جميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية سابعا. خصائص عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية. مهام للتحكم في إتقان الموضوع

9 ف 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 5

17سل3س23ع5

35 ر 3 د 10 4 ث 2 4 ص 5

53 ط 4 د 10 5 ث 2 5 ص 5

85 في 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

العناصر الخمسة للمجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة لها اسم مجموعة شائع "الهالوجينات" (هال)، والذي يعني "منتجة الملح".

تشمل المجموعة الفرعية من الهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين (الأستاتين عنصر مشع، ولم تتم دراسته إلا قليلاً). هذه هي العناصر p لمجموعة النظام الدوري لـ D.I. مندليف. وعلى مستوى الطاقة الخارجي، تحتوي ذراتها على 7 إلكترونات ns 2 np 5. وهذا ما يفسر القواسم المشتركة في خصائصها.

خصائص عناصر مجموعة الهالوجين الفرعية

إنهم يضيفون بسهولة إلكترونًا واحدًا لكل منهم، مما يُظهر حالة أكسدة قدرها -1. تتمتع الهالوجينات بهذه الدرجة من الأكسدة في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن.

ومع ذلك، يمكن لذرات الهالوجين، بالإضافة إلى الفلور، أن تظهر أيضًا حالات أكسدة إيجابية: +1، +3، +5، +7. يتم شرح القيم المحتملة لحالات الأكسدة من خلال البنية الإلكترونية، والتي يمكن تمثيلها لذرات الفلور من خلال الرسم التخطيطي

نظرًا لكونه العنصر الأكثر سالبية كهربية، فإن الفلور يمكنه قبول إلكترون واحد فقط لكل مستوى فرعي 2p. يحتوي على إلكترون واحد غير مزدوج، لذلك يمكن أن يكون الفلور أحادي التكافؤ فقط، وتكون حالة الأكسدة دائمًا -1.

يتم التعبير عن التركيب الإلكتروني لذرة الكلور بالرسم البياني:

تحتوي ذرة الكلور على إلكترون واحد غير متزاوج في المستوى الفرعي 3p وتكون الحالة الطبيعية (غير المثارة) للكلور أحادية التكافؤ. ولكن بما أن الكلور موجود في الدورة الثالثة، فهو يحتوي على خمسة مدارات إضافية من المستوى الفرعي الثالث، والتي يمكن أن تستوعب 10 إلكترونات.

في الحالة المثارة لذرة الكلور، تنتقل الإلكترونات من المستويات الفرعية 3p و3s إلى المستوى الفرعي 3d (كما هو موضح بالأسهم في الشكل). يؤدي فصل (اقتران) الإلكترونات الموجودة في نفس المدار إلى زيادة التكافؤ بمقدار وحدتين. من الواضح أن الكلور ونظائره (باستثناء الفلور) يمكن أن يظهر فقط تكافؤ متغير فردي 1، 3، 5، 7 وحالات الأكسدة الإيجابية المقابلة. لا يحتوي الفلور على مدارات حرة، مما يعني أنه أثناء التفاعلات الكيميائية لا يوجد فصل للإلكترونات المزدوجة في الذرة. لذلك، عند النظر في خصائص الهالوجينات، من الضروري دائمًا مراعاة خصائص الفلور ومركباته.

المحاليل المائية لمركبات الهيدروجين من الهالوجينات هي الأحماض: HF - هيدروفلوريك (الفلوريك)، حمض الهيدروكلوريك - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك)، HBr - هيدروبروميك، HI - هيدرووديك.

يحدد الهيكل المتطابق للطبقة الإلكترونية الخارجية (ns 2 np 5) التشابه الكبير بين العناصر.

مواد بسيطة - غير المعادن F 2 (غاز)، Cl 2 (غاز)، Br 2 (ل)، ل 2 (صلب).

أثناء التعليم الروابط التساهميةتستخدم الهالوجينات في أغلب الأحيان إلكترونًا واحدًا غير متزاوج متوفر في ذرة غير مثارة، وتظهر B = I.

حالات التكافؤ من ذرات CI، Br، I.

من خلال تكوين روابط مع ذرات عناصر أكثر سالبية كهربية، يمكن لذرات الكلور والبروم واليود الانتقال من حالة التكافؤ الأرضي إلى حالة مثارة، والتي يصاحبها انتقال الإلكترونات إلى المدارات الشاغرة للمستوى الفرعي d. في هذه الحالة، يزداد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، ونتيجة لذلك يمكن لذرات CI، Br، I أن تشكل عددًا أكبر من الروابط التساهمية:

الفرق بين F والهالوجينات الأخرى

في ذرة F، توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الثاني، والذي يحتوي فقط على مستويات فرعية s وp. وهذا يستبعد إمكانية انتقال ذرات F إلى حالات مثارة، وبالتالي فإن الفلور في جميع المركبات يُظهر ثابتًا B يساوي I. بالإضافة إلى ذلك، فإن الفلور هو العنصر الأكثر سالبية كهربية، ونتيجة لذلك يكون له أيضًا ثابت c. يا. -1.

أهم مركبات الهالوجين

I. هاليدات الهيدروجين HHal.

II الهاليدات المعدنية (أملاح أحماض الهيدروهاليك) هي مركبات الهالوجين الأكثر عددًا واستقرارًا

ثالثا. الهالوجين مركبات العضوية

رابعا. المواد المحتوية على الأكسجين:

أكاسيد غير مستقرة، والتي يمكن اعتبار وجود 6 أكاسيد منها موثوقًا (Cl 2 O، ClO 2، Cl 2 O 7، Br 2 O، BrO 2، I 2 O 5)؛

أحماض أوكسوادس غير مستقرة، والتي يتم عزل 3 أحماض منها فقط كمواد فردية (HClO 4، HlO 3، HlO 4)؛

أملاح الأحماض الأوكسية، وخاصة الكلوريتات والكلورات والبيركلورات.

1) العوامل المؤكسدة النموذجية
2) العناصر الانتقالية
3) * - العناصر

1) المواد الغازية، عديمة اللون والرائحة
2) السوائل عند درجة حرارة الغرفة
3) المعادن

2) إلكترونين في المستوى الخارجي
3) المستوى الخارجي مملوء بالكامل

1) القدرة على فقدان إلكترونين خارجيين لتكوين كاتيون
مع حالة الأكسدة +2
مع حالة الأكسدة +1
3) القدرة على اكتساب إلكترون واحد إلى المستوى الخارجي وتشكيله
أنيون مع حالة الأكسدة -1

1) صعب جدًا
2) الأكثر انتشارا في القشرة الأرضية
3) المشعة

1) الاشتعال الذاتي في الهواء
2) تخزينها في الماء
3) مخزنة في الكيروسين
كل هذه المعادن...
1) العوازل النموذجية
2) عوامل الاختزال القوية
3) العوامل المؤكسدة

1) بيروكسيدات التركيبة M2O2
2) أكاسيد التركيبة Me2O

ر الجهد العالي
1) K2O2 + 2K === 2K2O 3) 2KO2 + O3 === K2O + 3O2
ر
2) KO2 + 3K === 2K2O

تشكيل...
1) هيدروكسيدات
2) هيدرات
3) الهيدريدات

1) الهيدريدات والأكسجين
2) القلويات والهيدروجين
3) البيروكسيدات والهيدروجين

1) كسو4
2) KHSO4
3) K2SO4

1) والتي تأتي في سلسلة الضغوط المعدنية بعد H
2) والتي في سلسلة الجهد للمعادن تصل إلى N
3) سوف يتفاعل الجميع

1) آل ونا
2) ك ونا
3) ك ومن

1) الفضة والحديد
2) كلوريد الحديديك والفضة
3) نترات النحاس (I I) والفضة

أ) نا + H2 →
ب) NaO2 + H2O →

1. تنتمي جميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول الدوري إلى ...
3) * - العناصر
2. جميع العناصر - باستثناء الهيدروجين والهيليوم - هي...
3) المعادن
3. ذرات العناصر القلوية لها ...
1) إلكترون واحد لكل مستوى خارجي
4. ذرات العناصر القلوية لها...

2) القدرة على فقدان إلكترون خارجي واحد وتكوين كاتيون
مع حالة الأكسدة +1

5. الفرانسيوم، يكمل المجموعة الأولى، هو...

3) المشعة
6. جميع المعادن نشطة للغاية وبالتالي...

