§ 28. Естественные семейства химических элементов. Амфотерность

Элементы главной подгруппы I группы (IA-группы) Периодической системы Д. И. Менделеева: литий ($Li$), натрий ($Na$), калий ($K$), рубидий ($Rb$), цезий ($Cs$), франций ($Fr$).

• Мягкие (режутся ножом), лёгкие серебристо-белые металлы с высокой химической активностью; хранятся под слоем керосина или вазелинового масла
• Бурно реагируют с водой с образованием растворимых оснований (щелочей) и водорода: $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2\uparrow$

Элементы главной подгруппы II группы (IIA-группы), начиная с кальция: кальций ($Ca$), стронций ($Sr$), барий ($Ba$), радий ($Ra$).

• Светло-жёлтые и белые металлы, более твёрдые и тугоплавкие, чем щелочные; энергично реагируют с кислородом воздуха и водой, образуя щёлочи ($Ca(OH)_2, Ba(OH)_2$)

Элементы главной подгруппы VII группы (VIIA-группы): фтор ($F$), хлор ($Cl$), бром ($Br$), йод ($I$), астат ($At$).

• Название происходит от греч. halos — соль и genos — происхождение («рождающие соли» при реакции с металлами)
• Простые вещества состоят из двухатомных молекул ($F_2, Cl_2, Br_2, I_2$); самые активные неметаллы с выраженными окислительными свойствами

Элементы главной подгруппы VIII группы (VIIIA-группы): гелий ($He$), неон ($Ne$), аргон ($Ar$), криптон ($Kr$), ксенон ($Xe$), радон ($Rn$).

• Одноатомные газы без цвета и запаха с предельно устойчивой внешней электронной оболочкой ($ns^2$ или $ns^2np^6$); практически не вступают в химические реакции в обычных условиях

Способность определённых химических соединений проявлять как осно́вные, так и кислотные свойства в зависимости от природы реагирующего вещества.

• С кислотами амфотерные соединения ведут себя как основания, а при взаимодействии со щелочами — как кислоты

Оксиды и соответствующие им гидроксиды переходных металлов и элементов с промежуточной валентностью:

• Оксид и гидроксид бериллия ($BeO, Be(OH)_2$), цинка ($ZnO, Zn(OH)_2$), алюминия ($Al_2O_3, Al(OH)_3$), хрома(III) ($Cr_2O_3, Cr(OH)_3$)
• Не растворяются в чистой воде, но легко растворяются как в сильных кислотах, так и в растворах щелочей

Соединения, в узлах кристаллической решётки которых содержатся сложные комплексные ионы, образованные координацией лигандов вокруг центрального атома-комплексообразователя (заключены в формуле в квадратные скобки).

• Образуются при растворении амфотерных оксидов и гидроксидов в водных растворах щелочей (например, тетрагидроксоалюминат натрия $Na[Al(OH)_4]$, тетрагидроксоцинкат натрия $Na_2[Zn(OH)_4]$)

Выдающийся шведский химик и минералог, один из основоположников современной химии, предложивший первую научную классификацию химических элементов на металлы и неметаллы на основе противоположных свойств образуемых ими простых веществ, оксидов и гидроксидов.

• В начале XIX века осуществил первую попытку систематизации всех известных химических элементов, разделив их на два противоположных класса — металлы и неметаллы на основе различий в свойствах их соединений.
• Установил, что элементам-металлам соответствуют основные оксиды и основания, а неметаллам — кислотные оксиды и кислоты, связав классификацию элементов с химической природой образуемых ими веществ.
• Несмотря на то что открытие явления амфотерности показало ограниченность строгого деления элементов всего на два класса, его классификация стала важнейшим историческим шагом на пути к открытию Периодического закона.

1. Общие свойства щелочных металлов:

• Строение: имеют один электрон на внешнем энергетическом уровне ($ns^1$), проявляют постоянную степень окисления $+1$ и валентность I;
• Физические свойства: серебристо-белый металлический блеск, малая плотность (литий, натрий и калий легче воды), мягкость (легко режутся ножом), низкие температуры плавления;
• Химические свойства: исключительно высокая реакционная способность. На воздухе мгновенно окисляются, бурно реагируют с водой с образованием щелочей и $H_2\uparrow$.

2. Закономерности в группе с ростом относительной атомной массы (от Li к Cs):

• Увеличивается радиус атомов;
• Возрастает металлический характер и химическая активность (восстановительная способность);
• Увеличивается плотность простых веществ;
• Температура плавления закономерно уменьшается ($t_{\text{пл}}(Li) = 180{,}5\ ^\circ\text{C}$, $t_{\text{пл}}(Cs) = 28{,}5\ ^\circ\text{C}$);
• Сила и растворимость образуемых щелочей возрастает (от $LiOH$ к $CsOH$).

1. Общие свойства щелочноземельных металлов:

• Строение: имеют два внешних валентных электрона ($ns^2$), проявляют постоянную валентность II и степень окисления $+2$;
• Физические свойства: серебристо-белые или светло-жёлтые металлы, значительно более твёрдые и с более высокими температурами плавления, чем щелочные;
• Химические свойства: высокая активность, реагируют с кислородом воздуха (покрываются защитной оксидной плёнкой) и водой с образованием щелочей ($Ca(OH)_2, Ba(OH)_2$).

2. Закономерности в подгруппе с ростом относительной атомной массы (от Ca к Ra):

• Возрастает атомный радиус;
• Усиливается химическая активность и металлические свойства;
• Повышается растворимость и осно́вная сила гидроксидов (гидроксид кальция $Ca(OH)_2$ малорастворим, а гидроксид бария $Ba(OH)_2$ — хорошо растворимая сильная щёлочь);
• Температуры плавления в целом снижаются.

1. Общие свойства галогенов:

• Строение: содержат 7 электронов на внешнем электронном слое ($ns^2np^5$), до завершения октета не хватает одного электрона;
• Форма простых веществ: молекулы двухатомны ($F_2, Cl_2, Br_2, I_2$);
• Химические свойства: типичные неметаллы, сильнейшие окислители; бурно реагируют с металлами, образуя соли — галогениды (хлориды, бромиды, иодиды).

2. Закономерности с ростом атомной массы (от F к I):

• Агрегатное состояние закономерно утяжеляется: фтор $F_2$ (светло-жёлтый газ) $\rightarrow$ хлор $Cl_2$ (жёлто-зелёный удушливый газ) $\rightarrow$ бром $Br_2$ (тяжёлая бурая жидкость) $\rightarrow$ йод $I_2$ (тёмно-серые кристаллы с металлическим блеском, способные к возгонке);
• Окраска простых веществ становится темнее и интенсивнее;
• Температуры кипения и плавления, а также плотность возрастают;
• Окислительная активность и неметаллический характер закономерно убывают (фтор вытесняет хлор из его соединений, хлор вытесняет бром, а бром вытесняет йод: $Cl_2 + 2KBr \rightarrow 2KCl + Br_2$).

1. Общие свойства:

• Находятся в VIIIA-группе; их простые вещества состоят из отдельных атомов (одноатомные газы без цвета, запаха и вкуса);
• Имеют полностью завершённый, термодинамически устойчивый внешний электронный уровень (дублет $1s^2$ у гелия, октет $ns^2np^6$ у остальных).

2. Почему правильнее называть «благородными газами»:

Термин «инертные газы» исторически возник из-за представления об их абсолютной химической пассивности. Однако во второй половине XX века были синтезированы реальные химические соединения криптона, ксенона и радона со фтором и кислородом ($XeF_2, XeF_4, XeO_3$). Поэтому название «благородные газы» более корректно отражает их редкую склонность к химическим реакциям (по аналогии с благородными металлами).

3. Закономерности с ростом атомной массы (от He к Rn):

• Возрастают плотность газов, температуры кипения и конденсации;
• Увеличивается поляризуемость электронных оболочек и способность к образованию химических соединений.

1. Понятие амфотерности:

Амфотерность — это химическая двойственность, выражающаяся в способности соединения проявлять как осно́вные, так и кислотные свойства в зависимости от природы реагента.

• Примеры оксидов: $ZnO, Al_2O_3, BeO, Cr_2O_3, Fe_2O_3$;
• Примеры гидроксидов: $Zn(OH)_2, Al(OH)_3, Be(OH)_2, Cr(OH)_3$.

2. Уравнения реакций на примере соединений алюминия ($Al_2O_3$ и $Al(OH)_3$):

• Амфотерный оксид алюминия $Al_2O_3$:
• Взаимодействие с кислотой (проявление основных свойств):

$$Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O$$

• Взаимодействие со щёлочью в водном растворе (проявление кислотных свойств с образованием комплексной соли):

$$Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] \quad (\text{тетрагидроксоалюминат натрия})$$

• Сплавление с твёрдой щёлочью:

$$Al_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t} 2NaAlO_2 + H_2O \quad (\text{алюминат натрия})$$

• Амфотерный гидроксид алюминия $Al(OH)_3$:
• Взаимодействие с кислотой (растворение осадка, основное свойство):

$$Al(OH)_3 + 3HCl \rightarrow AlCl_3 + 3H_2O$$

• Взаимодействие с водным раствором щёлочи (растворение осадка, кислотное свойство):

$$Al(OH)_3 + NaOH \rightarrow Na[Al(OH)_4]$$

• Термическое разложение гидроксида:

$$2Al(OH)_3 \xrightarrow{t} Al_2O_3 + 3H_2O$$