Periodinės lentelės grupės, oksidacijos laipsniai ir reaktyvumo palyginimas

Grupės dėsningumai – palyginimo pradžia

Čia pagrindinių grupių chemija apima 1, 2 ir 13–18 grupes, o vandenilis ir helis nagrinėjami atsižvelgiant į savitas jų pirmojo elektronų sluoksnio konfigūracijas. Pasirinktų neutralių atomų pagrindinėse būsenose išorinio sluoksnio s ir p orbitalių užpildymas lemia, kad Li turi vieną elektroną, Mg – du, B – tris, Si – keturis, N – penkis, O – šešis, Cl – septynis, o Ar – aštuonis. Vandenilio konfigūracija yra 1s¹, o helio – 1s²; užpildytame helio pirmajame sluoksnyje yra du, o ne aštuoni elektronai.

Pasikartojantys išorinio elektronų sluoksnio dėsningumai padeda susisteminti įprastas ryšių susidarymo ir jonų susidarymo tendencijas, tačiau tai nereiškia, kad visi tos pačios grupės elementai yra tarpusavyje pakeičiami. Atomų dydis, ryšių stiprumas, solvatacija, koordinacija, fazė ir galimi reakcijų keliai veikia tikrąją cheminę elgseną. Vien neutralaus atomo konfigūracija negali nulemti visų stabilių junginių ar universalaus reakcijų greičių eiliškumo.

Oksidacijos laipsnis – priskirta vertė, o ne išmatuotas krūvis

Oksidacijos laipsnis nustatomas ryšio elektronus priskiriant pagal joninį artinį: heterobranduoliniuose ryšiuose jie priskiriami pagal nurodytą elektroneigiamumo konvenciją, o homobranduoliniuose – padalijami po lygiai. Formalusis krūvis, priešingai, nustatomas ryšio elektronų poras padalijant po lygiai tarp susijungusių atomų pasirinktoje Luiso struktūroje. Nė vienas iš šių dydžių savaime nėra išmatuotas atomo krūvis ar konkrečios elektronų populiacijos analizės rezultatas.

Šis skirtumas svarbus, kai atomo formaliojo krūvio ženklas skiriasi nuo jo oksidacijos laipsnio ženklo arba kai rezonansinės struktūros keičia formaliųjų krūvių pasiskirstymą. Valentinių elektronų skaičius ir koordinacinis skaičius atsako į dar kitus klausimus. Priskirtų oksidacijos laipsnių suma turi atitikti bendrą cheminės dalelės krūvį, tačiau vien ši suma neparodo, kaip atomai susijungę, ir nepaverčia nelygiaverčių atomų lygiaverčiais.

Krūvių balansas riboja joninio junginio formulę

Jei numatyti Al³⁺ ir O²⁻ jonai, dviejų Al jonų ir trijų O jonų krūvių suma lygi nuliui, todėl formulėje gaunamas santykis Al₂O₃. Ca²⁺ su Cl⁻ duoda CaCl₂, o Na⁺ su sulfato jonu SO₄²⁻ – Na₂SO₄. Mažiausi sveikųjų skaičių santykiai nustatomi pagal priskirtus krūvius.

Šie santykiai išreiškia sudėtį, o ne atskirus molekulinius vienetus ar visą kristalo struktūrą. Tikrajai koordinacijai, polimorfinėms formoms, hidratacijai ir defektams nustatyti reikia atskirų struktūrinių duomenų. Vien jonų žymėjimas ir krūvių balansas formulėje nenustato medžiagos tirpumo, reakcijos greičio ar jos paviršiaus elgsenos.

Formulės vidurkis gali slėpti skirtingas vietines aplinkas

Pasirinktuose oksoanijonuose O priskyrus −2 oksidacijos laipsnį, chloro oksidacijos laipsniai ClO⁻, ClO₃⁻ ir ClO₄⁻ nustatomi pagal x−2n=−1: +1, +5 ir +7. Tai formalus elektronų priskyrimas nurodytoms cheminėms dalelėms, o ne septyni išmatuoto teigiamojo krūvio vienetai chloro atome. Pati supaprastinta taisyklė deguoniui priskirti −2 turi išimčių, kurios nagrinėjamos vėliau.

Tiosulfato S₂O₃²⁻ sieros oksidacijos laipsnių suma yra +4, kai trijų O atomų indėlis yra −6. Taigi vienam sieros atomui tenkantis vidurkis yra +2. Nagrinėjamame ryšiais pagrįstame IUPAC metode dviem skirtingose aplinkose esantiems sieros atomams priskiriami +5 ir −1 oksidacijos laipsniai. Jų suma yra +4, tačiau nė vienas nėra lygus formulės vidurkiui +2. Priskyrimas, atsižvelgiant į struktūrą, ir bendras elektrocheminis vidurkis gali būti skirti skirtingiems tikslams.

Tendencija turi nurodyti, kokį palyginimą prognozuoja

Jonizacijos energija dujinėje fazėje, pusiausvyrinė oksidacijos ir redukcijos elgsena tirpiklyje ir stebimas heterogeninės reakcijos greitis yra skirtingi palyginimo aspektai. Procesas gali priklausyti ne tik nuo elektrono pašalinimo, bet ir nuo hidratacijos, ryšių nutraukimo, paviršiaus plėvelių ir pernašos. Vartojant žodį „reaktyvus“, reikia nurodyti reakcijos partnerį, aplinką ir stebimą dydį.

Remkitės periodiškumu keldami klausimus ir lygindami giminingas chemines daleles panašiomis sąlygomis. Tada įvertinkite atitinkamą termodinamiką, kinetiką ir struktūras. Vieno matavimo metu išryškėjusi tendencija nebūtinai leidžia spręsti apie kitą, o išimtis gali atskleisti, kokių papildomų fizikinių dėmenų nebuvo pradiniame modelyje.

Išnagrinėti pavyzdžiai

Pabandykite patys

1. Kiek elektronų užpildo pirmąjį helio elektronų sluoksnį, kai atomas yra neutralus ir pagrindinės būsenos?

   Rodyti atsakymą ir paaiškinimą

   Du.

   Pirmajame elektronų sluoksnyje yra užimta 1s orbitalė; aštuonių elektronų valentinio sluoksnio modelis netaikomas.

2. Nustatykite chloro oksidacijos laipsnį ClO₂⁻ jone, laikydami, kad O=−2.

   Rodyti atsakymą ir paaiškinimą

   Cl +3.

   Iš x+2(−2)=−1 gaunama x=+3; tai formalus priskyrimas, o ne išmatuotas dalinis krūvis.

3. Koks mažiausias santykis elektriškai neutralioje formulėje išplaukia iš priskirtų Al³⁺ ir O²⁻ jonų?

   Rodyti atsakymą ir paaiškinimą

   Al₂O₃.

   Dviejų Al jonų krūvių suma yra +6, o trijų O jonų – −6; sudėties balansas nenusako tikrosios struktūros.

4. Ar jonizacijos tendencija dujinėje fazėje savaime lemia kiekvienos reakcijos vandeniniame tirpale greitį?

   Rodyti atsakymą ir paaiškinimą

   Ne.

   Įtakos gali turėti solvatacija, ryšiai, paviršiai ir kinetiniai reakcijų keliai.

Ką verta įsidėmėti

• Remkitės pagrindinių grupių elementų šeimomis, atsižvelgdami į pirmojo elektronų sluoksnio išlygas.
• Atskirkite elektronų skaičiavimo ir krūvio priskyrimo susitarimus.
• Neutralios formulės atomų santykis nenulemia struktūros.
• Pagal formulę gautus vidurkius skirkite nuo vietinių atomų aplinkų.
• Nurodykite procesą ir sąlygas, kuriomis grindžiamas reaktyvumo palyginimas.