ЗАГАЛЬНІ ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ

З типовими металами неметали утворюють сполуки з йонним зв’язком (NaCl, K₂S), а з неметалами – сполуки з ковалентним зв’язком (O₂, N₂ – ковалентний неполярний, CO₂, NH₃ – ковалентний полярний).

1) Взаємодія з металами:

2Fe + 3Cl₂ →2FeCl₃

2) Взаємодія з неметалами:

H₂ + Cl₂ →2HCl

2P + 3Cl₂ → 2PCl_З

3) Взаємодія з водою:

Cl₂ + H₂O →HCl + HClO

4) Взаємодія з лугами:

Cl₂ + 2KOH →KCl + KClO + H₂O

До головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи належать два дуже поширених елементи – Бор і Алюміній, і три рідкісних – Галій, Індій і Талій. Останні належать до таких елементів, які хоча й поширені по всій земній корі, але присутні завжди в дуже малих концентраціях в якості ізоморфних домішок в певних мінералах. В цьому розумінні про них можна говорити як про рідкісні, а про Галій та Індій, як про дуже рідкісні елементи. Вони були відкриті методом спектрального аналізу.

Елементи головної підгрупи третьої групи в сполуках, в яких валентність відповідає номеру групи, є максимально тривалентні, а ступінь окиснення їх рівний +3. Бор і Алюміній утворюють обмежене число сполук, в яких вони проявляють нижчі ступені окиснення. І навпаки, Галій, Індій, Талій дуже легко можуть бути переведені в нижчі валентні стани. Проте, в цих нижчих ступенях окиснення (+1) Галій та Індій є менш стійкі, ніж в стані із ступенем окиснення +3.

Бор є чітко вираженим кислоутворюючим елементом. Оксид алюмінію по відношенню до сильних основ може ще проявляти властивості кислотного оксиду, однак в звичайних умовах він поводить себе як основний оксид. Оксиди галію(ІІІ) та індію(ІІІ) також володіють амфотерними властивостями з домінуючим основним характером. Амфотерний характер оксиду талію(ІІІ) внаслідок його винятково низької розчинності проявляється меншою мірою. Однак основний характер у нього виражений не сильніше, ніж в оксидів алюмінію, галію(ІІІ) та індію(ІІІ). І навпаки, оксид талію(І) має сильно основний характер. Гідроксид талію(І) за властивостями подібний до гідроксидів лужних металів.

Сильно основна природа гідроксиду талію(І) відповідає загальному правилу, що оксиди і гідроксиди елемента у нижчому ступені окиснення, завжди мають більш основні (менш кислотні) властивості, ніж оксиди і гідроксиди елемента у вищому ступені окиснення.

До р – елементів IV групи належать Карбон, Силіцій, Германій, Станум і Плюмбум. Карбон і Силіцій належать до типових елементів, а Германій, Станум і Плюмбум складають підгрупу Германію.

Маючи на останньому енергетичному рівні 4 електрони, елементи головної підгрупи проявляють ступені окиснення від –4 до +4. Ступінь окиснення –4 більш характерний для сполук типових елементів – Карбону і Сіліцію, оскільки здатність приєднувати електрони характерна для атомів з малим атомним радіусом. Для Германію, Стануму і Плюмбуму, стійкість сполук із ступенем окиснення –4 зменшується в ряду Ge – Sn – Pb. Оскільки елементи головної підгрупи містять 2 неспарені р-електрони, то всі вони утворюють сполуки із ступенем окиснення +2.

Карбон – типовий неметалічний елемент.

В ряду C – Si – Ge – Sn – Pb енергія іонізації зменшується, а відповідно, неметалічні ознаки елементів послаблюються, а металічні зростають.

По відношенню до кисню, галогенів та інших електронегативних елементів елементи головної підгрупи 4 групи проявляють максимальну валентність, рівну 4, що відповідає номеру групи. Але поруч з тим вони можуть виступати і як двовалентні. Карбон поруч з СО₂ і CS₂ утворює також CO i CS; правда остання сполука дуже нестійка. Сполуки SiO, SiS теж мало стійкі. Ще більшою схильністю проявляти валентність 2 володіє Германій, який крім оксиду і сульфіду утворює ще й дихлорид GeCl₂. Тенденція виступати в якості двовалетного елемента зростає далі в Стануму, для якого стійкості ІІ і IV валентних станів приблизно однакові. Нарешті, в Плюмбуму двовалентний стан переважає над чотиривалентним.

Карбон і Силіцій є елементами з яскраво вираженими неметалічним характером – кислотоутворюючими елементами. Германій – також кислотоутворюючий елемент; правда у двовалентному стані ця властивість у нього виражена слабше. Елементний Германій зараховують до металів.

Плюмбум і Станум за своїми фізичними властивостями – типові метали. В своїх сполуках чотиривалентний Станум є переважно кислотоутворюючим елементом; двовалентний Станум – амфотерний. У Плюмбуму і в чотиривалентному стані кислотний характер оксиду виражений слабо; двовалентний Станум переважно утворює основи, хоча схильність до кислотоутворення в нього ще не зовсім відсутня.

Відносно Гідрогену, Карбон, Силіцій, Германій, Станум і Плюмбум завжди є чотиривалентними. Простіші водневі сполуки є легколеткі. Їх стійкість зменшується вже від Карбону до Силіцію, а потім зменшується ще більше у важких елементів.

Елементи головної підгрупи V групи – Нітроген, Фосфор, Арсен, Стибій, Бісмут. На останньому енергетичному рівні містяться 5 електронів( 3 неспарені). Максимальний ступінь окиснення + 5, мінімальний -3:

Нітроген і Фосфор належать до типових елементів - неметалів, а Арсен Стибій і Бісмут належать до підгрупи миш’яку.

В ряду As – Sb – Bi розміри атомів та іонів збільшуються, енергії іонізації зменшуються. Цим зумовлюється послаблення ознак неметалічних елементів і посилення ознак металічних елементів.

Елементи головної підгрупи Vгрупи – N, P, As, Sb, Bi – в своїх кисневих сполуках максимально п’ятивалентні, а по відношенню до водню вони бувають винятково тривалентними. Більшість цих елементів є п’ятивалентними також і у відношенні інших електронегативних елементів, перш за все F, Cl, Br, S. Однак поруч із валентністю 5 вони завжди проявляються по відношенню до них і валентність 3.

Із збільшенням атомної маси цих елементів схильність їх до утворення тривалентних сполук з киснем і галогенами все більше і більше домінує над схильністю до утворення п’ятивалентних сполук. Одночасно зменшується стійкість водневих сполук.

Елементи As, Sb, Bi у водних розчинах можуть існувати в тривалентному стані у вигляді вільних позитивнозаряджених іонів As³⁺, Sb³⁺, Bi³⁺. Однак відповідні їм солі проявляють велику схильність до гідролізу. Для Арсену існує рівновага:

As³⁺ + 3H₂O Û AsO₃^3- + 6H⁺,

Звідки випливає, що цей елемент у вигляді As³⁺ може існувати в помітних кількостях тільки в дуже кислих розчинах. В Стибію ця рівновага сильно зсунута вліво і ще більше – у Бісмуту.

Це положення відповідає загальному правилу, що основні властивості гідроксидів у кожній головній підгрупі періодичної системи зростають в напрямку зверху вниз. Неможливість виявлення вільних позитивно заряджених іонів Нітрогену і Фосфору можна у відповідності з цим правилом пояснити припущення, що в даному випадку рівновага зсунута ще більш сильно вправо, ніж для Арсену.

Всі гідроксиди, утворені елементами VА групи в п’ятивалентному стані мають характер кислот.

HNO₃– Нітратна

H₃PO₄– Ортофосфатна

У відповідності з приведеним правилом кислотний характер гідроксидів в кожній головній підгрупі періодичної системи зменшується із зростанням порядкового номера елемента. Це правило справджується і в даному випадку: нітратна кислота – дуже сильна кислота, ортофосфатна – кислота середньої сили, а інші гідроксиди – всі слабкі і навіть дуже слабкі кислоти.

Елементи V групи головної підгрупи можуть проявляти не тільки 3 і 5 валентність, але також й інші ступені валентності. Це перш за все має відношення до Нітрогену і Фосфору. Для Нітрогену характерний ступінь окиснення +1, +2, +3, +4, +5. Для Фосфору відомі крім 3 і 5, ще 1 і 4.

As, Sb і Ві – дуже отруйні елементи, однак і вони відіграють важливу роль в різних ферментних системах в дуже малих кількостях.

До р-елементів VI групи належать типові елементи – Оксиген, Сульфур та елементи підгрупи Селену – Se, Te, Po.

В ряду O – S – Se – Te – Po зменшуються енергії іонізації, зростають розміри атомів та іонів. Це послаблює неметалічні ознаки елементів: Оксиген – елемент-неметал, а Полоній – елемент-метал.

