План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Тема 2 Химия элементов. S-элементы
План лекции:

1. 
   Общая характеристика s- и р-элементов. Строение атомов. Закономерности изменения свойств в подгруппах.
   
2. 
   Водород.
   
3. 
   Группа 1А
   
4. 
   Группа 11А
   

1. Общая характеристика s- и р-элементов. Строение атомов. Закономерности изменения свойств в подгруппах
У s- и р-элементов валентными являются электроны и орбитали внешнего слоя атома. Число внешних электронов равно номеру груп­пы, в которой находится элемент (кроме Н и Не):
Орбитальные радиусы атомов с увеличением порядкового номера элемента в периоде уменьшаются, а энергия ионизации в общем возрастает.
В подгруппах же элементов с возрастанием порядкового номера элемента (увеличение числа электронных слоев) размеры атомов в об­щем увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Характер изменения сродства к электрону в периодах и подгруппах s- и р-элементов противоположен. Электроотри­цательность элементов при переходе в периоде от I к VII группе уве­личивается, а в подгруппах сверху вниз уменьшается. Таковы общие тенденции изменения рассматриваемых констант.
Степени окисления s - и р-элементов
О немонотонном характере изменения свойств в главных подгруп­пах свидетельствует, например, характер изменения степеней окисления (табл. 1) s- и р-элементов в зави­симости от их порядкового номера.
Таблица 1
Степени окисления s- и р-элементов

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Валентные электроны	s^1	S^2	S^2p^1	S^2p^2	S^2p^3	S^2p^4	S^2p^5	S^2p^6
Элемент	Li	Be	В	С	N	О	F	Ne
Степени окисления	1	2	3	4, 2 -4	5,3 -3	2 -2	— -1	— —
Элемент	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Степени окисления	1	2	3	4,2 -4	5,3 -3	6,4 -2	1,3, 5, 7 -1	— —
Элемент	К	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br	Кr
Степени окисления	1	2	3	4,2 -4	5,3 -3	6,4 -2	1,3, 5, 7 -1	2, 4 —
Элемент	Rb	Sr	In	Sn	Sb	Те	I	Xe
Степени окисления	1	2	3	4,2 -4	5,3 -3	6,4 -2	1, 3, 5, 7 -1	2,4,6,8 —
Элемент	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Степени окисления	1	2	1,3	2,4 -4	3,5 -3	4,6 -2	5,7 -1	(2,4,6,8) -

У атомов s- и р-элементов валентными являются электроны внеш­него слоя. При участии в образовании связей всех валентных электро­нов элемент проявляет высшую степень окисления, которая численно равна номеру группы периодической системы, в которой он находится, В характере значений степеней окисления у s- и р-элементов про­является «правило четности». Энергетически относительно более ста­бильны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а элементы четных групп — четные сте­пени окисления.
Иными словами, для элементов нечетных групп периодической системы характерны нечетные, а для элементов четных групп — четные степени окисления (табл. 1), например:

При переходе от I к VIII группе высшая степень окисления эле­ментов главных подгрупп становится все менее устойчивой. Это можно объяснить увеличением при переходе от I к VIII группе энергетическо­го различия между s- и р-орбиталями внешнего слоя атома, а, следова­тельно, уменьшением возможности участия в образовании химической связи ns²-электронов.


2. Водород.
Атом водорода по сравнению с атомами других элементов наиболее простой по структуре: 1s¹, Но это, конечно, не означает, что его химия наиболее проста. Наоборот, она во многом отличается от химии других элементов. Основная особенность атома водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра — у него нет промежуточного электронного слоя. Положительный ион водорода Н⁺ представляет собой элементарную частицу — протон.
Особенность строения электронной оболочки атома водорода (как и гелия) не позволяет однозначно решить, в какой группе периоди­ческой системы он должен находиться. Действительно, если исходить из числа валентных электронов его атома, то водород должен нахо­диться в I группе, что подтверждается также сходством спектров ще­лочных металлов и водорода. Со щелочными металлами сближает во­дород и его способность давать в растворах гидратированный положи­тельно однозарядный ион Н⁺ (р). Однако в состоянии свободного иона Н⁺ (г) — протона — он не имеет ничего общего с ионами щелочных металлов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.
Если же исходить из того, что для завершения внешнего электрон­ного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группе. Кроме того, как и атомы галогенов, атомы водорода характеризуются высокими значениями энергии иони­зации. Многие ученые помещают водород в VII группу периодической системы. Вместе с тем водород—элемент особый, и размещение его в той или иной группе таблицы в значительной мере условно.
Энергия ионизации атома водорода (13,6 эВ, 1312 кДж/моль) столь велика, что соединения водорода (I) даже с такими сильными окисли­телями, как фтор и кислород, не могут быть ионными. Если же допу­стить образование в соединениях ионов Н⁺, их исключительно высокое поляризующее действие все равно привело бы к образованию ковалентной связи. По этим же причинам ионы Н⁺ не могут существовать в сво­бодном состоянии при обычных химических явлениях. Специфика строения атома водорода обусловливает особый, присущий только соединениям водорода (I) вид химической связи — водородную связь. Процесс образования отрицательного иона Н^- из атома экзотерми­ческий (сродство к электрону 0,75эВ), поэтому для водорода в степени окисления —1 возможны ионные соединения.
Таким образом, водород — неметаллический элемент. В соедине­ниях он может иметь степени окисления —1 и +1. Для него, как и для галогенов, характерны ионные соединения, в которых он выступает в качестве простого аниона Н^-. При положительной степени окисления водород образует только ковалентные соединения и может играть роль комплексообразователя в анионных комплексах.
Водород широко распространен в природе. Содержание его в зем­ной коре (атмосфера, литосфера и гидросфера) составляет 3,0 %. Он входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне редко (в вулкани­ческих и других природных газах). Водород — самый распространен­ный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и боль­шинства звезд.
Водород имеет три изотопа с массовыми числами соответственно 1, 2иЗ:

Протий и дейтерий — стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав природных соединений водорода соответствует отношению D : Н = 1 : 6800 (по числу атомов). Тритий — бета-радиоактивен, период полураспада 12,23 года.

Полагают, что эта реакция — главный источник изотопа ₂³Не, найден­ного в атмосфере. Содержание трития в атмосферном водороде состав­ляет 4 *10^-15%. Очевидно, он образуется в результате ядерных реакций, вызванных действием космических лучей.