Perioada 2 elemente

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare

Un element din perioada 2 este unul dintre elementele chimice din al doilea rând (sau perioada ) din tabelul periodic al elementelor .

Sunt:

Elemente chimice ale celei de-a doua perioade
grup 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
#
Nume
3
Acolo
4
Bine
5
B.
6
C.
7
Nu.
8
SAU
9
F.
10
Nici
și - -conf.
Metale alcaline Metale alcalino-pământoase Lantanoizi Actinoizi Metale de tranziție
Metale post-tranziție Metaloizi Nu metalele Halogeni gaze nobile

Din punctul de vedere al structurii atomice din aceste elemente are loc umplerea progresivă a orbitalilor 2s (în litiu și beriliu) și a orbitalilor 2p (în cele șase elemente rămase de la bor la neon).

Perioada 2, numită în mod normal a doua perioadă , este prima din tabelul periodic pentru care are sens să vorbim despre proprietățile periodice ale elementelor luate în considerare. De fapt, perioada 1 conține doar două elemente ( hidrogen și heliu ) și, prin urmare, este imposibil de trasat tendințe semnificative, mai ales că plasarea hidrogenului în tabelul periodic se datorează unor motive convenționale și au fost propuse diverse posibilități. [1]

Tendințe generale în proprietățile elementelor din perioada 2

Raze atomice calculate pentru elementele perioadei 2 (picometre).

În elementele perioadei 2, pe măsură ce numărul atomic crește, observăm variațiile așteptate ale proprietăților periodice, adică ale proprietăților fizice și chimice ale diferitelor elemente. De exemplu, există o scădere a razei atomice (figura) și o creștere a energiei de ionizare , a electronegativității și a afinității electronice . [2] [3]

În ceea ce privește comportamentul chimic, în general se pot face următoarele considerații. [2] [3] Elementele din perioada 2 variază de la litiu la neon. Cele șapte elemente de la litiu la fluor sunt primele elemente ale grupurilor lor. Aceste șapte elemente au diverse proprietăți comune cu congenerii lor mai grei, deoarece au aceeași configurație electronică externă, dar foarte des prezintă, de asemenea, diferențe notabile. De exemplu, oxigenul și azotul sunt gaze formate din molecule diatomice (O 2 și N 2 ), în timp ce sulful și fosforul sunt solide cu molecule sau lanțuri poliatomice (de exemplu, S 8 și P 4 ). În practică, în grupurile 13-16 , primul element al grupului diferă considerabil de congenerii superiori și, prin urmare, nu este util să considerăm borul, carbonul, azotul și oxigenul ca prototipuri comportamentale ale grupului respectiv. Grupurile 1 și 17 sunt mai omogene, în sensul că primele elemente (litiu și fluor) prezintă asemănări mai strânse cu celelalte elemente ale grupului lor. Grupa 2 se află într-o situație intermediară: beriliul este încă destul de similar cu congenerii superiori, dar diferențele sunt mai accentuate decât în ​​grupurile 1 și 17.

Stabilitatea cationilor și anionilor [2] [3]

Prima energie de ionizare din perioada 2 elemente.

Pe parcursul perioadei se observă o variație progresivă a stabilității cationilor și anionilor diferitelor elemente. Motivul acestei tendințe poate fi dedus prin luarea în considerare a modului în care prima energie de ionizare variază în elemente pe parcursul perioadei (figura). Pentru litiu valoarea este mică (520 kJ / mol) și, prin urmare, este foarte ușor să se formeze ionul Li + , care poate fi observat atât în ​​stare solidă, cât și în soluție. Aceste considerații explică, de asemenea, marea reactivitate a litiului față de oxigen, azot, apă și alte elemente.

Pentru beriliu, energia primei ionizări este deja mai mare (899 kJ / mol) decât litiu, iar cea a celei de-a doua ionizări este chiar mai mare (1757 kJ / mol). Din acest motiv, pierderea a doi electroni pentru a forma Be 2+ are loc numai cu cele mai electronegative elemente, atât de mult încât chiar și în BeF 2 legăturile au un grad apreciabil de covalență .

În următoarele elemente, energiile de ionizare devin atât de mari încât formarea cationului simplu este imposibilă. După cum se poate observa în figură, valorile energiei de ionizare ale borului, carbonului și azotului cresc în mod regulat, dar sunt mai mici decât se aștepta prin extrapolarea valorilor litiului și beriliului. Acest lucru se datorează faptului că electronii p sunt protejați de electroni dacă sunt deci mai ușor de îndepărtat. Figura arată o altă discontinuitate între azot și oxigen, care poate fi interpretată având în vedere că în azot nivelul de 2p este pe jumătate plin, în timp ce în oxigen, fluor și neon, electronii adăugați intră pe orbitali care conțin deja un electron și sunt parțial respinși de acesta. Îndepărtarea acestor electroni va fi apoi puțin mai ușoară.

Pentru bor, nu se observă nicio chimie cationică simplă, dar există legături covalente în compuși precum oxoanioni și hidruri .

Anionii încep să se formeze cu carbon, chiar dacă sunt mai puțin obișnuiți și instabili ca C 2 2– . Cu azot, anionii N 3– sunt în schimb stabili și se găsesc în nitrurile metalelor foarte electropozitive (de exemplu Li 3 N , Mg 3 N 2 ). Stabilitatea anionilor continuă să crească pe măsură ce continuă pe parcursul perioadei. Ionii oxid (O 2– ) și fluor (F - ) sunt obișnuiți în solide, dar ionul oxid nu poate exista în soluție, după cum se observă din aceste reacții:

O 2– + H 2 O = 2OH - K> 10 22
F - + H 2 O = HF + OH - K = 10 –7

Formarea legăturilor simple, duble și triple [2] [3]

Carbonul este un nemetal tipic și chimia sa este dominată de legături simple, duble și triple cu sine sau cu azot, oxigen sau alte elemente. Carbonul este unic prin capacitatea sa de a forma lanțuri de legături C - C (catenare). Carbonul, împreună cu azotul și oxigenul, pot forma, de asemenea, cu ușurință legături pπ-pπ, având în vedere dimensiunea sa mică. Acest lucru face posibilă chimia extinsă a carbonului asociată cu legături multiple.

Azotul gazos este format din foarte puține molecule reactive de N≡N, deoarece legătura triplă este foarte stabilă:

N2 (g) → 2N (g) = 945 kJ AH / mol

Compușii de azot sunt de obicei covalenți și conțin legături simple, deși există legături multiple, cum ar fi ionul cianură (C≡N - ). Cu elemente extrem de electropozitive, se formează, de asemenea, nitruri ionice care conțin ionul N 3– .

Diagrama orbitalilor moleculari ai moleculei de oxigen (în centru) formată din orbitalii atomici ai celor doi atomi de oxigen (pe laturi). [3] Orbitalii moleculari cu energie superioară sunt de tip π * și conțin doi electroni nepereche.

Comparativ cu azotul, oxigenul gazos formează, de asemenea, molecule diatomice, dar foarte reactive, atât pentru că legătura este mai slabă:

O 2 ( g ) → 2O ( g ) ∆H = 496 kJ / mol

și ambele deoarece molecula O 2 este paramagnetic , cu doi electroni nepereche (vezi diagrama orbitali moleculare). O mare cantitate de oxigen implică legături covalente, chiar multiple, dar diferiți anioni bine definiți, O 2– , O 2 - și O 2 2– ( oxid , superoxid și peroxid ) sunt prezenți în solide. Există, de asemenea, ionul OH - hidroxid , atât în ​​solid cât și în soluție.

Fluorul gazos formează molecule diatomice foarte reactive datorită energiei de legătură reduse din F 2 . Ionul fluor există în compușii ionici, dar dă naștere și compușilor covalenți X - F; în acesta din urmă legăturile sunt destul de polare, având în vedere electronegativitatea ridicată a fluorului.

Elementele care aparțin perioadei 2 trebuie să respecte regula octetului, deoarece au doar patru orbitați disponibili (2s, 2p x , 2p y , 2p z ); în consecință, ei pot face cel mult patru legături simple. Această limitare nu mai există începând cu perioada următoare, unde sunt disponibile și orbitalele d. Un exemplu tipic este cel al comparației dintre azot și fosfor. Folosind formalismul teoriei legăturilor de valență , fosforul are configurație electronică 3s 2 3p 3 3d 0 și, prin urmare, cu trei electroni nepereche poate face trei legături, ca de exemplu în PCl 3 . Fosforul poate efectua o promovare electronică la starea de valență 3s 1 3p 3 3d 1 cu cinci electroni nepereche; acest lucru necesită puțină energie, ușor compensată de formarea celor două legături suplimentare ( PCl 5 ). Mai mult, fosforul poate folosi ceilalți orbitali d goți pentru a accepta perechi de electroni din bazele Lewis, așa cum se întâmplă de exemplu în PF 6 - . Pentru comparație, azotul are o configurație electronică 2s 2 2p 3 și, cu trei electroni nepereche, poate face trei legături ( NH 3 ), dar nu are nicio modalitate de a avea cinci electroni nepereche.

Pentru carbon, promovarea de la 2s 2 2p 2 la 2s 1 2p 3 oferă posibilitatea realizării a patru legături covalente. Procedând spre dreapta în această perioadă, elementele au din ce în ce mai puțini electroni nepereche disponibili și, prin urmare, numărul de legături covalente posibile scade: NH 3 , H 2 O, HF. Deplasarea de la carbon la stânga scade, de asemenea, numărul de legături covalente posibile, deoarece nu există suficienți electroni pentru a despărți: BCl 3 , BeH 2 , LiH.

Aciditate și basicitate conform lui Lewis [2] [3]

Când octetul este complet într-un compus și există perechi de electroni nepartajate , compusul poate acționa ca o bază Lewis . Compușii cu azot , în mod normal o pereche unshared ( de exemplu NH 3), în timp ce compușii de oxigen au două ( de exemplu , H2 O). În mod normal, o singură pereche poate fi donată unui acid Lewis . Astfel, din speciile de tip NR 3 este ușor să se formeze cationi de tip NR 4 + , iar în apă este ușor să se obțină H 3 O + , dar este foarte rar ca oxigenul să formeze patru legături.

Interacțiunile acid-bază, conform lui Lewis , apar și în compușii cu deficit de electroni, adică care nu au completat octetul și tind să acționeze ca acizi Lewis pentru a-l completa. Acest comportament este observat, de exemplu, în beriliu și bor. Compușii de tip BeX 2 se combină cu bazele Lewis pentru a forma specii de tip BeX 2 L 2 , iar compușii de tip BF 3 se leagă de specii de azot sau oxigen precum NH 3 , NR 3 , H 2 O, Et 2 O etc. formând aducti :

NH 3 + BF 3 → H 3 N - BF 3
Et 2 O + BF3Et2 O - BF3

Interacțiunile donator-acceptor nu sunt limitate la elementele din perioada 2, dar pot apărea de câte ori există orbitați goi (acizi Lewis) și perechi nepartajate (baze Lewis). Compușii multor elemente pot acționa ca acceptori, dar compușii care acționează ca baze Lewis au de obicei ca atomi donatori:

  • azot tricoordonat, fosfor și arsenic (NR 3 , PR 3 , AsR 3 )
  • oxigen și sulf coordonate (H 2 O, RS - )
  • ioni halogenhidric și pseudohalogenhidric (CN - , SCN - )
  • hidruri și alți carbanioni precum CH 3 - și C 6 H 5 - .

Stări de oxidare [2] [3]

Numere de oxidare în elementele din perioada 2. Cele mai frecvente numere de oxidare sunt indicate de puncte roșii solide. [3]

În ceea ce privește stările de oxidare, acestea depind de tendința de a ajunge la o configurație electronică externă a gazelor nobile și, prin urmare, sunt corelate cu numărul grupului (vezi figura). În blocul s situația este simplă, deoarece numărul de oxidare (în plus față de valoarea zero evidentă) este întotdeauna pozitiv și egal cu numărul grupului. Pentru elementele blocului p (excluzând gazele nobile) situația devine mai complicată. Cele mai evidente numere de oxidare din grupele 13-15 sunt obținute ca (numărul grupului - 10) și corespund îndepărtării formale a tuturor electronilor externi. Pentru grupurile 16 și 17 este necesar să se facă (numărul grupului - 18), care corespunde achiziționării electronilor lipsă pentru a ajunge la octet. Cu toate acestea, elementele blocului p pot avea și alte numere de oxidare din diferite motive:

  • Semnul (pozitiv sau negativ) se datorează definiției formale a numărului de oxidare și depinde de electronegativitatea atomilor care fac parte din compus. De exemplu , azotul va avea număr de oxidare -3 în NH3 și + 5 în HNO3. Aceste două numere sunt minime și maxime posibile, corespunzând formal cumpărării celor trei electroni lipsă pentru a finaliza octetul și pierderii tuturor electronilor nivelului extern.
  • Elementul poate pierde sau dobândi în mod formal mai puțini electroni. De exemplu, în hidrazină , H 2 N - NH 2 , azotul are un număr de oxidare –2; în ionul peroxid , O 2 2– , numărul de oxidare al oxigenului este -1.

Notă

Bibliografie

Chimie Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei