Vi forbereder oss til eksamen i kjemi. Oksygen- og hydrogenforbindelser av ikke-metaller. Kort beskrivelse av deres egenskaper De sure egenskapene til hydrogenforbindelser øker i serien

Sure egenskaper er de som er mest uttalt i et gitt miljø. Det finnes en hel rekke av dem. Det er nødvendig å kunne bestemme de sure egenskapene til alkoholer og andre forbindelser, ikke bare for å bestemme innholdet av det tilsvarende miljøet i dem. Dette er også viktig for å gjenkjenne stoffet som studeres.

Det er mange tester for sure egenskaper. Det mest elementære er nedsenking i substansen til en indikator - lakmuspapir, som reagerer på hydrogeninnholdet ved å bli rosa eller rødt. Dessuten viser en mer mettet farge en sterkere syre. Og vice versa.

Sure egenskaper øker med økende radier av negative ioner og følgelig av atomet. Dette sikrer lettere fjerning av hydrogenpartikler. Denne kvaliteten er et karakteristisk trekk ved sterke syrer.

Det er de mest karakteristiske sure egenskapene. Disse inkluderer:

Dissosiasjon (eliminering av et hydrogenkation);

Dekomponering (dannelse av vann under påvirkning av temperatur og oksygen);

Interaksjon med hydroksider (som resulterer i dannelse av vann og salt);

Interaksjon med oksider (som et resultat dannes det også salt og vann);

Interaksjon med metaller foran hydrogen i aktivitetsserien (salt og vann dannes, noen ganger med frigjøring av gass);

Interaksjon med salter (bare hvis syren er sterkere enn den som dannet saltet).

Kjemikere må ofte produsere sine egne syrer. Det er to måter å fjerne dem på. En av dem er å blande syreoksid med vann. Denne metoden brukes oftest. Og den andre er samspillet mellom en sterk syre med et salt av en svakere. Den brukes noe sjeldnere.

Det er kjent at sure egenskaper manifesteres i mange.De kan komme mer eller mindre til uttrykk avhengig av K. Egenskapene til alkoholer kommer til uttrykk i evnen til å abstrahere et hydrogenkation når de interagerer med alkalier og metaller.

Alkoholater - salter av alkoholer - er i stand til å hydrolysere under påvirkning av vann og frigjøre alkohol med metallhydroksid. Dette beviser at de sure egenskapene til disse stoffene er svakere enn vann. Følgelig kommer miljøet sterkere til uttrykk i dem.

De sure egenskapene til fenol er mye sterkere på grunn av den økte polariteten til OH-forbindelsen. Derfor kan dette stoffet også reagere med hydroksider av jordalkalimetaller og alkalimetaller. Som et resultat dannes det salter - fenolater. For å identifisere fenol er det mest effektivt å bruke med (III), der stoffet får en blåfiolett farge.

Så sure egenskaper i forskjellige forbindelser manifesterer seg på samme måte, men med forskjellige intensiteter, som avhenger av strukturen til kjernene og polariteten til hydrogenbindinger. De hjelper til med å bestemme miljøet til et stoff og dets sammensetning. Sammen med disse egenskapene er det også grunnleggende, som øker med svekkelsen av den første.

Alle disse egenskapene vises i de fleste komplekse stoffer og utgjør en viktig del av verden rundt oss. Tross alt er det gjennom dem mange prosesser foregår ikke bare i naturen, men også i levende organismer. Derfor er sure egenskaper ekstremt viktige; uten dem ville livet på jorden vært umulig.

Moderne formulering periodisk lov : egenskapene til enkle stoffer, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, avhenger periodisk av størrelsen på ladningen til kjernene til deres atomer (ordinalt tall).

Periodiske egenskaper er for eksempel atomradius, ioniseringsenergi, elektronaffinitet, elektronegativitet til atomet, samt noen fysiske egenskaper til grunnstoffer og forbindelser (smelte- og kokepunkt, elektrisk ledningsevne osv.).

Uttrykket for den periodiske lov er

periodisk system for grunnstoffer .

Den vanligste versjonen av den korte formen av det periodiske system, der grunnstoffene er delt inn i 7 perioder og 8 grupper.

For tiden er det oppnådd atomkjerner av grunnstoffer opp til nummer 118. Navnet på grunnstoffet med serienummer 104 er rutherfordium (Rf), 105 – dubnium (Db), 106 – seaborgium (Sg), 107 – bohrium (Bh) ), 108 – hassium (Hs ), 109 – meitnerium ( Mt), 110 - darmstadtium (Ds), 111 - røntgenium (Rg), 112 - copernicium (Cn).
Den 24. oktober 2012, i Moskva, ved Central House of Scientists ved det russiske vitenskapsakademiet, ble det holdt en høytidelig seremoni for å tildele navnet "flerovium" (Fl) til det 114. elementet, og "livermorium" (Lv) til det 116. elementet.

Periode 1, 2, 3, 4, 5, 6 inneholder henholdsvis 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementer. Den syvende perioden er ikke fullført. Periode 1, 2 og 3 kalles liten, resten - stor.

I perioder fra venstre til høyre svekkes metalliske egenskaper gradvis og ikke-metalliske egenskaper øker, siden med en økning i den positive ladningen til atomkjerner øker antallet elektroner i det ytre elektroniske laget og en reduksjon i atomradius observeres.

Nederst på tabellen er 14 lantanider og 14 aktinider. Nylig har lantan og aktinium blitt klassifisert som henholdsvis lantanider og aktinider.

Grupper er delt inn i undergrupper - de viktigste, eller undergrupper A og bivirkninger, eller undergruppe B. Undergruppe VIII B – spesiell, den inneholder treklanger elementer som utgjør familiene til jern (Fe, Co, Ni) og platinametaller (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Fra topp til bunn i hovedundergruppene øker metalliske egenskaper og ikke-metalliske egenskaper svekkes.

Gruppenummeret angir vanligvis antall elektroner som kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. Dette er den fysiske betydningen av gruppenummeret. Elementer av sideundergrupper har valenselektroner ikke bare i de ytre lagene, men også i de nest siste lagene. Dette er hovedforskjellen i egenskapene til elementene i hoved- og sekundærundergruppene.

Periodesystemet og elektroniske formler for atomer

For å forutsi og forklare egenskapene til grunnstoffer, må du kunne skrive den elektroniske formelen til et atom.

I et atom lokalisert i grunntilstand, opptar hvert elektron en ledig orbital med lavest energi. Energitilstanden bestemmes først og fremst av temperatur. Temperaturen på overflaten av planeten vår er slik at atomene er i grunntilstanden. Ved høye temperaturer, andre tilstander av atomer, som kalles spent.

Sekvensen for arrangement av energinivåer i rekkefølge for økende energi er kjent fra resultatene av å løse Schrödinger-ligningen:

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

La oss vurdere de elektroniske konfigurasjonene av atomer til noen elementer i den fjerde perioden (fig. 6.1).



Ris. 6.1. Fordeling av elektroner over orbitalene til noen elementer i den fjerde perioden

Det skal bemerkes at det er noen funksjoner i den elektroniske strukturen til atomene til elementene i den fjerde perioden: Cr- og C-atomene har u med 4 s-skall inneholder ikke to elektroner, men ett, dvs. "fiasko" utvendig s -elektron til den forrige d-shell.

Elektroniske formler for 24 Cr og 29 Cu-atomer kan representeres som følger:

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 .

Den fysiske årsaken til "bruddet" av fyllingsordren er assosiert med elektronenes forskjellige penetreringsevne inn i de indre lagene, samt den spesielle stabiliteten til de elektroniske konfigurasjonene d 5 og d 10, f 7 og f 14.

Alle elementer er delt inn i fire typer

:

1. I atomer s-elementer fylt ut s - ytre lag skall ns . Dette er de to første elementene i hver periode.

2. Ved atomer p-elementer elektroner fyller p-skallene til det ytre np-nivået . Disse inkluderer de siste 6 elementene i hver periode (unntatt den første og den syvende).

3. U d-elementer fylt med elektroner d -undernivå av det andre ytre nivået ( n-1)d . Dette er elementer av interkalære tiår med store perioder som ligger mellom s- og p-elementer.

4. U f-elementer fylt med elektroner f -undernivå av tredje ytre nivå ( n-2)f . Dette er lantanider og aktinider.

Endringer i syre-base-egenskapene til grunnstoffforbindelser etter grupper og perioder i det periodiske systemet
(Kossel diagram)

For å forklare arten av endringen i syre-base-egenskapene til forbindelser av grunnstoffer, foreslo Kossel (Tyskland, 1923) å bruke et enkelt skjema basert på antakelsen om at det er en ren ionisk binding i molekylene og at en Coulomb-interaksjon finner sted mellom ionene. Kossel-skjemaet beskriver syre-base-egenskapene til forbindelser som inneholder E–H og E–O–H-bindinger, avhengig av ladningen til kjernen og radiusen til elementet som danner dem.

