Beskriv det kjemiske elementet etter posisjon. Kjennetegn ved et element etter dets plassering i psche-presentasjon for en kjemileksjon (grad 9) om emnet

I denne leksjonen vil du lære om Mendeleevs periodiske lov, som beskriver endringen i egenskapene til enkle legemer, samt formene og egenskapene til sammensetninger av elementer avhengig av størrelsen på deres atommasser. Vurder hvordan stillingen i Periodiske tabell kan beskrive et kjemisk grunnstoff.

Emne: Periodisk lov ogPeriodisk system for kjemiske elementer av D. I. Mendeleev

Leksjon: Beskrivelse av et grunnstoff etter posisjon i D. I. Mendeleevs periodiske system for grunnstoffer

I 1869 formulerte D.I. Mendeleev, basert på data akkumulert om kjemiske elementer, sin periodiske lov. Da hørtes det slik ut: "Egenskapene til enkle legemer, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, er periodisk avhengig av størrelsen på atommassene til elementene." I svært lang tid var den fysiske betydningen av D.I. Mendeleevs lov uklar. Alt falt på plass etter oppdagelsen av atomets struktur på 1900-tallet.

Moderne formuleringer periodisk lov: "Egenskapene til enkle stoffer, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, er periodisk avhengig av størrelsen på ladningen til atomkjernen."

Ladning av kjernen til et atom lik tallet protoner i kjernen. Antall protoner balanseres av antall elektroner i et atom. Dermed er atomet elektrisk nøytralt.

Ladning av kjernen til et atom V periodiske tabell- Dette elementets serienummer.

Periodenummer viser antall energinivåer, som elektronene roterer på.

Gruppenummer viser antall valenselektroner. For elementer i hovedundergruppene er antallet valenselektroner lik antallet elektroner i det ytre energinivået. Det er valenselektronene som er ansvarlige for dannelsen av kjemiske bindinger til et grunnstoff.

Kjemiske grunnstoffer i gruppe 8 - inerte gasser - har 8 elektroner i sitt ytre elektronskall. Et slikt elektronskall er energisk gunstig. Alle atomer streber etter å fylle sitt ytre elektronskall med opptil 8 elektroner.

Hvilke egenskaper ved et atom endres med jevne mellomrom i det periodiske systemet?

Strukturen til det eksterne elektroniske nivået gjentas.

Radiusen til et atom endres med jevne mellomrom. I gruppe radius øker med økende periodetall, ettersom antall energinivåer øker. I perioden fra venstre til høyre atomkjernen vil vokse, men tiltrekningen til kjernen vil være større og derfor radiusen til atomet avtar.

Hvert atom streber etter å fullføre det siste energinivået Elementer i gruppe 1 har 1 elektron i det siste laget. Derfor er det lettere for dem å gi det bort. Og det er lettere for elementer i gruppe 7 å tiltrekke 1 elektron som mangler til oktetten. I en gruppe vil evnen til å gi fra seg elektroner øke fra topp til bunn, ettersom atomets radius øker og tiltrekningen til kjernen avtar. I en periode fra venstre til høyre reduseres evnen til å gi fra seg elektroner fordi radiusen til atomet avtar.

Jo lettere et grunnstoff gir fra seg elektroner fra det ytre nivået, jo større er dets metalliske egenskaper, og dets oksider og hydroksyder har større grunnleggende egenskaper. Dette betyr at metalliske egenskaper i grupper øker fra topp til bunn, og i perioder fra høyre til venstre. Med ikke-metalliske egenskaper er det motsatte.

Ris. 1. Plassering av magnesium i tabellen

I gruppen er magnesium ved siden av beryllium og kalsium. Figur 1. Magnesium rangerer lavere enn beryllium, men høyere enn kalsium i gruppen. Magnesium har flere metalliske egenskaper enn beryllium, men mindre enn kalsium. De grunnleggende egenskapene til dets oksider og hydroksyder endres også. I perioden er natrium til venstre, og aluminium er til høyre for magnesium. Natrium vil vise flere metalliske egenskaper enn magnesium, og magnesium vil vise mer metalliske egenskaper enn aluminium. Dermed kan du sammenligne et hvilket som helst element med naboene i gruppen og perioden.

