Jemi duke u përgatitur për provimin në kimi. Përbërjet e oksigjenit dhe hidrogjenit të jometaleve. Përshkrim i shkurtër i vetive të tyre Vetitë acidike të përbërjeve të hidrogjenit rriten në seri

Vetitë acidike janë ato që janë më të theksuara në një mjedis të caktuar. Ka një gamë të tërë të tyre. Është e nevojshme të jesh në gjendje të përcaktosh vetitë acidike të alkooleve dhe komponimeve të tjera jo vetëm për të përcaktuar përmbajtjen e mjedisit përkatës në to. Kjo është gjithashtu e rëndësishme për njohjen e substancës që studiohet.

Ka shumë teste për vetitë acidike. Më elementare është zhytja në substancën e një treguesi - letra lakmus, e cila reagon ndaj përmbajtjes së hidrogjenit duke u kthyer në rozë ose të kuqe. Për më tepër, një ngjyrë më e ngopur tregon një acid më të fortë. Dhe anasjelltas.

Vetitë acidike rriten me rritjen e rrezeve të joneve negative dhe, rrjedhimisht, të atomit. Kjo siguron heqjen më të lehtë të grimcave të hidrogjenit. Kjo cilësi është një tipar karakteristik i acideve të forta.

Ka vetitë acidike më karakteristike. Kjo perfshin:

Disociimi (eliminimi i një kationi hidrogjeni);

Dekompozimi (formimi i ujit nën ndikimin e temperaturës dhe oksigjenit);

Ndërveprimi me hidroksidet (që rezulton në formimin e ujit dhe kripës);

Ndërveprimi me oksidet (si rezultat, formohen edhe kripa dhe uji);

Ndërveprimi me metalet që i paraprijnë hidrogjenit në serinë e aktivitetit (kripa dhe uji formohen, ndonjëherë me lëshimin e gazit);

Ndërveprimi me kripërat (vetëm nëse acidi është më i fortë se ai që ka formuar kripën).

Kimistët shpesh duhet të prodhojnë acidet e tyre. Ka dy mënyra për t'i hequr ato. Një prej tyre është përzierja e oksidit të acidit me ujë. Kjo metodë përdoret më shpesh. Dhe e dyta është ndërveprimi i një acidi të fortë me një kripë të një më të dobët. Përdoret disi më rrallë.

Dihet se vetitë acidike manifestohen në shumë.Ato pak a shumë mund të shprehen në varësi të K. Vetitë e alkooleve manifestohen në aftësinë për të abstraguar një kation hidrogjeni gjatë bashkëveprimit me alkalet dhe metalet.

Alkoolatet - kripërat e alkooleve - janë të afta të hidrolizohen nën ndikimin e ujit dhe të çlirojnë alkool me hidroksid metali. Kjo dëshmon se vetitë acidike të këtyre substancave janë më të dobëta se ato të ujit. Për rrjedhojë, mjedisi shprehet më fort në to.

Vetitë acidike të fenolit janë shumë më të forta për shkak të polaritetit të shtuar të përbërjes OH. Prandaj, kjo substancë mund të reagojë edhe me hidroksidet e tokës alkaline dhe metaleve alkaline. Si rezultat, formohen kripëra - fenolate. Për të identifikuar fenolin, është më efektiv të përdoret me (III), në të cilin substanca merr një ngjyrë blu-vjollcë.

Pra, vetitë acidike në përbërje të ndryshme manifestohen në të njëjtën mënyrë, por me intensitet të ndryshëm, gjë që varet nga struktura e bërthamave dhe polariteti i lidhjeve hidrogjenore. Ato ndihmojnë në përcaktimin e mjedisit të një substance dhe përbërjes së saj. Krahas këtyre veçorive ka edhe ato bazike, të cilat shtohen me dobësimin e të parës.

Të gjitha këto karakteristika shfaqen në substancat më komplekse dhe përbëjnë një pjesë të rëndësishme të botës përreth nesh. Në fund të fundit, është përmes tyre që shumë procese zhvillohen jo vetëm në natyrë, por edhe në organizmat e gjallë. Prandaj, vetitë acidike janë jashtëzakonisht të rëndësishme; pa to, jeta në tokë do të ishte e pamundur.

Formulimi modern ligji periodik : vetitë e substancave të thjeshta, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga madhësia e ngarkesës së bërthamave të atomeve të tyre (numri rendor).

