Самостоятельная работа по дисциплине «Неорганическая химия»

Список литературы

1. 
   Боресков Г. К. Катализ. Вопросы теории и практики. — Новосибирск, 1987.
   
2. 
   Гейтс Б. Химия каталитических процессов / Б. Гейтс, Дж. Кетцир, Г. Шуйт. — М.: Мир, 1981. — 551 с.
   
3. 
   Журнал «Кинетика и катализ».
   
4. 
   Колесников И. М. Катализ и производство катализаторов. — М.: Техника, 2004. — 399 с.
   
5. 
   Яблонский Г. С., Быков В. И., Горбань А. Н.Кинетические модели каталитических реакций. — Новосибирск: Наука (Сиб. отделение), 1983. — 255 c.
   
6. 
   Клабуновский Е. И.Стереоспецифический катализ. — М.: Наука, 1968. — 367 с.
   

ТЕМА: ПЕРИОДИЧНО МЕНЯЮЩИЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ.
ГОРИЗОНТАЛЬНАЯ СХОЖЕСТЬ.

План:

1. Актуальные вопросы курса неорганической химии

2. История публикации открытия
3. Периодическая законность химических элементов

Химические элементы, расположенные в одном периоде, характеризуются одинаковым числом заполняемых электронных уровней в атомах, равным номеру периода. Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого) и заканчивается благородным (инертным) газом. Начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового электронного энергетического уровня атомов.

