главнаяреклама на сайтезаработоксотрудничество Коллекция рефератов Otherreferats
 
 
Сколько стоит заказать работу?   Искать с помощью Google и Яндекса
 


Особенности свойств химических элементов в зависимости расположения в группах периодических систем

Свойства и особенности элементов с первой по восьмую группу периодической системы Менделеева. Щелочные металлы как наиболее активные элементы. Щелочные металлы в природе и их применение в технике. Особенность главных подгрупп с четвертой по седьмую.

Рубрика: Химия
Вид: реферат
Язык: русский
Дата добавления: 27.03.2010
Размер файла: 32,6 K

Полная информация о работе Полная информация о работе
Скачать работу можно здесь Скачать работу можно здесь

рекомендуем


Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже.

Название работы:
E-mail (не обязательно):
Ваше имя или ник:
Файл:


Cтуденты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны

Подобные работы


1. Тяжелые металлы
Тяжелые металлы. Биогеохимические свойства тяжелых металлов. Источники. 10 наиболее загрязненных городов бывшего СССР. Тяжелые металлы - это элементы периодической системы с относительной молекулярной массой больше 40.
реферат [14,6 K], добавлена 07.05.2002

2. Элементы VIIB и VIIIB группы. Соединения марганца. Применение перманганата калия в фармакологическом анализе. Соединения кобальта и никеля
Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы химических элементов. Элементы VIIB и VIIIB группы: химические и физические свойства. Соединения марганца. Применение перманганата калия. Соединения кобальта и никеля и их свойства.
презентация [73,6 K], добавлена 02.05.2013

3. Металлы
Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов, кристаллических решеток. Металлы в природе, общие способы их получения. Физические свойства металлов. Общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения.
презентация [2,3 M], добавлена 09.02.2012

4. Щелочные металлы
Характеристика щелочных металлов, их биологическая роль, распространение в природе и применение. Химические и физические свойства щелочных металлов. Литий, рубидий и цезий в составе живых организмов. Натрий и калий как необходимые для организма элементы.
курсовая работа [75,4 K], добавлена 27.05.2013

5. Металлы в периодической системе Д.И. Менделеева
Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами. Металлы – химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние электроны. Типы классификации металлов. Разделение металлов на непереходные и переходные.
реферат [47,7 K], добавлена 15.03.2009

6. Щелочные металлы
Периодическая система химических элементов. История открытия Арфведсоном лития, Дэвием натрия и калия, Бунзеном и Кирхгоффом рубидия и цезия, Маргаритой Пере франция. Методы качественного определения щелочных металлов. Описание областей их применения.
презентация [906,5 K], добавлена 28.10.2011

7. Химические элементы IV группы периодической системы химических элементов. Подгруппа титана
Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.
презентация [1,8 M], добавлена 23.04.2014

8. Химия металлоорганических соединений
Металлоорганические соединения. Щелочные металлы первой подгруппы. Органические соединения лития, способы получения, химические свойства. Взаимодействие алкиллития с карбонильными соединениями. Элементы второй группы. Магнийорганические соединения.
реферат [99,3 K], добавлена 03.12.2008

9. Мир состоит из элементов
Классификация химических элементов, их превращение в природе, круговорот и роль в биосфере. Атмосферные соединения азота, кислорода, фосфора, углерода: их значение для живых организмов; металлы в природе. Токсичные элементы и проблемы экологии человека.
реферат [3,5 M], добавлена 02.12.2010

10. Периодическая система элементов Менделеева
Изучение периодического закона и периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева как основы современной химии, которые относятся к научным закономерностям, отражают явления, реально существующие в природе. Основные сведения строения атомов.
реферат [28,9 K], добавлена 18.01.2011


Другие работы, подобные Особенности свойств химических элементов в зависимости расположения в группах периодических систем


Министерство образования и науки Украины

Реферат

по теме

«Особенности свойств химических элементов в зависимости расположения в группах периодических систем»