Sure og ikke-metalliske egenskaper endres i motsetning til de grunnleggende og metalliske egenskapene.

Kjennetegn til klor etter sin plassering i det periodiske systemet til D.I.

Ris. 4. Klorposisjon i tabellen

. Atomnummeret 17 viser antall protoner17 og elektroner17 i et atom. Fig.4. Atommasse 35 vil hjelpe til med å beregne antall nøytroner (35-17 = 18). Klor er i den tredje perioden, som betyr at antall energinivåer i et atom er 3. Det er i 7-A-gruppen og tilhører p-elementene. Dette er et ikke-metall. Vi sammenligner klor med naboene i gruppen og perioden. De ikke-metalliske egenskapene til klor er større enn for svovel, men mindre enn for argon. Klor har mindre metalliske egenskaper enn fluor og mer enn brom. La oss fordele elektroner mellom energinivåer og skrive elektronisk formel. Den totale fordelingen av elektroner vil se slik ut. Se fig. 5

Ris. 5. Fordeling av elektroner i kloratomet over energinivåer

Bestem den høyeste og laveste oksidasjonstilstanden til klor. Den høyeste oksidasjonstilstanden er +7, siden den kan gi fra seg 7 elektroner fra det siste elektronlaget. Den laveste oksidasjonstilstanden er -1 fordi klor trenger 1 elektron for å fullføre. Formel med høyere oksid Cl 2 O 7 (syreoksid), hydrogenforbindelse HCl.

I prosessen med å donere eller få elektroner, får et atom konvensjonell ladning. Denne betingede avgiften kalles .

- Enkel stoffer har en oksidasjonstilstand lik null.

Gjenstander kan vises maksimum oksidasjonstilstand og minimum. Maksimum Et grunnstoff viser sin oksidasjonstilstand når gir bort alle dens valenselektroner fra det ytre elektronnivået. Hvis antallet valenselektroner er lik gruppetallet, er den maksimale oksidasjonstilstanden lik gruppetallet.

Ris. 2. Plassering av arsen i tabellen

Minimum Et grunnstoff vil vise en oksidasjonstilstand når det vil godta alle mulige elektroner for å fullføre elektronlaget.

La oss vurdere verdiene for oksidasjonstilstander ved å bruke element nr. 33 som eksempel.

Dette er arsen As Det er i den femte hovedundergruppen Fig. 2. Den har fem elektroner i sitt endelige elektronnivå. Dette betyr at når han gir dem bort, vil han ha en oksidasjonstilstand på +5. As-atomet mangler 3 elektroner før det fullfører elektronlaget. Ved å tiltrekke dem vil den ha en oksidasjonstilstand på -3.

Plassering av grunnstoffer av metaller og ikke-metaller i det periodiske systemet D.I. Mendeleev.

Ris. 3. Plassering av metaller og ikke-metaller i tabellen

I side undergrupper er alle metaller . Hvis du oppfører deg mentalt diagonal fra bor til astatin , Det høyere av denne diagonalen i hovedundergruppene vil det være alle ikke-metaller , A under denne diagonalen er alt metaller . Fig.3.

1. nr. 1-4 (s. 125) Rudzitis G.E. Uorganisk og organisk kjemi. 8. klasse: lærebok for allmennutdanningsinstitusjoner: et grunnleggende nivå av/ G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Opplysning. 2011, 176 s.: ill.

2. Hvilke egenskaper ved et atom endres med periodisitet?

3. Karakteriser det kjemiske elementet oksygen i henhold til dets posisjon i det periodiske systemet til D.I.

Kjennetegn ved et kjemisk grunnstoff.

En plan for å karakterisere et kjemisk grunnstoff ved dets plassering i det periodiske systemet.

Plassering av elementet i det periodiske systemet. Periode, gruppe, undergruppe. Serienummer, kjerneladning, antall protoner, antall elektroner, antall nøytroner. Elektronisk struktur atom. Mulige valenstilstander for et atom. Metall, ikke-metall, amfoterisk metall. Det høyeste oksidet av et grunnstoff, dets karakter. Hydroksyd av elementet, dets karakter. Eksempel på saltformler. Hydrogenforbindelser.

Kjennetegn til et kjemisk grunnstoff-metall basert på dets posisjon i det periodiske systemet.

La oss vurdere egenskapene til et kjemisk element-metall i henhold til dets posisjon i det periodiske systemet, ved å bruke litium som et eksempel.

Litium Ї er et element i periode 2 i hovedundergruppen til gruppe I i det periodiske systemet, et element i IA eller undergruppe alkalimetaller. Strukturen til litiumatomet kan reflekteres som følger: 3Li Ї 2з, 1з. Litiumatomer vil vise sterke reduserende egenskaper: de vil lett gi fra seg sitt eneste eksterne elektron og vil som et resultat motta en oksidasjonstilstand (s.o.) på +1. Disse egenskapene til litiumatomer vil være mindre uttalte enn de til natriumatomer, som er assosiert med en økning i atomenes radier: Rotte (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 fysiske egenskaper metaller som oppstår fra deres krystallinske struktur: elektrisk og termisk ledningsevne, formbarhet, duktilitet, metallisk glans, etc. Litium danner et oksid med formelen Li2O Ї dette er et saltdannende, basisk oksid. Denne forbindelsen dannes på grunn av den ioniske kjemiske bindingen Li2+O2-, interagerer med vann og danner en alkali. Litiumhydroksid har formelen LiOH. Dette er en base og en alkali. Kjemiske egenskaper: interaksjon med syrer, syreoksider og salter. Fraværende i alkalimetallundergruppen generell formel"Flyktige forbindelser". Disse metallene danner ikke flyktige hydrogenforbindelser. Forbindelser av metaller med hydrogen Ї binære forbindelser ionisk type med formelen M+H.

Genetisk serie metall

Tegn på den genetiske serien til metallet:

Det samme kjemiske elementet - metall; forskjellige former eksistensen av dette kjemiske elementet: enkelt stoff og forbindelser Ї oksider, baser, salter; innbyrdes omdannelser av stoffer av forskjellige klasser.

Som et resultat kan vi skrive ned den genetiske serien av litium:

Kjennetegn til et ikke-metallisk kjemisk grunnstoff basert på dets plassering i det periodiske systemet.

La oss vurdere egenskapene til et ikke-metallisk kjemisk element i henhold til dets posisjon i det periodiske systemet, ved å bruke fosfor som et eksempel.

Fosfor Ї er et element i periode 3, hovedundergruppen til gruppe V i det periodiske systemet, eller gruppe VA. Strukturen til fosforatomet kan reflekteres ved å bruke følgende notasjon: 15P 2z, 8z, 5z. Det følger at fosfor atomer, så vel som enkle stoffer, dannet av dette elementet, kan vise begge oksiderende egenskaper, noe som resulterer i s. O. –3 (slike tilkoblinger vil ha vanlig navn"fosfider") og reduserende egenskaper (med fluor, oksygen og andre mer elektronegative elementer), for derved å oppnå s. o., lik +3 og +5. For eksempel er formlene for fosfor (III) klorider PCl3. Fosfor er et sterkere oksidasjonsmiddel enn silisium, men mindre sterkt enn svovel, og er omvendt et reduksjonsmiddel. Fosfor er et sterkere reduksjonsmiddel enn, men mindre sterkt enn arsen, og omvendt i forhold til oksiderende egenskaper. Fosfor danner flere enkle stoffer, det vil si at dette elementet har egenskapen allotropi. Fosfor danner et høyere oksid med formelen P2O5. Naturen til dette oksydet er surt og følgelig, Kjemiske egenskaper: interaksjon med alkalier, basiske oksider og vann. Fosfor danner et annet oksid, P2O3. Høyere fosforhydroksid H3PO4 er en typisk syre. Deres generelle kjemiske egenskaper: interaksjoner med metaller, basiske oksider, baser og salter. Fosfor danner den flyktige hydrogenforbindelsen fosfin RH3.

