По группе По периоду

½ Число электронных слоев ­, ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

½ r­, потенциал ионизации ¯, r¯, увеличивается число электронов на внешнем слое,

½ усиливается способность потенциал ионизации ­, усиливается способность

½ отдавать электроны (ЭО¯), присоединять электроны (ЭО­), усиливаются

¯ нарастают металлические свойства неметаллические свойства

Изменение характера высших оксидов.

B₂O₃

_{кислотный}

H₃BO₃ слабая

Al₂O₃ SiO₂ P₂O₅ SO₃ Cl₂O₇

_{амфотерный кислотный кислотный кислотный кислотный}

HAlO₂ слабая H₂SiO₃¯ (HPO₃)_x – метафосфорная H₂SO₄ HClO₄

Al(OH)₃¯ H₄P₂O₇ – пирофосфорная 1444424443

H₃PO₄ – ортофосфорная сильные кислоты

Ga₂O₃

_{амфотерный}

In₂O₃

_{амфотерный}

Tl₂O₃

_{основной}

Tl(OH)₃¯

Оксиды металлов по характеру основные или амфотерные.

Оксиды неметаллов – кислотные.

Оксиды переходных элементов – амфотерные или кислотные (Ge, Sb).

Безразличные оксиды – NO, CO – плохо растворимы в воде, не имеют соответствующих кислот и солей.

Группа VII А. Галогены (ns²np⁵)

Г⁰ (s²p⁵) + е ® Г ^- (s²p⁶). Характерные степени окисления от (-1) до (+7). Степень окисления (-1) наиболее устойчивая. Фтор не имеет положительных степеней окисления.

В свободном состоянии – двухатомные молекулы Г₂, токсичны (особенно F₂), имеют резкий запах, активные окислители: Г₂ + 2е = 2Г ^–

Ок-ль в-ль

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾ увеличиваются окислительные свойства Г₂

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾® увеличиваются восстановительные свойства Г ^–

0 -2 -1 0

В атомосфере фтора вода горит: F₂ + H₂O = 2HF + O

Фтор реагирует со всеми металлами и неметаллами, окисляя их до высших степеней окисления и образуя фториды, которые имеют низкие температуры кипения, являются летучими соединениями. Фтор реагирует даже с некоторыми инертными газами.

F₂ + S, P, Si, Xe и др. ® SF₆, PF₅, SiF₄, XeF₂, XeF₄, XeF₆ и др.

Активные металлы (Na, Mg) горят в атмосфере фтора. Металлы Mo, W, Ti, U взаимодействуют со фтором при повышенных температурах. Наиболее устойчивы к действию фтора – Cu, Ni, Fe, реагируют со фтором при температуре выше 500⁰С. На поверхности этих металлов образуются прочные защитные пленки фторидов.

Хлор, бром и иод менее сильные окислители. При взаимодействии с металлами и неметаллами образуют соли хлориды, бромиды, иодиды.

3Cl₂ + 2P = 2PCl₃ 3J₂ + 2Al = 2AlJ₃

Хлор и бром ограниченно растворяются в воде (хлорная и бромная вода), при этом протекает реакция: 0 -1 +1

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO – реакция диспропорционирования

¾¾¾

Галогеноводороды НГ.

При обычных условиях галогеноводороды (хлороводород, бромоводород, иодоводород) – бесцветные газы. Фтороводород имеет температуру кипения +20⁰С.

Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде с образованием растворов кислот: H[HF₂] – плавиковая, HCl – соляная, HBr – бромистоводородная, HJ – иодистоводородная.

Получение галогеноводородов: 1) Г₂ + Н₂ = 2НГ (F₂, Cl₂ реагируют со взрывом);

2) СaF₂ (тв.) + H₂SO_{4 конц.} = t = 2HF­ + CaSO₄

NaCl (тв.) + H₂SO_{4 конц.} = t = HСl­ + NaHSO₄

Молекулы фтороводорода даже в парах находятся в виде ассоциатов (HF)_x. Молекулы соединяются друг с другом за счет образования водородных связей.

Водородная связь – это связь через водородный атом сильно электроотрицательных атомов F, O, N, имеющих очень малые радиусы. Очень ярко проявляется в соединениях (HF)_x, (H₂O)_x, (NH₃)_x.

Механизм образования водородной связи – донорно-акцепторное или электростатическое взаимодействие.

_{+ -}

H ¾¾ F:

Сильно ‰ H ¾¾ F:

полярная связь ‰ H ¾¾ F:

Водородные связи более прочные, чем силы межмолекулярного взаимодействия. Для их разрушения требуется затратить энергию, поэтому перечисленные соединения обладают аномально высокими температурами кипения, плавления, удельной теплоемкостью по сравнению с однотипными соединениями их электронных аналогов.

Кислоты, соли.