12Вопрос.

Общая характеристика s-элементов и их соединений

s- и р-элементы

Так, при переходе от s-элемента I группы к р-элементу VIII группы на кривой энергии ионизации атомов и кривой изменения их радиусов имеются внутренние максимумы и минимумы^.

Это свидетельствует о внутреннепериодическом характере изменения этих свойств по периоду. Объяснение отмеченных закономерностей можно дать с помощью представления об экранировании ядра.

Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоев, которые, заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Так, при переходе от бериллия₄Be к бору ₅B, несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается:

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р-электрона атома бора ослаблено за счет экранирующего действия 2s-электронов.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s- и р-элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов

Уменьшение энергии ионизации от азота ₇N к кислороду ₈О объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же орбитали:

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов

В характере изменения свойств s- и р-элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность . Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядру. Как показано на рисунке 9, электрон любой орбитали определенное время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3s-электрон атома натрия обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних К- и L-электронных слоев.

s-Элементы расположены в IA и IIA группах периодической системы

элементов Д. И. Менделеева (за исключением гелия, который находится в VIIIА

группе). На внешнем электронном уровне у них имеется один (s1

-элементы) или два (s2-элементы) электрона, которые легко отдают атомы s-элементов, превращаясь в одно-(s1 -элементы) и двухзарядные (s2-элементы) ионы. С

увеличением числа валентных электронов на энергетическом уровне энергия

ионизации атомов увеличивается (энергия ионизации — это энергия,

необходимая для отрыва наименее связанного электрона от атома), а

следовательно, восстановительные свойства атомов уменьшаются. Поэтому s2-элементы являются более слабыми восстановителями, чем s1-элементы. В

группе восстановительные свойства s-элементов увеличиваются сверху вниз,

так как увеличивается число электронных слоев у атомов и уменьшается в том

же направлении энергия ионизации.

Радиусы ионов в подгруппах сверху вниз увеличиваются, а в периоде при переходе от s1- к s2-элементам уменьшаются. Закономерности изменения

радиусов ионов s-элементов в группе и периоде, строение их электронных

оболочек влияют на характер связи между анионами и катионами s-элементов,

растворимость их солей. Так как ионы s-элементов имеют устойчивую

электронную оболочку типа инертных газов, то они обладают небольшой

способностью к поляризации и сами являются слабыми поляризаторами. Под

поляризацией понимается смещение электронного облака аниона под

влиянием положительного заряда катиона:

Органогены — главные химические элементы, входящие в состав органических веществ: углерод, водород, кислород и азот. Этот термин имеет теперь лишь историческое значение

Азот в природе

Токсикология азота и его соединений

Сам по себе атмосферный азот достаточно инертен, чтобы оказывать непосредственное влияние на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь.

Многие соединения азота очень активны и нередко токсичны.

Физические свойства

Оптический линейчатый эмиссионный спектр азота

При нормальных условиях азот это бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде (2,3 мл/100г при 0 °C, 0,8 мл/100 г при 80 °C), плотность 1,2506 кг/м³ (при н.у.).

В жидком состоянии (темп. кипения −195,8 °C) — бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. Плотность жидкого азота 808 кг/м³. При контакте с воздухом поглощает из него кислород.

При −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.

Известны три кристаллические модификации твёрдого азота. В интервале 36,61 — 63,29 К существует фаза β-N₂ с гексагональной плотной упаковкой, пространственная группаP6₃/mmc, параметры решётки a=3,93 Å и c=6,50 Å. При температуре ниже 36,61 К устойчива фаза α-N₂ с кубической решёткой, имеющая пространственную группу Pa3 или P2₁3 и период a=5,660 Å. Под давлением более 3500 атмосфер и температуре ниже 83 K образуется гексагональная фаза γ-N₂.

Химические свойства, строение молекулы

Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N₂, электронная конфигурация которых описывается формулой σ_s²σ_s^*2π_{x, y}⁴σ_z², что соответствует тройной связи между атомами азота N≡N (длина связи d_N≡N = 0,1095 нм). Вследствие этого молекула азота крайне прочна, для реакции диссоциации N₂ ↔ 2N изменение энтальпии в реакцииΔH°₂₉₈=945 кДж/моль^[4], константа скорости реакции К₂₉₈=10⁻¹²⁰, то есть диссоциация молекул азота при нормальных условиях практически не происходит (равновесие практически полностью сдвинуто влево). Молекула азота неполярна и слабо поляризуется, силы взаимодействия между молекулами очень слабые, поэтому в обычных условиях азот газообразен.

Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N₂ составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N₂. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N₂ при сильном разряжении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой,фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.

Вследствие большой прочности молекулы азота некоторые его соединения эндотермичны (многие галогениды, азиды, оксиды), то есть энтальпия их образования положительна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды: