в периодах слева направо:
· радиус атомов уменьшается;
· электроотрицательность элементов увеличивается;
· количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
· высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
· число электронных слоев атомов не изменяется;
· металлические свойства уменьшается;
· неметаллические свойства элементов увеличивается.
Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:
· заряд ядер атомов увеличивается;
· радиус атомов увеличивается;
· число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
· число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
· прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
· электроотрицательность уменьшается;
· металличность элементов увеличивается;
· неметалличность элементов уменьшается.
Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются элементами-аналогами, т.к. они имеют некоторые общие свойства (одинаковую высшую валентность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются строением внешнего электронного слоя.
Подробнее про закономерности изменения свойств элементов по периодам и группам
Кислотно — основные свойства гидроксидов зависят от того, какая из двух связей в цепочке Э −О − Н является менее прочной.
Если менее прочна связь Э−О, то гидроксид проявляет основные
свойства, если О−Н − кислотные.
Чем менее прочны эти связи, тем больше сила соответствующего основания или кислоты. Прочность связей Э−О и О−Н в гидроксиде зависит от распределения электронной плотности в цепочке Э−О− H. На последнюю наиболее сильно влияют степень окисления элемента и ионный радиус. Увеличение степени окисления элемента и уменьшение его ионного радиуса, вызывают смещение электронной плотности к атому
элемента в цепочке Э ← О ←Н. Это приводит к ослаблению связи О−Н и усилению связи Э−О. Поэтому основные свойства гидроксида ослабевают, а кислотные − усиливаются.
3. Периодический закон и периодическая система химических элементов
3.4. Периодическое изменение свойств веществ
Периодически изменяются следующие свойства простых и сложных веществ:
- строение простых веществ (вначале немолекулярное, например от Li к C, а затем молекулярное: N 2 - Ne);
- температуры плавления и кипения простых веществ: при движении слева направо по периоду t пл и t кип вначале, в целом, возрастают (алмаз - самое тугоплавкое вещество), а затем уменьшаются, что связано с изменением строения простых веществ (см. выше);
- металлические и неметаллические свойства простых веществ. По периоду с ростом Z способность атомов отдавать электрон уменьшается (Е и растет), соответственно металлические свойства простых веществ ослабевают (неметаллические - усиливаются, поскольку увеличивается Е ср атомов). Сверху вниз по группам А, напротив, металлические свойства простых веществ усиливаются, а неметаллические - ослабевают;
- состав и кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов (табл. 3.1–3.2).
Таблица 3.1
Состав высших оксидов и простейших водородных соединений элементов А-групп
Как видно из табл. 3.1, состав высших оксидов изменяется плавно в соответствии с постепенным возрастанием ковалентности (степени окисления) атома.
С ростом заряда ядра атома в периоде основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные - усиливаются. Переход от основных оксидов и гидроксидов к кислотным в каждом периоде происходит постепенно, через амфотерные оксиды и гидроксиды. В качестве примера в табл. 3.2 показано изменение свойств оксидов и гидроксидов элементов 3-го периода.
Таблица 3.2
Оксиды и гидроксиды, образованные элементами 3-го периода, и их классификация
В группах А с ростом заряда ядра атома происходит усиление основных свойств оксидов и гидроксидов. Например, для IIA-группы имеем:
1. BeO, Be(OH) 2 - амфотерные (слабые основные и кислотные свойства).
2. MgO, Mg(OH) 2 - слабые, основные свойства.
3. CaO, Ca(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).
4. SrO, Sr(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).
5. BaO, Ba(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).
6. RaO, Ra(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).
Такие же тенденции прослеживаются и для элементов других групп (состав и кислотно-основные свойства бинарных водородных соединений см. в табл. 3.1). В целом с ростом атомного номера по периоду основные свойства водородных соединений ослабевают, а кислотные свойства их растворов усиливаются: гидрид натрия растворяется в воде с образованием щелочи:
NaH + H 2 O = NaOH + H 2 ,
а водные растворы H 2 S и HCl - кислоты, причем более сильной является хлороводородная кислота.
1. В группах А с ростом заряда ядра атома сила бескислородных кислот также возрастает.
2. В водородных соединениях число атомов водорода в молекуле (или формульной единице) сначала возрастает от 1 до 4 (группы IA–IVA), а затем уменьшается от 4 до 1 (группы IVA–VIIA).
