavanje njihove farmakokinetike.

Tricij, koji je emiter β-čestica, također se široko koristi. Ovaj se izotop koristi kao tragač za proučavanje različitih metaboličkih reakcija i za dijagnosticiranje niza bolesti. Reagensi obilježeni tricijem posebno se često koriste u proučavanju mehanizma djelovanja enzima.

Tricij se koristi za određivanje ukupne količine vode u tijelu. Da bi se to postiglo, u tijelo se unosi određena količina vode koja sadrži određeni udio tricija. Nakon potpunog upijanja ubrizgane vode uzima se uzorak krvnog seruma iu njemu se određuje radioaktivnost tricija. Poznavajući radioaktivnost primijenjene količine vode i radioaktivnost krvnog seruma, moguće je izračunati ukupnu količinu vode u tijelu.

Iako deuterij nije radioaktivan, pri radu s deuteriranim spojevima moraju se uzeti u obzir toksični učinci deuterija na žive organizme.

Jednostavne tvari. Vodik tvori dvoatomne molekule. Prisutnost tri izotopa određuje sposobnost vodika da formira molekule protija H 2, deuterija D 2, tricija T 2, protodeuterija HD, prototricija NT, deuterotricija DT.

Od najvećeg interesa u vezi s visokom zastupljenošću izotopa protija u zemljinoj kori i živim organizmima su svojstva jednostavne tvari protija H 2 - dihidrogena, u daljnjem tekstu jednostavno vodik.

Vodik je najlakši od svih plinova. Slabo topljiv u vodi, ali dobro topiv u nekim metalima: Pt, Pd itd. Zbog nepolarnosti i velike čvrstoće molekule H2 na sobnoj temperaturi vodik je neaktivan i stupa u interakciju samo s fluorom. Kada se zagrijava, vodik reagira s mnogim nemetalima - klorom, bromom, sumporom, kisikom itd. Reducirajuća sposobnost vodika koristi se za dobivanje nekih jednostavnih tvari iz oksida i halogenida. Na primjer, na visokim temperaturama, bakrov (II) oksid se reducira:

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

Zbog visokog polarizirajućeg učinka, proton nikada ne postoji kao takav, on se nužno spaja s drugim atomima i molekulama, na primjer, s vodom, vodikov ion H + tvori oksonijev ion H 3 O +. U ljudskom tijelu, u spojevima s ugljikom, dušikom i sumporom, vodik je kovalentnom vezom. Manji dio vodika nalazi se u obliku oksonijevog iona H3O+ (na primjer, u želučanom soku). Oksonijevi ioni sadržani u želučanom soku pokazuju, s jedne strane, antimikrobni učinak - ubijaju mnoge mikroorganizme unesene u želudac hranom. S druge strane, ioni H 3 O + imaju katalitički učinak - uz njihovo sudjelovanje dolazi do hidrolizacije proteina, polisaharida i drugih bioorganskih spojeva.

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

U svim spojevima koji se nalaze u živim organizmima vodik ima oksidacijsko stanje +1.

Zajedno sa sposobnošću da donira elektron, atom vodika može dobiti elektron. U tom slučaju nastaje negativan vodikov ion - hidrid - H -, koji ima stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina helija. U obliku H iona vodik se nalazi u spojevima s aktivnim metalima – hidridima. Kada vodik stupa u interakciju s takvim metalima, očituje se njegova oksidacijska sposobnost.

Biološka uloga najvažnijih vodikovih spojeva i njihova primjena u medicini. Voda je jedan od najvažnijih i najraširenijih spojeva vodika na Zemlji. Vodeni prostor zauzima gotovo 75% površine zemaljske kugle. Tijelo odrasle osobe sadrži u prosjeku 65-67% vode, u embrijima (4 mjeseca) - 94, u novorođenčadi - 74%.

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

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

U medicinskoj praksi koristi se još jedan vodikov spoj - vodikov peroksid H 2 O 2. Ovaj spoj je važan metabolički nusprodukt.

P Vodikov oksid je bezbojna, prozirna tekućina. U dodiru s kožom i sluznicom izaziva osjećaj peckanja. Struktura molekule H 2 O 2 prikazana je na sl. 6.1. Molekula H 2 O 2 je polarna, dipolni moment p = 7,1 D. Prisutnost usamljenih parova elektrona na atomima kisika omogućuje stvaranje donorsko-akceptorskih veza vodikovog peroksida s ligandima - akceptorima elektrona.

