O quarto período do sistema periódico. Características gerais dos elementos d O elemento 4 do período do sistema periódico corresponde a

DEFINIÇÃO

Potássio- o primeiro elemento do quarto período. Está localizado no grupo I do subgrupo principal (A) da Tabela Periódica.

Refere-se aos elementos da família s -. Metal. Os elementos metálicos incluídos neste grupo são chamados coletivamente de alcalinos. Designação - K. Número ordinal - 19. Massa atômica relativa - 39.102 a.m.u.

A estrutura eletrônica do átomo de potássio

O átomo de potássio consiste em um núcleo carregado positivamente (+19), dentro do qual existem 19 prótons e 20 nêutrons, e 19 elétrons se movem em 4 órbitas.

Figura 1. Estrutura esquemática do átomo de potássio.

A distribuição dos elétrons nos orbitais é a seguinte:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .

O nível de energia externo do átomo de potássio contém 1 elétron, que é uma valência. O estado de oxidação do potássio é +1. O diagrama de energia do estado fundamental tem a seguinte forma:

Estado excitado apesar da presença de 3 vagas p- e 3 d- não há orbitais.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

O objetivo deste trabalho é estudar as propriedades químicas de alguns metais de transição e seus compostos.

Metais de subgrupos secundários, os chamados elementos de transição, pertencem aos elementos d, pois em seus átomos os orbitais d são preenchidos com elétrons.

Nos metais de transição, os elétrons de valência estão localizados nos orbitais d do nível pré-externo e nos orbitais S do nível eletrônico externo. A metalicidade dos elementos de transição é explicada pela presença de um ou dois elétrons na camada externa de elétrons.

O subnível d incompleto da camada eletrônica pré-externa determina a variedade de estados de valência dos metais dos subgrupos secundários, o que por sua vez explica a existência de um grande número de seus compostos.

Em reações químicas, os elétrons do orbital d participam depois que os elétrons S do orbital externo são usados. Todos ou parte dos elétrons dos orbitais d do penúltimo nível eletrônico podem participar da formação de compostos químicos. Neste caso, formam-se compostos correspondentes a diferentes estados de valência. A valência variável dos metais de transição é sua propriedade característica (com exceção dos metais dos subgrupos secundários II e III). Os metais dos subgrupos IV, V, VI, VII dos grupos podem ser incluídos em compostos tanto no estado de valência mais alto (que corresponde ao número do grupo) quanto nos estados de valência mais baixos. Assim, por exemplo, o titânio é caracterizado por estados de 2, 3, 4 valências e o manganês tem estados de 2, 3, 4, 6 e 7 valências.

Óxidos e hidróxidos de metais de transição, nos quais estes últimos estão no estado de valência inferior, geralmente apresentam propriedades básicas, por exemplo, Fe(OH) 2 . Óxidos e hidróxidos superiores são caracterizados por propriedades anfotéricas, por exemplo TiO 2 , Ti(OH) 4 ou ácido, por exemplo
e
.

As propriedades redox dos compostos dos metais considerados também estão associadas ao estado de valência do metal. Combinados com o estado de oxidação mais baixo geralmente apresentam propriedades redutoras, e aqueles com o estado de oxidação mais alto - oxidantes.

Por exemplo, para óxidos e hidróxidos de manganês, as propriedades redox mudam da seguinte forma:

compostos complexos.

Uma característica dos compostos de metais de transição é a capacidade de formar complexos, o que é explicado pela presença de um número suficiente de orbitais livres nos íons metálicos nos níveis eletrônicos externo e pré-externo.

Nas moléculas de tais compostos, um agente complexante está localizado no centro. Em torno dele estão coordenados íons, átomos ou moléculas chamados ligantes. Seu número depende das propriedades do agente complexante, do grau de sua oxidação e é chamado de número de coordenação:

O agente complexante coordena dois tipos de ligantes em torno de si: aniônico e neutro. Os complexos são formados quando várias moléculas diferentes são combinadas em uma mais complexa:

cobre (II) sulfotetraamina, hexacianoferrato de potássio (III).

Em soluções aquosas, os compostos complexos se dissociam, formando íons complexos:

Os próprios íons complexos também são capazes de dissociação, mas geralmente em uma extensão muito pequena. Por exemplo:

Este processo ocorre de forma reversível e seu equilíbrio é fortemente deslocado para a esquerda. Portanto, de acordo com a lei da ação das massas,

A constante Kn nesses casos é chamada de constante de instabilidade de íons complexos. Quanto maior o valor da constante, mais forte a capacidade do íon de se dissociar em suas partes constituintes. Os valores de Kn são dados na tabela:

Experiência 1. Oxidação de íons Mn 2+ em íons
.

