Дать характеристику химического элемента положению. Характеристика элемента по его положению в псхэ презентация к уроку по химии (9 класс) на тему

На этом уроке вы узнаете о Периодическом законе Менделеева, который описывает изменение свойств простых тел, а также формы и свойства соединений элементов в зависимости от величины их атомных масс. Рассмотрите, как по положению в Периодической системе можно описать химический элемент.

Тема: Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Урок: Описание элемента по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева

В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон. Тогда он звучал так: « Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов». Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения атома.

Современная формулировка периодического закона: « Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом, атом электронейтрален.

Заряд ядра атома в Периодической таблице - это порядковый номер элемента.

Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.

Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные электроны отвечают за образование химических связей элемента.

Химические элементы 8 группы - инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.

Какие же характеристики атома меняются в Периодической системе периодически?

Повторяется строение внешнего электронного уровня.

Периодически меняется радиус атома. В группе радиус увеличивается с увеличением номера периода, так как увеличивается число энергетических уровней. В периоде слева направо будет происходить рост атомного ядра, но притяжение к ядру будет больше и поэтому радиус атома уменьшается .

Каждый атом стремится завершить последний энергетический уровень У элементов 1 группы на последнем слое 1 электрон. Поэтому им легче его отдать. А элементам 7 группы легче притянуть 1 недостающий до октета электрон. В группе способность отдавать электроны будет увеличиваться сверху вниз, так ка увеличивается радиус атома и притяжение к ядру меньше. В периоде слева направо способность отдавать электроны уменьшается, потому что уменьшается радиус атома.

Чем легче элемент отдает электроны с внешнего уровня, тем большими металлическими свойствами он обладает, а его оксиды и гидроксиды обладают большими основными свойствами. Значит, металлические свойства в группах увеличиваются сверху вниз, а в периодах справа налево. С неметаллическими свойствами все наоборот.

Рис. 1. Положение магния в таблице

В группе магний соседствует с бериллием и кальцием. Рис.1. Магний стоит ниже, чем бериллий, но выше кальция в группе. У магния больше металлические свойства, чем у бериллия, но меньше чем у кальция. Основные свойства его оксидов и гидроксидов изменяются также. В периоде натрий стоит левее, а алюминий правее магния. Натрий будет проявлять больше металлические свойства, чем магний, а магний больше, чес алюминий. Таким образом, можно сравнить любой элемент с соседями его по группе и периоду.

Кислотные и неметаллические свойства изменяются противоположно основным и металлическим свойствам.

Характеристика хлора по его положению в периодической системе Д.И.Менделеева.

Рис. 4. Положение хлора в таблице

. Значение порядкового номера 17 показывает число протонов17 и электронов17 в атоме. Рис.4. Атомная масса 35 поможет вычислить число нейтронов (35-17 = 18). Хлор находится в третьем периоде, значит число энергетических уровней в атоме равно 3. Стоит в 7 -А группе, относится к р- элементам. Это неметалл. Сравниваем хлор с его соседями по группе и по периоду. Неметаллические свойства хлора больше чем у серы, но меньше, чем у аргона. Хлор об-ла-да-ет мень-ши-ми неме-тал-ли-че-ски-ми свой-ства-ми, чем фтор и боль-ши-ми чем бром. Распределим электроны по энергетическим уровням и напишем электронную формулу. Общее распределение электронов будет иметь такой вид. См.Рис. 5

Рис. 5. Распределение электронов атома хлора по энергетическим уровням

Определяем высшую и низшую степень окисления хлора. Высшая степень окисления равна +7, так как он может отдать с последнего электронного слоя 7 электронов. Низшая степень окисления равна -1, потому что хлору до завершения необходим 1 электрон. Формула высшего оксида Cl 2 O 7 (кислотный оксид), водородного соединения HCl.

В процессе отдачи или присоединения электронов атом приобретает условный заряд . Этот условный заряд называется .

- Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю.

Элементы могут проявлять максимальную степень окисления и минимальную . Максимальную степень окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных электронов равно номеру группы, то и максимальная степень окисления равна номеру группы.

Рис. 2. Положение мышьяка в таблице

Минимальную степень окисления элемент будет проявлять тогда, когда он примет все возможные электроны для завершения электронного слоя.

Рассмотрим на примере элемента №33 значения степеней окисления.

Это мышьяк As.Он находится в пятой главной подгруппе.Рис.2. На последнем электронном уровне у него пять электронов. Значит, отдавая их, он будет иметь степень окисления +5. До завершения электронного слоя атому As не хватает 3 электрона. Притягивая их, он будет иметь степень окисления -3.

