Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Обзор химических свойств элементов
Наконец, в последней лекции мы с Вами обобщим свойства элементов с точки зрения электронного строения согласно периодическому закону и таблицы элементов Менделеева с одной стороны, и химических реакций (кислотно-основных, окислительно-восстановительных, комплексообразования), – с другой. Среди многообразия химических соединений и их свойств рассмотрим некоторые общие закономерности и их проявления. Ранее отмечалось, что по своей электронной конфигурации элементы классифицируются на s-, p-, d-, f-элементы, которые занимают в таблице Менделеева определенные периоды и группы. Первый из них – водород, который согласно электронному строению существует в следующих формах: H+ (протон), H (атомарный, он реализуется при электролизе на катоде), H2 (молекулярный, согласно закону Авогадро) и H– (гидрид). Именно первая и последняя формы определяют его дуализм, он проявляет свойства щелочных металлов и галогенов (например CaH2). И тем не менее он обладает индивидуальными свойствами, присущими только ему. H+ – кислота по определению, окислительные свойства выражены слабо, только при электролизе может восстанавливаться до водорода. В комплексообразовании (несмотря на вакантную орбиталь – акцептор) – «не замечен», более того является конкурентом ионов-комплексообразователей (особенно переходных элементов), поэтому в кислых и щелочных средах, где концентрация протонов и гидроксил-ионов соизмерима с концентрацией центральных ионов-комплексо-образователей и лигандов, они реализуются в форме кислот и оснований, т.е. в кислых и щелочных средах комплексы практически не реализуются (следует отметить, что в щелочных средах реализуются гидроксокомплексы, например, [Al(OH)4]–). Атомарный водород – один из самых сильных восстановителей (сравните с молекулярным). В виду малых размеров для водорода характерно явление «наводораживания», особенно металлов, так один из лидеров, поглощающих этот газ – титан: на один объем поглощает до 800 объемов водорода, образуя титановую губку, который может иметь и полезное применение, например в топливных элементах. Следуя вниз по первой группе таблицы Менделеева, мы обнаружим электронные аналоги ns1 (n–главное квантовое число и номер периода) – щелочные металлы, отдав один электрон образует устойчивую оболочку инертного газа. Они – электроположительны, потенциал восстановления – отрицательный, поэтому основная форма их существования – катионная (Na+,K+). И с точки зрения кислотно-основных свойств они образуют основания – щелочи (NaOH, KOH). Окислительные и комплексообразующие свойства выражены в водных растворах слабо.
Аналогично ведут себя с точки зрения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств – щелочно–земельные металлы ns2. Следует отметить, что основные свойства у них слабее, чем у первых, а бериллий проявляет амфотерные свойства. С некоторыми лигандами – комплексонами они образуют комплексы, например кальций с трилоном–Б, что используется для «снятия» жесткости воды. Коснемся правой колонки таблицы Менделеева, где расположены инертные газы с электронной конфигурацией ns2p6 (устойчивая оболочка), несклонные принимать и отдавать электроны, как известно они химически инертны, они одноатомны. Но есть и исключения, например ксенон образует с кислородом и фтором молекулярные соединения, в экстремальных условиях, что объясняется наличием пустых d-орбиталей у инертных газов и подходящим потенциалом ионизации кислорода и фтора. Рассмотрите и объясните их применение, например, в водолазной технике, светооптике и др. Теперь целесообразно рассмотреть химию 2p-элементов (B, C, N, O, F), сразу отметим, что у них нет свободных d-орбиталей, а заполнение электронами p-орбиталей следует правилу Гунда и принципа Паули. Именно поэтому они обладают набором индивидуальных свойств, хотя и «открывают» соответствующие группы элементов – электронных аналогов, имеющих близкие химические свойства. И первый из них бор, имеющий конфигурацию 2s2p1, которую трудно отнести к типичным металлам или неметаллам. В природе он существует в основной своей форме В3+. Основными его минералами являются бораты: Na2B4O7 × 10H2O – бура, Na2B4O7 × 4H2O – кернит, H3BO3 – сассолин. Борная кислота – H3BO3 известна как слабая (Кдис=7,1 × 10–10). Формально отрицательная степень окисления его проявляется в металлических соединениях бора, твердых, жаростойких, химически устойчивых. В3+ образует массу соединений с более электроотрицательными элементами. Для него характерны бораты и бораны состава BxOy, BxHy со структурными фрагментами B-O-B, B-H-B с электроннодифицитными химическими связями (напомним, что в методе МО допускаются «дробные» связи с ковалентностью 0,5, 1,5). Для бора известны диборан B2H6 и боразол B2N3H6. Рассмотрите их структуры.
