Периодична таблица на химичните елементи. Обща характеристика на елементите от група IV, основната подгрупа на периодичната система на Д. И. Менделеев Елементи от група 4 на периодичната система на Менделеев
Периодичност на свойствата на елементите и
техните връзки.
Между позицията на даден елемент в периодичната таблица и структурата на атома на този елемент има еднозначно съответствие, т.е. координатите на даден елемент в периодичната таблица определят структурата на атома и обратно, по структурата на атома може да се определи неговата позиция в периодичната таблица.
За всеки елемент в периодичната система има пет характеристики: пореден номер Z, атомна маса A, номер на период, номер на група и подгрупа (главна или второстепенна). От гледна точка на атомната структура, атомното число показва броя на протоните в ядрото. Атомната маса дава сумата от масите на всички частици на атома: протони, неутрони и електрони. Като се има предвид, че масата на електрона е малка в сравнение с масата на протона и неутрона, в кръгли термини атомната маса може да се определи като сбор от масите на протоните и неутроните. От тук е лесно да се намери броят на неутроните в ядрото като разликата между атомната маса и броя на протоните: A – Z. Атомът е електрически неутрален, следователно броят на електроните в електронната обвивка е равен на брой протони в ядрото, т.е. серийният номер на елемента - Z.
Номерът на периода показва броя на електронните енергийни нива в атома.
Номерът на групата показва общия брой "валентни" електрони, т.е. електрони, които могат да участват в образуването на химични връзки. Позицията на елемент в подгрупа (главна или странична) се определя от разпределението на „валентните“ електрони: ако даден елемент се намира в главната подгрупа, тогава всичките му валентни електрони са на последното енергийно електронно ниво и всички предишни нивата са запълнени. Ако даден елемент е разположен в странична подгрупа, тогава всички останали валентни електрони са в предпоследното енергийно ниво.
Съществува форма за запис на енергийните състояния на електроните в атома, която се нарича електронна формула. В него Основното нещоквантово числообозначен с число (1, 2, 3, 4...), орбитален– писмо (s-, p-, d-, f-),и броят на електроните на всяко подниво се показва от индекса в горната част, например електронната формула на азотния атом.Всъщност електронната формула е разпределението на електроните върху две квантови числа. Ако се изисква да се даде разпределението на електроните върху четири квантови числа, използвайте нотация в енергийни клетки или атомни орбитали. Атомната орбитала е набор от енергийни състояния на електрони, характеризиращи се с определен набор от три квантови числа: главни, орбитални и магнитни 
. Например, за азотния атом електронно-графичната формула изглежда така:
Основното или нормално състояние на атома е състоянието, съответстващо на минималния енергиен запас, т.е. електроните заемат енергийни състояния с по-ниска енергия. При малък разход на енергия (например, когато са изложени на светлинно лъчение), електроните могат да се движат в рамките на едно енергийно ниво към по-високо енергийно подниво. Атомът преминава в "възбудено" състояние, например за берилиевия атом:
|
Основно състояние |
Възбудено състояние |
||||||||||||||
|
|
1s 2 2s 1 2p 1 | ||||||||||||||
Структурата на външните електронни нива определя формите и свойствата на неговите съединения. Например за атом № 22 Ti имаме електронна формула, това е d - елемент.
Ti има само четири валентни електрона, така че най-високата му степен на окисление е +4.
Оксидът, съответстващ на това състояние на окисление - TiO 2, има амфотерен характер (с преобладаване на основни свойства), следователно съответният хидроксид може да бъде написан в две форми: Ti (OH) 4 или H 2 TiO 3, съответно, образува соли при взаимодействие с киселини и основи:
Ti(OH)4 + 2H2SO4 
Ti (SO 4) 2 + 4H 2 O и H 2 TiO 3 + 2NaOH 
Na 2 TiO 3 + 2H 2 O
Ti(OH) 4 + 2НCl 
Ti Cl 2 + 4H 2 O и H 2 TiO 3 + K 2 O 
K 2 TiO 3 + H 2 O
Най-ниската степен на окисление на Ti (както повечето d-елементи) е +2. TiO оксидът е основен; Ti(OH) 2 хидроксидът образува соли само с киселини, например TiSO 4 или TiCl 2.
За да характеризирате всеки елемент, трябва да изпълните следните стъпки:
Определете състава на атома, т.е. посочват броя на протоните, неутроните и електроните.
Дайте електронната формула на атома и разпределението на електроните на външните енергийни нива между атомните орбитали.
Определете най-високата и най-ниската степен на окисление и дайте формули и имена на съединения, съответстващи на тези степени на окисление.
Например елемент № 34 Se.
Атомен състав: (34 p, 46 n) 34 e.
Електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 – това е p-елемент.
Електронна графична формула:
Най-високото ниво на окисление е +6, селеновият оксид (VI) SeO 3 е киселинен, хидроксидът H 2 SeO 4 е селенова киселина, соли: Na 2 SeO 4 - натриев селенат, K 2 SeO 4 - калиев селенат.
Най-ниската степен на окисление е -2, H 2 S - селеноводород, K 2 Se - калиев селенид, Na 2 Se - натриев селенид.
Свойствата на елементите, определени от структурата на външните електронни слоеве на атомите, естествено се променят през периодите и групите на периодичната система. В този случай сходството на електронните структури поражда сходство на свойствата на аналоговите елементи, но не и идентичността на тези свойства. Следователно при преминаване от един елемент към друг в групи и подгрупи се наблюдава не просто повторение на свойствата, а тяхната повече или по-малко изразена естествена промяна. По-специално, химичното поведение на атомите на елементите се проявява в способността им да губят и получават електрони, т.е. в способността им да се окисляват и редуцират. Количествена мярка за способността на атома губяелектроните е йонизационен потенциал (E И ) и мярка за способността им да придобивам отново– електронен афинитет (Е с ). Естеството на промяната на тези количества при прехода от един период към друг се повтаря и тези промени се основават на промяна в електронната конфигурация на атома. По този начин завършените електронни слоеве, съответстващи на атоми на инертни газове, показват повишена стабилност и повишена стойност на йонизационните потенциали в рамките на периода. В същото време s-елементите от първата група (Li, Na, K, Rb, Cs) имат най-ниски стойности на йонизационния потенциал.
Електроотрицателносте мярка за способността на атом на даден елемент да привлича електрони към себе си в сравнение с атоми на други елементи в съединението. Според едно от определенията (Mulliken), електроотрицателността на атома 
може да се изрази като половината от сумата на неговата йонизационна енергия и електронен афинитет: 
=(E и + E c).
В периодите се наблюдава обща тенденция за нарастване на електроотрицателността на елемента, а в подгрупите се наблюдава намаляване. S-елементите от I група имат най-ниски стойности на електроотрицателност, а p-елементите от VII група имат най-високи.
Електроотрицателността на един и същ елемент може да варира в зависимост от състоянието на валентност, хибридизация, степен на окисление и др. Електроотрицателността значително влияе върху естеството на промените в свойствата на съединенията на елементите. Например, сярната киселина проявява по-силни киселинни свойства от нейния химичен аналог - селеновата киселина, тъй като в последната централният селенов атом, поради по-ниската си електроотрицателност в сравнение със серния атом, не поляризира толкова силно H–O връзките в киселината , което означава отслабване на киселинността.
Друг пример: хром(II) хидроксид и хром(VI) хидроксид. Хром (II) хидроксид, Cr (OH) 2, проявява основни свойства за разлика от хром (VI) хидроксид, H 2 CrO 4, тъй като степента на окисление на хром +2 определя слабостта на кулоновото взаимодействие на Cr 2+ с хидроксиден йон и лекотата на елиминиране на този йон, т.е. проявление на основни свойства. В същото време високото състояние на окисление на хром +6 в хром (VI) хидроксид определя силното кулоново привличане между хидроксидния йон и централния хромен атом и невъзможността за дисоциация по протежение на връзката 
– О. От друга страна, високото състояние на окисление на хрома в хромовия (VI) хидроксид повишава способността му да привлича електрони, т.е. електроотрицателност, която причинява висока степен на поляризация на H–O връзките в това съединение, което е предпоставка за повишаване на киселинността.
Следващата важна характеристика на атомите са техните радиуси. В периодите радиусите на металните атоми намаляват с увеличаване на атомния номер на елемента, т.к с увеличаване на атомния номер на елемент в рамките на период, зарядът на ядрото се увеличава и следователно общият заряд на електроните, който го балансира; в резултат на това се увеличава и кулоновото привличане на електрони, което в крайна сметка води до намаляване на разстоянието между тях и ядрото. Най-изразено намаляване на радиуса се наблюдава при елементи с кратки периоди, в които външното енергийно ниво е запълнено с електрони.
В големи периоди d- и f-елементите показват по-плавно намаляване на радиусите с увеличаване на заряда на атомното ядро. Във всяка подгрупа от елементи атомните радиуси са склонни да се увеличават отгоре надолу, тъй като такова изместване означава преход към по-високо енергийно ниво.
Влиянието на радиусите на елементните йони върху свойствата на съединенията, които те образуват, може да се илюстрира с примера за повишаване на киселинността на халогеноводородни киселини в газовата фаза: HI > HBr > HCl > HF.
В тези съединения силата на кулоновото привличане зависи от радиуса на Кулон, който е сумата от радиусите на халогенните и водородните йони. Очевидно, когато радиусът на халогена се увеличава, силата на привличане на Кулон намалява, което прави абстракцията на протони по-благоприятна.
Примери за решаване на типични задачи.
Пример 1.Съставяне на електронни и електронно-графични формули на атоми на елементи, молекулни формули на съответните оксиди и хидроксиди според номера на елемента в периодичната система.
Задача. Постройте електронни и електронно-графични формули на атомите на елементите № 35 и № 73 и дайте молекулните формули на образуваните от тях оксиди, хидроксиди и соли.
Решение.
Електронните формули показват разпределението на електроните в атома по енергийни нива и поднива. Електронната формула е обозначена със символите 
, Където 
– главно квантово число, 
– орбитално квантово число (вместо това посочете съответното буквено обозначение – 
),
– брой електрони в дадено подниво. Последователността на запълване на многоелектронен атом се основава на принципа на най-малката енергия, според който първо се запълват орбиталите с най-ниско енергийно ниво. Прилагането на този принцип се извършва въз основа на правилата на Клечковски и според първото правило атомните орбитали се запълват с електрони в ред на увеличаване на сумата 
; според второто - ако сборът е равен 
за различни енергийни нива първо се запълват орбиталите с по-ниско главно квантово число П.
Прилагането на тези правила към многоелектронен атом води до следната последователност на запълване на неговите енергийни нива и поднива:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f
5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.
Позицията на елементите в периодичната таблица й дава следните характеристики: пореден номер на елемента, номер на период, номер на група, подгрупа (главна или второстепенна). Всяка от тези характеристики е уникално свързана с атомната структура на елемента.
Атомният номер на елемента показва броя на електроните; номерът на периода показва броя на енергийните нива. Номерът на групата за елементи от основните подгрупи показва броя на електроните във външното енергийно ниво и най-високото положително състояние на окисление. За елементи от странични подгрупи номерът на групата показва само най-високото положително състояние на окисление, докато броят на електроните във външното енергийно ниво може да бъде 1 или 2.
Във връзка с горното електронните формули за елементи № 35 (Br) и № 73 (Та) имат следния вид:
35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5
73 Ta 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 3 6s 2
Електронната структура на атома може също да бъде изобразена графично с помощта на енергийни или квантови клетки, които са схематично представяне на атомни орбитали (АО).
ДА СЕ
Според правилото на Хунд орбиталите на дадено подниво се запълват първо от един електрон с еднакви спинове, а след това от втори електрон с противоположни спинове.
Графичната диаграма за тези елементи е както следва:
Br е в група VIIA, защото всичките му валентни електрони са във външното енергийно ниво. Следователно Br е неметал, бромният (VII) оксид Br 2 O 7 проявява свойствата на киселинен оксид, съответният му хидроксид е бромна киселина HBrO 4, натриева перброматна сол NaBrO 4. Тъй като има 7 електрона във външното енергийно ниво, придобивайки един електрон, бромът има ниско ниво на окисление от –1. Съответстващи връзки 
: HBr, KBr.
Танталът е d-елемент, така че може да проявява променливи степени на окисление и образува няколко оксида и хидроксида, чиято природа зависи от степента на окисление. Най-характерните съединения за тантал са тези, в които степента им на окисление е +5. Танталовият оксид (V) проявява свойствата на киселинен оксид, неговата формула е Ta 2 O 5, съответният му хидроксид е танталова киселина HTaO 3, сол KTaO 3. Най-ниската степен на окисление за тантал е +2. Ta(II) оксидът и хидроксидът проявяват основни свойства. Съответстващи връзки 
: TaO, Ta(OH) 2, Ta(NO 3) 2.
Пример 2.Определяне на местоположението на елемент в периодичната таблица на химичните елементи с помощта на неговата електронна формула.
Задача. Определете елемента и мястото му в периодичната система, ако електронната му формула е следната: ...5с 2 5 стр 2 .
Решение. Има два начина за идентифициране на елемент и намиране на местоположението му в периодичната таблица.
Първи начин:определи броя на електроните и ще покаже атомния номер на елемента. Електронната формула, съответстваща на този елемент, е следната:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2,
защото броят на електроните е 50, следователно е калай. То е в 5-ти период, четвърта група, основна подгрупа.
Втори начин:този елемент е в 5-ти период, т.к има структурата на външно енергийно ниво 5s 2 5p 2. Във външното енергийно ниво има 4 електрона, следователно е в група IVA. Елементът, съответстващ на тези координати, е калай.
Пример 3. Съставяне на електронни формули на атоми на елементи въз основа на стойностите на квантовите числа на електроните във външния слой.
Задача. Напишете електронната формула на атома на даден елемент и го наименувайте, ако квантовите числа на елементите във външния електронен слой са както следва: н=4, л=1, м л =-1, м с =+1/2; н=4, л=1, м л =0, м с =+1/2; н=4, л=1, м л =1, м с =+1/2.
Решение. Състоянието на всеки електрон във външното енергийно ниво се определя от следния набор от квантови числа:
Основното квантово число е четири, следователно електроните са на 4-то енергийно ниво. Орбиталното квантово число определя формата на орбиталата. Ако л=1 , тогава орбиталата се нарича p-орбитала, следователно три електрона са в p-поднивото на 4-то енергийно ниво. Магнитно квантово число м л(-1, 0, +1) определя ориентацията на орбиталата в пространството. И трите p-орбитали (p x, p y, p z) съдържат един електрон ( м с=+1/2). Външното енергийно ниво на атом на този елемент съдържа пет електрона: ...4s 2 4p 3. Атомът на арсен As има тази електронна конфигурация на външното енергийно ниво, чиято електронна формула е следната: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3.
Пример 4.Съставяне на електронни формули на вещество въз основа на стойността на серийния номер на елемента.
Задача. Съставете електронни формули за атом на елемент с пореден номер 40. Дайте разпределението на електроните на атом на този елемент между квантовите (енергийни) клетки.
Решение. Елемент с пореден номер 40 – цирконий Zr. Съответно, 40 електрона трябва да бъдат поставени на електронни нива и съответните им поднива (орбитали).
В съответствие с правилата за запълване на многоелектронен атом, ние започваме да поставяме електрони върху него от най-ниското енергийно ниво, н=1 . Съответства на една стойност на орбиталното число л=0, определяне на сферичната форма на орбиталата (s-подниво). Магнитно квантово число, определено от стойността л (-л, ...0,…+л) също приема една единствена стойност за този случай м л =0 , което демонстрира наличието на единична орбитала (s-орбитала) на това подниво. Според правилото на Паули една орбитала (и съответно s-подниво) може да побере максимум два електрона със спинови квантови числа м с =+1/2 И м с =-1/2. Тъй като въпросното ниво (н=1) и съответното s-подниво след поставянето на два електрона върху него е изчерпано (1s 2), преминаваме към следващото енергийно ниво н=2. Това ниво съответства на две поднива, характеризиращи се със стойностите л=0 И л=1 . Както беше посочено по-горе, стойността л=0 дефинира s-поднивото, което може да побере максимум два 2s 2 електрона. Следващото подниво, определено от стойността л=1 се нарича p-подниво. Съответства на орбитала с форма на дъмбел (р-орбитала). За л=1 магнитното квантово число приема три стойности -1, 0 и +1. Тези три стойности определят наличието на три орбитали на p-подниво, всяка от които може да приеме максимум два електрона. Това означава, че на p-подниво ( л=1) могат да бъдат поставени максимум шест електрона (2p 6). И така, на първите две енергийни нива (n=1, n=2) ще поставим 10 електрона: 1s 2 2s 2 2p 6. Да преминем към следващото ниво, n=3. На това ниво има три поднива, които съответстват на стойностите л: 0, 1, 2 (л=0,1…..n-1). 3s-подниво ( л=0) на това ниво, като всяко s-подниво, съдържа максимум 2 електрона (3s 2). 3p-подниво ( л=1) – 6 електрона (3p 6). С по-нататъшното запълване на многоелектронен атом възниква дилема: къде да поставим следващите електрони - на 3d ( л=2) или 4s ( л=0) подниво? Тук се ръководим от първото правило на Клечковски, според което първо се запълва поднивото, съответстващо на по-малката стойност на сумата n+ л. За 3d подниво тази сума е 3+2=5, а за 4s е 4+0=4. Следователно, ние запълваме 4s-подниво 4s 2 . След това трябва да разрешите дилемата на кое подниво да поставите следващите електрони: 3d или 4p. И двете поднива съответстват на една и съща стойност n+ л=5. Тук се ръководим от второто правило на Клечковски, според което, ако сборът n+ е равен лПърво се попълва поднивото, съответстващо на по-малката стойност n. Следователно той запълва 3d подслоя. Всяко d-подниво ( л=2) съдържа 5 орбитали, които съответстват на набор от стойности m: -2, -1, 0, +1, +2. Максималният брой електрони, разположени на това подниво, е 5·2=10 (3d 10). Така стигнахме до ситуация, в която първите три нива (n=1, n=2, n=3) са напълно изчерпани и s-поднивото на 4-то ниво е запълнено: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. При запълването са използвани 30 електрона, оставяйки още 10. Следващото подниво, което трябва да се запълни, е поднивото 4p (но не и 5s - вижте второто правило на Клечковски). Съответства на 3p орбитали, на които поставяме шест електрона. След това запълваме поднивото 5s (два електрона) и стигаме до ситуацията 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 . Поставяме останалите два електрона (водени от първото правило на Клечковски) на подниво 4d и достигаме до електронната формула на циркониевия атом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 . Съответства на графичната електронна формула
При поставянето на последните електрони на подниво 4d е използвано правилото на Хунд, според което орбиталите на съответното подниво се запълват първо с един електрон със същия спин в различни орбитали, а след това с втори електрон с противоположен спин в тези орбитали.
Пример 5. Определяне на елементите по структурата на външните и предпоследните електронни слоеве на техните атоми.
Задача. Атомите на кои елементи имат следната структура на външния и предпоследния електронен слой:
А) 2s 2 стр 6 3s 2 3т 1 ;
b) 3s 2 3т 6 3г 3 4s 2 ;
V) 4s 2 4p 6 4г 10 5s 0 .
Решение. Кога АИмаме работа с незапълнено p-подниво на 3-то енергийно ниво и това подниво съдържа един електрон и съответства на първия p-елемент от 3-то енергийно ниво. Това е 13 Ал. Пълната му електронна формула е 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 1.
Случва се bсъответства на незапълненото d-подниво на 3-то енергийно ниво. Тъй като външният слой съдържа максималния брой s-електрони (4s 2), тогава като се вземат предвид 3 електрона в незапълненото 3d подниво, това съответства на 3-ти d-елемент от 4-ти период, т.е. 23 V. Общата му стойност електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2.
Случва се Vсъответства на напълно запълнено подниво 4d (10 електрона), но външното подниво 5s е празно. Това означава, че е имало повреда на 2 електрона от 5s- до 4d-подниво, което съответства на осмия d-елемент (10-2=8) в петия период. Този елемент е 46 Pd. Пълната му електронна формула е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 0.
Пример 6.Определяне на вида на радиоактивния разпад въз основа на баланса между масите и зарядите на първоначалните частици и крайните продукти.
Задача. Какъв вид радиоактивна трансформация е извършена при следните ядрени преходи:
а) 111 Pd → 111 Agб) 222 Rn → 218 По
Решение . Кога Амасата на ядрото се запазва, но поредният номер и следователно зарядът на атомното ядро се увеличава с 1. Тази ситуация съответства на ß-разпадане, тъй като поради закона за запазване на заряда, увеличаването на заряда на атомното ядро с 1 трябва да се балансира от единичен отрицателен заряд, чийто носител е електронът (ß- частица). В същото време масата на електрона е пренебрежимо малка в сравнение с масата на всеки от нуклоните (протон или неутрон), а ß разпадането не води до промяна в атомното ядро:
Pd
→
Ag+ ß -
Кога bмасата на полониевия атом, получен в резултат на ядрена реакция, е с 4 единици по-голяма от масата на първоначалния радон, а зарядът на ядрото в резултат на ядрената реакция е намален с 2. Тази разлика в масата и заряда съответства на освобождаването 
-частици:
Пример 7. Промени в свойствата на елементите за дълги периоди от периодичната таблица.
Задача. Какъв е характерът на промяната в свойствата на елементите в четвъртия период на периодичната таблица?
Решение. Четвъртият период съдържа 18 елемента от K (z=19) до Kr (z=36). В атомите на елементи от третия период само s- и p-орбиталите на третото енергийно ниво са запълнени с електрони, десет d-орбитали остават свободни. Но за атомите на елементите от четвъртия период 4s орбиталата започва да се запълва с електрони (в присъствието на свободни d-орбитали), тъй като ядрото е екранирано от плътен електронен слой 3s 2 3p 6. Запълването на d-обвивката на третото ниво започва от Sc (z=21) и 3d 1 и завършва при Cu (z=29) 3d 10. Постепенното запълване на d-орбиталите на третото ниво с електрони се нарушава в атомите Cr и Cu, при което електронът се „проваля“ в s-състоянието (от четвъртото) външно енергийно ниво до предпоследното (трето). Десет елемента от четвъртия период (Sc-Zn), в атомите на които е изградена d-обвивката на третото (предпоследно) ниво, се наричат преходни. След цинк към криптон продължава запълването на p-орбиталите на четвъртото енергийно ниво.
В четвъртия период между типичен метал (K) и типичен неметал (Br) има 15 елемента (а не пет, както например в третия период), от които 10 са преходни елементи. Преходните елементи, в чиито атоми са запълнени d-обвивките на предпоследното ниво, се различават по-малко един от друг по свойства, отколкото елементите с малки периоди. В големи периоди, по-специално в четвъртия, отслабването на металните свойства на елементите става по-бавно, отколкото в малки периоди (само в края на периода се откриват неметали). В големи периоди повечето елементи са метали.
Пример 8. Промени в свойствата на елементите в главните и вторичните подгрупи на периодичната система.
Задача. Как се променят металните свойства на елементите в главните и второстепенните подгрупи на периодичната таблица с увеличаване на заряда на атомното ядро на елемента?
Решение. Главните подгрупи в групите на периодичната система са образувани от s- и p-елементи, а второстепенните подгрупи са формирани от d-елементи.