Vetitë periodike janë, për shembull, rrezja atomike, energjia e jonizimit, afiniteti i elektroneve, elektronegativiteti i atomit, si dhe disa veti fizike të elementeve dhe komponimeve (pikat e shkrirjes dhe vlimit, përçueshmëria elektrike, etj.).

Shprehja e Ligjit Periodik është

tabela periodike e elementeve .

Versioni më i zakonshëm i formës së shkurtër të tabelës periodike, në të cilën elementët ndahen në 7 periudha dhe 8 grupe.

Aktualisht janë marrë bërthamat e atomeve të elementeve deri në numrin 118. Emri i elementit me numër rendor 104 është rutherfordium (Rf), 105 - dubnium (Db), 106 - seaborgium (Sg), 107 - bohrium (Bh. ), 108 - hasium (Hs ), 109 - meitnerium ( Mt), 110 - darmstadtium (Ds), 111 - roentgenium (Rg), 112 - kopernicium (Cn).
Më 24 tetor 2012, në Moskë, në Shtëpinë Qendrore të Shkencëtarëve të Akademisë së Shkencave Ruse, u mbajt një ceremoni solemne për të caktuar emrin "flerovium" (Fl) në elementin e 114-të dhe "livermorium" (Lv) për elementi i 116-të.

Periudhat 1, 2, 3, 4, 5, 6 përmbajnë përkatësisht 2, 8, 8, 18, 18, 32 elemente. Periudha e shtatë nuk ka përfunduar. Quhen periudhat 1, 2 dhe 3 i vogël, pjesa tjetër - i madh.

Në periudhat nga e majta në të djathtë, vetitë metalike gradualisht dobësohen dhe vetitë jometalike rriten, pasi me një rritje të ngarkesës pozitive të bërthamave atomike, numri i elektroneve në shtresën e jashtme elektronike rritet dhe vërehet një rënie në rrezet atomike.

Në fund të tabelës janë 14 lantanide dhe 14 aktinide. Kohët e fundit, lantanumi dhe aktiniumi janë klasifikuar përkatësisht si lantanide dhe aktinide.

Grupet ndahen në nëngrupe - kryesoret, ose nëngrupet A dhe Efektet anësore, ose nëngrupi B. Nëngrupi VIII B – e veçantë, përmban treshe elementet që përbëjnë familjet e hekurit (Fe, Co, Ni) dhe metaleve të platinit (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Nga lart poshtë në nëngrupet kryesore rriten vetitë metalike dhe dobësohen vetitë jometalike.

Numri i grupit zakonisht tregon numrin e elektroneve që mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Ky është kuptimi fizik i numrit të grupit. Elementet e nëngrupeve anësore kanë elektrone valente jo vetëm në shtresat e jashtme, por edhe në shtresat e parafundit. Ky është ndryshimi kryesor në vetitë e elementeve të nëngrupeve kryesore dhe dytësore.

Tabela periodike dhe formulat elektronike të atomeve

Për të parashikuar dhe shpjeguar vetitë e elementeve, duhet të jeni në gjendje të shkruani formulën elektronike të një atomi.

Në një atom të vendosur ne gjendje toke, çdo elektron zë një orbital të zbrazët me energjinë më të ulët. Gjendja e energjisë përcaktohet kryesisht nga temperatura. Temperatura në sipërfaqen e planetit tonë është e tillë që atomet janë në gjendjen bazë. Në temperatura të larta, gjendjet e tjera të atomeve, të cilat quhen i emocionuar.

Sekuenca e rregullimit të niveleve të energjisë sipas rendit të rritjes së energjisë është e njohur nga rezultatet e zgjidhjes së ekuacionit të Schrödinger:

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

Le të shqyrtojmë konfigurimet elektronike të atomeve të disa elementeve të periudhës së katërt (Fig. 6.1).



Oriz. 6.1. Shpërndarja e elektroneve mbi orbitalet e disa elementeve të periudhës së katërt

Duhet theksuar se ka disa veçori në strukturën elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së katërt: atomet Cr dhe C kanë u me 4. s-predha nuk përmban dy elektrone, por një, d.m.th. "dështim" e jashtme s -elektroni tek ai i mëparshmi d-shell.

Formulat elektronike të 24 atomeve Cr dhe 29 Cu mund të përfaqësohet si më poshtë:

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 .

Arsyeja fizike e "shkeljes" së rendit të mbushjes lidhet me aftësinë e ndryshme depërtuese të elektroneve në shtresat e brendshme, si dhe me qëndrueshmërinë e veçantë të konfigurimeve elektronike d 5 dhe d 10, f 7 dhe f 14.

Të gjithë elementët ndahen në katër lloje

:

1. Në atome s-elementet plotësuar në s - guaskë e shtresës së jashtme ns . Këto janë dy elementët e parë të çdo periudhe.

2. Tek atomet p-elementet elektronet mbushin p-predha të nivelit të jashtëm np . Këto përfshijnë 6 elementët e fundit të çdo periudhe (përveç të parës dhe të shtatë).

3. U d-elementet e mbushur me elektrone d -Nënniveli i nivelit të dytë të jashtëm ( n-1)d . Këto janë elemente të dekadave ndërkalare të periudhave të mëdha që ndodhen ndërmjet s- dhe p-elementet.

4. U f-elementet mbushur me elektrone f -Nënniveli i nivelit të tretë të jashtëm ( n-2)f . Këto janë lantanide dhe aktinide.

Ndryshimet në vetitë acido-bazike të përbërjeve të elementeve sipas grupeve dhe periudhave të sistemit periodik
(Diagrami i Koselit)

Për të shpjeguar natyrën e ndryshimit të vetive acido-bazike të përbërjeve të elementeve, Kossel (Gjermani, 1923) propozoi përdorimin e një skeme të thjeshtë të bazuar në supozimin se ekziston një lidhje thjesht jonike në molekula dhe një ndërveprim Kulombi zhvillohet midis jonet. Skema Kossel përshkruan vetitë acido-bazike të përbërjeve që përmbajnë lidhje E-H dhe E-O-H, në varësi të ngarkesës së bërthamës dhe rrezes së elementit që i formon ato.

Diagrami Kossel për dy hidrokside metalike (për molekulat LiOH dhe KOH ) është paraqitur në Fig. 6.2. Siç shihet nga diagrami i paraqitur, rrezja e jonit Li + më pak se rrezja e joneve K+ dhe OH Grupi - - është i lidhur më fort me jonin e litiumit sesa me jonin e kaliumit. Si rezultat, KOH do të jetë më e lehtë të shpërndahet në tretësirë ​​dhe vetitë themelore të hidroksidit të kaliumit do të jenë më të theksuara.



Oriz. 6.2. Diagrami Kossel për molekulat LiOH dhe KOH

Në mënyrë të ngjashme, ju mund të analizoni skemën Kossel për dy baza CuOH dhe Cu (OH) 2 . Që nga rrezja e jonit Cu 2+ më pak, dhe ngarkesa është më e madhe se ajo e jonit Cu+, OH - - grupi do të mbahet më fort nga joni Cu 2+ .
Si rezultat, baza Cu(OH)2 do të jetë më i dobët se CuOH.

Kështu, forca e bazave rritet me rritjen e rrezes së kationit dhe zvogëlimin e ngarkesës pozitive të tij .

Diagrami Kossel për dy acide pa oksigjen HCl dhe HI treguar në Fig. 6.3.



Oriz. 6.3. Diagrami Kossel për molekulat HCl dhe HI

Meqenëse rrezja e jonit të klorurit është më e vogël se ajo e jonit të jodit, joni H+ lidhet më fort me anionin në molekulën e acidit klorhidrik, i cili do të jetë më i dobët se acidi hidrojodik. Kështu, forca e acideve anoksike rritet me rritjen e rrezes së jonit negativ.

Forca e acideve që përmbajnë oksigjen ndryshon në mënyrë të kundërt. Ajo rritet me zvogëlimin e rrezes së jonit dhe rritjen e ngarkesës pozitive të tij. Në Fig. Figura 6.4 tregon diagramin Kossel për dy acide HClO dhe HClO 4.



Oriz. 6.4. Diagrami Kossel për HClO dhe HClO 4

Jon C1 7+ është i lidhur fort me jonin e oksigjenit, kështu që protoni do të ndahet më lehtë në molekulën HC1O 4 . Në të njëjtën kohë, lidhja e jonit C1+ me jon O 2- më pak i fortë, dhe në molekulën HC1O protoni do të mbahet më fort nga anioni O 2- . Si rezultat, HClO 4 është një acid më i fortë se HClO.

