GATAVOJAMIES vienotajam valsts eksāmenam ĶĪMIJA http://maratakm.
AKHMETOVS M. A. STUNDA 3. ATBILDES UZ UZDEVUMIEM.
Izvēlieties citu nodarbību
Periodiskais likums un ķīmisko elementu periodiskā sistēma. Atomu rādiusi, to periodiskas izmaiņas ķīmisko elementu sistēmā. Elementu un to savienojumu ķīmisko īpašību izmaiņu modeļi pa periodiem un grupām.
1. Sakārtojiet sekojošus ķīmiskos elementus N, Al, Si, C atomu rādiusu pieauguma secībā.
ATBILDE:
NUnCatrodas tajā pašā laika posmā. Atrodas pa labiN. Tas nozīmē, ka slāpekļa saturs ir mazāks par oglekli.
C unSiatrodas tajā pašā grupā. Bet augstāks par C. Tātad C ir mazāks parSi.
SiUnAlatrodas vienā trešdaļā, bet pa labi irSi, LīdzekļiSimazāk nekāAl
Atomu izmēru palielināšanas secība būs šāda:N, C, Si, Al
2. Kuram no ķīmiskajiem elementiem, fosforam vai skābeklim, ir izteiktākas nemetāla īpašības? Kāpēc?
ATBILDE:
Skābeklim ir izteiktākas nemetāla īpašības, jo tas atrodas augstāk un pa labi periodiskajā elementu tabulā.
3. Kā mainās galvenās apakšgrupas IV grupas hidroksīdu īpašības, virzoties no augšas uz leju?
ATBILDE:
Hidroksīdu īpašības atšķiras no skābām līdz bāziskām. TātadH2 CO3 – ogļskābei, kā norāda tās nosaukums, piemīt skābas īpašības, unPb(Ak!)2 – bāze.
ATBILDES UZ TESTIEM
A1. VIIA grupas nemetālu bezskābekļa skābju stiprums atbilstoši elementu atomu kodola lādiņa pieaugumam
|
palielinās |
|
|
samazinās |
|
|
nemainās |
|
|
periodiski mainās |
ATBILDE: 1
Mēs runājam par skābēm.HF, HCl, HBr, SVEIKI. RindāF, Cl, Br, esnotiek atomu lieluma palielināšanās. Līdz ar to starpkodolu attālums palielināsH– F, H– Cl, H– Br, H– es. Un ja tā, tas nozīmē, ka saites enerģija vājinās. Un protonu vieglāk noņemt ūdens šķīdumos
A2. Elementam ir vienāda valences vērtība ūdeņraža savienojumā un augstāks oksīds
|
germānija |
|
ATBILDE: 2
Protams, runa ir par 4. grupas elementu (skat. period. c-mu elementi)
A3. Kurās sērijās ir sakārtotas vienkāršas vielas, palielinot metāla īpašības?
ATBILDE: 1
Ir zināms, ka metāliskās īpašības elementu grupā palielinās no augšas uz leju.
A4. Sērijā Na ® Mg ® Al ® Si
|
palielinās enerģijas līmeņu skaits atomos |
|
|
tiek uzlabotas elementu metāliskās īpašības |
|
|
elementu augstākā oksidācijas pakāpe samazinās |
|
|
vājina elementu metāliskās īpašības |
ATBILDE: 4
Periodā no kreisās puses uz labo nemetāliskās īpašības palielinās, un metāliskās īpašības vājinās.
A5. Elementiem oglekļa apakšgrupa samazinās, palielinoties atomu skaitam
ATBILDE: 4.
Elektronegativitāte ir spēja novirzīt elektronus pret sevi, veidojot ķīmisko saiti. Elektronegativitāte ir gandrīz tieši saistīta ar nemetāliskām īpašībām. Nemetāla īpašības samazinās, un elektronegativitāte samazinās
A6. Elementu sērijā: slāpeklis – skābeklis – fluors
palielinās
ATBILDE: 3
Ārējo elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru
A7. Ķīmisko elementu sērijā:
bors – ogleklis – slāpeklis
palielinās
ATBILDE:2
Elektronu skaits ārējā slānī ir vienāds ar augstāko oksidācijas pakāpi, izņemot (F, O)
A8. Kuram elementam ir izteiktākas nemetāla īpašības nekā silīcijam?
