Ci stiamo preparando per l'esame di chimica. Composti di ossigeno e idrogeno dei non metalli. Breve descrizione delle loro proprietà Le proprietà acide dei composti dell'idrogeno aumentano nella serie

Le proprietà acide sono quelle che sono più pronunciate in un dato ambiente. Ce ne sono tutta una serie. È necessario essere in grado di determinare le proprietà acide degli alcoli e di altri composti non solo per determinare il contenuto dell'ambiente corrispondente in essi. Questo è importante anche per riconoscere la sostanza studiata.

Esistono molti test per le proprietà acide. La più elementare è l'immersione nella sostanza di un indicatore: la cartina di tornasole, che reagisce al contenuto di idrogeno diventando rosa o rosso. Inoltre, un colore più saturo dimostra un acido più forte. E viceversa.

Le proprietà acide aumentano all'aumentare dei raggi degli ioni negativi e, di conseguenza, dell'atomo. Ciò garantisce una rimozione più semplice delle particelle di idrogeno. Questa qualità è una caratteristica degli acidi forti.

Ci sono le proprietà acide più caratteristiche. Questi includono:

Dissociazione (eliminazione di un catione idrogeno);

Decomposizione (formazione di acqua sotto l'influenza della temperatura e dell'ossigeno);

Interazione con idrossidi (con conseguente formazione di acqua e sale);

Interazione con ossidi (di conseguenza si formano anche sale e acqua);

Interazione con metalli che precede l'idrogeno nella serie di attività (si formano sale e acqua, talvolta con liberazione di gas);

Interazione con i sali (solo se l'acido è più forte di quello che ha formato il sale).

I chimici spesso devono produrre i propri acidi. Esistono due modi per rimuoverli. Uno di questi è mescolare l'ossido acido con l'acqua. Questo metodo viene utilizzato più spesso. E il secondo è l'interazione di un acido forte con un sale di uno più debole. Viene utilizzato un po' meno frequentemente.

È noto che le proprietà acide si manifestano in molti e possono essere più o meno espresse a seconda di K. Le proprietà degli alcoli si manifestano nella capacità di estrarre un catione idrogeno quando interagiscono con alcali e metalli.

Gli alcolati - sali di alcoli - sono in grado di idrolizzarsi sotto l'influenza dell'acqua e rilasciare alcol con idrossido metallico. Ciò dimostra che le proprietà acide di queste sostanze sono più deboli di quelle dell'acqua. Di conseguenza, l'ambiente si esprime in loro con maggiore forza.

Le proprietà acide del fenolo sono molto più forti a causa della maggiore polarità del composto OH. Pertanto questa sostanza può reagire anche con idrossidi di metalli alcalini e alcalino-terrosi. Di conseguenza, si formano sali: fenolati. Per identificare il fenolo, è più efficace usarlo con (III), in cui la sostanza acquisisce un colore blu-viola.

Quindi, le proprietà acide in diversi composti si manifestano allo stesso modo, ma con intensità diverse, che dipendono dalla struttura dei nuclei e dalla polarità dei legami idrogeno. Aiutano a determinare l'ambiente di una sostanza e la sua composizione. Insieme a queste proprietà ci sono anche quelle basilari, che aumentano con l'indebolimento della prima.

Tutte queste caratteristiche compaiono nelle sostanze più complesse e costituiscono una parte importante del mondo che ci circonda. Dopotutto, è attraverso di loro che molti processi avvengono non solo in natura, ma anche negli organismi viventi. Pertanto le proprietà acide sono estremamente importanti; senza di esse la vita sulla terra sarebbe impossibile.

Formulazione moderna legge periodica : le proprietà delle sostanze semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dall'entità della carica dei nuclei dei loro atomi (numero ordinale).

Le proprietà periodiche sono, ad esempio, il raggio atomico, l'energia di ionizzazione, l'affinità elettronica, l'elettronegatività dell'atomo, nonché alcune proprietà fisiche di elementi e composti (punti di fusione e di ebollizione, conduttività elettrica, ecc.).