Положение элементов металлов и неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Рис. 3. Положение металлов и неметаллов в таблице

В побочных подгруппах находятся все металлы . Если мысленно провести диагональ от бора к астату , то выше этой диагонали в главных подгруппах будут все неметаллы , а ниже этой диагонали - все металлы . Рис.3.

1. №№ 1-4 (с.125) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Какие характеристики атома изменяются периодичности?

3. Дайте характеристику химического элемента кислорода по его положению в Периодической системе Д.И.Менделеева.

Характеристика химического элемента.

План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.

Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа. Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов. Электронное строение атома. Возможные валентные состояния атома. Металл, неметалл, амфотерный металл. Высший оксид элемента, его характер. Гидроксид элемента, его характер. Пример формул солей. Водородные соединения.

Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе.

Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.

Литий Ї это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы, элемент IA или подгруппы щелочных металлов. Строение атома лития можно отразить так: 3Li Ї 2з, 1з. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (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 физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро - и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д. Литий образует оксид с формулой Li2O Ї это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь. Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание Ї щелочь. Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями. В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом Ї бинарные соединения ионного типа с формулой M+H.

Генетический ряд металла

Признаки генетического ряда металла:

Один и тот же химический элемент-металл; разные формы существования этого химического элемента: простое вещество и соединения Ї оксиды, основания, соли; взаимопревращения веществ разных классов.

В итоге можно записать генетический ряд лития:

Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе.

Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.

Фосфор Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы, или VA группы. Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: 15Р 2з, 8з, 5з. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. –3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl3. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, Ї как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем , но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам. Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии. Фосфор образует высший оксид с формулой P2O5. Характер этого оксида Ї кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P2O3. Высший гидроксид фосфора Н3РО4 является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РНз.

Генетический ряд неметалла

Признаки генетического ряда неметалла:

один и тот же химический элемент-неметалл;

разные формы существования этого элемента: простые вещества (аллотропия) и соединения: оксиды, основания, соли, водородные соединения;

взаимопревращения веществ разных классов.

По итогам этого обобщения можно записать генетический ряд фосфора:

P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4

Характеристика переходного элемента на основании его положения в периодической системе. Амфотерность. Понятие об амфотерности и переходных металлах.

Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства – и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Например, у цинка: Zn(OH)2 = H2ZnO2, и, соответственно, записывается соль состава Na2ZnO2.

Записывать формулы комплексов мешает отсутствие знаний о них и сложность формул, а формулу метаалюминия NaAlO2 сознание того, что соль с такой формулой образуется только при сплавлении твердых щелочей и оксида или гидроксида . Предлагаем записывать просто: Al(OН)3 = H3AlO3 и, соответственно, формулу ортоалюмината Na3AlO3.

Характеристика алюминия по его положению в периодической системе

Алюминий Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы III группы или IIIA группы. Строение атома алюминия можно отразить с помощью такой записи: 13Al 2e, 8e, 3e. Отсюда следует, что атомы алюминия, так же как и алюминий Ї простое вещество, проявляют сильные восстановительные свойства, получая в результате с. о. +3. Восстановительную способность и металлические свойства в сравнении с соседями по периоду и групп можно отразить с помощью записей:

Металлические и восстановительные свойства уменьшаются

Неметаллические и окислительные свойства усиливаются

Алюминий Ї простое вещество, это металл. Следовательно, для него характерны металлическая кристаллическая решетка (и соответствующие физические свойства) и металлическая химическая связь, схему образования которой можно записать так: Al0 (атом) Ї 3з ↔ Al3+ (ион). Ион Ї заряженная частица, образующаяся при отдаче или принятии электронов атомом или группой атомов. Оксид алюминия Al2O3 Ї это солеобразующий амфотерный оксид. Соответственно, взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами, со щелочами и основными оксидами, но не с водой. Гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 Ї это нерастворимый амфотерный гидроксид. Соответственно, он разлагается при нагревании, взаимодействует с кислотами и со щелочами.

Генетический ряд алюминия

Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3

У атомов металлов на внешнем электронном уровне малое количество электронов, поэтому для них характерно проявление восстановительных свойств. Генетический ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль. У атомов неметаллов на внешнем электронном уровне большее количество электронов, чем у атомов-металлов, поэтому в большинстве соединений и превращений они проявляют окислительные свойства. Генетический ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства Ї и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Все химические элементы можно охарактеризовать в зависимости от строения их атомов, а также по их положению в Периодической системе Д.И. Менделеева. Обычно характеристику химического элемента дают по следующему плану:

• указывают символ химического элемента, а также его название;
• исходя из положения элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева указывают его порядковый, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;
• исходя из строения атома указывают заряд ядра, массовое число, число электронов, протонов и нейтронов в атоме;
• записывают электронную конфигурацию и указывают валентные электроны;
• зарисовывают электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном (если оно возможно) состояниях;
• указывают семейство элемента, а также его тип (металл или неметалл);
• указывают формулы высших оксидов и гидроксидов с кратким описанием их свойств;
• указывают значения минимальной и максимальной степеней окисления химического элемента.

Характеристика химического элемента на примере ванадия (V)

Рассмотрим характеристику химического элемента на примере ванадия (V) согласно плану, описанному выше:

1. V – ванадий.

2. Порядковый номер – 23. Элемент находится в 4 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе.

3. Z=23 (заряд ядра), M=51 (массовое число), e=23 (число электронов), p=23 (число протонов), n=51-23=28 (число нейтронов).

4. 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3d 3 4s 2 .

5. Основное состояние

Возбужденное состояние

6. d-элемент, металл.

7. Высший оксид – V 2 O 5 — проявляет амфотерные свойства, с преобладанием кислотных:

V 2 O 5 + 2NaOH = 2NaVO 3 + H 2 O

V 2 O 5 + H 2 SO 4 = (VO 2) 2 SO 4 + H 2 O (рН<3)

Ванадий образует гидроксиды следующего состава V(OH) 2 , V(OH) 3 , VO(OH) 2 . Для V(OH) 2 и V(OH) 3 характерны основные свойства (1, 2), а VO(OH) 2 обладает амфотерными свойствами (3, 4):

V(OH) 2 + H 2 SO 4 = VSO 4 + 2H 2 O (1)

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

VO(OH) 2 + H 2 SO 4 = VOSO 4 + 2 H 2 O (3)

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

8. Минимальная степень окисления «+2», максимальная – «+5»

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Охарактеризуйте химический элемент фосфор

Решение

1. P – фосфор. 2. Порядковый номер – 15. Элемент находится в 3 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=15 (заряд ядра), M=31 (массовое число), e=15 (число электронов), p=15 (число протонов), n=31-15=16 (число нейтронов). 4. 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 3p 3 . 5. Основное состояние Возбужденное состояние 6. p-элемент, неметалл. 7. Высший оксид – P 2 O 5 — проявляет кислотные свойства: P 2 O 5 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H 3 PO 4 , проявляет кислотные свойства: H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O 8. Минимальная степень окисления «-3», максимальная – «+5»

ПРИМЕР 2

Задание	Охарактеризуйте химический элемент калий
Решение	1. K – калий. 2. Порядковый номер – 19. Элемент находится в 4 периоде, в I группе, А (главной) подгруппе.

Все многообразие окружающей нас природы состоит из сочетаний сравнительно небольшого числа химических элементов. Так какова же характеристика химического элемента, и чем он отличается от простого вещества?

Химический элемент: история открытия

В различные исторические эпохи в понятие «элемент» вкладывался различный смысл. Древнегреческие философы в качестве таких «элементов» рассматривали 4 «стихии» – тепло, холод, сухость и влажность. Сочетаясь попарно они образовывали четыре «начала» всего на свете – огонь, воздух, воду и землю.

В XVII веке Р. Бойль указал на то, что все элементы носят материальный характер и их число может быть достаточно велико.

В 1787 году французский химик А. Лавуазье создал «Таблицу простых тел». В нее вошли все известные к тому времени элементы. Под последними понимались простые тела, которые не удавалось разложить химическими методами на еще более простые. Впоследствии выяснилось, что в таблицу вошли и некоторые сложные вещества.

К моменту, когда Д. И. Менделеев открыл периодический закон, было известно всего 63 химических элементов. Открытие ученого не только привело к упорядоченной классификации химических элементов, а также помогло предсказать существование новых, еще не открытых элементов.

Рис. 1. А. Лавуазье.

Что такое химический элемент?

Химическим элементом называют определенный вид атомов. В настоящее время известно 118 химических элементов. Каждый элемент обозначают символом, который представляет одну или две буквы из его латинского названия. Например, элемент водород обозначают латинской буквой H и формулой H 2 – первой буквой латинского названия элемента Hydrogenium. Все достаточно хорошо изученные элементы имеют символы и названия, которые можно найти в главных и побочных подгруппах Периодической системы, где все они расположены в определенном порядке.

Cуществует много видов систем, но общепринятой является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, которая является графическим выражением Периодического закона Д. И. Менделеева. Обычно используют короткую и длинную формы Периодической системы.

