Какая величина характеризует окислительные свойства элементов

Окислительно-восстановительные реакции могут проходить только при условии, что исходные компоненты содержат атомы, молекулы или ионы, обладающие противоположными способностями принимать или отдавать электроны.

5KCl+5O3+6P0 = 5KCl-1+3P2+5O5

В приведенной реакции хлор и фосфор изменяют свои степени окисления:

P0-5e- → P+5, фосфор (P0) является восстановителем, окисляясь до P+5 (степень окисления фосфора повышается на 5 единиц от 0 до +5).
Cl+5+6e- → Cl-1, хлор (Cl+5) является окислителем, восстанавливаясь до Cl-1 (степень окисления хлора понижается на 6 единиц – от +5 до -1).

В периодической таблице Менделеева четко прослеживается закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов:

В периодах с увеличением порядкового номера элемента (слева-направо) нарастают окислительные свойства и убывают восстановительные – натрий самый сильный восстановитель в третьем периоде, а хлор – самый сильный окислитель.
В главных подгруппах, в пределах одной главной подгруппы с повышением порядкового номера (по направлению сверху-вниз) нарастают восстановительные свойства элементов и убывают окислительные – в VIIа группе фтор является сильным окислителем, а астат в некоторых соединениях проявляет восстановительные свойства.

На рисунке ниже показана примерная принадлежность элементов к восстановителям (голубой цвет) и окислителям (красный цвет).

Окислительно-восстановительные свойства элементов в Периодической таблице

С окислительно-восстановительными свойствами элементов в периодической таблице в общем чертах понятно. Теперь скажем пару слов о ионах.

Элементарные катионы металлов (Na+, Cu2+, Ca2+) являются окислителями и не проявляют восстановительных свойств, окислительные свойства снижаются по мере роста активности металла.
Ионы металлов с промежуточными степенями окисления могут проявлять, как восстановительные, так и окислительные свойства (Fe2+ – восстановитель; Fe3+ – окислитель).
Элементарные анионы (Cl-, Br-, I-) являются восстановителями.
Сложные ионы являются окислителями, если содержат атомы элементов с высокой степенью окисления (Cr2O72-, ClO3-,NO3-), при этом окислительные свойства обусловлены всем анионом, но не конкретным атомом, имеющим высокую степень окисления.

А что же с окислительно-восстановительными свойствами сложных веществ?

При взаимодействии сложных веществ следует обращать внимание на те элементы, которые в ходе реакции меняют свою степень окисления (если таковых нет, то и реакция не является окислительно-восстановительной).

Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в максимальной степени окисления – такое вещество может быть только окислителем, например перманганат калия, в котором марганец имеет максимальную степень окисления, т.е., может только принимать электроны.
Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в низшей степени окисления – такое вещество может быть только восстановителем, например, сульфат марганца (II), в котором марганец имеет низшую степень окисления, т.е., может только отдавать электроны.
Если элемент, меняющий свою степень окисления, присутствует в исходном веществе в промежуточной степени окисления, – такое вещество может быть как окислителем, так и восстановителем – все зависит от других реагирующих веществ и условий протекания реакции.

Рассмотрим вкратце вещества, которые могут проявлять и восстановительные, и окислительные свойства, в зависимости от условий реакции и других взаимодействующих веществ.

Оксид серы (IV) в некоторых случаях играет роль восстановителя, например, окисляясь кислородом, но в металлургии оксид серы используют в реакции извлечения серы из отходящих газов, где оксид серы проявляет свойства окислителя:

2SO2+O2 = 2SO3
2CO+SO2 = S+2SO2

Пероксид водорода H2O2, как восстановитель применяется для дезинфекции, травления германиевых пластинок при изготовлении полупроводниковых приборов. Окислительные свойства пероксида водорода используют при отбеливании пуха, пера, мехов, тюли, волос.