Содержание

Введение

1. Свойства элементов первой группы периодической системы Менделеева

2. Щелочные металлы в природе

3. Щелочные металлы как наиболее активные элементы

4. Применение свойств щелочных металлов в технике

5. Вторая группа периодической системы

6. Третья группа периодической системы

7. Химические элементы в составе групп с четвертой по седьмую

8. Особенность главных подгрупп с четвертой по седьмую

9. Восьмая группа периодической системы Менделеева

Список используемой литературы

Введение

Каждый из нас сегодня уже знаком с такой наукой как химия, ну и конечно же с периодической системой химических элементтов, которую создал известный ученный химик Дмитрий Иванович Менделеев.

Приодическаяч система создовалась с учетом различных особенностей и свойтв, проявляющих в химических элементахв время различных химических реакций, поэтому все элементы схожие по своим свойствам и особенностям были собраны в одну группу, следующие в другую, и таким образом современная таблица Менделеева включает в себя восемь групп, который уже делятся на подгруппы (главную и побочную). Таким образом можно рассмотреть особеннности химических элементов по группам и определить общие свойства, элементов одной группы и подгруппы.

1. Свойства элементов первой группы переодической системы Менделеева

Металлы главной подгруппы первой группы -- литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций -- называются щелочными металлами. Это название связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы натрия и калия -- издавна были известны под названием щелочей. Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Т. Дэви в 1807 г. впервые получил свободные калий и натрий.

Во внешнем электрнном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором снаружи электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов -- по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон, т.е. характеризуются низкой энергией ионизации.

Li

Na

К

Rb

Cs

Строение внешнего электронного слоя

2s1

3s1

4s1

5s1

6s1

атома Радиус атома, нм

0,155

0,189

0,236

0,248

0,268

Энергия ионизации

5,39

5,14

4,34

4,18

3,89

Радиус иона Э+, нм

0,068

0,098

0,133

0,149

0,165

Стандратная энтальпия атомизация

металла при 25°С,

кДж на 1 моль атомов

150,8

91,7

90,3

82,0

78,1

Атомная плотность

0,53

0,97

0,86

1,53

1,90

Температура плавле-

ния, °С

180,5

97,9

63,5

39,3

28,5

Температура кипе-

ния, °С

1340

886

771

690

672

Стандартный элек-

тродный потенциал

-3,045

-

-2,714

--2,925

-2,925

--2,923

Образующиеся при этом однозарядные положительные ионы имеют устойчивую электронную структуру соответствующего благородного газа (ион лития -- структуру атома гелия, ион натрия --атома неона и т. д.). Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у щелочных металлов особенно резко.

Одинаковое строение не только наружного, но и предпоследнего электронного слоя атомов всех щелочных металлов, кроме лития, обусловливает большое сходство свойств этих элементов. В то же время увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе сверху вниз по подгруппе создает некоторые различия в их свойствах. Как ив других группах, эти различия проявляются главным образом в увеличении легкости отдачи валентных электронов и усилении металлических свойств с возрастанием порядкового номера.

2. Щелочные металлы в природе

Получение и свойства щелочных металлов. Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2 % (масс). Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлорид натрия содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида или двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение, встречаются редко. Наиболее важными из них являются Соликамские, страссфуртские и эльзасские -- во Франции. Залежи натриевой селитры находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богас-Гол Каспийского моря, где эта соль в зимние месяцы толстым слоем осаждается на дне.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его мицералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах. Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются. Первым был открыт изотоп 223Fr; его существование было установлено французской исследовательницей М. Пере в 1939 г. Он образуется при распаде актиния и в ничтожном количестве встречается в природе. В настоящее время небольшие* количества франция получают искусственно.

Натрий и литий получают электролизом расплавов их соеди
нений, калий -- восстановлением из расплавов КОН или КС1 нат
рием, рубидий и цезий -- восстановлением из их хлоридов каль-.
цием. Все щелочные металлы кристаллизуются в кубической объемноцентрированной решетке. Они обладают металлическим блеском, который можно наблюдать на свежем разрезе металла. На воздухе блестящая поверхность металла сейчас же тускнеет вслед ствие окисления.