Kështu, Një rritje në gjendjen e oksidimit të një elementi dhe një ulje në rrezen e jonit të elementit rrisin natyrën acidike të substancës. Përkundrazi, një rënie në gjendjen e oksidimit dhe një rritje në rrezen e joneve përmirësojnë vetitë themelore të substancave.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

Hartoni formulat elektronike të atomit dhe joneve të zirkonit O 2–, Al 3+, Zn 2+ . Përcaktoni se cilit lloj elementësh i përkasin atomet 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.

Radhiti atomet e elementeve sipas radhës së rritjes së energjisë së jonizimit të tyre: K, Mg, Be, Ca. Arsyetoni përgjigjen.

Zgjidhje. Energjia e jonizimit– energjia e nevojshme për të hequr një elektron nga një atom në gjendjen bazë. Në periudhën nga e majta në të djathtë, energjia e jonizimit rritet me rritjen e ngarkesës bërthamore; në nëngrupet kryesore nga lart poshtë zvogëlohet me rritjen e distancës nga elektroni në bërthamë.

Kështu, energjia e jonizimit të atomeve të këtyre elementeve rritet në seritë K, Ca, Mg, Be.

Radhiti atomet dhe jonet sipas rendit në rritje të rrezeve të tyre: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Arsyetoni përgjigjen.

Zgjidhje. Për jonet që përmbajnë të njëjtin numër elektronesh (jonet izoelektronike), rrezja e jonit do të rritet kur ngarkesa e tij pozitive zvogëlohet dhe ngarkesa e tij negative rritet. Rrjedhimisht, rrezja rritet në rendin Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

Përcaktoni se si ndryshojnë rrezet e joneve dhe atomeve në seritë Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + dhe Na, Mg, Al, Si, P, S.

Zgjidhje. Në seritë Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + rrezja e joneve rritet me rritjen e numrit të shtresave elektronike të joneve të së njëjtës shenjë me strukturë të ngjashme elektronike.

Në seritë Na, Mg, Al, Si, P, S, rrezja e atomeve zvogëlohet, pasi me të njëjtin numër shtresash elektronike në atome, ngarkesa e bërthamës rritet, dhe, për rrjedhojë, tërheqja e elektroneve nga bërthama rritet.

Krahasoni forcën e acideve H 2 SO 3 dhe H 2 SeO 3 dhe bazave Fe(OH) 2 dhe Fe(OH) 3.

Zgjidhje. Sipas skemës Kossel H 2 SO 3 acid më i fortë se H 2 SeO 3 , që nga rrezja e joneve SE 4+ më e madhe se rrezja e joneve S 4+, që do të thotë lidhja S 4+ – O 2– është më e fortë se lidhja Se 4+ – O 2– .

Sipas skemës së Kossel Fe(OH)

2 bazë më e fortë që nga rrezja e jonit Fe 2+ më shumë se joni Fe 3+ . Përveç kësaj, ngarkesa e jonit Fe 3+ më i madh se ai i jonit Fe 2+ . Si rezultat, lidhja Fe 3+ – О 2– është më i fortë se Fe 2+ - O 2 - dhe ION - më e lehtë për t'u ndarë në një molekulë Fe(OH)2.

Probleme për t'u zgjidhur në mënyrë të pavarur

6.1.Hartoni formula elektronike për elementët me ngarkesë bërthamore +19, +47, +33 dhe ato në gjendjen bazë. Tregoni se cilit lloj elementësh i përkasin. Cilat gjendje oksidimi janë karakteristike për një element me ngarkesë bërthamore +33?




6.2.Shkruani formulën elektronike të jonit Cl – .

Vetitë e përgjithshme të klasave kryesore të përbërjeve inorganike. Kushtet për shfaqjen e "reaksioneve të shkëmbimit".

1. Vetitë acido-bazike të përbërjeve të hidrogjenit.

A) Komentoni aftësinë e ujit për t'u vetëjonizuar (ekuacioni, K W). Bazuar në strukturën e molekulave (polarizueshmërinë e tyre), shpjegoni modelet e ndryshimeve në tretshmërinë në ujë dhe vetitë acid-bazike të tretësirave përkatëse të metanit (CH 4), amoniakut (NH 3), fluorit të hidrogjenit (HF) dhe klorurit të hidrogjenit. (HCl). Krijoni ekuacionet e nevojshme.

b) Duke përdorur konceptin e efektit polarizues të kationeve në lidhjen H–O, dhe gjithashtu duke marrë parasysh numrin e grupeve hidrokso, shpjegoni modelin e ndryshimeve në vetitë acido-bazike të hidroksideve LiOH–Be(OH) 2–H3. BO 3 –H 2 CO 3 – HNO 3 – H 3 PO 4 – H 2 SO 4 – (H 2 SeO 4 )– HClO 4. Krijoni ekuacione disociimi për substancat e propozuara.

2. E detyrueshme dhe fakultative(përfshirë të veçantat) reaksionet e acideve dhe bazave.

A) Me cilën nga substancat (tretësirat) e mëposhtme mund të reagojnë tretësirat 20% të acideve nitrik, sulfurik dhe acetik: tretësirat e KOH, NH 3, H2S; Zn(OH)2, H3PO2; BaCl 2 dhe kristalore Cu, Ca 3 (PO 4) 2 .

b) Me cilën nga substancat (tretësirat) e mëposhtme mund të reagojnë tretësirat 20% të hidroksidit të kaliumit dhe amoniakut: tretësirat e H 2 SO 4, CH 3 COOH; Zn(OH)2, Al(OH)3; MgCl 2 dhe kristalore Ag2O, AgCl.

Në të dy versionet e eksperimentit, formulat e substancave janë të theksuara me shkronja të zeza, ndërveprimi me të cilin do të kërkojë shkrimin e ekuacioneve jo të dukshme.

Detyra përfshin vetëm një diskutim teorik, por... Ekuacionet e reagimit duhet të mendohen dhe shkruhen paraprakisht, duke përfshirë edhe formën jonike.

3. Kushtet për reaksionet e shkëmbimit me kripëra.

Çfarë reaksionesh shkëmbimi mund të kryhen duke përdorur reagentët e propozuar: tretësirat e holluara MnSO4, Ba(NO3)2, e ngopur zgjidhje SrSO 4, kristalore CuS Dhe FeS, si dhe solucione të koncentruara të HCl, CO 2 dhe NH 3. Merrni parasysh mundësinë e kryerjes së reaksioneve që kërkojnë pjesëmarrjen e kripës. Arsyetoni propozimet tuaja duke llogaritur konstantet e ekuilibrave korrespondues të këmbimit. Merrni parasysh shenjat e mundshme të reaksioneve.

Duhet të kihet parasysh se nëse substancat që janë pak të tretshme në ujë (në këtë rast CuS dhe FeS) përdoren si reagent, atëherë reaksionet që përfshijnë ato duhet domosdoshmërisht të shoqërohen me tretje, d.m.th. produktet e reaksioneve të tilla nuk duhet të prodhojnë vetë reshje. Për shembull, është analfabete të mendosh për reagimin e FeS ↓ dhe H 2 CO 3 me shpresën për të marrë një precipitat FeCO 3.

Reagimet me i pasur zgjidhje SrSO 4 sugjerojnë përdorimin e tretësirë ​​mbi precipitat, dhe jo vetë sedimenti.

4. Varësia e pH e tretësirave nga përbërja e kripërave.

Përcaktoni hidrolizueshmërinë e joneve të kripërave të propozuara (NH 4 NO 3, KCl, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, AlCl 3, CH 3 COONH 4),

· të krijojë ekuacione për hidrolizën e një joni (jonet, nëse në hidrolizë përfshihen edhe kationi edhe anioni i kripës); njehsoni konstanten e hidrolizes ( TE G (Al 3+) marrin të barabartë me ~ 10 -5).

shkruani një ekuacion në formë molekulare

(bëjnë një ekuacion molekular bazuar në reaksionin jonik mbizotërues ).

· Renditni kripërat në rendin e rritjes së hidrolizueshmërisë.

Provoni hidrolizueshmërinë në mënyrë eksperimentale. Për ta bërë këtë, derdhni ~ 1 ml tretësirë ​​përkatëse në një provëz të pastër, njomni një shufër qelqi në këtë tretësirë ​​dhe aplikojeni tretësirën në letër treguese. Përdorni shkallën e ngjyrave për të vlerësuar vlerën e përafërt të pH të tretësirës. Pse në dy raste pH korrespondon me një mjedis neutral?

5. Mesatar në tretësirat e kripërave mesatare dhe acide.

Shkruani ekuacionet për reaksionet jonike mbizotëruese që ndikojnë në mjedisin në tretësirat e fosfatit orto-, hidro- dhe dihidrogjen kaliumi (K 3 PO 4, K 2 HPO 4, KN 2 PO 4). Duhet pasur parasysh se në tretësirat e kripërave acidike, përveç reaksioneve të hidrolizës, bëhet edhe shpërbërja e anioneve H 2 PO 4 ‒ dhe HPO 4 2 ‒. Mjedisi do të përcaktohet nga reagimi mbizotërues. Krahasoni konstantet e reaksioneve konkurruese të hidrolizës dhe shpërbërjes së anioneve dhe nxirrni një përfundim për pH (më shumë ose më pak se 7). Krahasoni rezultatet e analizës paraprake me vlerën aktuale të pH (përcaktoni duke përdorur një tregues universal).

Të dhënat e referencës për përgatitjen për eksperimentet 3, 4, 5

3. Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve kimike

3.4. Ndryshimet periodike në vetitë e substancave

Karakteristikat e mëposhtme të substancave të thjeshta dhe komplekse ndryshojnë periodikisht:

• struktura e substancave të thjeshta (fillimisht jo molekulare, për shembull nga Li në C, dhe më pas molekulare: N 2 - Ne);
• temperaturat e shkrirjes dhe vlimit të substancave të thjeshta: kur lëvizni nga e majta në të djathtë përgjatë periudhës, t pl dhe t bp fillimisht, në përgjithësi, rriten (diamanti është substanca më zjarrduruese), dhe më pas zvogëlohet, gjë që shoqërohet me një ndryshim në struktura e substancave të thjeshta (shih më lart);
• vetitë metalike dhe jometalike të substancave të thjeshta. Gjatë periudhës, me rritjen e Z, aftësia e atomeve për të hequr dorë nga një elektron zvogëlohet (E dhe rritet), në përputhje me rrethanat, vetitë metalike të substancave të thjeshta dobësohen (vetitë jometalike rriten, pasi rritet mesatarja E atomeve). Nga lart-poshtë në grupet A, përkundrazi, vetitë metalike të substancave të thjeshta rriten dhe vetitë jometalike dobësohen;
• përbërja dhe vetitë acido-bazike të oksideve dhe hidroksideve (Tabela 3.1-3.2).

Tabela 3.1

Përbërja e oksideve më të larta dhe përbërjeve më të thjeshta të hidrogjenit të elementeve të grupit A

Siç mund të shihet nga tabela. 3.1, përbërja e oksideve më të larta ndryshon pa probleme në përputhje me rritjen graduale të kovalencës (gjendjes së oksidimit) të atomit.

Ndërsa ngarkesa e bërthamës atomike rritet në një periudhë, vetitë themelore të oksideve dhe hidroksideve dobësohen dhe vetitë acidike rriten. Kalimi nga oksidet dhe hidroksidet bazike në ato acide në çdo periudhë ndodh gradualisht, nëpërmjet oksideve dhe hidroksideve amfoterike. Si shembull në tabelë. Figura 3.2 tregon ndryshimin e vetive të oksideve dhe hidroksideve të elementeve të periudhës së 3-të.

Tabela 3.2

Oksidet dhe hidroksidet e formuara nga elementët e periudhës së 3-të dhe klasifikimi i tyre

Në grupet A, me rritjen e ngarkesës së bërthamës atomike, rriten vetitë themelore të oksideve dhe hidroksideve. Për shembull, për grupin IIA kemi:

1. BeO, Be(OH) 2 - amfoterike (veti të dobëta bazike dhe acidike).

2. MgO, Mg(OH) 2 - veti të dobëta, themelore.

3. CaO, Ca(OH) 2 - vetitë themelore të theksuara (alkalet).

4. SrO, Sr(OH) 2 - vetitë themelore të theksuara (alkalet).

5. BaO, Ba(OH) 2 - vetitë themelore të theksuara (alkalet).

6. RaO, Ra(OH) 2 - vetitë themelore të theksuara (alkalet).

Të njëjtat tendenca mund të gjurmohen për elementët e grupeve të tjera (për përbërjen dhe vetitë acid-bazike të përbërjeve binare të hidrogjenit, shih Tabelën 3.1). Në përgjithësi, me rritjen e numrit atomik gjatë periudhës, vetitë themelore të përbërjeve të hidrogjenit dobësohen dhe vetitë acidike të tretësirave të tyre rriten: hidridi i natriumit tretet në ujë për të formuar një alkali:

NaH + H 2 O = NaOH + H 2,

dhe tretësirat ujore të H 2 S dhe HCl janë acide, ku acidi klorhidrik është më i forti.

