Научная библиотека
Клуб читателей
Вычисления в дробях
sc_lib@list.ru

Поиск в библиотеке:
Научная библиотека
избранных естественно-научных изданий
научная-библиотека.рф
Логин:
Пароль:
Регистрация

<< Предыдущий параграфСледующий параграф >>

< Назад
Далее >

Для отображения сканов страниц необходимо включить JavaScript в настройках браузера.

< Назад
Далее >
<< Предыдущий параграфСледующий параграф >>

Макеты страниц

р-Элементы

(элементы основных подгрупп III, IV, V, VI и VII, а также VIII, кроме гелия).

У этих элементов пополняется электронами р-подуровень внешнего квантового уровня. Валентными у p-элементов являются только электроны внешнего уровня. В зависимости от подгруппы и количества электронов на s- и р-подуровне валентность и степень окисления у них может быть различной:

Следовательно, при химических реакциях они могут проявлять различную степень окисления за счет электронов, расположенных на p- и s-подуровнях, но максимально соответствующую номеру группы.

Таблица 21. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах главной подгруппы III группы

Продолжение табл. 21

В атомах элементов III основной подгруппы на внешнем уровне находится 3 электрона, на s-подуровне 2 и на р-подуровне 1 (табл. 21).

В соединениях они проявляют степень окисления от 1 до 3. Для ряда элементов степень окисления оказывается больше числа неспаренных электронов в атоме. Это наблюдается в том случае, когда спаренные электроны в результате возбуждения переходят в другое состояние (например, из s- в p-состояние), в результате чего число неспаренных электронов увеличивается на 2. Так, например, степень окисления атома бора в устойчивом состоянии равна 1, в возбужденном (при высокой температуре с кислородом, хлором и т.д.) она равна 3 благодаря разъединению спаренных электронов.

Для всех элементов этой подгруппы (за исключением таллия) характерна степень окисления +3. Для таллия наиболее устойчивой степенью окисления является +1. Объясняется это тем, что с ростом радиуса элемента увеличивается энергетическое различие s- и р-электронов, вследствие чего у таллия в первую очередь валентным является р-электрон, а затем уже s. Гидроокись таллия является сильным основанием, потому что имеет большой радиус и малый заряд. Соли заметно проявляют окислительные свойства, например, .

Бор в отличие от других элементов проявляет не только восстановительные свойства, но и окислительные (-3).

Атомы элементов третьей группы являются электронными аналогами, так как все они имеют одинаковое строение внешнего уровня (и одинаковое число электронов на нем). Напротив, ионы и значительно отличаются от ионов и Первые два имеют наружные оболочки инертных газов и , а последние три -электронные оболочки . Поэтому и нередко объединяют в подгруппу галлия. Однако и бор во многих отношениях существенно отличается от алюминия, так как его химические свойства больше похожи на химические свойства кремния.

Как и в предыдущей основной подгруппе, здесь наблюдается «диагональное» сходство; гидроокиси и , являясь амфотерными, близки по своим свойствам.

Металлические свойства у них выражены слабее, чем у элементов I и II главной подгрупп, а у бора, характеризующегося малым радиусом и наличием двух квантовых слоев, преобладают неметаллические свойства. За исключением неметалла бора, все они могут находиться в водных растворах в виде гидратированных положительно трехзарядных ионов.

Как и в других подгруппах, с увеличением порядкового номера металлические свойства сверху вниз усиливаются.

Бор является кислородообразующим элементом; окислы и гидроокиси алюминия, галлия и индия обладают амфотерными свойствами, а окись таллия имеет основной характер.

Атом углерода имеет валентности 2 и 4, причем в основном состоянии он двухвалентен, но если один из двух 2s-электронов перевести на свободную 2p-орбиту, то возбужденный атом углерода станет четырехвалентным:

Atом кремния имеет следующее распределение электронов по энергетическим ячейкам:

состояние

Аналогичное распределение электронов по энергетическим ячейкам имеют и другие атомы элементов четвертой основной подгруппы — германий, олово и свинец.

В основном состоянии атом азота имеет три неспаренных электрона:

У фосфора валентные электроны находятся на третьем энергетическом уровне, на котором, помимо s- и трех р-орбит, имеются пять свободных d-орбит.

Поэтому при возбуждении атома фосфора один из 3s-электронов может переходить на 3d-орбиту. Следовательно, атом фосфора в основном состоянии может быть трехвалентным, в возбужденном — иметь пять неспаренных электронов и выступать как пятивалентный элемент. Аналогичное распределение электронов по подуровням имеют мышьяк, сурьма и висмут.

