Descrivi l'elemento chimico per posizione. Caratteristiche di un elemento in base alla sua posizione nella presentazione psche per una lezione di chimica (grado 9) sull'argomento

In questa lezione imparerai la Legge periodica di Mendeleev, che descrive il cambiamento nelle proprietà dei corpi semplici, nonché le forme e le proprietà dei composti degli elementi a seconda della dimensione delle loro masse atomiche. Considera come si trova la posizione Tavola periodica può descrivere un elemento chimico.

Argomento: diritto periodico eTavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev

Lezione: descrizione di un elemento per posizione nella tavola periodica degli elementi di D. I. Mendeleev

Nel 1869, D.I. Mendeleev, sulla base dei dati accumulati sugli elementi chimici, formulò la sua legge periodica. Allora suonava così: "Le proprietà dei corpi semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dalla grandezza delle masse atomiche degli elementi." Per molto tempo il significato fisico della legge di D.I. Mendeleev non è stato chiaro. Tutto è andato a posto dopo la scoperta della struttura dell'atomo nel XX secolo.

Formulazione moderna legge periodica: "Le proprietà delle sostanze semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dall'entità della carica del nucleo atomico."

Carica del nucleo di un atomo uguale al numero protoni nel nucleo. Il numero di protoni è bilanciato dal numero di elettroni in un atomo. Pertanto, l'atomo è elettricamente neutro.

Carica del nucleo di un atomo V tavola periodica- Questo numero di serie dell'elemento.

Numero del periodo Spettacoli numero di livelli energetici, su cui ruotano gli elettroni.

Numero del gruppo Spettacoli numero di elettroni di valenza. Per gli elementi dei sottogruppi principali, il numero di elettroni di valenza è uguale al numero di elettroni nel livello energetico esterno. Sono gli elettroni di valenza che sono responsabili della formazione dei legami chimici di un elemento.

Gli elementi chimici del gruppo 8 - gas inerti - hanno 8 elettroni nel loro guscio elettronico esterno. Un tale guscio elettronico è energeticamente favorevole. Tutti gli atomi si sforzano di riempire il loro guscio elettronico esterno con un massimo di 8 elettroni.

Quali caratteristiche di un atomo cambiano periodicamente nella tavola periodica?

Si ripete la struttura del livello elettronico esterno.

Il raggio di un atomo cambia periodicamente. In gruppo raggio aumenta con l’aumentare del numero del periodo, all’aumentare del numero dei livelli energetici. Nel periodo da sinistra a destra il nucleo atomico crescerà, ma l'attrazione verso il nucleo sarà maggiore e quindi il raggio dell'atomo diminuisce.

Ogni atomo si sforza di completare l'ultimo livello energetico. Gli elementi del gruppo 1 hanno 1 elettrone nell'ultimo strato. Pertanto, è più facile per loro darlo via. Ed è più facile per gli elementi del gruppo 7 attrarre 1 elettrone mancante nell'ottetto. In un gruppo, la capacità di cedere elettroni aumenterà dall'alto verso il basso, man mano che aumenta il raggio dell'atomo e diminuisce l'attrazione verso il nucleo. In un periodo da sinistra a destra, la capacità di cedere elettroni diminuisce perché diminuisce il raggio dell'atomo.

Quanto più facilmente un elemento cede elettroni dal suo livello esterno, tanto maggiori sono le sue proprietà metalliche, e i suoi ossidi e idrossidi hanno maggiori proprietà basiche. Ciò significa che le proprietà metalliche nei gruppi aumentano dall'alto verso il basso e nei periodi da destra a sinistra. Con le proprietà non metalliche è vero il contrario.

Riso. 1. Posizione del magnesio nella tabella

Nel gruppo, il magnesio è adiacente al berillio e al calcio. Fig. 1. Il magnesio è inferiore al berillio ma superiore al calcio nel gruppo. Il magnesio ha più proprietà metalliche del berillio, ma meno del calcio. Cambiano anche le proprietà di base dei suoi ossidi e idrossidi. Nel periodo, il sodio è a sinistra e l'alluminio è a destra del magnesio. Il sodio presenterà più proprietà metalliche del magnesio e il magnesio presenterà più proprietà metalliche dell'alluminio. Pertanto, puoi confrontare qualsiasi elemento con i suoi vicini nel gruppo e nel periodo.

Le proprietà acide e non metalliche cambiano in opposizione alle proprietà basiche e metalliche.

Caratteristiche del cloro in base alla sua posizione nella tavola periodica di D.I.