В основните подгрупи, с увеличаване на заряда на ядрото на атома на елемента, радиусът на атома на елемента се увеличава, тъй като в тази посока броят на електронните слоеве в атома на елемента се увеличава. Следователно в главната подгрупа металните (редукционни) свойства на елементите нарастват отгоре надолу.
В страничните подгрупи, при преминаване от първия елемент към втория, радиусът на атома на елемента се увеличава, а при преминаване от втория елемент към третия дори има леко намаление. Това се обяснява с компресията на f-(лантаноид). Следователно в страничните подгрупи с увеличаване на ядрения заряд металните свойства намаляват (с изключение на страничната подгрупа на третата група).
Следователно в рамките на една група свойствата на елементите на главните и вторичните подгрупи са различни. Разликите в свойствата на елементите на главните и вторичните подгрупи са значителни за първата група, след което тя отслабва. По този начин елементите на главната и вторичната подгрупа на третата група са относително сходни по свойства. След това тази разлика в свойствата отново се засилва и става много значима в седмата група, където елементите от Mn подгрупата са много различни от халогените.
Пример 9. Прогноза за промените в свойствата на съединенията на елементите въз основа на промените в електроотрицателността на тези елементи.
Задача. Как ще се промени силата на киселините в серия?HOCl → HOBr → HOI? Как ще се променят окислителните свойства на тези киселини?
Решение. Свойството, което определя силата на киселините от тази серия, е електроотрицателността на халогенните атоми. Колкото по-голяма е електроотрицателността на халогена, толкова по-стабилизиран е киселинният анион (O–Hal) – образуван в резултат на акта на отдаване на протон, тоест осъществяване на киселинност. Тъй като електроотрицателността на халогенните атоми се променя в реда Cl > Br > I, киселинността на киселините се променя симбатично: HOCl > HOBr > HOI. Осъществяването на окислителните свойства на HOHal също се основава на електроотрицателността, тъй като актът на приемане на електрони се улеснява от способността на атома да привлича електрони. Следователно окислителните свойства на тези киселини следват реда: HOCl > HOBr > HOI.
Пример 10.Прогнозиране на промени в свойствата на връзките на елементи въз основа на промени в радиусите на тези елементи.
Задача. Как се променят основните свойства и разтворимостта на хидроксидите на алкални метали във вода в сериятаLiOH → CsOH?
Решение. Основността на хидроксидите е способността им да елиминират хидроксидния анион. Колкото по-силно този анион е свързан с металния катион, толкова по-малко основен е хидроксидът. Тъй като радиусът на катиона се увеличава в серията LiOH → CsOH, разстоянието между центровете на заряд на металния катион и хидроксидния анион (радиус на Кулон) също се увеличава. Това води до отслабване на силите на привличане на Кулон между противоположно заредени частици и увеличаване на способността на хидроксида да произвежда хидроксиден анион. Следователно в серията LiOH → CsOH основността се увеличава.
В същото време, с увеличаване на радиуса на Кулон, степента на поляризация на йонната двойка метален катион-хидроксиден анион се увеличава и следователно способността на тази двойка да се хидратира и последваща дисоциация. Това води до увеличаване на разтворимостта на хидроксидите в серията LiOH → CsOH.
Периодичната система е подреден набор от химични елементи, тяхната естествена класификация, която е графичен (табличен) израз на периодичния закон на химичните елементи. Неговата структура, в много отношения подобна на съвременната, е разработена от Д. И. Менделеев въз основа на периодичния закон през 1869–1871 г.
Прототипът на периодичната система е „Опитът на система от елементи, основана на тяхното атомно тегло и химическо сходство“, съставен от Д. И. Менделеев на 1 март 1869 г. В продължение на две години и половина ученият непрекъснато подобрява „Опитът на една система“ въведе идеята за групи, серии и периоди от елементи. В резултат на това структурата на периодичната таблица придоби до голяма степен съвременни очертания.
Понятието за мястото на даден елемент в системата, определено от номерата на групата и периода, става важно за нейното развитие. Въз основа на тази концепция Менделеев стига до извода, че е необходимо да се променят атомните маси на някои елементи: уран, индий, церий и неговите спътници. Това беше първото практическо приложение на периодичната таблица. Менделеев също предсказва за първи път съществуването и свойствата на няколко неизвестни елемента. Ученият описва подробно най-важните свойства на ека-алуминия (бъдещето на галия), ека-бора (скандия) и ека-силиция (германия). Освен това той прогнозира съществуването на аналози на манган (бъдещи технеций и рений), телур (полоний), йод (астат), цезий (Франция), барий (радий), тантал (протактиний). Предсказанията на учения по отношение на тези елементи са от общ характер, тъй като тези елементи се намират в малко проучени области на периодичната таблица.
Първите версии на периодичната система до голяма степен представляват само емпирично обобщение. В крайна сметка физическият смисъл на периодичния закон беше неясен; нямаше обяснение за причините за периодичната промяна на свойствата на елементите в зависимост от увеличаването на атомните маси. В това отношение много проблеми останаха нерешени. Има ли граници на периодичната таблица? Възможно ли е да се определи точният брой на съществуващите елементи? Структурата на шестия период остава неясна - какво е точното количество редкоземни елементи? Не беше известно дали все още съществуват елементи между водорода и лития, каква е структурата на първия период. Следователно, чак до физическото обосноваване на периодичния закон и развитието на теорията на периодичната система, са възниквали сериозни трудности повече от веднъж. Откритието през 1894–1898 г. е неочаквано. пет инертни газа, които сякаш нямаха място в периодичната таблица. Тази трудност беше елиминирана благодарение на идеята за включване на независима нулева група в структурата на периодичната таблица. Масово откриване на радиоелементи в началото на 19-ти и 20-ти век. (до 1910 г. техният брой е около 40) доведе до остро противоречие между необходимостта от поставянето им в периодичната таблица и съществуващата й структура. В шестия и седмия период за тях имаше само 7 свободни места. Този проблем беше решен чрез установяването на правила за смяна и откриването на изотопи.
Една от основните причини за невъзможността да се обясни физическият смисъл на периодичния закон и структурата на периодичната система беше, че не беше известно как е устроен атомът (виж Атом). Най-важният крайъгълен камък в развитието на периодичната таблица е създаването на атомния модел от Е. Ръдърфорд (1911 г.). На негова основа холандският учен А. Ван ден Брук (1913) предполага, че поредният номер на елемент в периодичната таблица е числено равен на заряда на ядрото на неговия атом (Z). Това е експериментално потвърдено от английския учен Г. Моузли (1913 г.). Периодичният закон получи физическа обосновка: периодичността на промените в свойствата на елементите започна да се разглежда в зависимост от Z - заряда на ядрото на атома на елемента, а не от атомната маса (вижте Периодичния закон на химичните елементи).
В резултат на това структурата на периодичната таблица беше значително укрепена. Определена е долната граница на системата. Това е водород - елементът с минимално Z = 1. Стана възможно точно да се оцени броят на елементите между водорода и урана. Бяха идентифицирани „пропуски“ в периодичната таблица, съответстващи на неизвестни елементи с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Въпросите за точния брой на редкоземните елементи обаче остават неясни и, най-важното, причините за периодичността на промените в свойствата на елементите не е разкрита в зависимост от Z.
Въз основа на установената структура на периодичната система и резултатите от изучаването на атомните спектри, датският учен Н. Бор през 1918–1921 г. развива идеи за последователността на изграждане на електронни обвивки и подобвивки в атомите. Ученият стигнал до извода, че подобни видове електронни конфигурации на външните обвивки на атомите периодично се повтарят. По този начин беше показано, че периодичността на промените в свойствата на химичните елементи се обяснява с наличието на периодичност в изграждането на електронни обвивки и подобвивки на атомите.
