Файл: Сравнение структуры и свойств водородных соединений s и рэлементов i и iv групп.docx

Введение 3

1. Свойства и строение атомов s- и p-элементов. 4

1.1. характеристика s-элементов. 4

1.2. Характеристика p-элементов 6

1.3. Сравнительная характеристика s- и p-элементов. 7

1) Степень окисления. 8

2) Химическая связь. 8

3) Металлические свойства. 8

4) Электроотрицательность. 8

2. Структура и свойства s-элементов I группы периодической таблицы 10

2.1. Водород. Химические свойства водорода. 12

3. Структура и свойства s- и p-элементов IV группы периодической таблицы 17

3.1. Общие характеристики элементов группы IVA 17

3.2. Углерод и его соединения 20

4. Сравнительная характеритика структуры и свойств водородных соединений s- и р-элементов I и IV групп. 25

6. Сравнение структуры и свойства водородных соединений s-элементов I и II групп. 30

7. Сравнительная характеристика соединений водорода и бора 33

Выводы 36

Список литературы 38

Введение

Периодическая таблица химических элементов (таблица Менделеева) — классификация химических элементов, определяющая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Её первоначальный вариант был разработан Д.И. Менделеева в 1869-1871 годах, в которой определялась зависимость свойств элементов от их атомного веса.

Все элементы в таблице сгруппированы в 4 основные группы: блок s, блок p, блок d и блок f. Они классифицируются в соответствии с орбиталью, на которой присутствуют их валентные электроны. Кроме того, эти элементы также могут быть классифицированы как металлы, неметаллы и металлоиды в соответствии с их физическими свойствами. Все элементы блока, кроме водорода, являются металлами. Большинство элементов р-блока — неметаллы. Остальные элементы в блоке p являются металлоидами. Основное различие между элементами блока s и p состоит в том, что валентные электроны элементов блока s находятся на орбитали s, а валентные электроны элементов блока p — на орбитали p.

Цель работы – сформировать знания об особенностях структуры и свойств водородных соединений атомов s- и р-элементов I и IV групп, I и II групп.

Для достижения посталвенной цели необходимо решить следующие задачи:

1) Изучить свойства и строение атомов s- и р-элементов;

2) Изучить и проанализировать структуру и свойства s-элементов

I группы периодической таблицы;

3) Изучить и проанализировать структуру и свойства s- и р-элементов

IV группы периодической таблицы;

4) Сравнить структуры и свойства водородных соединений s- и р-элементов I и IV групп;

5) Изучить и проанализировать структуру и свойства s-элементов

II группы периодической таблицы;

6) Сравнить структуры и свойства водородных соединений s- и р-элементов I и II групп.

1. Свойства и строение атомов s- и p-элементов.

1.1. характеристика s-элементов.

В периодической таблице элементов в начале каждого периода, кроме первого, стоят металлы из семейства s-элементов.

S-элементы и группы периодической системы Д. И. Менделеева были названы щелочными металлами — литий Li, натрий Na и элементы калиевой подгруппы — калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Название «щелочные металлы» используется потому, что их гидроксиды являются самыми сильными известными щелочами. Щелочные металлы добывают в отсутствие воды - в основном электролизом расплавов их соединений.Эти металлы являются наиболее активными и электроположительными элементами, а это означает, что они легко отщепляют свой единственный валентный электрон и превращаются в положительно заряженные катионы. Поэтому в природе они находятся только в связанном состоянии.

Внешний энергетический уровень этих элементов содержит один или два S-электрона, С увеличением заряда ядер у элементов увеличивается число энергетических уровней и атомные радиусы. Следовательно, уменьшается связь валентного электрона с ядром. В нисходящих группах увеличивается способность отдавать электроны, соответственно увеличиваются химическая активность и восстановительные свойства s-элементов. Эта закономерность ярко выражается для элементов 1 группы (s₁) по сравнению со II группой (s₂).

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H₂O-кристаллогидраты, например: Na

₂В₄O₇·10H₂O-бура, KАl(SO₄)₂·12H₂O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.[1]

Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be²⁺ и Mg²⁺).[2]

Рисунок 1 – Место s-элементов в периодической таблице элементов

1.2. Характеристика p-элементов

К р-элементам периодической таблицы относятся элементы с валентным р-подуровнем. Эти элементы встречаются в группах III, IV, V, VI, VII, VIII, основных подгруппах Д.И. Менделеев. С увеличением атомного номера радиусы орбит атомов уменьшаются, а энергия ионизации в целом увеличивается. В подгруппах элементов с увеличением числа элементов размеры атомов обычно увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается.