Щелочные металлы характеризуются незначительной твердостью, малой плотностью и низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий, самую низкую температуру плавления -- франций.

Приведенные в таблице данные показывают, что в большинстве случаев свойства щелочных металлов закономерно изменяются при переходе от лития к цезию. В основе наблюдающихся закономерностей лежит возрастание массы и радиуса атома в подгруппе сверху вниз. Рост массы приводит к возрастанию плотности. Увеличение радиуса обусловливает ослабление сил притяжения между атомами, что объясняет снижение температур плавления и кипения и уменьшение энергии атомизации металлов, а также уменьшение энергии ионизации атомов при переходе от лития к цезию. Однако стандартные электродные потенциалы щелочных металлов изменяются в ряду Li -- Cs не так правильно. Причина этого, подробно рассмотренная и заключается в том, что величины электродных потенциалов связаны с несколькими факторами, различно изменяющимися при переходе от одного элемента подгруппы к другому.

3. Щелочные металлы как наиболее активные элементы

Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Их высокая химическая активность обусловлена в первую очередь низкими значениями энергии ионизации их атомов -- легкостью отдачи ими валентных электронов. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию, это видно в таблице. Ясно, что химическая активность при этом возрастает.

Все щелочные металлы энергично соединяются с кислородом. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе; литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании. Характерно, что только литий, сгорая, образует нормальный оксид Li2O, остальные же щелочные металлы превращаются в пероксидные соединения: Na2O2, КО2, RbO2, CsO2. Не менее энергично, чем с кислородом, взаимодействуют щеллочные металлы с галогенами, особенно с хлором и фтором.

В ряду напряжений щелочные металлы стоят далеко впереди водорода и вытесняют водород из воды, при этом образуются сильные основания, например:

2К + 2Н2О = 2КОН + Н2

Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, щелочные металлы являются самыми энергичными восстановителями. Их восстановительная способность настолько велика, что они могут восстанавливать даже атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы Н. Так при нагревании щелочных металлов в струе водорода получаются их'гидриды, например:

2Na + Н2 = 2NaH

Гидриды щелочных металлов имеют ионное строение. Металл входит в их состав в виде катиона, а водород -- в виде аниона. Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде

4. Применение свойств щелочных металлов в технике

Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике. Литий применяется в ядерной энергетике. В частности, изотоп 6Li служит промышленным источником для производства трития, а изотоп 7Li используется как теплоноситель в урановых реакторах. Благодаря способности лития легко соединяться- с водородом, азотом, кислородом, серой, он применяется в металлургии для удаления следов этих элементов из металлов и сплавов. LiF и LiCt входят в состав флюсов, используемых при плавке металлов и сварке магния и алюминия. Используется литий и его соединения и в качестве топлива для-ракет. Смазки, содержащие соединения лития, сохраняют свои свойства при температурах от <--60 до +150 °С. Гидроксид лития входит в состав электролита щелочных аккумуляторов, благодаря чему в 2--3 раза возрастает срок их службы. Применяется литий также в керамик ческой, стекольной и других отраслях химической промышленности. Вообще, по значимости в современной технике этот металл является одним из важнейших редких элементов.

Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. В этих приборах, преобразующих лучистую энергию в энер«, гию электрического тока и основанных на явлении фотоэлектрического эффекта, используется способность атомов цезия и рубидия отщеплять валентные электроды при действии на металл лучистой энергии.

Однако наибольшее практическое значение имеют натрий, калий и их соединения.

5. Вторая группа периодической системы

В главную подгруппу II группы входят элементы бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. В свободном состоянии они представляют собой сереб* ристо-белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы» с довольно высокими температурами плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам. Первые два члена рассматриваемой подгруппы занимают в ней несколько особое положение, отличаясь во многих отношениях от остальных четырех элементов. Бериллий по некоторым своим свойствам приближается к алюминию (так называемое «диагональное сходство»).

