Файл: Сравнение структуры и свойств водородных соединений s и рэлементов i и iv групп.docx
Добавлен: 18.01.2024
Просмотров: 143
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
СОДЕРЖАНИЕ
1. Свойства и строение атомов s- и p-элементов.
1.1. характеристика s-элементов.
1.2. Характеристика p-элементов
1.3. Сравнительная характеристика s- и p-элементов.
2. Структура и свойства s-элементов I группы периодической таблицы
2.1. Водород. Химические свойства водорода.
3. Структура и свойства s- и p-элементов IV группы периодической таблицы
3.1. Общие характеристики элементов группы IVA
6. Сравнение структуры и свойства водородных соединений s-элементов I и II групп.
7N до кислорода 8O объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной орбитали. Внутренний периодический характер изменения периода атомных радиусов объясняет также эффект экранирования и взаимного отталкивания электронов на одной орбитали.
В характере изменения свойств s- и р-элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность. Например, внешний 3s-электрон атома натрия имеет очень большую вероятность оказаться вблизи ядра в области внутренних K- и L-электронных слоев. Как известно, электрон любой орбитали некоторое время находится в области вблизи ядра, т. е внешние электроны проникают в ядро через слои внутренних электронов. Степень проникновения электронов (концентрация электронной плотности) при одном и том же главном квантовом числе выше у s-электрона, ниже у p-электрона.
Ясно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи между внешними электронами и ядром. В силу более глубокого проникновения s-электроны охватывают ядро в большей степени, чем p-электроны, и они сильнее, чем d-электроны и т. д. в радиусе атомов элементов углеродной подгруппы. В ряду C-Si-Ge-Sn-Pb наблюдается общая тенденция к увеличению атомного радиуса. Однако это увеличение не является монотонным. При переходе от Si к Ge внешние β-электроны проникают через сито из десяти 3d-электронов, усиливая тем самым связь с ядром и сжимая электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6p-орбитали Pb по сравнению с 5p-орбиталью Sn обусловлено проникновением 6p-электронов под электронное облако десяти 5d-электронов и четырнадцати 4f-электронов. Таким же образом объясняется изменения энергии ионизации атомов в ряду C – Pb и более высокое ее значение для Pb по сравнению с атомом Sn. [5]
К s-металлам первой группы относятся: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). Эти металлы называются щелочными металлами, так как два основных игрока (натрий и калий) образуют сильные основания – щелочи. По мере увеличения атомного номера элементов радиусы атомов увеличиваются, что приводит к увеличению восстановительной активности. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают и превращают в индивидуально заряженные катионы. Щелочные металлы характеризуются низкой твердостью, малой плотностью и низкой температурой плавления.
К s-элементам относятся элементы I группы – щелочные металлы. Электронная формула щелочных металлов ns1. [6]
Атомы рассматриваемых элементов имеют один валентный электрон. По сравнению с элементами других подгрупп они имеют самые низкие энергии ионизации, самые крупные атомы и ионы, имеют ярко выраженные металлические черты. Стандартные электродные потенциалы этих металлов очень низкие, что свидетельствует об их высокой восстановительной активности. В атомарном и конденсированном состоянии это безусловные восстановители.
Поэтому для них характерна степень окисления плюс один. Элементы первой А группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки.
Рисунок 3 – Электронные оболочки s-элементов I группы
Наблюдается уменьшение энергии ионизации, при увеличении радиуса в группе от лития к францию связь валентного электрона с ядром ослабевает. Атомы щелочных металлов легко отдают свой валентный электрон, поэтому они являются сильными восстановителями.
Простые вещества, образованные элементами первой А группы, представляют собой серебристо-белые металлы, которые легко режутся ножом. Из-за высокой химической активности щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений. Все щелочные металлы относятся к лёгким и легкоплавким металлам.[7]
Таблица 1 – Свойства элементов I группы
Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.
Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S1. Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра.
Молекулярный водород существует в двух спиновых формах. Модификации незначительно различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, а также по характеристикам рассеяния нейтронов.
При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-H2 (75%) и пара-H2 (25%) форм. При очень низких температурах баланс между ортоводородом и параводородом почти полностью смещается в сторону параводорода, так как энергия парамолекулы несколько ниже энергии ортоводорода. При 80 К соотношение модификации составляет примерно 1:1.
В молекуле водорода о-Н2 (температура плавления -259,10 °С, температура кипения -252,56 °С) спины ядер параллельны, а в парах водорода р-Н2 (температура плавления -259,32 °С, температура кипения - 252,89 °С) противоположны друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь о-Н2 и р-Н2 при данной температуре называется равновесным водородом е-Н2.
Две формы водорода можно разделить адсорбцией на активированном угле при температуре жидкого азота. В этом случае активированный уголь катализирует превращение водорода в водород. Сероводород, десорбированный из угля при комнатной температуре, превращается в водород или водород до образования равновесной смеси (75:25), но без катализатора это превращение протекает медленно, что позволяет изучать свойства отдельных аллотропных форм.[8]
У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.
Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н
+.
Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н-.
Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.
На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.
Содержание водорода на Земле 3,0 %. Он входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти, а также во все животные и растительные организации.
Водород имеет три изотопа; протий 1Н, дейтерий 2Д и тритий 3Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.
Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 оС) и кипения (-252,8 оС). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 оС. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10-5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.
Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О2,S, Se, N2, C, I2.
Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.
Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).