Сернистая кислота в реакции с сероводородом играет роль окислителя, поскольку в молекуле H2S сера имеет степень окисления -2:

H2S+4O3+2H2S-2 = 3S0+3H2O

В реакции с кислородом сернистая кислота выступает восстановителем, поскольку кислород является более сильным окислителем:

2H2S+4O3+O20 = 2H2SO4

Не последнюю роль на окислительно-восстановительные свойства веществ оказывает среда, в которой протекает химическая реакция:

I2+5H2O2 → 2HIO3+4H2O – при pH=1 пероксид водорода является окислителем;
2HIO3+5H2O2 → I2+6H2O+5O2 – при pH=2 пероксид водорода является восстановителем.

Оксид марганца (IV) является окислителем только в кислотной среде:
MnO2+4H++2e- → Mn2++2H2O

Перманганат калия KMnO4 является окислителем в любой среде:

кислая среда: MnO4-+8H++5e- → Mn2++4H2O
щелочная среда: MnO4-+1e- → MnO42-
нейтральная среда: MnO4-+2H2O+3e- → MnO2+4OH-

См. далее:

Типичные восстановители
Типичные окислители

Окислители и восстановители любят “свою” среду – в кислотной среде сила окислителей увеличивается, а в щелочной – увеличивается сила восстановителей.

См. далее Элементы-восстановители

Источник

КАТЕГОРИИ:

Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Вследствие периодически повторяющейся валентной конфигурации атомов элементов происходит периодическое изменение физико-химических свойств этих элементов

Периодически изменяются: потенциалы ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, атомные и ионные радиусы, валентные, оптические и магнитные свойства элементов, кислотно-основные свойства соединений.

Первая энергия ионизации I1(кДж/моль, эВ/моль) – энергия, необходимая для отрыва и удаления одного моля электронов от одного моля атомов элемента. Э – ē → Э+. Она характеризует восстановительную способность элемента: чем меньше I1, тем выше восстановительная способность. Энергия ионизации возрастает по периоду и несколько уменьшается по подгруппе. Наибольшая восстановительная активность у Cs, Fr, Ra.

Еср – сродство к электрону (КДж/моль или эВ/ моль)– энергетический эффект присоединения моля ē к молю атомов Э + ē → Э¯. Еср характеризует окислительную способность элемента: чем выше Еср., тем больше окислительные свойства. Изменение Еср по периодам и группам аналогично I1. Наибольшая окислительная активность у O,F,Cl. В молекуле MgCl2:

Mg – элемент 3 периода 2А подгруппы, Cl – элемент 3 периода 7А подгруппы.

У Mg меньше энергия ионизации, выше восстановитеьные свойства. У Cl выше сродство к электрону, сильнее окислительные свойства.

Обобщенная характеристика окислительно-восстановительных свойств элементов – электроотрицательность (ЭО). ЭО – способность атомов в соединениях смещать к себе ē при взаимодействии атомов друг с другом. Чем больше ЭО, тем сильнее атом притягивает ē при образовании химической связи. По периоду ЭО возрастает, по подгруппе сверху вниз – для s- и p-элементов ЭО уменьшается, для d- и f- элементов зависимость более сложная.

ЭО(F) по Полингу принята равной 4:

H
2,1

Li
1,0

Be
1,5

B
2,0

C
2,5

N
3,0

O
3,5

F
4,0

Na
0,9

Mg
1,2

Al
1,5

Si
1,8

P
2,1

S
2,5

Cl
3,0

K
0,8

Ca
1,0

Sc
1,3

Ti
1,5

V
1,6

Cr
1,6

Mn
1,5

Fe
1,8

Co
1,9

Ni
1,9

Zn
1,6

Ga
1,6

Ge
1,8

As
2,0

Se
2,1

Br
2,8

Rb
0,8

Sr
1,0

Y
1,2

Zr
1,4

Nb
1,6

Mo
1,8

Te
1,9

Ru
2,2

Rh
2,2

Pd
2,2

Ag
1,9

In
1,7

Sn
1,8

Sb
1,9

Te
2,0

I
2,5

Cs
0,7

Ba
0,9

La-Lu
1,0-1,2

Hf
1,3

Ta
1,5

W
1,7

Re
1,9

Os
2,2

Ir
2,2

Pt
2,2

Au
2,4

Tl
1,8

Pb
1,9

Bi
1,9

Po
2,0

At
2,2

ЭО(Mg) = 1,2 ˂ ЭО(Cl) =3,0. Mg – восстановитель, Cl – окислитель.

