Лекция 4. Химия элементов

Химия s— элементов: характеристика элементов главной подгруппы I и II группы. Химия р- элементов: характеристика элементов главной подгруппы III, IV, V, VI (халькогены), VII (галогены) групп. Характеристика переходных металлов.

Химия s- элементов

К s- элементам относятся элементы главных подгрупп первой и второй группы периодической системы Менделеева.

Характеристика элементов главной подгруппы I группы.

Главную подгруппу I группы периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон: ns

1. Вступая в химические взаимодействия, атомы легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления +1. Элементы этой подгруппы относятся к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

В природе наиболее распространены натрий и калий. Массовая доля натрия в земной коре 2,64%, калия – 2,60%. Щелочные металлы в свободном состоянии в природе не встречаются. Основными природными соединениями Na являются минералы галит или каменная соль, NaCl, и мирабилит или глауберова соль (Na₂SO₄ · 10H₂O). К важнейшим соединениям калия относится сильвин (KCl), карналлит (KCl · MgCl₂ · 6H₂O), сильвинит (NaCl · KCl).

Франций — радиоактивный элемент. Следы этого элемента обнаружены в продуктах распада природного урана. Из-за малого времени жизни изотопов Fr его трудно получать в больших количествах, поэтому свойства металлического франция и его соединений изучены еще недостаточно.

Свойства: щелочные металлы серебристо-белые вещества с малой плотностью. Литий из них – самый легкий. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Щелочные металлы легкоплавкие. Температура плавления цезия 28,5°С, наибольшая температура плавления у лития (180,5°С). Обладают хорошей электрической проводимостью.

Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакциях являются сильными восстановителями.

1. Взаимодействие с простыми веществами.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Все они легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.

4Li + O₂ → 2Li₂O (оксид лития)

2Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия)

K + O₂ → KO₂ (надпероксид калия)

Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды: 2Na+Br₂aBr (галогенид).

При нагревании взаимодействуют со многими неметаллами:

2Na + S  Na₂S (сульфиды)

6Li + N₂  2Li₃N ( нитриды)

2Li + 2C  2Li₂C₂ (карбиды)

2. Взаимодействие с водой. Все щелочные металлы реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода. Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию.

2Na + 2H₂O 2NaOH + H₂­

2Li + 2H₂O  2LiOH + H₂­ 

3. Взаимодействие с кислотами. Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

2Na + 2HCl  2NaCl +H₂

Концентрированную серную кислоту восстанавливают главным образом до сероводорода: 8Na + 5H₂SO₄  4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементарной серы.

При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной – азот или оксид азота (I):

8Na +10HNO₃(разб.) 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

8K +10HNO₃(конц.) 8KNO₃ + NO₂ + 5H₂O

Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.

4. Взаимодействие с оксидами металлов и солями. Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

BeO +2Na Be + Na₂O

CaCl₂ + 2Na Ca + 2NaCl

Характеристика элементов главной подгруппы II группы.

Главную подгруппу II группы периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns². В химических реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2. Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO

3 (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO₄, гипс CaSO₄ ∙ 2H₂O, флюорит CaF₂ и фторапатит Ca₅(PO₄)₃F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO₃, доломита MgCO₃ ∙ CaCО₃, карналлита KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности, имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы, являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфиды:

2Be + O₂  2BeO

Ca + S  CaS

Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях.

Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl₂  MgCl₂

При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:

Ca + H₂ –^t  CaH₂ (гидрид кальция)

3Mg + N₂ –^t

  Mg₃N₂ (нитрид магния)

Ca + 2C –^t  CaC₂ (карбид кальция)

Карбид кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбид, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбид кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C₂H₂: CaC₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + C₂H₂

Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn₃, Ca₂Sn.