Kossel-diagram for to metallhydroksider (for LiOH- og KOH-molekyler ) er vist i fig. 6.2. Som man kan se fra det presenterte diagrammet, radiusen til Li-ionet + mindre enn ioneradius K+ og OH - - gruppen er tettere bundet til litiumionet enn til kaliumionet. Som et resultat vil KOH være lettere å dissosiere i løsning og de grunnleggende egenskapene til kaliumhydroksid vil være mer uttalt.



Ris. 6.2. Kossel-diagram for LiOH- og KOH-molekyler

På lignende måte kan du analysere Kossel-skjemaet for to baser CuOH og Cu(OH) 2 . Siden radiusen til Cu-ionet 2+ mindre, og ladningen er større enn ionets Cu+, OH - - gruppen vil holdes mer fast av Cu 2+ ion .
Som et resultat, basen Cu(OH)2 vil være svakere enn CuOH.

Dermed, styrken til baser øker når radiusen til kationen øker og dens positive ladning avtar .

Kosseldiagram for to oksygenfrie syrer HCl og HI vist i fig. 6.3.



Ris. 6.3. Kossel-diagram for HCl- og HI-molekyler

Siden radiusen til kloridionet er mindre enn jodidionets radius, H+-ionet er sterkere bundet til anionet i saltsyremolekylet, som vil være svakere enn jodvannsyre. Dermed øker styrken til anoksiske syrer med økende radius av det negative ion.

Styrken til oksygenholdige syrer endres på motsatt måte. Den øker når radiusen til ionet avtar og dens positive ladning øker. I fig. Figur 6.4 viser Kossel-diagrammet for to syrer HClO og HClO 4.



Ris. 6.4. Kossel-diagram for HClO og HClO 4

Ion C1 7+ er fast bundet til oksygenionet, så protonet vil lettere spaltes av i HC1O-molekylet 4 . Samtidig vil bindingen til C1-ionet+ med O 2- ion mindre sterk, og i HC1O-molekylet vil protonet bli sterkere tilbakeholdt av O-anionet 2- . Som et resultat, HClO 4 er en sterkere syre enn HClO.

Dermed, En økning i oksidasjonstilstanden til et grunnstoff og en reduksjon i radiusen til elementets ion øker stoffets sure natur. Tvert imot forbedrer en reduksjon i oksidasjonstilstanden og en økning i ioneradius de grunnleggende egenskapene til stoffer.

Eksempler på problemløsning

Komponer elektroniske formler for zirkoniumatomet og ioner O 2-, Al 3+, Zn 2+ . Bestem hvilken type grunnstoffer Zr, O, Zn, Al-atomene tilhører.

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.

Ordne atomene til elementene i rekkefølge for å øke deres ioniseringsenergi: K, Mg, Be, Ca. Begrunn svaret.

Løsning. Ioniseringsenergi– energien som kreves for å fjerne et elektron fra et atom i grunntilstanden. I perioden fra venstre til høyre øker ioniseringsenergien med økende kjerneladning, i hovedundergruppene fra topp til bunn avtar den ettersom avstanden fra elektronet til kjernen øker.

Dermed øker ioniseringsenergien til atomene til disse elementene i seriene K, Ca, Mg, Be.

Ordne atomer og ioner i økende rekkefølge etter radiene: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Begrunn svaret.

Løsning. For ioner som inneholder samme antall elektroner (isoelektroniske ioner), vil radiusen til ionet øke når dens positive ladning avtar og dens negative ladning øker. Følgelig øker radien i rekkefølgen Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

Bestem hvordan radiene til ioner og atomer endres i rekkene Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + og Na, Mg, Al, Si, P, S.

Løsning. I serien Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + radiusen til ioner øker når antallet elektroniske lag med ioner av samme tegn med en lignende elektronisk struktur øker.

I seriene Na, Mg, Al, Si, P, S reduseres radiusen til atomene, siden med samme antall elektronlag i atomene øker ladningen til kjernen, og derfor tiltrekningen av elektroner av kjernen øker.

Sammenlign styrken til syrer H 2 SO 3 og H 2 SeO 3 og basene Fe(OH) 2 og Fe(OH) 3.