Рис. 2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.

Что же является главным признаком, по которому атом относят к определенному элементу? Д. И. Менделеев и другие ученые-химики XIX века считали главным признаком атома массу как наиболее стабильную его характеристику, поэтому элементы в Периодической системе расположены в порядке возрастания атомной массы (за немногим исключением).

По современным представлениям, главным свойством атома, относящим его к определенному элементу, является заряд ядра. Таким образом, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся определенным значением (величиной) части химического элемента – положительного заряда ядра.

Из всех существующих 118 химических элементов большую часть (около 90) можно обнаружить в природе. Остальные же получены искусственно с помощью ядерных реакций. Элементы 104-107 были синтезированы учеными-физиками в Объединенном институте ядерных исследований в городе Дубне. В настоящее время продолжаются работы по искусственному получению химических элементов с более высокими порядковыми номерами.

Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Более 80 элементов относятся к металлам. Однако это деление условное. При определенных условиях некоторые металлы могут проявлять неметаллические свойства, а некоторые неметаллы – металлические свойства.

Содержание различных элементов в природных объектах колеблется в широких пределах. 8 химических элементов (кислород, кремний, алюминий, железо, кальций, натрий, калий, магний) составляют 99% земной коры по массе, все остальные – менее 1%. Большинство химических элементов имеют природное происхождение (95), хотя некоторые из них изначально были выведены искусственно (например, прометий).

Следует различать понятия «простое вещество» и «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенными химическими и физическими свойствами. В процессе химического превращения простое вещество утрачивает часть своих свойств и входит в новое вещество в виде элемента. Например, азот и водород, входящие в состав аммиака, содержатся в нем не в виде простых веществ, а в виде элементов.

Некоторые элементы объединяются в группы, такие как органогены (углерод, кислород, водород, азот), щелочные металлы (литий, натрий, калий и т.д.), лантаноиды (лантан, церий и т.д.), галогены (фтор, хлор, бром и т.д.), инертные элементы (гелий, неон, аргон)

Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.

Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.

Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.

Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).

Укажите число и тип валентных электронов.

Графически изобразите все возможные валентные состояния.

Перечислите все возможные валентности и степени окисления.

Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).

Приведите формулу водородного соединения.

Назовите область применения данного элемента

Решение . В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .

1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.

2. Заряд ядра атома скандия +21.

Число протонов и электронов - по 21.

Число нейтронов А-Z= 45-21=24.

Общий состав атома: ().

3. Полная электронная формула скандия:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 или в сокращенной форме: 3d 1 4s 2

Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.

4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:

5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)

6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:

В основном состоянии:

s p d

В возбужденном состоянии:

s p d

спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)

7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d 1 s 2 - конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.

8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc 2 O 3 (амфотерный).

Формулы гидроксидов: Sc(OH) 3 – амфотерный.

Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:

Sc (OH ) 3 +3 КОН = К 3 [ Sc (OH ) 6 ] (гекса гидроксоскандиат калия)

2 Sc (OH ) 3 + 3 Н 2 SO 4 = 6 Н 2 О + Sc 2 (SO 4 ) 3 (сульфат скандия)

9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.

10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.

Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:

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

Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.

Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.

Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr (OH ) 2 или Ba (OH ) 2 ; б) Ca (OH ) 2 или Fe (OH ) 2 в) Sr (OH ) 2 или Cd (OH ) 2 ?

Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.

а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba (OH ) 2 является болеесильным основанием, чем Sr (OH ) 2 .

б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca (OH ) 2 более сильное, чем Fe (OH ) 2 .

в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr (OH ) 2 сильнее, чем Cd (OH ) 2 .

Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулыNH 3 ? какова пространственная структура этих частиц?

Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр 3 -гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.

При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.

Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулыНе 2 .

Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.

Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .

На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.

Напротив, молекула Не 2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не 2 не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.

Пример 10. Какая из молекул – В 2 или С 2 характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.

Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).

Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В 2 и С 2 .

Как видно, в молекуле В 2 разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С 2 – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С 2 . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В 2 (276 кДж/моль) и С 2 (605 кДж/моль).

В молекуле В 2 два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух π св 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С 2 все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.

Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN - , образующемся по схеме: C - + N → CN - . В какой из этих частиц длина связи наименьшая?

Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN - соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN - , в котором кратность связи между атомами наибольшая.

Рис. 23. Энергетические схемы

образования молекулы CN и молекулярного иона CN - .

Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?

Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.

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

Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.

Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF 2 от структуры кристаллов Са и F 2 ? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?

Решение. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.

При образовании кристалла CaF 2 между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика ЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF 2 .