Все изотопы последнего элемента подгруппы -- радия являются радиоактивными. Долгоживущий изотоп 226Ra раньше использовался в радиотерапии, в настоящее время его заменили более дешевыми изотопами других элементов, образующимися в ядерных реакторах.

В наружном электронном слое атомы элементов этой подгруппы имеют два электрона, во втором снаружи слое у бериллия находится два электрона, а у остальных элементов -- восемь. Два электрона внешнего слоя сравнительно легко отщепляются от атомов, которые превращаются при этом в положительные двух-зарядные, ионы. Поэтому в отношении химической активности эти элементы лишь немного уступают щелочным металлам. Подобно последним, они довольно быстро окисляются на воздухе и могут вытеснять водород из воды при комнатной температуре. Однако бериллий и магний взаимодействуют с водой очень медленно, так как образующиеся при этом гидроксиды малорастворимы в.водез покрывая поверхность металла, они затрудняют дальнейшее течение реакции. Остальные четыре металла ввиду лучшей растворимости их гидроксидов реагируют с водой значительно энергичнее.

Входящие в состав главной подгруппы кальций, стронций и барий издавна получили название щелочноземельных металлов. Происхождение этого названия связано с тем, что гидр-оксиды кальция, стронция и бария, так же, как и гидроксиды натрия и калия, обладают щелочными свойствами, оксиды же этих металлов по их тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов, носившими прежде общее название земель.

При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Пероксиды, поскольку они вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов. Оксиды кальция, стронция и бария непосредственно соединяются с водой, образуя гидроксиды. Растворимость последних сильно увеличивается при переходе от кальция к следующим щелочноземельным металлам. В такой же последовательности увеличиваются и основные свойства гидроксидов.

Щелочноземельные металлы могут соединяться с водородом,
образуя гидриды, аналогичные гидридам щелочных металлов (на
пример, СаН2). Замечательна склонность щелочноземельных металлов соединяться с азотом, возрастающая по мере увеличения их атомной массы. Уже при комнатной температуре щелочноземельные металлы медленно соединяются с азотом., образуя нитриды.

В отличие от солей щелочных металлов, многие из солей щелочноземельных металлов малорастворимы в воде. К таким солям относятся карбонаты, сульфаты, фосфаты и некоторые другие. Во всех своих соединениях щелочноземельные металлы имеют степень окисленности - 2.

6. Третья группа периодической системы

Третья группа периодической системы охватывает очень большое число химических элементов, так как в состав ее, кроме элементов главной и побочной подгрупп, входят элементы с порядковыми номерами 58--71 (лантаноиды) и с порядковыми номерами 90--103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами побочной подгруппы

Элементы главной подгруппы третьей группы -- бор, алюминий, галлий, индий и таллий -- характеризуются наличием трех электронов в наружном электронном слое атома. Второй снаружи электронный слой атома бора содержит два электрона, атома алюминия -- восемь, галлия, индия и таллия -- по восемнадцать электронов. Важнейшие свойства этих элементов приведены в табл. 35.

В

А1

Ga

In

Tl

Строение внешнего электрон-

ного слоя атома

2s22p1

3s33pl

4s24p1

5s25p1

6s26p1

Радиус атома, нм

0,091

0,143

0,139

0,166

0,171

Стандартная энтальпия атомизации, кДж на 1 моль атомов

561,6

329,1

272,9

238,1

181,0

Плотность, г/см3

2,34

2,70

5,90

7,31

11,85

Температура плавления, °С

2075

66С

29,8

156,4

304

Температура кипения, °С

3700

2500

2205

2000

1475

Металлические свойства рассматриваемых элементов выражены слабее, чем у соответствующих элементов главных подгрупп второй и особенно первой группы, а у бора преобладают неметаллические свойства. В соединениях они проявляют степень окисленности +3. Однако с возрастанием атомной массы появляются и более низкие степени окисленности. Для последнего элемента подгруппы -- таллия наиболее устойчивы соединения, в которых его степень окисленности равна +1.

С увеличением порядкового номера металлические свойства рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды алюминия, галлия и индия -- амфотерны, а оксид таллия (III) имеет основной характер. В практическом отношении наиболее важными из элементов третьей группы являются бор и алюминий.

7. Химические элементы в составе групп с четвертой по седьмую

Мы уже познакомились со свойствами элементов побочных подгрупп первых трех групп периодической системы и теперь, прежде чем рассматривать остальные побочные подгруппы, можем дать общую характеристику элементов, составляющих побочные подгруппы и называемых переходными элементами.

Хотелось бы немного добавитьь об характеристике переходных элементов. Особенности переходных элементов определяются, прежде всего, электронным строением их атомов, во внешнем электронном слое которых содержатся, как правило, два s-электрона (иногда -- один s-элек-трон*). Невысокие значения энергии ионизации этих атомов указывают на сравнительно слабую связь внешних электронов с ядром; так, для ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта энергии ионизации составляют соответственно 6,74; 6,76; 7,43; 7,90 и 7,86 эВ, Именно поэтому переходные элементы в образуемых ими соединениях имеют положительную окисленность и выступают в качестве характерных металлов, проявляя тем самым сходство с металлами главных подгрупп.

Однако между металлами главных и побочных подгрупп есть и существенные различия. Они также связаны с особенностями электронного строения переходных элементов, а именно с тем, что во втором снаружи электронном слое их атомов имеется неполностью занятый электронами d-подуровень. Для образования химических связей атомы переходных элементов могут использовать не только внешний электронный слой (как это имеет место у элементов главных подгрупп), но также электроны и свободные d-орбитали предшествующего слоя. Поэтому для переходных эле* ментов значительно более характерна переменная валентность, чем для металлов главных подгрупп. Возможность создания химических связей с участием ^-электронов и свободных d-орбиталей обусловливает и ярко выраженную способность переходных элементов к образованию устойчивых комплексных соединений. С этим же связана, как указывалось на стр. 578, характерная окраска многих соединений переходных элементов, тогда как соединения Металлов главных подгрупп в большинстве случаев бесцветны.

8. Особенность главных подгрупп с четвертой по седьмую

Почти все элементы главных подгрупп IV--VII групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп -- металлы. Поэтому в правой части периодической системы различия в свойствах элементов главных и подобных подгрупп проявляются особенно резко. Однако в тех случаях, когда элементы главной и побочной подгруппы находятся в высшей степени окисленности, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство. Так, хром, расположенный в побочной подгруппе VI группы, образует кислотный оксид СгО3, близкий по свойствам к триоксиду серы SОз. Оба эти вещества в обычных условиях находятся в твердом состоянии и образуют при взаимодействии с водой кислоты состава Н2ЭО4 (Э - обозначение какого-либо элемента в общей формуле). Точно так же оксиды марганца и хлора, соответствующие высшей степени окисленности этих элементов, -- Мп2О7 и СlО7 -- обладают сходными свойствами и представляют собой ангидриды сильных кислот, отвечающих общей формуле НЭО4.

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисленкости атомы элементов главных и побочных подгрупп приобретают сходное электронное строение. Например, атом хрома имеет электронную структуру Is22s22p63s23p63s54s1. Когда хром находится в степени окисленности +6 (например, в оксиде СгО3), шесть электронов его атома (пять 3d- и один 45-электрон)' вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгОз -- атомов кислорода) образуют общие электронные пары, осуществляющие химические связи. Остальные электроны, непосредственно не участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию Is22s22p63s23p6, отвечающую электронной струетуре благородного газа. Аналогично у ат@ма серы, находящегося в степени окисленности +6 (например, в три©кеиде серы SOsh шесть электронов участвуют -в образовании кевалентных связей, а конфигурация остальных (Is22s22p6) также соответствует электронной структуре благородного газа.

Мы знаем, что в пределах одного периода у элементов главных подгрупп, т. е. у s- и р-злементов, с возрастанием их порядкового номера число электронов во внешнем электронном слое атомов возрастает, что приводит к довольно быстрому переходу от типичных металлов к типичным неметаллам. У переходных элементов возрастание порядкового номера не сопровождается существенным изменением структуры внешнего электронного слоя, поэтому химические свойства этих элементов изменяются в периоде хотя и закономерно,- но гораздо менее резко, чем у элементов главных подгрупп.

В пределах одной декады переходных элементов (например, от скандия до цинка) максимальная устойчивая степень окисленности_ элементов сначала возрастает (благодаря увеличению числа d-злектронов, способных участвовать в образовании химических связей), а затем убывает (вследствие усиления взаимодействия ^-электронов с ядром по мере увеличения его заряда). Так, максимальная степень окисленности скандия, титана, ванадия, хрома и марганца совпадает с номером группы, тогда как для железа она равна шести, для кобальта, никеля и меди -- трем, а для цинка -- двум. В соответствии с этим изменяется и устойчивость соединений, отвечающих определенной степени окисленности элемента. Например, оксиды TiO и VO, содержащие титан и ванадий в степени окисленности +2, -- сильные восстановители, а аналогичные оксиды меди и цинка (СuО и ZnO) восстановительных свойств не проявляют.

В главных подгруппах устойчивость соединений, в которых элемент проявляет высшую степень окисленности, с увеличением порядкового номера элемента, как правило, уменьшается. Так, соединения, в которых степень окисленности углерода или кремния равна +4, вполне устойчивы, тогда как аналогичные соединения свинца (например, РЬО2) мало устойчивы и легко восстанавливаются. В побочных подгруппах проявляется обратная закономерность: с возрастанием порядкового номера элемента устойчивость высших окислительных состояний повышается. Так, соединения xpoMa(VI)--сильные окислители," а для соединений молибдена (VI) и вольфрама (VI) окислительные свойства не характерны.

В пределах каждой побочной подгруппы отмечается значительное сходство в свойствах элементов пятого и шестого периода. Как указывалось в §221, это связано с явлением лантаноидного сжатия.

В подгруппу титана входят элементы побочной подгруппы IV группы -- титан, цирконий, гафний и- искусственно полученный (см. стр. 107) курчатовий. Металлические свойства выражены у этих элементов сильнее, чем у металлов главной подгруппы четвертой группы.

9. Восьмая группа периодической системы Менделеева

В первую очередь стоит сказать, что главную подгруппу восьмой группы периодической системы составляют благородные газы -- гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Эти элементы характеризуются очень низкой химической активностью, что и дало основание назвать ихблагородными или инертными газами. Они лишь с трудом образуют соединения с другими элементами или веществами; химические соединения гелия, неона и аргона не подучены. Атомы благородных газов не соединены в молекулы, иначе говоря, их молекулы одноатомны.

Благородные газы заканчивают собой каждый период системы элементов. Кроме гелия, все они имеют в наружном электронном слое атома восемь электронов, образующих очень устойчивую систему. Также устойчива и электронная оболочка гелия, состоящая из двух электронов. Поэтому атомы благородных газов характерна зуются высокими значениями энергии ионизации и, как правило, отрицательными значениями энергии сродства к электрону.

Известно, что температуры затвердевания благородных газов чем ниже, тем меньше их, атомные массы или порядковые номера: самая низкая температура сжижения у гелия, а самая высокая -- у радона.

До конца XIX века полагали, что воздух состоит только из кислорода и азота, но в 1894 г. английский физик Дж. Рэлей установил, что плотность азота, полученного из воздуха (1,2572 г/л), несколько больше, чем плотность азота, полученного из его соединений (1,2505 г/л). Профессор химии У. Рамзай предположил, что, разница а платности вызвана присутствием в атмосферном азоте примеси какого-то более тяжелого газа. Связывая азот с раскаленным магнием (Рамзай) или вызывая действием электрического разряда его соединение с кислородом (Рэлей), оба ученых выделили из атмосферного азота небольшие количества химически инертного газа. Так был открыт неизвестный до того времени элемент, названный аргоном. Вслед за аргоном были выделены гелий, неон, криптон и ксенон, содержащиеся в воздухе в ничтожных количествах. Последний элемент подгруппы -- радон был открыт при изучении радиоактивных превращений.

Следует отметить, что существование благородных газов было предсказано еще в 1883 г., т. е. за 11 лет до открытия аргона, русским ученым Н. А. Морозовым (1854--1946), который за участие в революционном движении был в 1882 г. ааключен царским правительством в Шлиссельбургскую крепость. Н. А. Морозов правильно определил место благородных газов в периодической системе, выдвинул представления о сложном строении атома, о возможности синтеза' элементов и использования внутриатомной энергии. Из заключения Н, А, Морозов был освобожден в 1905 г., и его замечательные предвидения стали известны только в 1907 г. после издания его книги «Периодические системы строения вещества», написанной в одиночном заключении.

Долгое время считалось, что атомы благородных газов вообще неспособны к образованию химических связей с атомами других элементов. Были известны лишь сравнительно нестойкие молекулярные соединения благородных газов -- например, гидраты Аг6Н2О, Кг6Н2О, Хе6Н2О, образующиеся при действии сжатых благородных газов на кристаллизующуюся переохлажденную воду. Эти гидраты принадлежат к типу клатратов, валентные связи при образовании подобных соединений не возникают. Образованию клатратов с водой благоприятствует наличие в кристаллической структуре льда многочисленных полостей.

Однако в течение последних 3-4х десятилетий было установлено, что криптон, ксенон и радон способны вступать в соединение с другими элементами и прежде всего с фтором. Так, прямым взаимодействием благородных газов с фтором (при нагревании или в электрическом разряде) получены фториды XeF2, KrF4, XeF4 и RnF4. Все они представляют собой кристаллы, устойчивые при обычных условиях. Получены также производные ксенона в степени окисленности +6 -- гексафторид XeF6, триоксид ХеОз, гидр-оксид Хе(ОН)6. Последние два соединения проявляют кислотные свойства; гак, реагируя со щелочами, они образуют соли ксеноно-вой кислоты, например:

ХеО3 + Ва(ОН)2 = ВаХеО4 + Н2О.

Производные ксенона (VI) -- сильные окислители. Однако при действии на них еще более сильных окислителей можно получить соединения, в которых ксенон имеет степень окисленности +8. Из подобных соединений известны октафторид: Хер8, тетраоксид ХеО4 и оксогексафторид XeOF6.

Более высокая химическая активность криптона, ксенона и радона по сравнению с первыми членами группы благородных газов объясняется относительно низкими потенциалами ионизации их атомов. Для криптона, ксенона и радона эти величины близки к потенциалам ионизации некоторых других элементов (например, потенциал ионизации атома азота равен 14,53 В, атома хлорам -- 12,97 В). Наибольшее практическое применение находят аргон, неон и гелий.

О побочной подгруппе можно добавить, что она охватывает три триады d-элементов. Первую триаду образуют элементы; железо, кобальт и никель, вторую триаду -- рутений, родий.

Список используемой литературы

1. «Общая химия» Владимир Стародуб, 2007г.

2. «Химия. Практические задания с ответами и разъяснениями. Учебное пособие для выпускников и абитуриентов» Журавлева Т.А., 2007г.

3. «Общая химия» В.И. Сидоров, Е.Е. Платонова, Т.П. Никифорова, 2004г.


Скачать работу можно здесь Скачать работу "Особенности свойств химических элементов в зависимости расположения в группах периодических систем" можно здесь
Сколько стоит?

Рекомендуем!

база знанийглобальная сеть рефератов