Løsning. I henhold til Kossel-skjemaet H 2 SO 3 sterkere syre enn H 2 SeO 3 , siden ioneradius SE 4+ større enn ioneradiusen S 4+, som betyr S 4+ – O 2– bindingen er sterkere enn bånd Se 4+ – O 2– .

I henhold til Kossel-ordningen Fe(OH)

2 sterkere base siden radiusen til Fe-ionet 2+ mer enn Fe-ion 3+ . I tillegg kommer ladningen av Fe-ionet 3+ større enn Fe-ionet 2+ . Som et resultat vil Fe-bindingen 3+ – О 2– er sterkere enn Fe 2+ – O 2– og ION – lettere å splitte av i et molekyl Fe(OH)2.

Problemer å løse selvstendig

6.1.Komponer elektroniske formler for grunnstoffer med en kjerneladning på +19, +47, +33 og de i grunntilstanden. Angi hvilken type elementer de tilhører. Hvilke oksidasjonstilstander er karakteristiske for et grunnstoff med en kjerneladning på +33?




6.2.Skriv den elektroniske formelen til Cl-ionet – .

Generelle egenskaper til hovedklassene av uorganiske forbindelser. Betingelser for forekomst av "utvekslingsreaksjoner".

1. Syre-base egenskaper av hydrogenforbindelser.

EN) Kommenter vanns evne til å selvionisere (ligning, K W). Basert på strukturen til molekyler (deres polariserbarhet), forklar mønstrene for endringer i løselighet i vann og syre-base-egenskapene til de tilsvarende løsningene av metan (CH 4), ammoniakk (NH 3), hydrogenfluorid (HF) og hydrogenklorid (HCl). Lag de nødvendige ligningene.

b) Ved å bruke konseptet med den polariserende effekten av kationer på H–O-bindingen, og også ta hensyn til antall hydroxogrupper, forklar mønsteret av endringer i syre-base-egenskapene til hydroksyder 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. Lag dissosiasjonsligninger for de foreslåtte stoffene.

2. Obligatorisk og valgfri(inkludert spesielle) reaksjoner av syrer og baser.

EN) Hvilke av følgende stoffer (løsninger) kan 20 % løsninger av salpetersyre, svovelsyre og eddiksyre reagere med: løsninger av KOH, NH 3, H2S; Zn(OH)2, H3PO2; BaCl2 og krystallinsk Cu Ca3(PO4)2.

b) Hvilke av følgende stoffer (løsninger) kan 20 % løsninger av kaliumhydroksid og ammoniakk reagere med: løsninger av H 2 SO 4, CH 3 COOH; Zn(OH)2 AI(OH)3; MgCl2 og krystallinsk Ag2O, AgCl.

I begge versjoner av eksperimentet er formlene til stoffer uthevet med fet skrift, og interaksjonen med disse vil kreve å skrive ikke-åpenbare ligninger.

Oppgaven innebærer kun en teoretisk diskusjon, men... Reaksjonslikningene må være gjennomtenkt og skrevet på forhånd, også i ionisk form.

3. Betingelser for utvekslingsreaksjoner med salter.

Hvilke utvekslingsreaksjoner kan utføres ved å bruke de foreslåtte reagensene: fortynnede løsninger MnSO4, Ba(NO3)2, mettet løsning SrSO 4 krystallinsk CuS Og FeS, samt konsentrerte løsninger av HCl, CO 2 og NH 3. Vurder muligheten for å utføre reaksjoner som krever deltakelse av salt. Begrunn forslagene dine ved å beregne konstantene til de tilsvarende utvekslingslikevektene. Vurder mulige tegn på reaksjoner.

Det må tas i betraktning at dersom stoffer som er lite løselige i vann (i dette tilfellet CuS og FeS) brukes som reagens, må reaksjoner som involverer dem nødvendigvis ledsages av oppløsning, dvs. produktene av slike reaksjoner bør ikke i seg selv produsere utfelling. For eksempel er det analfabet å tenke gjennom reaksjonen til FeS ↓ og H 2 CO 3 i håp om å få et FeCO 3-utfelling.

Reaksjoner med rik løsning SrSO 4 foreslå bruk av løsning over bunnfallet, og ikke selve sedimentet.