К p-элементов IV группы относятся углерод C, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Общая электронная конфигурация валентных подуровней атомов p-элементов в основном состоянии ns₂np₂. Вследствие наличия 2-х неспаренных p-электронов в соединениях они могут проявлять степень окисления +2, причем эта тенденция усиливается в направлении к свинцу. Атомы могут переходить в возбужденное состояние с образованием четырех валентных электронов, что обусловливает возникновение соединений со степенью окисления +4. Это состояние является характерным для углерода и кремния, способность к выявлению степени окисления +4 ослабляется в направлении к свинцу.

Характер изменения физических свойств элементов и соответствующих простых веществ свидетельствует о закономерное ослабление неметаллических и усиление металлических свойств в ряду C – Si – Ge – Pb.

Углерод и кремний - типичные неметаллы, образующие атомные кристаллические решетки с ковалентной связью. Их простые вещества характеризуются высокими твердостью, температурами плавления и кипения. Для германия эти параметры остаются относительно большими, что вместе с хрупкостью характеризует его как алмазоподобный кристалл с ковалентным типом связи. Свинец - металл, который не проявляет полупроводниковых свойств. В то же время в германию уже обнаружено некоторое взнос металлической связи. На это указывает заметное уменьшение ширины запрещенной зоны и росту электропроводности. Для олова полупроводниковые свойства сохраняются лишь до температуры 13,2°С, при дальнейшем нагревании олово переходит в металлический состояние.

Возрастание металлических свойств сопровождается постепенным уменьшением энергии ионизации элементов, их электроотрицательности и усилением восстановительной способности простых веществ.[3]

1.3. Сравнительная характеристика s- и p-элементов.

Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d- и f-элементы. Это разделение осуществляется на основе того, сколько энэргетических уровней имеет электронная оболочка атома и каким уровнем заканчивается заполнение электронной оболочки электронами.

Рисунок 2 – Электронные оболочки элементов периодической таблицы

Блочные элементы S и p сгруппированы как s-блок или p-блок в зависимости от положения валентных электронов на их орбитах. Основное различие между элементами s- и p-блока заключается в том, что валентные электроны элементов s-блока находятся на s-орбитали, а валентные электроны элементов p-блока находятся на p-орбитали.

1) Степень окисления.

Элементы блока P: Элементы P-блока показывают ряд степеней окисления, варьирующихся от -3,0 до +5 (стабильные степени окисления).

Элементы блока S: Элементы блока S могут иметь степень окисления 0, +1 или +2.

2) Химическая связь.

Элементы блока S: Элементы блока S образуют металлические и ионные связи.

Элементы блока P: Элементы блока P образуют ковалентные или ионные связи (с металлами).

3) Металлические свойства.

Элементы блока S: Все элементы блока являются металлами.

Элементы блока P: Большинство элементов p-блока являются неметаллами, другие - металлоидами.

4) Электроотрицательность.

Элементы блока P: Электроотрицательность элементов p-блока сравнительно высока.

Элементы блока S: Электроотрицательность элементов блока s сравнительно меньше.

В характере изменения свойств элементов по периоду проявляется внутренняя периодичность, а по группе - вторичная периодичность.[4]

Электроны внутренних слоев, которые ослабляют притяжение к нему внешнего электрона, экранируя ядро. Так при переходе от бериллия Ве к бору В, несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается. Это объясняется тем, что притяжение 2р-электрона атома бора к ядру ослабляется за счет экранирующего действия 2s-электронов. Ясно, что экранирование ядра увеличивается с увеличением числа внутренних электронных слоев. Таким образом, при переходе от s-элемента группы I к р-элементу группы VIII кривая энергии ионизации атомов и кривая изменения их радиуса имеют внутренние максимумы и минимумы. Это свидетельствует о внутреннем периодическом характере изменения этих характеристик во времени. Вышеуказанные закономерности можно объяснить термином экранирование ядра. Поэтому в подгруппах s- и р-элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов. Уменьшение энергии ионизации от азота