Вывод:Восстановительная активность элементов определяется способностью атомов отдавать электроны. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями (наименьшая Еи).

Окислительная способность элементов определяется способностью их атомов присоединять электроны; вещества, присоединяющие электроны – окислители (наибольшая Еср).

Наиболее сильные окислители – вещества с большой ЭО.

Современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева (ПСЭ) – графическое выражение закона. Структура ПСЭ однозначно определена электронным строением атомов элементов.

Элементы расположены в ПСЭ в порядке возрастания заряда ядра от № 1 до 115. Заряд ядра определяется числом протонов (p+). Число электронов (ē) в нейтральном атоме равно числу протонов (p+).

Периодическое повторение свойств элементов обусловлено повторением электронного строения их внешних энергетических уровней.

Период (горизонтальные строки) – совокупность элементов, имеющих одинаковое количество энергетических уровней. Номер периода совпадает с n (главное КЧ) внешнего энергетического уровня

Группа (вертикальные столбцы) – совокупность элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешних подуровнях, номер группы равен максимальному числу электронов на них. Главные подгруппы (А) – это s – и p-элементы, а побочные – (подгруппы Б) это d- и f-элементы.

В молекуле MgCl2:

Mg …3s2 – порядковый № 12: заряд ядра +12 (12p+) и 12 ē в атоме. Элемент 3 периода – 3 энергетических уровня, для внешнего энергетического уровня n=3 и 2А подгруппы – 2 ē на внешнем с n=3 (2 валентных s-электрона.

Cl – 3s23p5 – порядковый № 17: заряд ядра +17 (17p+) и 17 ē в атоме. Элемент 3 периода – 3 энергетических уровня, для внешнего энергетического уровня n=3 и 7А подгруппы – 7 ē на внешнем с n=3 (2 валентных s-электрона и 5 валентных p-электрона).

Mg и Cl – элементы главных подгрупп, т.к Mg – s-элемент, а Cl – р-элемент.

Основные виды химической связи:

Ковалентная

· ионная– образуется при взаимодействии элементов значительно отличающихся по ЭО. При ∆ЭО > 1.7 – связь ионная, при ∆ЭО < 1.7 – связь ковалентная полярная. Ионная химическая связь – это электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Свойства: ненаправленность и ненасыщенность

· металлическая – притяжение между ионами в узлах кристалла и обобществленными (нелокализованными) валентными электронами. В кристалле металла каждый атом (узлы кристалла) связан с 8 – 12 соседними атомовами металлической связью (МС), а обобществленные ē образуют электронный газ. Свойства МС – ненаправленна.

Ковалентная связь – химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Виды ковалентной связи:

· σ-связь (сигма)- образуется перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (любые АО)

· π-связь (пи) – образуется перекрыванием АО над и под воображаемой линией, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (р-р, d-р, d-d, f-p, f-d, f-f АО)

· δ-связь (дельта) – образуется перекрыванием d-орбиталей, лежащих в параллельных плоскостях (при наложении друг на друга и перекрывании всеми четырьмя лепестками d-облаков в 4-х областях)

Прочность связи уменьшается в ряду: s > p > d, т.к. уменьшается степень перекрывания.