2. Взаимодействие с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании: Mg + 2H₂O –^t Mg(OH)₂ + H₂

Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях: Ca + 2H

2O  Ca(OH)₂ + H₂

3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl  BeCl₂ + H₂

Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:

2Ca + 10HNO₃(разб.)  4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода: Be + 2NaOH + 2H₂O  Na₂[Be(OH)

4] + H₂

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей: TiCl₄ + 2Mg  Ti + 2MgCl₂

V₂O₅ + 5Ca 2V + 5CaO

Получение. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений: BeF₂ + Mg  Be + MgF₂

MgO + C  Mg + CO

3CaO + 2Al  2Ca + Al₂O₃

3BaO + 2Al  3Ba + Al₂O₃

Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl₂ с ртутным катодом.

Общая характеристика d-элементов » HimEge.ru

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d- или f-электронами. Эти элементы занимают в периодической таблице переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами.

d-Элементы принято называть главными переходными элементами. Их атомы характеризуются внутренней застройкой d-подоболочек. Дело в том, что s-орбиталь их внешней оболочки обычно заполнена уже до того, как начинается заполнение d-орбиталей в предшествующей электронной оболочке. Это означает, что каждый новый электрон, добавляемый в электронную оболочку очередного d-элемента, в соответствии с принципом заполнения, попадает не на внешнюю оболочку, а на предшествующую ей внутреннюю подоболочку. Химические свойства этих элементов определяются участием в реакциях электронов обеих указанных оболочек.

d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Орбиталь 4s заполняется раньше, чем орбиталь 3d, потому что имеет меньшую энергию (правило Клечковского).

Следует, однако, отметить существование двух аномалий. Хром и медь имеют на своих 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или полностью заполненные подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные подоболочки.

В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов. Аналогичная аномалия наблюдается у серебра.

Все d-элементы являются металлами.

Электронные конфигурации элементов четвертого периода от скандия до цинка:

Характерные степени окисления d элементов:

Хром находится в 4-м периоде, в VI группе, в побочной подгруппе. Это металл средней активности. В своих соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3 и +6. CrO — типичный основный оксид, Cr₂O₃  — амфотерный оксид, CrO₃  — типичный кислотный оксид со свойствами сильного окислителя, т. е. рост степени окисления сопровождается усилением кислотных свойств.

Железо находится в 4-м периоде, в VIII группе, в побочной подгруппе. Железо — металл средней активности, в своих соединениях проявляет  наиболее  характерные  степени  окисления  +2  и  +3.  Известны также соединения железа, в которых оно проявляет степень окисления +6, которые являются сильными окислителями. FeO проявляет основные, а Fe₂O₃  — амфотерные с преобладанием основных свойств.

Медь находится в 4-м периоде, в I группе, в побочной подгруппе. Ее наиболее устойчивые степени окисления +2 и +1. В ряду напряжений металлов медь находится после водорода, ее химическая активность не очень велика. Оксиды меди: Cu2O CuO. Последний и гидроксид меди Cu(OH)2 проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных.

Цинк находится в 4-м периоде, во II-группе, в побочной подгруппе. Цинк относится к металлам средней активности, в своих соединениях проявляет единственную степень окисления +2. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными.

f-элементы — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

F-элементы в периодической таблице — блок элементов у атомов которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают f-орбиталь.

В данный блок входят лантаноиды и актиноиды.

Фактическая электронная конфигурация элементов, входящих в этот блок, может отличаться от истинной и не может не подпадать под определение правила Клечковского. Данный блок делится на две группы:

1. Элементы, у которых электроны находятся на 4f-орбитали, относятся к лантаноидам,
2. Элементы, у которых электроны находятся на 5f-орбитали, относятся к актиноидам.

Существует давний спор относительно того какие элементы следует относить к данным группам: актиний и лантан, или же лютеций и лоуренсий. Это связано с тем, что количество f-электронов, находящихся на внешнем электронном слое, может быть только до 14^[1].

