In einer Reihe von Elementen nimmt o s se te zu. Chemie der Chalkogene

Chemie, wirklich notwendig! Wie verändern sich die oxidierenden Eigenschaften in der Reihe der Elemente S---Se---Te---Po? Erkläre die Antwort. und bekam die beste Antwort

Antwort von Yona Aleksandrovna Tkachenko[aktiv]
In der Sauerstoff-Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl der Radius der Atome zu und die Ionisierungsenergie, die die metallischen Eigenschaften der Elemente charakterisiert, ab. Daher ändern sich in der Reihe 0-S-Se-Te-Po die Eigenschaften der Elemente von nichtmetallisch zu metallisch. Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein typisches Nichtmetall (Gas) und Polonium ein bleiähnliches Metall.
Mit zunehmender Ordnungszahl der Elemente nimmt der Elektronegativitätswert der Elemente in einer Untergruppe ab. Negative Oxidationsstufen kommen immer seltener vor. Der oxidative Oxidationszustand wird immer weniger charakteristisch. Die oxidative Aktivität einfacher Stoffe der 02--S-Se--Te-Reihe nimmt ab. Obwohl Schwefel also viel schwächer ist, interagiert Selen direkt mit Wasserstoff, Tellur reagiert nicht damit.
Hinsichtlich der Elektronegativität steht Sauerstoff nach Fluor an zweiter Stelle und weist daher bei Reaktionen mit allen anderen Elementen ausschließlich oxidierende Eigenschaften auf. Schwefel, Selen und Tellur entsprechend ihren Eigenschaften. gehören zur Gruppe der Oxidations-Reduktionsmittel. Bei Reaktionen mit starken Reduktionsmitteln zeigen sie oxidierende Eigenschaften und wenn sie starken Oxidationsmitteln ausgesetzt werden. Sie oxidieren, das heißt, sie weisen reduzierende Eigenschaften auf.
Mögliche Wertigkeiten und Oxidationsstufen von Elementen der sechsten Gruppe der Hauptuntergruppe aus Sicht der Atomstruktur.
Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium bilden die Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Das äußere Energieniveau der Atome der Elemente dieser Untergruppe enthält 6 Elektronen, die die s2p4-Konfiguration haben und wie folgt auf die Zellen verteilt sind:

Antwort von 2 Antworten[Guru]

Hallo! Hier finden Sie eine Auswahl an Themen mit Antworten auf Ihre Frage: Chemie, das ist sehr notwendig! Wie verändern sich die oxidierenden Eigenschaften in der Reihe der Elemente S---Se---Te---Po? Erkläre die Antwort.

In der Reihe der Elemente O-S-Se nimmt mit zunehmender Ordnungszahl eines chemischen Elements die Elektronegativität 1) zu. 2) klug.
O-S-Se – nimmt ab
C-N-O-F – erhöht
Fluor ist das elektronegativste Element.

Dmitri Iwanowitsch Mendelejew entdeckte das periodische Gesetz, nach dem sich die Eigenschaften von Elementen und den von ihnen gebildeten Elementen periodisch ändern. Diese Entdeckung wurde im Periodensystem grafisch dargestellt. Die Tabelle zeigt sehr deutlich und deutlich, wie sich die Eigenschaften von Elementen über einen Zeitraum hinweg ändern und sich dann im nächsten Zeitraum wiederholen.

Um Aufgabe Nr. 2 des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie zu lösen, müssen wir lediglich verstehen und uns merken, welche Eigenschaften von Elementen sich in welche Richtung und wie ändern.

All dies ist in der folgenden Abbildung dargestellt.

Von links nach rechts nehmen Elektronegativität, nichtmetallische Eigenschaften, höhere Oxidationsstufen usw. zu. Und metallische Eigenschaften und Radien nehmen ab.

Von oben nach unten ist es umgekehrt: Metalleigenschaften und Atomradien nehmen zu, die Elektronegativität nimmt ab. Die höchste Oxidationsstufe, entsprechend der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau, ändert sich in dieser Richtung nicht.

Schauen wir uns Beispiele an.

Beispiel 1. In der Reihe der Elemente Na→Mg→Al→Si
A) Atomradien nehmen ab;
B) die Anzahl der Protonen in den Atomkernen nimmt ab;
C) die Zahl der elektronischen Schichten in Atomen nimmt zu;
D) die höchste Oxidationsstufe der Atome nimmt ab;

Wenn wir uns das Periodensystem ansehen, werden wir sehen, dass alle Elemente einer bestimmten Reihe in derselben Periode liegen und in der Reihenfolge aufgeführt sind, in der sie in der Tabelle von links nach rechts erscheinen. Um eine Frage dieser Art zu beantworten, müssen Sie lediglich einige Muster von Eigenschaftsänderungen im Periodensystem kennen. Von links nach rechts über den Zeitraum hinweg nehmen also die metallischen Eigenschaften ab, die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu, die Elektronegativität nimmt zu, die Ionisierungsenergie nimmt zu und der Radius der Atome nimmt ab. In der Gruppe von oben nach unten nehmen die metallischen und reduzierenden Eigenschaften zu, die Elektronegativität nimmt ab, die Ionisierungsenergie nimmt ab und der Radius der Atome nimmt zu.

Wenn Sie vorsichtig waren, haben Sie bereits festgestellt, dass in diesem Fall die Radien der Atome kleiner werden. Antwort A.

Beispiel 2. Um ihre oxidierenden Eigenschaften zu verstärken, werden die Elemente in der folgenden Reihenfolge angeordnet:
A. F→O→N
B. I→Br→Cl
B. Cl→S→P
G. F→Cl→Br

Wie Sie wissen, nehmen im Periodensystem von Mendelejew die oxidierenden Eigenschaften im Laufe der Periode von links nach rechts und in der gesamten Gruppe von unten nach oben zu. Bei Option B werden die Elemente einer Gruppe in der Reihenfolge von unten nach oben angezeigt. Also ist B geeignet.

Beispiel 3. Die Wertigkeit der Elemente im höheren Oxid nimmt in der Reihe zu:
A. Cl→Br→I
B. Cs→K→Li
B. Cl→S→P
G. Al→C→N

In höheren Oxiden weisen Elemente ihre höchste Oxidationsstufe auf, die mit der Wertigkeit übereinstimmt. Und die höchste Oxidationsstufe steigt in der Tabelle von links nach rechts. Schauen wir mal: In der ersten und zweiten Option erhalten wir Elemente, die sich in denselben Gruppen befinden, dort die höchste Oxidationsstufe und dementsprechend ändert sich die Wertigkeit in den Oxiden nicht. Cl→S→P – von rechts nach links angeordnet, das heißt im Gegenteil, ihre Wertigkeit im höheren Oxid nimmt ab. Aber in der Reihe Al→C→N sind die Elemente von links nach rechts angeordnet und ihre Wertigkeit im höheren Oxid nimmt zu. Antwort: G

Beispiel 4. In der Reihe der Elemente S→Se→Te
A) der Säuregehalt von Wasserstoffverbindungen nimmt zu;
B) die höchste Oxidationsstufe der Elemente nimmt zu;
C) die Wertigkeit von Elementen in Wasserstoffverbindungen nimmt zu;
D) die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene nimmt ab;

Wir schauen uns sofort die Position dieser Elemente im Periodensystem an. Schwefel, Selen und Tellur gehören zu einer Gruppe, einer Untergruppe. In der Reihenfolge von oben nach unten aufgelistet. Schauen wir uns noch einmal das Diagramm oben an. Von oben nach unten im Periodensystem nehmen die metallischen Eigenschaften zu, die Radien nehmen zu, die Elektronegativität, die Ionisierungsenergie und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen ab, die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene ändert sich nicht. Option D wird sofort ausgeschlossen. Wenn sich die Anzahl der externen Elektronen nicht ändert, ändern sich auch die Valenzmöglichkeiten und die höchste Oxidationsstufe nicht, B und C sind ausgeschlossen.

Damit bleibt Option A übrig. Überprüfen wir die Reihenfolge. Nach dem Kossel-Schema nimmt die Stärke sauerstofffreier Säuren mit abnehmender Oxidationsstufe des Elements und zunehmendem Radius seines Ions zu. Die Oxidationsstufe aller drei Elemente ist bei Wasserstoffverbindungen gleich, allerdings nimmt der Radius von oben nach unten zu, wodurch die Stärke der Säuren zunimmt.
Die Antwort ist A.

Beispiel 5. In der Reihenfolge der Abschwächung der Haupteigenschaften sind die Oxide in der folgenden Reihenfolge angeordnet:
A. Na 2 O→K 2 O→Rb 2 O
B. Na 2 O→MgO→Al 2 O 3
B. BeO→BaO→CaO
G. SO 3 →P 2 O 5 →SiO 2

Die Grundeigenschaften der Oxide werden synchron mit der Schwächung der metallischen Eigenschaften ihrer Bestandteile schwächer. Und die Ich-Eigenschaften werden von links nach rechts oder von unten nach oben schwächer. Na, Mg und Al sind einfach von links nach rechts angeordnet. Antwort B.

Aufgabe 773.
Was erklärt den Unterschied zwischen den Eigenschaften der Elemente der 2. Periode und den Eigenschaften ihrer elektronischen Analoga in nachfolgenden Perioden?
Lösung:
Der Unterschied zwischen den Eigenschaften von Elementen der 2. Periode und den Eigenschaften ihrer elektronischen Analoga in nachfolgenden Perioden wird erklärt
die Tatsache, dass die Atome der Elemente der 2. Periode in der äußeren elektronischen Schicht keine d-Unterebene enthalten. Beispielsweise sind die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI: O, S, Se, Te, Po elektronische Analoga, da ihre Atome sechs Elektronen in der äußeren elektronischen Schicht enthalten, zwei auf der s- und vier auf der p-Unterebene . Die elektronische Konfiguration ihrer Valenzschicht ist: ns2np4. Das Sauerstoffatom unterscheidet sich von den Atomen anderer Elemente der Untergruppe durch das Fehlen einer d-Unterebene in der äußeren elektronischen Schicht:

Diese elektronische Struktur des Sauerstoffatoms erlaubt es dem Atom daher nicht, Elektronen zu paaren Kovalenz Sauerstoff beträgt in der Regel 2 (die Anzahl der ungepaarten Valenzelektronen). Hier ist eine Erhöhung der Zahl ungepaarter Elektronen nur durch eine Überführung des Elektrons in das nächste Energieniveau möglich, was naturgemäß mit einem hohen Energieaufwand verbunden ist. Atome der Elemente der nachfolgenden Perioden +16S, +34Se, +52Te und +84Po auf der Valenzelektronenschicht haben freie d-Orbitale:

Diese elektronische Struktur der Atome ermöglicht es den Atomen dieser Elemente, Elektronen zu paaren, daher erhöht sich im angeregten Zustand die Zahl der ungepaarten Elektronen aufgrund der Übertragung von s- und p-Elektronen auf freie d-Orbitale. In dieser Hinsicht weisen diese Elemente auf Kovalenz gleich nicht nur 2, sondern auch 4 und 6:

A) ( Kovalenz – 4)

B) ( Kovalenz – 4)

Daher können Schwefel-, Selen- und Telluratome im Gegensatz zum Sauerstoffatom nicht nur an der Bildung von zwei, sondern auch von vier oder sechs kovalenten Bindungen beteiligt sein. Atome anderer Perioden verhalten sich ähnlich, haben ebenfalls unbesetzte d-Orbitale, können in einen angeregten Zustand übergehen und eine zusätzliche Anzahl ungepaarter Elektronen bilden.

Diagonale Ähnlichkeit von Elementen

Aufgabe 774.
Wie äußert es sich? diagonale Ähnlichkeit von Elementen? Was verursacht es? Vergleichen Sie die Eigenschaften von Beryllium, Magnesium und Aluminium.
Lösung:
Diagonale Ähnlichkeit ist die Ähnlichkeit untereinander von Elementen, die im Periodensystem der Elemente diagonal voneinander angeordnet sind, sowie der entsprechenden einfachen Substanzen und Verbindungen. Die Diagonale von links oben nach rechts unten vereint etwas ähnliche Elemente. Dies erklärt sich aus der ungefähr gleichen Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften in den Perioden und der metallischen Eigenschaften in den Gruppen. Diagonale Analogie kann sich in zwei Formen manifestieren: die Ähnlichkeit im allgemeinen chemischen Charakter der Elemente, die sich in allen Verbindungen desselben Typs manifestiert. Diagonale Analogie im weitesten Sinne beruht auf der Nähe der Energie- und Dimensionseigenschaften analoger Elemente. Dies wiederum wird durch eine nichtmonotone Änderung beispielsweise der Elektronegativität und der Bahnradien von Elementen horizontal (in einer Periode) und vertikal (in einer Gruppe) bestimmt. Aufgrund dieser Nichtmonotonie ist es möglich, dass der Unterschied zwischen den Eigenschaften von Elementen entlang der Diagonale kleiner ausfällt als horizontal und vertikal, was zu einer größeren chemischen Ähnlichkeit diagonal angeordneter Elemente in benachbarten Gruppen im Vergleich zur Gruppenanalogie führt. Die Ähnlichkeit kann durch die engen Ladungs-/Radiusverhältnisse des Ions erklärt werden.

Diagonale Ähnlichkeit beobachtet in Paaren der Elemente Li und Mg, Be und Al, B und Si usw. Dieses Muster ist auf die Tendenz zurückzuführen, dass sich die Eigenschaften vertikal (in Gruppen) und horizontal (in Perioden) ändern.

Damit verbunden ist eine Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften in Perioden von links nach rechts und in Gruppen von unten nach oben. Daher ähnelt Lithium Magnesium, Beryllium Aluminium, Bor Silizium und Kohlenstoff Phosphor. So bilden Lithium und Magnesium viele Alkyl- und Arylverbindungen, die häufig in der organischen Chemie verwendet werden. Beryllium und Aluminium haben ähnliche Redoxpotentiale. Bor und Silizium bilden flüchtige, hochreaktive molekulare Hydride.

Die chemischen Eigenschaften von Beryllium ähneln in vielerlei Hinsicht denen von Magnesium (Mg) und insbesondere Aluminium (Al). Die Ähnlichkeit der Eigenschaften von Beryllium und Aluminium erklärt sich aus dem nahezu identischen Verhältnis der Kationenladung zu ihrem Radius für die Be 2+- und Al 3+-Ionen. Be – weist, wie Aluminium, amphotere Eigenschaften auf.

Für Beryllium und Aluminium beträgt das Verhältnis von Ionenradius zu Ladung, 1/nm, 45,4 bzw. 41,7 und ist damit viel größer als für Magnesium – 24,4. Magnesiumhydroxid hat eine mittlere Base, während Beryllium und Aluminium amphotere Basen haben. Magnesium hat ein ionisches Chlorid-Kristallgitter, während Beryllium und Aluminium ein Molekülgitter haben (anonym); ionisch (kristallines Hydrat). Magnesiumhydrid ist eine ionische Verbindung und Beryllium- und Aluminiumhydride sind Polymere.

Physikalische und chemische Eigenschaften einfacher Stoffe der Elemente der Hauptuntergruppen

Aufgabe 775.
Was sind die allgemeinen Änderungsmuster der physikalischen und chemischen Eigenschaften einfacher Substanzen, die durch Elemente der Hauptuntergruppen des Periodensystems der Elemente gebildet werden: a) in einer Periode; b) in einer Gruppe?
Lösung:
a) in der Periode.
In Perioden (von links nach rechts) - die Kernladung nimmt zu, die Anzahl der elektronischen Niveaus ändert sich nicht und ist gleich der Periodenzahl, die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Schicht nimmt zu, der Atomradius nimmt ab, die reduzierenden Eigenschaften nehmen ab, die oxidierenden Eigenschaften nehmen zu, die höchste Oxidationsstufe steigt von +1 auf +7, die niedrigste Oxidationsstufe steigt von -4 auf +1, die metallischen Eigenschaften von Stoffen werden schwächer, nichtmetallische Eigenschaften nehmen zu. Dies ist auf die Zunahme der Elektronenzahl in der letzten Schicht zurückzuführen. In den Zeiträumen von links nach rechts nehmen die basischen Eigenschaften höherer Oxide und ihrer Hydrate ab und die sauren Eigenschaften zu.

b) in einer Gruppe.
In den Hauptuntergruppen (von oben nach unten) nimmt die Kernladung zu, die Anzahl der elektronischen Ebenen nimmt zu, die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Schicht ändert sich nicht und ist gleich der Gruppennummer, der Atomradius nimmt zu, die reduzierenden Eigenschaften nehmen zu, die oxidierenden Eigenschaften nehmen ab, die höchste Oxidationsstufe ist konstant und entspricht der Zahlengruppe, die niedrigste Oxidationsstufe ändert sich nicht und ist gleich (- Gruppennummer), die metallischen Eigenschaften von Stoffen werden verstärkt, nichtmetallische Eigenschaften sind geschwächt.. Die Formeln höherer Oxide (und ihrer Hydrate) sind den Elementen der Haupt- und Nebenuntergruppen gemeinsam. In höheren Oxiden und ihren Hydraten von Elementen der Gruppen I – III (außer Bor) überwiegen basische Eigenschaften; von IV bis VIII – saure Eigenschaften. In jeder Hauptuntergruppe (außer VIII) nimmt der basische Charakter der Oxide und Hydroxide von oben nach unten zu, während die sauren Eigenschaften schwächer werden.

Dies ist auf eine Zunahme der Anzahl elektronischer Schichten und damit auf eine Abnahme der Anziehungskräfte der Elektronen der letzten Schicht auf den Kern zurückzuführen.

Säure-Base-Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden von Elementen

Aufgabe 776.
Wie verändern sich die Säure-Base- und Redoxeigenschaften höherer Oxide und Hydroxide von Elementen mit zunehmender Ladung ihrer Kerne: a) innerhalb eines Zeitraums; b) innerhalb der Gruppe?
Lösung:
a) Innerhalb eines Zeitraums mit zunehmender Ladung der Atomkerne von Elementen ändern sich die Säure-Base-Eigenschaften ihrer höheren Oxide wie folgt, die Fähigkeit zur Säurebildung nimmt ab. Die Veränderung der Säure-Base-Eigenschaften über einen Zeitraum lässt sich am Beispiel der folgenden Verbindungen von Elementen der dritten Periode deutlich nachvollziehen:

Die Redoxeigenschaften ändern sich über Zeiträume mit zunehmender Atomladung der Elemente wie folgt: Die reduzierenden Eigenschaften der Elemente werden schwächer und die oxidativen Eigenschaften der Elemente nehmen zu. Beispielsweise nimmt in der dritten Periode die Reduktionsfähigkeit in der Reihenfolge Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5 ab und die Oxidationsfähigkeit nimmt in der Reihenfolge NaOH, Mg(OH) zu. 2, Al(OH) 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, HClO 4. Die säurereduzierenden Eigenschaften von Elementen hängen von der Anzahl der Oxidationsstufen ab, die sie aufweisen. Im Laufe der Zeit nimmt die Anzahl der Oxidationsgrade der Elemente auf natürliche Weise zu: Na weist zwei Oxidationsgrade auf (0 und +1), Cl – sieben (0, -1, +1, +3, +4, +5, +6). , +7).

b) In Gruppen ändern sich mit zunehmender Ladung der Atomkerne von Elementen die Säure-Base-Eigenschaften der Oxide und Hydroxide der Elemente wie folgt: Die basischen Eigenschaften nehmen zu und die sauren Eigenschaften werden schwächer. Beispielsweise nimmt in Gruppen elektropositiver Elemente die Stärke der Basen zu: Be(OH) 2 ist eine amphotere Verbindung und Ba(OH) 2 ist eine starke Base. In Gruppen nimmt mit zunehmender Ladung der Elementatome die Reduktionsfähigkeit höherer Oxide und Hydroxide von Elementen zu und die Oxidationsfähigkeit ab, beispielsweise für Elemente der Gruppe VII (HClO 4, HBrO 4, HIO 4), die am stärksten reduzierend sind Der Wirkstoff ist HClO 4 und der schwächste ist HIO 4 . In Gruppe II (BeO, MgO, CaO, SrO, BaO) ist BaO das stärkste Reduktionsmittel und BeO das schwächste.

Einführung

Ein Lehrbuch über die Chemie der Chalkogene ist das zweite einer Reihe, die sich mit der Chemie der Elemente der Hauptuntergruppen des Periodensystems von D. I. Mendelejew befasst. Es wurde auf der Grundlage einer Vorlesungsreihe über anorganische Chemie verfasst, die der Akademiemitglied Yu. D. Tretjakow und der Professor V. P. Zlomanov in den letzten 10 Jahren an der Moskauer Staatsuniversität gehalten haben.

Im Gegensatz zu zuvor veröffentlichten methodischen Entwicklungen präsentiert das Handbuch neues Faktenmaterial (Verkettung, die Vielfalt der Oxosäuren von Chalkogenen (VI) usw.) und bietet eine moderne Erklärung der Änderungsmuster in der Struktur und den Eigenschaften von Chalkogenverbindungen unter Verwendung der Konzepte der Quantenchemie, einschließlich der Methode der Molekülorbitale, des relativistischen Effekts usw. Das Material im Handbuch wurde ausgewählt, um den Zusammenhang zwischen dem theoretischen Kurs und dem praktischen Unterricht in der anorganischen Chemie deutlich zu veranschaulichen.

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§ 1. Allgemeine Eigenschaften von Chalkogenen (E).

Zu den Elementen der VI. Hauptuntergruppe (oder Gruppe 16 gemäß der neuen IUPAC-Nomenklatur) des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendelejew gehören Sauerstoff (O), Schwefel (S), Selen (Se), Tellur (Te) und Polonium (Po). . Der Gruppenname dieser Elemente lautet Chalkogene(Begriff „Chalkogen“ kommt von den griechischen Wörtern „chalkos“ – Kupfer und „genos“ – geboren), also „Geburt von Kupfererzen“, da sie in der Natur am häufigsten in Form von Kupferverbindungen (Sulfide, Oxide, Selenide usw. ).

Im Grundzustand haben Chalkogenatome die elektronische Konfiguration ns 2 np 4 mit zwei ungepaarten p-Elektronen. Sie gehören zu geraden Elementen. Einige Eigenschaften von Chalkogenatomen sind in Tabelle 1 aufgeführt.

Beim Übergang von Sauerstoff zu Polonium nehmen die Größe der Atome und ihre möglichen Koordinationszahlen zu, während die Ionisierungsenergie (E-Ion) und die Elektronegativität (EO) abnehmen. In Bezug auf die Elektronegativität (EO) steht Sauerstoff nach dem Fluoratom an zweiter Stelle, und die Schwefel- und Selenatome stehen auch nach Stickstoff, Chlor und Brom an zweiter Stelle; Sauerstoff, Schwefel und Selen sind typische Nichtmetalle.

In Verbindungen von Schwefel, Selen, Tellur mit Sauerstoff und Halogenen werden die Oxidationsstufen +6, +4 und +2 realisiert. Mit den meisten anderen Elementen bilden sie Chalkogenide, wobei sie in der Oxidationsstufe -2 vorliegen.

Tabelle 1. Eigenschaften von Atomen von Elementen der Gruppe VI.

Eigenschaften
Ordnungszahl
Anzahl stabiler Isotope
Elektronisch Aufbau			3d 10 4s 2 4p 4	4d 10 5s 2 5p 4	4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
Kovalenter Radius, E
Erste Ionisierungsenergie, E-Ion, kJ/mol
Elektronegativität (Pauling)
Atomaffinität für Elektronen, kJ/mol

Die Stabilität von Verbindungen mit der höchsten Oxidationsstufe nimmt von Tellur zu Polonium ab, für das Verbindungen mit den Oxidationsstufen 4+ und 2+ bekannt sind (z. B. PoCl 4, PoCl 2, PoO 2). Dies kann auf die Zunahme der Bindungsstärke der 6s 2-Elektronen mit dem Kern zurückzuführen sein relativistischer Effekt. Sein Wesen besteht darin, die Bewegungsgeschwindigkeit und damit die Elektronenmasse in Elementen mit einer großen Kernladung (Z>60) zu erhöhen. Die „Gewichtung“ der Elektronen führt zu einer Verringerung des Radius und einer Erhöhung der Bindungsenergie der 6s-Elektronen mit dem Kern. Dieser Effekt zeigt sich deutlicher bei Verbindungen von Bismut, einem Element der Gruppe V, und wird im entsprechenden Handbuch ausführlicher besprochen.

Die Eigenschaften von Sauerstoff unterscheiden sich wie bei anderen Elementen der 2. Periode von den Eigenschaften ihrer schwereren Gegenstücke. Aufgrund der hohen Elektronendichte und der starken Interelektronenabstoßung ist die Elektronenaffinität und Stärke der E-E-Bindung von Sauerstoff geringer als die von Schwefel. Metall-Sauerstoff-Bindungen (M-O) sind ionischer als M-S-, M-Se- usw. Bindungen. Aufgrund seines kleineren Radius ist das Sauerstoffatom im Gegensatz zu Schwefel in der Lage, starke Bindungen (p - p) mit anderen Atomen einzugehen – zum Beispiel Sauerstoff im Ozonmolekül, Kohlenstoff, Stickstoff, Phosphor. Beim Übergang von Sauerstoff zu Schwefel nimmt die Stärke der Einzelbindung aufgrund einer Abnahme der Interelektronenabstoßung zu und die Stärke der Bindung nimmt ab, was mit einer Vergrößerung des Radius und einer Abnahme der Wechselwirkung (Überlappung) einhergeht. von p-Atomorbitalen. Wenn also Sauerstoff durch die Bildung mehrerer (+) Bindungen gekennzeichnet ist, dann sind Schwefel und seine Analoga durch die Bildung von Einzelkettenbindungen – E-E-E – gekennzeichnet (siehe § 2.1).

Bei den Eigenschaften von Schwefel, Selen und Tellur gibt es mehr Analogien als bei Sauerstoff und Polonium. So nehmen in Verbindungen mit negativen Oxidationsstufen von Schwefel bis Tellur die reduzierenden Eigenschaften und in Verbindungen mit positiven Oxidationsstufen die oxidierenden Eigenschaften zu.

Polonium ist ein radioaktives Element. Das stabilste Isotop entsteht durch den Beschuss von Kernen mit Neutronen und den anschließenden Zerfall:

(1/2 = 138,4 Tage).

Der Zerfall von Polonium geht mit der Freisetzung großer Energiemengen einher. Daher zersetzen Polonium und seine Verbindungen die Lösungsmittel und Behälter, in denen sie gelagert werden, und die Untersuchung von Po-Verbindungen bereitet erhebliche Schwierigkeiten.

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§ 2. Physikalische Eigenschaften einfacher Stoffe.
Tabelle 2. Physikalische Eigenschaften einfacher Substanzen.

		Dichte	Temperaturen, o C		Zerstäubungswärme, kJ/mol	Elektrischer Widerstand (25 o C), Ohm. cm
			schmelzen
S
Se	verhexen.
						1.3. 10 5 (flüssig, 400 °C)
Diese Verhexungen.	verhexen.
Ro

Mit zunehmendem kovalenten Radius in der Reihe O-S-Se-Te-Po kommt es zu interatomaren Wechselwirkungen und den entsprechenden Temperaturen von Phasenübergängen sowie Zerstäubungsenergie, das heißt, die Energie des Übergangs einfacher fester Stoffe in den Zustand eines einatomigen Gases nimmt zu. Die Änderung der Eigenschaften von Chalkogenen von typischen Nichtmetallen zu Metallen geht mit einer Abnahme der Ionisierungsenergie (Tabelle 1) und der Strukturmerkmale einher. Typisch sind Sauerstoff und Schwefel Dielektrika, also Stoffe, die keinen elektrischen Strom leiten. Selen und Tellur - Halbleiter[Stoffe, deren elektrische Eigenschaften zwischen den Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen liegen (Dielektrika). Die elektrische Leitfähigkeit von Metallen nimmt ab, die von Halbleitern steigt mit steigender Temperatur, was auf die Besonderheiten ihrer elektronischen Struktur zurückzuführen ist)], und Polonium ist ein Metall.

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§ 2.1. Verkettung von Chalkogenen. Allotropie und Polymorphismus.

Eine der charakteristischen Eigenschaften von Chalkogenatomen ist ihre Fähigkeit, sich miteinander zu Ringen oder Ketten zu verbinden. Dieses Phänomen nennt man Verkettung. Der Grund dafür liegt in der unterschiedlichen Stärke von Einfach- und Doppelbindungen. Betrachten wir dieses Phänomen am Beispiel von Schwefel (Tabelle 3).

Tabelle 3. Energien von Einfach- und Doppelbindungen (kJ/mol).

Aus den angegebenen Werten folgt, dass die Bildung von zwei Singles erfolgt -Bindungen für Schwefel anstelle einer doppelten (+) ist mit einem Energiegewinn verbunden (530 - 421 = 109 J/mol). Für Sauerstoff hingegen ist eine Doppelbindung energetisch günstiger (494-292 = 202 kJ/mol) als zwei Einfachbindungen. Die Abnahme der Stärke der Doppelbindung beim Übergang von O zu S ist mit einer Vergrößerung der p-Orbitale und einer Abnahme ihrer Überlappung verbunden. Daher ist die Verkettung von Sauerstoff auf eine kleine Anzahl instabiler Verbindungen beschränkt: O 3 Ozon, O 4 F 2.

zyklische Polykationen .

Allotropie und Polymorphismus einfacher Substanzen sind mit der Verkettung verbunden. Allotropie ist die Fähigkeit desselben Elements, in verschiedenen molekularen Formen zu existieren. Das Phänomen der Allotropie bezieht sich auf Moleküle, die eine unterschiedliche Anzahl von Atomen desselben Elements enthalten, zum Beispiel O 2 und O 3, S 2 und S 8, P 2 und P 4 usw. Das Konzept des Polymorphismus gilt nur für Festkörper. Polymorphismus- die Fähigkeit eines festen Stoffes gleicher Zusammensetzung, eine unterschiedliche räumliche Struktur aufzuweisen. Beispiele für polymorphe Modifikationen sind monokliner Schwefel und rhombischer Schwefel, die aus identischen S 8 -Ringen bestehen, aber im Raum unterschiedlich angeordnet sind (siehe § 2.3). Betrachten wir zunächst die Eigenschaften von Sauerstoff und seiner allotropen Form – Ozon, und dann den Polymorphismus von Schwefel, Selen und Tellur.

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AKHMETOV M. A. LEKTION 3. ANTWORTEN AUF AUFGABEN.

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Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente. Atomradien, ihre periodischen Änderungen im System der chemischen Elemente. Änderungsmuster der chemischen Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen nach Perioden und Gruppen.

1. Ordnen Sie die folgenden chemischen Elemente N, Al, Si, C in der Reihenfolge zunehmender Atomradien an.

ANTWORT:

NUndCim gleichen Zeitraum gelegen. Befindet sich rechtsN. Dies bedeutet, dass Stickstoff weniger als Kohlenstoff ist.

C undSibefinden sich in derselben Gruppe. Aber höher als C. Also ist C kleiner alsSi.

SiUndAlliegt in einem Drittel der Periode, aber rechts davonSi, BedeutetSiweniger alsAl

Die Reihenfolge der zunehmenden Atomgrößen ist wie folgt:N, C, Si, Al

2. Welches der chemischen Elemente, Phosphor oder Sauerstoff, weist stärker ausgeprägte nichtmetallische Eigenschaften auf? Warum?

ANTWORT:

Sauerstoff weist ausgeprägtere nichtmetallische Eigenschaften auf, da er im Periodensystem der Elemente weiter oben und rechts steht.

3. Wie ändern sich die Eigenschaften von Hydroxiden der Gruppe IV der Hauptuntergruppe von oben nach unten?

ANTWORT:

Die Eigenschaften von Hydroxiden variieren von sauer bis basisch. AlsoH2 CO3 – Kohlensäure weist, wie der Name schon sagt, saure Eigenschaften auf undPb(OH)2 – Basis.

ANTWORTEN AUF TESTS

A1. Die Stärke sauerstofffreier Säuren von Nichtmetallen der Gruppe VIIA entsprechend der Zunahme der Ladung des Kerns der Atome der Elemente

	erhöht sich
	nimmt ab
	ändert sich nicht
	ändert sich regelmäßig

ANTWORT 1

Die Rede ist von Säuren.HF, HCl, HBr, HALLO. In einer ReiheF, Cl, Br, ICHes kommt zu einer Vergrößerung der Atome. Folglich vergrößert sich der KernabstandH– F, H– Cl, H– Br, H– ICH. Und wenn ja, bedeutet das, dass die Bindungsenergie schwächer wird. Und ein Proton lässt sich in wässrigen Lösungen leichter entfernen

A2. Das Element hat in einer Wasserstoffverbindung und einem höheren Oxid den gleichen Wertigkeitswert

	Germanium

ANTWORT: 2

Natürlich handelt es sich um ein Element der Gruppe 4 (siehe Punkt. c-mu-Elemente)

A3. In welcher Reihe sind einfache Stoffe in der Reihenfolge zunehmender metallischer Eigenschaften angeordnet?

ANTWORT 1

Es ist bekannt, dass die metallischen Eigenschaften einer Gruppe von Elementen von oben nach unten zunehmen.

A4. In der Reihe Na ® Mg ® Al ® Si

	die Zahl der Energieniveaus in Atomen nimmt zu
	Die metallischen Eigenschaften der Elemente werden verbessert
	die höchste Oxidationsstufe der Elemente nimmt ab
	schwächen die metallischen Eigenschaften von Elementen

ANTWORT: 4

Im Zeitraum von links nach rechts nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften zu und die metallischen Eigenschaften ab.

A5. Bei Elementen nimmt die Kohlenstoffuntergruppe mit zunehmender Ordnungszahl ab

ANTWORT: 4.

Elektronegativität ist die Fähigkeit, bei der Bildung einer chemischen Bindung Elektronen zu sich selbst hin zu verschieben. Elektronegativität steht fast in direktem Zusammenhang mit nichtmetallischen Eigenschaften. Die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen ab und die Elektronegativität nimmt ab

A6. In der Reihe der Elemente: Stickstoff – Sauerstoff – Fluor

erhöht sich

ANTWORT: 3

Die Anzahl der Außenelektronen ist gleich der Gruppennummer

A7. In der Reihe der chemischen Elemente:

Bor – Kohlenstoff – Stickstoff

erhöht sich

ANTWORT:2

Die Anzahl der Elektronen in der äußeren Schicht entspricht der höchsten Oxidationsstufe, außer (F, Ö)

A8. Welches Element hat ausgeprägtere nichtmetallische Eigenschaften als Silizium?

ANTWORT 1

Kohlenstoff gehört zur gleichen Gruppe wie Silizium, nur höher.

A9. Chemische Elemente sind in aufsteigender Reihenfolge ihres Atomradius in der Reihe angeordnet:

ANTWORT: 2

Bei Gruppen chemischer Elemente nimmt der Atomradius von oben nach unten zu

A10. Die ausgeprägtesten metallischen Eigenschaften des Atoms sind:

1) Lithium 2) Natrium

3) Kalium 4) Kalzium

ANTWORT: 3

Unter diesen Elementen befindet sich Kalium unten und links

A11. Die am stärksten ausgeprägten sauren Eigenschaften sind:

Antwort: 4 (siehe Antwort zu A1)

A12. Säureeigenschaften von Oxiden der Reihe SiO2 ® P2O5 ® SO3

1) schwächen

2) intensivieren

3) nicht ändern

4) regelmäßig ändern

ANTWORT: 2

Die sauren Eigenschaften von Oxiden nehmen ebenso wie die nichtmetallischen Eigenschaften in den Perioden von links nach rechts zu

A13. Mit zunehmender Kernladung der Atome nehmen die sauren Eigenschaften der Oxide zu

N2O5 ® P2O5 ® As2O5 ® Sb2O5

1) schwächen

2) intensivieren

3) nicht ändern

4) regelmäßig ändern

ANTWORT 1

In Gruppen von oben nach unten schwächen sich die sauren Eigenschaften ebenso ab wie die nichtmetallischen

A14. Saure Eigenschaften von Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppe VIA mit zunehmender Ordnungszahl

1) intensivieren

2) schwächen

3) bleiben unverändert

4) regelmäßig ändern

ANTWORT: 3

Die sauren Eigenschaften von Wasserstoffverbindungen hängen mit der Bindungsenergie zusammenH- El. Diese Energie wird von oben nach unten schwächer, was bedeutet, dass die sauren Eigenschaften zunehmen.

A15. Die Fähigkeit, Elektronen in der Reihe Na ® K ® Rb ® Cs abzugeben

1) schwächt sich

2) intensiviert sich

3) ändert sich nicht

4) ändert sich regelmäßig

ANTWORT: 2

In dieser Reihe nehmen die Anzahl der Elektronenschichten und der Abstand der Elektronen vom Kern zu, wodurch die Fähigkeit, ein äußeres Elektron abzugeben, zunimmt

A16. In der Serie Al ®Si ®P ®S

1) Die Anzahl der elektronischen Schichten in Atomen nimmt zu

2) Nichtmetallische Eigenschaften werden verbessert

3) Die Anzahl der Protonen in den Atomkernen nimmt ab

4) Atomradien nehmen zu

ANTWORT: 2

In der Zeit mit zunehmender Kernladung nehmen die nichtmetallischen Eigenschaften zu

A17. In den Hauptuntergruppen des Periodensystems nimmt die Reduktionsfähigkeit der Atome chemischer Elemente ab

ANTWORT 1

Mit zunehmender Anzahl elektronischer Ebenen nimmt der Abstand und die Abschirmung der Außenelektronen vom Kern zu. Folglich erhöht sich ihre Fähigkeit zur Rückkehr (wiederherstellende Eigenschaften).

A18. Nach modernen Konzepten hängen die Eigenschaften chemischer Elemente periodisch davon ab

ANTWORT: 3

A19. Atome chemischer Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen sind angeordnet

	schräg
	in einer Gruppe
	in einer Untergruppe
	in einer Periode

ANTWORT: 2

A20. Ein Element mit der Seriennummer 114 muss ähnliche Eigenschaften haben wie

ANTWORT: 3. Dieses Element wird lokalisiert in einer Zelle, die derjenigen entspricht, die von Lead In besetzt istVIGruppe

A21. In Perioden verlaufen die reduzierenden Eigenschaften chemischer Elemente von rechts nach links

	Zunahme
	verringern
	verändere dich nicht
	periodisch ändern

ANTWORT 1

Die Kernladung nimmt ab.

A22. Elektronegativität bzw. Ionisierungsenergie in der O–S–Se–Te-Reihe

	erhöht, erhöht
	nimmt zu, nimmt ab
	nimmt ab, nimmt ab
	nimmt ab, nimmt zu

ANTWORT: 3

Die Elektronegativität nimmt mit zunehmender Anzahl gefüllter Elektronenschichten ab. Ionisierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem Atom zu entfernen. Es nimmt auch ab

A23. In welcher Reihe sind die Vorzeichen chemischer Elemente in der Reihenfolge zunehmender Atomradien angeordnet?