3) مخزنة في الكيروسين
7. بما أن الإلكترونات الخارجية للمعادن s تنتقل بسهولة إلى عناصر أخرى، فإن كل هذه المعادن ...
2) عوامل الاختزال القوية

8. جميع الفلزات القلوية تحترق في جو من الأكسجين متكونة...

3) بيروكسيدات Me2O2 وأكاسيد Me2O
9. يمكن الحصول على أكسيد البوتاسيوم نتيجة التفاعل...

ت
2) KO2 + 3K === 2K2O

10. جميع المعادن تتحد مع الهيدروجين حتى مع التسخين البسيط .
تشكيل...
3) الهيدريدات
11. عندما تتفاعل الفلزات القلوية مع الماء فإنها تتشكل...

2) القلويات والهيدروجين

12. كبريتات البوتاسيوم مادة لها الصيغة...

3) K2SO4
13. سوف تتفاعل معادن المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية مع الأحماض...

3) سوف يتفاعل الجميع
14. زوج من المعادن لهما نفس الخصائص:
2) ك ونا

15. رد فعل الاستبدال ممكن بين ...
4) نترات الفضة والحديد
المهمة: إجراء التحويلات، وكتابة معادلات التفاعل المقابلة.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl

Na2O2 + Na = Na2O

Na2O + CO2 = Na2CO3

Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2

مهمتي: أكمل معادلات التفاعل
أ) 2Na + H2 → 2NaH
ب) Na2O + H2O → 2NaOH

1. تنتمي جميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول الدوري
3) * - العناصر
2. جميع العناصر - باستثناء الهيدروجين والهيليوم - هي...
3) المعادن
3. ذرات العناصر القلوية لها ...
1) إلكترون واحد لكل مستوى خارجي
4. ذرات العناصر القلوية لها...
2) القدرة على فقدان إلكترون خارجي واحد وتكوين كاتيون
مع حالة الأكسدة +1
5. الفرانسيوم، يكمل المجموعة الأولى، هو...

3) المشعة
6. جميع المعادن نشطة للغاية وبالتالي...

لا توجد إجابة صحيحة هنا: الليثيوم لا يشتعل في الهواء ولا يمكن تخزينه في الكيروسين، ولكن على الأغلب تركه، بالنسبة للمعادن الأخرى هذا صحيح
3) مخزنة في الكيروسين
7. بما أن الإلكترونات الخارجية للمعادن s تنتقل بسهولة إلى عناصر أخرى،
كل هذه المعادن...
2) عوامل الاختزال القوية
8. جميع الفلزات القلوية تحترق في جو من الأكسجين متكونة...
3) بيروكسيدات Me2O2 وأكاسيد Me2O، ولكن ليس للجميع أيضًا
9. يمكن الحصول على أكسيد البوتاسيوم نتيجة للتفاعل

2) KO2 + 3K === 2K2O
10. تتحد جميع المعادن مع الهيدروجين حتى مع التسخين الطفيف لتشكل...
3) الهيدريدات
11. عندما تتفاعل الفلزات القلوية مع الماء فإنها تتشكل...
2) القلويات والهيدروجين
12. كبريتات البوتاسيوم مادة لها الصيغة...
3) K2SO4
13. سوف تتفاعل معادن المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية مع الأحماض...
3) سوف يتفاعل الجميع
14. زوج من المعادن لهما نفس الخصائص:
2) ك ونا
15. رد فعل الاستبدال ممكن بين ...
4) نترات الفضة والحديد
المهمة: إجراء التحويلات، وكتابة معادلات التفاعل المقابلة.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
2NA+O2=NA2O2

Na2O2+2Na=2Na2O

Na2O+CO2=Na2CO3

Na2СО3+2НCl=2NAСl+СО2+Н2О
مهمتي: أكمل معادلات التفاعل
أ) 2Na + H2 →2NaH
ب) 2NaO2 + H2O →NaOH + NaHO2 + O2

مجموعة الهالوجين الفرعية

محاضرة رقم 3

الخطوط العريضة للمحاضرة

1. الخصائص العامةمجموعات فرعية

2. التواجد في الطبيعة. تاريخ إنتاج الفلورايد

3. طرق الحصول على الفلور

4. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للفلور

5. مركبات الفلور – الفلوريدات

6. الخصائص الفيزيائية والكيميائية لفلوريد الهيدروجين

7. مركبات الأكسجين الفلور

8. تطبيق الفلور ومركباته

9. التواجد في الطبيعة. تاريخ إنتاج الكلور

10. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للفلور

11. مركبات الكلور – الكلوريدات. الخصائص المقارنةهاليدات الهيدروجين

12. مركبات الأكسجين من الكلور

13. استخدام الكلور ومركباته. الدور البيولوجيالكلور

14. التواجد في الطبيعة. تاريخ الحصول على البروم واليود

15. الخواص الفيزيائية والكيميائية للبروم واليود

16. مركبات البروم واليود

17. استخدام البروم واليود

عناصر المجموعة السابعة (17) من المجموعة الفرعية الرئيسية تشمل: الفلور F، الكلور Cl، البروم Br، اليود I، الأستاتين At.

في الحالة الأرضية، تمتلك ذرات الهالوجين التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي – …ns 2 np 5، حيث n هو رقم الكم الرئيسي (رقم الفترة). حالات الأكسدة التالية هي سمة من سمات ذرات الهالوجين: للفلور - (-1، 0)؛ للكلور - (-1، 0، +1، +3، (+4)، +5، (+6)، +7)؛ للبروم - (-1، 0، +1، +3، (+4)، +5، +7)؛ للأستاتين – (-1، 0، +5).

في الجدول يعرض 1 الخصائص الرئيسية للمجموعة السابعة (17) من المجموعة الفرعية الرئيسية.

في المجموعة السابعة، المجموعة الفرعية الرئيسية، من الأعلى إلى الأسفل، تزداد الشحنة الفعالة للنواة، كما يزداد نصف القطر المداري، وتنخفض طاقة التأين، وتزداد الخواص المختزلة للذرات. وتتميز ذرات الهالوجين ب قيم عاليةطاقة التأين، وبالتالي فإن خصائص الاختزال بالنسبة لهم غير معهود.

في المجموعة السابعة، المجموعة الفرعية الرئيسية، من الأعلى إلى الأسفل، تزداد الشحنة النووية الفعالة، ويزداد نصف القطر المداري، وتقل طاقة الألفة الإلكترونية، وتقل الخواص المؤكسدة للذرات.

لا تحتوي ذرة الفلور على مدارات d مجانية، وإلكترونات التكافؤ لذرة الفلور (... 2s 2 2p 5) محمية بشكل ضعيف من عمل النواة، وهو ما يفسر صغر نصف قطر ذرة الفلور والقيم العالية ​طاقة التأين والسالبية الكهربية. طاقة الألفة الإلكترونية لذرة الفلور أقل من طاقة ذرة الكلور. ويرجع ذلك إلى نصف قطر ذرة الفلور الصغير والتنافر القوي بين الإلكترونات عند إضافة إلكترون إلى الذرة.

في المجموعة السابعة، المجموعة الفرعية الرئيسية، من الأعلى إلى الأسفل، تنخفض طاقة التأين، وتقل طاقة الألفة الإلكترونية، وتقل السالبية الكهربية.

في الحالات الغازية والسائلة والصلبة، تكون جزيئات الهالوجين ثنائية الذرة G 2. تمتلك هذه المواد شبكة بلورية جزيئية، ونتيجة لذلك، نقاط غليان وانصهار منخفضة.

وفي المجموعة السابعة، وهي المجموعة الفرعية الرئيسية، ترتفع درجات حرارة الانصهار والغليان من الأعلى إلى الأسفل. للمواد ذات الجزيئية شعرية الكريستالتعتمد درجات حرارة الانصهار والغليان على طاقة التفاعل بين الجزيئات. نظرًا لأن جزيئات الهالوجين غير قطبية، فإن طاقة التفاعل بين الجزيئات بالنسبة لها تعتمد فقط على قيمة قابلية الاستقطاب. تزداد قابلية الاستقطاب من F 2 إلى Cl 2 بسبب زيادة طول الرابطة الكيميائية والعدد الإجمالي للإلكترونات.

في شكلها الحر، تكون جميع الهالوجينات ملونة: F 2 هو غاز أخضر شاحب، Cl 2 هو غاز أصفر مخضر؛ ر2 – سائل أحمر-بني؛ I 2 - مادة صلبة باللون الرمادي والبنفسجي؛ في - مادة رمادية ذات بريق معدني.