Существует два квантовомеханических подхода к описанию ковалентной связи:

ü Метод молекулярных орбиталей (МО) (образование химической связи – это результат перехода ē с АО на молекулярную (МО), охватывающую все атомы)

ü Метод валентных связей (ВС)

В рамках метода валентных связей (ВС) химическая связь рассматривается как локализованная, двухцентровая, двухэлектронная связь. Каждый из двух атомов предоставляет для формирования связи по одной атомной орбитали (АО), который перекрываются и в области связывания появляются два электрона с антипараллельными спинами. Связывающие электронные пары (СП) могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму

Механизмы образования ковалентной связи по методу ВС

· Обменный (по одному электрону от каждого атома) – связь образуется за счет перекрывания АО, имеющих по одному неспаренному валентному электрону

· Донорно-акцепторный –образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Особенности ковалентной связи:

ü Насыщаемость (образование атомами ограниченного число связей – образование общей пары е насыщает одну и другую орбитали). По принципу Паули запрещается использование дважды одной и той же АО для образования связи. Формирует состав молекул.

ü Направленность (перекрывание АО по определенным направлениям) – АО пространственно ориентированы вокруг ядра атома, поэтому их перекрывание происходит по определенным направлениям. Количественно выражается величиной валентных углов между направлениями химических связей. (Валентный угол – это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов). Формирует пространственную структуру молекул.

ü Полярность – общая пара е смещается в сторону атома с большей ЭО, образуется диполь.

Неполярная ковалентная связь – в молекулах простых веществ: Н2, О2, N2,Cl2, и др., связывающая электронная пара равномерно распределена между атомами(∆ЭО = 0 и µсв=0)Связь образована атомами одного элемента (простое вещество) – ∆ЭО = 0.

Полярная ковалентная связь – в молекулах сложных веществ связывающая электронная пара смещена к атому с большей ЭО, например: HCl ЭО(Н) = 2,1 ˂ ЭО(Cl) = 3 (∆ЭО≠0 µсв≠0), электронная пара смещена к атому хлора и на нем возникает эффективный отрицательный заряд –q, а у атома Н – эффективный положительный заряд +q. В результате образуется электрический диполь – система из двух равных и противоположных по знаку зарядов. Длина диполя lд – расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (δ–и δ+)

Электрический момент диполя связи (количественная мера полярности) µсв= q∙ lд (Кл∙м) . µсв – вектор, направленный к отрицательному полюсу. Чем больше DЭО, тем больше mсв и, следовательно, связь более полярная

Полярность молекулы определяется геометрической структурой молекулы и полярностью связей, их числом и направленностью и характеризуется значением µм – электрического момента диполя молекулы, µм = ∑ µсв . Векторную сумму определяют сложением векторов µсв по правилу параллелограмма сил. Чем больше µм, тем полярнее молекула.

Молекула неполярная ∑ µсв= 0. Молекула полярная ∑ µсв≠ 0

Двухатомные молекулы имеют линейную структуру, в простом веществе связи неполярны и молекула неполярна, двухатомная молекула сложного вещества всегда полярна.

Полярность многоатомной молекулы сложного вещества определяется ее геометрической структурой.

Гибридизация АО– смешение АО с разными (s-, p-, d- или f-АО), но близкими энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве. При гибридизации химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных АО, электронная плотность в которых смещена в сторону образования связи. Поэтому перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей, химические связи прочнее и молекула более устойчива.

Гибридная АО

Дата добавления: 2014-11-18; Просмотров: 1481; Нарушение авторских прав?

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Рекомендуемые страницы:

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.

Радиус атома в периоде

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Радиус атома в группе

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны
“вручную”, располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое “сходство”:

B5 – 1s22s22p1
Al13 – 1s22s22p63s23p1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1,
индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Электронная конфигурация по номеру группы и периоду

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.

Длина связи

Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Длина связи в химии

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).

Металлические и неметаллические свойства

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.

Металлы и неметаллы в таблице Менделеева

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Основные и кислотные свойства

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а
HI – самая сильная.

Галогеноводородные кислоты

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉

Восстановительные и окислительные свойства

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.

Электроотрициательность в таблице Менделеева

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации –
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Энергия связи

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

Высшие оксиды

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Летучие водородные соединения

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник