Свойства элементов

Металлические свойства (восстановительная активность) – способность атомов элементов к отдаче электронов.

Неметаллические свойства (окислительная активность) – способность атомов элементов к присоединению электронов.

Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.

Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому.

Электроотрицательность – способность атомов элементов к смещению электронной плотности.

Атомный радиус – расстояние от ядра до максимальной электронной плотности внешних орбиталей атома.

Изменение свойств атомов в ПСЭ

Свойство атома	Направление изменения свойства атома (усиление или ослабление)
	в периодах	в группах (рядах)
Металлические (восстановительные) свойства	←	↓
Неметаллические (окислительные) свойства	→	↑
Энергия ионизации	→	↑
Энергия сродства к электрону	→	↑
Электроотрицательность	→	↑
Атомный радиус	←	↓

Валентность и степени окисления элементов в соединениях

Валентность – способность атомов элементов соединяться с другими атомами, число которых определяется количеством валентных (неспаренных) электронов.

Степень окисления – это условный, формальный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле носят ионный характер и отождествляемый с числом электронов, отдаваемых (положительная степень окисления) или присоединяемых (отрицательная степень окисления) атомами элемента в процессе взаимодействия с другими ато­мами.

Высшая (максимальная) степень окисления – номер группы в системе элементов (для большинства элементов).

Низшая (минимальная) степень окисления – равна разности (№_группы – 8) (для неметаллов) и равна нулю (для металлов).

Правило электронейтральности – алгебраическая сумма степеней окисления атомов, входящих в данную формульную единицу, должна быть равна нулю.

Правила определения степени окисления элемента в соединении:

– степени окисления атомов в простых веществах равны нулю, например, H₂⁰, F₂⁰, Fe ⁰;

– степень окисления атома водорода (за исключением гидридов металлов, например, Na⁺¹H^–1) равна +1;

– степень окисления атома кислорода (за исключением соединений с фтором, например, F₂O⁺² или в пероксидах Na₂O ) равна –2;

– степень окисления атомов щелочных металлов равна +1, например, Na⁺¹.

Классы и формулы химических соединений

Оксиды Э_mО_n, например, Sb₂O₅

Гидроксиды:

основания Э(ОН)_m, например, Ra(OH)₂

кислоты

бескислородные Н_mЭ, например, НВг

кислородсодержащие Н_mЭО_n, например, H₂SO₄

Соли

бескислородных кислот Ме_mЭ_n, например, SrCl₂

кислородсодержащих кислот Ме_x(ЭО_n)_у, например, A1₂(SO₄)₃.

Свойства соединений элементов (кислотно-основные и окислительно-восстановительные)

Кислотные свойства проявляют соединения типичных неметаллов (IVA-VIIA под­группы) и переходных элементов (элементов d-семейств), если их атомы нахо­дятся в высшей степени окисления.

Химические реакции, доказывающие наличие кислотных свойств окси­дов и гидроксидов:

1. образование кислоты в реакции с водой, например:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄

Mn₂O₇ + H₂O = 2 НМnО₄

2. взаимодействие со щелочами с образованием солей соответствующих ки­слот, например:

SO₃ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + Н₂О

H₂SO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + Н₂О

Mn₂O₇ + 2 КОН = 2 КМnО₄ + Н₂О

Основные свойства проявляют соединения типичных металлов (IA-IIIA подгруп­пы) и переходных элементов (элементов d-семейств), если их атомы находятся в степени окисления < 3.

Химические реакции, доказывающие наличие основных свойств окси­дов и гидроксидов:

1. образование основания в реакции с водой, например:

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂

Na₂O + H₂O = 2NaOH

(в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов).

2. взаимодействие с кислотами с образованием солей, например:

СаО + 2НС1 = СаС1₂+ Н₂О

MnO + H₂SO₄= MnSO₄+ Н₂О

Ва(ОН)₂ + H₂SO₄= ВаSO₄+ Н₂О

Амфотерные свойства - сочетание кислотных и основных свойств, т.е. в зависимости от условий амфотерные соединения образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы, и соответственно ведут себя как кислота или как основание.

Проявление основных свойств	Проявление кислотных свойств
BeO + SO3 → BeSO4 Zn(OH)2 + HCl ↔ ZnCl2 + 2Н2О	BeO + Na2O → Na2BeO2 Zn(OH)2 + 2NaOH ↔ Na2[Zn(OН)4]

Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют: Be, Al и многие d-элементы (Zn, d-элементы с пе­ременной валентностью, если степени окисления их атомов занимают промежуточные значения между минимальной и максимальной, например, Сr⁺³, Мn⁺⁴).

Общая закономерность изменения кислотно-основных свойств соединений переходных элементов (элементов d-семейства)

основные свойства	амфотерные свойства	кислотные свойства степень окисления
+2 +2 MnO, CrO	+4 +3 MnO2, Cr2O3	+7 +6 Mn2O7, CrO3

Восстановительные свойства проявляют металлы и соединения, содержащие атомы неметаллов в низших степенях окисления.

Окислительные свойства проявляют соединения неметаллов и переходных эле­ментов в высших степенях окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность - способность в од­них химических реакциях играть роль восстановителя, а в других - окислителя (соединения элементов в промежуточной степени окисления их атомов).

в осстановительные свойства	окислительно-восстановительная двойственность	окислительные свойства степень окисления
0 0 Mn, Cr, –2 –3 H2S, NH3	+4 +3 MnO2, Cr2O3, +4 +2 SO2, NO	+7 +6 Mn2O7, CrO3, +6 +5 SO3, N2O5