Все элементы являющиеся лантаноидами формируют M³⁺ ионы. В водных растворах лантаноиды, находящиеся ближе к лантану, окружены девятью молекулами воды, в то время как элементы, находящиеся ближе к концу, окружены восемью молекулами воды. Однако, есть элементы, например церий, которые формируют M⁴⁺ ионы; Ce⁴⁺ имеет очень стабильную электронную конфигурацию ксенона — инертного газа. Данный ион является довольно сильным окислителем. Ион Eu²⁺ имеет электронную конфигурацию [Xe]4f⁷ и является сильными восстановителем. Существование Eu²⁺ обусловлено стабильностью наполовину заполненной f-оболочки^[2].

Лёгкие актиноиды (от тория до америция) могут иметь степени окисления от +3 до +4 (Th), +5 (Pa), +6 (U, Am), +7 (Np, Pu). Однако соединения Np, Pu и Am в высших степенях окисления неустойчивы из-за медленного самовосстановления вследствие радиоактивного распада. Остальные актиноиды напоминают лантаноиды тем, что имеют основную степень окисления равную +3.

Ионы f-элементов во всех степенях окисления (кроме Th⁴⁺) и в катионной, и в анионной формах имеют разнообразную окраску в растворах, что связано с лёгкостью f-s и f-d электронных переходов.

1. ↑ IUPAC Periodic Table (англ.) (2007). Дата обращения 22 августа 2010.
2. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. — 2-е изд. — Oxford: Butterworth-Heinemann, 1997. — ISBN 0080379419.

• Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии: В 2-х томах. Пер. с англ. — М.: Мир, 1982. 652 с., ил. — Т. 1. — С. 451–452.

Степени окисления элементов — урок. Химия, 8–9 класс.

Степень окисления — условный заряд атома в соединении, если считать, что связь в нём ионная.

Степень окисления равна числу электронов, смещённых от атома или к атому.

Если электроны смещаются от атома, то его степень окисления положительная. Положительную степень окисления в соединениях имеет атом менее электроотрицательного элемента.

 

Если смещение электронов происходит к атому, то его степень окисления отрицательная.

 

Обрати внимание!

В простых веществах сдвига электронов нет, и степень окисления атомов равна \(0\).

 

Значение степени окисления указывают над знаком химического элемента:

 

Ca+2O−2,  N02.

 

Обрати внимание!

В сложных веществах степень окисления атомов металла всегда положительная.

Максимальное значение степени окисления металла можно определить по номеру группы, в которой элемент находится в Периодической таблице. Оно равно числу валентных электронов в атоме.

 

Металлы главных подгрупп в соединениях, как правило, проявляют постоянную степень окисления. У металлов \(IA\) группы она равна \(+1\):

 

Na+1Cl−1,  Li+12O−2.

 

У металлов \(IIA\) группы степень окисления всегда равна \(+2\):

 

Mg+2F−12,  Ba+2O−2.

 

Степень окисления алюминия — \(+3\):

 

Al+32S−23.

 

Металлы побочных подгрупп проявляют переменные степени окисления:

 

Fe+2O−2,  Fe+32O−23.

 

Обрати внимание!

Атомы неметаллов имеют как положительные, так и отрицательные степени окисления. 

У самого электроотрицательного из неметаллов фтора степень окисления постоянная и равна \(–1\):

 

H+1F−1,  K+1F−1.

 

Кислород почти всегда имеет степень окисления \(–2\):

 

Na+12O−2,  C+4O2−2.

 

Исключения — фторид кислорода и пероксиды:

 

O+2F−12,  H+12O−12.

 

В большинстве соединений степень окисления водорода \(+1\), но в соединениях с металлами она равна \(–1\):

 

H+1Br−1,  N−3H+13,  Na+1H−1,  Ca+2h3−1.

 

У атомов остальных неметаллов максимальное значение степени окисления тоже равно номеру группы:

 

C+4,  N+5,  S+6.

 

Минимальное значение степени окисления можно определить, если от номера группы отнять \(8\). Оно определяется числом электронов, которые необходимы атому до завершения внешнего электронного слоя:

 

C−4,  N−3,  S−2.