Genetisk serie av et ikke-metall

Tegn på den genetiske serien til et ikke-metall:

det samme kjemiske elementet - ikke-metall;

forskjellige former for eksistens av dette elementet: enkle stoffer (allotropi) og forbindelser: oksider, baser, salter, hydrogenforbindelser;

innbyrdes omdannelser av stoffer av forskjellige klasser.

Basert på resultatene av denne generaliseringen kan vi skrive ned den genetiske serien av fosfor:

P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4

Karakterisering av et overgangselement basert på dets plassering i det periodiske systemet. Amfoterisk. Konseptet med amfoterisitet og overgangsmetaller.

Hydroksider av noen kjemiske elementer vil ha doble egenskaper - både basiske og sure, avhengig av kjernemiddelet. Slike hydroksider kalles amfotere, og grunnstoffene kalles overgang. Deres oksider har en lignende karakter.

For eksempel, for sink: Zn(OH)2 = H2ZnO2, og følgelig er saltet av sammensetningen Na2ZnO2 skrevet.

Å skrive ned formler for komplekser er hemmet av mangelen på kunnskap om dem og kompleksiteten til formlene, og formelen for meta-aluminium NaAlO2 er kunnskapen om at et salt med en slik formel dannes kun ved å smelte sammen faste alkalier og oksid eller hydroksid . Vi foreslår å skrive det enkelt: Al(OH)3 = H3AlO3 og følgelig formelen for ortoaluminat Na3AlO3.

Karakteristikk av aluminium etter sin plassering i det periodiske systemet

Aluminium Ї er et element i periode 3, hovedundergruppen til gruppe III eller gruppe IIIA. Strukturen til aluminiumatomet kan reflekteres ved å bruke følgende notasjon: 13Al 2e, 8e, 3e. Det følger at aluminiumatomer, som aluminium som et enkelt stoff, viser sterke reduserende egenskaper, noe som resulterer i s. O. +3. Reduserbarhet og metalliske egenskaper sammenlignet med naboer etter periode og grupper kan reflekteres ved å bruke følgende oppføringer:

Metalliske og reduserende egenskaper reduseres

Ikke-metalliske og oksiderende egenskaper forbedres

Aluminium er et enkelt stoff, det er et metall. Derfor er det preget av metallisk krystallcelle(og tilsvarende fysiske egenskaper) og metall kjemisk forbindelse, hvis formasjonsskjema kan skrives som følger: Al0 (atom) Ї 3з ↔ Al3+ (ion). Et ion er en ladet partikkel som dannes når et atom eller en gruppe atomer gir opp eller aksepterer elektroner. Aluminiumoksid Al2O3 Ї er et saltdannende amfotært oksid. Følgelig interagerer det med syrer og sure oksider, med alkalier og basiske oksider, men ikke med vann. Aluminiumhydroksid Al(OH)3 = H3AlO3 Ї er et uløselig amfotært hydroksid. Følgelig brytes det ned når det varmes opp og interagerer med syrer og alkalier.

Genetisk serie av aluminium

Al→Al2O3→Al(OH)3→AlSl3

Metallatomer har et lite antall elektroner på det ytre elektroniske nivået, så de er preget av manifestasjonen av reduserende egenskaper. Genetisk serie av metall: metall → basisk oksid→ base → salt. I ikke-metallatomer på det ytre elektroniske nivået stor kvantitet elektroner enn metallatomer, så i de fleste forbindelser og transformasjoner viser de oksiderende egenskaper. Genetisk serie av et ikke-metall: ikke-metall → surt oksid → syre → salt. Hydroksider av noen kjemiske elementer vil ha doble egenskaper - både basiske og sure - avhengig av kjernemiddelet. Slike hydroksider kalles amfotere, og grunnstoffene kalles overgang. Deres oksider har en lignende karakter.