Перші чотири елементи мають неметалічну природу, їх об’єднують під назвою халькогенів, що означає “ті, що утворюють руди”. Найбільшу неметалічну природу мають Оскиген і Сульфур. Селен і Телур займають проміжне положення між неметалами і металами. Так, в елементному стані Селен існує як в неметалічній, так і у металічній модифікаціях. Для елементного Телуру металічна модифікація є більш звичайною. Але за хімічними властивостями ці два елементи стоять ближче до неметалів. Їхня хімічна подібність з металами проявляється в тому, що Селен і Телур можуть утворювати солі з сильними кислотами, в які вони входять як електропозитивна складова частина. Особливо це властиво Телуру, хоча і його солі дуже мало стійкі. У останнього (найбільш важкого) елемента групи, радіоактивного і порівняно короткоживучого Полонію, металічна природа виражена найбільш яскраво. Він схильний існувати у водному розчині у вигляді елементарного позитивно зарядженого іону і за хімічними властивостями близький не тільки Телуру, але й до сусіднього Бісмуту.

У газоподібному стані навіть при дуже низьких температурах Оксиген завжди двоатомний. Його аналоги, навпаки, мають дуже велику схильність до асоціації і утворюють двоатомні молекули тільки при порівняно високих температурах. Енергія, необхідна для розщеплення таких молекул на атоми (термічна дисоціація), сильно зменшується із зростанням атомної маси.

Як вже вказувалося, на зовнішньому енергетичному рівні атоми шостої групи головної підгрупи містять шість електронів – два на s-орбіталі і чотири на р-орбіталі. Атом Оксигену відрізняється від атомів інших елементів підгрупи відсутністю d-підрівня на зовнішньому рівні. Така електронна структура атома Оксигену зумовлює великі енергетичні затрати на “розпаровування” його електронів, що не компенсується утворенням нових ковалентних зв’язків. Тому, валентність Оксигену, як правило, рівна двом. Однак в окремих випадках атом Оксигену, який володіє двома неподільними електронними парами, може виступати в якості донора електронів і утворювати додаткові валентні зв’язки за донорно-акцепторним механізмом.

В Сульфуру і у інших елементів підгрупи число неспарених електронів в атомі може бути збільшене шляхом переходу s- і р- електронів на d- підрівень зовнішнього шару. В зв’язку з цим вказані елементи проявляють валентність, рівну не тільки 2, а й 4 та 6. У сполуках з воднем і металами О, S, Se, Te проявляють ступь окиснення –2. у сполуках з неметалами, наприклад з О, S, Se, Te проявляють ступінь окиснення +4, +6. Винятком є сам Оксиген: за величиною електронегативності він поступається тільки Флуору, тому тільки в сполуці з цим елементом OF₂ його ступінь окиснення позитивний (+2), або O₂F₂ ступінь окиснення (+1). У сполуках з усіма іншими елементами ступінь окиснення Оксиген негативний і рівний –2 (–1 у пероксидах).

Se, Te – отруйні. Сполуки Se використовуються для підсилення імунної системи організму.

До елементів головної підгрупи VII групи належать (Гідроген), Фтор, Хлор, Бром, Йод, Астат.

За електронною конфігурацією, а відповідно і за властивостями Гідроген займає в головній підгрупі VII групи особливе положення. До завершення зовнішнього енергетичного рівня невистачає одного електрона, що вказує на його схожість до галогенів. Проте на зовнішньому рівні атома Гідрогену міститься тільки один електрон, що вказує на схожість його до лужних металів. Тому Гідроген поміщають у І і VII групи одночасно.

Згідно електронної конфігурації атомів (однакова структура зовнішнього і передостанього електронних шарів) Бром, Йод і Астат об’єднують в підгрупу Брому; Флуор і Хлор належать до типових елементів.

В ряду F – Cl – Br – I – At радіус атомів збільшується, а енергія іонізації зменшується. Це свідчить про послаблення ознак неметалячності елемента і про посилення металічних ознак: Флуор – найбільш яскраво виражений елемент – неметал, а Астат проявляє вже деякі ознаки елемента – металу.

Оскільки до завершення зовнішнього енергетичного рівня не вистачає одного електрона, мінімальний ступінь окиснення галогенів -1. Флуор як найбільш електронегативний елемент, може тільки приймати електрони для набуття завершеної конфігурації, тому ступінь окиснення тільки -1.

F + 1е → F^-

Cl + 1е → Cl^-

Всі інші галогени, за рахунок переходу електронів на d-орбіталь можуть проявляти позитивні ступені окисненя. Наприклад Хлор: Cl⁺¹, Cl⁺³, Cl⁺⁵, Cl⁺⁷

Cl₂ + Н₂О = НCl^-1 + НClО⁺¹

Поиск по сайту: