Головна Енциклопедія Реакції Добавки Ще
Авторизація:

p-Елементи




До p-елементів періодичної системи належать елементи з валентним p-підрівнем. Ці елементи розташовані у III, IV, V, VI, VII, VIII групах, головних підгрупах періодичної системи Д.І.Менделєєва. В періоді орбітальні радіуси атомів зі збільшенням атомного номеру зменшуються, а енергія іонізації в цілому зростає. У підгрупах елементів зі збільшенням номеру елементу, розміри атомів загалом збільшуються, а енергія іонізації зменшується.


  p-Елементи III групи
До p-елементів III групи належать бор B, алюміній Al, галій Ga, індій In і талій Tl. За характером цих елементів бор є типовим неметалом, решта - метали. У межах підгрупи простежуються різкий перехід від неметалу до металів. Властивостями та поведінкою бор подібний до силіцію, що є результатом діагональної спорідненості елементів у періодичній системі, згідно з якою зміщення в періоді вправо спричиняє посилення неметалічного характеру, а вниз по групі - металічного, тому аналогічні за властивостями елементи виявляються розміщеними діагонально поруч, наприклад Li та Mg, Br та Al, B та Si.

Електронна будова валентних підрівнів атомів p-елементів III групи в основному стані має вигляд ns2np1. У сполуках бор та алюміній тривалентні, галій та індій, крім того, можуть утворювати сполуки із ступенем окиснення +1, а для талію останній є доволі характерним.

Алюміній є одним з найпоширеніших елементів природи, бор - достатньо поширений, галій, індій а талій поширені мало і дуже розсіяні, тому належать до рідкісних.



p-Елементи IV групи
До p-елементів IV групи належать вуглець C, силіцій Si, германій Ge, олово Sn та свинець Pb. Загальна електронна конфігурація валентних підрівнів атомів p-елементів в основному стані ns2np2. Внаслідок наявності 2-х неспарених p-електронів у сполуках вони можуть виявляти ступінь окиснення +2, при чому ця тенденція посилюється у напрямку до свинцю. Атоми можуть переходити у збуджений стан з утворенням чотирьох валентних електронів, що зумовлює виникнення сполук зі ступенем окиснення +4. Цей стан є найхарактернішим для вуглецю та силіцію, здатність до виявлення ступеня окиснення +4 послаблюється в напрямку до свинцю.

Характер зміни фізичних властивостей елементів і відповідних простих речовин свідчить про закономірне послаблення неметалічних і посилення металічних властивостей у ряду C - Si - Ge - Pb.

Вуглець і силіцій - типові неметали, які утворюють атомні кристалічні ґратки з ковалентним зв'язком. Їх прості речовини характеризуються високими твердістю, температурами плавлення та кипіння. Для германію ці параметри залишаються відносно великими, що разом із хрупкістю характеризує його як алмазоподібний кристал з ковалентним типом зв'язку. Водночас у германію вже виявлено деякий внесок металічного зв'язку. На це вказує помітне зменшення ширини забороненої зони та зростання електропровідності. Для олова напівпровідникові властивості зберігаються лише до температури 13,2°С, при подальшому нагріванні олово переходить у металічний стан. Свинець - метал, який не виявляє напівпровідникових властивостей. Зростання металічних властивостей супроводжується поступовим зменшенням енергії іонізації елементів, їх електронегативності та посиленням відновної здатності простих речовин.



p-Елементи V групи
До p-елементів V групи належать азот N, фосфор P, арсен As, стибій Sb та бісмут Bi, при чому азот і фосфор є типовими елементами, а решта елементів утворюють підгрупу арсену. Електронна конфігурація валентних підрівнів елементів в основному стані ns2np3.

На останньому енергетичному рівні атоми елементів цієї підгрупи мають по три одноелектронні орбіта лі, які можуть утворювати три ковалентні зв'язки. Водночас у зв'язуванні можуть брати участь двохелектронна орбіталь, а в разі елементів, розміщених після азоту, - також вільні nd-орбіталі. Так, азот здатний утворювати четвертий ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом з використанням своєї неподіленої пари електронів. Прикладом може бути іон амонію NH4+ та його численні похідні. Максимально можлива валентність азоту в його сполуках дорівнює 4, і кожна пара електронів чотирьох ковалентних зв'язків займає одну із чотирьох орбіталей.

На відміну від азоту решта атомів p-елементів V групи мають nd-підрівень, вакантні орбіталі якого здатні брати участь в утворенні додаткових ковалентних зв'язків, за рахунок чого їх ковалентність може зростати до 5.

Чинники збільшення радіусів атомів та відповідного зменшення електронегативності в ряду N - P - As - Sb - Bi впливають на властивості простих речовин і сполук елементів: поступово зменшується стійкість неметалічних форм простих речовин і збільшується стійкість металоподібних (азот — типовий неметал з великою електронегативністю, а бісмут — типовий метал, електронегативність якого лише 1,70), послаблюються кислотні та посилюються основні властивості бінарних сполук елементів, їхніх гідроксидів тощо.



p-Елементи VI групи
До p-елементів VI групи належать оксиген O, сірка S, селен Se, телур Te і полоній Po. На валентних підрівнях атомів p-Елементи VI групи розміщено 6 електронів: електрона конфігурація валентних підрівнів атомів в основному стані ns2np4.

За рахунок використання неспарених електронів елементи у своїх сполуках виявляють характерну для них валентність 2. Вона може зростати в разі утворення донорно-акцепторних зв'язків, в яких беруть участь двохелектронні орбіталі. Наприклад, у кислих водних розчинах існують іони гідроксонію H3O+, в яких атом кисню сполучений з атомами водню трьома ковалентними зв'язками. На відміну від кисню атоми решти p-елементів VI групи мають вільний nd-підрівень, орбіталі якого також здатні брати участь в утворенні хімічних зв'язків, внаслідок чого валентність сірки, селену, телуру та полонію може зростати до 6.

Для атомів p-елементів VI групи характерне приєднання електронів для завершення np-підрівня та утворення стійкої електронної конфігурації наступного благородного газу ns2np6. Це визначає характерний для них ступінь окиснення -2 у сполуках з менш електронегативними елементами.

З переходом до полонію спостерігається характерне для груп p-елементів зменшення стійкості вищого ступеня окиснення. Для полонію сполуки зі ступенем окиснення +6 дуже нестійкі. Це зумовлено сильним зростанням енергетичної різниці між ns-та np-підрівнями, що утруднює участь ns-електронів в утворенні хімічних зв'язків.

У ряду O - S - Se - Te - Po зростають радіуси атомів, що характерно для груп p-елементів, зменшення енергії їх іонізації та електронегативності. Послаблення неметалічних властивостей елементів виявляється також у зменшенні стійкості неметалічних форм простих речовин та у зростанні стійкості металічних. Це призводить до того, що на відміну від попередніх елементів підгрупи полоній вже має металічну кристалічну ґратку і належить до металів.



p-Елементи VII групи - галогени
До p-елементів VII групи належать фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I та астат At. Елементи мають загальну назву галогени. Електронна конфігурація валентних підрівнів атомів p-елементів VII групи відповідає формулі ns2np5.

На останньому енергетичному рівні атоми елементів мають по сім електронів, один з яких є неспареним. Цим пояснюється подібність їхніх властивостей. Наявність одноелектронної орбіталі визначає характерну для всіх елементів валентність 1. Водночас галогени (крім фтору) мають вакантний nd-підрівень, орбіталі якого також можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків і збільшувати валентність атомів елементів до 7.

Молекули галогенів двохатомні, неполярні. Всі галогени є неметалами. В ряду F - Cl - Br - I - At послаблюються ознаки неметалічності: фтор — найтиповіший елемент-неметал, а астат виявляє деякі властивості елемента-металу.

У межах свої періодів галогени характеризуються малими атомними радіусами, що зумовлює їхні високі електронегативність та спорідненість до електрона, тому для них у складних речовинах найстійкішим є ступінь окиснення -1.



p-Елементи VIII групи
До p-елементів VIII групи належать гелій He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe та радон Rh, які складають головну підгрупу. Атоми цих елементів мають завершені зовнішні електронні шари, тому електронна конфігурація валентних підрівнів їхніх атомів в основному стані має вигляд 1s2 (Не) та ns2np6 (решта елементів). Завдяки дуже високій стійкості електронних конфігурацій вони загалом характеризуються великими значеннями енергій іонізації та хімічною інертністю, тому їх називають благородними (інертними) газами. У вільному стані вони існують у вигляді атомів (одноатомних молекул). Атоми гелію (1s2), неону (2s22p6) та аргону (3s23p6) мають особливо стійку електронну будову, тому сполуки валентного типу для них невідомі.

Криптон (4s24p6), ксенон (5s25p6) та радон (6s26p6) відрізняються від попередніх благородних газів більшими розмірами атомів та відповідно меншими енергіями іонізації. Вони здатні утворювати сполуки, які найчастіше мають низьку стійкість.

Інформація про статтю:

Оновлено:
Створено: 09.11.2014 19:48

Переглядів: 13552
Оцінка інформації: 5.0 з 5
Кількість голосів - 1
ChemiDay не нав'язує вам свою думку. Все що ви робите - робите на свій страх і ризик.
Про сайт | Відгуки та пропозиції | Зворотній зв'язок | Сторінка у ВК
ChemiDay.com © 2016