Конспект урока: Естественные семейства химических элементов. Амфотерность

Классификация химических элементов

Все многообразие мира, то из чего состоит мир, нашло отражение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева (ПСХЭ).

А можно ли классифицировать химические элементы? Можно ли разобраться в их многообразии? Это задача была решена не сразу.

К 70-м годам XIX в. было известно более 60 химических элементов. Тем не менее, несмотря на наличие сходных элементов, найти единую систему, которая объединила бы все элементы, не удавалось. Различные попытки классификации были.

Все химические элементы делятся на металлы и неметаллы. Металлам соответствуют основные оксиды и основания, а неметаллам — кислотные оксиды и кислоты. 

Однако, если классификации на металлы и неметаллы недостаточно, то ученые стали искать новые виды классификации.

С середины 19 века началось изучение химических элементов целыми группами, которые вскоре получили название “естественных групп” – « семейства ». Это стало достигаться тем, что химические элементы стали сопоставляться и сравниваться между собой. Причем в одну группу включались только элементы, химически сходные друг с другом, и они резко обособлялись от всех остальных элементов как несходных с ними.

Естественные семейства химических элементов

Название семейства	Элементы данного семейства	Особенности данного семейства
Щелочные металлы	Li,  Na,  K, Rb,  Cs,  Fr.	При взаимодействии с водой образуют щёлочи. Мягкие, быстро окисляются кислородом, поэтому хранятся под слоем керосина, В соединениях одновалентны. Из всех металлов самые активные.
Галогены	F,  Cl,  Br, I,  At.	Образуют простые вещества, молекулы которых состоят из 2х атомов: F2, Cl2, Br2, I2. Высшая валентность в соединениях с кислородом VII. С водородом образуют летучие соединения, в которых проявляют валентность I, например: НF. С металлами образуют соли: NaF. Ядовиты! Из всех неметаллов самые активные.
Благородные (инертные) газы	He, Ne,  Ar, Kr,  Xe,  Rn.	Одноатомные газы. Не образуют соединений с водородом и металлами, т.е. проявляют валентность 0. Некоторые из них в высших оксидах имеют валентность VIII , например: ХeO4
Щелочно- земельные металлы	Mg,  Ca,  Sr, Ba.	Оксиды этих Ме при взаимодействии с водой образуют щёлочи. Все они в соединениях двухвалентные. Образуют оксиды с общей формулой RO, которым соответствуют гидроксиды с общей формулой R(OH)2.
Элементы подгруппы кислорода	O,  S,  Se, Te.	Образуют кислотные оксиды с общей формулой RO3, где проявляют валентность VI. Этим оксидам соответствуют кислоты состава H2RO4. Химические элементы S,  Se,  Te называют  халькогенами — «рождающие медные руды». С водородом образуют соединения состава H2R.

Амфотерность

У оксидов и гидроксидов некоторых металлов наблюдаются особые, двойственные свойства: в зависимости от природы реагента они способны проявлять и основные, и кислотные свойства.

Например, $\mathrm{ZnO}$ – амфотерный оксид:

$\mathrm{ZnO} + 2\mathrm{NaOH} = {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{ZnO}}_2 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

$\mathrm{ZnO} + 2\mathrm{HCl} = {\mathrm{ZnCl}}_2 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Давайте вместе составим формулу гидроксида цинка $\mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2$. В таком виде мы привыкли записывать основания, но это же вещество можно изобразить и в виде кислоты, достаточно раскрыть скобки и перенести водород на первое место: ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{ZnO}}_2$. Такая кислота существует, она называется цинковая, а её соли ${{\mathrm{ZnO}}_2}^{2-}$— цинкаты .

$\mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 \leftrightarrows {\mathrm{H}}_2{\mathrm{ZnO}}_2$