Riso. 4. Posizione del cloro nella tabella

. Il numero atomico 17 mostra il numero di protoni17 ed elettroni17 in un atomo. Fig.4. Massa atomica 35 aiuterà a calcolare il numero di neutroni (35-17 = 18). Il cloro si trova nel terzo periodo, il che significa che il numero di livelli energetici in un atomo è 3. Appartiene al gruppo 7-A e appartiene agli elementi p. Questo è un non metallo. Confrontiamo il cloro con i suoi vicini nel gruppo e nel periodo. Le proprietà non metalliche del cloro sono maggiori di quelle dello zolfo, ma inferiori a quelle dell'argon. Il cloro ha meno proprietà metalliche del fluoro e più del bromo. Distribuiamo gli elettroni tra i livelli energetici e scriviamo formula elettronica. La distribuzione complessiva degli elettroni sarà simile a questa. Vedere la fig. 5

Riso. 5. Distribuzione degli elettroni dell'atomo di cloro sui livelli energetici

Determinare lo stato di ossidazione massimo e minimo del cloro. Lo stato di ossidazione più elevato è +7, poiché può cedere 7 elettroni dall'ultimo strato di elettroni. Lo stato di ossidazione più basso è -1 perché il cloro ha bisogno di 1 elettrone per completarsi. Formula dell'ossido superiore Cl 2 O 7 (ossido acido), composto di idrogeno HCl.

Nel processo di donazione o acquisto di elettroni, un atomo li acquisisce tariffa convenzionale. Questa tariffa condizionale si chiama .

- Semplice le sostanze hanno uno stato di ossidazione pari a zero.

Gli articoli possono essere esposti massimo stato di ossidazione e minimo. Massimo Un elemento mostra il suo stato di ossidazione quando da 'via tutti i suoi elettroni di valenza dal livello elettronico esterno. Se il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo, allora lo stato di ossidazione massimo è uguale al numero del gruppo.

Riso. 2. Posizione dell'arsenico nella tabella

Minimo Un elemento mostrerà uno stato di ossidazione quando accetterà tutti gli elettroni possibili per completare lo strato elettronico.

Consideriamo i valori degli stati di ossidazione utilizzando come esempio l'elemento n. 33.

Questo è l'arsenico As. È nel quinto sottogruppo principale. Fig. 2. Ha cinque elettroni nel suo livello elettronico finale. Ciò significa che quando li regalerà avrà uno stato di ossidazione di +5. L'atomo di As manca di 3 elettroni prima di completare lo strato di elettroni. Attirandoli avrà uno stato di ossidazione pari a -3.

Posizione degli elementi metallici e non metallici nella tavola periodica D.I. Mendeleev.

Riso. 3. Posizione dei metalli e dei non metalli nella tabella

IN lato i sottogruppi sono tutti metalli . Se conduci mentalmente diagonale dal boro all'astato , Quello più alto di questa diagonale nei sottogruppi principali ci saranno tutti non metalli , UN sotto questa diagonale è tutto metalli . Fig.3.

1. N. 1-4 (p. 125) Rudzitis G.E. Inorganico e chimica organica. 8a elementare: libro di testo per istituti di istruzione generale: un livello base di/ G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Illuminazione. 2011, 176 pp.: ill.

2. Quali caratteristiche di un atomo cambiano con la periodicità?

3. Caratterizzare l'elemento chimico ossigeno in base alla sua posizione nella tavola periodica di D.I.

Caratteristiche di un elemento chimico.

Piano per caratterizzare un elemento chimico in base alla sua posizione nella tavola periodica.

Posizione dell'elemento nella tavola periodica. Periodo, gruppo, sottogruppo. Numero di serie, carica nucleare, numero di protoni, numero di elettroni, numero di neutroni. Struttura elettronica atomo. Possibili stati di valenza di un atomo. Metallo, non metallo, metallo anfotero. L'ossido più alto di un elemento, il suo carattere. Idrossido dell'elemento, il suo carattere. Esempio di formule del sale. Composti dell'idrogeno.

Caratteristiche di un elemento chimico-metallo in base alla sua posizione nella tavola periodica.

Consideriamo le caratteristiche di un elemento chimico-metallo in base alla sua posizione nella tavola periodica, utilizzando come esempio il litio.

Il litio Ї è un elemento del periodo 2 del sottogruppo principale del gruppo I del sistema periodico, un elemento di IA o sottogruppo metalli alcalini. La struttura dell'atomo di litio può essere riflessa come segue: 3Li Ї 2з, 1з. Gli atomi di litio mostreranno forti proprietà riducenti: cederanno facilmente il loro unico elettrone esterno e di conseguenza riceveranno uno stato di ossidazione (s.o.) di +1. Queste proprietà degli atomi di litio saranno meno pronunciate di quelle degli atomi di sodio, il che è associato ad un aumento dei raggi degli atomi: Ratto (Li)< Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня. Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие Proprietà fisiche metalli derivanti dalla loro struttura cristallina: conduttività elettrica e termica, malleabilità, duttilità, lucentezza metallica, ecc. Il litio forma un ossido con la formula Li2O Ї questo è un ossido basico che forma sale. Questo composto si forma a causa del legame chimico ionico Li2+O2-, interagisce con l'acqua, formando un alcali. L'idrossido di litio ha la formula LiOH. Questa è una base e un alcali. Proprietà chimiche: interazione con acidi, ossidi acidi e sali. Assente nel sottogruppo dei metalli alcalini formula generale"Composti volatili". Questi metalli non formano composti volatili dell'idrogeno. Composti di metalli con composti binari di idrogeno Ї tipo ionico con la formula M+H.

Serie genetica metallo

Segni della serie genetica del metallo:

Lo stesso elemento chimico: metallo; forme diverse l'esistenza di questo elemento chimico: sostanza semplice e composti Ї ossidi, basi, sali; interconversioni di sostanze di classi diverse.

Di conseguenza, possiamo scrivere la serie genetica del litio:

Caratteristiche di un elemento chimico non metallico in base alla sua posizione nella tavola periodica.

Consideriamo le caratteristiche di un elemento chimico non metallico in base alla sua posizione nella tavola periodica, usando come esempio il fosforo.

Il fosforo Ї è un elemento del periodo 3, il sottogruppo principale del gruppo V della tavola periodica, o gruppo VA. La struttura dell'atomo di fosforo può essere riflessa utilizzando la seguente notazione: 15P 2z, 8z, 5z. Ne consegue che gli atomi di fosforo, così come sostanze semplici, formato da questo elemento, può esibire entrambe le proprietà ossidanti, risultando in s. O. –3 (tali connessioni avranno nome comune"fosfuri") e proprietà riducenti (con fluoro, ossigeno e altri elementi più elettronegativi), ottenendo così s. o., pari a +3 e +5. Ad esempio, la formula dei cloruri di fosforo (III) è PCl3. Il fosforo è un agente ossidante più forte del silicio, ma meno forte dello zolfo e, al contrario, è un agente riducente. Il fosforo è un agente riducente più forte, ma meno forte dell'arsenico, e viceversa in relazione alle proprietà ossidanti. Il fosforo forma diverse sostanze semplici, cioè questo elemento ha la proprietà dell'allotropia. Il fosforo forma un ossido superiore con la formula P2O5. La natura di questo ossido è acida e, di conseguenza, Proprietà chimiche: interazione con alcali, ossidi basici e acqua. Il fosforo forma un altro ossido, P2O3. L'idrossido di fosforo superiore H3PO4 è un acido tipico. Loro proprietà chimiche generali: interazioni con metalli, ossidi basici, basi e sali. Il fosforo forma il composto volatile dell'idrogeno fosfina RH3.

Serie genetica di un non metallo

Segni della serie genetica di un non metallo:

lo stesso elemento chimico - non metallico;

diverse forme di esistenza di questo elemento: sostanze semplici (allotropia) e composti: ossidi, basi, sali, composti dell'idrogeno;

interconversioni di sostanze di classi diverse.

Sulla base dei risultati di questa generalizzazione, possiamo scrivere la serie genetica del fosforo:

P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4

Caratterizzazione di un elemento di transizione in base alla sua posizione nella tavola periodica. Anfotero. Il concetto di anfotericità e metalli di transizione.

Gli idrossidi di alcuni elementi chimici presenteranno due proprietà: sia basiche che acide, a seconda del coreagente. Tali idrossidi sono chiamati anfoteri e gli elementi sono chiamati di transizione. I loro ossidi hanno un carattere simile.

Ad esempio, per lo zinco: Zn(OH)2 = H2ZnO2 e, di conseguenza, viene scritto il sale della composizione Na2ZnO2.

La scrittura delle formule dei complessi è ostacolata dalla mancanza di conoscenza su di essi e dalla complessità delle formule, e la formula del meta-alluminio NaAlO2 è la consapevolezza che un sale con tale formula si forma solo fondendo alcali solidi e ossido o idrossido . Suggeriamo di scriverlo semplicemente: Al(OH)3 = H3AlO3 e, di conseguenza, la formula dell'ortoalluminato Na3AlO3.

Caratteristiche dell'alluminio in base alla sua posizione nella tavola periodica

L'alluminio Ї è un elemento del periodo 3, il sottogruppo principale del gruppo III o gruppo IIIA. La struttura dell'atomo di alluminio può essere riflessa utilizzando la seguente notazione: 13Al 2e, 8e, 3e. Ne consegue che gli atomi di alluminio, come l'alluminio come sostanza semplice, mostrano forti proprietà riducenti, risultando in s. O. +3. La riducibilità e le proprietà metalliche rispetto ai vicini per periodo e gruppi possono essere riflesse utilizzando le seguenti voci:

Le proprietà metalliche e riducenti sono ridotte

Le proprietà non metalliche e ossidanti sono migliorate

L'alluminio è una sostanza semplice, è un metallo. Pertanto, è caratterizzato da metallico cella di cristallo(e proprietà fisiche corrispondenti) e metallo legame chimico, il cui schema di formazione può essere scritto come segue: Al0 (atomo) Ї 3з ↔ Al3+ (ione). Uno ione è una particella carica che si forma quando un atomo o un gruppo di atomi cede o accetta elettroni. L'ossido di alluminio Al2O3 Ї è un ossido anfotero che forma sale. Di conseguenza interagisce con acidi e ossidi acidi, con alcali e ossidi basici, ma non con l'acqua. L'idrossido di alluminio Al(OH)3 = H3AlO3 Ї è un idrossido anfotero insolubile. Di conseguenza, si decompone quando riscaldato e interagisce con acidi e alcali.

Serie genetica dell'alluminio

Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3

Gli atomi di metallo hanno un piccolo numero di elettroni a livello elettronico esterno, quindi sono caratterizzati dalla manifestazione di proprietà riducenti. Serie genetica del metallo: metallo → ossido basico→ base → sale. Negli atomi non metallici a livello elettronico esterno grande quantità elettroni rispetto agli atomi di metallo, quindi nella maggior parte dei composti e delle trasformazioni presentano proprietà ossidanti. Serie genetica di un non metallo: non metallo → ossido acido → acido → sale. Gli idrossidi di alcuni elementi chimici presenteranno doppie proprietà - sia basiche che acide - a seconda del coreagente. Tali idrossidi sono chiamati anfoteri e gli elementi sono chiamati di transizione. I loro ossidi hanno un carattere simile.

Tutti gli elementi chimici possono essere caratterizzati in base alla struttura dei loro atomi, nonché alla loro posizione nella tavola periodica di D.I. Mendeleev. Tipicamente, un elemento chimico è caratterizzato secondo il seguente schema:

indicare il simbolo dell'elemento chimico, nonché il suo nome;
in base alla posizione dell'elemento nella tavola periodica D.I. Mendeleev indica il suo ordinale, il numero del periodo e il gruppo (tipo di sottogruppo) in cui si trova l'elemento;
in base alla struttura dell'atomo, indicare la carica nucleare, il numero di massa, il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nell'atomo;
registrare la configurazione elettronica e indicare gli elettroni di valenza;
abbozzare le formule grafiche degli elettroni di valenza negli stati fondamentali ed eccitati (se possibile);
indicare la famiglia dell'elemento, nonché la sua tipologia (metallica o non metallica);
indicare le formule degli ossidi e degli idrossidi superiori con breve descrizione le loro proprietà;
indicano i valori degli stati di ossidazione minimo e massimo di un elemento chimico.

Caratteristiche di un elemento chimico utilizzando come esempio il vanadio (V).

Consideriamo le caratteristiche di un elemento chimico utilizzando come esempio il vanadio (V) secondo lo schema sopra descritto:

1. V – vanadio.

2. Numero ordinale – 23. L'elemento è nel 4° periodo, nel gruppo V, sottogruppo A (principale).

3. Z=23 (carica nucleare), M=51 (numero di massa), e=23 (numero di elettroni), p=23 (numero di protoni), n=51-23=28 (numero di neutroni).

4. 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 – configurazione elettronica, elettroni di valenza 3d 3 4s 2.

5. Stato fondamentale

Stato eccitato

6. elemento d, metallo.

7. L'ossido superiore - V 2 O 5 - presenta proprietà anfotere, con una predominanza di quelle acide:

V2O5 + 2NaOH = 2NaVO3 + H2O

V2O5 + H2SO4 = (VO2)2SO4 + H2O (pH<3)

Il vanadio forma idrossidi della seguente composizione: V(OH) 2, V(OH) 3, VO(OH) 2. V(OH) 2 e V(OH) 3 sono caratterizzati da proprietà basiche (1, 2) e VO(OH) 2 ha proprietà anfotere (3, 4):

V(OH)2 + H2SO4 = VSO4 + 2H2O (1)

2 V(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 = V 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O (2)

VO(OH)2 + H2SO4 = VOSO4 + 2H2O (3)

4 VO(OH) 2 + 2KOH = K 2 + 5 H 2 O (4)

8. Lo stato di ossidazione minimo è “+2”, il massimo è “+5”

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio

Descrivi l'elemento chimico fosforo

Soluzione

1. P – fosforo.

2. Numero ordinale – 15. L'elemento è nel 3° periodo, nel gruppo V, sottogruppo A (principale).

3. Z=15 (carica nucleare), M=31 (numero di massa), e=15 (numero di elettroni), p=15 (numero di protoni), n=31-15=16 (numero di neutroni).

