Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Периодическая система элементов и аналитическая классификация ионов

1. Наиболее четко периодичность химических свойств элементов проявляется в образовании ими определенных химических соединений. Состав соединений обусловлен степенью окисления элементов, образующих эти соединения. Положительная и отрицательная степени окисления элементов определяются их положением в периодической системе элементов им. Д.И.Менделеева.

В соединениях с неметаллами водород проявляет степень окисления +1; кислород, как с металлами, так и с неметаллами в большинстве случаев проявляет степень окисления –2.

Максимальная степень окисления элемента определяется номером группы в периодической системе элементов. Исключение представляют большие периоды. Например, элементы подгруппы I B, у атомов которых предпоследний электронный слой имеет 18 ē, проявляют не только степень окисления +1, но и +2 и +3.

Металлы не дают соединений, в которые они входили бы в виде отрицательных ионов. Неметаллы образуют соединения, в которые они входят в виде отрицательных ионов, причем максимальная отрицательная степень окисления их равна: 8 минус номер группы периодической системы, в которую входит данный элемент.

2. Периодичность химических свойств ясно проявляется в отношении кислотно-основных функций образуемых элементами гидроксидов и соединений с водородом. Основные свойства гидроксидов возрастают по мере увеличения электроположительного характера образующих их элементов. Наиболее сильные основания – это гидроксиды элементов I и II групп. В главных подгруппах электроположительный характер элементов убывает по мере увеличения номера группы. В пределах одной главной подгруппы электроположительный характер элементов усиливается с увеличением порядкового номера элемента (по мере увеличения радиуса иона).

Атомы побочных подгрупп (В) отличаются меньшими радиусами, чем соответствующие элементы главных подгрупп. Поэтому у элементов побочных подгрупп энергия химической связи с кислородом больше, чем у элементов главных подгрупп. Вследствие этого гидроксиды элементов побочных подгрупп (В) являются более слабыми основаниями.

Кислотный характер гидроксидов проявляется тем сильнее, чем более ослаблена связь О – Н. В одном ряду периодической системы для сравниваемых элементов сила образуемых ими кислородсодержащих кислот возрастает слева направо (H₂SiO₃ < H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₄) и убывает в пределах одной группы сверху вниз (HNO₃ > H₃PO₄ > H₃AsO₄ > H₃SbO₄ > H₃BiO₄).

Кислотный характер соединений с водородом возрастает по мере увеличения электроотрицательного характера связанных с водородом элементов (в каждом ряду слева – направо; в каждой группе сверху – вниз).

3. Очень четко периодичность химических свойств элементов проявляется в отношении их окислительно-восстановительных свойств.

Чтобы оторвать электрон от атома, нужно затратить энергию, мерой которой является потенциал ионизации. У щелочных металлов он имеет наименьшее значение, у инертных газов – наибольшее. В тесной связи с потенциалом ионизации находятся восстановительные свойства атомов: они понижаются в периодах слева – направо, а в группах: снизу – вверх, по мере возрастания потенциала ионизации. Наиболее сильные восстановители – это щелочные металлы и некоторые другие элементы.

Окислительные свойства элементов, атомы которых имеют на внешнем уровне ≥ 4 ē, увеличиваются в периодах с увеличением порядкового номера элемента, а в группах снизу – вверх. Наиболее сильные окислители: фтор, хлор, кислород и др. элементы (неметаллы), находящиеся в VI и VII группах главных подгрупп.

Восстановительные свойства также проявляют отрицательно заряженные ионы (I^–, S^2– и др.). Восстановительная способность данных ионов растет в подгруппах по мере увеличения радиуса иона. Среди них самыми сильными восстановителями являются анионы иодида, имеющие наибольший радиус; самыми слабыми – анионы фторида.

Ясно выраженные восстановительные свойства проявляются у положительно заряженных катионов металлов, способных окисляться в более положительно заряженные ионы (Cr²⁺, Sn²⁺, Fe²⁺ и др.).

Сильными окислителями являются сложные кислородсодержащие ионы неметаллов (ClO₃⁻, NO₃⁻) и металлов (CrO₄²⁻, Cr₂O₇²⁻, MnO₄⁻ и др.), производные ионов неметаллов и металлов с максимальным положительным зарядом и отрицательно заряженными ионами кислорода.

4. Определенные закономерности наблюдаются в способности элементов к комплексообразованию. Элементы, отличающиеся наиболее стабильными электронными оболочками (нулевая группа, главные подгруппы I и VII групп), обладают минимумом способности к комплексообразованию. Максимальная способность к комплексообразованию – у элементов VIII группы (Fe, Co, Ni, Ru и др.), а также у элементов, расположенных в центре больших периодов (Cr, Mn, Cu); (Mo, Ag, Cd); (W, Re, Hg) и др.

В главных подгруппах I и II групп способность к комплексообразованию падает с увеличением порядкового номера элемента; а в главных подгруппах IV – VII групп растет с увеличением порядкового номера; главная подгруппа III группы занимает промежуточное положение.

В ряде побочных подгрупп наблюдается увеличение способности к комплексообразованию по мере увеличения порядкового номера элемента (Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Ga, In, Tl).