В VI основной подгруппе первый элемент кислород значительно отличается по своим свойствам от других элементов.

Элементы главной подгруппы шестой группы имеют на внешнем квантовом слое атома шесть электронов, из них 2 на s-подуровне и 4 на p-подуровне.

У кислорода имеется два непарных электрона и отсутстуют свободные квантовые ячейки, поэтому при химических реакциях он проявляет окислительное число, равное двум:

У атомов серы, селена, теллура и полония валентные электроны находятся на энергетических уровнях, отвечающих главному квантовому числу, соответственно 3, 4, 5 и 6, для которых, кроме s- и р-орбит, возможны d-орбиты. Но последние энергетически менее выгодны, чем s- и p-орбиты, вследствие чего все валентные электроны у этих элементов в невозбужденных состояниях размещаются на s- и p-орбитах. И, следовательно, атомы серы, селена, теллура и полония в основном состоянии могут образовать только две ковалентные связи, т. е. быть двухвалентными. Но при известной затрате энергии, компенсируемой энергией, выделяющейся при образовании ковалентных связей, атомы серы, селена, теллура и полония могут перейти в возбужденное состояние с четырьмя или шестью распаренными электронами. Поэтому при химическом взаимодействии с другими элементами они проявляют валентность, равную 2, 4 и 6.

Ниже дано распределение электронов по подуровням у атома серы:

Подобное распределение электронов по подуровням имеется у атомов селена, теллура и полония. Наличие шести электронов в наружном слое атома характеризует эти элементы как неметаллы. Присоединяя недостающие до устойчивой оболочки два электрона, атомы элементов этой группы превращаются в отрицательно двухзарядные ионы, в виде которых эти элементы находятся в соединениях с металлами.

С водородом образуют соединения главным образом общей формулы , где Э — ,, . Эти соединения в водных растворах проявляют слабые кислотные свойства, при этом кислотность и восстановительные свойства возрастают в ряду , что связано с увеличением радиуса иона.

В соединениях с кислородом сера, селен и теллур образуют вещества общей формулы ЭО, и , в которых Э соответственно имеет степень окисления +2, +4 и +6.

Окислы типа и являются ангидридами соответствующих кислот: и т. д.

Наряду с общностью свойств элементов шестой главной подгруппы между ними имеются и существенные различия, связанные с возрастанием порядкового номера элемента, а следовательно, и увеличения радиуса атомов и числа энергетических уровней.

В атоме кислорода внешний слой является вторым от ядра, у атома серы — третьим, в атоме селена — четвертым, в атоме теллура — пятым и в атоме полония — шестым.

Вышеуказанное различие между элементами в подгруппе О — S — Se — Те — Po приводит к закономерному изменению физических и химических свойств их элементов: уменьшается сверху вниз сродство к электрону, т. е. понижается окислительная активность нейтральных атомов, растут восстановительные свойства, увеличиваются температуры плавления и кипения. При переходе от кислорода к полонию уменьшаются неметаллические свойства и возрастают металлические.

В данной подгруппе теплота газообразного водородистого соединения в кдж/кмоль (ккал/моль) соответственно равна:

Эти данные показывают, что теплота газообразного водородистого соединения резко понижается, а следовательно, и прочность его сильно падает. Так, например, теллуроводород уже при комнатной температуре, подвергаясь реакции внутримолекулярного окисления — восстановления, разлагается на свои составные компоненты. Напротив, теплота образования кислородных соединений (и их химическая стойкость), например, для твердых окислов равна — 230,27 кдж/кмоль (-55,0 ккал/моль), а для -325,27 кдж/кмоль (-77,6 ккал/моль), т. е. возрастает. Известно, что чем металличнее элемент, тем менее стойко его водородистое соединение и более стойко — кислородное.

У атома фтора семь электронов на внешней оболочке могут разместиться по четырем ячейкам единственным способом, при котором атом может присоединить еще только один электрон. У фтора при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов.

Электронная конфигурация атома хлора отличается от фтора:

Атом хлора имеет свободные квантовые ячейки, поэтому (при частичном или полном распаривании электронов) проявляет переменную валентность 1, 3, 5, 7.

Подобное хлору распределение электронов по подуровням имеют и другие атомы элементов седьмой основной подгруппы: бром, иод и астат.

Атомы инертных элементов неон и аргон имеют следующее распределение электронов по уровням и подуровням:

Аналогично аргону, распределение электронов по уровням и подуровням имеют атомы криптона, ксенона и радона.

