Pripremamo se za ispit iz hemije. Jedinjenja kisika i vodonika nemetala. Kratak opis njihovih svojstava Kisela svojstva vodonikovih jedinjenja rastu u nizu

Kisela svojstva su ona koja su najizraženija u datoj sredini. Postoji čitav niz njih. Neophodno je znati odrediti kisela svojstva alkohola i drugih spojeva ne samo da bi se odredio sadržaj odgovarajuće sredine u njima. Ovo je takođe važno za prepoznavanje supstance koja se proučava.

Postoji mnogo testova za kisela svojstva. Najelementarnije je uranjanje u supstancu indikatora - lakmus papir, koji na sadržaj vodika reagira tako što postaje ružičasto ili crveno. Štaviše, zasićenija boja pokazuje jaču kiselinu. I obrnuto.

Kisela svojstva se povećavaju sa povećanjem radijusa negativnih jona, a samim tim i atoma. To osigurava lakše uklanjanje čestica vodonika. Ova kvaliteta je karakteristična za jake kiseline.

Postoje najkarakterističnija kisela svojstva. To uključuje:

Disocijacija (eliminacija vodonikovog kationa);

Razgradnja (formiranje vode pod uticajem temperature i kiseonika);

Interakcija sa hidroksidima (koja rezultira stvaranjem vode i soli);

Interakcija s oksidima (kao rezultat toga nastaju i sol i voda);

Interakcija sa metalima koji prethode vodoniku u nizu aktivnosti (nastaju so i voda, ponekad sa oslobađanjem gasa);

Interakcija sa solima (samo ako je kiselina jača od one koja je formirala so).

Hemičari često moraju proizvoditi vlastite kiseline. Postoje dva načina da ih uklonite. Jedan od njih je miješanje kiselog oksida s vodom. Ova metoda se najčešće koristi. A druga je interakcija jake kiseline sa soli slabije. Nešto rjeđe se koristi.

Poznato je da se kisela svojstva manifestuju kod mnogih.Ona mogu biti manje ili više izražena u zavisnosti od K. Svojstva alkohola se manifestuju u sposobnosti da apstrahuju vodonik katjon u interakciji sa alkalijama i metalima.

Alkoholati - soli alkohola - sposobni su za hidrolizu pod utjecajem vode i oslobađanje alkohola sa metalnim hidroksidom. Ovo dokazuje da su kisela svojstva ovih supstanci slabija od onih u vodi. Samim tim, okruženje je u njima jače izraženo.

Kisela svojstva fenola su mnogo jača zbog povećanog polariteta OH spoja. Stoga ova tvar može reagirati i sa hidroksidima zemnoalkalnih i alkalnih metala. Kao rezultat, nastaju soli - fenolati. Za identifikaciju fenola najefikasnije je koristiti sa (III), u kojem supstanca dobija plavo-ljubičastu boju.

Dakle, kisela svojstva u različitim jedinjenjima manifestuju se na isti način, ali sa različitim intenzitetom, što zavisi od strukture jezgara i polariteta vodikovih veza. Oni pomažu u određivanju okoline supstance i njenog sastava. Uz ova svojstva postoje i osnovna, koja se povećavaju slabljenjem prvih.

Sve ove karakteristike pojavljuju se u najsloženijim tvarima i čine važan dio svijeta oko nas. Uostalom, kroz njih se odvijaju mnogi procesi ne samo u prirodi, već iu živim organizmima. Stoga su kisela svojstva izuzetno važna, bez njih život na zemlji bi bio nemoguć.

Moderna formulacija periodični zakon : svojstva jednostavnih supstanci, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, periodično zavise od veličine naboja jezgara njihovih atoma (redni broj).

Periodična svojstva su, na primjer, atomski radijus, energija ionizacije, afinitet prema elektronu, elektronegativnost atoma, kao i neka fizička svojstva elemenata i jedinjenja (tačke topljenja i ključanja, električna provodljivost itd.).

Izraz periodičnog zakona je

periodni sistem elemenata .

Najčešća verzija kratkog oblika periodnog sistema, u kojoj su elementi podijeljeni u 7 perioda i 8 grupa.

