Какие элементы проявляют окислительные свойства

Какие элементы проявляют окислительные свойства thumbnail

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.

Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Менделеев Дмитрий Иванович

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.

Читайте также:  Какие свойства воды делают ее хорошим растворителем веществ в клетке

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.

Читайте также:  Какие физ свойства вольфрама лежат в основе его применения в лампах накаливания

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.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

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

Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам

Сегодня – особенный день. “И что же в нем такого необычного?” – спросите вы. Отвечаю. Я, наконец-то, добралась до моего самого любимого царства-королевства, до моих конфет и пирожных, малинок и клубничек! Окислительно-восстановительные реакции! Вы даже не представляете, насколько это интересно!

Мои ученики в процессе подготовки к экзамену по химии, проходят несколько стадий вызревания. Первое серьезное испытание на прочность – газы! Это из серии “гестапо отдыхает”. Решив огромное количество газовых задач, по сравнению с которыми 28-е задачи ЕГЭ – детский лепет, народ полностью структурирует свой мозг и настраивает мышление на профессиональное восприятие химии по-взрослому.

Вторая ступень химической зрелости и мудрости – окислительно-восстановительные реакции. Они приучают к усидчивости и внимательности. Набравшись опыта в написании ОВР, ребята начинают чувствовать себя ломоносовыми, клапейронами и менделеевыми в одном флаконе. За спиной вырастают крылья и… понеслось! Дальнейшее изучение химии проходит на едином дыхании, профессиональный рост – в геометрической прогрессии. На этой стадии мои ученики уже могут заткнуть за пояс каждого второго школьного преподавателя химии!

Понимая всю серьезность материала статьи, я отключила мобильную связь с внешним миром – с Карлсоном, Алисой (которая из страны Чудес), Сири, Фрекен Бок (тем более, что она работает химичкой в школе, где учится Малыш) и всеми остальными озорниками и хулиганами. Оставила только астральную связь для служебного пользования. Возможно, музы на чаек залетят или еще кто-нибудь забредет. А мы с вами займемся самым интересным делом – будем раскладывать по полочкам все накопленные мною знания по теории и практике окислительно-восстановительных реакций. Долго будем этим заниматься. Пока не надоест. Итак, поехали!

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов.

ОВР протекают с участием двух участников – окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:

1) Окисление – процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется – окислитель восстанавливается).

2) Восстановление – процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается – восстановитель окисляется).

Кто же вы, господа окислители и восстановители? Как вас узнать среди огромного количества химических веществ? Сегодня разберем самые общие характеристики участников ОВР (окислителей и восстановителей) на отдельных примерах. После изучения технологии написания ОВР (в следующей статье), поработаем с целыми семействами окислителей и восстановителей, с неорганическими и органическими веществами, проводя реакции в разных средах. А пока – читаем внимательно!

Окислитель – атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).

Окислительная активность – способность атома отбирать электроны у других атомов.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) – показатель окислительной активности, мера способности атомов химического элемента присоединять электроны (восстанавливаться). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар помещены в таблицу.

Чем выше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем выше окислительная активность атомов элемента, тем он – более сильный окислитель

Окислительную активность определяют два фактора:

1) Электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность химического элемента, тем выше окислительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов электроотрицательность растет в сторону правого верхнего угла (слева направо и снизу вверх). Самый сильный окислитель – фтор, на втором месте – кислород.

2) Степень окисления. Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.

Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы). Почему? Да, потому что у такого атома на внешнем уровне вообще нет валентных электронов. Ни одного. Все валентные электроны он где-то потерял (отдал кому-то) и остался гол, как сокол (в чем мать родила). Больше отдавать нечего, поэтому можно только присоединять.

Читайте также:  Определи свойства воды какие опыты ты проведешь

У вас часто возникает вопрос – почему при дефиците электронов формируется положительная степень окисления или положительный заряд иона (т.е. почему у окислителя валентные электроны в дефиците или отсутствуют, а его заряд +n)? Да, потому что электроны заряжены отрицательно, а протоны (в ядре) – положительно. В электронейтральном атоме протоны и электроны уравновешены (сколько протонов, столько электронов). Если электроны убрать, то проявятся положительные заряды протонов, которые никуда не деваются в химических реакциях (их можно сдвинуть с насиженного места только ядерными реакциями). Теперь понятно? Если все еще “ежик в тумане”, читайте эту и следующие статьи. Я буду рассматривать все тяжело понимаемые моменты с разных сторон. В конце концов, все станет на свои места и туман рассеется.