Атомы щелочных металлов содержат на внешнем уровне один электрон и имеют электронную конфигурацию ns¹, где n — номер периода.
Атомы инертных газов имеют завершенный внешний электронный уровень, который содержит 8 электронов. Электронная конфигурация инертных газов ns², np⁶, где n — номер периода. Завершенный электронный уровень атома гелия содержит 2 электрона (электронная конфигурация1s²).
Атомы химических элементов, расположенных в одной главной подгруппе, имеют сходное строение внешнего электронного уровня и обладают рядом общих свойств. У элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего электронного уровня, число которых равно номеру группы. Например, у элементов VI группы валентными являются 6 электронов внешнего электронного уровня — два s - и четыре p -электрона: …ns²np⁴, где n — номер внешнего электронного уровня.
У элементов побочных подгрупп — d-элементов — валентными являются электроны внешнего уровня, а также все или некоторые d -электроны пред внешнего уровня. Например, у атомов элементов побочной подгруппы VII группы валентными являются семь электронов: два s-электрона внешнего уровня и пять d-электронов предвнешнего:
…ns²(n-1)d⁵, где n — номер внешнего электронного уровня.
Таким образом, с ростом заряда ядра происходит периодическое изменение строения электронных оболочек атомов, что вызывает периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений. В этом заключается физический смысл периодичности изменения свойств элементов.
Важнейшими характеристиками химических элементов, которые изменяются периодически, являются: 1) радиус атома; 2) энергия ионизации; 3) электроотрицательность; 4) металлические свойства; 5) неметаллические свойства и др.
Атомные радиусы элементов уменьшаются в периоде слева направо и увеличиваются в группе сверху вниз.
Электроотрицательность характеризует способность атомов химического элемента притягивать электроны от других атомов. При определении значений относительной электроотрицательности (ЭО) химических элементов по шкале Полинга за единицу принята электроотрицательность лития. Наиболее электроотрицательным химическим элементом является фтор (ЭО=4). Электроотрицательность элементов изменяется периодически: она возрастает в периоде слева направо и убывает в подгруппе сверху вниз. В периодах и главных подгруппах её изменение совпадает с изменением неметаллических свойств.
Металлические свойства характеризуются способностью атомов химического элемента отдавать электроны. Металлические свойства тем выше, чем меньше значение электроотрицательности химического элемента. Металлические свойства связаны также с восстановительной способностью атомов: чем сильнее выражены металлические свойства, тем выше восстановительная активность.
Для характеристики металлических свойств используется также величина энергии ионизации I. Энергия ионизации — это энергия, которая необходима для отрыва самого слабосвязанного электрона от атома. Энергия ионизации имеет минимальное значение для щелочных металлов, возрастает слева направо; уменьшается в группе сверху вниз.
Неметаллические свойства характеризуется способностью атомов химического элемента присоединять электроны. Неметаллические свойства тем выше, чем больше значение электроотрицательности химического элемента. Неметаллические свойства связаны также с окислительной способностью атомов: чем сильнее выражены неметаллические свойства, тем выше окислительная активность.
Металлические и неметаллические свойства связаны также с радиусом атома. Радиус атома уменьшается в периоде слева направо и увеличивается в группе сверху. Чем больше радиус атома, тем слабее электроны внешнего уровня связаны с ядром, тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента. Наоборот, чем меньше радиус, тем сильнее электроны внешнего уровня связаны с ядром и тем слабее выражены металлические и сильнее неметаллические свойства элемента.
Изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов в малых периодах (II и III) с ростом заряда ядра атома (слева направо) и в главных подгруппах с ростом заряда ядра атома (сверху вниз) можно представить в таблицах.
Закономерности изменения свойств элементов в пределах малых периодов с ростом заряда ядра.
Понятия «металл» и «неметалл» применимы также к простым веществам. Простые вещества характеризуются физическими свойствами, такими как температуры плавления и кипения, плотность, тепло- и электропроводность, окраска, растворимость в воде и др. Физические свойства веществ свойственны не отдельным атомам или молекулам, а веществам, состоящим из огромного числа частиц. Простые вещества, образованные элементами, расположенными в начале периодов (кроме 1-го), являются металлами с металлической кристаллической решёткой. В главных подгруппах за металлами следуют элементы, образующие простые вещества-неметаллы с атомной кристаллической решёткой. Завершают периоды типичные неметаллы и благородные газы, имеющие молекулярную кристаллическую решётку.
Свойства простых веществ металлов и неметаллов также закономерно зависят от положения элементов, образующих их, в Периодической системе Д.И. Менделеева, что отражено в таблицах.
Химические элементы, расположенные в диагональном направлении периодической системы, также иногда могут проявлять близость многих физических и химических свойств. Это явление носит название диагонального сходства. Так, химические свойства лития и его соединений иногда оказываются гораздо ближе к свойствам магния, чем к свойствам остальных щелочных металлов. Аналогично свойства бериллия гораздо ближе к свойствам алюминия, чем к свойствам щёлочноземельных металлов, а свойства бора ближе к свойствам кремния.
Диагональное сходство можно объяснить, если принять во внимание характер изменения атомных радиусов по группам и периодам: уменьшение радиусов в периодах (слева направо) приблизительно компенсируется увеличением радиусов в группах (сверху вниз). Тем самым оказываются весьма близки атомные радиусы лития и магния, бериллия и алюминия и др.
Закономерности изменения свойств высших оксидов, гидроксидов и летучих водородных соединений.
Существует также закономерность изменения свойств соединений элементов. Свойства кислородных соединений — оксидов и гидроксидов — связаны с положением образующих их элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Свойства высших оксидов и соответствующих гидроксидов слева направо по периоду последовательно изменяются от основных через амфотерные к кислотным. В главных подгруппах сверху вниз основные свойства высших оксидов и соответствующих гидроксидов увеличиваются, а кислотные — ослабевают.
Это связано с тем, что слева направо по периоду электроотрицательность элементов увеличивается, что приводит к уменьшению разности электроотрицательности элемента и кислорода, поэтому ионный характер связи Э–О ослабевает. Так, в гидроксиде лития LiOH связь LiO ионная (ЭО =2,46), и гидроксид лития диссоциирует как основание: LiOH=Li⁺+OH^-
В азотной кислоте HNO₃ (гидроксиде азота) связь N-O ковалентная (ЭО=0,4), поэтому происходит кислотная диссоциация с разрывом связи O-H:
HNO₃=H⁺+NO₃
Закономерно изменяются также окислительные свойства высших оксидов и гидроксидов, а именно, возрастают слева направо. Так, оксиды натрия и магния не проявляют окислительных свойств за счёт атомов натрия и магния, а оксид азота (V) — сильнейший окислитель за счёт атомов азота.
Летучие водородные соединения образуют только элементы-неметаллы. Кислотные свойства водородных соединений связаны со способностью их молекул диссоциировать в водном растворе с образованием катиона водорода. На эту способность влияет разность электроотрицательностей между элементом и водородом, которая, в свою очередь, обусловливает полярность связи Э–H. Чем больше разность электроотрицательностей, тем выше полярность связи Э–H, тем легче происходит кислотная диссоциация. В периодах слева направо электроотрицательность элементов возрастает, поэтому кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. Так, кислотные свойства водородных соединений элементов 2-го периода возрастают вместе с ростом разности электроотрицательностей элемента и водорода в ряду:
В главных подгруппах вследствие увеличения радиуса элемента происходит увеличение длины и ослабление связи Э-H, что облегчает диссоциацию водородных соединений по кислотному типу. Поэтому в главных подгруппах сверху вниз кислотный характер водородных соединений неметаллов увеличивается. Так, кислотные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду:
Рассмотренные закономерности изменения свойств важнейших соединений элементов — высших оксидов и гидроксидов элементов, а также летучих водородных соединений неметаллов — в пределах малых периодов и главных подгрупп с ростом заряда ядра представлены в таблицах.