Coloque um pouco de dióxido de chumbo no tubo de ensaio para que apenas o fundo do tubo de ensaio fique coberto, adicione algumas gotas de concentrado
e uma gota de solução
. Aquecer a solução e observar o aparecimento de íons
. Escreva uma equação para a reação. Uma solução de sal de manganês deve ser tomada em pequena quantidade, pois um excesso de íons
restaura
antes da
.

Experiência 2. Oxidação com íons
em soluções ácidas, neutras e alcalinas.

Produtos de redução de íons
são diferentes e dependem do pH da solução. Assim, em soluções ácidas, o íon
reduzido a íons
.

Em soluções neutras, ligeiramente ácidas e ligeiramente alcalinas, i.e. na faixa de pH de 5 a 9, íons
é reduzido com a formação de ácido permangânico:

Em soluções fortemente alcalinas e na ausência de um agente redutor, o íon
reduzido a um íon
.

Despeje 5-7 gotas de solução de permanganato de potássio em três tubos de ensaio
. Adicione o mesmo volume de ácido sulfúrico diluído a um deles, não adicione nada ao outro e uma solução alcalina concentrada ao terceiro. Em todos os três tubos, adicionar gota a gota, agitando o conteúdo do tubo, uma solução de sulfito de potássio ou sódio até a solução ficar incolor no primeiro tubo, formar um precipitado marrom no segundo e no terceiro a solução ficar verde. Escreva uma equação de reação, tendo em mente que o íon
se transforma em íons
. Dê uma estimativa da capacidade oxidante
em vários ambientes de acordo com a tabela de potenciais redox.

Experiência 3. Interação do permanganato de potássio com peróxido de hidrogênio. Colocar em um tubo de ensaio 1 ml. peróxido de hidrogênio, adicione algumas gotas de solução de ácido sulfúrico e algumas gotas de solução de permanganato de potássio. Qual gás é liberado? Teste-o com uma tocha ardente. Escreva uma equação para a reação e explique-a em termos de potenciais redox.

Experiência 4. Compostos complexos de ferro.

A) Obtenção do azul da Prússia. A 2-3 gotas de uma solução de sal de ferro (III), adicione uma gota de ácido, algumas gotas de água e uma gota de uma solução de ferrato de potássio hexáticamente - (P) (sal do sangue amarelo). Observe o aparecimento de um precipitado de azul da Prússia. Escreva uma equação para a reação. Esta reação é usada para detectar íons
. Se um
tomar em excesso, então, em vez de um precipitado de azul da Prússia, sua forma coloidal solúvel pode se formar.

Investigue a relação do azul da Prússia com a ação do álcali. O que é observado? que se dissocia melhor. Fe (OH) 2 ou íon complexo
?

B) Obtenção de tiocianato de ferro III. A algumas gotas de solução de sal de ferro, adicione uma gota de solução de tiocianato de potássio ou amônio
. Escreva uma equação para a reação.

Explore a proporção de tiocianato
para álcalis e explicar o fenômeno observado. Esta reação, como a anterior, é usada para detectar o íon
.

Experiência 5. Obtenção de um complexo composto de cobalto.

Coloque 2 gotas de uma solução saturada de sal de cobalto em um tubo de ensaio e adicione 5-6 gotas de uma solução saturada de amônio: leve em consideração que isso forma uma solução salina complexa
. Íons complexos
são de cor azul, e íons hidratados
- em rosa. Descreva os fenômenos observados:

1. Equação para obtenção de um sal de cobalto complexo.

2. A equação de dissociação do complexo sal de cobalto.

3. Equação de dissociação de um íon complexo.

4. Expressão da constante de instabilidade do íon complexo.

Controlar perguntas e tarefas.

1. Quais propriedades (oxidantes ou redutoras) os compostos com o estado de oxidação mais alto de um elemento exibem? Faça uma equação de reação eletro-iônica e molecular:

2. Que propriedades exibem os compostos com um estado de oxidação intermediário de um elemento? Componha as equações de reação eletro-iônica e molecular:

3. Especifique as propriedades distintas e semelhantes do ferro, cobalto e níquel. Por que D. I. Mendeleev colocou o cobalto entre o ferro e o níquel na tabela periódica dos elementos, apesar do valor de seu peso atômico?

4. Escreva as fórmulas de compostos complexos de ferro, cobalto, níquel. O que explica a boa capacidade de complexação desses elementos?

