Тема 2 Химия элементов. S-элементы
План лекции:
Общая характеристика s- и р-элементов. Строение атомов. Закономерности изменения свойств в подгруппах.
Водород.
Группа 1А
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
|
s1
|
S2
|
S2p1
|
S2p2
|
S2p3
|
S2p4
|
S2p5
|
S2p6
|
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.
Do'stlaringiz bilan baham: |