Периодичната таблица обхваща повече от 100 елемента. От тях всички трансуранови елементи (Z = 93–110), както и елементи с Z = 43 (технеций), 61 (прометий), 85 (астат), 87 (франций) са получени по изкуствен път. През цялата история на съществуването на периодичната система са предложени много голям брой (> 500) варианти на нейното графично представяне, главно под формата на таблици, но също и под формата на различни геометрични фигури (пространствени и равнинни ), аналитични криви (спирали и др.) и др. Най-разпространени са късите, полудълги, дълги и стълбовидни форми на таблици. В момента се предпочита кратката форма.
Основният принцип за конструиране на периодичната таблица е нейното разделяне на групи и периоди. Концепцията на Менделеев за серия от елементи не се използва днес, тъй като е лишена от физическо значение. Групите от своя страна се делят на главна (а) и вторична (б) подгрупи. Всяка подгрупа съдържа елементи - химични аналози. Елементите на a- и b-подгрупите в повечето групи също показват известно сходство помежду си, главно в по-високи степени на окисление, които като правило са равни на номера на групата. Периодът е съвкупност от елементи, която започва с алкален метал и завършва с инертен газ (специален случай е първият период). Всеки период съдържа строго определен брой елементи. Периодичната таблица се състои от осем групи и седем периода, като седмият период все още не е завършен.
Особеност първипериод е, че съдържа само 2 газообразни елемента в свободна форма: водород и хелий. Мястото на водорода в системата е двусмислено. Тъй като проявява свойства, общи за алкалните метали и халогените, той се поставя или в 1а-, или в Vlla-подгрупа, или в двете едновременно, затваряйки символа в скоби в една от подгрупите. Хелият е първият представител на VIIIa‑подгрупа. Дълго време хелият и всички инертни газове бяха разделени в независима нулева група. Тази позиция изисква преразглеждане след синтеза на химичните съединения криптон, ксенон и радон. В резултат на това благородните газове и елементите от предишната група VIII (желязо, кобалт, никел и платинени метали) бяха комбинирани в една група.
Второпериодът съдържа 8 елемента. Започва с алкалния метал литий, чиято единствена степен на окисление е +1. Следва берилий (метал, степен на окисление +2). Борът вече проявява слабо изразен метален характер и е неметал (степен на окисление +3). След бора, въглеродът е типичен неметал, който проявява както +4, така и -4 степени на окисление. Азотът, кислородът, флуорът и неонът са неметали, като азотът има най-висока степен на окисление +5, съответстваща на номера на групата. Кислородът и флуорът са сред най-активните неметали. Инертният газ неон завършва периода.
третопериод (натрий - аргон) също съдържа 8 елемента. Характерът на промяната в техните свойства е до голяма степен подобен на този, наблюдаван при елементите от втория период. Но тук има и известна специфика. Така магнезият, за разлика от берилия, е по-метален, както и алуминият в сравнение с бора. Силицият, фосфорът, сярата, хлорът, аргонът са типични неметали. И всички те, с изключение на аргона, показват по-високи степени на окисление, равни на номера на групата.
Както виждаме, и в двата периода с нарастване на Z се наблюдава ясно отслабване на металните и засилване на неметалните свойства на елементите. Д. И. Менделеев нарича елементите на втория и третия период (по думите му малки) типични. Елементите от малки периоди са сред най-често срещаните в природата. Въглеродът, азотът и кислородът (заедно с водорода) са органогени, т.е. основните елементи на органичната материя.
Всички елементи от първи-трети периоди са поставени в а-подгрупи.
Четвъртопериод (калий - криптон) съдържа 18 елемента. Според Менделеев това е първият голям период. След алкалния метал калий и алкалоземния метал калций идва ред от елементи, състоящи се от 10 така наречени преходни метала (скандий - цинк). Всички те са включени в b-подгрупи. Повечето преходни метали показват по-високи степени на окисление, равни на номера на групата, с изключение на желязото, кобалта и никела. Елементите, от галий до криптон, принадлежат към а-подгрупите. За криптона са известни редица химични съединения.
ПетоПериодът (рубидий - ксенон) е подобен по структура на четвъртия. Съдържа и вложка от 10 преходни метала (итрий - кадмий). Елементите на този период имат свои собствени характеристики. В триадата рутений - родий - паладий са известни съединения за рутений, където той показва степен на окисление +8. Всички елементи от a-подгрупи показват по-високи степени на окисление, равни на номера на групата. Характеристиките на промените в свойствата на елементите от четвъртия и петия период с увеличаване на Z са по-сложни в сравнение с втория и третия период.
Шестопериод (цезий - радон) включва 32 елемента. Този период, освен 10 преходни метала (лантан, хафний - живак), съдържа и набор от 14 лантанида - от церий до лутеций. Елементите от церий до лутеций са химически много подобни и поради тази причина отдавна са включени в семейството на редкоземните елементи. В кратката форма на периодичната таблица серия от лантаниди е включена в клетката на лантана и декодирането на тази серия е дадено в долната част на таблицата (вижте Лантаниди).
Каква е спецификата на елементите на шестия период? В триадата осмий - иридий - платина степента на окисление +8 е известна за осмий. Астатът има доста ясно изразен метален характер. Радонът има най-голяма реактивност от всички благородни газове. За съжаление, поради факта, че е силно радиоактивен, химията му е малко проучена (вижте Радиоактивни елементи).
Седмопериодът започва от Франция. Подобно на шестия, той също трябва да съдържа 32 елемента, но все още са известни 24. Франций и радий са съответно елементи от подгрупи Ia и IIa, актиний принадлежи към подгрупа IIIb. Следва семейството на актинидите, което включва елементи от торий до лауренций и е разположено подобно на лантанидите. Декодирането на тази поредица от елементи също е дадено в долната част на таблицата.
Сега нека видим как се променят свойствата на химичните елементи подгрупипериодична система. Основният модел на тази промяна е засилването на металния характер на елементите с увеличаване на Z. Този модел е особено ясно проявяван в подгрупите IIIa–VIIa. За металите от Ia–IIIa подгрупи се наблюдава повишаване на химичната активност. За елементите от IVa–VIIa подгрупи с увеличаване на Z се наблюдава отслабване на химичната активност на елементите. За елементите от b-подгрупа естеството на промяната в химичната активност е по-сложно.
Теорията на периодичната система е разработена от Н. Бор и други учени през 20-те години. ХХ век и се основава на реална схема за образуване на електронни конфигурации на атомите (виж Атом). Според тази теория, с увеличаването на Z, запълването на електронни обвивки и подобвивки в атомите на елементите, включени в периодите на периодичната таблица, става в следната последователност:
| Цифри на периода | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Въз основа на теорията на периодичната система можем да дадем следната дефиниция на период: периодът е набор от елементи, започващ с елемент със стойност n, равна на номера на периода и l = 0 (s-елементи) и завършващ с елемент със същата стойност n и l = 1 (p-елементи елементи) (виж Атом). Изключение прави първият период, който съдържа само 1s елементи. От теорията на периодичната система следват номерата на елементите в периодите: 2, 8, 8, 18, 18, 32...
В таблицата символите на елементи от всеки тип (s-, p-, d- и f-елементи) са изобразени на определен цветен фон: s-елементи - на червено, p-елементи - на оранжево, d-елементи - на синьо, f-елементи - на зелено. Всяка клетка показва атомните номера и атомните маси на елементите, както и електронните конфигурации на външните електронни обвивки.
От теорията на периодичната система следва, че a-подгрупите включват елементи с n, равно на номера на периода, и l = 0 и 1. B-подгрупите включват онези елементи, в чиито атоми завършването на черупки, които преди това са останали възниква непълна. Ето защо първият, вторият и третият период не съдържат елементи от b-подгрупи.
Структурата на периодичната таблица на елементите е тясно свързана със структурата на атомите на химичните елементи. С увеличаването на Z подобни типове конфигурация на външните електронни обвивки периодично се повтарят. Именно те определят основните характеристики на химичното поведение на елементите. Тези особености се проявяват по различен начин за елементите от a-подгрупите (s- и p-елементи), за елементите от b-подгрупите (преходни d-елементи) и елементите от f-семействата - лантаниди и актиниди. Специален случай представляват елементите от първия период - водород и хелий. Водородът се характеризира с висока химическа активност, тъй като неговият единствен 1s електрон се отстранява лесно. В същото време конфигурацията на хелия (1s 2) е много стабилна, което определя неговата химическа неактивност.
За елементите от a-подгрупите външните електронни обвивки на атомите са запълнени (с n равно на номера на периода), така че свойствата на тези елементи се променят забележимо с увеличаване на Z. Така във втория период литият (2s конфигурация ) е активен метал, който лесно губи единствения си валентен електрон; берилият (2s 2) също е метал, но по-малко активен поради факта, че неговите външни електрони са по-здраво свързани с ядрото. Освен това борът (2s 2 p) има слабо изразен метален характер и всички следващи елементи от втория период, в който е изградена подобвивката 2p, вече са неметали. Осемелектронната конфигурация на външната електронна обвивка на неона (2s 2 p 6) - инертен газ - е много силна.
Химичните свойства на елементите от втория период се обясняват с желанието на техните атоми да придобият електронната конфигурация на най-близкия инертен газ (хелиева конфигурация за елементи от литий до въглерод или неонова конфигурация за елементи от въглерод до флуор). Ето защо, например, кислородът не може да прояви по-висока степен на окисление, равна на номера на неговата група: за него е по-лесно да постигне неонова конфигурация чрез придобиване на допълнителни електрони. Същият характер на промените в свойствата се проявява в елементите на третия период и в s- и p-елементите на всички следващи периоди. В същото време отслабването на силата на връзката между външните електрони и ядрото в a-подгрупи с увеличаване на Z се проявява в свойствата на съответните елементи. По този начин за s-елементите има забележимо повишаване на химическата активност с увеличаване на Z, а за p-елементите има увеличение на металните свойства.
В атомите на преходните d-елементи, предишните непълни обвивки се допълват със стойността на главното квантово число n, едно по-малко от номера на периода. С няколко изключения, конфигурацията на външните електронни обвивки на атомите на преходните елементи е ns 2. Следователно всички d-елементи са метали и затова промените в свойствата на d-елементите с увеличаване на Z не са толкова драматични, както тези, наблюдавани за s- и p-елементите. В по-високи степени на окисление d-елементите показват известно сходство с p-елементите от съответните групи на периодичната таблица.
Особеностите на свойствата на елементите на триадите (VIIIb-подгрупа) се обясняват с факта, че b-подчерупките са близо до завършване. Ето защо металите желязо, кобалт, никел и платина като правило не са склонни да произвеждат съединения в по-високи степени на окисление. Единствените изключения са рутеният и осмият, които дават оксидите RuO 4 и OsO 4 . За елементи от подгрупи Ib и IIb, d-подобвивката е действително пълна. Следователно, те показват степени на окисление, равни на номера на групата.
В атомите на лантанидите и актинидите (всички те са метали) предишните незавършени електронни обвивки се допълват със стойността на основното квантово число n, което е две единици по-малко от номера на периода. В атомите на тези елементи конфигурацията на външната електронна обвивка (ns 2) остава непроменена, а третата външна N-обвивка е изпълнена с 4f-електрони. Ето защо лантанидите са толкова сходни.
При актинидите ситуацията е по-сложна. В атоми на елементи с Z = 90–95 6d и 5f електроните могат да участват в химични взаимодействия. Следователно актинидите имат много повече степени на окисление. Например за нептуний, плутоний и америций са известни съединения, при които тези елементи се появяват в седемвалентно състояние. Само за елементи, започващи с курий (Z = 96), тривалентното състояние става стабилно, но това също има свои собствени характеристики. По този начин свойствата на актинидите се различават значително от свойствата на лантанидите и следователно двете семейства не могат да се считат за подобни.
Семейството на актинидите завършва с елемента с Z = 103 (лауренций). Оценката на химичните свойства на курчатовия (Z = 104) и нилсбория (Z = 105) показва, че тези елементи трябва да бъдат аналози съответно на хафний и тантал. Следователно учените смятат, че след семейството на актинидите в атомите започва систематичното запълване на 6d подобвивката. Химическата природа на елементите с Z = 106–110 не е оценена експериментално.
Окончателният брой на елементите, които обхваща периодичната таблица, е неизвестен. Проблемът с горната му граница е може би основната загадка на периодичната таблица. Най-тежкият елемент, открит в природата, е плутоният (Z = 94). Достигнат е пределът на изкуствения ядрен синтез – елемент с атомен номер 110. Открит остава въпросът: ще могат ли да се получат елементи с големи атомни номера, кои и колко? На това все още не може да се отговори със сигурност.
Използвайки сложни изчисления, извършени на електронни компютри, учените се опитаха да определят структурата на атомите и да оценят най-важните свойства на „суперелементите“, чак до огромни серийни номера (Z = 172 и дори Z = 184). Получените резултати бяха доста неочаквани. Например, в атом на елемент с Z = 121 се очаква да се появи 8p електрон; това е след като образуването на подчерупката 8s е завършило в атоми с Z = 119 и 120. Но появата на p-електрони след s-електрони се наблюдава само в атоми на елементи от втория и третия период. Изчисленията показват също, че в елементите от хипотетичния осми период запълването на електронните обвивки и под-обвивките на атомите става в много сложна и уникална последователност. Следователно оценката на свойствата на съответните елементи е много труден проблем. Изглежда, че осмият период трябва да съдържа 50 елемента (Z = 119–168), но според изчисленията той трябва да завърши на елемента с Z = 164, т.е. 4 поредни номера по-рано. А „екзотичният” девети период, оказва се, трябва да се състои от 8 елемента. Ето неговия „електронен“ запис: 9s 2 8p 4 9p 2. С други думи, той ще съдържа само 8 елемента, като втория и третия период.
Трудно е да се каже колко верни биха били изчисленията, направени с помощта на компютър. Въпреки това, ако те бъдат потвърдени, тогава ще бъде необходимо сериозно да се преразгледат моделите, лежащи в основата на периодичната таблица на елементите и нейната структура.
Периодичната таблица е играла и продължава да играе огромна роля в развитието на различни области на природните науки. Това беше най-важното постижение на атомно-молекулярната наука, допринесе за появата на съвременната концепция за "химичен елемент" и изясняване на понятията за прости вещества и съединения.
Закономерностите, разкрити от периодичната система, оказаха значително влияние върху развитието на теорията за структурата на атома, откриването на изотопите и появата на идеи за ядрената периодичност. Периодичната система е свързана със строго научна формулировка на проблема за прогнозиране в химията. Това се проявява в предвиждането на съществуването и свойствата на неизвестни елементи и нови характеристики на химическото поведение на вече открити елементи. В днешно време периодичната система представлява основата на химията, предимно неорганичната, като значително помага за решаването на проблема с химичния синтез на вещества с предварително определени свойства, разработването на нови полупроводникови материали, избора на специфични катализатори за различни химични процеси и т.н. И накрая , периодичната система е в основата на обучението по химия.
VOUD 2o13, наистина е необходима помощ за поне няколко неща1. Инертните елементи се характеризират със следните свойства: а) при взаимодействие с вода образуват алкали; в) пасивенактивен, неактивен; б) при взаимодействие с металите образуват соли; г) типични метали; 2. Метал, който може да се използва за получаване на водород (чрез взаимодействие с киселина): а) Zn; b) Pt; в) Au; d) Hg; д) Cu; 3. Основните оксиди и хидроксиди взаимодействат с: а) киселини; б) причини; в) както киселини, така и основи; 4. Отгоре надолу в основните подгрупи, неметалните свойства: а) се увеличават б) отслабват в) остават непроменени 5. Елемент от основната подгрупа на група IV: а) сяра б) титан в) силиций г) хром 6 , Броят на електроните на последното енергийно ниво се определя от: а) от пореден номер б) от номер на период в) от номер на група 7. Структурата на атомите на елементи с поредни номера 19 и 32 е идентична: а) общият брой електрони; в) брой електронни нивелири; г) броя на електроните на последното енергийно ниво; б) брой неутрони; 8. Елемент с електронна формула 1s22s22p6: а) неон; б) бром; в) калций; г) берилий; 9. Натриевият атом има електронна формула: а) 1s22s22р1 б) 1s22s22p63s1 в) 1s22s22p63s2 10. Атомът на кой елемент има следната структура на последното енергийно ниво…3s23p2: а) въглерод; б) бром; в) силиций; г) фосфор; 11. Броят на несдвоените електрони съдържа електронната обвивка на елемент № 16 (сяра): а) 1; б) 2; на 3; г) 4; 12. Пореден номер на елемент, чиито атоми са способни да образуват висш оксид от типа RO: а) № 11 (натрий); б) № 12 (магнезий); в) № 14 (силиций); 13. Елемент с електронна формула 1s22s22p3 образува летливо водородно съединение от вида: а) RH4; б) RH3; в) RH2; d) RH; 14. Обем на 4 мола водород при нормални условия: б) 44,8 l; в) 67,2 l; г) 89,6 л; д) 112 l; 15. Елементът се намира във II период. Валентността на висшия оксид и хидроксид е I. Съединението проявява основни свойства. Този елемент... а) берилий б) магнезий в) литий г) флуор 16. Максимална валентност на хлора (№ 17): а) IV б) V в) VII г) VIII 17. Минимална валентност на арсена (№ 17). 33): а) IV б) III в) V г) VII 18. Молекулното тегло на солта, получена при взаимодействието на два висши оксида на елементи с атомна конфигурация в тях съответно 1s22s22p3 и 1s22s22p63s1: а) 85; б) 111; в) 63; г) 101; д) 164; 19. Определете формулата на веществото “X”, което се образува в резултат на трансформации: N2 → N2O5 A; Ba → BaO B; A + B → X + D; a) HNO3 b) Ba(OH)2 c) Ba (NO3)2 d) BaSO4 e) BaOHNO3 20. Сумата от коефициентите в уравнението на реакцията, чиято схема е KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 а) 2 ; б) 3; на 4; г) 5; д) 6; 21. Моларна маса на калиев оксид (в g/mol): а) 55; б) 56; в) 74; г) 94; д) 112; 22. Броят на моловете алуминиев оксид, съставляващ 204 g от това съединение: а) 1; б) 2; на 3; г) 4; д) 5; 23. Количеството топлина, отделена при изгарянето на 2 g въглища (термохимично уравнение на реакцията C + O2 = CO2 + 402,24 kJ): а) 67,04 kJ; б) 134,08 kJ; в) 200 kJ; г) 201,12 kJ; д) 301,68 kJ; 24. При нормални условия 44,8 литра кислород има маса: а) 8 g; б) 16 g; в) 32 g; г) 64 g; д) 128 g; 25. Масовата част на водорода в съединението PH3 е: а) 5,4%; б) 7,42%; в) 8,82%; г) 78,5%; д) 82,2%; 26. Масовата част на кислорода в съединението EO3 е 60%. Име на елемент Е в съединението: а) азот; б) фосфор; в) сяра; г) силиций; д) селен; 27. При взаимодействие на натрий със 72 g вода се отделя водород с обем (н.с.): а) 11,2 l; б) 22,4 л; в) 44,8 l; г) 67,2 л; д) 112 l; 28. Маса на солна киселина, необходима за получаване на 224 литра водород (н.с.): (Ba + 2HCl = BaCl2 + H2): а) 219 g; b) 109,5 g; в) 730 g; г) 64 g; д) 365 g; 29. Маса на натриев хидроксид, съдържащ се в 200 g 30% разтвор: а) 146 g; б) 196 g; в) 60 g; г) 6 g; д) 200 г; 30. Масата на солта, която се образува при взаимодействието на натриев хидроксид с 400 g 75% разтвор на сярна киселина: а) 146 g; б) 196 g; в) 360 g; г) 435 g; д) 200 г;
) Позиция на елемента литий в периодичната таблица на Д. И. Менделеев1) Позицията на елемента алуминий в периодичната таблица на Д. И. Менделеев и структурата на неговите атоми 2) Природата на просто вещество (метал, неметал) 3) Сравнение на свойствата на просто вещество със свойствата на прости вещества, образувани от елементи, съседни в подгрупата 4) Сравнение на свойствата на просто вещество със свойства на прости вещества, образувани от елементи, съседни в периода 5) Състав на висшия оксид, неговия характер (основен, киселинен, амфотерен) 6) Състав на висшия хидроксид и неговата природа (кислородсъдържаща киселина, основа, амфотерен хидроксид) 7) състав на летливото водородно съединение (за неметали)
1. Металните свойства на елементи от група II с нарастващ сериен номер 1) намаляват 2) увеличават се 3) не се променят 4) периодично се променят 2.Фосфорът е окислител в реакцията: 1) 3Mg+2H3PO4=Mg3(PO4)2+3H2 2) P2O3+O2=P2O5 3) 3Mg+2P=Mg3P2 4) 2P+3Cl2=2PCl3 3. При стайна температура и двете не взаимодействат с водата метали: 1) цинк и желязо 2) мед и злато 3) натрий и живак 4) калий и калций 4. Образуват се Na+ йони и се отделя водороден газ в резултат на реакцията на 1) натриев оксид и вода 2) натриев оксид със солна киселина 3) натриев хлорид с вода 4) натриев със солна киселина. 5. При взаимодействие с кислорода всички метали от групата 1) литий, натрий 2) калций, стронций 3) барий, калий 4) калий, магнезий образуват оксиди 6. Коефициентът пред окислителната формула в уравнението на натрия с хлор 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4 7. Ако продуктите на реакцията са железен (II) сулфат и вода, тогава реагентите са 1) железен (II) оксид и серен (IV) оксид 2) мед (II ) сулфат и железен (II) хлорид 3) желязо и сярна киселина 4) железен (II) хидроксид и сярна киселина 8. Литият не се използва за изместване на натрия от воден разтвор на неговата сол, тъй като 1) взаимодейства с вода 2) е в серията активност вляво от медта 3) е по-малко мощен редуциращ агент от натрия 4) лесно се окислява във въздуха.
На фиг. Фигура 15.4 показва местоположението на петте елемента от група IV в периодичната таблица. Подобно на елементите от група III, те принадлежат към броя на p-елементите. Атомите на всички елементи от IV група имат еднакъв тип електронна конфигурация на външната обвивка: . В табл 15.4 показва специфичната електронна конфигурация на атомите и някои свойства на елементите от група IV. Тези и други физични и химични свойства на елементите от група IV са свързани с тяхната структура, а именно: въглерод (под формата на диамант), силиций и германий имат структурна кристална структура, подобна на диамант (вижте раздел 3.2); калайът и оловото имат метална структура (гранецентрирана кубична, вижте също раздел 3.2).
Ориз. 15.4. Позиция на елементите от IV група в периодичната система.
Докато се движите надолу по групата, атомният радиус на елементите се увеличава и връзките между атомите отслабват. Поради последователно нарастващата делокализация на електроните на външните атомни обвивки в една и съща посока, възниква увеличаване на електрическата проводимост на елементите от група IV. Техните свойства
Таблица 15.4. Електронни конфигурации и физични свойства на елементи от IV група
постепенно преминаване от неметален към метален: въглеродът е неметален елемент и под формата на диамант е изолатор (диелектрик); силиций и германий - полупроводници; калайът и оловото са метали и добри проводници.
Поради увеличаването на размера на атомите по време на прехода от елементите на горната част на групата към елементите на долната й част, има последователно отслабване на връзките между атомите и съответно намаляване на топенето точка и точка на кипене, както и твърдостта на елементите.
Алотропия
Силицият, германият и оловото съществуват само в една структурна форма. Въглеродът и калайът обаче съществуват в няколко структурни форми. Различните структурни форми на един елемент се наричат алотропи (виж раздел 3.2).
Въглеродът има два алотропа: диамант и графит. Тяхната структура е описана в раздел. 3.2. Алотропията на въглерода е пример за монотропия, която се характеризира със следните характеристики: 1) алотропите могат да съществуват в определен диапазон от температури и налягания (например и диамантът, и графитът съществуват при стайна температура и атмосферно налягане); 2) няма температура на преход, при която един алотроп се превръща в друг; 3) единият алотроп е по-стабилен от другия. Например графитът е по-устойчив от диаманта. По-малко стабилните форми се наричат метастабилни. Следователно диамантът е метастабилен алотроп (или монотроп) на въглерода.
Въглеродът все още може да съществува в други форми, които включват въглен, кокс и сажди. Всички те са сурови форми на въглерод. Понякога наричани аморфни форми, преди се смяташе, че представляват трета алотропна форма на въглерода. Терминът аморфен означава безформен. Вече е установено, че "аморфният" въглерод не е нищо повече от микрокристален графит.
Калайът съществува в три алотропни форми. Те се наричат: сив калай (a-tin), бял калай (P-tin) и ромбичен калай (u-tin). Алотропията от вида, открит в калая, се нарича енантиотропия. Характеризира се със следните особености: 1) превръщането на един алотроп в друг става при определена температура, наречена температура на преход; Например
Vlmaz структура Метална (полупроводникова) структура 2) всеки алотроп е стабилен само в определен температурен диапазон.
Реактивност на елементи от IV група
Реактивността на елементите от група IV обикновено се увеличава, когато човек се придвижи към дъното на групата, от въглерод към олово. В серията електрохимични напрежения само калайът и оловото са разположени над водорода (вижте раздел 10.3). Оловото реагира много бавно с разредени киселини, освобождавайки водород. Реакцията между калай и разредени киселини протича с умерена скорост.
Въглеродът се окислява от горещи концентрирани киселини, като концентрирана азотна киселина и концентрирана сярна киселина.
Основната подгрупа от IV група на периодичната таблица на елементите се състои от въглерод, силиций, германий, калай и олово. Елемент Номер Атомна маса Електронна конфигурация Въглерод b 12.011 l.v!2r2/>; Силиций 14 28.085 1 l-22.yr2/>l3l-33/ї- Германий 32 72.59 Il^g/^3pV4.r4p2 Калай 50 118.69 b^-2/>Chg3/)l3,4l-4/ >Mg Олово 82 207.2
Електронна конфигурация./^-елементи.
Външният електронен слой съдържа четири електрона, електронната формула на външния слой е plіr1. Въглеродът и силицийът са неметали, германият, калайът и оловото са преходни елементи.
Имоти. Елементите от тази подгрупа образуват оксиди с обща формула RO и RO и водородни съединения с формула RH4. От въглерод към олово свойствата на оксидите се променят от киселинни (CO, SiO) до амфотерни (SnO, PbO). PbO и SnO са основните оксиди. От въглерод към олово силата на водородните съединения намалява. Естеството на хидратите също се променя: например H, CO,. H,SiO)-слаби киселини: Pb(OH), Sn(OH), Ge(OH), -амфотерни основи. В една подгрупа, с увеличаване на атомния номер, йонизационната енергия намалява и атомният радиус се увеличава, т.е. неметалните свойства отслабват, а металните се увеличават.
Да бъдеш сред природата. Силицият не се среща в свободна форма, той се среща само под формата на съединения. Най-стабилното силициево съединение е силициев (IV) оксид или силициев диоксид. Кристалният силициев диоксид се среща в природата предимно като минерален кварц. На дъното на моретата има отлагания от тънък, порест аморфен силициев диоксид, който се нарича триполи, диатомитна пръст или инфузорна пръст. Силицият е част от фелдшпат, слюда, глина, азбест
Физични свойства. Силицият е тъмно сиво вещество с метален блясък. Той е крехък и, подобно на въглерода, огнеупорен. Има полупроводникови свойства.
Химични свойства. Редуциращ агент. Реагира директно само с флуор: Si + 2F, = SiF4 (силициев флуорид).
Силицият не взаимодейства с киселини (с изключение на смес от флуороводородна и азотна киселина), докато реагира много енергично с алкали: Si + 2NaOH + H,0 = Na,SiO, + +2H,T.
При нагряване силицият се свързва с кислород: Si + O, = SiO,.
Силицият също образува съединение с водород - силан: SiH4: Si + 2H, = SiH4.
С въглерода силицият образува карборунд (силициев карбид) - кристално вещество, изградено като диамант: Si02 + 2C = SiC + C02.
Съединенията на силиций с метали се наричат силициди: Si + 2Mg = Mg,Si (магнезиев силицид).
Приложение. Силицият се използва главно за производството на полупроводникови устройства, производството на сплави и редуцирането на метали от оксиди.
Касова бележка. Силицият се получава чрез редуцирането му от силициев диоксид: SiO, + 2Mg = 2MgO + Si.
В промишлеността силициевият диоксид се редуцира с въглища в електрически пещи: SiO, + 2C = Si + 2CO.
Силициеви съединения
Силициев (IV) оксид и силициев диоксид.
Твърдо, много огнеупорно кристално вещество, неразтворимо във вода и не взаимодейства с нея. Според своите химични свойства силициевият (IV) оксид принадлежи към киселинните оксиди. Само флуороводородна киселина реагира директно със силициев оксид (IV): SiO, + 4HF = SiF4 + 2H.O.
Когато силициевият (IV) оксид се слее с основи, основни оксиди и карбонати, се образуват соли на силициева киселина - силикати:
SiO, + 2NaOH = Na,SiO, + H,0; SiO, + CaO = CaSiO,;
Si02 + K2CO, = K,Si03 + CO,T.
Силициева киселина. Отнася се за слаби киселини; слабо разтворим във вода. Молекулите на силициевата киселина практически не се дисоциират във водни разтвори. Формулата H,Si03 е условна. Всъщност силициевата киселина съществува под формата на съединение (H, SiOJn или полисилициеви киселини. По време на дългосрочно съхранение водните молекули се отделят от силициевата киселина и тя се превръща в SiO. При нагряване силициевата киселина също се разлага до силициев оксид (IV) и вода: H2Si03 = H20 + SiO,.
Силикатна индустрия
Силикатната промишленост се състои главно от производство на керамика, стъкло и цимент.
Производство на керамика. Керамиката е материал и изделия от огнеупорни вещества - глина, карбиди и оксиди на някои метали. Керамичните продукти включват тухли, керемиди, облицовъчни плочки, керамика, порцелан и фаянс.
Процесът на производство на керамични изделия се състои от подготовка на керамичната маса, формоване, сушене и изпичане. По време на изпичане се получава синтероване поради химични реакции в твърдата фаза. Изпичането обикновено се извършва при температура от 900 °C. Агломерирането се извършва по строго определен режим и води до получаването на материал със зададени свойства. Производство на стъкло. Стъклото за прозорци се състои предимно от натриеви и калиеви силикати, слети със силициев (IV) оксид. съставът се изразява приблизително с формулата Na20 CaO 6Si02. Суровините за производството му са бял пясък, сода, варовик или креда. Когато тези вещества се слеят, възникват следните реакции:
CaCO, + SiO, = CaSiO, + CO,T; Na,COi + SiO, = Na,SiO, + CO,1\
Натриевите и калциевите силикати, заедно със силициевия диоксид, се сливат в маса, която постепенно се охлажда:
Na,SiO, + CaSiO, + 4SiO, = Nap CaO CSiOr
Производство на цимент. Циментът е един от най-важните материали, произвеждани от силикатната промишленост. Използва се в огромни количества в строителството. Конвенционалният цимент (силициев цимент или портландцимент) се произвежда чрез изпичане на смес от глина и варовик. Когато циментовата смес се изпича, калциевият карбонат се разлага на въглероден оксид (IV) и калциев оксид: последният реагира с глината. В този случай се образуват калциеви силикати и алуминати.