L'espressione della legge periodica è

tavola periodica degli elementi .

La versione più comune della forma breve della tavola periodica, in cui gli elementi sono divisi in 7 periodi e 8 gruppi.

Attualmente sono stati ottenuti i nuclei degli atomi degli elementi fino al numero 118. Il nome dell'elemento con numero di serie 104 è ruterfordio (Rf), 105 – dubnio (Db), 106 – seaborgio (Sg), 107 – bohrio (Bh ), 108 – hassium (Hs ), 109 – meitnerio ( Mt), 110 - darmstadio (Ds), 111 - roentgenio (Rg), 112 - copernicio (Cn).
Il 24 ottobre 2012, a Mosca, presso la Casa Centrale degli Scienziati dell’Accademia Russa delle Scienze, si è tenuta una solenne cerimonia per assegnare il nome “flerovium” (Fl) al 114esimo elemento, e “livermorium” (Lv) a quello il 116esimo elemento.

I periodi 1, 2, 3, 4, 5, 6 contengono rispettivamente 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementi. Il settimo periodo non è completato. Vengono chiamati i periodi 1, 2 e 3 piccolo, il riposo - grande.

Nei periodi da sinistra a destra, le proprietà metalliche si indeboliscono gradualmente e le proprietà non metalliche aumentano, poiché con un aumento della carica positiva dei nuclei atomici aumenta il numero di elettroni nello strato elettronico esterno e si osserva una diminuzione dei raggi atomici.

In fondo alla tabella ci sono 14 lantanidi e 14 attinidi. Recentemente, il lantanio e l'attinio sono stati classificati rispettivamente come lantanidi e attinidi.

I gruppi sono divisi in sottogruppi: quelli principali, o sottogruppi A e effetti collaterali, o sottogruppo B. Sottogruppo VIII B – speciale, contiene triadi elementi che compongono le famiglie del ferro (Fe, Co, Ni) e dei metalli del platino (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Dall'alto verso il basso nei sottogruppi principali, le proprietà metalliche aumentano e le proprietà non metalliche si indeboliscono.

Il numero del gruppo indica solitamente il numero di elettroni che possono partecipare alla formazione di legami chimici. Questo è il significato fisico del numero del gruppo. Gli elementi dei sottogruppi laterali hanno elettroni di valenza non solo negli strati esterni, ma anche nei penultimi strati. Questa è la principale differenza nelle proprietà degli elementi dei sottogruppi principale e secondario.

Tavola periodica e formule elettroniche degli atomi

Per prevedere e spiegare le proprietà degli elementi, devi essere in grado di scrivere la formula elettronica di un atomo.

In un atomo situato in condizioni di terreno, ogni elettrone occupa un orbitale vuoto con l'energia più bassa. Lo stato energetico è determinato principalmente dalla temperatura. La temperatura sulla superficie del nostro pianeta è tale che gli atomi si trovano allo stato fondamentale. Ad alte temperature, altri stati degli atomi, che vengono chiamati eccitato.

La sequenza di disposizione dei livelli energetici in ordine crescente di energia è nota dai risultati della risoluzione dell'equazione di Schrödinger:

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

Consideriamo le configurazioni elettroniche degli atomi di alcuni elementi del quarto periodo (Fig. 6.1).



Riso. 6.1. Distribuzione degli elettroni sugli orbitali di alcuni elementi del quarto periodo

Da notare che ci sono alcune caratteristiche nella struttura elettronica degli atomi degli elementi del quarto periodo: gli atomi di Cr e C hanno u per 4 S-il guscio non contiene due elettroni, ma uno, cioè "fallimento" esterno S -elettrone al precedente d-shell.

Formule elettroniche degli atomi di 24 Cr e 29 Cu può essere rappresentato come segue:

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 .