Trenutno su dobijena jezgra atoma elemenata do broja 118. Naziv elementa sa serijskim brojem 104 je ruterfordijum (Rf), 105 – dubnij (Db), 106 – siborgijum (Sg), 107 – bohrijum (Bh ), 108 – hasij (Hs ), 109 – meitnerium ( Mt), 110 - darmstadijum (Ds), 111 - rendgenijum (Rg), 112 - kopernicijum (Cn).
24. oktobra 2012. godine u Moskvi, u Centralnom domu naučnika Ruske akademije nauka, održana je svečana ceremonija dodjele naziva „flerovium“ (Fl) 114. elementu, a „livermorium“ (Lv) za 114. element. 116. element.

Periodi 1, 2, 3, 4, 5, 6 sadrže 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementa, redom. Sedmi period nije završen. Razdoblja 1, 2 i 3 se nazivaju mali, ostalo - veliki.

U periodima s lijeva na desno, metalna svojstva postupno slabe, a nemetalna svojstva se povećavaju, jer s povećanjem pozitivnog naboja atomskih jezgri povećava se broj elektrona u vanjskom elektronskom sloju i uočava se smanjenje atomskih radijusa.

Na dnu tabele nalazi se 14 lantanida i 14 aktinida. Nedavno su lantan i aktinijum klasifikovani kao lantanidi, odnosno aktinidi.

Grupe su podeljene u podgrupe - glavni, ili podgrupe A i nuspojave, ili podgrupa B. Podgrupa VIII B – poseban, sadrži trijade elementi koji čine porodice gvožđa (Fe, Co, Ni) i metala platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Od vrha do dna u glavnim podgrupama, metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva slabe.

Broj grupe obično označava broj elektrona koji mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Ovo je fizičko značenje broja grupe. Elementi bočnih podgrupa imaju valentne elektrone ne samo u vanjskim slojevima, već iu pretposljednjim slojevima. Ovo je glavna razlika u svojstvima elemenata glavne i sekundarne podgrupe.

Periodni sistem i elektronske formule atoma

Da biste predvidjeli i objasnili svojstva elemenata, morate biti u stanju napisati elektronsku formulu atoma.

U atomu koji se nalazi u prizemnom stanju, svaki elektron zauzima praznu orbitalu sa najnižom energijom. Energetsko stanje je prvenstveno određeno temperaturom. Temperatura na površini naše planete je takva da su atomi u osnovnom stanju. Na visokim temperaturama, druga stanja atoma, koja se nazivaju uzbuđen.

Redoslijed rasporeda energetskih nivoa prema rastu energije poznat je iz rezultata rješavanja Schrödingerove jednadžbe:

1s< 2s < 2p < 3s < Зр < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 5d 4f < 6p.

Razmotrimo elektronske konfiguracije atoma nekih elemenata četvrtog perioda (slika 6.1).



Rice. 6.1. Raspodjela elektrona po orbitalama nekih elemenata četvrtog perioda

Treba napomenuti da postoje neke karakteristike u elektronskoj strukturi atoma elemenata četvrtog perioda: atomi Cr i C imaju u za 4 s-ljuska ne sadrži dva elektrona, već jedan, tj. "neuspjeh" vanjski s -elektron na prethodni d-shell.

Elektronske formule 24 Cr i 29 Cu atoma može se predstaviti na sljedeći način:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .

Fizički razlog „kršenja” reda punjenja povezan je sa različitom sposobnošću prodiranja elektrona u unutrašnje slojeve, kao i sa posebnom stabilnošću elektronskih konfiguracija d 5 i d 10, f 7 i f 14.

Svi elementi su podijeljeni u četiri tipa

:

1. U atomima s-elementi popunjena s - spoljašnji sloj školjke ns . Ovo su prva dva elementa svakog perioda.

2. Na atome p-elementi elektroni ispunjavaju p-ljuske vanjskog np nivoa . Ovo uključuje posljednjih 6 elemenata svakog perioda (osim prvog i sedmog).

3. U d-elementi ispunjen elektronima d -podnivo drugog vanjskog nivoa ( n-1)d . Ovo su elementi interkalarnih decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elementi.

4. U f-elementi ispunjen elektronima f -podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa ( n-2)f . To su lantanidi i aktinidi.

Promjene kiselinsko-baznih svojstava jedinjenja elemenata po grupama i periodima periodnog sistema
(Kosel dijagram)

Da bi objasnio prirodu promjene kiselinsko-baznih svojstava spojeva elemenata, Kossel (Njemačka, 1923) je predložio korištenje jednostavne sheme zasnovane na pretpostavci da postoji čisto ionska veza u molekulima i da se Kulonova interakcija odvija između joni. Kosselova šema opisuje kiselo-bazna svojstva jedinjenja koja sadrže E–H i E–O–H veze, u zavisnosti od naelektrisanja jezgra i radijusa elementa koji ih formira.