4. 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 – configurazione elettronica, elettroni di valenza 3s 2 3p 3.

5. Stato fondamentale

Stato eccitato

6. elemento p, non metallico.

7. L'ossido superiore - P 2 O 5 - presenta proprietà acide:

P2O5 + 3Na2O = 2Na3PO4

L'idrossido corrispondente all'ossido superiore - H 3 PO 4, presenta proprietà acide:

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

8. Lo stato di ossidazione minimo è “-3”, il massimo è “+5”

ESEMPIO 2

Esercizio	Descrivi l'elemento chimico potassio
Soluzione	1. K – potassio. 2. Numero ordinale – 19. L'elemento è nel 4° periodo, nel gruppo I, sottogruppo A (principale).

L'intera diversità della natura che ci circonda è costituita da combinazioni di un numero relativamente piccolo di elementi chimici. Quali sono quindi le caratteristiche di un elemento chimico e in cosa differisce da una sostanza semplice?

Elemento chimico: storia della scoperta

Nelle diverse epoche storiche il concetto di “elemento” ha avuto significati diversi. Gli antichi filosofi greci consideravano 4 "elementi" come tali: calore, freddo, secchezza e umidità. Combinandosi a coppie, formavano i quattro “principi” di ogni cosa nel mondo: fuoco, aria, acqua e terra.

Nel XVII secolo, R. Boyle sottolineò che tutti gli elementi sono di natura materiale e il loro numero può essere piuttosto elevato.

Nel 1787 il chimico francese A. Lavoisier creò la “Tavola dei corpi semplici”. Comprendeva tutti gli elementi conosciuti a quel tempo. Questi ultimi erano intesi come corpi semplici che non potevano essere decomposti con metodi chimici in corpi ancora più semplici. Successivamente si è scoperto che la tabella comprendeva anche alcune sostanze complesse.

Quando D.I. Mendeleev scoprì la legge periodica, si conoscevano solo 63 elementi chimici. La scoperta dello scienziato non solo ha portato a una classificazione ordinata degli elementi chimici, ma ha anche contribuito a prevedere l’esistenza di elementi nuovi, non ancora scoperti.

Riso. 1. A. Lavoisier.

Cos'è un elemento chimico?

Un elemento chimico è un tipo specifico di atomo. Attualmente si conoscono 118 elementi chimici. Ogni elemento è designato da un simbolo che rappresenta una o due lettere del suo nome latino. Ad esempio, l'elemento idrogeno è indicato con la lettera latina H e la formula H 2 - la prima lettera del nome latino dell'elemento Hydrogenium. Tutti gli elementi abbastanza ben studiati hanno simboli e nomi che possono essere trovati nei sottogruppi principali e minori della tavola periodica, dove sono tutti disposti in un certo ordine.

Esistono molti tipi di sistemi, ma quello generalmente accettato è la tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev, che è un'espressione grafica della legge periodica di D. I. Mendeleev. Di solito vengono utilizzate le forme breve e lunga della tavola periodica.

Riso. 2. Tavola periodica degli elementi di D. I. Mendeleev.

Qual è la caratteristica principale per cui un atomo viene classificato come elemento specifico? D.I. Mendeleev e altri chimici del 19° secolo consideravano la massa la caratteristica principale di un atomo come la sua caratteristica più stabile, quindi gli elementi nella tavola periodica sono disposti in ordine crescente di massa atomica (con poche eccezioni).

Secondo i concetti moderni, la proprietà principale di un atomo che lo collega a un elemento specifico è la carica del nucleo. Pertanto, un elemento chimico è un tipo di atomi caratterizzato da un certo valore (dimensione) di una parte dell'elemento chimico: la carica positiva del nucleo.

Di tutti i 118 elementi chimici esistenti, la maggior parte (circa 90) si trova in natura. Il resto è ottenuto artificialmente utilizzando reazioni nucleari. Gli elementi 104-107 sono stati sintetizzati dai fisici dell'Istituto congiunto per la ricerca nucleare nella città di Dubna. Attualmente continuano i lavori sulla produzione artificiale di elementi chimici con numeri atomici più elevati.

Tutti gli elementi sono divisi in metalli e non metalli. Più di 80 elementi sono classificati come metalli. Tuttavia, questa divisione è condizionata. In determinate condizioni, alcuni metalli possono presentare proprietà non metalliche e alcuni non metalli possono presentare proprietà metalliche.