Химия углерода – это как известно химия органических и высокомолекулярных соединений, богатой на многообразие и многочисленность. Мы рассмотрим лишь неорганическую химию С с конфигурацией 2s22p2 и возбужденной конфигурацией 2s1p3. С точки зрения гибридизации все рассматриваемые р-элементы – тетраэдры. Что касается углерода, то он легко реализует С-С цепочки вершинами тетраэдров, ребрами – С=С и гранями – СºС, а также С-Н связи, как ковалентные, так и донорно-акцепторные. В нулевой степени окисления он встречается в виде аллотропных модификаций – алмаз, графит, и синтетических – карбин и фуллурен. В природе он «проявляется» преимущественно в степени окисления +4: нефть, уголь и карбонаты (СО32–). Степень окисления +2 известна для угарного газа (СО), «знаменитого» в доменных процессах (восстановитель!) и в экологии (ядовит!), как продукт неполного сгорания. Отрицательная степень окисления известна для карбидов металлов (карбид кальция непременный участник сварочных аппаратов). Основная степень окисления +4 по кислотно-основным свойствам известна для угольной и уксусной кислот. Окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства не характерны. Переходим к азоту 2s2 2p3, для которого характерен больший набор электронных состояний от –3 до +5, от аммиака (гидразина) до азотной кислоты, от основных до кислотных свойств, от восстановительных до окислительных (HNO3 – и кислота, и окислитель). Более того азот, а в равной степени и кислород в низких степенях окисления обладают неподеленными парами и входя в состав органических соединений (-NH2, -СООН являются прекрасными лигандами – донорами неподеленных пар. Рассмотрите химию азота по более «толстым» учебникам. Для кислорода (поистине элемента жизни) характерны формы: О, О2, О3 (экология) и многочисленные соединения со степенью окисления –2. Следует отметить и пероксогруппу [-O-O-]2–, разберите ее кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства и их применение в быту и технике. Кислород в нулевой степени окисления – окислитель. Наконец перейдем к предпоследнему представителю этого периода фтору с конфигурацией 2s2p5. Он самый электроотрицательный и образует соединения со всеми элементами. Его высокая реакционная способность проявляется не только в OF2, но и в соединениях с инертными газами (ХеFх) его основная степень окисления –1, фториды металлов (фторид-ион «растворяет» стекло), что роднит его с галогенами. Для всех них типичны соли, галогениды металлов (NaCl, NaF, KBr, CuCl2 и т.д). Рассматривая химию элементов 3–7 группы (сверху вниз) следует отметить, что p-элементы 3 периода являются как бы переходными в группах между 2 и 4периодами, т.е. химия кремния отличается от химии углерода (сверху) и химии германия, олова, свинца (снизу) при наличии общих свойств. Так в подгруппе алюминия (алюминий, галлий, индий, таллий) характерная степень окисления +3 (у таллия есть соединения со с.о. +1). По кислотно-основным свойствам они амфотерны. Восстановительные свойства алюминия известны по реакции алюмотермии:
2Al+Fe2O3=2Fe+Al2O3 Для алюминия характерна способность образовывать в водных растворах с Н2О и ОН– полиядерные образования [Alx(OH)y(H2O)z]n+. Наличие вакантных d-орбиталей позволяет ему образовывать комплексные соединения, простейшее – гидрат [Al(H2O)6]3+. Наличие вакантных d-орбиталей, начиная с элементов третьего периода, позволяет им участвовать в реакциях комплексообразования. Так, например, для подгруппы кремния характерны соединения типа [SiF6]2– с sp3d2 гибридизации октаэдрического строения, а для углерода это невозможно. Особенностью элементов главной подгруппы 4 группы, является заметно выраженное усиление металлических свойств в ряду углерод-свинец, а стало быть, основных свойств. Для олова и свинца характерны с.о. +2, +4, причем для олова (+2) она неустойчива в водных растворах (соединения олова (2) легко окисляются до олова (4), для них характерны амфотерные свойства). Здесь следует отметить, что для ионов элементов у которых с.о. более 3+, характерны оксосоединения в водных растворах (Э=О), например, SnO2+, SO42–, MnO4–, VO2+ («аномальный» гидролиз воды с отщеплением двух протонов от кислорода молекулы воды). Аналогично мы можем проанализировать свойства элементов подгруппы фосфора, для которых характерны соединения со с.о. –3 до +5, за исключением висмута, для которого характерны металлические свойства и с.о. +3. Здесь следует отметить специфику кислотно–основных свойств фосфора в высоких степенях окисления – многообразие фосфорных кислот. К слову сказать усиливающееся у серы. Для этих кислот характерны следующие структурные фрагменты: Э=О, Э-О-Э, S=S, Р-Н, Э-О-О-Э и др., способствующие их многообразию. Для серы характерны мостиковые структуры -S-S-S-, что используется при вулканизации резины, да и сама она существует в виде циклов S4, S6 (аморфные и кристаллические модификации серы). Для соединений серы характерны со с.о. –2 до +6 (H2S, H2SO4), от восстановителя до окислителя. Также для соединений подгруппы хлора характерны состояния со с.о. +1, +3, +5, +7 (напомним, что у фтора это не реализуется). Следует отметить, что для соединений с промежуточными с.о. характерны реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), например: 2Pb2+=Pb4++Pb 2Cl5+=Cl7++Cl3+ 2Cu+=Cu2++Cu Все элементы побочных подгрупп d- и f-элементы – переходные металлы, для которых характерны реакции комплексообразования. Следует отметить, что f-элементы существуют в с.о. +3, редко +2 и +4 и мало различаются в хим. свойствах, поэтому и помещены в таблице Менделеева в одну «клетку». Конечно существует классификации элементов на металлы и неметаллы и т.д. Но это уже предмет неорганической химии, изучающей химию элементов и их соединений во всем многообразии.
Дополнение к лекции 12
|
|||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 121; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.141.100.120 (0.008 с.) |