Kosselov dijagram za dva metalna hidroksida (za molekule LiOH i KOH ) prikazan je na sl. 6.2. Kao što se može vidjeti iz prikazanog dijagrama, radijus Li jona + manji od radijusa jona K+ i OH - - grupa je čvršće vezana za litijum jon nego za kalijum. Kao rezultat toga, KOH će se lakše disocirati u rastvoru i osnovna svojstva kalijum hidroksida će biti izraženija.



Rice. 6.2. Kosselov dijagram za molekule LiOH i KOH

Na sličan način možete analizirati Kosselovu šemu za dvije baze CuOH i Cu(OH) 2 . Budući da je radijus Cu jona 2+ manji, a naboj je veći od naboja jona Cu+, OH - - grupu će čvršće držati Cu 2+ jon .
Kao rezultat, baza Cu(OH)2 biće slabiji od CuOH.

dakle, jačina baza raste kako se radijus kationa povećava, a njegov pozitivni naboj opada .

Kosselov dijagram za dvije kiseline bez kisika HCl i HI prikazano na sl. 6.3.



Rice. 6.3. Kosselov dijagram za HCl i HI molekule

Pošto je radijus hloridnog jona manji od poluprečnika jodidnog jona, H+ jon je jače vezan za anion u molekulu hlorovodonične kiseline, koji će biti slabiji od jodovodonične kiseline. Dakle, jačina anoksičnih kiselina raste sa povećanjem radijusa negativnog jona.

Snaga kiselina koje sadrže kisik mijenja se na suprotan način. Povećava se kako se radijus jona smanjuje i povećava njegov pozitivni naboj. Na sl. Slika 6.4 prikazuje Kosselov dijagram za dvije kiseline HClO i HClO 4.



Rice. 6.4. Kosselov dijagram za HClO i HClO 4

Ion C1 7+ je čvrsto vezan za jon kiseonika, tako da će se proton lakše odvojiti u molekuli HC1O 4 . Istovremeno, veza jona C1+ sa O 2- jonom manje jak, a u molekuli HC1O proton će se jače zadržati od strane O aniona 2- . Kao rezultat, HClO 4 je jača kiselina od HClO.

dakle, Povećanje oksidacijskog stanja elementa i smanjenje radijusa iona elementa povećavaju kiselu prirodu tvari. Naprotiv, smanjenje oksidacionog stanja i povećanje radijusa jona poboljšavaju osnovna svojstva tvari.

Primjeri rješavanja problema

Sastavite elektronske formule atoma cirkonija i jona O 2– , Al 3+ , Zn 2+ . Odredi kojoj vrsti elemenata pripadaju atomi Zr, O, Zn, Al.

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2,

O 2– 1s 2 2s 2 2p 6,

Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 ,

Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zr – d-element, O – p-element, Zn – d-element, Al – p-element.

Rasporedite atome elemenata po povećanju njihove energije jonizacije: K, Mg, Be, Ca. Obrazložite odgovor.

Rješenje. Energija jonizacije– energija potrebna za uklanjanje elektrona iz atoma u osnovnom stanju. U periodu s lijeva na desno, energija ionizacije raste s povećanjem nuklearnog naboja; u glavnim podgrupama od vrha do dna ona se smanjuje kako se povećava udaljenost od elektrona do jezgre.

Dakle, energija jonizacije atoma ovih elemenata raste u nizu K, Ca, Mg, Be.

Rasporedite atome i ione u rastućem redosledu njihovih poluprečnika: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Obrazložite odgovor.

Rješenje. Za ione koji sadrže isti broj elektrona (izoelektronski ioni), radijus iona će se povećati kako se njegov pozitivni naboj smanjuje, a negativni naboj povećava. Posljedično, radijus raste redom Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

Odredite kako se mijenjaju radijusi jona i atoma u nizu Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + i Na, Mg, Al, Si, P, S.

Rješenje. U nizu Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + radijus jona raste kako se povećava broj elektronskih slojeva jona istog predznaka sa sličnom elektronskom strukturom.

U nizu Na, Mg, Al, Si, P, S radijus atoma se smanjuje, jer se sa istim brojem elektronskih slojeva u atomima povećava naboj jezgra, a samim tim i privlačenje elektrona od strane jezgro se povećava.