Oksidacijsko stanje kisika u H 2 O 2 je -1, tj. ima srednju vrijednost između oksidacijskog stanja kisika u vodi (-2) i elementarnog kisika O 2 (0). Iz toga slijedi da vodikov peroksid može pokazivati ​​i svojstva oksidirajućeg sredstva i svojstva redukcijskog sredstva (redoks dualnost). Međutim, vodikov peroksid je više karakteriziran oksidirajućim svojstvima. Većina tvari koje se susreću u praksi imaju niži redoks potencijal i H 2 O 2 ih može oksidirati. Samo relativno mala skupina tvari može reducirati vodikov peroksid.

Primjer reakcije u kojoj H 2 O 2 djeluje kao oksidacijsko sredstvo je oksidacija nikal (II) sulfida u kiselom mediju do elementarnog sumpora:

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

U interakciji s vrlo jakim oksidacijskim sredstvima, na primjer s PbO 2 u kiseloj sredini, H 2 O 2 djeluje kao redukcijsko sredstvo:

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

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

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

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

Vodene otopine vodikovog peroksida su stabilnije, na hladnom mjestu mogu se čuvati dulje vrijeme. Vodikov peroksid se obično prodaje u obliku 30% vodene otopine - perhidrola.

Tipično, u mitohondrijima, atomi vodika, odvojeni od supstrata dehidrogenazama, prenose svoje elektrone kroz lanac prijenosnika na kisik O2, koji se reducira u vodu:

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

Za stanicu je vrlo važno da se dodavanjem 4 elektrona molekula kisika reducira na dvije molekule vode. Kada kisik nije potpuno reduciran, npr. u slučaju adicije 2 elektrona, nastaje vodikov peroksid:

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

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

O 2 + e - = O 2 -

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

Fe 2+ + H 2 O 2 → OH + OH - + Fe 3+

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

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

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Oslobođeni kisik sudjeluje u daljnjim procesima biološke oksidacije.

U medicinskoj praksi vodikov peroksid se uglavnom koristi kao vanjsko baktericidno sredstvo. Djelovanje H 2 O 2 temelji se na oksidacijskoj sposobnosti vodikovog peroksida i neškodljivosti njegovog redukcijskog produkta - vode. Pri liječenju rana oslobođeni kisik ima dvojaku ulogu:

1) ima antimikrobni, dezodorirajući i depigmentirajući učinak, ubijajući mikrobna tijela;

2) stvara pjenu, pospješujući prijelaz čestica raspadanja tkiva u suspenziju i čišćenje rana.

Kao farmakopejski pripravak koristi se 3% vodena otopina vodikovog peroksida, za izbjeljivanje kose 6% otopina vodikovog peroksida. U obliku 30% otopine vodikovog peroksida koristi se u liječenju bradavičastog oblika lichen planusa i za uklanjanje juvenilnih bradavica.

Uz redoks svojstva, H 2 O 2 pokazuje i acidobazna svojstva. U molekuli vodikovog peroksida veze između atoma vodika i kisika su polarne, stoga se u vodenoj otopini vodikov peroksid ponaša kao vrlo slaba dibazična kiselina, tj. odvaja protone. H 2 O 2 ionizira u maloj mjeri u prvom koraku:

H 2 O 2 ⇄ H + + HO 2 -1

Drugi stupanj ionizacije:

HO 2 -1 ⇄ H + + O 2 2-

praktički ne curi u vodenom okruženju. Voda je jača kiselina i vodikovi ioni nastali tijekom disocijacije vode potiskuju ionizaciju HO 2 -1 (pomak ulijevo prema Le Chatelierovom principu).

3. Opće karakteristike s-elemenata skupine IA. Alkalijski metali.

U skupinu IA spadaju s-elementi – alkalijski metali koji su izuzetno važni za normalan život životinja i ljudi. Najveću važnost za žive organizme imaju makroelementi natrij i kalij.

Elektronska formula valentne ljuske, atomi alkalijskih metala ns 1, t.j. atomi ovih elemenata imaju po jedan valentni elektron u s podrazini vanjske energetske razine. Prema tome, stabilno oksidacijsko stanje alkalnih metala je +1.

Svi elementi skupine IA vrlo su slični po svojstvima, što se objašnjava sličnom strukturom ne samo valentne elektronske ljuske, već i vanjske (s izuzetkom litija).