5. Como a natureza dos óxidos de manganês muda? Qual é a razão para isto? Que números de oxidação o manganês pode ter nos compostos?

6. Existem semelhanças na química do manganês e do cromo? Em que se expressa?

7. Em que propriedades do manganês, ferro, cobalto, níquel, cromo se baseia seu uso em tecnologia?

8. Dê uma estimativa da capacidade de oxidação dos íons
e reduzindo a capacidade de íons
.

9. Como explicar que os números de oxidação de Cu, Ag, Au são maiores que +17.

10. Explique o escurecimento da prata ao longo do tempo no ar, o esverdeamento do cobre no ar.

11. Faça uma equação para as reações que ocorrem de acordo com o esquema.

os elementos d e seus compostos têm várias propriedades características: estados de oxidação variáveis; capacidade de formar íons complexos; a formação de compostos coloridos.

O zinco não está entre os elementos de transição. Suas propriedades físicas e químicas não permitem classificá-lo como um metal de transição. Em particular, em seus compostos exibe apenas um estado de oxidação e não exibe atividade catalítica.

Os elementos d apresentam algumas peculiaridades em comparação com os elementos dos subgrupos principais.

1. Nos elementos d, apenas uma pequena parte dos elétrons de valência é deslocalizada em todo o cristal (enquanto nos metais alcalinos e alcalino-terrosos, os elétrons de valência são totalmente destinados ao uso coletivo). Os elétrons d restantes participam da formação de ligações covalentes direcionadas entre átomos vizinhos. Assim, esses elementos no estado cristalino não possuem uma ligação puramente metálica, mas sim uma ligação metálica covalente. Portanto, todos são metais sólidos (exceto Hg) e refratários (exceto Zn, Cd).

Os metais mais refratários são os subgrupos VB e VIB. Neles, metade do subnível d é preenchido com elétrons e o número máximo possível de elétrons desemparelhados é realizado e, consequentemente, o maior número de ligações covalentes. O enchimento adicional leva a uma diminuição no número de ligações covalentes e a uma queda nas temperaturas de fusão.

2. Devido às camadas d desocupadas e à presença de níveis ns e np desocupados próximos em energia, os elementos d são propensos à formação de complexos; seus compostos complexos são, via de regra, coloridos e paramagnéticos.

3. Os elementos d mais frequentemente do que os elementos dos subgrupos principais, formam compostos de composição variável (óxidos, hidretos, carbonetos, silicietos, nitretos, boretos). Além disso, eles formam ligas entre si e com outros metais, além de compostos intermetálicos.

4. Para os elementos d, um grande conjunto de estados de valência é característico (Tabela 8.10) e, como resultado disso, uma mudança nas propriedades ácido-base e redox em uma ampla faixa.

Como alguns dos elétrons de valência estão em orbitais s, os estados de oxidação mais baixos que eles exibem são geralmente iguais a dois. A exceção são os elementos cujos íons E +3 e E + têm configurações estáveis ​​d 0 , d 5 e d 10: Sc 3+ , Fe 3+ , Cr + , Cu + , Ag + , Au + .

Compostos nos quais os elementos d estão no estado de oxidação mais baixo formam cristais do tipo íon, exibem propriedades básicas em reações químicas e são, via de regra, agentes redutores.

A estabilidade de compostos em que os elementos d estão no estado de oxidação mais alto (igual ao número do grupo) aumenta dentro de cada linha de transição da esquerda para a direita, atingindo um máximo para elementos 3d para Mn e na segunda e terceira linhas de transição para Ru e Os, respectivamente. Dentro de um subgrupo, a estabilidade de compostos de maior estado de oxidação diminui na série 5d > 4d > 3d, como evidenciado pela natureza da mudança na energia de Gibbs (potencial isotérmico-isobárico) do mesmo tipo de compostos, por exemplo :

Este fenômeno se deve ao fato de que com o aumento do número quântico principal dentro de um subgrupo, ocorre uma diminuição na diferença entre as energias dos subníveis (n – 1)d- e ns. Esses compostos são caracterizados por ligações covalentes-polares. São de natureza ácida e são agentes oxidantes (CrO 3 e K 2 CrO 4 , Mn 2 O 7 e KMnO 4).

Compostos nos quais os elétrons d estão em estados de oxidação intermediários exibem propriedades anfotéricas e dualidade redox.

5. A semelhança dos elementos d com os elementos dos subgrupos principais E(0) manifesta-se plenamente nos elementos do terceiro grupo ns 2 np 1 e (n – 1)d 1 ns 2 . À medida que o número do grupo aumenta, ele diminui; elementos do subgrupo VIIIA - gases, VIIIB - metais. No primeiro grupo, uma semelhança distante aparece novamente (todos os elementos são metais), e os elementos do subgrupo IB são bons condutores; essa semelhança é reforçada no segundo grupo, uma vez que os elementos d Zn, Cd e Hg não participam da formação de uma ligação química.

6. Os elementos d dos subgrupos IIIB-VIIB em estados de oxidação mais altos são semelhantes em propriedades aos elementos p correspondentes. Assim, em estados de oxidação mais elevados, Mn (VII) e Cl (VII) são análogos eletrônicos. A semelhança das configurações eletrônicas (s 2 p 6) leva à semelhança das propriedades dos compostos de manganês heptavalente e cloro. Mn 2 O 7 e Cl 2 O 7 em condições normais são líquidos instáveis, que são anidridos de ácidos fortes com a fórmula geral HEO 4 . Nos estados de oxidação mais baixos, o manganês e o cloro apresentam uma estrutura eletrônica diferente, o que causa uma diferença acentuada nas propriedades de seus compostos. Por exemplo, o óxido de cloro inferior Cl 2 O (s 2 p 4) é uma substância gasosa que é o anidrido do ácido hipocloroso (HClO), enquanto o óxido de manganês inferior MnO (d 5) é um sólido cristalino básico.

7. Como se sabe, a capacidade redutora de um metal é determinada não apenas pela sua energia de ionização (M - ne - → M n +; + ∆H ionização), mas também pela entalpia de hidratação do cátion formado (M n + + mH 2 O → M n + mH 2 O; –∆H hidr). As energias de ionização dos elementos d são altas em comparação com outros metais, mas são compensadas pelas grandes entalpias de hidratação de seus íons. Como resultado, os potenciais de eletrodo da maioria dos elementos d são negativos.

No período com o aumento de Z, as propriedades redutoras dos metais diminuem, atingindo um mínimo para os elementos do grupo IB. Os metais pesados ​​dos grupos VIIIB e IB são chamados nobres por sua inércia.

As tendências redox de compostos de elementos d são determinadas pela mudança na estabilidade dos estados de oxidação mais altos e mais baixos, dependendo de sua posição no sistema periódico. Compostos com o estado de oxidação máximo do elemento exibem propriedades exclusivamente oxidantes e com o menor - redutor. Mn (OH) 2 é facilmente oxidado no ar Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 \u003d MnO 2 + H 2 O. Os compostos de Mn (IV) são facilmente reduzidos a Mn (II): MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, mas agentes oxidantes fortes oxidam a Mn (VII). íon permanganato MnO 4 - só pode ser um agente oxidante.

Uma vez que para os elementos d dentro do subgrupo a estabilidade dos estados de oxidação mais altos aumenta de cima para baixo, as propriedades oxidantes dos compostos do estado de oxidação mais alto caem drasticamente. Assim, compostos de cromo (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) e manganês (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) são fortes agentes oxidantes, e WO 3, Re 2 O 7 e os sais dos seus respectivos ácidos (H2WO4, HReO4) são difíceis de recuperar.

8. As propriedades ácido-base dos hidróxidos do elemento d são afetadas pelos mesmos fatores (raio iônico e carga iônica) que os hidróxidos do elemento p.

Hidróxidos de estados de oxidação mais baixos de elementos d geralmente exibem propriedades básicas, enquanto aqueles correspondentes a estados de oxidação mais altos são ácidos. Em estados de oxidação intermediários, os hidróxidos são anfotéricos. A mudança nas propriedades ácido-base dos hidróxidos com uma mudança no grau de oxidação é especialmente pronunciada em compostos de manganês. Na série Mn(OH) 2 - Mn(OH) 3 - Mn(OH) 4 - H 2 MnO 4 - HMnO 4, as propriedades dos hidróxidos mudam da base fraca Mn(OH) 2 para o anfotérico Mn(OH) 3 e Mn(OH) 4 a ácidos fortes H 2 MnO 4 e HMnO 4 .

Dentro de um subgrupo, hidróxidos de elementos d do mesmo estado de oxidação são caracterizados por um aumento nas propriedades básicas quando se movem de cima para baixo. Por exemplo, no grupo IIIB, Sc (OH) 3 é uma base fraca e La (OH) 3 é uma base forte. Os elementos do grupo IVB Ti, Zn, Hf formam hidróxidos anfotéricos E(OH) 4 , mas suas propriedades ácidas enfraquecem ao passar de Ti para Hf.

9. Uma característica distintiva dos elementos de transição é a formação de fases de composição variável. Estas são, em primeiro lugar, soluções sólidas intersticiais e substitucionais e, em segundo lugar, compostos de composição variável. As soluções sólidas são formadas por elementos com eletronegatividade semelhante, raios atômicos e redes cristalinas idênticas. Quanto mais elementos diferentes estão na natureza, menos eles se dissolvem um no outro e mais propensos à formação de compostos químicos. Tais compostos podem ter composição constante e variável. Ao contrário das soluções sólidas, nas quais a rede de um dos componentes é preservada, os compostos são caracterizados pela formação de uma nova rede e novas ligações químicas. Em outras palavras, apenas as fases de composição variável que diferem nitidamente em estrutura e propriedades das fases iniciais são classificadas como compostos químicos.

Os compostos de composição variável são caracterizados pelas seguintes características:

a) A composição desses compostos depende do método de preparação. Assim, dependendo das condições de síntese, os óxidos de titânio têm a composição TiO 1,2–1,5 e TiO 1,9–2,0; carbonetos de titânio e vanádio - TiC 0,6–1,0 e VC 0,58–1,09, nitreto de titânio TiN 0,45–1,00.

b) Os compostos retêm sua rede cristalina com flutuações significativas na composição quantitativa, ou seja, possuem uma ampla área de homogeneidade. Assim, TiC 0,6-1,0, como segue da fórmula, retém a rede de carboneto de titânio com uma falta de até 40% de átomos de carbono nela.

c) A natureza da ligação em tais compostos é determinada pelo grau de preenchimento dos orbitais d do metal. Os elétrons do não-metal intersticial povoam os orbitais d vagos, o que leva a um aumento na covalência das ligações. É por isso que a proporção da ligação metálica nos compostos dos elementos iniciais da série d (grupos IV-V) é reduzida.

A presença de uma ligação covalente neles é confirmada por grandes entalpias positivas de formação de compostos, maior dureza e ponto de fusão, menor condutividade elétrica em comparação com os metais que os formam.

O cobre é um elemento do décimo primeiro grupo do quarto período do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, com número atômico 29. É designado pelo símbolo Cu (lat. Cuprum). A substância simples cobre (número CAS: 7440-50-8) é um metal de transição dúctil rosa-dourado (rosa na ausência de um filme de óxido). Desde os tempos antigos, tem sido amplamente utilizado pelo homem.

Elementos do 4º Período da Tabela Periódica

Arroz. 3.8. Dependência da temperatura de fusão ( t pl) e ebulição ( t fardos), entalpias de fusão (D H pl) e ebulição (D H kip), dureza Brinell de substâncias simples do 4º período a partir do número de elétrons no nível de energia externa (o número de elétrons em excesso de uma camada completamente preenchida do gás nobre Ar)

Como observado, para descrever a ligação química que ocorre entre átomos de metal, pode-se usar as representações do método de ligações de valência. A abordagem da descrição pode ser ilustrada pelo exemplo de um cristal de potássio. O átomo de potássio tem um elétron em seu nível de energia externo. Em um átomo de potássio isolado, esse elétron está localizado em 4 s-orbitais. Ao mesmo tempo, no átomo de potássio não são muito diferentes em energia de 4 s-orbitais livres, não ocupados por elétrons orbitais relacionados a 3 d, 4p-subníveis. Pode-se supor que durante a formação de uma ligação química, o elétron de valência de cada átomo pode estar localizado não apenas em 4 s-orbitais, mas também em um dos orbitais livres. Um elétron de valência de um átomo permite que ele realize uma ligação simples com seu vizinho mais próximo. A presença na estrutura eletrônica de um átomo de orbitais livres que diferem pouco em energia sugere que um átomo pode "capturar" um elétron de seu vizinho para um dos orbitais livres, e então poderá formar duas ligações simples com seu vizinhos mais próximos. Devido à igualdade de distâncias aos vizinhos mais próximos e à indistinguibilidade dos átomos, são possíveis várias opções para a implementação de ligações químicas entre átomos vizinhos. Se considerarmos um fragmento da rede cristalina de quatro átomos vizinhos, as opções possíveis são mostradas na Fig. 3.9.

Elementos do 4º período da Tabela Periódica - conceito e tipos. Classificação e características da categoria "Elementos do 4º período da Tabela Periódica" 2015, 2017-2018.

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