Кислотно-основные свойства химических соединений, их изменение в группе и периоде
Как определить какими свойствами обладает вещество — кислотными или основными? Что такое кислота? И что есть основание?
Существует три подхода к определению кислот и оснований.
1) По определению Аррениуса:
кислоты в водных растворах диссоциирует на ионы водорода и анионы,
основания диссоциируют на гидроксид-ионы и катионы.
3) Электронная теория Льюиса (апротонная теория)
допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной.
Кислота — вещество, способное присоединять электронную пару,
основание – вещество, способное отдавать электронную пару.
При взаимодействии донора электронной пары: NF3 (основание) и акцептора электронной пары BF3 (кислота) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной (двухэлектронной двухцентровой) связи.
Теперь давайте рассмотрим, как происходит изменение кислотно-основных свойств некоторых соединений по группам и по периодам.
1) Бинарные соединения неметаллов с водородом
В группах сверху вниз (например, в ряду НF-HCl-HBr-HI) отрицательно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+ (т.к радиус ионов неметаллов увеличивается и, соответственно, увеличивается длина связи). В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.
В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливается.
Метан не проявляет кислотно-основных свойств (и в воде не растворяется), раствор аммиака в воде дает щелочную среду, вода — нейтральное соединение, раствор фтороводорода в воде — слабая кислота (плавиковая).
2) Кислородосодержащие кислоты
В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:
В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:
Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз:
Периодический закон
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.
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.
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.
Период, группа и электронная конфигурация
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.
Длина связи
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
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
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.
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).
Восстановительные и окислительные свойства
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
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.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
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.
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.
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.
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.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
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.
От чего зависят кислотно-основные свойства
Содержание статьи
Что такое кислотно-основные свойства
Основные свойства проявляют металлы, их оксиды и гидроксиды. Кислотные свойства проявляются неметаллы, их соли, кислоты и ангидриды. Существуют также амфотерные элементы, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства. Цинк, алюминий и хром являются одними из представителей амфотерных элементов. Щелочные и щелочно-земельные металлы проявляют типичные основные свойства, а сера, хлор и азот кислотные.
Так, при реакции оксидов с водой, в зависимости от свойств основного элемента, получается либо основание или гидроксид, либо кислота.
Периодическая таблица Менделеева, как показатель кислотно-основных свойств
Таблица Менделеева может помочь в определении кислотно-основных свойств элементов. Если посмотреть на таблицу Менделеева, то можно увидеть такую закономерность, что по горизонтали слева-направо усиливаются неметаллические или кислотные свойства. Соответственно ближе к левому краю находятся металлы, по центру амфотерные элементы, а справа неметаллы. Если посмотреть на электроны и их притяжение к ядру, то заметно, что в левой части элементы имеют слабый заряд ядра, а электроны находятся на s-уровне. В результате таким элементам проще отдать электрон, нежели элементам, находящимся в правой части. Неметаллы имеют достаточно высокий заряд ядра. Тем самым усложняется отдача свободных электронов. Таким элементам проще присоединить к себе электроны, проявляя кислотные свойства.
Три теории для определения свойств
Существуют три подхода, определяющих какие свойства имеет соединение: протонная теория Бренстеда-Лоури, апротонная электронная теория Льюиса, теория Аррениуса.
Согласно протонной теории кислотными свойствами обладают соединения, способные отдавать свои протоны. Такие соединения были названы донорами. А основные свойства проявляются способностью акцептировать или присоединять протон.
Апротонный подход подразумевает то, что акцептирование и донорство протонов для определения кислотно-основных свойств необязательно. Кислотные свойства по данной теории проявляются возможностью принять электронную пару, а основные, наоборот, отдать эту пару.
§ 11. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и образуемых ими веществ
| Сайт: | Профильное обучение |
| Курс: | Химия. 11 класс |
| Книга: | § 11. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и образуемых ими веществ |
| Напечатано:: | Гость |
| Дата: | Воскресенье, 26 Декабрь 2021, 07:56 |
Оглавление
Объяснить и предсказать химические свойства веществ (металлические и неметаллические, окислительно-восстановительные и кислотно-основные) можно, используя сведения о периодическом изменении свойств атомов по мере увеличения заряда их ядра, важнейшие из которых — радиус атома, значения его электроотрицательности и степени окисления. Проанализируем, как эти свойства зависят от электронного строения атомов.
Периодичность изменения радиусов атомов элементов
Радиус атома определяется размером его электронной оболочки. С точки зрения вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве атом не имеет чётких границ. Поэтому радиус атома — это условная величина. За радиус атома будем принимать расстояние от ядра до внешней электронной оболочки, занятой электронами. Как указано в § 9, в сфере с таким радиусом сосредоточено около 90 % электронной плотности.
Сопоставив характер изменения радиусов атомов ( рис. 21 ) с их электронным строением, можно сделать следующие выводы:
Значения радиусов атомов являются важной характеристикой химических элементов, поскольку они определяют связь внешних, валентных, электронов с атомом. Чем меньше радиус, тем сильнее валентные электроны удерживаются в атоме и наоборот.
Силы притяжения или отталкивания заряженных частиц определяются законом Кулона: сила взаимодействия двух заряженных тел прямо пропорциональна произведению модулей их зарядов и обратно пропорциональна квадрату расстояния между ними:
Периодичность изменения электроотрицательности атомов
В 1932 году Л. Полинг ввёл в химию понятие электроотрицательности как меры способности данного атома притягивать к себе электроны от химически связанных с ним других атомов.
Анализ данных рисунка 22 указывает на периодический характер изменения электроотрицательности с ростом атомного номера элемента: по периоду она увеличивается, по группе — уменьшается. Объяснить это можно тем, что в периоде по мере роста заряда ядра электроны сильнее притягиваются к ядру, в группе с ростом числа электронных слоёв притяжение ослабевает.
К элементам с наибольшей электроотрицательностью относятся F, O, N, Cl. Самым электроотрицательным элементом является фтор ( χ = 4,0 ). Самая низкая электроотрицательность у щелочных металлов.
Периодичность изменения степеней окисления
Напомним, что степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный из предположения, что это соединение состоит из ионов. При определении степени окисления считают, что электроны, участвующие в химической связи, полностью переходят к более электроотрицательному атому. Число присоединённых атомом электронов показывает значение отрицательной степени окисления, число отданных — значение положительной степени окисления.
Анализ высших и низших степеней окисления, значения которых приведены в таблице 7, позволяет сделать следующие выводы:
Таблица 7. Наиболее характерные степени окисления и электроотрицательность атомов элементов 1 – 3-го периодов
| Группа | IA | IIA | IA | IIA | IIIA | IVA | VA | VIA | VIIA | VIIIA | IA | IIA | IIIA | IVA | VA | VIA | VIIA | VIIIA | |
| Элементы | H | He | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | |
| Электроотрицательность | 2,2 | 1,0 | 1,6 | 2,0 | 2,5 | 3,0 | 3,5 | 4,0 | 0,9 | 1,3 | 1,6 | 1,9 | 2,2 | 2,6 | 3,0 | ||||
| Степени окисления | +7 | +7 | |||||||||||||||||
| +6 | +6 | ||||||||||||||||||
| +5 | +5 | +5 | +5 | ||||||||||||||||
| +4 | +4 | +4 | +4 | +4 | |||||||||||||||
| +3 | +3 | +3 | +3 | +3 | +3 | ||||||||||||||
| +2 | +2 | +2 | +2 | +2 | +2 | ||||||||||||||
| +1 | +1 | +1 | +1 | +1 | +1 | ||||||||||||||
| 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | 0 | |
| –1 | –1 | –1 | –1 | -1 | |||||||||||||||
| –2 | –2 | –2 | -2 | ||||||||||||||||
| –3 | –3 | –3 | |||||||||||||||||
| –4 | –4 | –4 | |||||||||||||||||
| Формула электронной конфигурации внешнего электронного слоя | 1s 1 | 1s 2 | 2s 1 | 2s 2 | 2s 2 2p 1 | 2s 2 2p 2 | 2s 2 2p 3 | 2s 2 2p 4 | 2s 2 2p 5 | 2s 2 2p 6 | 3s 1 | 3s 2 | 3s 2 3p 1 | 3s 2 3p 2 | 3s 2 3p 3 | 3s 2 3p 4 | 3s 2 3p 5 | 3s 2 3p 6 | |
Периодичность в изменении свойств простых и сложных веществ
При делении химических элементов на металлы и неметаллы используют критерии, связанные со свойствами образуемых ими простых и сложных веществ ( табл. 8 ).
Таблица 8. Отличительные признаки металлов и неметаллов
| Строение и свойства | Металлы | Неметаллы |
| Строение и свойства атомов | При взаимодействии с неметаллами отдают им свои электроны | При взаимодействии с металлами притягивают к себе их электроны |
| На внешнем электронном слое содержится, как правило, 1–3 электрона | На внешнем электронном слое содержится 4–8 электронов, кроме атомов В, He и H | |
| Имеют низкие значения электроотрицательности | Имеют высокие значения электроотрицательности | |
| Физические свойства простых веществ | Высокая электро- и теплопроводность простых веществ. Электропроводность снижается с ростом температуры | Теплоизоляционные свойства простых веществ высокие. Низкая электропроводность |
| Пластичность простых веществ | Хрупкость простых веществ | |
| Общие свойства соединений | В водных растворах солей преимущественно существуют в виде катионов | В водных растворах солей существуют в составе анионов |
| Образуют преимущественно основные и амфотерные оксиды | Образуют кислотные оксиды | |
| Образуют сильные и слабые основания | Образуют сильные и слабые кислоты |
Проявление металлических свойств простыми веществами связано со способностью атомов, имеющих низкие значения электроотрицательности, терять электроны. В периодах с уменьшением размеров атомов электроотрицательность растёт, ослабевают металлические и восстановительные свойства простых веществ. Периоды начинаются щелочными металлами, а заканчиваются неметаллами — благородными газами. В группах с увеличением радиуса атома электроотрицательность уменьшается, усиливаются металлические и восстановительные свойства простых веществ, соответственно, неметаллические и окислительные — ослабевают.
Ослабление металлических свойств по периоду выражается ещё и в том, что у оксидов и гидроксидов элементов основные свойства постепенно ослабевают и переходят в амфотерные, а далее нарастают кислотные свойства ( табл. 9 ). Атомы с наиболее высокими значениями электроотрицательности образуют кислоты.
Таблица 9. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов третьего периода
| Параметры сравнения | Группа | ||||||
| I | II | III | IV | V | VI | VII | |
| Высшая степень окисления | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 |
| Высший оксид и его свойства | Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 |
| Основные оксиды | Амфотерный оксид | Кислотные оксиды | |||||
| Гидроксид и его свойства | NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 |
| Основания | Амфотерный гидроксид | Очень слабая кислота | Слабая кислота | Сильная кислота | Очень сильная кислота | ||
| Водородные соединения (гидриды) | NaH | MgH2 | AlH3 | SiH4 | PH3 | H2S | HCl |
| Нелетучие водородные соединения металлов | Летучие водородные соединения неметаллов | ||||||
При одинаковом значении степеней окисления атомов основные свойства гидроксидов (и оксидов) возрастают с увеличением размера атомов и уменьшением их электроотрицательности, так как ослабевает взаимодействие катионов металлов с гидроксид-ионами. Поэтому сила оснований возрастает по группам периодической системы.
В группах с увеличением радиусов атомов элементов кислотные свойства оксидов и гидроксидов постепенно ослабевают ( табл. 10 ).
Следует отметить, что водородные соединения металлов — твёрдые вещества, а неметаллов — как правило, газообразные вещества.
Т аблица 10. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов некоторых элементов IIA-группы
| Период | Группа IIA | ||
| Элемент | Высший оксид и его свойства | Гидроксид и его свойства | |
| 2 | Be | ВеО — амфотерный оксид | Be(OH)2 — амфотерный гидроксид |
| 3 | Mg | MgO — основный оксид | Mg(OH)2 — основание |
| 4 | Ca | CaO — основный оксид | Ca(OH)2 — сильное основание |
| 5 | Sr | SrO — основный оксид | Sr(OH)2 — сильное основание |
*Зависимость свойств оксидов и гидроксидов от значения степени окисления элемента в соединении
Степень окисления атомов, образующих оксиды и гидроксиды, влияет на характер свойств этих веществ.
Аналогичная закономерность наблюдается и для соответствующих этим оксидам гидроксидов: LiOH — сильное основание; Be(OH)2 — амфотерный гидроксид; Н3ВО3 (или B(OH)3) и H2CO3 — слабые кислоты; HNO3 — сильная кислота.
| Оксиды | |||||
| Гидроксиды | |||||
| Растёт степень окисления, уменьшается радиус атома элемента | |||||
 | |||||
| Нарастают кислотные свойства | |||||
 | |||||
| Ослабевают основные свойства | |||||
Усиление кислотных свойств оксидов и гидроксидов с увеличением значения степени окисления элемента в соединении наблюдается и для отдельных элементов. Так, изменение свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора можно выразить следующей схемой:
| Растёт степень окисления атома хлора | |||
| |||
| Усиливаются кислотные свойства, повышается устойчивость соединений | |||
 | |||
| Усиливается окислительная способность |
Таким образом, c увеличением значения степени окисления хлора устойчивость его гидроксидов (кислот) растёт, а их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильным окислителем является хлорноватистая кислота (HClO), а наименее сильным — хлорная кислота (HClO4).
Такая же закономерность — усиление кислотных свойств гидроксида (и, соответственно, ослабление его основных свойств) — с ростом степени окисления элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. Наиболее ярко эта закономерность прослеживается в оксидах и гидроксидах хрома и марганца, что мы специально рассмотрим в § 49.1.
Вопросы, задания, задачи
1. Расположите в порядке возрастания атомных радиусов элементы: Cl, N, Si, He, Li, Al. Дайте объяснение.
2. Объясните, почему атомный радиус при переходе:
3. Используя закономерности в изменении атомных радиусов, объясните изменение электроотрицательности атомов в ряду элементов:
4. Вам известно, что сходство свойств элементов одной и той же группы объясняется одинаковым числом валентных электронов. Укажите, чем обусловлено различие свойств элементов одной группы.
5. Укажите максимальные и минимальные степени окисления атомов: Ca, Cl, K, Na, Mg, Si, P.
6. Нарисуйте в тетради и заполните таблицу «Изменение свойств атомов и их соединений по периодам и группам».
| Свойства | Характер изменения при движении в таблице | |
| По периоду | По группе | |
| Заряд ядра атома | ||
| Число электронных слоёв в атоме | ||
| Число электронов на внешнем слое атома | ||
| Радиус атома | ||
| Электроотрицательность | ||
| Способность притягивать электроны | ||
| Способность отдавать электроны | ||
| Металлические свойства простых веществ | ||
| Неметаллические свойства простых веществ | ||
| Основные свойства оксидов и гидроксидов элементов | ||
| Кислотные свойства оксидов и гидроксидов | ||
7. Из предложенного перечня характеристик выберите те, которые линейно (а не периодически) изменяются с ростом заряда ядра атома: электроотрицательность, число протонов, радиус атома, масса атома, общее число электронов, число электронов на внешнем слое, степень окисления.
8. Для азота характерны следующие степени окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3. Какие свойства — окислительные или восстановительные — выражены у азота в каждой из этих степеней окисления?
9. Исходя из положения элементов N, P, С, Al, S в периодической системе, сравните кислотные свойства:
1. Состав высших оксидов выражается общей формулой ЭО3 для элементов:
2. Электроотрицательность элементов возрастает в рядах:
3. Осно́вные свойства веществ сначала возрастают, а затем убывают в рядах:
4. Металлические свойства у первого простого вещества выражены сильнее, чем у второго, в паре:
5. Кислотные свойства наиболее сильно выражены у гидроксида:
