У какого элемента сильнее выражены окислительные свойства
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.
Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны
«вручную», располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое «сходство»:
- B5 — 1s22s22p1
- Al13 — 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия — 3s23p1, галия — 4s24p1,
индия — 5s25p1 и таллия — 6s26p1. За «n» мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».
Длина связи
Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а
HI — самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации —
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы — R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Окислительно-восстановительные реакции могут проходить только при условии, что исходные компоненты содержат атомы, молекулы или ионы, обладающие противоположными способностями принимать или отдавать электроны.
5KCl+5O3+6P0 = 5KCl-1+3P2+5O5
В приведенной реакции хлор и фосфор изменяют свои степени окисления:
- P0-5e- → P+5, фосфор (P0) является восстановителем, окисляясь до P+5 (степень окисления фосфора повышается на 5 единиц от 0 до +5).
- Cl+5+6e- → Cl-1, хлор (Cl+5) является окислителем, восстанавливаясь до Cl-1 (степень окисления хлора понижается на 6 единиц — от +5 до -1).
В периодической таблице Менделеева четко прослеживается закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов:
- В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева-направо) нарастают окислительные свойства и убывают восстановительные — натрий самый сильный восстановитель в третьем периоде, а хлор — самый сильный окислитель.
- В главных подгруппах, в пределах одной главной подгруппы с повышением порядкового номера (по направлению сверху-вниз) нарастают восстановительные свойства элементов и убывают окислительные — в VIIа группе фтор является сильным окислителем, а астат в некоторых соединениях проявляет восстановительные свойства.
На рисунке ниже показана примерная принадлежность элементов к восстановителям (голубой цвет) и окислителям (красный цвет).
С окислительно-восстановительными свойствами элементов в периодической таблице в общем чертах понятно. Теперь скажем пару слов о ионах.
- Элементарные катионы металлов (Na+, Cu2+, Ca2+) являются окислителями и не проявляют восстановительных свойств, окислительные свойства снижаются по мере роста активности металла.
- Ионы металлов с промежуточными степенями окисления могут проявлять, как восстановительные, так и окислительные свойства (Fe2+ — восстановитель; Fe3+ — окислитель).
- Элементарные анионы (Cl-, Br-, I-) являются восстановителями.
- Сложные ионы являются окислителями, если содержат атомы элементов с высокой степенью окисления (Cr2O72-, ClO3-,NO3-), при этом окислительные свойства обусловлены всем анионом, но не конкретным атомом, имеющим высокую степень окисления.
А что же с окислительно-восстановительными свойствами сложных веществ?
При взаимодействии сложных веществ следует обращать внимание на те элементы, которые в ходе реакции меняют свою степень окисления (если таковых нет, то и реакция не является окислительно-восстановительной).
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в максимальной степени окисления — такое вещество может быть только окислителем, например перманганат калия, в котором марганец имеет максимальную степень окисления, т.е., может только принимать электроны.
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в низшей степени окисления — такое вещество может быть только восстановителем, например, сульфат марганца (II), в котором марганец имеет низшую степень окисления, т.е., может только отдавать электроны.
- Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в промежуточной степени окисления, — такое вещество может быть как окислителем, так и восстановителем — все зависит от других реагирующих веществ и условий протекания реакции.
Рассмотрим вкратце вещества, которые могут проявлять и восстановительные, и окислительные свойства, в зависимости от условий реакции и других взаимодействующих веществ.
Оксид серы (IV) в некоторых случаях играет роль восстановителя, например, окисляясь кислородом, но в металлургии оксид серы используют в реакции извлечения серы из отходящих газов, где оксид серы проявляет свойства окислителя:
2SO2+O2 = 2SO3
2CO+SO2 = S+2SO2
Пероксид водорода H2O2, как восстановитель применяется для дезинфекции, травления германиевых пластинок при изготовлении полупроводниковых приборов. Окислительные свойства пероксида водорода используют при отбеливании пуха, пера, мехов, тюли, волос.
Сернистая кислота в реакции с сероводородом играет роль окислителя, поскольку в молекуле H2S сера имеет степень окисления -2:
H2S+4O3+2H2S-2 = 3S0+3H2O
В реакции с кислородом сернистая кислота выступает восстановителем, поскольку кислород является более сильным окислителем:
2H2S+4O3+O20 = 2H2SO4
Не последнюю роль на окислительно-восстановительные свойства веществ оказывает среда, в которой протекает химическая реакция:
- I2+5H2O2 → 2HIO3+4H2O — при pH=1 пероксид водорода является окислителем;
- 2HIO3+5H2O2 → I2+6H2O+5O2 — при pH=2 пероксид водорода является восстановителем.