La ragione fisica della “violazione” dell'ordine di riempimento è associata alla diversa capacità di penetrazione degli elettroni negli strati interni, nonché alla speciale stabilità delle configurazioni elettroniche d 5 e d 10, f 7 e f 14.

Tutti gli elementi sono divisi in quattro tipi

:

1. Negli atomi elementi s compilato s - guscio dello strato esterno ns . Questi sono i primi due elementi di ogni periodo.

2. Agli atomi elementi p gli elettroni riempiono i gusci p del livello np esterno . Questi includono gli ultimi 6 elementi di ciascun periodo (eccetto il primo e il settimo).

3. U elementi d pieno di elettroni d -sottolivello del secondo livello esterno ( n-1)d . Questi sono elementi di decenni intercalari di grandi periodi situati tra elementi s e p.

4. U elementi f pieno di elettroni F -sottolivello del terzo livello esterno ( n-2)f . Questi sono lantanidi e attinidi.

Cambiamenti nelle proprietà acido-base dei composti elementari per gruppi e periodi del sistema periodico
(Diagramma di Kossel)

Per spiegare la natura del cambiamento nelle proprietà acido-base dei composti degli elementi, Kossel (Germania, 1923) propose di utilizzare un semplice schema basato sul presupposto che esista un legame puramente ionico nelle molecole e che avvenga un'interazione di Coulomb tra gli ioni. Lo schema Kossel descrive le proprietà acido-base dei composti contenenti legami E–H ed E–O–H, a seconda della carica del nucleo e del raggio dell'elemento che li forma.

Diagramma di Kossel per due idrossidi metallici (per molecole di LiOH e KOH ) è mostrato in Fig. 6.2. Come si può vedere dal diagramma presentato, il raggio dello ione Li + inferiore al raggio ionico K+ e OH Il gruppo - - è legato più strettamente allo ione litio che allo ione potassio. Di conseguenza, il KOH sarà più facile da dissociare in soluzione e le proprietà basiche dell'idrossido di potassio saranno più pronunciate.



Riso. 6.2. Diagramma di Kossel per molecole di LiOH e KOH

In modo simile, puoi analizzare lo schema di Kossel per due basi CuOH e Cu(OH) 2 . Dal raggio dello ione Cu 2+ inferiore e la carica è maggiore di quella dello ione Cu+, OH - - il gruppo sarà trattenuto più saldamente dallo ione Cu 2+ .
Di conseguenza, la base Cu(OH)2 sarà più debole di CuOH.

Così, la forza delle basi aumenta all'aumentare del raggio del catione e alla diminuzione della sua carica positiva .

Diagramma di Kossel per due acidi privi di ossigeno HCl e HI mostrato in Fig. 6.3.



Riso. 6.3. Diagramma di Kossel per molecole HCl e HI

Poiché il raggio dello ione cloruro è inferiore a quello dello ione ioduro, lo ione H+ è legato più fortemente all'anione nella molecola di acido cloridrico, che sarà più debole dell'acido iodidrico. Pertanto, la forza degli acidi anossici aumenta con l'aumentare del raggio dello ione negativo.

La forza degli acidi contenenti ossigeno cambia in modo opposto. Aumenta al diminuire del raggio dello ione e all'aumentare della sua carica positiva. Nella fig. La Figura 6.4 mostra il diagramma di Kossel per due acidi HClO e HClO 4.



Riso. 6.4. Diagramma di Kossel per HClO e HClO 4

Ione C17+ è saldamente legato allo ione ossigeno, quindi il protone verrà scisso più facilmente nella molecola HC1O 4 . Allo stesso tempo, il legame dello ione C1+ con ione O 2- meno forte, e nella molecola HC1O il protone sarà trattenuto più fortemente dall'anione O 2- . Di conseguenza, HClO4 è un acido più forte di HClO.