Uporedite jačinu kiselina H 2 SO 3 i H 2 SeO 3 i baza Fe(OH) 2 i Fe(OH) 3.

Rješenje. Prema Kosselovoj šemi H 2 SO 3 jača kiselina od H 2 SeO 3 , budući da je radijus jona SE 4+ veći od radijusa jona S 4+, što znači S 4+ – O 2– vezu je jači od veze Se 4+ – O 2– .

Prema Kossel šemi Fe(OH)

2 jača baza od radijusa Fe jona 2+ više od Fe jona 3+ . Osim toga, naboj Fe jona 3+ veći od Fe jona 2+ . Kao rezultat, Fe veza 3+ – O 2– je jači od Fe 2+ – O 2– i ION – lakše se odvaja u molekulu Fe(OH)2.

Problemi koje treba riješiti samostalno

6.1.Sastavite elektronske formule za elemente sa nuklearnim nabojem od +19, +47, +33 i one u osnovnom stanju. Navedite kojoj vrsti elemenata pripadaju. Koja su oksidacijska stanja karakteristična za element s nuklearnim nabojem od +33?




6.2.Napišite elektronsku formulu Cl jona – .

Opća svojstva glavnih klasa neorganskih jedinjenja. Uslovi za nastanak „reakcija razmene“.

1. Kiselinsko-bazna svojstva jedinjenja vodonika.

A) Komentirajte sposobnost vode da se samojonizuje (jednačina, K W). Na osnovu strukture molekula (njihove polarizacije), objasniti obrasce promjene rastvorljivosti u vodi i kiselinsko-baznih svojstava odgovarajućih rastvora metana (CH 4), amonijaka (NH 3), fluorovodonika (HF) i hlorovodonika (HCl). Napravite potrebne jednačine.

b) Koristeći koncept polarizacijskog efekta kationa na H–O vezu, a također uzimajući u obzir broj hidroksilnih grupa, objasniti obrazac promjene kiselinsko-baznih svojstava hidroksida LiOH–Be(OH) 2 –H 3 BO 3 –H 2 CO 3 –HNO 3 –H 3 PO 4 –H 2 SO 4 –(H 2 SeO 4) –HClO 4. Napravite jednačine disocijacije za predložene supstance.

2. Obavezno i ​​fakultativno(uključujući posebne) reakcije kiselina i baza.

A) S kojom od sljedećih supstanci (rastvora) mogu reagirati 20% otopine dušične, sumporne i octene kiseline: otopine KOH, NH 3, H2S; Zn(OH)2, H3PO2; BaCl 2 i kristalno Cu, Ca 3 (PO 4) 2 .

b) Sa kojom od sljedećih supstanci (rastvora) mogu reagirati 20% rastvori kalijum hidroksida i amonijaka: rastvori H 2 SO 4, CH 3 COOH; Zn(OH)2, Al(OH) 3 ; MgCl 2 i kristalno Ag2O, AgCl.

U obje verzije eksperimenta formule supstanci su istaknute podebljanim slovima, a interakcija s kojima će zahtijevati pisanje neočiglednih jednadžbi.

Zadatak uključuje samo teorijsku raspravu, ali... Jednačine reakcije moraju biti smišljene i napisane unaprijed, uključujući i u ionskom obliku.

3. Uslovi za reakcije razmene sa solima.

Koje se reakcije izmjene mogu izvesti pomoću predloženih reagensa: razrijeđene otopine MnSO4, Ba(NO3)2, zasićen rješenje SrSO 4, kristalno CuS I FeS, kao i koncentrisane otopine HCl, CO 2 i NH 3. Razmotrite mogućnost izvođenja reakcija koje zahtijevaju sudjelovanje soli. Svoje prijedloge obrazložite tako što ćete izračunati konstante odgovarajućih razmjenskih ravnoteža. Razmotrite moguće znakove reakcija.

Mora se imati na umu da ako se kao reagens koriste tvari koje su slabo topljive u vodi (u ovom slučaju CuS i FeS), onda reakcije koje uključuju njih moraju nužno biti praćene otapanjem, tj. proizvodi takvih reakcija sami po sebi ne bi trebali proizvoditi precipitaciju. Na primjer, nepismeno je razmišljati o reakciji FeS ↓ i H 2 CO 3 u nadi da će se dobiti FeCO 3 precipitat.

Reakcije sa bogat rješenje SrSO 4 predlažu upotrebu rastvor preko taloga, a ne sam sediment.

4. Zavisnost pH rastvora od sastava soli.

Odrediti hidrolizabilnost jona predloženih soli (NH 4 NO 3, KCl, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, AlCl 3, CH 3 COONH 4),

· kreirati jednadžbe za hidrolizu jona (jona, ako su i kation i anjon soli uključeni u hidrolizu); izračunaj konstantu hidrolize ( TO G (Al 3+) uzeti jednako ~10 -5).

napišite jednačinu u molekularnom obliku

(napraviti molekularnu jednačinu zasnovanu na dominantnoj ionskoj reakciji ).

· Rasporedite soli prema povećanju hidrolizabilnosti.

Eksperimentalno testirajte hidrolizabilnost. Da biste to učinili, sipajte ~1 ml odgovarajuće otopine u čistu epruvetu, navlažite staklenu šipku u ovoj otopini i nanesite otopinu na indikatorski papir. Koristite skalu boja za procjenu približne pH vrijednosti otopine. Zašto u dva slučaja pH odgovara neutralnoj sredini?

5. Medij u rastvorima srednjih i kiselih soli.

Zapišite jednadžbe za dominantne ionske reakcije koje djeluju na medij u otopinama kalijevog orto-, hidro- i dihidrogen fosfata (K 3 PO 4, K 2 HPO 4, KN 2 PO 4). Mora se imati na umu da se u rastvorima kiselih soli, pored reakcija hidrolize, odvija i disocijacija anjona H 2 PO 4 ‒ i HPO 4 2 ‒. Okolina će biti određena dominantnom reakcijom. Usporedite konstante konkurentskih reakcija hidrolize i disocijacije anjona i izvedite zaključak o pH (više ili manje od 7). Usporedite rezultate preliminarne analize sa stvarnom pH vrijednošću (odredite pomoću univerzalnog indikatora).

Referentni podaci za pripremu za eksperimente 3, 4, 5

3. Periodični zakon i periodični sistem hemijskih elemenata

3.4. Periodične promjene u svojstvima tvari

Sljedeća svojstva jednostavnih i složenih tvari se povremeno mijenjaju:

• struktura jednostavnih supstanci (u početku nemolekularne, na primjer od Li do C, a zatim molekularne: N 2 - Ne);
• temperature topljenja i ključanja jednostavnih supstanci: pri kretanju s lijeva na desno duž perioda, t pl i t bp u početku se općenito povećavaju (dijamant je najvatrostalnija tvar), a zatim se smanjuju, što je povezano s promjenom u struktura jednostavnih supstanci (vidi gore);
• metalna i nemetalna svojstva jednostavnih supstanci. Tokom perioda, s povećanjem Z, sposobnost atoma da odustanu od elektrona opada (E i raste), prema tome, metalna svojstva jednostavnih supstanci slabe (nemetalna svojstva se povećavaju, jer se E avg atoma povećava). Od vrha do dna u grupama A, naprotiv, metalna svojstva jednostavnih tvari se povećavaju, a nemetalna svojstva slabe;
• sastav i kiselo-bazna svojstva oksida i hidroksida (tablice 3.1–3.2).

Tabela 3.1

Sastav viših oksida i najjednostavnijih vodikovih spojeva elemenata A-grupe

Kao što se vidi iz tabele. 3.1, sastav viših oksida se glatko mijenja u skladu s postepenim povećanjem kovalentnosti (oksidacijskog stanja) atoma.

Kako se naboj atomskog jezgra povećava u periodu, osnovna svojstva oksida i hidroksida slabe, a kisela svojstva rastu. Prijelaz iz bazičnih oksida i hidroksida u kisele u svakom periodu odvija se postepeno, kroz amfoterne okside i hidrokside. Kao primjer u tabeli. Slika 3.2 prikazuje promjenu svojstava oksida i hidroksida elemenata 3. perioda.