4. Avhengighet av pH i løsninger på sammensetningen av salter.

Bestem hydrolyserbarheten til ionene til de foreslåtte saltene (NH 4 NO 3, KCl, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, AlCl 3, CH 3 COONH 4),

· lage ligninger for hydrolyse av et ion (ioner, hvis både kation og anion av saltet er involvert i hydrolysen); beregne hydrolysekonstanten ( TIL G (Al 3+) ta lik ~10 -5).

skrive en ligning i molekylær form

(lage en molekylær ligning basert på den dominerende ioniske reaksjonen ).

· Ordne saltene i rekkefølge for å øke hydrolyserbarheten.

Test hydrolyserbarhet eksperimentelt. For å gjøre dette, hell ~1 ml av den tilsvarende løsningen i et rent reagensrør, fukt en glassstang i denne løsningen og påfør løsningen på indikatorpapir. Bruk fargeskalaen til å beregne den omtrentlige pH-verdien til løsningen. Hvorfor tilsvarer pH i to tilfeller et nøytralt miljø?

5. Medium i løsninger av medium og sure salter.

Skriv ned ligninger for de dominerende ioniske reaksjonene som påvirker mediet i løsninger av kaliumorto-, hydro- og dihydrogenfosfat (K 3 PO 4, K 2 HPO 4, KN 2 PO 4). Det må tas i betraktning at i løsninger av sure salter, i tillegg til hydrolysereaksjoner, skjer dissosiasjon av anionene H 2 PO 4 ‒ og HPO 4 2 ‒ også. Miljøet vil bli bestemt av den dominerende reaksjonen. Sammenlign konstantene for de konkurrerende reaksjonene for hydrolyse og dissosiasjon av anioner og trekk en konklusjon om pH (mer eller mindre enn 7). Sammenlign resultatene av den foreløpige analysen med den faktiske pH-verdien (bestem ved hjelp av en universell indikator).

Referansedata for forberedelse til forsøk 3, 4, 5

3. Periodisk lov og periodisk system av kjemiske elementer

3.4. Periodiske endringer i stoffers egenskaper

Følgende egenskaper til enkle og komplekse stoffer endres med jevne mellomrom:

• strukturen til enkle stoffer (opprinnelig ikke-molekylære, for eksempel fra Li til C, og deretter molekylære: N 2 - Ne);
• smelte- og koketemperaturer for enkle stoffer: når man beveger seg fra venstre til høyre i løpet av perioden, øker t pl og t bp i utgangspunktet (diamant er det mest ildfaste stoffet), og avtar deretter, noe som er assosiert med en endring i strukturen til enkle stoffer (se ovenfor);
• metalliske og ikke-metalliske egenskaper til enkle stoffer. I løpet av perioden, med økende Z, reduseres evnen til atomer til å gi fra seg et elektron (E og øker), følgelig svekkes de metalliske egenskapene til enkle stoffer (ikke-metalliske egenskaper øker, siden E avg av atomer øker). Fra topp til bunn i gruppe A øker tvert imot de metalliske egenskapene til enkle stoffer, og ikke-metalliske egenskaper svekkes;
• sammensetning og syre-base egenskaper til oksider og hydroksyder (tabell 3.1–3.2).

Tabell 3.1

Sammensetning av høyere oksider og enkleste hydrogenforbindelser av A-gruppeelementer

Som det fremgår av tabellen. 3.1 endres sammensetningen av høyere oksider jevnt i samsvar med den gradvise økningen i kovalens (oksidasjonstilstand) til atomet.

Når ladningen til atomkjernen øker i en periode, svekkes de grunnleggende egenskapene til oksider og hydroksider, og de sure egenskapene øker. Overgangen fra basiske oksider og hydroksider til sure i hver periode skjer gradvis, gjennom amfotere oksider og hydroksider. Som eksempel i tabellen. Figur 3.2 viser endringen i egenskapene til oksider og hydroksider til grunnstoffer i 3. periode.

Tabell 3.2

Oksider og hydroksider dannet av elementer fra den tredje perioden og deres klassifisering

I gruppene A øker de grunnleggende egenskapene til oksider og hydroksider etter hvert som ladningen til atomkjernen øker. For gruppe IIA har vi for eksempel:

1. BeO, Be(OH) 2 - amfoter (svake basiske og sure egenskaper).

2. MgO, Mg(OH) 2 - svake, basiske egenskaper.

3. CaO, Ca(OH) 2 - uttalte grunnleggende egenskaper (alkalier).

4. SrO, Sr(OH) 2 - uttalte grunnleggende egenskaper (alkalier).

5. BaO, Ba(OH) 2 - uttalte grunnleggende egenskaper (alkalier).

6. RaO, Ra(OH) 2 - uttalte grunnleggende egenskaper (alkalier).

De samme trendene kan spores for grunnstoffer fra andre grupper (for sammensetningen og syre-baseegenskapene til binære hydrogenforbindelser, se tabell 3.1). Generelt, med økende atomnummer over perioden, svekkes de grunnleggende egenskapene til hydrogenforbindelser, og de sure egenskapene til løsningene deres øker: natriumhydrid løses opp i vann for å danne en alkali:

NaH + H 2 O = NaOH + H 2,

og vandige løsninger av H 2 S og HCl er syrer, med saltsyre som den sterkeste.