3. Летучими (газообразными) при н.у. являются только водородные соединения элементов IVA–VIIA групп (кроме H 2 O и HF)
Описанные тенденции в изменении свойств атомов химических элементов и их соединений суммированы в табл. 3.3
Таблица 3.3
Изменение свойств атомов элементов и их соединений с ростом заряда ядра атома
| Свойства | Тенденция изменения | |
|---|---|---|
| в периодах | в группах А | |
| Радиус атома | Уменьшается | Растет |
| Энергия ионизации | Возрастает | Уменьшается |
| Сродство к электрону | Возрастает | Уменьшается |
| Восстановительные (металлические) свойства атомов | Ослабевают | Усиливаются |
| Окислительные (неметаллические) свойства атомов | Усиливаются | Ослабевают |
| Электроотрицательность | Возрастает | Уменьшается |
| Максимальная степень окисления | Возрастает | Постоянная |
| Кислотные свойства оксидов | Усиливаются | Ослабевают |
| Кислотные свойства гидроксидов | Усиливаются | Ослабевают |
| Кислотные свойства водородных соединений | Усиливаются | Усиливаются |
| Металлические свойства простых веществ | Ослабевают | Усиливаются |
| Неметаллические свойства простых веществ | Усиливаются | Ослабевают |
Пример 3.3. Укажите формулу оксида с наиболее выраженными кислотными свойствами:
Решение. Кислотные свойства оксидов усиливаются слева направо по периоду, а сверху вниз по группе А ослабевают. С учетом этого приходим к выводу, что кислотные свойства наиболее выражены у оксида Cl 2 O 7 .
Ответ : 4).
Пример 3.4. Анион элемента Э 2− имеет электронную конфигурацию атома аргона. Укажите формулу высшего оксида атома элемента:
Решение. Электронная конфигурация атома аргона 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 , следовательно электронная конфигурация атома Э (атом Э содержит на 2 электрона меньше, чем ион Э 2−) – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 , что отвечает атому серы. Элемент сера находится в VIA-группе, формула высшего оксида элементов этой группы ЭО 3 .
Ответ : 1).
Пример 3.5. Укажите символ элемента, атом которого имеет три электронных слоя и образует летучее (н.у.) соединение состава ЭН 2 (H 2 Э):
Решение. Водородные соединения состава ЭН 2 (H 2 Э) образуют атомы элементов IIA- и VIA-групп, однако летучими при н.у. являются соединения элементов VIA-группы, к числу которых относится сера.
Ответ : 3).
Охарактеризованные тенденции в изменении кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов можно понять на основании анализа следующих упрощенных схем строения оксидов и гидроксидов (рис. 3.1).
Из упрощенной схемы реакции
следует, что эффективность взаимодействия оксида с водой с образованием основания возрастает (согласно закону Кулона) с увеличением заряда на ионе Э n + . Величина же этого заряда увеличивается по мере усиления металлических свойств элементов, т.е. справа налево по периоду и сверху вниз по группе. Именно в таком порядке увеличиваются и основные свойства элементов.
Рис. 3.1. Схема строения оксидов (а ) и гидроксидов (б )
Рассмотрим причины, лежащие в основе описанных изменений кислотно-основных свойств гидроксидов.
При возрастании степени окисления элемента +n и уменьшении радиуса иона Э n + (это как раз и наблюдается с ростом заряда ядра атома элемента слева направо по периоду) связь Э–О упрочняется, а связь О–Н ослабевает; более вероятным становится процесс диссоциации гидроксида по кислотному типу.
Сверху вниз по группе радиус Э n + возрастает, а значение n + не изменяется, в результате прочность связи Э–О уменьшается, облегчается ее разрыв и более вероятным становится процесс диссоциации гидроксида по основному типу.
Основные свойства проявляют металлы, их оксиды и гидроксиды. Кислотные свойства проявляются неметаллы, их соли, кислоты и ангидриды. Существуют также амфотерные элементы, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства. Цинк, алюминий и хром являются одними из представителей амфотерных элементов. Щелочные и щелочно-земельные типичные основные свойства, а сера, хлор и азот кислотные.Так, при реакции оксидов с водой, в зависимости от свойств основного элемента, получается либо основание или гидроксид, либо кислота.