Kako se radijus atoma u Li-Na-K-Rb-Cs-Fr skupini povećava, veza između valentnog elektrona i jezgre slabi. Sukladno tome, u ovom nizu energija ionizacije atoma alkalijskih metala opada. Imajući jedan elektron u svojim valentnim ljuskama, smještenim na velikoj udaljenosti od jezgre, atomi alkalijskih metala lako odustaju od elektrona. To uzrokuje nisku energiju ionizacije. Kao rezultat ionizacije nastaju kationi E + koji imaju stabilnu elektroničku konfiguraciju atoma plemenitog plina.

U
Svi alkalijski metali imaju negativne standardne redoks potencijale koji su veliki u apsolutnoj vrijednosti. To ih karakterizira kao vrlo jake redukcijske agense. U smislu kemijske aktivnosti, litij je inferioran mnogim metalima, unatoč činjenici da je njegov standardni RH potencijal najnegativniji. Ova vrijednost litija je posljedica veće energije hidratacije Li + iona u usporedbi s ionima drugih alkalnih metala.

Zbog neznatnog polarizirajućeg učinka (stabilna elektronska struktura, velika veličina, mali nuklearni naboj), stvaranje kompleksa za ione alkalijskih metala, posebno za ione K +, Rb +, Cs +, Fr +, nije karakteristično. Međutim, oni su sposobni tvoriti kompleksne spojeve s nekim bioligandima.

Unatoč sličnosti svojstava, natrij, a posebno litij razlikuju se od ostalih alkalijskih metala. Potonji je prvenstveno zbog značajne razlike u polumjerima njihovih atoma i strukturi elektronskih ljuski.

Sličnost elektronske strukture iona alkalnih metala, a time i fizikalno-kemijskih svojstava spojeva, također određuje sličnost njihovog učinka na biološke procese. Razlike u elektroničkoj strukturi određuju njihove različite biološke uloge. Na temelju toga moguće je predvidjeti ponašanje alkalnih metala u živim organizmima.

Tako se natrij i litij nakupljaju u izvanstaničnoj tekućini, a kalij, rubidij i cezij u unutarstaničnoj tekućini. Zbog bliskih vrijednosti radijusa iona, energija ionizacije i identičnih koordinacijskih brojeva, natrij i litij ponašaju se na sličan način u živim organizmima. Ti su elementi obično bliski po svojim biološkim učincima. Na primjer, vrlo su slični po svojstvima aktivacije enzima.

Sličnost svojstava natrija i litija određuje njihovu zamjenjivost u tijelu. S tim u vezi, s prekomjernim unosom natrijevih ili litijevih iona u tijelo, oni su u stanju ekvivalentno zamijeniti jedni druge. To je osnova za davanje natrijevog klorida u slučajevima trovanja litijevim solima. U skladu s Le Chatelierovim načelom, ravnoteža između natrijevih i litijevih iona u tijelu pomiče se prema eliminaciji Li+ iona, što dovodi do smanjenja njegove koncentracije i postizanja terapijskog učinka. Poznati primjeri utjecaja međusobne supstitucije natrija i litija na aktivnost enzimskih procesa pokazuju da je u četiri od pet slučajeva natrij sinergist litija, a samo u jednom antagonist.

Rubidij i cezij su po fizičkim i kemijskim svojstvima bliski kalijevim ionima, pa se slično ponašaju u živim organizmima. U proučavanim sustavima kalij, rubidij i cezij su sinergisti, a s litijem antagonisti. Sličnost rubidija i kalija je osnova za unos kalijevih soli u organizam kod trovanja rubidijumovim solima.

Natrij i kalij u pravilu su antagonisti, ali u nekim slučajevima sličnost mnogih fizikalno-kemijskih svojstava određuje njihovu međusobnu izmjenu u živim organizmima. Na primjer, s povećanjem količine natrija u tijelu, povećava se izlučivanje kalija putem bubrega, tj. dolazi do hipokalijemije.

Alkalijski metali su među kemijski najaktivnijim elementima. Kemijska aktivnost alkalnih metala prirodno raste s povećanjem atomskog radijusa.

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

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

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

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

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

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

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

Alkalijski metali aktivno djeluju s halogenima, tvoreći EG halogenide; sa sumporom - uz stvaranje sulfida E 2 S. Alkalijski metali, s izuzetkom litija, ne reagiraju izravno s dušikom.

Svi alkalijski metali izravno reagiraju s vodom, tvoreći EON hidrokside (alkalije):

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

Intenzitet međudjelovanja s vodom značajno raste u nizu Li - Cs. Hidroksidi također nastaju kada oksidi alkalijskih metala reagiraju s vodom:

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

Alkalije su relativno topljive i visoko topive u vodi (s izuzetkom LiOH). Čvrste lužine i njihove koncentrirane otopine imaju korozivni učinak na živa tkiva zbog dehidracije i alkalne hidrolize proteina:

Stoga rad s njima zahtijeva zaštitne mjere.

Većina soli alkalnih metala vrlo je topljiva u vodi (izuzetak su soli litija: Li 2 CO3, LiF, Li 3 PO 4). S višebazičnim kiselinama alkalijski metali tvore i srednje (E 2 SO 4, E 3 PO 4, E 2 CO 3, E 2 SO 3, itd.) i kisele (ENSO 4, EN 2 PO 4, E 2 HPO 4, ENSO 3, itd.) soli.

Učiteljica kemije: Itemgenova Sholpan Tleuzhanovna

2015

Otvorena lekcija 10. razred

Tema: Opće karakteristike s - elementi.

Svrha lekcije: Sažeti i usustaviti znanja o alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima.

Ciljevi lekcije:

Obrazovni: Općeniti opis alkalijskih i zemnoalkalijskih metala prema dva oblika postojanja kemijskih elemenata: atom, jednostavna tvar. Nastaviti razvijati sposobnost karakterizacije kemijskih elemenata njihovim položajem u periodnom sustavu. Na temelju spoznaja o ovisnosti svojstava metala o građi njihovih atoma predvidjeti karakteristična kemijska svojstva alkalnih i zemnoalkalijskih metala. Upoznati učenike s primjenom spojeva I iIIskupine glavne podskupine u svakodnevnom životu i proizvodnji.

Razvojni : Razvijanje sposobnosti logičkog zaključivanja, uopćavanja i zaključivanja iz stečenih znanja, sposobnosti slušanja drugova.

Obrazovni: Razvijanje spoznajnog interesa, komunikativnosti, samopouzdanja, sposobnosti samostalnog djelovanja, njegovanje kulture umnog rada.

Vrsta lekcije: kombinirana.

Metode i metodičke tehnike: eksplanatorno - ilustrativna, prikaz problema, djelomično - pretraživačka, video metoda.

Oprema i reagensi : računalo, prezentacija lekcija, video pokusi “Međudjelovanje natrija s vodom”, “Demonstracija cezija”, alkalijski i zemnoalkalijski metali, soli alkalijskih i zemnoalkalijskih metala, alkoholna lampa, šibice, željezne žlice, zbirka kamenja i minerala, sigurnosne upute, kartica s uputama za rješavanje zadataka u skupinama.

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

Modul 2- (poučavanje kritičkog mišljenja).

Modul 3 – (Ocjenjivanje učenja i ocjenjivanje učenja).

Modul 4- (Korištenje IKT-a u nastavi i učenju).

Modul 5 - (osposobljavanje nadarenih i darovitih učenika)

Modul 6- (poučavanje i učenje u skladu s dobnim karakteristikama učenika)

Modul 7 – (Upravljanje i učenje liderstva)

Moto lekcije W. Ramsay:

„Priroda nas okružuje misterijama, a pokušaj njihovog rješavanja,

spada među najveće životne radosti."

Tijekom nastave

Koraci lekcije

Aktivnosti nastavnika

Aktivnost učenika

Organiziranje vremena. Psihološko raspoloženje učenika.

(2 minute)

Dostupnost obrazovnih materijala, školskog pribora; Na stolovima su postavljeni: listići za ocjenjivanje, testovi, kartice s uputama, sigurnosne upute, markeri, plakati. Podjela žetona (crveni, zeleni i žuti). Učiteljev uvodni govor.

Pozdraviti učiteljicu, pripremiti se za rad, ispuniti ocjenjivački list.

Odgovori na pitanja:

Koja su svojstva imali metali?

Poziv.

Obnavljanje znanja učenika (znam).

(7 min)

Problematična pitanja:

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

Kakva nevjerojatna svojstva imaju?

