165292 (739462), страница 8

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 8)

По возрастающей величине относительной электроотрицательности неметаллы можно расположить в следующий ряд:

Как видно из приведенного каждый элемент в этом ряду обладает большей электроотрицательностью, чем элемент находящийся левее его.

3.4.6. Характер изменения валентности элементов.

Валентностью называют свойство атомов данного элемента образовывать химические связи с атомами других элементов.

Валентность элементов обеспечивается так называемыми валентными электронами. Валентными называются такие электроны данного элемента, которые образуют химические связи с атомами других элементов. Величина валентности атома данного элемента определяется числом неспаренных электронов, а также числом электронов, которые имеют возможность распариваться при незначительной затрате энергии.

У s-элементов валентными являются электроны s-подуровня внешнего квантового уровня. Например у атома магния с электронной структурой 1s²2s²2p⁶3s²3p⁰ валентными являются электроны 3s². Они могут распариваться с переходом одного электрона с 3s-подуровня на подуровень 3p. В возбужденном состоянии электронная структура магния будет 1s²2s²2p⁶3s¹3p¹.

У р-элементов валентные электроны расположены на s- и p-подуровнях внешнего квантового уровня.

Так у атома алюминия с электронной структурой 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ валентными являются 3s²3p¹-электроны. Причем один электрон с 3s-подуровня легко переходит на 3p-подуровень, образуется три неспаренных электрона. Поэтому алюминий –трехвалентный элемент.

У d-элементов валентными являются электроны расположенные на s-подуровне внешнего уровня и d-подуровне (предпоследнего) квантового уровня. Например, атом титана имеет электронную структуру 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d². Валентными для титана будут электроны 4s²3d². В результате распаривания электронов 4s-подуровня получается четыре неспаренных электрона, которые и обеспечивают титану валентность четыре.

У f-элементов валентные электроны на s-подуровне внешнего уровня и f- подуровне предвнешнего (предпредпоследнего), т.е. третьего от вне квантового уровня.

Как правило, высшая валентность s- и p-элементов равна номеру группы, за исключением нескольких элементов второго периода (N, O, F). На примере s- и p-элементов третьего периода можно показать, что высшая валентность элемента равна номеру группы (табл.3.5.)

Так как у элементов второго периода отсутствует d-подуровень, то азот, кислород и фтор не могут достигать валентности равной номеру группы. У них нет возможности распаривать электроны. У фтора максимальная валентность может быть равной единице, у кислорода два, а у азота – три.

Следует сделать здесь примечание. в данном случае разговор идет о главной (основной) валентности. Дальше будет показано, что наряду с основной валентностью атомы элементов способны проявлять и побочную валентность за счет образования дополнительных донорно-акцепторных связей.

Для большинства d-элементов высшая валентность может отличаться от номера группы. Валентные возможности d-элемента в конкретном, случае определяются структурой электронной оболочки атома. d-элементы могут иметь минимальную валентность выше номера группы (медь, серебро) и ниже номера группы (железо, кобальт). Например, серебро, находящееся в побочной подгруппе первой группы имеет соединения с валентностью III. Ag₂O₃, AgCl₃. Это выше номера группы. В тоже время кобальт в соединение проявляет валентность не выше III. (Co₂O₃), что ниже, чем номер группы (VIII).

С понятием валентность близко соприкасается второе понятие – степень окисления.

Степень окисления – это тот заряд, который атом имеет в ионном соединении или имел бы, если бы общая электронная пара полностью была бы смещена к более электроотрицательному элементу в ковалентном соединении. Следовательно, степень окисления в отличии от валентности характеризуется не только величиной, но и зарядом (+) или (–). Валентность имеет только величину и не имеет знака. Например, в сульфате натрия Na^I₂S^VIO^II₄ валентность натрия, серы и кислорода равны соответственно I, VI, II. А степень окисления будет – натрия (+1), серы (+6), кислорода (–2). Валентность и степень окисления по величине не всегда совпадают. Так, в следующих соединениях CH₄, CH₃OH, HCOH, HCOOH, валентность углерода везде равна (IV), а степень окисления –4, –2, 0, +2 соответственно.

Для определения валентности элементов в соединениях следует использовать не только положением элемента в определенной группе в периодической системе, но и валентным так называемых эталонных элементов. К эталонным элементам относят такие, которые всегда имеют одинаковые значения валентности. Среди них:

Водород Н (I), Калий К (I)

Кислород О (II), Натрий Na(I)

Магний Mg (II), Алюминий Al(III)

Фтор F (I).

Что касается степени окисления то эти элементы могут служить эталонным для определения степени окисления других элементов в соединениях.

K⁺, Na⁺ (+1), H⁺ (+1) (за исключением гидридов)

Mg⁺², Ca⁺² (+2), F^-1 (–1)

Al⁺³ (+3), Cl^-1 (–1) (за исключением соединений с кислородом и фтором)

О^-2 (–2) (за исключением соединений с фтором)

3.4.7. Характер изменения восстановительных и окислительных свойств элементов.

Если в химических реакциях элемент отдает электроны и повышает степень окисления, то он проявляет восстановительные свойства. Наоборот, в случае присоединения элементом электронов и понижении степени окисления, элемент проявляет окислительные свойства. Восстановительные и окислительные свойства элементов зависят от радиусов атомов. Чем меньше радиус атома, тем труднее элемент отдает электроны и слабее проявляет восстановительные свойства. В этом случае у элемента активнее будут проявляться окислительные свойства. В периодах слева направо восстановительные свойства элементов уменьшается, а окислительные – увеличиваются. В группах сверху вниз увеличиваются восстановительные свойства и уменьшаются окислительные.

Li Be B C N O F

увеличение

Na окислительных свойств

элементов

K

Rb

Cs увеличение восстановительных свойств элементов

Fr рис. 3.7.

3.4.8. Характер изменения свойств однотипных соединений.

Поместим в ряд однотипные соединения галогенов – галогенводороды и рассмотрим, как изменяются их свойства (устойчивость соединений, степень диссоциации, сила кислоты, восстановительные свойства) в пределах главной подгруппы седьмой группы. Обнаруживается четкая закономерность, как и для простых элементов.

HF HCl HBr HJ

в озрастание радиуса галогена

у величение

прочности

с оединения увеличение степени

диссоциации

усиление кислотных

свойств

у величение восстановительной активности галоген–иона

Так в направлении от фтора к йоду идет возрастание радиусов атомов, следовательно в этом направлении уменьшается прочность соединений. Чем больше радиус галогенов, тем менее прочно с ним связан водород. Сравним энергии Гиббса образования нескольких молекул.

Наиболее отрицательное значение энергии Гиббса образования имеет молекула HF, следовательно, она самая прочная. При переходе от HF к HBr _G⁰_обр. уменьшилось более, чем в пять раз. Соответственно, прочность молекул резко падает. Растворы галогенводородов в воде являются кислотами. При переходе от HF к HI увеличивается степень диссоциации кислоты, усиливаются кислотные свойства галогенводородной кислоты. (сила кислоты определяется концентрацией ионов Н⁺, вернее ионов гидроксония Н₃О⁺).

В направлении от фтора к йоду увеличивается восстановительная способность галоген – иона. Так НI легко восстанавливает KMnO₄ до двухвалентного состояния марганца (Mn²⁺). Очень трудно справляется HCl, а HF вообще не в состоянии востановить марганец из перманганата калия.

Аналогичное можно продемонстрировать для однотипных соединений элементов шестой группы.

H₂O H₂S H₂Se H₂Te

у величение радиуса атома

Характеристики

Список файлов реферата