تتضمن المجموعة الفرعية النحاسية ثلاثة عناصر - النحاس والفضة والذهب. مثل ذرات الفلزات القلوية، تحتوي ذرات هذه العناصر كلها على إلكترون واحد في طبقتها الخارجية؛ لكن طبقتها الإلكترونية قبل الأخيرة تحتوي، على عكس ذرات الفلزات القلوية، على ثمانية عشر إلكترونًا. يمكن وصف هيكل غلافي الإلكترون الخارجيين لذرات هذه العناصر بالصيغة (أين هو رقم الفترة التي يوجد فيها العنصر). جميع عناصر المجموعة الفرعية النحاسية هي الأعضاء قبل الأخير في عناصر العقد. ومع ذلك، كما يتبين من الصيغة أعلاه، فإن ذراتها لا تحتوي على 9، بل 10 إلكترونات في المستوى الفرعي. وذلك لأن البنية أكثر استقرارًا من البنية (انظر الصفحة 93). مقارنة البيانات في الجدول. 31 مع القيم المقابلة للمعادن القلوية (الجدول 30)، يمكن ملاحظة أن نصف قطر ذرات النحاس والفضة والذهب أصغر من نصف قطر ذرات معادن المجموعة الفرعية الرئيسية. وهذا يسبب كثافة أعلى بكثير، ودرجات حرارة انصهار عالية وقيم كبيرة للمحتوى الحراري لذرات المعادن المعنية؛ يتم ترتيب الذرات الأصغر بشكل أكثر كثافة في الشبكة، ونتيجة لذلك تكون قوى الجذب بينها قوية. يفسر نصف القطر الصغير للذرات أيضًا طاقات التأين الأعلى للمعادن في هذه المجموعة الفرعية مقارنة بالمعادن القلوية. وهذا يؤدي إلى اختلافات كبيرة في الخواص الكيميائية للمعادن في كلا المجموعتين الفرعيتين. عناصر المجموعة الفرعية النحاسية هي معادن منخفضة النشاط. فهي صعبة الأكسدة، وعلى العكس من ذلك، يتم تقليل أيوناتها بسهولة؛ أنها لا تحلل الماء، وهيدروكسيداتها هي قواعد ضعيفة نسبيا. في سلسلة الجهد تأتي بعد الهيدروجين. في الوقت نفسه، فإن الطبقة الثمانية عشر من الإلكترون، المستقرة في العناصر الأخرى، لم تستقر بعد بشكل كامل هنا وتكون قادرة على فقدان جزئي للإلكترونات. وبالتالي، فإن النحاس، جنبًا إلى جنب مع الكاتيونات المشحونة منفردة، يشكل أيضًا كاتيونات مشحونة مضاعفة، والتي تعد أكثر سمة له. وبالمثل، بالنسبة للذهب، فإن حالة الأكسدة أكثر تميزًا من. درجة أكسدة الفضة في مركباتها المعتادة متساوية، لكن المركبات ذات درجة أكسدة الفضة معروفة.

45. عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية الثالثة
المجموعة الثالثة من الجدول الدوري تغطي جدا رقم ضخمالعناصر الكيميائية، منذ تكوينها، بالإضافة إلى عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية، تشمل عناصر ذات أرقام مسلسل 58-71 (لانثانيدات) وأرقام مسلسلة 90-103 (أكتينيدات). سننظر في اللانثانيدات والأكتينيدات مع عناصر مجموعتها الفرعية الثانوية. وتتميز عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثالثة - البورون والألومنيوم والجاليوم والإنديوم والثاليوم - بوجود ثلاثة إلكترونات في الطبقة الإلكترونية الخارجية للذرة. تحتوي الطبقة الإلكترونية الخارجية الثانية لذرة البورون على إلكترونين، ذرة الألومنيوم. الخواص المعدنية للعناصر قيد النظر أقل وضوحًا من تلك الخاصة بالعناصر المقابلة للمجموعات الفرعية الرئيسية للثانية وخاصة المجموعة الأولى، و في خصائص البورون غير المعدنية هي السائدة. في المركبات تظهر حالة أكسدة +3. ومع ذلك، مع زيادة الكتلة الذرية، تظهر أيضًا حالات الأكسدة المنخفضة. بالنسبة للعنصر الأخير من المجموعة الفرعية - الثاليوم - فإن المركبات الأكثر ثباتًا هي تلك التي تكون فيها حالة الأكسدة +1. مع زيادة العدد الترتيبي، فإن الخصائص المعدنية للعناصر قيد النظر، كما هو الحال في المجموعات الفرعية الرئيسية الأخرى، تزيد بشكل ملحوظ. وبالتالي، فإن أكسيد البورون حمضي بطبيعته، وأكاسيد الألومنيوم والجاليوم والإنديوم مذبذبة، وأكسيد الثاليوم (III) أساسي بطبيعته. ومن الناحية العملية فإن أهم عناصر المجموعة الثالثة هما البورون والألومنيوم.

46. ​​عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية الرابعة
تتكون المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الرابعة من الجدول الدوري من خمسة عناصر - الكربون والسيليكون والجرمانيوم والقصدير والرصاص. عند الانتقال من الكربون إلى الرصاص، تزداد أحجام الذرات. لذلك، ينبغي توقع أن تضعف القدرة على ربط الإلكترونات، وبالتالي الخواص غير المعدنية، بينما تزداد سهولة إطلاق الإلكترون. في الواقع، يُظهر الجرمانيوم بالفعل خصائص معدنية، بينما في القصدير والرصاص يهيمن على الخواص غير المعدنية. وبالتالي، فإن أول عضوين فقط في المجموعة الموصوفة هما من غير المعادن؛ ويتم تصنيف الجرمانيوم على أنهما معادن وغير معدنية، أما القصدير والرصاص فهما معادن. تتميز عناصر المجموعة قيد الدراسة بدرجات أكسدة +2 و +4. مركبات الكربون والسيليكون، التي تكون فيها حالة أكسدة هذه العناصر +2، قليلة العدد وغير مستقرة نسبيًا. الجدول 28. بعض خصائص الكربون ونظائره

47. عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية الخامسة
المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة من الجدول الدوري تشمل النيتروجين والفوسفور والزرنيخ والأنتيمون والبزموت. تتميز هذه العناصر، التي تحتوي على خمسة إلكترونات في الطبقة الخارجية للذرة، عمومًا بأنها غير معدنية. ومع ذلك، فإن قدرتها على إضافة الإلكترونات أقل وضوحًا بكثير من العناصر المقابلة في المجموعتين VI وVII. ونظرًا لوجود خمسة إلكترونات خارجية، فإن أعلى أكسدة موجبة لعناصر هذه المجموعة الفرعية هي +5، وسالب -3. نظرًا لانخفاض السالبية الكهربية نسبيًا، فإن رابطة العناصر قيد النظر مع الهيدروجين تكون أقل قطبية من رابطة عناصر المجموعتين VI و VII مع الهيدروجين. ولذلك، فإن مركبات الهيدروجين من هذه العناصر لا تجرد أيونات الهيدروجين في محلول مائي، وبالتالي، ليس لها خصائص حمضية. تتغير الخواص الفيزيائية والكيميائية لعناصر مجموعة النيتروجين الفرعية مع زيادة العدد الذري بنفس التسلسل الذي لوحظ في المجموعات التي تم بحثها سابقًا، ولكن نظرًا لأن الخواص غير المعدنية للنيتروجين أقل وضوحًا من خصائص الأكسجين، وخاصةً. الفلور فإن إضعاف هذه الخواص عند الانتقال إلى العناصر التالية يستلزم ظهور وزيادة الخواص المعدنية. هذا الأخير ملحوظ بالفعل في الزرنيخ، والأنتيمون له كلا الخواص بالتساوي تقريبًا، وفي البزموت تسود الخواص المعدنية على الخواص غير المعدنية. ويرد في الجدول أهم خصائص عناصر المجموعة الفرعية قيد النظر. 27. الجدول 27. بعض خواص النيتروجين ونظائره

48. مركبات الكربون العضوية
تُسمى مركبات الكربون (باستثناء بعض أبسطها) منذ فترة طويلة بالمركبات العضوية، لأنها توجد في الطبيعة بشكل حصري تقريبًا في الكائنات الحيوانية والنباتية، أو تشارك في عمليات الحياة، أو تكون منتجات للنشاط الحيوي أو تحلل الكائنات الحية. . وعلى عكس المركبات العضوية، فإن المواد مثل الرمل والطين والمعادن المختلفة والماء وأكاسيد الكربون وحمض الكربونيك وأملاحه وغيرها الموجودة في “الطبيعة غير الحية” تسمى مواد غير عضوية أو معدنية. نشأ تقسيم المواد إلى عضوية وغير عضوية بسبب تفرد المركبات العضوية التي لها خصائص محددة. لفترة طويلة كان يعتقد أن المواد المحتوية على الكربون المتكونة في الكائنات الحية، من حيث المبدأ، لا يمكن الحصول عليها عن طريق التوليف من مركبات غير عضوية. يُعزى تكوين المواد العضوية إلى تأثير "القوة الحيوية" الخاصة التي يتعذر الوصول إليها للمعرفة والتي تعمل فقط في الكائنات الحية وتحدد خصوصية المواد العضوية. هذه العقيدة، التي كانت مجموعة متنوعة من الأفكار المثالية حول الطبيعة، تلقت اسم الحيوية (من اللاتينية vis Vitalis - قوة الحياة). حاول علماء الحيوية أن يجدوا في ظواهر الطبيعة الحية دليلاً على وجود بعض القوى الغامضة في العالم التي لا يمكن دراستها ولا تخضع للقوانين الفيزيائية والكيميائية العامة. تمت صياغة المفهوم الحيوي بشكل كامل من قبل أحد الكيميائيين الأكثر موثوقية في النصف الأول من القرن التاسع عشر - العالم السويدي آي يا بيرسيليوس. أعاقت الآراء الحيوية التقدم في دراسة طبيعة المواد العضوية وتم دحضها في سياق تطور العلم. في عام 1824، حصل الكيميائي الألماني ف. فولر، أحد تلاميذ بيرسيليوس، لأول مرة على لا المواد العضويةالسيانوجين NC-CN عند تسخينه بالماء وحمض الأكساليك HOOC-COOH - وهو مركب عضوي كان حتى ذلك الحين يُستخرج فقط من النباتات. في عام 1828، أجرى فولر أول تخليق لمادة ذات أصل حيواني: عن طريق تسخين مركب سيانات الأمونيوم غير العضوي NH4CNO، حصل على اليوريا (اليوريا) (NH2)CO، وحتى ذلك الحين تم عزل هذه المادة من البول فقط. وسرعان ما تم تنفيذ تركيبات المواد العضوية الأخرى في ظروف معملية: في عام 1845 في ألمانيا، قام ج. مادة سكرية، وما إلى ذلك. حاليًا، يتم الحصول على العديد من المركبات العضوية من خلال عملية التوليف. علاوة على ذلك، اتضح أن العديد من المواد العضوية أسهل وأرخص بكثير في الحصول عليها صناعيا من عزلها عن المنتجات الطبيعية. كان أعظم نجاح للكيمياء في القرن العشرين هو التوليف الأول للبروتينات البسيطة - هرمون الأنسولين وإنزيم الريبونوكلياز. وهكذا، تم إثبات إمكانية الإنتاج الاصطناعي للبروتينات، وهي المواد العضوية الأكثر تعقيدًا والتي لا غنى عنها في عمليات الحياة؛ بحسب تعريف ف. إنجلز: "الحياة هي طريقة لوجود الأجسام البروتينية". ومع تطور تركيب المركبات العضوية، تم تدمير الخط الذي يفصل هذه المركبات عن المركبات غير العضوية، ولكن تم الاحتفاظ باسم "المركبات العضوية". معظم مركبات الكربون المعروفة حاليًا لا توجد حتى في الكائنات الحية، ولكن يتم الحصول عليها بشكل مصطنع.

49. عناصر المجموعة الجانبية الثامنة
تغطي المجموعة الفرعية الجانبية للمجموعة الثامنة من الجدول الدوري ثلاثة ثلاثيات من العناصر d. يتكون الثالوث الأول من عناصر الحديد والكوبالت والنيكل، والثالوث الثاني من الروثينيوم والروديوم والبلاديوم، والثالوث الثالث من الأوزميوم والإيريديوم والبلاتين. تحتوي معظم عناصر المجموعة الفرعية قيد النظر على إلكترونين في طبقة الإلكترون الخارجية للذرة؛ كلهم معادن. بالإضافة إلى الإلكترونات الخارجية في التكوين الروابط الكيميائيةوتشارك أيضًا الإلكترونات من الطبقة السابقة غير المكتملة. تتميز هذه العناصر بدرجات أكسدة تبلغ 2، 3، 4. وتحدث درجات الأكسدة الأعلى بشكل أقل تكرارًا. وبمقارنة الخواص الفيزيائية والكيميائية لعناصر المجموعة الثامنة تبين أن الحديد والكوبالت والنيكل التي تكون في الفترة الكبيرة الأولى متشابهة إلى حد كبير مع بعضها البعض وفي نفس الوقت تختلف كثيرا عن عناصر الأخرى اثنين من الثلاثيات. ولذلك، يتم تصنيفها عادة في عائلة الحديد. يتم دمج العناصر الستة المتبقية من المجموعة الثامنة تحت اسم شائعمعادن البلاتين.

حالات الأكسدة الرئيسية للحديد هي +2 و +3.

عند تخزينه في الهواء عند درجات حرارة تصل إلى 200 درجة مئوية، يتم تغطية الحديد تدريجيًا بطبقة كثيفة من الأكسيد، مما يمنع المزيد من أكسدة المعدن. وفي الهواء الرطب يصبح الحديد مغطى بطبقة فضفاضة من الصدأ، مما لا يمنع وصول الأكسجين والرطوبة إلى المعدن وتدميره. الصدأ ليس له دائم التركيب الكيميائي، يمكن كتابة صيغته الكيميائية تقريبًا كـ Fe2O3 xH2O.

يتفاعل الحديد مع الأكسجين عند تسخينه. عندما يحترق الحديد في الهواء يتكون أكسيد Fe3O4، وعندما يحترق في الأكسجين النقي يتكون أكسيد Fe2O3. إذا مر الأكسجين أو الهواء عبر الحديد المنصهر، يتكون أكسيد FeO. عند تسخين مسحوق الكبريت والحديد، يتكون الكبريتيد، والذي يمكن كتابة الصيغة التقريبية له على شكل FeS.

عند تسخينه، يتفاعل الحديد مع الهالوجينات. نظرًا لأن FeF3 غير متطاير، فإن الحديد مقاوم للفلور حتى درجات حرارة تصل إلى 200-300 درجة مئوية. عندما تتم معالجة الحديد بالكلور (عند درجة حرارة حوالي 200 درجة مئوية)، يتكون ثنائي متطاير، Fe3Cl6. إذا حدث تفاعل الحديد والبروم في درجة حرارة الغرفة أو مع التسخين وزيادة ضغط بخار البروم، يتكون FeBr3. عند تسخينه، يفصل FeCl3، وخاصة FeBr3، الهالوجين ويتحول إلى هاليدات الحديد (II). عندما يتفاعل الحديد واليود، يتكون يوديد Fe3I8.

عند تسخينه، يتفاعل الحديد مع النيتروجين، وتشكيل نيتريد الحديد Fe3N، مع الفوسفور، وتشكيل الفوسفيدات FeP، Fe2P وFe3P، مع الكربون، وتشكيل كربيد Fe3C، مع السيليكون، وتشكيل العديد من مبيدات السيليكات، على سبيل المثال، FeSi.

عند الضغط المرتفع، يتفاعل الحديد المعدني مع أول أكسيد الكربون (II) CO، ويتشكل سائل، في ظل الظروف العادية، حديد خماسي الكربونيل شديد التقلب Fe(CO)5. ومن المعروف أيضًا أن كربونات الحديد المكونة من التركيبات Fe2(CO)9 وFe3(CO)12. تعمل كربونات الحديد كمواد أولية في تصنيع مركبات الحديد العضوي، بما في ذلك الفيروسين ذو التركيبة (η5-C5H5)2Fe.

الحديد المعدني النقي مستقر في الماء ويخفف المحاليل القلوية. الحديد لا يذوب في الكبريتيك المركز البارد و أحماض النيتريكبسبب تخميل السطح المعدني بواسطة طبقة أكسيد قوية. حمض الكبريتيك المركز الساخن، كونه عامل مؤكسد أقوى، يتفاعل مع الحديد.