Оксид марганца (IV) является окислителем только в кислотной среде:
MnO2+4H++2e- → Mn2++2H2O
Перманганат калия KMnO4 является окислителем в любой среде:
- кислая среда: MnO4-+8H++5e- → Mn2++4H2O
- щелочная среда: MnO4-+1e- → MnO42-
- нейтральная среда: MnO4-+2H2O+3e- → MnO2+4OH-
См. далее:
- Типичные восстановители
- Типичные окислители
Окислители и восстановители любят «свою» среду — в кислотной среде сила окислителей увеличивается, а в щелочной — увеличивается сила восстановителей.
См. далее Элементы-восстановители
Общая характеристика неметаллов
Строение атомов неметаллов
большое число электронов на внешнем слое;
маленький атомный радиус (Ra)
Строение атомов неметаллов:
Правило:
Чем
меньше радиус атома неметалла и чем больше электронов на внешнем
электронном слое атома, тем сильнее выражены у неметалла окислительные
свойства и слабее — восстановительные.
???
1. Где в периодической системе располагаются неметаллы?
2. У какого неметалла самое большое значение электроотрицательности?
3. Какой неметалл обладает более окислительными свойствами: а) азот или фосфор; б) сера или хлор; в) теллур или йод?
Простые вещества — неметаллы
Простые вещества — неметаллы имеют молекулярную и атомную кристаллическую решетки.
Молекулярная кристаллическая решетка | Атомная кристаллическая решетка |
1) Инертные газы состоят из одноатомных молекул — He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. | У ряда неметаллов все атомы связаны между собой ковалентными связями, образуя гигантские полимеры: (С)n, (Si)n, (B)n. |
По агрегатному состоянию вещества с молекулярной кристаллической решеткой (при н.у.) — газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, H2, O2, N2, F2, Cl2, O3), жидкости (бром Br2) или легкоплавкие летучие твердые вещества (белый фосфор P4, ромбическая сера S8, иод I2). | Вещества с атомной кристаллической решеткой твердые, тугоплавкие. |
Все | |
Аллотропия — явление существования химического элемента в виде двух или нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам.
Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называются аллотропными модификациями.
??? 4. Выберите вещества с молекулярной кристаллической решеткой: С, S, N2, B, Br2.
5. О каком веществе идет речь: Цвет
кристаллов разнообразный (обычно бесцветные или желтоватые, но известны
также голубые, зеленые, ярко-желтые, розово-лиловые, дымчато-вишневые,
красные кристаллы; встречаются и черные). Обладает очень большой
твердостью. Порошок его белый или бесцветный. Плотность вещества – 3,5.
Диэлектрик. Из какого химического элемента состоит вещество? Какие аллотропные модификации этого элемента вы еще знаете?
6. Почему кислород О2 и озон O3 обладают различными свойствами, несмотря на то, что они образованы одним химическим элементом?
Химические свойства неметаллов
Ряд электроотрицательности:
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, P, H, B, Si, Al, Mg, Ca, Li, Na…
——————————————————————>
электроотрицательность уменьшается
Окислительные свойства неметаллов | Восстановительные свойства неметаллов (кроме фтора) |
1. С металлами Cl2 + 2Na = 2NaCl | 1. С неметаллами |
2. С неметаллами Окислительные свойства проявляются в реакции с неметаллами, имеющими меньшую электроотрицательность. 5Cl2 + 2P = 2PCl5 | 2. С оксидами металлов |
3. С солями Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2 | 3. С кислотами |
4. С оксидами неметаллов Cl2 + CO = COCl2 |
Вывод: Чем больше электроотрицательность элемента, тем более окислительные свойства проявляет элемент.
???
7. С какими веществами кислород проявляет окислительные свойства: углерод, фосфор, фтор, азот?
8. С какими веществами углерод проявляет восстановительные свойства: оксид железа (III), кислород, кремний, кальций?
9. С какими веществами сера проявляет окислительные свойства: углерод, кислород, фтор, натрий?
Ответы на вопросы и задания, которые вы встретили в конспекте, вы можете отправить в отдельное задание.