Il contenuto di vari elementi negli oggetti naturali varia ampiamente. 8 elementi chimici (ossigeno, silicio, alluminio, ferro, calcio, sodio, potassio, magnesio) costituiscono il 99% della crosta terrestre in massa, tutti gli altri - meno dell'1%. La maggior parte degli elementi chimici sono presenti in natura (95), sebbene alcuni siano stati originariamente prodotti artificialmente (ad esempio, il promezio).

È necessario distinguere tra i concetti di “sostanza semplice” e di “elemento chimico”. Una sostanza semplice è caratterizzata da determinate proprietà chimiche e fisiche. Nel processo di trasformazione chimica, una sostanza semplice perde alcune delle sue proprietà ed entra in una nuova sostanza sotto forma di elemento. Ad esempio, l'azoto e l'idrogeno, che fanno parte dell'ammoniaca, non sono contenuti sotto forma di sostanze semplici, ma sotto forma di elementi.

Alcuni elementi sono combinati in gruppi, come organogeni (carbonio, ossigeno, idrogeno, azoto), metalli alcalini (litio, sodio, potassio, ecc.), lantanidi (lantanio, cerio, ecc.), alogeni (fluoro, cloro, bromo , ecc.), elementi inerti (elio, neon, argon)

Indicare il nome dell'elemento e la sua designazione.

Determinare il numero di serie dell'elemento, il numero del periodo, il gruppo, il sottogruppo.

Indicare il significato fisico dei parametri di sistema: numero di serie, numero del periodo, numero del gruppo. Giustificare la posizione nel sottogruppo.

Indicare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti in un atomo dell'elemento, la carica del nucleo e il numero di massa.

Comporre la formula elettronica completa dell'elemento, determinare la famiglia elettronica, classificare la sostanza semplice come metallica o non metallica.

Rappresenta graficamente la struttura elettronica dell'elemento (o gli ultimi due livelli).

Indicare il numero e il tipo degli elettroni di valenza.

Rappresenta graficamente tutti i possibili stati di valenza.

Elencare tutte le possibili valenze e stati di ossidazione.

Scrivi le formule degli ossidi e degli idrossidi per tutti gli stati di valenza. Indicane la natura chimica (supporta la tua risposta con le equazioni delle reazioni corrispondenti).

Soluzione Fornisci la formula di un composto di idrogeno.

Assegna un nome all'ambito di applicazione di questo elemento

. In PSE l'elemento con numero di serie 21 corrisponde allo scandio.

1. L'elemento è nel IV periodo. Il numero del periodo indica il numero di livelli energetici nell'atomo di questo elemento: 4. Lo scandio si trova nel 3° gruppo - ci sono 3 elettroni al livello esterno; in un sottogruppo laterale. Di conseguenza, i suoi elettroni di valenza si trovano nei sottolivelli 4s e 3d. È un elemento d. Il numero atomico coincide numericamente con la carica del nucleo atomico.

2. La carica del nucleo dell'atomo di scandio è +21.

Il numero di protoni ed elettroni è 21 ciascuno.

Numero di neutroni A-Z= 45-21=24.

Composizione generale dell'atomo: ().

3. Formula elettronica completa dello scandio:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 o in forma abbreviata: 3d 1 4s 2

Famiglia elettronica: elemento d, poiché è nella fase di riempimento dell'orbitale d. La struttura elettronica dell'atomo termina con gli elettroni s, quindi lo scandio presenta proprietà metalliche; sostanza semplice: metallo.

4. La configurazione grafica elettronica è simile a:

5. Ha tre elettroni di valenza nel suo stato eccitato (due sul livello 4 e uno sul sottolivello 3d)

6. Possibili stati di valenza determinati dal numero di elettroni spaiati: In condizioni di base: S

7. Le possibili valenze in questo caso sono determinate dal numero di elettroni spaiati: 1, 2, 3 (o I, II, III). Possibili stati di ossidazione (riflettono il numero di elettroni spostati) +1, +2, +3. La valenza più caratteristica e stabile è III, stato di ossidazione +3. La presenza di un solo elettrone nello stato d causa una bassa stabilità della configurazione d 1 s 2. Lo scandio e i suoi analoghi, a differenza di altri elementi D, mostrano uno stato di ossidazione costante di +3, questo è lo stato di ossidazione più alto e corrisponde al numero del gruppo.

8. Formule degli ossidi e loro natura chimica: la forma dell'ossido più alto è Sc 2 O 3 (anfotero).

Formule degli idrossidi: Sc(OH) 3 – anfotero.

Equazioni di reazione che confermano la natura anfotera di ossidi e idrossidi:

SC(OH) 3 +3 KON = K 3 [ SC(OH) 6 ] (esa Idrossicandiato di potassio )

2 SC(OH) 3 + 3 N 2 COSÌ 4 = 6N 2 O+SC 2 (COSÌ 4 ) 3 (solfato di scandio)

9. Non forma un composto con l'idrogeno, poiché si trova in un sottogruppo laterale ed è un elemento d.

10. I composti dello scandio vengono utilizzati nella tecnologia dei semiconduttori.

Esempio 6. Quale dei due elementi, manganese o bromo, ha proprietà metalliche più forti?

Soluzione. Questi elementi sono nel quarto periodo. Scriviamo le loro formule elettroniche:

25 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Il manganese è un elemento d, cioè un elemento di un sottogruppo secondario, e il bromo è un elemento p del sottogruppo principale dello stesso gruppo. A livello elettronico esterno, l’atomo di manganese ha solo due elettroni, mentre l’atomo di bromo ne ha sette. Il raggio di un atomo di manganese è inferiore al raggio di un atomo di bromo con lo stesso numero di gusci elettronici.

Un modello comune per tutti i gruppi contenenti elementi p e d è la predominanza delle proprietà metalliche negli elementi d. Pertanto, il manganese ha proprietà metalliche più pronunciate rispetto al bromo.

Esempio 7. Quale dei due idrossidi è la base più forte a) sr(OH) 2 O Ba(OH) 2 ; B) Circa(OH) 2 O Fe(OH) 2 V) sr(OH) 2 O CD(OH) 2 ?

Soluzione. Maggiore è la carica e minore è il raggio di uno ione, maggiore è la forza con cui trattiene altri ioni. In questo caso l'idrossido sarà più debole, poiché avrà meno capacità di dissociarsi.

a) Per ioni della stessa carica con una struttura elettronica simile, maggiore è il raggio, maggiore è il numero di strati elettronici contenuti nello ione. Per gli elementi dei sottogruppi principali (s- e p-), il raggio degli ioni aumenta all'aumentare del numero atomico dell'elemento. Quindi, Ba(OH) 2 è una ragione più forte di sr(OH) 2 .

b) Nell'arco di un periodo, i raggi degli ioni diminuiscono quando passano dagli elementi s e p agli elementi d. In questo caso il numero di strati elettronici non cambia, ma aumenta la carica del nucleo. Quindi la base Circa(OH) 2 più forte di Fe(OH) 2 .

c) Se gli elementi si trovano nello stesso periodo, nello stesso gruppo, ma in sottogruppi diversi, allora il raggio dell'atomo dell'elemento del sottogruppo principale è maggiore del raggio dell'atomo dell'elemento del sottogruppo secondario. Quindi, la base sr(OH) 2 più forte di CD(OH) 2 .

Esempio 8. Che tipo di ibridazione AO dell'azoto descrive la formazione di uno ione e di una molecola? N.H. 3 ? qual è la struttura spaziale di queste particelle?

Soluzione. Sia nello ione ammonio che nella molecola di ammoniaca, lo strato di elettroni di valenza dell'atomo di azoto contiene quattro coppie di elettroni. Pertanto, in entrambi i casi, le nubi elettroniche dell'atomo di azoto saranno la massima distanza l'una dall'altra durante l'ibridazione sp 3, quando i loro assi sono diretti verso i vertici del tetraedro. Inoltre, nello ione, tutti i vertici del tetraedro sono occupati da atomi di idrogeno, per cui questo ione ha una configurazione tetraedrica con un atomo di azoto al centro del tetraedro.

Quando si forma una molecola di ammoniaca, gli atomi di idrogeno occupano solo tre vertici del tetraedro e la nuvola elettronica della coppia elettronica solitaria dell'atomo di azoto è diretta verso il quarto vertice. La figura risultante è una piramide trigonale con un atomo di azoto al vertice e atomi di idrogeno ai vertici della base.

Esempio 9. Spiegare dal punto di vista del metodo MO la possibilità dell'esistenza di uno ione molecolare e l'impossibilità dell'esistenza di una molecola Non 2 .

Soluzione. Uno ione molecolare ha tre elettroni. Lo schema energetico per la formazione di questo ione, tenendo conto del principio di Pauli, è mostrato in Fig. 21.

Riso. 21. Diagramma energetico della formazione degli ioni.

L'orbitale di legame ha due elettroni e l'orbitale di antilegame ne ha uno. Pertanto, la molteplicità dei legami in questo ione è (2-1)/2 = 0,5, e dovrebbe essere energeticamente stabile.