Сl+ H2 = HCl + H (развитие цепи)
H+ Сl 2 = HCl + Сl
Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:
В характере изменения свойств s- и р-элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность. Например, внешний 3s-электрон атома натрия имеет очень большую вероятность оказаться вблизи ядра в области внутренних K- и L-электронных слоев. Как известно, электрон любой орбитали некоторое время находится в области вблизи ядра, т. е внешние электроны проникают в ядро через слои внутренних электронов. Степень проникновения электронов (концентрация электронной плотности) при одном и том же главном квантовом числе выше у s-электрона, ниже у p-электрона.
Ясно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи между внешними электронами и ядром. В силу более глубокого проникновения s-электроны охватывают ядро в большей степени, чем p-электроны, и они сильнее, чем d-электроны и т. д. в радиусе атомов элементов углеродной подгруппы. В ряду C-Si-Ge-Sn-Pb наблюдается общая тенденция к увеличению атомного радиуса. Однако это увеличение не является монотонным. При переходе от Si к Ge внешние β-электроны проникают через сито из десяти 3d-электронов, усиливая тем самым связь с ядром и сжимая электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6p-орбитали Pb по сравнению с 5p-орбиталью Sn обусловлено проникновением 6p-электронов под электронное облако десяти 5d-электронов и четырнадцати 4f-электронов. Таким же образом объясняется изменения энергии ионизации атомов в ряду C – Pb и более высокое ее значение для Pb по сравнению с атомом Sn. [5]
2. Структура и свойства s-элементов I группы периодической таблицы
К s-металлам первой группы относятся: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). Эти металлы называются щелочными металлами, так как два основных игрока (натрий и калий) образуют сильные основания – щелочи. По мере увеличения атомного номера элементов радиусы атомов увеличиваются, что приводит к увеличению восстановительной активности. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают и превращают в индивидуально заряженные катионы. Щелочные металлы характеризуются низкой твердостью, малой плотностью и низкой температурой плавления.
К s-элементам относятся элементы I группы – щелочные металлы. Электронная формула щелочных металлов ns1. [6]
Атомы рассматриваемых элементов имеют один валентный электрон. По сравнению с элементами других подгрупп они имеют самые низкие энергии ионизации, самые крупные атомы и ионы, имеют ярко выраженные металлические черты. Стандартные электродные потенциалы этих металлов очень низкие, что свидетельствует об их высокой восстановительной активности. В атомарном и конденсированном состоянии это безусловные восстановители.
Поэтому для них характерна степень окисления плюс один. Элементы первой А группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки.
Рисунок 3 – Электронные оболочки s-элементов I группы
Наблюдается уменьшение энергии ионизации, при увеличении радиуса в группе от лития к францию связь валентного электрона с ядром ослабевает. Атомы щелочных металлов легко отдают свой валентный электрон, поэтому они являются сильными восстановителями.
Простые вещества, образованные элементами первой А группы, представляют собой серебристо-белые металлы, которые легко режутся ножом. Из-за высокой химической активности щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений. Все щелочные металлы относятся к лёгким и легкоплавким металлам.[7]
Таблица 1 – Свойства элементов I группы
| Свойства | Li | Na | К | Rb | Cs | Fr |
| Атомная масса | 6,94 | 22,99 | 39,1 | 85,47 | 132,9 | 223 |
| Валентные электроны | 2S1 | 3S1 | 4S1 | 5S1 | 6S1 | 7S1 |
| Радиус атома, нм | 0,155 | 0,189 | 0,236 | 0,248 | 0,268 | 0,280 |
| Радиус иона, нм | 0,068 | 0,095 | 0,133 | 0,149 | 0,165 | - |
| Энергия ионизации, эВ | 5,39 | 5,14 | 4,34 | 4, 18 | 3,89 | 3,83 |
| Тпл.,°С | 180, 5 | 97,8 | 63, 6 | 39,5 | 28,4 | - |
| Содержание в земной коре, % | 3,2∙10-3 | 2,5 | 2,5 | 1,5∙10-2 | 3,7∙10-4 | - |
| Стандартный электродный потенциал, В | -3,045 | -2,714 | -2,924 | -2,925 | -2,923 | - |
2.1. Водород. Химические свойства водорода.
Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.
Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S1. Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра.
Молекулярный водород существует в двух спиновых формах. Модификации незначительно различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, а также по характеристикам рассеяния нейтронов.
При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто-H2 (75%) и пара-H2 (25%) форм. При очень низких температурах баланс между ортоводородом и параводородом почти полностью смещается в сторону параводорода, так как энергия парамолекулы несколько ниже энергии ортоводорода. При 80 К соотношение модификации составляет примерно 1:1.
В молекуле водорода о-Н2 (температура плавления -259,10 °С, температура кипения -252,56 °С) спины ядер параллельны, а в парах водорода р-Н2 (температура плавления -259,32 °С, температура кипения - 252,89 °С) противоположны друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь о-Н2 и р-Н2 при данной температуре называется равновесным водородом е-Н2.
Две формы водорода можно разделить адсорбцией на активированном угле при температуре жидкого азота. В этом случае активированный уголь катализирует превращение водорода в водород. Сероводород, десорбированный из угля при комнатной температуре, превращается в водород или водород до образования равновесной смеси (75:25), но без катализатора это превращение протекает медленно, что позволяет изучать свойства отдельных аллотропных форм.[8]
У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.
Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н
+.
Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н-.
Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.
На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.
Содержание водорода на Земле 3,0 %. Он входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти, а также во все животные и растительные организации.
Водород имеет три изотопа; протий 1Н, дейтерий 2Д и тритий 3Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.
Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 оС) и кипения (-252,8 оС). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 оС. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10-5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.
Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О2,S, Se, N2, C, I2.
Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.
Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).
Сl+ H2 = HCl + H (развитие цепи)
H+ Сl 2 = HCl + Сl
Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий: