Обзор химических свойств элементов

Наконец, в последней лекции мы с Вами обобщим свойства элементов с точки зрения электронного строения согласно периодическому закону и таблицы элементов Менделеева с одной стороны, и химических реакций (кислотно-основных, окислительно-восстановительных, комплексообразования), – с другой.

Среди многообразия химических соединений и их свойств рассмотрим некоторые общие закономерности и их проявления.

Ранее отмечалось, что по своей электронной конфигурации элементы классифицируются на s-, p-, d-, f-элементы, которые занимают в таблице Менделеева определенные периоды и группы.

Первый из них – водород, который согласно электронному строению существует в следующих формах: H⁺ (протон), H (атомарный, он реализуется при электролизе на катоде), H₂ (молекулярный, согласно закону Авогадро) и H^– (гидрид). Именно первая и последняя формы определяют его дуализм, он проявляет свойства щелочных металлов и галогенов (например CaH₂). И тем не менее он обладает индивидуальными свойствами, присущими только ему. H⁺ – кислота по определению, окислительные свойства выражены слабо, только при электролизе может восстанавливаться до водорода. В комплексообразовании (несмотря на вакантную орбиталь – акцептор) – «не замечен», более того является конкурентом ионов-комплексообразователей (особенно переходных элементов), поэтому в кислых и щелочных средах, где концентрация протонов и гидроксил-ионов соизмерима с концентрацией центральных ионов-комплексо-образователей и лигандов, они реализуются в форме кислот и оснований, т.е. в кислых и щелочных средах комплексы практически не реализуются (следует отметить, что в щелочных средах реализуются гидроксокомплексы, например, [Al(OH)₄]^–).

Атомарный водород – один из самых сильных восстановителей (сравните с молекулярным). В виду малых размеров для водорода характерно явление «наводораживания», особенно металлов, так один из лидеров, поглощающих этот газ – титан: на один объем поглощает до 800 объемов водорода, образуя титановую губку, который может иметь и полезное применение, например в топливных элементах. Следуя вниз по первой группе таблицы Менделеева, мы обнаружим электронные аналоги ns¹(n–главное квантовое число и номер периода) – щелочные металлы, отдав один электрон образует устойчивую оболочку инертного газа. Они – электроположительны, потенциал восстановления – отрицательный, поэтому основная форма их существования – катионная (Na⁺,K⁺). И с точки зрения кислотно-основных свойств они образуют основания – щелочи (NaOH, KOH). Окислительные и комплексообразующие свойства выражены в водных растворах слабо.

Аналогично ведут себя с точки зрения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств – щелочно–земельные металлы ns². Следует отметить, что основные свойства у них слабее, чем у первых, а бериллий проявляет амфотерные свойства. С некоторыми лигандами – комплексонами они образуют комплексы, например кальций с трилоном–Б, что используется для «снятия» жесткости воды.

Коснемся правой колонки таблицы Менделеева, где расположены инертные газы с электронной конфигурацией ns²p⁶ (устойчивая оболочка), несклонные принимать и отдавать электроны, как известно они химически инертны, они одноатомны. Но есть и исключения, например ксенон образует с кислородом и фтором молекулярные соединения, в экстремальных условиях, что объясняется наличием пустых d-орбиталей у инертных газов и подходящим потенциалом ионизации кислорода и фтора. Рассмотрите и объясните их применение, например, в водолазной технике, светооптике и др.

Теперь целесообразно рассмотреть химию 2p-элементов (B, C, N, O, F), сразу отметим, что у них нет свободных d-орбиталей, а заполнение электронами p-орбиталей следует правилу Гунда и принципа Паули. Именно поэтому они обладают набором индивидуальных свойств, хотя и «открывают» соответствующие группы элементов – электронных аналогов, имеющих близкие химические свойства.

И первый из них бор, имеющий конфигурацию 2s²p¹ , которую трудно отнести к типичным металлам или неметаллам. В природе он существует в основной своей форме В³⁺. Основными его минералами являются бораты: Na₂B₄O₇×10H₂O – бура, Na₂B₄O₇×4H₂O – кернит, H₃BO₃ – сассолин. Борная кислота – H₃BO₃ известна как слабая (К_дис=7,1×10^–10). Формально отрицательная степень окисления его проявляется в металлических соединениях бора, твердых, жаростойких, химически устойчивых. В³⁺ образует массу соединений с более электроотрицательными элементами. Для него характерны бораты и бораны состава B_xO_y, B_xH_y со структурными фрагментами B-O-B, B-H-B с электроннодифицитными химическими связями (напомним, что в методе МО допускаются «дробные» связи с ковалентностью 0,5, 1,5). Для бора известны диборан B₂H₆ и боразол B₂N₃H₆. Рассмотрите их структуры.

Химия углерода – это как известно химия органических и высокомолекулярных соединений, богатой на многообразие и многочисленность. Мы рассмотрим лишь неорганическую химию С с конфигурацией 2s²2p²и возбужденной конфигурацией 2s¹p³. С точки зрения гибридизации все рассматриваемые р-элементы – тетраэдры.