У атома неона (и гелия s-элемента) нет свободных ячеек (т. е. d-подуровня). Поэтому можно полагать, что ковалентные соединения для неона (и гелия) невозможны.

Напротив, для атомов аргона, криптона, ксенона и радона при соответствующем возбуждении появятся неспаренные электроны и может проявляться валентность 2, 4, 6 и 8.

<< Предыдущий параграфСледующий параграф >>

Оглавление

ПРЕДИСЛОВИЕ К ЧЕТВЕРТОМУ ИЗДАНИЮ
ВВЕДЕНИЕ
Ионы.
Свободные радикалы.
Энергия активации.
Часть I. РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
I. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
1. Реакции, протекающие с образованием газов
2. Реакции, протекающие с образованием осадков
3. Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов
Реакции получения слабых электролитов.
Амфотерные электролиты.
4. Реакции, протекающие с образованием комплексных ионов
Строение комплексных соединений.

О природе сил, обусловливающих комплексообразование.
Устойчивость комплексов.
Классификация комплексных соединений.
Некоторые особенности комплексных соединений.
Номенклатура комплексных соединений.
II. СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ, ПРОТЕКАЮЩИХ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Составление уравнений реакций получения кислот, оснований и солей.
Упражнения
Часть II. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
I. КАЧЕСТВЕННАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Переход нейтральных атомов в ионное состояние.
Энергия ионизации и сродство к электрону.
Валентность и степень окисления.
Степень окисления.
Восстановители и окислители
Восстановители, имеющие большое значение в технике и лабораторной практике.
Группа окислителей.
Окислители, имеющие большое значение в технике и лабораторной практике.
Классификация реакций окисления — восстановления
II. СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ — ВОССТАНОВЛЕНИЯ
Составление уравнений простейших реакций
Составление уравнений сложных реакций
Реакции в кислой среде.
Реакции в щелочной среде.
Реакции в нейтральной среде.
Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Составление уравнений реакций диспропорционирования
Составление уравнений реакций внутримолекулярного окисления — восстановления
Составление уравнений реакций с участием воды
Составление уравнений реакций окисления металлов
Окислительно-восстановительные эквиваленты.
Упражнения
III. КОЛИЧЕСТВЕННАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Электродные потенциалы — мера окислительно-восстановительной способности веществ
Окислительно-восстановительные потенциалы
Константа равновесия.
Пользование таблицей окислительно-восстановительных потенциалов и выводы из нее
Термодинамическое определение направления химических реакций
Упражнения
Часть III. ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ
Строение атома
Принцип Паули.
Принцип наименьшей энергии.
Правило Гунда.
Спиновая теория валентности.
s-Элементы
р-Элементы
d-Элементы
f-Элементы
СТРОЕНИЕ ЯДРА
Ядерные силы.
Ядерные реакции.
Написание уравнений ядерных реакций.
Трансурановые элементы.
Упражнения
ЧАСТЬ IV. УПРАЖНЕНИЯ ПО СОСТАВЛЕНИЮ ХИМИЧЕСКИХ УРАВНЕНИЙ
Водород, кислород, перекись водорода
Щелочные металлы
Медь, серебро, золото
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы
Цинк, кадмий, ртуть
Бор, алюминий и элементы подгруппы скандия
Углерод, кремний, олово, свинец и элементы подгруппы титана
Азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут и элементы подгруппы ванадия
Сера, селен, теллур, полоний
Хром, молибден, вольфрам
Галогены
Марганец
Железо, кобальт, никель и платиновые металлы
Лантаноиды
Актиноиды
Дополнительные (смешанные) упражнения
Часть V. РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ НА СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ
Реакции с образованием газов
Реакции с образованием и растворением осадков
Растворение осадков.
Реакции с образованием слабых электролитов
Реакции с образованием комплексных ионов
II. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Качественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
III. УПРАЖНЕНИЯ ПО СОСТАВЛЕНИЮ ХИМИЧЕСКИХ УРАВНЕНИЙ
Водород, кислород, перекись водорода
Щелочные металлы
Сера, селен, теллур, полоний
Железо, кобальт, никель и платиновые металлы
ОТВЕТЫ
ПРИЛОЖЕНИЯ
I. Номенклатура неорганических соединений
II. Технические и обыденные названия некоторых веществ
III. Растворимость солей
IV. Растворимость и произведение растворимости малорастворимых веществ
V. Потенциалы ионизации элементов (эв)
VI. Нормальные (стандартные) окислительно-восстановительные потенциалы
VII. Характеристика некоторых элементарных частиц

© Научная библиотека
Избранные материалы