Например:
SO3+H2O=H2SO4 - проявление ;
CaO+H2O=Ca(OH)2 - проявление основных свойств;
Периодическая таблица Менделеева, как показатель кислотно-основных свойств
Таблица Менделеева может помочь в определении кислотно-основных свойств элементов. Если посмотреть на таблицу Менделеева, то можно увидеть такую закономерность, что по горизонтали слева-направо усиливаются неметаллические или кислотные свойства. Соответственно ближе к левому краю находятся металлы, по центру амфотерные элементы, а справа неметаллы. Если посмотреть на электроны и их притяжение к ядру, то заметно, что в левой части элементы имеют слабый заряд ядра, а электроны находятся на s-уровне. В результате таким элементам проще отдать электрон, нежели элементам, находящимся в правой части. Неметаллы имеют достаточно высокий заряд ядра. Тем самым усложняется отдача свободных электронов. Таким элементам проще присоединить к себе электроны, проявляя кислотные свойства.Три теории для определения свойств
Существуют три подхода, определяющих имеет соединение: протонная теория Бренстеда-Лоури, апротонная электронная теория Льюиса, теория Аррениуса.Согласно протонной теории кислотными свойствами обладают соединения, способные отдавать свои протоны. Такие соединения были названы донорами. А основные свойства проявляются способностью акцептировать или присоединять протон.
Апротонный подход подразумевает то, что акцептирование и донорство протонов для определения кислотно-основных свойств необязательно. Кислотные свойства по данной теории проявляются возможностью принять электронную пару, а основные, наоборот, отдать эту пару.
Теория Аррениуса является самой актуальной для определения кислотно-основных свойств. В ходе исследования было доказано, что кислотные свойства проявляются, когда при диссоциации водных растворов химическое соединение разделяется на анионы и ионы водорода, а основные свойства - на катионы и ионы гидроксида.
Сильное основание - неорганическое химическое соединение, образованное гидроксильной группой -ОН и щелочным (элементы I группы периодической системы: Li, K, Na, RB, Cs) или щелочноземельным металлом (элементы II группы Ba, Ca). Записываются в виде формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.
Вам понадобится
- выпарительная чашка
- горелка
- индикаторы
- металлический стержень
- Н₃РО₄
Инструкция
Сильные основания проявляют , характерные для всех . Наличие в растворе определяется по изменению окраски индикатора. К пробе с исследуемым раствором добавьте , фенолфталеин или опустите лакмусовую бумажку. Метилоранж дает желтую окраску, фенолфталеин – пурпурную, а лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет. Чем сильнее основание, тем интенсивнее окрашивается индикатор.
Если необходимо узнать какие именно щелочи вам представлены, то проведите качественный анализ растворов. Наиболее распространенные сильные основания – лития, калия, натрия, бария и кальция. Основания вступают в реакцию с кислотами (реакции нейтрализации) с образованием соли и воды. При этом можно выделить Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ и LiOH. При взаимодействии с ортофосфорной кислотой образуются нерастворимые осадки. Остальные гидроксиды осадков не дадут, т.к. все соли К и Na растворимы.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 Ва(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процедите их и высушите. Внесите высушенные осадки в пламя горелки. По изменению окраски пламени можно качественно определить ионы лития, кальция и бария. Соответственно вы определите где какой гидроксид. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет. Соли бария – в зеленый, а соли кальция – в малиновый.
Оставшиеся щелочи образуют растворимые ортофосфаты.
3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О
Необходимо выпарить воду до сухого остатка. Выпаренные соли на металлическом стержне поочередно внесите в пламя горелки. Там, где находится соль натрия – пламя окрасится в ярко-желтый цвет, а ортофосфат калия – в розово-фиолетовый. Таким образом имея минимальный набор оборудования и реактивов вы определили все данные вам сильные основания.
Радиусы атомов элементов и ионов вычисляются исходя из межядерных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от характера химической связи между ними и от агрегатного состояния вещества.
Радиусы атомов и одинаково заряженных ионов в периоде с увеличением зарядов ядра в основном (за несколькими исключениями) уменьшаются в связи с увеличением сил кулоновского притяжения из-за роста числа, а следовательно, и суммарного заряда электронов в электронных оболочках и ядер.
В подгруппах с увеличением заряда ядра (движение сверху вниз) атомные и ионные радиусы, как правило, увеличиваются, что связанно с увеличением числа электронных уровней.
Энергия ионизации (I) (потенциал ионизации) в периоде возрастает с ростом заряда ядра, в главных и третьей побочной подгруппах – убывает сверху вниз в связи с появлением нового энергетического уровня. В остальных побочных подгруппах энергия ионизации возрастает с ростом заряда ядра.
Сродством к электрону (Е) (энергия, которая выделяется при присоединении дополнительного электрона к атому, иону или молекуле). Максимальна у атомов галогенов. Сродство к электрону зависит не только от заряда ядра атома, но и от степени заполнения внешних электронных уровней.
Электроотрицательность (ЭО) - обобщенная характеристика элемента, определяемая как сумма энергии ионизации и сродства к электрону.
Относительную ЭО по Полингу определяют как отношение ЭО элемента к ЭО атома лития. Относительнаяэлектроотрицательность в периоде возрастает, а в подгруппах уменьшается с ростом заряда ядра.
Окислительная способность элемента меняется так же как и электроотрицательность, а восстановительная способность в обратном порядке.
Плотность простых веществ в периоде обычно проходит через максимум, лежащий примерно в середине периода, возрастает в подгруппах с ростом заряда ядра.
Основные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов в периоде закономерно ослабляются, что связано с увеличением силы притяжения гидроксид-ионов к центральному атому с ростом заряда его ядра и уменьшением атомного радиуса, а в подгруппе, как правило, усиливаются, потому что атомный радиус элементов возрастает.
Кислотные свойства этих соединений изменяются в обратном направлении.
Неметаллические свойства в периоде, как правило, усиливаются слева направо, а в подгруппе – ослабевают сверху вниз, металлические – наоборот. Граница между металлами и неметаллами в таблице проходит по диагонали B-At таким образом, что все неметаллы находятся в верхней правой части таблицы (исключение составляют d- элементы).
Механизм образования химической связи может быть смоделирован различными способами.
Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на этоме кислорода) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.
1) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.
2) В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление новых свойств оксидов:
3) При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные
Химические свойства оксидов
Основные оксиды
К основным оксидам относятся:
Оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li - Fr)
Главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg - Ra)
Оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.
Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.
Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.
Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:
2HgO = 2Hg + O 2
2Ag2O = 4Ag + O2
Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:
ВаО + SiO 2 = ВаSiO 3 ,
МgО + Аl 2 О 3 = Мg(AlO 2) 2 ,
ZnО + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:
Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:
Fe 2 O 3 +2Al = Al 2 O 3 + 2Fe
3CuO+2NH 3 = 3Cu + N 2 +3H 2 O
4FeO+O 2 = 2Fe 2 + O 3
Основные оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с оксида кальция) при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им гидроксиды (основания). Например, при растворении оксида кальция (негашёной извести) в воде образуется гидроксид кальция – сильное основание:
СаO + H 2 O → Са(OH) 2
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соответствующие соли:
CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
К образованию солей также приводит реакция основных оксидов с кислотными оксидами:
Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3
И с амфотерными оксидами:
Li 2 O+Al 2 O 3 → 2LiAlO 2
Кислотные оксиды
Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (CO2, SO3, P4O10). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3, Mn2O7, V2O5.
Кислотные оксиды представляют ее оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:
4P+5O 2 = 2P 2 + O 5
2ZnS+3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓+ K 2 SО 4 +H 2 O
Nа 2 SiO 3 + 2НСl = 2NаСl + SiO 2 ↓ + Н 2 О
Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:
Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, с щелочами:
P 2 O 5 +Al 2 O 3 = 2AlPO 4
Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 ↓ + Н 2 О.
Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:
2SO 2 +O 2 2SO 3
SО 2 + 2Н 2 S = 3S + 2Н 2 О,
4CrO 3 + С 2 Н 5 ОН = 2Сr 2 О 3 + 2СО 2 + ЗН 2 О
Практически все кислотные оксиды при взаимодействии с водой (гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты). Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота:
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
Кислотные оксиды могут быть получены из соответствующей кислоты:
H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O
Амфотерные оксиды
Амфотерность (от греч. Amphoteros – и тот и другой) – способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные свойства, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, учавствующего в реакции.
Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например:
ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O
Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве.
При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше).
При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль.
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)
Для каждого амфотерного металла есть свое координационное число.
Для Be и Zn - это 4; для и Al - это 4 или 6; для и Cr - это 6 или (очень редко) 4;
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:
Аl 2 О 3 + 6НСl = 2АlСl 3 + ЗН 2 О,
Аl 2 О 3 + 2NаОН + ЗН 2 О = 2Nа[Аl(ОН) 4 ].
К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnО, оксид железа (III) Fe2О3 и ряд других.
Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:
Сu 2+ + Н 2 О Сu(ОН) + + Н + ,
СО 3 2- + Н 2 О НСО 3- + ОН - .