يتفاعل الحديد مع الهيدروكلوريك وأحماض الكبريتيك المخففة (حوالي 20%) لتكوين أملاح الحديد الثنائي:

الحديد + 2HCl → FeCl2 + H2؛

الحديد + H2SO4 → FeSO4 + H2.

عندما يتفاعل الحديد مع ما يقرب من 70٪ من حمض الكبريتيك، يستمر التفاعل لتكوين كبريتات الحديد (III):

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

أكسيد الحديد (II) FeO له خصائص أساسية؛ ويتوافق معه القاعدة Fe(OH)2. أكسيد الحديد (III) Fe2O3 متردد بشكل ضعيف؛ ويقابله قاعدة أضعف من Fe(OH)2، Fe(OH)3، الذي يتفاعل مع الأحماض:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.

يُظهر هيدروكسيد الحديد (III) Fe(OH)3 خصائص مذبذبة ضعيفة، فهو قادر على التفاعل فقط مع المحاليل المركزة للقلويات:

Fe(OH)3 + 3KOH → K3.

تكون مجمعات الهيدروكسيد الناتجة من الحديد (III) مستقرة في المحاليل القلوية القوية. عندما يتم تخفيف المحاليل بالماء، يتم تدميرها، ويترسب Fe(OH)3.

يتم اختزال مركبات الحديد (III) في المحاليل بواسطة الحديد المعدني:

الحديد + 2FeCl3 → 3FeCl2.

عند تخزين المحاليل المائية لأملاح الحديد (II)، يتم ملاحظة أكسدة الحديد (II) إلى الحديد (III):

4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.

من بين أملاح الحديد (II)، الأكثر ثباتًا في المحاليل المائية هو ملح موهر - ثنائي الأمونيوم وكبريتات الحديد (II) (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O.

الحديد (III) قادر على تكوين كبريتات مزدوجة مع كاتيونات مشحونة منفردة مثل الشب، على سبيل المثال، KFe(SO4)2 - شبة الحديد والبوتاسيوم، (NH4)Fe(SO4)2 - شبة الحديد والأمونيوم، إلخ.

عندما يعمل غاز الكلور أو الأوزون على المحاليل القلوية لمركبات الحديد (III)، تتشكل مركبات الحديد (VI) - الفرات، على سبيل المثال، فرات البوتاسيوم (VI) K2FeO4. هناك تقارير عن إنتاج مركبات الحديد الثامن تحت تأثير عوامل مؤكسدة قوية.

للكشف عن مركبات الحديد (III) في المحلول، يتم استخدام تفاعل نوعي لأيونات Fe3+ مع أيونات ثيوسيانات SCN−. عندما تتفاعل أيونات Fe3+ مع أنيونات SCN−، يتم تشكيل ثيوسيانات الحديد الأحمر الساطع Fe(SCN)3. كاشف آخر لأيونات Fe3+ هو سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (II) K4 (ملح الدم الأصفر). عندما تتفاعل أيونات Fe3+ و4−، يترسب راسب أزرق لامع من اللون الأزرق البروسي:

4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.

يمكن أن يعمل سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (III) K3 (ملح الدم الأحمر) ككاشف لأيونات Fe2+ في المحلول. عندما تتفاعل أيونات Fe2+ و3−، يتشكل راسب تيرنبول الأزرق:

3K3 + 3Fe2+→ 3KFe2↓ + 6K+.

ومن المثير للاهتمام أن الأزرق البروسي والأزرق تيرنبول هما شكلان من نفس المادة، حيث يتم إنشاء التوازن في المحلول:

KFe3 ↔ KFe2.

النيكل هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الجانبية للمجموعة الثامنة، الفترة الرابعة من النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev، برقم ذري 28. تم تحديده بالرمز Ni (lat. Niccolum). النيكل هو مادة بسيطة، وهو معدن انتقالي قابل للطرق والطرق من الفضة. أبيضفي درجات الحرارة العادية في الهواء يتم تغطيته بطبقة رقيقة واقية من الأكسيد. غير نشط كيميائيا.

تحتوي ذرات النيكل على تكوين إلكتروني خارجي قدره 3d84s2. حالة الأكسدة الأكثر استقرارًا للنيكل هي Ni(II).

يشكل النيكل مركبات ذات حالات الأكسدة +2 و +3. في هذه الحالة، النيكل مع حالة الأكسدة +3 متاح فقط في شكل أملاح معقدة. يُعرف عدد كبير من المركبات العادية والمعقدة بمركبات النيكل +2. أكسيد النيكل Ni2O3 هو عامل مؤكسد قوي.

يتميز النيكل بمقاومة عالية للتآكل - فهو مستقر في الهواء والماء والقلويات وعدد من الأحماض. ترجع المقاومة الكيميائية إلى ميلها إلى التخميل - تكوين طبقة أكسيد كثيفة على سطحها، والتي لها تأثير وقائي. يذوب النيكل بنشاط في حمض النيتريك.

مع أول أكسيد الكربون CO، يشكل النيكل بسهولة الكربونيل Ni(CO)4 المتطاير وعالي السمية.

مسحوق النيكل الناعم قابل للاشتعال (يشتعل ذاتيًا في الهواء).

يحترق النيكل فقط في شكل مسحوق. يشكل أكسيدين NiO و Ni2O3، وبالتالي، اثنين من هيدروكسيدات Ni(OH)2 وNi(OH)3. وأهم أملاح النيكل القابلة للذوبان هي الأسيتات والكلوريد والنترات والكبريتات. عادة ما تكون الحلول ملونة اللون الاخضروالأملاح اللامائية صفراء أو صفراء بنية. تشمل الأملاح غير القابلة للذوبان الأكسالات والفوسفات (الأخضر)، وثلاثة كبريتيدات NiS (أسود)، Ni2S3 (برونز مصفر)، وNi3S4 (أسود). يشكل النيكل أيضًا العديد من التنسيقات والمركبات المعقدة. على سبيل المثال، يستخدم ثنائي ميثيل غليوكسيمات النيكل Ni(C4H6N2O2)2، الذي يعطي لونًا أحمر واضحًا في بيئة حمضية، على نطاق واسع في التحليل النوعي للكشف عن النيكل.

المحلول المائي لكبريتات النيكل أخضر اللون.

تحتوي المحاليل المائية لأملاح النيكل (II) على أيون سداسي أكوانيكل (II) 2+. عند إضافة محلول الأمونيا إلى محلول يحتوي على هذه الأيونات، يترسب هيدروكسيد النيكل (II)، وهو مادة هلامية خضراء اللون. يذوب هذا الراسب عند إضافة الأمونيا الزائدة بسبب تكوين أيونات سداسي النيكل (II) 2+.

يشكل النيكل مجمعات ذات هياكل رباعية السطوح ومربعة مستوية. على سبيل المثال، يحتوي مجمع رباعي كلورونيكيليت (II)2− على بنية رباعية السطوح، في حين أن مجمع تيتراسيانونيكلات (II)2− له بنية مربعة مستوية.

يستخدم التحليل النوعي والكمي محلولًا قلويًا من ثنائي أوكسيم بوتانيديون، المعروف أيضًا باسم ثنائي ميثيل جليوكسيم، للكشف عن أيونات النيكل (II). عندما يتفاعل مع أيونات النيكل (II)، يتكون مركب التنسيق الأحمر bis(butanedionedioximato)nickel(II). وهو مركب مخلّب ومركب ثنائي أكسيد البيوتانيديون هو ثنائي المسننات.

تبلغ نسبة كتلة الكوبالت في القشرة الأرضية 4×10−3%. الكوبالت جزء من المعادن: carolite CuCo2S4، linneite Co3S4، Cobaltine CoAsS، spherocobaltite CoCO3، smaltite CoAs2، skutterudite (Co، Ni) As3 وغيرها. في المجموع، هناك حوالي 30 معادن تحتوي على الكوبالت معروفة. ويرافق الكوبالت الحديد والنيكل والمنغنيز والنحاس. يبلغ المحتوى الموجود في مياه البحر حوالي (1.7)×10−10%. في الهواء، يتأكسد الكوبالت عند درجات حرارة أعلى من 300 درجة مئوية.

أكسيد الكوبالت، المستقر في درجة حرارة الغرفة، هو أكسيد معقد Co3O4، له بنية الإسبنيل، في البنية البلورية التي يشغل جزء واحد من العقد أيونات Co2+، والآخر بأيونات Co3+؛ يتحلل ليشكل CoO عند درجة حرارة أعلى من 900 درجة مئوية.

في درجات حرارة عاليةيمكن الحصول على الشكل α أو β من أكسيد CoO.

يتم اختزال جميع أكاسيد الكوبالت بالهيدروجين. Co3O4 + 4H2 → 3Co + 4H2O.

يمكن الحصول على أكسيد الكوبالت (III) عن طريق تكليس مركبات الكوبالت (II)، على سبيل المثال: 2Co(OH)2 + O2 → Co2O3 + H2O.

البلاتين (lat. البلاتين)، حزب العمال، العنصر الكيميائي للمجموعة الثامنة من النظام الدوري لمندليف، العدد الذري 78، الكتلة الذرية 195.09؛ معدن ثقيل مقاوم للحرارة.
تشبه الخواص الكيميائية للبلاتين الخواص الكيميائية للبلاديوم، لكنه يُظهر ثباتًا كيميائيًا أكبر. يتفاعل فقط مع الماء الملكي الساخن: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O

يذوب البلاتين ببطء في حامض الكبريتيك الساخن والبروم السائل. لا يتفاعل مع الأحماض المعدنية والعضوية الأخرى. عند تسخينه، فإنه يتفاعل مع القلويات وبيروكسيد الصوديوم والهالوجينات (خاصة في وجود هاليدات الفلزات القلوية): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. عند تسخينه، يتفاعل البلاتين مع الكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والكربون والسيليكون. مثل البلاديوم، يمكن للبلاتين أن يذيب الهيدروجين الجزيئي، لكن حجم الهيدروجين الممتص أصغر وقدرة البلاتين على إطلاقه عند تسخينه أقل.

عند تسخينه، يتفاعل البلاتين مع الأكسجين لتكوين أكاسيد متطايرة. يتم تحديد أكاسيد البلاتين التالية: PtO الأسود، PtO2 البني، PtO3 البني المحمر، وكذلك Pt2O3 وPt3O4.

الهيدروكسيدات Pt(OH)2 وPt(OH)4 معروفة بالبلاتين. يتم الحصول عليها عن طريق التحلل المائي القلوي للكلوروبلاتينات المقابلة، على سبيل المثال: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2، Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. تظهر هذه الهيدروكسيدات خصائص مذبذبة: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2، Pt(OH)2 + 4HCl = H2 + 2H2O، Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O، Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.

يعد سداسي فلوريد البلاتين PtF6 واحدًا من أقوى عوامل الأكسدة بين جميع المركبات الكيميائية المعروفة، فهو قادر على أكسدة جزيئات الأكسجين أو الزينون أو NO: O2 + PtF6 = O2+−. وبمساعدتها، على وجه الخصوص، حصل الكيميائي الكندي نيل بارتليت في عام 1962 على أول حقيقي مركب كيميائيزينون XePtF6.

مع التفاعل بين Xe وPtF6 الذي اكتشفه N. Bartlett، والذي أدى إلى تكوين XePtF6، بدأت كيمياء الغازات الخاملة. يتم الحصول على PtF6 عن طريق فلورة البلاتين عند 1000 درجة مئوية تحت الضغط. فلورة البلاتين عند الضغط الطبيعي ودرجة الحرارة 350-400 درجة مئوية تعطي فلوريد Pt(IV): Pt + 2F2 = PtF4 فلوريدات البلاتين استرطابية وتتحلل بالماء. يشكل رابع كلوريد البلاتين (IV) مع الماء هيدرات PtCl4 nH2O، حيث n = 1، 4، 5 و7. عن طريق إذابة PtCl4 في حمض الهيدروكلوريك، يتم الحصول على حمضي الكلوروبلاتينيك H وH2. تم تصنيع هاليدات البلاتين مثل PtBr4، PtCl2، PtCl2 2PtCl3، PtBr2 وPtI2. يتميز البلاتين بتكوين مركبات معقدة التركيب 2- و2-. أثناء دراسة مجمعات البلاتين، قام أ. فيرنر بصياغة نظرية المركبات المعقدة وشرح طبيعة وجود الأيزومرات في المركبات المعقدة.

البلاتين هو واحد من أكثر المعادن الخاملة. وهو غير قابل للذوبان في الأحماض والقلويات، باستثناء الماء الملكي. يتفاعل البلاتين أيضًا بشكل مباشر مع البروم، ويذوب فيه.

عند تسخينه، يصبح البلاتين أكثر تفاعلًا. يتفاعل مع البيروكسيدات، وعند ملامسته للأكسجين الجوي، مع القلويات. يحترق سلك بلاتيني رفيع في الفلور، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة. تحدث التفاعلات مع اللافلزات الأخرى (الكلور والكبريت والفوسفور) بسهولة أقل. عند تسخينه بقوة أكبر، يتفاعل البلاتين مع الكربون والسيليكون، مكونًا محاليل صلبة تشبه معادن مجموعة الحديد.

يُظهر البلاتين في مركباته جميع حالات الأكسدة تقريبًا من 0 إلى +6، منها +2 و+4 هي الأكثر استقرارًا. يتميز البلاتين بتكوين العديد من المركبات المعقدة، والتي يعرف منها المئات.

العناصر الكيميائية للمجموعة الفرعية الرئيسية IA لمجموعة النظام الدوري لعناصر D. I. Mendeleev: Li، Na، K، Rb، Cs، Fr. يأتي الاسم من هيدروكسيدات الفلزات القلوية، والتي تسمى القلويات الكاوية. تحتوي ذرات الفلزات القلوية على إلكترون واحد s على الغلاف الخارجي، و2 إلكترون و6 إلكترونات على الغلاف السابق (باستثناء Li). تتميز درجات الحرارة المنخفضةذوبان وكثافات منخفضة. ناعمة، مقطعة بسكين. حالة أكسدة الفلزات القلوية في المركبات تكون دائمًا +1. هذه المعادن نشطة للغاية كيميائيًا - فهي تتأكسد بسرعة بواسطة الأكسجين الجوي، وتتفاعل بعنف مع الماء، وتشكل القلويات. أوه (حيث أنا معدن) ؛ يزداد النشاط من Li إلى Fr.

الليثيوم (باللاتينية - الليثيوم)، وهو عنصر كيميائي من المجموعة الأولى، المجموعة الفرعية A من النظام الدوري لـ D.I Mendeleev، ينتمي إلى المعادن القلوية، الرقم التسلسلي 3، الكتلة الذرية هي 6.939؛ في الظروف العاديةأبيض فضي، معدن خفيف الوزن. يتكون الليثيوم الطبيعي من نظيرين بأرقام كتلية 6 و 7. ومن التفاصيل المثيرة للاهتمام: تكلفة نظائر الليثيوم لا تتناسب على الإطلاق مع وفرتها. في بداية هذا العقد في الولايات المتحدة، كان الليثيوم 7 النقي نسبيًا أغلى بعشر مرات تقريبًا من الليثيوم 6 عالي النقاء. بشكل مصطنعتم الحصول على نظيرين آخرين من الليثيوم. عمرهما قصير للغاية: الليثيوم-8 له نصف عمر 0.841 ثانية، والليثيوم-9 له نصف عمر 0.168 ثانية.

الليثيوم عنصر نموذجي قشرة الأرض، وهو عنصر نادر نسبيا. (محتوى 3.2×10 -3% بالوزن)، يتراكم في أحدث منتجات تمايز الصهارة - البغماتيت. يوجد القليل من الليثيوم في الوشاح - في الصخور فوق المافية فقط 5 × 10 -3٪ (في الصخور الأساسية 1.5 × 10 -3٪، في الصخور المتوسطة - 2 × 103٪، في الصخور الحمضية 4 × 10 -3٪). إن قرب أنصاف الأقطار الأيونية Li+ وFe2+ وMg2+ يسمح لليثيوم بالدخول إلى شبكات سيليكات الحديد والمغنيسيوم - البيروكسينات والأمفيبولات. في الجرانيت يتم احتواؤه كشوائب متماثلة في الميكا. لا يُعرف سوى 28 معدنًا مستقلاً من الليثيوم (السيليكات والفوسفات وما إلى ذلك) في البغماتيت وفي المحيط الحيوي. كلهم نادرون. في المحيط الحيوي، يهاجر الليثيوم بشكل ضعيف نسبيًا، ودوره في المادة الحية أقل من دور المعادن القلوية الأخرى. يتم استخراجه بسهولة من المياه عن طريق الطين، ويوجد منه القليل نسبياً في المحيط العالمي (1.5 × 10 -5٪). في جسم الإنسان (وزنه 70 كجم) - 0.67 ملغ. الليثيوم.

البوتاسيوم (الكاليوم) البوتاسيوم عنصر كيميائي من المجموعة الأولى من النظام الدوري لمندليف. العدد الذري 19، الكتلة الذرية 39.098؛ معدن أبيض فضي، خفيف جدًا، ناعم وقابل للانصهار. يتكون العنصر من نظيرين مستقرين - 39 كلفن (93.08%)، 41 كلفن (6.91%) ونظير ضعيف الإشعاع 40 كلفن (0.01%) مع عمر نصف يبلغ 1.32×109 سنة.

التواجد في الطبيعة يعتبر البوتاسيوم عنصرًا شائعًا: تبلغ نسبة محتواه في الغلاف الصخري 2.50% بالكتلة. في العمليات المنصهرة، يتراكم البوتاسيوم، مثل الصوديوم، في الصهارة الحمضية، والتي يتبلور منها الجرانيت والصخور الأخرى (متوسط ​​محتوى البوتاسيوم 3.34٪). تم العثور على البوتاسيوم في الفلسبار والميكا. الصخور الأساسية وفوق القاعدية الغنية بالحديد والمغنيسيوم منخفضة في البوتاسيوم. على سطح الأرض، يهاجر البوتاسيوم بشكل ضعيف، على عكس الصوديوم. عندما تتعرض الصخور إلى الطقس، يمر البوتاسيوم جزئيًا إلى الماء، ولكن من هناك يتم التقاطه بسرعة بواسطة الكائنات الحية وامتصاصه بواسطة الطين، لذا فإن مياه الأنهار فقيرة بالبوتاسيوم ويدخل منه إلى المحيط أقل بكثير من الصوديوم. في المحيط، يتم امتصاص البوتاسيوم من قبل الكائنات الحية والطمي السفلي (على سبيل المثال، وهو جزء من الجلوكونيت)؛ لذلك، تحتوي مياه المحيطات على 0.038% فقط من البوتاسيوم، أي أقل بـ 25 مرة من الصوديوم.

في الطبيعة، هو العنصر التاسع الأكثر وفرة (السادس بين المعادن)، ويوجد فقط في شكل مركبات. وهو جزء من العديد من طبقات المعادن والصخور والملح. ثالث أكثر المعادن وفرة في المياه الطبيعية: 1 لتر من ماء البحر يحتوي على 0.38 جرام من أيونات K+. يتم امتصاص كاتيونات البوتاسيوم جيدًا بواسطة التربة ويصعب غسلها بالمياه الطبيعية. حيوي عنصر مهملجميع الكائنات الحية. توجد أيونات K+ دائمًا داخل الخلايا (على عكس أيونات Na+). يحتوي جسم الإنسان على حوالي 175 جرامًا من البوتاسيوم، ويبلغ الاحتياج اليومي حوالي 4 جرامًا، ويتم تعويض نقص البوتاسيوم في التربة باستخدام أسمدة البوتاسيوم - كلوريد البوتاسيوم KCl وكبريتات البوتاسيوم K2SO4 ورماد النبات.

حقائق مثيرة للاهتمامما هو سيانيد البوتاسيوم المطلوب؟ لاستخراج الذهب والفضة من الخامات. للتذهيب الكلفاني وتفضيض المعادن الأساسية. للحصول على العديد من المواد العضوية. بالنسبة لنيترة الفولاذ - فهذا يمنح سطحه قوة أكبر. لسوء الحظ، هذه المادة التي تشتد الحاجة إليها شديدة السمية. وتبدو KCN غير ضارة تمامًا: بلورات بيضاء صغيرة ذات لون بني أو رمادي.

تم اكتشاف السيزيوم مؤخرا نسبيا، في عام 1860، في المياه المعدنيةينابيع الشفاء الشهيرة في الغابة السوداء (بادن بادن، وما إلى ذلك). في فترة تاريخية قصيرة، مر طريق رائع - من النادر وغير المعروف لأي شخص عنصر كيميائيللمعادن الاستراتيجية. ينتمي إلى عائلة المعادن القلوية، لكن الدم الأزرق من آخر نوعه يجري في عروقه. . . ومع ذلك، فإن هذا لا يمنعه على الأقل من التواصل مع العناصر الأخرى، وحتى لو لم يكونوا مشهورين جدًا، فهو يتصل بهم عن طيب خاطر ويقيم علاقات قوية. يعمل حاليًا في العديد من الصناعات في وقت واحد: في الإلكترونيات والأتمتة والرادار والسينما المفاعلات النوويةو على سفن الفضاء. . . » .

ومن المعروف أن السيزيوم هو العنصر الأول الذي تم اكتشافه عن طريق التحليل الطيفي. ومع ذلك، أتيحت للعلماء الفرصة للتعرف على هذا العنصر حتى قبل أن يبتكر روبرت بنسن وجوستاف كيرشوف طريقة بحث جديدة. في عام 1846، اكتشف الكيميائي الألماني بلاتنر، أثناء تحليل المعدن الملوث، أن مجموع مكوناته المعروفة كان 93٪ فقط، لكنه لم يتمكن من التحديد الدقيق للعنصر (أو العناصر) الأخرى التي تم تضمينها في هذا المعدن. فقط في عام 1864، بعد اكتشاف بنسن، اكتشف بيساني الإيطالي السيزيوم في التلوث وأثبت أن مركبات هذا العنصر هي التي لم يتمكن بلاتنر من التعرف عليها.

حقائق مثيرة للاهتمام: السيزيوم والضغط جميع الفلزات القلوية تتغير بشكل كبير عند تعرضها لها ضغط مرتفع. لكن السيزيوم هو الذي يتفاعل معه بشكل فريد وحاد. عند ضغط 100 ألف ATM. يتناقص حجمه ثلاث مرات تقريبًا - أكثر من حجم المعادن القلوية الأخرى. بالإضافة إلى ذلك، تم اكتشاف تعديلين جديدين لعنصر السيزيوم تحت ظروف الضغط العالي. تزداد المقاومة الكهربائية لجميع الفلزات القلوية مع زيادة الضغط؛ في السيزيوم، هذه الخاصية واضحة بشكل خاص.

الفرانسيوم من بين العناصر الموجودة في نهاية الجدول الدوري لـ D. I. Mendeleev، هناك تلك العناصر التي سمع عنها غير المتخصصين ويعرفونها كثيرًا، ولكن هناك أيضًا عناصر لا يستطيع حتى الكيميائي أن يخبرنا عنها كثيرًا. وتشمل الأنواع الأولى، على سبيل المثال، غاز الرادون (رقم 86) والراديوم (رقم 88). ومن بين العناصر الثانية جارهم في الجدول الدوري وهو العنصر رقم 87 - الفرانسيوم. الفرانسيوم مثير للاهتمام لسببين: أولاً، هو الأثقل والأكثر نشاطًا الفلزات القلوية; ثانيًا، يمكن اعتبار الفرانسيوم العنصر الأكثر عدم استقرارًا بين العناصر المائة الأولى في الجدول الدوري. النظائر الأطول عمرا، الفرانسيوم، 223 Fr، لديه نصف عمر 22 دقيقة فقط. مثل هذا المزيج النادر في عنصر واحد ذو نشاط كيميائي مرتفع مع استقرار نووي منخفض حدد الصعوبات في اكتشاف ودراسة هذا العنصر.

التواجد في الطبيعة بالإضافة إلى 223 Fr، هناك عدة نظائر معروفة الآن للعنصر رقم 87، ولكن يوجد 223 Fr فقط في الطبيعة بأي كميات ملحوظة. باستخدام قانون التحلل الإشعاعي، يمكن حساب أن جرام اليورانيوم الطبيعي يحتوي على 4·10-18 جم من 223 فرنك. وهذا يعني أن حوالي 500 جرام من فرنسا 223 في حالة توازن إشعاعي مع كامل كتلة اليورانيوم الأرضي. هناك نظيران آخران للعنصر رقم 87 بكميات صغيرة على الأرض - 224 Fr (عضو في عائلة الثوريوم المشع) و 221 Fr. وبطبيعة الحال، يكاد يكون من المستحيل العثور على عنصر على الأرض لا يصل احتياطيه العالمي إلى كيلوغرام. ولذلك، تم إجراء جميع الدراسات على الفرانسيوم ومركباته القليلة على المنتجات الاصطناعية.

حقائق مثيرة للاهتمام الصوديوم على الغواصة ينصهر الصوديوم عند درجة حرارة 98 درجة مئوية، ولكنه يغلي فقط عند درجة حرارة 883 درجة مئوية. وبالتالي، فإن نطاق درجة حرارة الحالة السائلة لهذا العنصر كبير جدًا. ولهذا السبب (وأيضًا بسبب المقطع العرضي الصغير لالتقاط النيوترونات) بدأ استخدام الصوديوم في الطاقة النووية كمبرد. وعلى وجه الخصوص، تم تجهيز الغواصات النووية الأمريكية بمحطات طاقة ذات دوائر الصوديوم. تعمل الحرارة المتولدة في المفاعل على تسخين الصوديوم السائل الذي يدور بين المفاعل ومولد البخار. في مولد البخار، يتبخر الصوديوم الماء عند تبريده، ويقوم البخار عالي الضغط الناتج بتدوير التوربينات البخارية. لنفس الأغراض، يتم استخدام سبيكة من الصوديوم والبوتاسيوم.

التمثيل الضوئي غير العضوي عادة، أثناء أكسدة الصوديوم، يتم تشكيل أكسيد التكوين Na 2 O. ومع ذلك، إذا تم حرق الصوديوم في الهواء الجاف عند درجة حرارة مرتفعة، فبدلا من الأكسيد، يتم تشكيل بيروكسيد N 2 O 2 تتخلى المادة بسهولة عن ذرة الأكسجين "الإضافية" وبالتالي تتمتع بخصائص مؤكسدة قوية. في وقت ما، كان بيروكسيد الصوديوم يستخدم على نطاق واسع لتبييض قبعات القش. الآن أصبحت نسبة قبعات القش في استخدام بيروكسيد الصوديوم ضئيلة؛ وتستخدم الكميات الرئيسية منه في تبييض الورق وتجديد الهواء في الغواصات. عندما يتفاعل بيروكسيد الصوديوم مع ثاني أكسيد الكربون، تحدث العملية المعاكسة للتنفس: 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2، أي يرتبط ثاني أكسيد الكربون ويتم إطلاق الأكسجين. تماما مثل ورقة خضراء!

الصوديوم والذهب بحلول وقت اكتشاف الصوديوم، لم تعد الكيمياء مفضلة، ولم تكن فكرة تحويل الصوديوم إلى ذهب تثير عقول علماء الطبيعة. ومع ذلك، الآن يتم استهلاك الكثير من الصوديوم للحصول على الذهب. تتم معالجة "خام الذهب" بمحلول سيانيد الصوديوم (ويتم الحصول عليه من عنصر الصوديوم). وفي هذه الحالة يتحول الذهب إلى مركب معقد قابل للذوبان، ويتم عزله منه بمساعدة الزنك. ويعد عمال مناجم الذهب من المستهلكين الرئيسيين للعنصر رقم 11. ب النطاق الصناعييتم الحصول على سيانيد الصوديوم عن طريق تفاعل الصوديوم والأمونيا وفحم الكوك عند درجة حرارة حوالي 800 درجة مئوية.

الصوديوم في الماء يعرف كل تلميذ ما يحدث إذا قمت برمي قطعة من الصوديوم في الماء. وبتعبير أدق، ليس في الماء، بل في الماء، لأن الصوديوم أخف من الماء. الحرارة المنطلقة عندما يتفاعل الصوديوم مع الماء تكفي لإذابة الصوديوم. والآن تمر كرة صوديوم عبر الماء، مدفوعة بالهيدروجين المنطلق. ومع ذلك، فإن تفاعل الصوديوم مع الماء ليس مجرد متعة خطيرة؛ على العكس من ذلك، غالبا ما يكون مفيدا. يستخدم الصوديوم لإزالة آثار الماء بشكل موثوق من زيوت المحولات والكحوليات والإثيرات والمواد العضوية الأخرى، وبمساعدة ملغم الصوديوم (أي سبيكة الصوديوم مع الزئبق)، يمكن تحديد محتوى الرطوبة في العديد من المركبات بسرعة. يتفاعل الملغم مع الماء بشكل أكثر هدوءًا من الصوديوم نفسه. لتحديد محتوى الرطوبة، تتم إضافة كمية معينة من ملغم الصوديوم إلى عينة من المادة العضوية ويتم تحديد محتوى الرطوبة من خلال حجم الهيدروجين المنطلق.

حزام الصوديوم للأرض من الطبيعي ألا يتم العثور على الصوديوم أبدًا في حالة حرة على الأرض - فهذا المعدن نشط جدًا. ولكن في الطبقات العلياالغلاف الجوي - على ارتفاع حوالي 80 كم - تم اكتشاف طبقة من ذرات الصوديوم. على هذا الارتفاع لا يوجد تقريبًا أي أكسجين أو بخار ماء أو أي شيء على الإطلاق يتفاعل معه الصوديوم. تم اكتشاف الصوديوم أيضًا في الفضاء بين النجوم باستخدام الطرق الطيفية.

الروبيديوم هو معدن يمكن أن يسمى حساس كيميائيا. عند ملامسته للهواء، يشتعل تلقائيًا ويحترق بلهب بنفسجي وردي ساطع. ينفجر مع الماء ويتفاعل أيضًا بعنف عند ملامسته للفلور والكلور والبروم واليود والكبريت. باعتباره مادة لا تلمسني حقًا، يجب حماية الروبيديوم من التأثيرات الخارجية. ولهذا الغرض يوضع في أوعية مملوءة بالكيروسين الجاف. . . الروبيديوم أثقل من الكيروسين (كثافة الروبيديوم 1.5) ولا يتفاعل معه. الروبيديوم هو عنصر مشع ويطلق ببطء تيارًا من الإلكترونات ليصبح السترونتيوم. الخاصية الأبرز للروبيديوم هي حساسيته المميزة للضوء. تحت تأثير أشعة الضوء، يصبح الروبيديوم مصدرا التيار الكهربائي. مع توقف تشعيع الضوء، يختفي التيار أيضا. يتفاعل R. مع الماء بشكل انفجاري، ويتحرر الهيدروجين ويتكون محلول R. هيدروكسيد، Rb. أوه.

تم العثور على الروبيديوم في العديد الصخوروالمعادن، ولكن تركيزها هناك منخفض للغاية. يحتوي الليبيدوليت فقط على كمية أكبر قليلاً من Rb 2 O، وأحيانًا 0.2٪، وأحيانًا تصل إلى 1. . . 3%. تذوب أملاح الروبيديوم في مياه البحار والمحيطات والبحيرات. تركيزها هنا منخفض جدًا، في المتوسط ​​حوالي 100 ميكروجرام/لتر. وهذا يعني أن كمية الروبيديوم في محيطات العالم أقل بمئات المرات من الموجودة في قشرة الأرض.

حقائق مثيرة للاهتمام لم يتجاهل الروبيديوم العديد من الممثلين النباتية: وجدت آثاره في أعشاب بحريةوالتبغ، في أوراق الشاي وحبوب القهوة، في قصب السكر والبنجر، في العنب وبعض أنواع الحمضيات. لماذا سمي بالروبيديوم؟ Rubidus - كلمة لاتينية تعني "أحمر". يبدو أن هذا الاسم مناسب للنحاس أكثر من الروبيديوم، وهو لون عادي جدًا. ولكن دعونا لا نتسرع في الاستنتاجات. تم إعطاء هذا الاسم للعنصر رقم 37 من قبل مكتشفيه كيرشوف وبونسن. منذ أكثر من مائة عام، أثناء دراسة المعادن المختلفة بالمنظار الطيفي، لاحظوا أن إحدى عينات الليبيدوليت المرسلة من روزن (ساكسونيا) أعطت خطوطًا خاصة في المنطقة الحمراء الداكنة من الطيف. ولم يتم العثور على هذه الخطوط في أطياف أي مادة معروفة. وسرعان ما تم اكتشاف خطوط حمراء داكنة مماثلة في طيف الرواسب التي تم الحصول عليها بعد تبخر المياه العلاجية من الينابيع المعدنية في الغابة السوداء. وكان من الطبيعي أن نفترض أن هذه الخطوط تنتمي إلى عنصر جديد لم يكن معروفا من قبل. لذلك في عام 1861 تم اكتشاف الروبيديوم