Alle kjemiske elementer kan karakteriseres avhengig av strukturen til atomene deres, så vel som deres plassering i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev. Vanligvis er et kjemisk element karakterisert i henhold til følgende plan:

• angi symbolet på det kjemiske elementet, så vel som navnet;
• basert på posisjonen til grunnstoffet i det periodiske system D.I. Mendeleev indikerer dets ordinære, periodenummer og gruppe (type undergruppe) som elementet er plassert i;
• basert på strukturen til atomet, angi kjerneladning, masseantall, antall elektroner, protoner og nøytroner i atomet;
• registrere den elektroniske konfigurasjonen og angi valenselektronene;
• skissere elektrongrafiske formler for valenselektroner i bakken og eksiterte (hvis mulig) tilstander;
• angi familien til elementet, så vel som dets type (metall eller ikke-metall);
• angi formlene for høyere oksider og hydroksider med Kort beskrivelse deres egenskaper;
• angi verdiene for minimum og maksimum oksidasjonstilstander til et kjemisk element.

Kjennetegn ved et kjemisk grunnstoff med vanadium (V) som eksempel

La oss vurdere egenskapene til et kjemisk element som bruker vanadium (V) som et eksempel i henhold til planen beskrevet ovenfor:

1. V – vanadium.

2. Ordningsnummer – 23. Elementet er i 4. periode, i V-gruppen, A (hoved) undergruppe.

3. Z=23 (kjerneladning), M=51 (massetall), e=23 (antall elektroner), p=23 (antall protoner), n=51-23=28 (antall nøytroner).

4. 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 – elektronisk konfigurasjon, valenselektroner 3d 3 4s 2.

5. Grunntilstand

Spent tilstand

6. d-element, metall.

7. Høyere oksid - V 2 O 5 - viser amfotere egenskaper, med en overvekt av sure:

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

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

Vanadium danner hydroksyder med følgende sammensetning: V(OH) 2, V(OH) 3, VO(OH) 2. V(OH) 2 og V(OH) 3 er karakterisert ved grunnleggende egenskaper (1, 2), og VO(OH) 2 har amfotere egenskaper (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. Minimum oksidasjonstilstand er "+2", maksimum er "+5"

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening

Beskriv det kjemiske grunnstoffet fosfor

Løsning

1. P – fosfor. 2. Ordningsnummer – 15. Elementet er i 3. periode, i V-gruppen, A (hoved) undergruppe. 3. Z=15 (kjerneladning), M=31 (massetall), e=15 (antall elektroner), p=15 (antall protoner), n=31-15=16 (antall nøytroner). 4. 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 – elektronisk konfigurasjon, valenselektroner 3s 2 3p 3. 5. Grunntilstand Spent tilstand 6. p-element, ikke-metall. 7. Høyere oksid - P 2 O 5 - viser sure egenskaper: P 2 O 5 + 3 Na 2 O = 2 Na 3 PO 4 Hydroksydet som tilsvarer det høyere oksidet - H 3 PO 4, viser sure egenskaper: H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O 8. Minimum oksidasjonstilstand er "-3", maksimum er "+5"

EKSEMPEL 2

Trening	Beskriv det kjemiske elementet kalium
Løsning	1. K – kalium. 2. Ordningsnummer – 19. Elementet er i 4. periode, i gruppe I, A (hoved) undergruppe.

Hele mangfoldet i naturen rundt oss består av kombinasjoner av et relativt lite antall kjemiske grunnstoffer. Så hva er egenskapene til et kjemisk element, og hvordan skiller det seg fra et enkelt stoff?

Kjemisk element: oppdagelseshistorie

I forskjellige historiske tidsepoker hadde begrepet "element" forskjellige betydninger. Gamle greske filosofer betraktet 4 "elementer" som slike "elementer" - varme, kulde, tørrhet og fuktighet. Ved å kombinere i par, dannet de de fire "prinsippene" for alt i verden - ild, luft, vann og jord.

På 1600-tallet påpekte R. Boyle at alle grunnstoffer er materielle i naturen og at antallet kan være ganske stort.

I 1787 opprettet den franske kjemikeren A. Lavoisier "Table of Simple Bodies". Den inkluderte alle elementene som var kjent på den tiden. Sistnevnte ble forstått som enkle kropper som ikke kunne dekomponeres med kjemiske metoder til enda enklere. Deretter viste det seg at tabellen også inkluderte noen komplekse stoffer.