Давайте, придумаем образ окислителя. Кто вы, мистер-окислитель? Это – захватчик, завоеватель, грабитель, который скачет на коне и, угрожая, копьем и ружьем, отбирает электроны у восстановителей (часто, отбирает все, что есть). Окислитель не только безжалостный разбойник, но еще и жадина – очень проблематично вернуть назад электроны, которые забрал окислитель. Как только окислитель ограбит восстановителя (заберет у него электроны) он тут же падает вниз по градационной шкале степеней окисления (“падает в глазах окружающих”).

Пример сильного окислителя – перманганат-ион. Его часто используют в различных ОВР. Обратите внимание, в зависимости от среды реакции, перманганат-ион образует различные продукты.

Ребята, не слушайте училок-химичек, которые заставляют запоминать продукты ВСЕХ окислительно-восстановительных реакций. Если вы забыли образующиеся вещества и просите помочь, они орут, обзывая вас неучами и и бездельниками. При этом, сами срочно хватают спасательный учебник по химии и пафосно зачитывают вам и всему классу продукты конкретной реакции. Вы задайте этим глупым училкам вопрос – помнят ли они дни рождения всех своих родственников? Что касается меня, то после 16-ти часов работы (такое тоже бывает), я часто забываю номер своего телефона. Но… ЛЮБУЮ ОВР напишу за пару минут (как говорят, темной ночью под кроватью)! Потому, что знаю особые секреты окислительно-восстановительных реакций, которые, между прочим, собираюсь раскрыть моим ученикам и всем моим читателям.

Постепенно, статья за статьей, мы будем изучать технологию написания окислительно-восстановительных реакций, знакомиться с целыми семействами окислителей и восстановителей, их особенностями, характером поведения в разных средах, предполагаемыми продукты. Лукавить не буду, кое-что нам, все-таки, придется запомнить. Совсем немного. Чуть-чуть. Примерно 15 точек, включающих продукты ОВР и основные рекомендации. И вы напишите ЛЮБУЮ окислительно-восстановительную реакцию! В ЛЮБОЙ среде!

Первое задание: запомните три продукта восстановления перманганат-иона (выделено красным цветом) в зависимости от среды протекания окислительно-восстановительной реакции (кислая, нейтральная или щелочная).

Восстановитель – атом в составе молекулы или иона, который отдает электроны окислителю. Происходит процесс окисления восстановителя (его степень окисления повышается).

Восстановительная активность – способность атома отдавать электроны другим атомам.

Восстановительную активность определяют два фактора:

1) Радиус атома. Чем больше радиус атома химического элемента, тем выше восстановительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов радиус атома увеличивается в сторону левого нижнего угла (справа налево и сверху вниз).

2) Степень окисления. Чем ниже степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется восстановительная активность.

Только свойства восстановителя проявляют атомы с минимально возможной степенью окисления. Для неметаллов она равна “восемь минус номер группы”. Для металлов – ноль. Как только восстановитель отдаст электроны окислителю, он поднимется вверх по градационной шкале степеней окисления (“растет в глазах окружающих”).

Посмотрите, как ведет себя сера в роли восстановителя в разных веществах (с разными степенями окисления).

Настало время придумать образ восстановителя. Кто вы, мистер-восстановитель? У меня восстановитель ассоциируется с добрым дедушкой-альтруистом, который одаривает электронами каждого желающего окислителя.

Как же вас различить, господа окислители и восстановители в группе веществ, предложенных для реакций?!

Окислитель можно отыскать по высокой (иногда, максимально высокой) степени окисления, кроме того, мы изучим многие семейные портреты окислителей. Продукты окислителей мы ЗАПОМНИМ (их около 10, не более), кроме того, проведем анализ процесса восстановления окислителя по градационной шкале степеней окисления.

Восстановитель отыщем по низкой (иногда, максимально низкой) степени окисления. Продукт восстановителя будем устанавливать путем анализа с использованием градационных шкал степеней окисления. Хотя… сделаю вам подарок. Читайте мнемоническое стихотворение. Пригодится.

Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7 (903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы “Решение задач по химии” – и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!

Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова

Источник