ATBILDE: 1
Ogleklis atrodas tajā pašā grupā ar silīciju, tikai augstāk.
A9. Ķīmiskie elementi ir sakārtoti augošā secībā pēc to atomu rādiusa sērijā:
ATBILDE: 2
Ķīmisko elementu grupās atomu rādiuss palielinās no augšas uz leju
A10. Visizteiktākās atoma metāliskās īpašības ir:
1) litijs 2) nātrijs
3) kālijs 4) kalcijs
ATBILDE: 3
Starp šiem elementiem kālijs atrodas zemāk un pa kreisi
A11. Visizteiktākās skābās īpašības ir:
Atbilde: 4 (skatīt atbildi uz A1)
A12. Sērijas SiO2 ® P2O5 ® SO3 oksīdu skābes īpašības
1) vājināt
2) pastiprināt
3) nemainās
4) periodiski mainīties
ATBILDE: 2
Oksīdu skābās īpašības, tāpat kā nemetāliskās īpašības, periodiski palielinās no kreisās puses uz labo
A13. Palielinoties atomu kodollādiņam, sērijveida oksīdu skābās īpašības
N2O5 ® P2O5 ® As2O5 ® Sb2O5
1) vājināt
2) pastiprināt
3) nemainās
4) periodiski mainīties
ATBILDE: 1
Grupās no augšas uz leju skābes īpašības, piemēram, nemetāla īpašības, vājina
A14. VIA grupas elementu ūdeņraža savienojumu skābās īpašības ar pieaugošu atomu skaitu
1) pastiprinās
2) vājināt
3) paliek nemainīgs
4) periodiski mainīties
ATBILDE: 3
Ūdeņraža savienojumu skābās īpašības ir saistītas ar saistīšanas enerģijuH- El. Šī enerģija no augšas uz leju vājina, kas nozīmē, ka skābās īpašības palielinās.
A15. Iespēja ziedot elektronus sērijā Na ® K ® Rb ® Cs
1) vājina
2) pastiprinās
3) nemainās
4) periodiski mainās
ATBILDE: 2
Šajā sērijā palielinās elektronu slāņu skaits un elektronu attālums no kodola, tāpēc palielinās spēja ziedot ārējo elektronu
A16. Sērijā Al ®Si ®P ®S
1) palielinās elektronisko slāņu skaits atomos
2) tiek uzlabotas nemetāliskās īpašības
3) atomu kodolos samazinās protonu skaits
4) atomu rādiusu pieaugums
ATBILDE: 2
Periodā, kad palielinās kodolenerģijas lādiņš, palielinās nemetāliskās īpašības
A17. Periodiskās tabulas galvenajās apakšgrupās ķīmisko elementu atomu reducējošā spēja palielinās no
ATBILDE: 1
Palielinoties elektronisko līmeņu skaitam, palielinās ārējo elektronu attālums un ekranējums no kodola. Līdz ar to palielinās to atgriešanās spēja (atjaunojošās īpašības).
A18. Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām ķīmisko elementu īpašības periodiski ir atkarīgas no
ATBILDE: 3
A19. Ir izkārtoti ķīmisko elementu atomi, kuriem ir vienāds valences elektronu skaits
|
pa diagonāli |
|
|
vienā grupā |
|
|
vienā apakšgrupā |
|
|
vienā periodā |
ATBILDE: 2
A20. Elementam ar sērijas numuru 114 jābūt ar līdzīgām īpašībām
ATBILDE: 3. Šis elements atradīsies šūnā, kas atbilst tai, kuru aizņem svinsVIgrupai
A21. Periodos ķīmisko elementu reducējošās īpašības no labās uz kreiso pusi
|
palielināt |
|
|
samazināt |
|
|
nemaina |
|
|
periodiski mainīt |
ATBILDE: 1
Kodollādiņš samazinās.
A22. Elektronegativitāte un jonizācijas enerģija attiecīgi O-S-Se-Te sērijā
|
palielinās, palielinās |
|
|
palielinās, samazinās |
|
|
samazinās, samazinās |
|
|
samazinās, palielinās |
ATBILDE: 3
Elektronegativitāte samazinās, palielinoties piepildīto elektronu slāņu skaitam. Jonizācijas enerģija ir enerģija, kas nepieciešama elektrona noņemšanai no atoma. Tas arī samazinās
A23. Kurās sērijās ir sakārtotas ķīmisko elementu zīmes pieaugošā atomu rādiusa secībā?
3. Periodiskais likums un ķīmisko elementu periodiskā sistēma
3.4. Periodiskas vielu īpašību izmaiņas
Periodiski mainās šādas vienkāršu un sarežģītu vielu īpašības:
- vienkāršu vielu struktūra (sākotnēji nemolekulāra, piemēram, no Li līdz C, un pēc tam molekulāra: N 2 - Ne);
- vienkāršu vielu kušanas un viršanas temperatūras: pārejot no kreisās uz labo pusi, t pl un t bp sākotnēji kopumā palielinās (dimants ir ugunsizturīgākā viela), un pēc tam samazinās, kas ir saistīts ar izmaiņām vienkāršu vielu struktūra (sk. iepriekš);
- vienkāršu vielu metāliskās un nemetāliskās īpašības. Laika gaitā, palielinoties Z, samazinās atomu spēja atdot elektronu (E un palielinās), attiecīgi vājinās vienkāršo vielu metāliskās īpašības (palielinās nemetāliskās īpašības, jo palielinās atomu E avg). No augšas uz leju A grupās, gluži pretēji, vienkāršu vielu metāliskās īpašības palielinās, bet nemetāliskās īpašības vājinās;
- oksīdu un hidroksīdu sastāvs un skābju-bāzes īpašības (3.1.–3.2. tabula).
3.1. tabula
A grupas elementu augstāko oksīdu un vienkāršāko ūdeņraža savienojumu sastāvs
Kā redzams no tabulas. 3.1, augstāko oksīdu sastāvs vienmērīgi mainās saskaņā ar pakāpenisku atoma kovalences (oksidācijas pakāpes) pieaugumu.
Periodā palielinoties atoma kodola lādiņam, oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības vājinās un skābās īpašības palielinās. Pāreja no bāzes oksīdiem un hidroksīdiem uz skābiem katrā periodā notiek pakāpeniski, izmantojot amfotērus oksīdus un hidroksīdus. Kā piemēru tabulā. 3.2.attēls parāda 3.perioda elementu oksīdu un hidroksīdu īpašību izmaiņas.
3.2. tabula
3. perioda elementu veidotie oksīdi un hidroksīdi un to klasifikācija
A grupās, palielinoties atoma kodola lādiņam, palielinās oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības. Piemēram, grupai IIA mums ir:
1. BeO, Be(OH) 2 - amfotēriski (vājas bāziskas un skābas īpašības).
2. MgO, Mg(OH) 2 - vājas, bāzes īpašības.
3. CaO, Ca(OH) 2 - izteiktas pamatīpašības (sārmi).
4. SrO, Sr(OH) 2 - izteiktas pamatīpašības (sārmi).
5. BaO, Ba(OH) 2 - izteiktas pamatīpašības (sārmi).
6. RaO, Ra(OH) 2 - izteiktas pamatīpašības (sārmi).
Tādas pašas tendences var izsekot arī citu grupu elementiem (par bināro ūdeņraža savienojumu sastāvu un skābju-bāzes īpašībām sk. 3.1. tabulu). Kopumā, laika gaitā palielinoties atomu skaitam, ūdeņraža savienojumu pamatīpašības vājinās, un to šķīdumu skābās īpašības palielinās: nātrija hidrīds izšķīst ūdenī, veidojot sārmu:
NaH + H2O = NaOH + H2,
un H 2 S un HCl ūdens šķīdumi ir skābes, un sālsskābe ir spēcīgāka.