Zašto su našli tako široku upotrebu?

Koje su značajke njihove strukture?

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

Razvoj komunikacijskih vještina, samoprocjena, međusobno ocjenjivanje.

Međusobno anketiranje.

Popunjavanje evaluacijskog lista.

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

Samostalni rad, odgovori na ispitna pitanja.

( međusobna provjera pomoću ključa na slajdu).

Razumijevanje

Uvođenje novih znanja

(Želim znati).

(27 min)

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

Istraživački razgovor.

Kumulativni razgovor.

Zaštita grupnog rada

Modul 1,2,7

Dodatak 2.

Kognitivno – transformativna aktivnost, samostalni rad, rad s karticom – upute o temi, rad s udžbenikom, pronalaženje potrebnih informacija, analiza, utvrđivanje uzročno-posljedične veze između strukture, svojstava i uporabe ovih tvari. Produbljivanje znanja, kreativno istraživanje, samoorganiziranje, promatranje, zaključivanje.

Učvršćivanje novog gradiva (5 min)

Zadatak je ispuniti jednadžbu reakcije.

Kvalitativne reakcije na alkalijske metale i alkalijske metale.

Riješiti problem.

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

Sastaviti jednadžbu reakcije, izvršiti transformaciju, riješiti problem. Dodatak 3

(rad s karticama ili za pločom)

Domaća zadaća

(1 minuta)

Vježbe 4, 13 izvode svi, uz “4” - vježbe 6,7 str.154 i vježbe. 5,6,14 str.162-163 na “5”.

Zapišite domaću zadaću: odlomci 5.1 -5.4 i vježbe.

Sažimanje lekcije. Odraz.

(3 min)

Skupljajte bodovne listiće. Analizirati i vrednovati postignuće učenika u cilju lekcije.

Sudjelovati u ocjenjivanju rada na satu. Sudjelujte u promišljanju.

Što ste novo danas naučili na satu?

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

Dodatni materijal za lekciju.

Evaluacijski rad

F.I. student _________________________________________________________________

Razred _____________

Koraci lekcije

Broj bodova

Ekspresna anketa

Test "Metali"

Rad u grupi “Opće karakteristike alkalnih i zemnoalkalijskih metala”.

Ukupno bodova

Ocjena lekcije

Test:

Opcija 1.

1. Karakteristična svojstva većine metala

A) niska električna vodljivost;B) visoka električna vodljivost;

C) sposobnost doniranja elektrona i stvaranja kationa;

D) sposobnost prihvaćanja elektrona i stvaranja aniona;E) plastičnost.

2. Naziv industrijske metode dobivanja metala, koja se temelji na istiskivanju aktivnijeg metala iz otopina njihovih soli.

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

D) elektroliza;E) elektrometalurgija.

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

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

D) visoka reflektivnost premaza;E) lako.

4. Reagirati s vodenim otopinama lužina

A) magnezij;B) željezo; C) cink; D) bakar;E) aluminij.

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

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

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

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

D)Mg( OH) 2 + H 2

E)ca( OH) 2 + H 2

opcija 2

1. Naziv industrijske metode dobivanja metala, koja se temelji na dobivanju metala na visokim temperaturama?

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

D) elektroliza;E) elektrometalurgija.

2. U periodnom sustavu kemijskih elemenata povećavaju se metalna svojstva:

A) u razdobljima s povećanjem serijskog broja elemenata;

B) u razdobljima sa smanjenjem serijskog broja elemenata;

C) u glavnim podskupinama s povećanjem rednog broja elemenata;

D) u glavnim podskupinama sa smanjenjem serijskog broja elemenata;

C) u sekundarnim podskupinama uz smanjenje rednog broja elemenata.

3. Metali reagiraju s razrijeđenom sumpornom i klorovodičnom kiselinom pri čemu se oslobađa vodik, koji:

A) su u nizu napona do vodika;B) nalaze se u nizu napona iza vodika;

C) nalaze se u podskupini litija; D) nalaze se u podskupini bakra;

E) nalaze se u podskupini berilija.

4. Pri obradi smjese praha bakra i željeza (III) klorovodičnom kiselinom nastaju:

A) CuCl 2 B) FeCl 2 C) FeCl 3 D) Cl 2 EH 2 O

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

A) željezo;B) cink;C) srebro;D) aluminij;E) živa.

Dodatak 2.

Kartica - upute