Что касается углерода, то он легко реализует С-С цепочки вершинами тетраэдров, ребрами – С=С и гранями – СºС, а также С-Н связи, как ковалентные, так и донорно-акцепторные. В нулевой степени окисления он встречается в виде аллотропных модификаций – алмаз, графит, и синтетических – карбин и фуллурен. В природе он «проявляется» преимущественно в степени окисления +4: нефть, уголь и карбонаты (СО₃^2–). Степень окисления +2 известна для угарного газа (СО), «знаменитого» в доменных процессах (восстановитель!) и в экологии (ядовит!), как продукт неполного сгорания. Отрицательная степень окисления известна для карбидов металлов (карбид кальция непременный участник сварочных аппаратов). Основная степень окисления +4 по кислотно-основным свойствам известна для угольной и уксусной кислот. Окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства не характерны.

Переходим к азоту 2s² 2p³, для которого характерен больший набор электронных состояний от –3 до +5, от аммиака (гидразина) до азотной кислоты, от основных до кислотных свойств, от восстановительных до окислительных (HNO₃ – и кислота, и окислитель). Более того азот, а в равной степени и кислород в низких степенях окисления обладают неподеленными парами и входя в состав органических соединений (-NH₂, -СООН являются прекрасными лигандами – донорами неподеленных пар. Рассмотрите химию азота по более «толстым» учебникам.

Для кислорода (поистине элемента жизни) характерны формы: О, О₂, О₃ (экология) и многочисленные соединения со степенью окисления –2. Следует отметить и пероксогруппу [-O-O-]^2–, разберите ее кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства и их применение в быту и технике. Кислород в нулевой степени окисления – окислитель.

Наконец перейдем к предпоследнему представителю этого периода фтору с конфигурацией 2s²p⁵. Он самый электроотрицательный и образует соединения со всеми элементами. Его высокая реакционная способность проявляется не только в OF₂, но и в соединениях с инертными газами (ХеF_х) его основная степень окисления –1, фториды металлов (фторид-ион «растворяет» стекло), что роднит его с галогенами. Для всех них типичны соли, галогениды металлов (NaCl, NaF, KBr, CuCl₂ и т.д).

Рассматривая химию элементов 3–7 группы (сверху вниз) следует отметить, что p-элементы 3 периода являются как бы переходными в группах между 2 и 4периодами, т.е. химия кремния отличается от химии углерода (сверху) и химии германия, олова, свинца (снизу) при наличии общих свойств.

Так в подгруппе алюминия (алюминий, галлий, индий, таллий) характерная степень окисления +3 (у таллия есть соединения со с.о. +1). По кислотно-основным свойствам они амфотерны. Восстановительные свойства алюминия известны по реакции алюмотермии:

2Al+Fe₂O₃=2Fe+Al₂O₃

Для алюминия характерна способность образовывать в водных растворах с Н₂О и ОН^– полиядерные образования [Al_x(OH)_y(H₂O)_z]ⁿ⁺.

Наличие вакантных d-орбиталей позволяет ему образовывать комплексные соединения, простейшее – гидрат [Al(H₂O)₆]³⁺.

Наличие вакантных d-орбиталей, начиная с элементов третьего периода, позволяет им участвовать в реакциях комплексообразования.

Так, например, для подгруппы кремния характерны соединения типа [SiF₆]^2– с sp³d² гибридизации октаэдрического строения, а для углерода это невозможно. Особенностью элементов главной подгруппы 4 группы, является заметно выраженное усиление металлических свойств в ряду углерод-свинец, а стало быть, основных свойств. Для олова и свинца характерны с.о. +2, +4, причем для олова (+2) она неустойчива в водных растворах (соединения олова (2) легко окисляются до олова (4), для них характерны амфотерные свойства).

Здесь следует отметить, что для ионов элементов у которых с.о. более 3+, характерны оксосоединения в водных растворах (Э=О), например, SnO²⁺, SO₄^2–, MnO₄^–, VO²⁺ («аномальный» гидролиз воды с отщеплением двух протонов от кислорода молекулы воды).

Аналогично мы можем проанализировать свойства элементов подгруппы фосфора, для которых характерны соединения со с.о. –3 до +5, за исключением висмута, для которого характерны металлические свойства и с.о. +3. Здесь следует отметить специфику кислотно–основных свойств фосфора в высоких степенях окисления – многообразие фосфорных кислот. К слову сказать усиливающееся у серы. Для этих кислот характерны следующие структурные фрагменты: Э=О, Э-О-Э, S=S, Р-Н, Э-О-О-Э и др., способствующие их многообразию. Для серы характерны мостиковые структуры -S-S-S-, что используется при вулканизации резины, да и сама она существует в виде циклов S₄, S₆ (аморфные и кристаллические модификации серы).

Для соединений серы характерны со с.о. –2 до +6 (H₂S, H₂SO₄), от восстановителя до окислителя.

Также для соединений подгруппы хлора характерны состояния со с.о. +1, +3, +5, +7 (напомним, что у фтора это не реализуется).

Следует отметить, что для соединений с промежуточными с.о. характерны реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), например:

2Pb²⁺=Pb⁴⁺+Pb 2Cl⁵⁺=Cl⁷⁺+Cl³⁺ 2Cu⁺=Cu²⁺+Cu

Все элементы побочных подгрупп d- и f-элементы – переходные металлы, для которых характерны реакции комплексообразования. Следует отметить, что f-элементы существуют в с.о. +3, редко +2 и +4 и мало различаются в хим. свойствах, поэтому и помещены в таблице Менделеева в одну «клетку». Конечно существует классификации элементов на металлы и неметаллы и т.д. Но это уже предмет неорганической химии, изучающей химию элементов и их соединений во всем многообразии.