1. Në grupet A, me rritjen e ngarkesës së bërthamës atomike, rritet edhe forca e acideve pa oksigjen.

2. Në përbërjet e hidrogjenit, numri i atomeve të hidrogjenit në një molekulë (ose njësi formule) së pari rritet nga 1 në 4 (grupet IA–IVA), dhe më pas zvogëlohet nga 4 në 1 (grupet IVA–VIIA).

3. I paqëndrueshëm (i gaztë) në kushtet e ambientit. janë vetëm komponime hidrogjeni të elementeve të grupeve IVA-VIIA (përveç H2O dhe HF)

Tendencat e përshkruara në ndryshimet në vetitë e atomeve të elementeve kimike dhe përbërjeve të tyre janë përmbledhur në tabelë. 3.3

Tabela 3.3

Ndryshimet në vetitë e atomeve të elementeve dhe përbërjeve të tyre me rritjen e ngarkesës së bërthamës atomike

Shembulli 3.3. Përcaktoni formulën e oksidit me vetitë acidike më të theksuara:

Zgjidhje. Vetitë acidike të oksideve rriten nga e majta në të djathtë gjatë gjithë periudhës dhe dobësohen nga lart poshtë në grupin A. Duke marrë parasysh këtë, arrijmë në përfundimin se vetitë acidike janë më të theksuara në oksidin Cl 2 O 7.

Përgjigje: 4).

Shembulli 3.4. Elementi anion E 2− ka konfigurimin elektronik të një atomi argon. Specifikoni formulën e oksidit më të lartë të atomit të një elementi:

Zgjidhje. Konfigurimi elektronik i atomit të argonit është 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, prandaj konfigurimi elektronik i atomit E (atomi E përmban 2 elektrone më pak se joni E 2−) është 1s 2 2s 2 2p 6 3s. 2 3p 4, që korrespondon me atomin e squfurit. Elementi squfur është në grupin VIA, formula e oksidit më të lartë të elementeve të këtij grupi është EO 3.

Përgjigje: 1).

Shembulli 3.5. Tregoni simbolin e elementit atomi i të cilit ka tre shtresa elektronike dhe formon një përbërje të paqëndrueshme (v.u.) të përbërjes EN 2 (H 2 E):

Zgjidhje. Përbërjet e hidrogjenit të përbërjes EN 2 (H 2 E) formojnë atome të elementeve të grupeve IIA dhe VIA, por janë të paqëndrueshme në kushte zero. janë komponime të elementeve të grupit VIA, ku bëjnë pjesë squfuri.

Përgjigje: 3).

Tendencat e karakterizuara në ndryshimet në vetitë acido-bazike të oksideve dhe hidroksideve mund të kuptohen duke u bazuar në analizën e diagrameve të thjeshtuara të mëposhtme të strukturës së oksideve dhe hidroksideve (Fig. 3.1).

Nga një skemë reagimi e thjeshtuar

rrjedh se efikasiteti i bashkëveprimit të oksidit me ujin për të formuar një bazë rritet (sipas ligjit të Kulombit) me rritjen e ngarkesës në jonin E n +. Madhësia e kësaj ngarkese rritet me rritjen e vetive metalike të elementeve, d.m.th. nga e djathta në të majtë gjatë gjithë periudhës dhe nga lart poshtë përgjatë grupit. Është në këtë mënyrë që vetitë themelore të elementeve rriten.

Oriz. 3.1. Skema e strukturës së oksideve (a) dhe hidroksideve (b)

Le të shqyrtojmë arsyet që qëndrojnë në themel të ndryshimeve të përshkruara në vetitë acido-bazike të hidroksideve.

Me një rritje të gjendjes së oksidimit të elementit +n dhe një ulje të rrezes së jonit E n + (kjo është pikërisht ajo që vërehet me një rritje të ngarkesës së bërthamës së atomit të një elementi nga e majta në të djathtë përgjatë periudha), lidhja E–O forcohet dhe lidhja O–H dobësohet; procesi i shpërbërjes së hidroksidit sipas llojit të acidit bëhet më i mundshëm.

Nga lart poshtë në grup, rrezja E n + rritet, por vlera n + nuk ndryshon, si rezultat, forca e lidhjes E-O zvogëlohet, thyerja e saj bëhet më e lehtë dhe procesi i disociimit të hidroksidi sipas llojit kryesor bëhet më i mundshëm.