Elemen 1st 1st subgroup




De koper subgroup befettet trije eleminten - koper, sulver en goud. Krekt as de atomen fan alkali-metalen hawwe de atomen fan al dizze eleminten ien elemron yn 'e bûtenwrâld; mar har penultimate elektryske lagen befettet, yn tsjinstelling mei alkalige metalen atomen, achttjin elektroanen. De struktuer fan 'e twa eksterne elektroanenboarnen fan' e atomen fan dizze eleminten kin fertsjintwurdige wurde troch de formule (wêr is it tal fan de perioade wêryn it elemint befynt). Alle eleminten fan 'e koper subgroup binne de foarfalle leden fan' e desade eleminten. As der lykwols út 'e boppeste formule te sjen binne, hawwe harren atomen, op' e sub-nivo, net 9, mar 10 elektroanen. Dit is om't de struktuer stabiler is as de struktuer (sjoch p. 93). Fergelykje de gegevenstafel. 31 mei de oerienkommende wearden foar alkalinemetalen (tabel 30), kin men sjen dat de radies fan 'e atomen fan koper, sulver en gouden binne lytser as de radia's fan' e atomen fan 'e metalen fan' e haadgroep. Dêrtroch feroarsake in signifikant hegere tichtens, hege meldpunten en grutte wearden fan 'e enthalpy fan' e atomisaasje fan 'e metalen dy't yn behanneling binne; lytsere atomen lizze lytser yn in slach, as gefolch dêrfan binne de oantreklike krêften tusken har grut. De lytse radius fan atomen ferklearret ek de hegere ionisaasje-energyen fan 'e metalen fan dizze subgroup as alkaleksmetalen. Dit liedt ta grutte ferskillen yn de gemyske eigenskippen fan 'e metalen fan beide subgruppen. De eleminten fan 'e koper subgroup binne leech-aktive metalen. Se oxidearje mei muoite, en, oarsom, har ionen binne maklik ferlytser; se ferwiderje net wetter, har hydroxide binne relatyf swakke basen. Yn 'e searje fan spanningen steane se nei wetterwetter. Tagelyk is de achttjin-elektroaner ljocht, dy't stabyl is yn oare eleminten, noch net folslein stabilisearre en kin diels ferlies fan elektroanen foarkomme. Dêrmei foarmje koper, tegearre mei ienige oplossingen, ek dûbele oplade kations, dy't noch mear karakteristyk binne. Lykwols, foar goud, is de sekere oksidaasje mear karakteristike as. De mjitte fan oksidaasje fan sulver yn 'e gewoane kombinaasjes is lykwols lykwols lykwols ferbean mei de stergrading fan sulver en bekend.

45. Eleksjes fan 'e 3e haadwapen
De tredde groep fan it periodyk systeem befettet in hiel grut part fan gemyske eleminten, om't syn komposysje, neist de eleminten fan 'e haad- en fuortset ûndergruppen, eleminten mei serialnûmers 58-71 (lanthaniden) en mei serialnûmers 90-103 (aktinides) befettet. Wy beskôgje de lanthaniden en aktinides mei eleminten fan in fuortset ûndergroup. Eleminten fan 'e haadgroep fan' e tredde groep - bor, aluminium, gallium, indium en thallium - binne karakterisearre troch it oanwêzigjen fan trije elektroanen yn 'e eksterne elektroanlage fan it atoom. De twadde eksterne elektryske lagen fan it boronatom befettet twa elektroanen, de aluminium atomen yn metallike eigenskippen fan 'e ûnderdielen dy't mjittich binne minder útsprutsen as yn' e oerienkommende eleminten fan 'e haadgroepen fan' e twadde en benammen de earste groep, en netmetallike eigenskippen previne yn borne. Yn ferbinings hawwe se in oksidaasjegrad fan +3. Doch mei in tanimming fan 'e atoommasse ferskine legere oeren aksidaasjes. Foar it lêste elemint fan 'e subgroup - thallium - de meast stabile kombinaasjes wêryn't syn oxidaasjemetry is +1. Mei in tanimming fan it sequelsnûmer binne de metallike eigenskippen fan 'e eleminten yn' e fraach, lykas yn 'e oare haadgrûnen, merkber ferbettere. Dat boaxide hat in sulver karakter, oksiden fan aluminium, gallium en indium binne amfotere, en thallium (III) oxide hat in basispersoan. Yn praktyske sin binne de wichtichste eleminten fan 'e tredde groep bor en aluminium.