1. I gruppe A øker også styrken til oksygenfrie syrer etter hvert som ladningen til atomkjernen øker.

2. I hydrogenforbindelser øker antallet hydrogenatomer i et molekyl (eller formelenhet) først fra 1 til 4 (gruppene IA–IVA), og deretter reduseres fra 4 til 1 (gruppene IVA–VIIA).

3. Flyktig (gassformet) ved omgivelsesforhold. er bare hydrogenforbindelser av grunnstoffer i gruppene IVA–VIIA (unntatt H 2 O og HF)

De beskrevne trendene i endringer i egenskapene til atomer til kjemiske elementer og deres forbindelser er oppsummert i tabell. 3.3

Tabell 3.3

Endringer i egenskapene til atomer av elementer og deres forbindelser med økende ladning av atomkjernen

Eksempel 3.3. Spesifiser formelen til oksidet med de mest uttalte sure egenskapene:

Løsning. De sure egenskapene til oksider øker fra venstre til høyre gjennom perioden, og svekkes fra topp til bunn over gruppe A. Med dette i betraktning kommer vi til den konklusjon at de sure egenskapene er mest uttalt i oksidet Cl 2 O 7.

Svar: 4).

Eksempel 3.4. Grunnstoffet anion E 2− har den elektroniske konfigurasjonen av et argonatom. Spesifiser formelen for det høyeste oksidet av et elements atom:

Løsning. Den elektroniske konfigurasjonen til argonatomet er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, derfor er den elektroniske konfigurasjonen til E-atomet (E-atomet inneholder 2 elektroner mindre enn E 2−-ionet) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4, som tilsvarer atomet svovel. Grunnstoffet svovel er i VIA-gruppen, formelen for det høyeste oksidet av elementer i denne gruppen er EO 3.

Svar: 1).

Eksempel 3.5. Angi symbolet på elementet hvis atom har tre elektronlag og danner en flyktig (v.u.) forbindelse med sammensetningen EN 2 (H 2 E):

Løsning. Hydrogenforbindelser med sammensetningen EN 2 (H 2 E) danner atomer av elementer fra gruppene IIA og VIA, men er flyktige ved nullforhold. er forbindelser av gruppe VIA-elementer, som inkluderer svovel.

Svar: 3).

De karakteriserte trendene i endringer i syre-base-egenskapene til oksider og hydroksider kan forstås basert på analysen av følgende forenklede diagrammer av strukturen til oksider og hydroksyder (fig. 3.1).

Fra et forenklet reaksjonsskjema

det følger at effektiviteten av interaksjonen av oksidet med vann for å danne en base øker (i henhold til Coulombs lov) med økende ladning på E n + ion. Størrelsen på denne ladningen øker når de metalliske egenskapene til elementene øker, dvs. fra høyre til venstre over perioden og fra topp til bunn over gruppen. Det er i denne rekkefølgen at de grunnleggende egenskapene til elementene øker.

Ris. 3.1. Skjema for strukturen til oksider (a) og hydroksyder (b)

La oss vurdere årsakene til de beskrevne endringene i syre-base-egenskapene til hydroksyder.

Med en økning i oksidasjonstilstanden til elementet +n og en reduksjon i radiusen til E n + -ionet (dette er nøyaktig hva som observeres med en økning i ladningen til kjernen til et elements atom fra venstre til høyre over periode), E–O-bindingen styrkes, og O–H-bindingen svekkes; prosessen med hydroksiddissosiasjon i henhold til syretypen blir mer sannsynlig.

Fra topp til bunn i gruppen øker radius E n +, men verdien n + endres ikke, som et resultat avtar styrken til E–O-bindingen, dens brudd blir lettere og prosessen med dissosiasjon av hydroksid i henhold til hovedtypen blir mer sannsynlig.