Tabela 3.2

Oksidi i hidroksidi formirani od elemenata 3. perioda i njihova klasifikacija

U grupama A, kako se naboj atomskog jezgra povećava, osnovna svojstva oksida i hidroksida se povećavaju. Na primjer, za grupu IIA imamo:

1. BeO, Be(OH) 2 - amfoterni (slaba bazična i kisela svojstva).

2. MgO, Mg(OH) 2 - slaba, osnovna svojstva.

3. CaO, Ca(OH) 2 - izražena bazična svojstva (alkalije).

4. SrO, Sr(OH) 2 - izražena bazična svojstva (alkalije).

5. BaO, Ba(OH) 2 - izražena bazična svojstva (alkalije).

6. RaO, Ra(OH) 2 - izražena bazična svojstva (alkalije).

Isti trendovi se mogu pratiti i za elemente drugih grupa (za sastav i kiselo-bazna svojstva binarnih vodoničnih jedinjenja, vidi tabelu 3.1). Generalno, sa povećanjem atomskog broja tokom perioda, osnovna svojstva vodikovih jedinjenja slabe, a kisela svojstva njihovih rastvora se povećavaju: natrijum hidrid se otapa u vodi i formira alkalije:

NaH + H 2 O = NaOH + H 2,

a vodeni rastvori H 2 S i HCl su kiseline, pri čemu je hlorovodonična kiselina jača.

1. U grupama A, kako se naelektrisanje atomskog jezgra povećava, tako se povećava i jačina kiselina bez kiseonika.

2. U jedinjenjima vodonika, broj atoma vodonika u molekulu (ili jedinici formule) prvo raste sa 1 na 4 (grupe IA–IVA), a zatim se smanjuje sa 4 na 1 (grupe IVA–VIIA).

3. Isparljiv (gasovit) u uslovima okoline. su samo vodonikova jedinjenja elemenata grupa IVA–VIIA (osim H 2 O i HF)

Opisani trendovi promjena svojstava atoma kemijskih elemenata i njihovih spojeva sažeti su u tabeli. 3.3

Tabela 3.3

Promjene u svojstvima atoma elemenata i njihovih spojeva sa povećanjem naboja atomskog jezgra

Primjer 3.3. Navedite formulu oksida sa najizraženijim kiselim svojstvima:

Rješenje. Kisela svojstva oksida se povećavaju s lijeva na desno tijekom perioda, a slabe od vrha do dna u grupi A. Uzimajući ovo u obzir, dolazimo do zaključka da su kisela svojstva najizraženija u oksidu Cl 2 O 7.

Odgovor: 4).

Primjer 3.4. Element anion E 2− ima elektronsku konfiguraciju atoma argona. Navedite formulu najvišeg oksida atoma elementa:

Rješenje. Elektronska konfiguracija atoma argona je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, stoga je elektronska konfiguracija E atoma (E atom sadrži 2 elektrona manje od E 2− jona) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4, što odgovara atomu sumpora. Element sumpor je u VIA grupi, formula najvišeg oksida elemenata ove grupe je EO 3.

Odgovor: 1).

Primjer 3.5. Označite simbol elementa čiji atom ima tri elektronska sloja i tvori hlapljivo (v.u.) jedinjenje sastava EN 2 (H 2 E):

Rješenje. Jedinjenja vodonika sastava EN 2 (H 2 E) formiraju atome elemenata grupa IIA i VIA, ali su isparljiva pri nultim uslovima. su spojevi grupe VIA elemenata, koji uključuju sumpor.

Odgovor: 3).

Karakterizirani trendovi promjena kiselinsko-baznih svojstava oksida i hidroksida mogu se razumjeti na osnovu analize sljedećih pojednostavljenih dijagrama strukture oksida i hidroksida (slika 3.1).

Iz pojednostavljene sheme reakcije

slijedi da se efikasnost interakcije oksida sa vodom za formiranje baze povećava (prema Coulombovom zakonu) s povećanjem naboja E n + jona. Veličina ovog naboja raste kako se povećavaju metalna svojstva elemenata, tj. s desna na lijevo kroz period i odozgo prema dolje u cijeloj grupi. Ovim redom se povećavaju osnovna svojstva elemenata.

Rice. 3.1. Šema strukture oksida (a) i hidroksida (b)

Razmotrimo razloge koji stoje u osnovi opisanih promjena kiselinsko-baznih svojstava hidroksida.

Sa povećanjem oksidacionog stanja elementa +n i smanjenjem radijusa iona E n + (to je upravo ono što se uočava sa povećanjem naboja jezgra atoma elementa s lijeva na desno preko period), E–O veza je ojačana, a O–H veza je oslabljena; proces disocijacije hidroksida prema tipu kiseline postaje vjerojatniji.

Od vrha do dna u grupi, radijus E n + se povećava, ali se vrijednost n + ne mijenja, kao rezultat toga, jačina E–O veze se smanjuje, njeno pucanje postaje lakše, a proces disocijacije hidroksid prema glavnom tipu postaje vjerovatniji.