Al contrario, la molecola Non 2 deve essere energeticamente instabile, poiché dei quattro elettroni che devono essere posizionati sul MO, due occuperanno il MO di legame e due occuperanno il MO di antilegame. Pertanto, la formazione di una molecola Non 2 non sarà accompagnato dal rilascio di energia. La molteplicità del legame in questo caso è zero: non si forma alcuna molecola.

Esempio 10. Quale delle molecole IN 2 O CON 2 caratterizzato da una maggiore energia di dissociazione in atomi? Confronta le proprietà magnetiche di queste molecole.

Soluzione. Disegniamo i diagrammi energetici per la formazione di queste molecole (Fig. 22).

Riso. 22. Schema energetico per la formazione di molecole IN 2 E CON 2 .

Come si può vedere, nella molecola IN 2 la differenza tra il numero di elettroni di legame e il numero di elettroni di antilegame è due, e in una molecola CON 2 - quattro; ciò corrisponde alla molteplicità dei legami rispettivamente di 1 e 2 CON 2 . caratterizzato da una maggiore molteplicità di legami tra atomi, dovrebbe essere più forte. Questa conclusione corrisponde ai valori determinati sperimentalmente dell'energia di dissociazione negli atomi molecolari IN 2 (276 kJ/mol) e CON 2 (605 kJ/mol).

In una molecola IN 2 due elettroni si trovano, secondo la regola di Hund, in due orbitali π 2p. La presenza di due elettroni spaiati conferisce a questa molecola proprietà paramagnetiche. In una molecola CON 2 tutti gli elettroni sono accoppiati, quindi questa molecola è diamagnetica.

Esempio 11. Come sono distribuiti gli elettroni tra gli MO in una molecola? CN e in uno ione molecolare CN - , formato secondo lo schema: C - + N → CN - . Quale di queste particelle ha la lunghezza di legame più breve?

Soluzione. Avendo elaborato schemi energetici per la formazione delle particelle in esame (Fig. 23), concludiamo che la molteplicità dei legami in CN E CN - rispettivamente pari a 2,5 e 3. La lunghezza di legame più breve è caratterizzata dallo ione CN - , in cui la molteplicità dei legami tra gli atomi è maggiore.

Riso. 23. Schemi energetici

formazione di molecole CN e ione molecolare CN - .

Esempio 12. Che tipo di reticolo cristallino è caratteristico di una sostanza solida semplice formata da un elemento con numero atomico 22?

Soluzione. Secondo il PSE D.I. Mendeleev, determiniamo l'elemento con un determinato numero di serie e componiamo la sua formula elettronica.

Titano 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Il titanio è un elemento D e contiene due elettroni nel suo guscio esterno. È un metallo tipico. In un cristallo di titanio, si forma un legame metallico tra gli atomi che hanno due elettroni nel livello di valenza esterno. L'energia del reticolo cristallino è inferiore all'energia del reticolo dei cristalli covalenti, ma significativamente superiore a quella dei cristalli molecolari. Il cristallo di titanio ha un'elevata conduttività elettrica e termica, è capace di deformarsi senza distruzione, ha una caratteristica lucentezza metallica e ha un'elevata resistenza meccanica e un elevato punto di fusione.

Esempio 13. Qual è la differenza tra la struttura cristallina CaF 2 dalla struttura cristallina Circa E F 2 ? Quali tipi di legami esistono nei cristalli di queste sostanze? In che modo ciò influisce sulle loro proprietà?

Soluzione. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Circa– un tipico metallo, un elemento s, ha due elettroni di valenza nel suo livello energetico esterno. Forma una struttura cristallina metallica con un tipo di legame metallico pronunciato. Ha una lucentezza metallica, conduttività elettrica e termica ed è plastico.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – un tipico non metallo, l’elemento p, ha un solo elettrone spaiato al suo livello energetico esterno, che non è sufficiente per formare cristalli covalenti forti. Gli atomi di fluoro sono collegati da legami covalenti in molecole biatomiche che formano un cristallo molecolare a causa delle forze di interazione intermolecolari. È fragile, sublima facilmente, ha un basso punto di fusione ed è un isolante.

Quando si forma un cristallo CaF 2 tra gli atomi Circa E F si forma un legame ionico, poiché la differenza di elettronegatività tra loro è piuttosto grande EO = 4 (Tabella 14). Ciò si traduce nella formazione di un cristallo ionico. La sostanza è solubile in solventi polari. A temperature normali è un isolante; con l'aumentare della temperatura si intensificano i difetti puntiformi nel cristallo (a causa del movimento termico, gli ioni lasciano i nodi del reticolo cristallino e si spostano negli interstizi o sulla superficie del cristallo). Quando il cristallo entra in un campo elettrico, si osserva un movimento direzionale degli ioni verso le vacanze formate dallo ione partito. Ciò garantisce la conduttività ionica del cristallo CaF 2 .