Così, Un aumento dello stato di ossidazione di un elemento e una diminuzione del raggio dello ione dell’elemento aumentano la natura acida della sostanza. Al contrario, una diminuzione dello stato di ossidazione e un aumento del raggio ionico migliorano le proprietà fondamentali delle sostanze.

Esempi di risoluzione dei problemi

Comporre formule elettroniche dell'atomo e degli ioni di zirconio O2–, Al3+, Zn2+ . Determina a quale tipo di elementi appartengono gli atomi di 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 – elemento d, O – elemento p, Zn – elemento d, Al – elemento p.

Disporre gli atomi degli elementi in ordine crescente della loro energia di ionizzazione: K, Mg, Be, Ca. Giustifica la risposta.

Soluzione. Energia ionizzata– l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo nello stato fondamentale. Nel periodo da sinistra a destra l'energia di ionizzazione aumenta all'aumentare della carica nucleare; nei sottogruppi principali dall'alto verso il basso diminuisce all'aumentare della distanza dall'elettrone al nucleo.

Pertanto, l'energia di ionizzazione degli atomi di questi elementi aumenta nelle serie K, Ca, Mg, Be.

Disporre gli atomi e gli ioni in ordine crescente rispetto ai loro raggi: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Giustifica la risposta.

Soluzione. Per ioni contenenti lo stesso numero di elettroni (ioni isoelettronici), il raggio dello ione aumenterà man mano che la sua carica positiva diminuisce e la sua carica negativa aumenta. Di conseguenza il raggio aumenta nell'ordine Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

Determina come cambiano i raggi degli ioni e degli atomi nella serie Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + e Na, Mg, Al, Si, P, S.

Soluzione. Nella serie Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ il raggio degli ioni aumenta all'aumentare del numero di strati elettronici di ioni dello stesso segno con una struttura elettronica simile.

Nella serie Na, Mg, Al, Si, P, S, il raggio degli atomi diminuisce, poiché con lo stesso numero di strati di elettroni negli atomi aumenta la carica del nucleo e, quindi, l'attrazione degli elettroni da parte il nucleo aumenta.

Confronta la forza degli acidi H 2 SO 3 e H 2 SeO 3 e delle basi Fe(OH) 2 e Fe(OH) 3.

Soluzione. Secondo lo schema Kossel H 2 SO 3 acido più forte di H 2SeO3 , poiché il raggio ionico SE 4+ maggiore del raggio ionico S 4+, che significa il legame S 4+ – O 2– è più forte del legame Se 4+ – O 2– .

Secondo lo schema di Kossel Fe(OH)

2 base più forte rispetto al raggio dello ione Fe 2+ più dello ione Fe 3+ . Inoltre, la carica dello ione Fe 3+ maggiore di quello dello ione Fe 2+ . Di conseguenza, il legame Fe 3+ – О 2– è più forte di Fe 2+ – O 2– e ION – più facile da scindere in una molecola Fe(OH)2.

Problemi da risolvere in autonomia

6.1.Componi formule elettroniche per gli elementi con carica nucleare +19, +47, +33 e quelli allo stato fondamentale. Indicare a quale tipologia di elementi appartengono. Quali stati di ossidazione sono caratteristici di un elemento con una carica nucleare di +33?




6.2.Scrivi la formula elettronica dello ione Cl – .

Proprietà generali delle principali classi di composti inorganici. Condizioni per il verificarsi di “reazioni di scambio”.

1. Proprietà acido-base dei composti dell'idrogeno.

UN) Commento sulla capacità dell'acqua di autoionizzarsi (equazione, KW). Sulla base della struttura delle molecole (la loro polarizzabilità), spiegare i modelli di cambiamento della solubilità in acqua e le proprietà acido-base delle corrispondenti soluzioni di metano (CH 4), ammoniaca (NH 3), acido fluoridrico (HF) e acido cloridrico (HCl). Componi le equazioni necessarie.

B) Utilizzando il concetto dell'effetto polarizzante dei cationi sul legame H–O e tenendo conto anche del numero di gruppi idrossilici, spiegare lo schema dei cambiamenti nelle proprietà acido-base degli idrossidi 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. Creare equazioni di dissociazione per le sostanze proposte.

2. Obbligatorio e facoltativo(compresi quelli speciali) Reazioni di acidi e basi.

UN) Con quale delle seguenti sostanze (soluzioni) possono reagire soluzioni al 20% di acido nitrico, solforico e acetico: soluzioni di KOH, NH 3, H2S; Zn(OH)2, H3PO2; BaCl 2 e cristallino Cu, Ca3(PO4)2.

B) Con quale delle seguenti sostanze (soluzioni) possono reagire soluzioni al 20% di idrossido di potassio e ammoniaca: soluzioni di H 2 SO 4, CH 3 COOH; Zn(OH)2, Al(OH)3; MgCl 2 e cristallino Ag2O, AgCl.

In entrambe le versioni dell'esperimento, le formule delle sostanze sono evidenziate in grassetto, la cui interazione richiederà la scrittura di equazioni non ovvie.

Il compito prevede solo una discussione teorica, ma... Le equazioni di reazione devono essere pensate e scritte in anticipo, anche in forma ionica.

3. Condizioni per le reazioni di scambio con i sali.

Quali reazioni di scambio possono essere eseguite utilizzando i reagenti proposti: soluzioni diluite MnSO4, Ba(NO3)2, saturato soluzione SrSO 4, cristallino CuS E FeS, nonché soluzioni concentrate di HCl, CO 2 e NH 3. Considera la possibilità di eseguire reazioni che richiedono la partecipazione del sale. Giustifica le tue proposte calcolando le costanti dei corrispondenti equilibri di scambio. Considera i possibili segni di reazioni.

Va tenuto presente che se come reagente si utilizzano sostanze scarsamente solubili in acqua (in questo caso CuS e FeS), le reazioni che le coinvolgono devono necessariamente essere accompagnate da dissoluzione, cioè i prodotti di tali reazioni non dovrebbero essi stessi produrre precipitazioni. Ad esempio, è analfabeta pensare alla reazione di FeS ↓ e H 2 CO 3 nella speranza di ottenere un precipitato FeCO 3.

Reazioni con ricco soluzione SrSO 4 suggerire l'uso di soluzione sul precipitato, e non il sedimento stesso.

4. Dipendenza del pH delle soluzioni dalla composizione dei sali.

Determinare l'idrolizzabilità degli ioni dei sali proposti (NH 4 NO 3, KCl, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, AlCl 3, CH 3 COONH 4),

· creare equazioni per l'idrolisi di uno ione (ioni, se nell'idrolisi sono coinvolti sia il catione che l'anione del sale); calcolare la costante di idrolisi ( A G (Al 3+) prendono pari a ~10 -5).

scrivere un'equazione in forma molecolare

(creare un'equazione molecolare basata sulla reazione ionica predominante ).

· Disporre i sali in ordine crescente di idrolizzabilità.

Testare sperimentalmente l'idrolizzabilità. Per fare ciò, versare circa 1 ml della soluzione corrispondente in una provetta pulita, inumidire una bacchetta di vetro in questa soluzione e applicare la soluzione su una cartina indicatrice. Utilizzare la scala di colori per stimare il valore approssimativo del pH della soluzione. Perché in due casi il pH corrisponde ad un ambiente neutro?

5. Medio in soluzioni di sali medi e acidi.

Annotare le equazioni per le reazioni ioniche predominanti che influenzano il mezzo in soluzioni di potassio orto, idro e diidrogeno fosfato (K 3 PO 4, K 2 HPO 4, KN 2 PO 4). Va tenuto presente che nelle soluzioni di sali acidi, oltre alle reazioni di idrolisi, avviene anche la dissociazione degli anioni H 2 PO 4 ‒ e HPO 4 2 ‒. L'ambiente sarà determinato dalla reazione predominante. Confronta le costanti delle reazioni concorrenti di idrolisi e dissociazione degli anioni e trai una conclusione sul pH (più o meno di 7). Confrontare i risultati dell'analisi preliminare con il valore pH effettivo (determinare utilizzando un indicatore universale).

Dati di riferimento per la preparazione degli esperimenti 3, 4, 5

3. Legge periodica e sistema periodico degli elementi chimici

3.4. Cambiamenti periodici nelle proprietà delle sostanze

Le seguenti proprietà delle sostanze semplici e complesse cambiano periodicamente:

• la struttura delle sostanze semplici (inizialmente non molecolare, ad esempio da Li a C, e poi molecolare: N 2 - Ne);
• temperature di fusione e di ebollizione di sostanze semplici: spostandosi da sinistra a destra lungo il periodo, t pl e t bp inizialmente, in generale, aumentano (il diamante è la sostanza più refrattaria), quindi diminuiscono, il che è associato a un cambiamento nella struttura delle sostanze semplici (vedi sopra);
• Proprietà metalliche e non metalliche delle sostanze semplici. Nel corso del periodo, con l'aumentare di Z, la capacità degli atomi di cedere un elettrone diminuisce (E e aumenta), di conseguenza, le proprietà metalliche delle sostanze semplici si indeboliscono (le proprietà non metalliche aumentano, poiché E media degli atomi aumenta). Dall'alto verso il basso nei gruppi A, al contrario, aumentano le proprietà metalliche delle sostanze semplici e le proprietà non metalliche si indeboliscono;
• composizione e proprietà acido-base di ossidi e idrossidi (Tabella 3.1–3.2).

Tabella 3.1

Composizione degli ossidi superiori e dei composti idrogeno più semplici degli elementi del gruppo A

Come si può vedere dalla tabella. 3.1, la composizione degli ossidi superiori cambia gradualmente in base al graduale aumento della covalenza (stato di ossidazione) dell'atomo.

Quando la carica del nucleo atomico aumenta in un periodo, le proprietà basiche di ossidi e idrossidi si indeboliscono e le proprietà acide aumentano. La transizione dagli ossidi e idrossidi basici a quelli acidi in ciascun periodo avviene gradualmente, attraverso ossidi e idrossidi anfoteri. Come esempio nella tabella. La Figura 3.2 mostra il cambiamento nelle proprietà degli ossidi e degli idrossidi degli elementi del 3o periodo.

Tabella 3.2

Ossidi e idrossidi formati da elementi del 3° periodo e loro classificazione

Nei gruppi A, all'aumentare della carica del nucleo atomico, aumentano le proprietà basiche degli ossidi e degli idrossidi. Ad esempio, per il gruppo IIA abbiamo:

1. BeO, Be(OH) 2 - anfotero (proprietà basiche e acide deboli).

2. MgO, Mg(OH) 2 - proprietà deboli e basiche.

3. CaO, Ca(OH) 2 - proprietà basiche pronunciate (alcali).

4. SrO, Sr(OH) 2 - proprietà basiche pronunciate (alcali).

5. BaO, Ba(OH) 2 - proprietà basiche pronunciate (alcali).

6. RaO, Ra(OH) 2 - proprietà basiche pronunciate (alcali).

Le stesse tendenze possono essere tracciate per elementi di altri gruppi (per la composizione e le proprietà acido-base dei composti binari dell'idrogeno, vedere Tabella 3.1). In generale, con l'aumento del numero atomico nel periodo, le proprietà basiche dei composti dell'idrogeno si indeboliscono e le proprietà acide delle loro soluzioni aumentano: l'idruro di sodio si dissolve in acqua per formare un alcali:

NaH + H2O = NaOH + H2,

e le soluzioni acquose di H 2 S e HCl sono acidi, dove l'acido cloridrico è il più forte.

1. Nei gruppi A, all'aumentare della carica del nucleo atomico, aumenta anche la forza degli acidi privi di ossigeno.

2. Nei composti dell'idrogeno, il numero di atomi di idrogeno in una molecola (o unità di formula) aumenta prima da 1 a 4 (gruppi IA-IVA), quindi diminuisce da 4 a 1 (gruppi IVA-VIIA).

3. Volatile (gassoso) a condizioni ambientali. sono solo composti idrogeno di elementi dei gruppi IVA–VIIA (eccetto H 2 O e HF)

Le tendenze descritte nei cambiamenti nelle proprietà degli atomi degli elementi chimici e dei loro composti sono riassunte nella tabella. 3.3

Tabella 3.3

Cambiamenti nelle proprietà degli atomi degli elementi e dei loro composti con l'aumento della carica del nucleo atomico

Esempio 3.3. Specificare la formula dell'ossido con le proprietà acide più pronunciate:

Soluzione. Le proprietà acide degli ossidi aumentano da sinistra a destra durante il periodo e si indeboliscono dall'alto verso il basso nel gruppo A. Tenendo conto di ciò, arriviamo alla conclusione che le proprietà acide sono più pronunciate nell'ossido Cl 2 O 7.

Risposta: 4).

Esempio 3.4. L'elemento anione E 2− ha la configurazione elettronica di un atomo di argon. Specificare la formula dell'ossido più alto dell'atomo di un elemento:

Soluzione. La configurazione elettronica dell'atomo di argon è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, quindi la configurazione elettronica dell'atomo E (l'atomo E contiene 2 elettroni in meno dello ione E 2−) è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4, che corrisponde all'atomo di zolfo. L'elemento zolfo appartiene al gruppo VIA, la formula dell'ossido più alto di questo gruppo è EO 3.

Risposta 1).

Esempio 3.5. Indicare il simbolo dell'elemento il cui atomo ha tre strati di elettroni e forma un composto volatile (v.u.) della composizione EN 2 (H 2 E):

Soluzione. I composti dell'idrogeno della composizione EN 2 (H 2 E) formano atomi di elementi dei gruppi IIA e VIA, ma sono volatili a condizioni zero. sono composti degli elementi del gruppo VIA, che includono lo zolfo.

Risposta: 3).

Le tendenze caratterizzate nei cambiamenti nelle proprietà acido-base di ossidi e idrossidi possono essere comprese sulla base dell'analisi dei seguenti diagrammi semplificati della struttura di ossidi e idrossidi (Fig. 3.1).

Da uno schema di reazione semplificato

ne consegue che l’efficienza dell’interazione dell’ossido con l’acqua per formare una base aumenta (secondo la legge di Coulomb) all’aumentare della carica sullo ione E n +. L'entità di questa carica aumenta all'aumentare delle proprietà metalliche degli elementi, vale a dire da destra a sinistra lungo il periodo e dall'alto verso il basso attraverso il gruppo. È in questo ordine che aumentano le proprietà di base degli elementi.

Riso. 3.1. Schema della struttura degli ossidi (a) e degli idrossidi (b)

Consideriamo le ragioni alla base dei cambiamenti descritti nelle proprietà acido-base degli idrossidi.

Con un aumento dello stato di ossidazione dell'elemento +n e una diminuzione del raggio dello ione E n + (questo è proprio ciò che si osserva con un aumento della carica del nucleo dell'atomo di un elemento da sinistra a destra attraverso l'asse periodo), il legame E–O viene rafforzato e il legame O–H viene indebolito; diventa più probabile il processo di dissociazione dell'idrossido a seconda del tipo di acido.

Dall'alto verso il basso nel gruppo, il raggio E n + aumenta, ma il valore n + non cambia, di conseguenza, la forza del legame E–O diminuisce, la sua rottura diventa più facile e il processo di dissociazione del legame diventa più probabile l'idrossido secondo il tipo principale.