1. A grupās, palielinoties atoma kodola lādiņam, palielinās arī bezskābekļa skābju stiprums.
2. Ūdeņraža savienojumos ūdeņraža atomu skaits molekulā (vai formulas vienībā) vispirms palielinās no 1 līdz 4 (IA–IVA grupas), bet pēc tam samazinās no 4 līdz 1 (IVA–VIIA grupas).
3. Gaistošs (gāzveida) apkārtējās vides apstākļos. ir tikai IVA–VIIA grupu elementu ūdeņraža savienojumi (izņemot H 2 O un HF)
Aprakstītās ķīmisko elementu atomu un to savienojumu īpašību izmaiņu tendences ir apkopotas tabulā. 3.3
3.3. tabula
Elementu un to savienojumu atomu īpašību izmaiņas, palielinoties atoma kodola lādiņam
| Īpašības | Tendenču maiņa | |
|---|---|---|
| periodos | A grupās | |
| Atomu rādiuss | Samazinās | Pieaug |
| Jonizācijas enerģija | Pieaug | Samazinās |
| Elektronu afinitāte | Pieaug | Samazinās |
| Atomu reducējošās (metāliskās) īpašības | Vājināt | Pastiprinās |
| Atomu oksidējošās (nemetālas) īpašības | Pastiprinās | Vājināt |
| Elektronegativitāte | Pieaug | Samazinās |
| Maksimālais oksidācijas stāvoklis | Pieaug | Pastāvīgi |
| Oksīdu skābās īpašības | Pastiprinās | Vājināt |
| Hidroksīdu skābās īpašības | Pastiprinās | Vājināt |
| Ūdeņraža savienojumu skābās īpašības | Pastiprinās | Pastiprinās |
| Vienkāršu vielu metāliskās īpašības | Vājināt | Pastiprinās |
| Vienkāršu vielu nemetāliskās īpašības | Pastiprinās | Vājināt |
Piemērs 3.3. Norādiet oksīda formulu ar visizteiktākajām skābajām īpašībām:
Risinājums. Oksīdu skābās īpašības šajā periodā palielinās no kreisās uz labo pusi un vājinās no augšas uz leju visā A grupā. Ņemot to vērā, mēs nonākam pie secinājuma, ka skābās īpašības visspilgtāk izpaužas oksīdā Cl 2 O 7.
Atbilde: 4).
Piemērs 3.4. Elementa anjonam E 2− ir argona atoma elektroniskā konfigurācija. Norādiet elementa atoma augstākā oksīda formulu:
Risinājums. Argona atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, tāpēc E atoma elektroniskā konfigurācija (E atoms satur par 2 elektroniem mazāk nekā E 2− jons) ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4, kas atbilst sēra atomam. Elements sērs ir VIA grupā, šīs grupas elementu augstākā oksīda formula ir EO 3.
Atbilde: 1).
Piemērs 3.5. Norāda elementa simbolu, kura atomam ir trīs elektronu slāņi un tas veido gaistošu (v.u.) savienojumu ar sastāvu EN 2 (H 2 E):
Risinājums. Ūdeņraža savienojumi ar sastāvu EN 2 (H 2 E) veido IIA un VIA grupu elementu atomus, bet nulles apstākļos ir gaistoši. ir VIA grupas elementu savienojumi, kas ietver sēru.
Atbilde: 3).
Oksīdu un hidroksīdu skābju-bāzes īpašību izmaiņu raksturotās tendences var izprast, pamatojoties uz sekojošo vienkāršoto oksīdu un hidroksīdu struktūras diagrammu analīzi (3.1. att.).
No vienkāršotas reakcijas shēmas
no tā izriet, ka oksīda mijiedarbības ar ūdeni efektivitāte, veidojot bāzi, palielinās (saskaņā ar Kulona likumu), palielinoties E n + jona lādiņam. Šī lādiņa lielums palielinās, palielinoties elementu metāliskajām īpašībām, t.i. no labās puses uz kreiso visā periodā un no augšas uz leju visā grupā. Tieši šādā secībā elementu pamatīpašības palielinās.
Rīsi. 3.1. Oksīdu (a) un hidroksīdu (b) struktūras shēma
Apskatīsim iemeslus, kas ir pamatā aprakstītajām hidroksīdu skābju-bāzes īpašību izmaiņām.
Palielinoties elementa +n oksidācijas pakāpei un samazinoties E n + jona rādiusam (tas ir tieši tas, kas tiek novērots, palielinoties elementa atoma kodola lādiņam no kreisās uz labo pusi pāri periods), tiek stiprināta E–O saite un vājināta O–H saite; ticamāks kļūst hidroksīda disociācijas process atbilstoši skābes tipam.
Grupā no augšas uz leju rādiuss E n + palielinās, bet vērtība n + nemainās, kā rezultātā E–O saites stiprums samazinās, tās pārraušana kļūst vieglāka un disociācijas process. hidroksīds atbilstoši galvenajam tipam kļūst ticamāks.
Galveno neorganisko savienojumu klašu vispārīgās īpašības. “Apmaiņas reakciju” rašanās nosacījumi.
1. Ūdeņraža savienojumu skābju-bāzes īpašības.
A) Komentāri par ūdens spēju pašjonizēties (vienādojums, K W). Pamatojoties uz molekulu struktūru (to polarizējamību), izskaidrojiet atbilstošo metāna (CH 4), amonjaka (NH 3), ūdeņraža fluorīda (HF) un hlorūdeņraža šķīdumu šķīdības ūdenī un skābju-bāzes īpašību izmaiņu modeļus. (HCl). Izveidojiet nepieciešamos vienādojumus.
b) Izmantojot koncepciju par katjonu polarizējošo ietekmi uz H–O saiti, kā arī ņemot vērā hidrokso grupu skaitu, izskaidrojiet hidroksīdu LiOH–Be(OH) 2 –H 3 skābju-bāzes īpašību izmaiņu modeli. BO 3 –H 2 CO 3 –HNO 3 –H 3 PO 4 –H 2 SO 4 – (H 2 SeO 4) – HClO 4. Izveidot piedāvāto vielu disociācijas vienādojumus.
2. Obligāti un pēc izvēles(ieskaitot īpašos) skābju un bāzu reakcijas.
A) Ar kurām no šīm vielām (šķīdumiem) var reaģēt 20% slāpekļskābes, sērskābes un etiķskābes šķīdumi: KOH, NH 3 šķīdumi, H2S; Zn(OH)2, H3PO2; BaCl 2 un kristālisks Cu, Ca 3 (PO 4) 2 .
b) Ar kurām no šīm vielām (šķīdumiem) var reaģēt 20% kālija hidroksīda un amonjaka šķīdumi: H 2 SO 4, CH 3 COOH šķīdumi; Zn(OH)2, Al(OH)3; MgCl 2 un kristālisks Ag2O, AgCl.
Abās eksperimenta versijās vielu formulas ir izceltas treknrakstā, mijiedarbībai ar kurām būs jāraksta nepārprotami vienādojumi.
Uzdevums ietver tikai teorētisku diskusiju, bet... Reakciju vienādojumi ir iepriekš jāizdomā un jāuzraksta, arī jonu formā.
3. Nosacījumi apmaiņas reakcijām ar sāļiem.
Kādas apmaiņas reakcijas var veikt, izmantojot piedāvātos reaģentus: atšķaidītus šķīdumus MnSO4, Ba(NO3)2, piesātināts risinājums SrSO 4, kristālisks CuS Un FeS, kā arī koncentrētus HCl, CO 2 un NH 3 šķīdumus. Apsveriet iespēju veikt reakcijas, kurās nepieciešama sāls līdzdalība. Pamatojiet savus priekšlikumus, aprēķinot atbilstošo maiņas līdzsvaru konstantes. Apsveriet iespējamās reakcijas pazīmes.
Jāpatur prātā, ka, ja par reaģentu tiek izmantotas ūdenī slikti šķīstošas vielas (šajā gadījumā CuS un FeS), tad reakcijām, kas saistītas ar tām, obligāti jāpavada izšķīšana, t.i. šādu reakciju produkti paši nedrīkst radīt nokrišņus. Piemēram, ir analfabēti domāt par FeS ↓ un H 2 CO 3 reakciju, cerot iegūt FeCO 3 nogulsnes.
Reakcijas ar bagāts risinājums SrSO 4 ieteikt lietotšķīdumu virs nogulsnēm, nevis pašas nogulsnes.
4. Šķīdumu pH atkarība no sāļu sastāva.
Noteikt piedāvāto sāļu (NH 4 NO 3, KCl, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, AlCl 3, CH 3 COONH 4) jonu hidrolizējamību,
· izveidot vienādojumus jonu (jonu, ja hidrolīzē ir iesaistīts gan sāls katjons, gan anjons) hidrolīzei; aprēķina hidrolīzes konstanti ( UZ G (Al 3+) ņem vienādu ar ~10 -5).
uzrakstiet vienādojumu molekulārā formā
(izveidojiet molekulāro vienādojumu, pamatojoties uz dominējošo jonu reakciju ).
· Sakārtot sāļus hidrolizējamības palielināšanas secībā.
Eksperimentāli pārbaudiet hidrolizējamību. Lai to izdarītu, tīrā mēģenē ielej ~1 ml atbilstošā šķīduma, samitriniet šajā šķīdumā stikla stienīti un uzklājiet šķīdumu uz indikatorpapīra. Izmantojiet krāsu skalu, lai novērtētu šķīduma aptuveno pH vērtību. Kāpēc divos gadījumos pH atbilst neitrālai videi?
5. Vidēja vidēju un skābu sāļu šķīdumos.
Pierakstiet vienādojumus dominējošajām jonu reakcijām, kas ietekmē vidi kālija orto-, hidrogēnfosfāta un dihidrogēnfosfāta (K 3 PO 4, K 2 HPO 4, KN 2 PO 4) šķīdumos. Jāpatur prātā, ka skābo sāļu šķīdumos papildus hidrolīzes reakcijām notiek arī anjonu H 2 PO 4 ‒ un HPO 4 2 ‒ disociācija. Vidi noteiks dominējošā reakcija. Salīdziniet konkurējošo anjonu hidrolīzes un disociācijas reakciju konstantes un izdariet secinājumu par pH (vairāk vai mazāk par 7). Salīdziniet sākotnējās analīzes rezultātus ar faktisko pH vērtību (nosaka, izmantojot universālo indikatoru).
Atsauces dati, lai sagatavotos eksperimentiem 3, 4, 5
Skābās īpašības ir tās, kas ir visizteiktākās noteiktā vidē. To ir vesels klāsts. Ir jāprot noteikt spirtu un citu savienojumu skābās īpašības ne tikai, lai noteiktu tajos atbilstošās vides saturu. Tas ir svarīgi arī pētāmās vielas atpazīšanai.
Skābajām īpašībām ir daudz testu. Viselementārākā ir iegremdēšana indikatora vielā - lakmusa papīrā, kas reaģē uz ūdeņraža saturu, kļūstot rozā vai sarkanā krāsā. Turklāt piesātinātāka krāsa parāda spēcīgāku skābi. Un otrādi.
Skābās īpašības palielinās, palielinoties negatīvo jonu un līdz ar to arī atoma rādiusam. Tas nodrošina vieglāku ūdeņraža daļiņu noņemšanu. Šī kvalitāte ir raksturīga spēcīgajām skābēm.
Ir raksturīgākās skābās īpašības. Tie ietver:
Disociācija (ūdeņraža katjona likvidēšana);
Sadalīšanās (ūdens veidošanās temperatūras un skābekļa ietekmē);
Mijiedarbība ar hidroksīdiem (kā rezultātā veidojas ūdens un sāls);
Mijiedarbība ar oksīdiem (tā rezultātā veidojas arī sāls un ūdens);
Mijiedarbība ar metāliem pirms ūdeņraža aktivitāšu sērijā (veidojas sāls un ūdens, dažreiz izdaloties gāzei);
Mijiedarbība ar sāļiem (tikai tad, ja skābe ir stiprāka par sāli veidojošo).
Ķīmiķiem skābes bieži ir jāražo pašiem. Ir divi veidi, kā tos noņemt. Viens no tiem ir skābes oksīda sajaukšana ar ūdeni. Šo metodi izmanto visbiežāk. Un otrais ir spēcīgas skābes mijiedarbība ar vājākas sāli. To lieto nedaudz retāk.
Zināms, ka skābās īpašības izpaužas daudzos.Tās var būt vairāk vai mazāk izteiktas atkarībā no K. Spirtu īpašības izpaužas spējā abstrahēt ūdeņraža katjonu, mijiedarbojoties ar sārmiem un metāliem.
Spirti - spirtu sāļi - spēj hidrolizēties ūdens ietekmē un izdalīt spirtu ar metāla hidroksīdu. Tas pierāda, ka šo vielu skābās īpašības ir vājākas nekā ūdenim. Līdz ar to vide tajās izpaužas spēcīgāk.
Fenola skābās īpašības ir daudz spēcīgākas, jo ir palielināta OH savienojuma polaritāte. Tāpēc šī viela var reaģēt arī ar sārmzemju un sārmu metālu hidroksīdiem. Rezultātā veidojas sāļi – fenolāti. Fenola identificēšanai visefektīvāk ir lietot kopā ar (III), kurā viela iegūst zili violetu krāsu.
Tātad skābes īpašības dažādos savienojumos izpaužas vienādi, bet ar atšķirīgu intensitāti, kas ir atkarīga no kodolu struktūras un ūdeņraža saišu polaritātes. Tie palīdz noteikt vielas vidi un tās sastāvu. Kopā ar šīm īpašībām ir arī pamata, kas palielinās, vājinot pirmo.
Visas šīs īpašības parādās vissarežģītākajās vielās un veido nozīmīgu apkārtējās pasaules daļu. Galu galā tieši caur tiem notiek daudzi procesi ne tikai dabā, bet arī dzīvos organismos. Tāpēc skābes īpašības ir ārkārtīgi svarīgas, bez tām dzīvība uz zemes nebūtu iespējama.
Ar skābekli nemetāli veido skābus oksīdus. Dažos oksīdos to maksimālais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru (piemēram, SO2, N2O5), savukārt citos tas ir zemāks (piemēram, SO2, N2O3). Skābie oksīdi atbilst skābēm, un no divām viena nemetāla skābekļa skābēm spēcīgāka ir tā, kurā tam ir augstāks oksidācijas līmenis. Piemēram, slāpekļskābe HNO3 ir spēcīgāka par slāpekļskābi HNO2, un sērskābe H2SO4 ir spēcīgāka par sērskābi H2SO3.
Nemetālu skābekļa savienojumu raksturojums:
Augstāko oksīdu (t.i., oksīdu, kas satur noteiktas grupas elementu ar augstāko oksidācijas pakāpi) īpašības pakāpeniski mainās no bāzes uz skābu periodos no kreisās puses uz labo.
Grupās no augšas uz leju augstāko oksīdu skābās īpašības pakāpeniski vājina. To var spriest pēc šiem oksīdiem atbilstošo skābju īpašībām.
Atbilstošo elementu augstāko oksīdu skābju īpašību palielināšanās periodos no kreisās puses uz labo ir izskaidrojama ar šo elementu jonu pozitīvā lādiņa pakāpenisku palielināšanos.
Ķīmisko elementu periodiskās sistēmas galvenajās apakšgrupās augstāko nemetālu oksīdu skābās īpašības samazinās no augšas uz leju.
Ūdeņraža savienojumu vispārīgās formulas atbilstoši ķīmisko elementu periodiskās sistēmas grupām dotas tabulā Nr.3.
Tabula Nr.3
Ar metāliem ūdeņradis veido (ar dažiem izņēmumiem) negaistošus savienojumus, kas ir nemolekulas struktūras cietas vielas. Tāpēc to kušanas temperatūra ir salīdzinoši augsta.
Ar nemetāliem ūdeņradis veido gaistošus molekulārās struktūras savienojumus. Normālos apstākļos tās ir gāzes vai gaistoši šķidrumi.
Periodos no kreisās uz labo pusi palielinās nemetālu gaistošo ūdeņraža savienojumu skābās īpašības ūdens šķīdumos. Tas izskaidrojams ar to, ka skābekļa joniem ir brīvi elektronu pāri, un ūdeņraža joniem ir brīva orbitāle, tad notiek process, kas izskatās šādi:
H2O + HF H3O + F
Ūdeņraža fluorīds ūdens šķīdumā atdala pozitīvos ūdeņraža jonus, t.i. uzrāda skābas īpašības. Šo procesu veicina arī cits apstāklis: skābekļa jonam ir vientuļš elektronu pāris, bet ūdeņraža jonam ir brīva orbitāle, kuras dēļ veidojas donora-akceptora saite.
Kad amonjaks tiek izšķīdināts ūdenī, notiek pretējs process. Un, tā kā slāpekļa joniem ir vientuļš elektronu pāris, bet ūdeņraža joniem ir brīva orbitāle, tad rodas papildu saite un veidojas amonija joni NH4+ un hidroksīda joni OH-. Tā rezultātā šķīdums iegūst pamata īpašības. Šo procesu var izteikt ar formulu:
H2O + NH3 NH4 + OH
Amonjaka molekulas ūdens šķīdumā piesaista pozitīvus ūdeņraža jonus, t.i. amonjaks uzrāda pamata īpašības.
Tagad apskatīsim, kāpēc fluora ūdeņraža savienojums – fluorūdeņradis HF – ūdens šķīdumā ir skābe, bet vājāka par sālsskābi. Tas izskaidrojams ar to, ka fluora jonu rādiusi ir daudz mazāki nekā hlora joniem. Tāpēc fluora joni piesaista ūdeņraža jonus daudz spēcīgāk nekā hlora joni. Šajā sakarā fluorūdeņražskābes disociācijas pakāpe ir daudz mazāka nekā sālsskābei, t.i. fluorūdeņražskābe ir vājāka nekā sālsskābe.
No sniegtajiem piemēriem var izdarīt šādus vispārīgus secinājumus:
Periodos no kreisās puses uz labo elementu jonu pozitīvais lādiņš palielinās. Šajā sakarā tiek uzlabotas ūdens šķīdumos esošo elementu gaistošo ūdeņraža savienojumu skābās īpašības.
Grupās no augšas uz leju negatīvi lādēti anjoni arvien mazāk piesaista pozitīvi lādētus ūdeņraža jonus H+. Šajā sakarā tiek atvieglots ūdeņraža jonu H+ izvadīšanas process un palielinās ūdeņraža savienojumu skābās īpašības.
Nemetālu ūdeņraža savienojumi, kuriem ūdens šķīdumos ir skābas īpašības, reaģē ar sārmiem. Nemetālu ūdeņraža savienojumi, kuriem ūdens šķīdumos piemīt bāzes īpašības, reaģē ar skābēm.
Nemetālu ūdeņraža savienojumu oksidatīvā aktivitāte grupās no augšas uz leju ievērojami palielinās. Piemēram, nav iespējams ķīmiski oksidēt fluoru no ūdeņraža savienojuma HF, bet hloru var oksidēt no ūdeņraža savienojuma HCl, izmantojot dažādus oksidētājus. Tas izskaidrojams ar to, ka grupās no augšas uz leju strauji palielinās atomu rādiusi, un tāpēc elektronu pārnešana kļūst vieglāka.