По группе По периоду
½ Число электронных слоев , ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®
½ r, потенциал ионизации ¯, r¯, увеличивается число электронов на внешнем слое,
½ усиливается способность потенциал ионизации , усиливается способность
½ отдавать электроны (ЭО¯), присоединять электроны (ЭО), усиливаются
¯ нарастают металлические свойства неметаллические свойства
Изменение характера высших оксидов.
B2O3
кислотный
H3BO3 слабая
Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
амфотерный кислотный кислотный кислотный кислотный
HAlO2 слабая H2SiO3¯ (HPO3)x – метафосфорная H2SO4 HClO4
Al(OH)3¯ H4P2O7 – пирофосфорная 1444424443
H3PO4 – ортофосфорная сильные кислоты
Ga2O3
амфотерный
In2O3
амфотерный
Tl2O3
основной
Tl(OH)3¯
Оксиды металлов по характеру основные или амфотерные.
Оксиды неметаллов – кислотные.
Оксиды переходных элементов – амфотерные или кислотные (Ge, Sb).
Безразличные оксиды – NO, CO – плохо растворимы в воде, не имеют соответствующих кислот и солей.
Группа VII А. Галогены (ns2np5)
Г0 (s2p5) + е ® Г - ( s2p6). Характерные степени окисления от (-1) до (+7). Степень окисления (-1) наиболее устойчивая. Фтор не имеет положительных степеней окисления.
В свободном состоянии – двухатомные молекулы Г2, токсичны (особенно F2), имеют резкий запах, активные окислители: Г2 + 2е = 2Г –
Ок-ль в-ль
Г2/2Г - | F2/2F - | Cl2/2Cl - | Br2/2Br - | J2/2J- |
Е0, вольт | +2.78 | +1.36 | +1.08 | +0.54 |
¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ увеличиваются окислительные свойства Г2
¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾® увеличиваются восстановительные свойства Г –
0 -2 -1 0
В атомосфере фтора вода горит: F2 + H2O = 2HF + O
Фтор реагирует со всеми металлами и неметаллами, окисляя их до высших степеней окисления и образуя фториды, которые имеют низкие температуры кипения, являются летучими соединениями. Фтор реагирует даже с некоторыми инертными газами.
F2 + S, P, Si, Xe и др. ® SF6, PF5, SiF4, XeF2, XeF4, XeF6 и др.
Активные металлы (Na, Mg) горят в атмосфере фтора. Металлы Mo, W, Ti, U взаимодействуют со фтором при повышенных температурах. Наиболее устойчивы к действию фтора – Cu, Ni, Fe, реагируют со фтором при температуре выше 5000С. На поверхности этих металлов образуются прочные защитные пленки фторидов.
Хлор, бром и иод менее сильные окислители. При взаимодействии с металлами и неметаллами образуют соли хлориды, бромиды, иодиды.
3Cl2 + 2P = 2PCl3 3J2 + 2Al = 2AlJ3
Хлор и бром ограниченно растворяются в воде (хлорная и бромная вода), при этом протекает реакция: 0 -1 +1
Cl2 + H2O = HCl + HClO – реакция диспропорционирования
¾¾¾
Галогеноводороды НГ.
При обычных условиях галогеноводороды (хлороводород, бромоводород, иодоводород) – бесцветные газы. Фтороводород имеет температуру кипения +200С.
Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде с образованием растворов кислот: H[HF2] – плавиковая, HCl – соляная, HBr – бромистоводородная, HJ – иодистоводородная.
Получение галогеноводородов: 1) Г2 + Н2 = 2НГ (F2, Cl2 реагируют со взрывом);
2) СaF2 (тв.) + H2SO4 конц. = t = 2HF + CaSO4
NaCl (тв.) + H2SO4 конц. = t = HСl + NaHSO4
Молекулы фтороводорода даже в парах находятся в виде ассоциатов (HF)x. Молекулы соединяются друг с другом за счет образования водородных связей.
Водородная связь – это связь через водородный атом сильно электроотрицательных атомов F, O, N, имеющих очень малые радиусы. Очень ярко проявляется в соединениях (HF)x, (H2O)x, (NH3)x.
Механизм образования водородной связи – донорно-акцепторное или электростатическое взаимодействие.
+ -
H ¾¾ F :
Сильно H ¾¾ F :
полярная связь H ¾¾ F :
Водородные связи более прочные, чем силы межмолекулярного взаимодействия. Для их разрушения требуется затратить энергию, поэтому перечисленные соединения обладают аномально высокими температурами кипения, плавления, удельной теплоемкостью по сравнению с однотипными соединениями их электронных аналогов.
Кислоты, соли.
Дата добавления: 2014-12-09; просмотров: 771;