border=0


46. ​​Elements fan 'e 4e haadgrûn
De haadgrûn fan 'e fjirde groep fan it periodyk systeem bestiet út fiif eleminten - koper, silisium, germanium, tin en lead. Yn 'e oergong fan' e koalstof nei de lead, groeit de grutte fan atomen. Dêrom moat it ferwacht wurde dat de foech om elektronen oan te nimmen, en dêrom sille net-metallike eigenskippen swakke wurde, en de moraas fan opslach fan elektronen sil ferheegje. Ja, al binne yn Dútske metallike eigenskippen manifestearre, wylst se yn tin en lead binne oer net-metallic. Sadwaande binne allinich de earste twa leden fan 'e beskreaune groep net-metalen, germanium wurdt oan beide metalen en net-metalen, tin en leadmetalen oanwêzich. De eleminten fan 'e groep dy't yn behanneling binne binne karakterisearre troch oksidaasjestatuten + 2 en + 4. Ferbiningen fan koper en silisium, wêrmei de mjitte fan oksidaasje fan dizze eleminten is lyk oan +2, binne in pear en relatyf lytsbestindige. Tabel 28. Guon eigenskippen fan koper en har analogen



47. Eleksjes fan 'e 5e haadgrûn
De wichtichste subgroup fan 'e V-groep fan it periodyk systeem befettet Stickstoff, phosphor, arsenik, antymony en bismuth. Dizze eleminten, mei fiif elektroanen yn 'e bûtenwrâld fan in atoom, binne algemien karakterisearre as non-metalen. De mooglikheid om elektronen oan te fallen is lykwols faak swakker yn har as yn de oerienkommende eleminten fan 'e VI en VII-groepen. Troch de oanwêzigens fan fiif eksterne elektroanen is de heechste positive oksidaasje fan 'e eleminten fan dizze subgroup is +5, en de negatyf - 3. Troch 'e relatyf legere elektronegativiteit is de bonding fan' e eleminten ûnder beskôgjen mei wetterstof minder poer as de bonding mei wetterstof fan eleminten fan groepen VI en VII. Dêrom wurde de wetterstofbannen fan dizze eleminten net yn in wiskundige oplossing fan wetterstof-ionen ôfspalt en hawwe dêrom gjin siedlike eigenskippen. De fysike en gemyske eigenskippen fan 'e eleminten fan' e stickstoff-subgroup feroarje mei in ferheging fan it serialnûmer yn deselde sekûn dy't yn 'e earder beskôge groepen beoardiele is. Mar sûnt non-metallike eigenskippen binne minder útsprutsen yn nitrogen as yn sûker en fjirder fluorine, it swakjen fan dizze eigenskippen is eleminten drage it ûntstean en ferheegjen fan metallike eigenskippen. De lêste binne al werkenber yn arsenik, antymony hat likernôch de identiteit fan dy en oare eigenskippen, en yn bismutmetallike eigenskippen oerwint net-metallicen. De wichtichste eigenskippen fan de eleminten fan dizze subgroup binne yn Tafel te krijen. 27. tabel 27. Guon eigenskippen fan stickstoff en syn analogs

48. Organic carbon compounds
Carbon-kombinaasjes (mei útsûndering fan guon fan 'e ienfâldige) binne al >

49. Eleementen fan de 8e sydgroep
In ûndergroup fan 'e achtste groep fan it periodyk systeem befettet trije triaden fan d-eleminten. De earste trije wurdt foarme troch de eleminten Fe, Cobalt en Nickel, de twadde trije is ruthenium, Rhodium en Palladium en de tredde trije is osmium, iridium en platinum. De measte eleminten fan 'e subgroup, dy't ûnder oaren binne, hawwe twa elektroanen yn' e eksterne elektroanblêge fan it atoom; se binne allegear metalen. Neist de eksterne elektroanen nimt elektroanen fan 'e eardere ûnfermûne lagen ek oan by de formaasje fan gemyske budzjes. Dizze eleminten binne karakterisearre troch graden fan oksidaasje, lykas 2, 3, 4. Hegergraden fan 'e oksidaasje komme minder faak. In ferliking fan 'e fysyske en gemyske eigenskippen fan' e eleminten fan 'e achtste groep lit sjen dat izer, kobalt en nikkel yn' e earste grutte perioade in protte fergelykber binne en elkoar ferskille fan 'e eleminten fan' e oare twa trieden. Dêrom wurde se gewoanlik isolearre yn 'e famylje fan izer. De oerbleaune seis eleminten fan 'e achtste groep binne ferienige ûnder de mienskiplike namme fan platinummetalen.

De wichtichste oksidaasje fan izeren binne +2 en +3.

By bewarre yn loft by temperatueren oant 200 ° C, wurdt it izer stadichoan besmakke mei in dichte oksidfilm dy't de fierdere oxidaasje fan it metaal foarkomt. Yn heurlike loft wurdt izer mei in los lagen rust fersmiten, dat it foarkommen fan de tagong fan soerstof en focht oan it metaal en har ferneatiging. Rust hat gjin konstante gemyske komposysje, sa kin syn chemicalsfoarm kinne skreaun wurde as Fe2O3 • xH2O.

Mei sûkerjen reitsje izer as waarmt. As izer wurdt yn loft ferbaarnd, wurdt Fe3O4-oksid foarme, en as ferbean yn reade sauerstof, is it Fe2O3-oksid. As sauerstof of loft troch troch it feljen izer passe wurdt, wurdt FeO-oxid foarme. As it puol fan sulver en izer opheft wurdt, wurdt sulfid foarme, de ungewoane formule wêryn't skreaun wurde kin as FeS.

As waarm wurdt, reitsje izeren mei halogens. Sûnt FeF3 is net-flitich, izer is resistent tsjin de aksje fan fluorine oant in temperatuer fan 200-300 ° C. As izer wurdt chlorine (by in temperatuer fan likernôch 200 ° C), wurdt flateridige dimer Fe3Cl6 foarme. As de ynteraksje fan izer en brom op 'e keamertemperatuer of mei waarmte en in ferhege damp druk fan brom foarkomt, wurdt FeBr3 foarme. As heize, FeCl3 en, benammen, FeBr3 split halogen en turn yn izer (II) halide. De ynteraksje fan izer en iod makket Fe3I8 iodide.

As it heitsjen reagearret it izer mei stickstoff om izeren nidrid Fe3N te meitsjen, mei fosforus, om te meitsjen fan phosphide FeP, Fe2P en Fe3P, mei koper, om karbid Fe3C te meitsjen, mei silizium, om ferskate silysides te foarmjen, bygelyks FeSi.

Op hegere druk reageart metallic izer mei koolmonokside (II) CO, en flüssige foarmen, ûnder normale betingsten, maklik fletidele izeren pentacarbonyl Fe (CO) 5. Izerke karbonyls fan komposysjes Fe2 (CO) 9 en Fe3 (CO) 12 binne ek bekend. Iere karbonyls binne as útgongspatroanen yn 'e synthesens fan organo-izeren ferbiningen, wêrûnder ferrocene (η5-C5H5) 2Fe.

Pure metallysk izer is stabyl yn wetter en yn ferwûne alkali oplossingen. Izer ûntstiet net yn kâld konsintrearre sulfur- en nitrisylden trochwege de passivaasje fan 'e metalen oerflak mei in sterke oksenfolie. Heule konsintrearre sulfursäure, wêryn in sterker oxidearjende agint is, interakt mei izer.

Mei sulverloarse sûr en ferwiderje (sawat 20%) sulfursäure, it izeren reagearret mei de formaasje izeren (II) salts:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 ↑;

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 ↑.

As izer interakt mei sa'n 70% sulfursäure, giet de reaksje troch mei de formaasje fan izer (III) sulfat:

2Fe + 6H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 ↑ + 6H2O.

Izeroide (II) FeO hat basine eigenskippen, it komt oerien mei de basis fan Fe (OH) 2. Feroxoxide (III) Fe2O3 is swak amfotêr, it reagearret op in noch swakke basis as Fe (OH) 2, de basis fan Fe (OH) 3, dy't reagearret mei siden:

2Fe (OH) 3 + 3H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + 6H2O.

Iron (III) -hydroxide Fe (OH) 3 eksportearret swak amfotere eigenskippen, kin allinich reagearje mei konsintrearre alkaline oplossingen:

Fe (OH) 3 + 3KOH → K3 [Fe (OH) 6].

De izeren (III) hydroxo kompleksen dy't yn dit gefal foarme binne binne stabyl yn sterke alkaline oplossingen. As ferwûne oplossingen mei wetter wurde se ferwoaste, en Fe (OH) 3 wurdt foarkomt.

Ijzer (III) ferbiningen yn oplossings wurde fermindere troch metallic izer:

Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.

By it bewarjen fan wiskundige oplossingen fan izer (II) salts wurdt oksidaasje fan izer (II) oant izer (III) beoardield:

4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe (OH) Cl2.

Fan 'e izers (II) yn welsige oplossingen is it sâlt fan Mora stabile - dûbele ammonium sulfat en izer (II) (NH4) 2Fe (SO4) 2 • 6H2O.

Ijzer (III) kin dûbele sulfate foarmje mei ienige oplossingen fan aluminium, lykas KFe (SO4) 2 - izer-kalium aluminium, (NH4) Fe (SO4) 2 - izer-ammonium-almant, ensfh.

Under de aksje fan gasgas chlor of ozona op alkaline oplossingen fan izeren (III) -middels, izeren (VI) -middels foarmje - ferraten, bygelyks, potassium ferrate (VI) K2FeO4. Der binne rapporten oer de produksje fan izer (VIII) ferbiningen ûnder de aksje fan sterke oksidearjende agents.

Om izeren (III) kombinaasjes yn oplossing te finen, wurdt de kwalitative reaksje fan Fe3 + ionen mei thiocyanateionen SCN- brûkt. As Fe3 + Ionen ynteraktivearje mei SCN- anions, wurdt in ljochte rote rhodanid fan izer Fe (SCN) 3 foarme. In oar reagens foar Fe3 + ionen is potassium hexacyanoferrate (II) K4 [Fe (CN) 6] (giele bloedsalder). As Fe3 + en [Fe (CN) 6] 4- ionen ynteraktearje, wurdt in ljochte blauwe foardiel fan Pruisyske blau fermoedd:

4K4 [Fe (CN) 6] + 4Fe3 + → 4KFeIII [FeII (CN) 6] ↓ + 12K +.

It reagens foar Fe2 + ionen yn oplossing kin hexacyanoferrate (III) potassium K3 [Fe (CN) 6] (reade bloedsalder) wêze. As Fe2 + en [Fe (CN) 6] 3- ionen ynteraktearje, bliuwt in blokblaublau:

3K3 [Fe (CN) 6] + 3Fe2 + → 3KFe2 [Fe3 (CN) 6] ↓ + 6K +.

Ynteressant binne de preuike blauwe en Turnbuleva blauwe twa foarmen fan deselde substans, om't lykwols lykwols lykwols lykwols yn 'e oplossing fêstlein wurdt:

KFe3 [Fe2 (CN) 6] Ê KFe2 [Fe3 (CN) 6].

Nickel is in elemint fan in sekundêre subgroup fan 'e achtste groep, de fjirde perioade fan' e periodyk tablet fan gemyske eleminten DI Mendeleev, mei atoomnûmer 28. Neffens it symboal Ni (Latyn Niccolum). In ienfâldige substân, nikkel, is in duktile duktile transysjemetaal fan in sulveren wite kleur; by normale temperatueren wurdt it mei in dûnse beskermjende oksidefilm yn loft fersmyt. Chemysk ynaktyf.

Nije atomen hawwe in eksterne elektroanyske opset 3d84s2. De meast stabile foar nikkel is de oksidaasjestat fan Ni (II).

Nickel foarmet ferbiningen mei in oksidaasjestatus fan +2 en +3. Tagelyk is nikkel mei oksidaasjestaat +3 allinich yn 'e foarm kompleksal sâlt. Foar nickel +2-compounden binne in grut oantal konvinsjonele en komplekse kombinaasjes bekend. Nije NiOO3 is in sterke oxidearjende agent.

Nickel is karakterisearre troch hege korrosjebestriding - it is stabyl yn lucht, yn wetter, yn alkalis, yn in oantal siden. Hjitske wjerstân troch syn tendens oan passivearring - de formaasje op har oerflak fan in dichte oksidfilm mei in beskermjende effekt. Nickel is aktyf oplost yn sike-seure.

Mei kanaal monoxide CO fynt nikkel frijwat flechtich en tige toskslik karbonyl Ni (CO) 4.

Fein poeier fan nylke pyroforika (self-inflamming in lucht).

Nickel brânt allinich yn powderfoarm. It biedt twa oksiden NiO en Ni2O3 en respektivelingen twa hydroxide Ni (OH) 2 en Ni (OH) 3. De wichtichste lânnele nekkel salts binne acetat, chloride, nitrate en sulfat. De oplossings binne meastentiids grien skildere, en de wetterige sellen binne giel of brún-giel. Unlêsbere sellen binne okalate en fosfat (grien), trije sulfiden fan NiS (swart), Ni2S3 (jellyske-bronzen) en Ni3S4 (swart). Nickel foarmet ek in protte koördinaasje en komplekse kombinaasjes. Bygelyks is nikkel-dimethylglyoxime Ni (C4H6N2O2) 2, dy't in dúdlike read kleur jout yn in siedig medium, wurdt breed brûkt yn kwalitative analyze foar it fekken fan nikkel

De wisklike oplossing fan nikkel sulphat is grien.