Da D.I. Mendeleev oppdaget den periodiske loven, var bare 63 kjemiske grunnstoffer kjent. Forskerens oppdagelse førte ikke bare til en ryddig klassifisering av kjemiske elementer, men bidro også til å forutsi eksistensen av nye, ennå ikke oppdagede elementer.

Ris. 1. A. Lavoisier.

Hva er et kjemisk grunnstoff?

Et kjemisk grunnstoff er en bestemt type atom. For tiden er 118 kjemiske elementer kjent. Hvert element er angitt med et symbol som representerer en eller to bokstaver fra dets latinske navn. For eksempel er grunnstoffet hydrogen betegnet med den latinske bokstaven H og formelen H 2 - den første bokstaven i det latinske navnet på grunnstoffet Hydrogenium. Alle ganske godt studerte grunnstoffer har symboler og navn som kan finnes i hoved- og mindre undergrupper av det periodiske system, hvor de alle er ordnet i en bestemt rekkefølge.

Det finnes mange typer systemer, men det generelt aksepterte er D. I. Mendeleevs periodiske system for kjemiske elementer, som er et grafisk uttrykk for D. I. Mendeleevs periodiske lov. Vanligvis brukes de korte og lange formene av det periodiske system.

Ris. 2. Periodisk system av grunnstoffer av D. I. Mendeleev.

Hva er hovedtrekket ved at et atom klassifiseres som et spesifikt grunnstoff? D.I. Mendeleev og andre kjemikere fra 1800-tallet anså hovedtrekket til et atom som masse som dets mest stabile karakteristikk, derfor er elementene i det periodiske systemet ordnet i rekkefølge med økende atommasse (med få unntak).

I følge moderne konsepter er hovedegenskapen til et atom som relaterer det til et spesifikt element, ladningen til kjernen. Således er et kjemisk grunnstoff en type atomer karakterisert ved en viss verdi (størrelse) av en del av det kjemiske elementet - den positive ladningen til kjernen.

Av alle 118 eksisterende kjemiske grunnstoffer, kan de fleste (ca. 90) finnes i naturen. Resten oppnås kunstig ved hjelp av kjernefysiske reaksjoner. Elementene 104-107 ble syntetisert av fysikere ved Joint Institute for Nuclear Research i byen Dubna. For tiden fortsetter arbeidet med kunstig produksjon av kjemiske elementer med høyere atomnummer.

Alle grunnstoffene er delt inn i metaller og ikke-metaller. Mer enn 80 grunnstoffer er klassifisert som metaller. Denne inndelingen er imidlertid betinget. Under visse forhold kan noen metaller vise ikke-metalliske egenskaper, og noen ikke-metaller kan vise metalliske egenskaper.

Innholdet av ulike elementer i naturlige gjenstander varierer mye. 8 kjemiske elementer (oksygen, silisium, aluminium, jern, kalsium, natrium, kalium, magnesium) utgjør 99% av jordskorpen i massevis, alle andre - mindre enn 1%. De fleste kjemiske elementer er naturlig forekommende (95), selv om noen opprinnelig ble produsert kunstig (f.eks. promethium).

Det er nødvendig å skille mellom begrepene "enkel substans" og "kjemisk element". Et enkelt stoff er preget av visse kjemiske og fysiske egenskaper. I prosessen med kjemisk transformasjon mister et enkelt stoff noen av egenskapene og går inn i et nytt stoff i form av et element. For eksempel er nitrogen og hydrogen, som er en del av ammoniakk, inneholdt i det ikke i form av enkle stoffer, men i form av elementer.

Noen grunnstoffer er kombinert i grupper, for eksempel organogener (karbon, oksygen, hydrogen, nitrogen), alkalimetaller (litium, natrium, kalium, etc.), lantanider (lantan, cerium, etc.), halogener (fluor, klor, brom). , etc.), inerte elementer (helium, neon, argon)

Angi navnet på elementet og dets betegnelse. Bestem elementets serienummer, periodenummer, gruppe, undergruppe. Angi den fysiske betydningen av systemparametrene - serienummer, periodenummer, gruppenummer. Begrunn posisjonen i undergruppen.

Angi antall elektroner, protoner og nøytroner i et atom i grunnstoffet, ladningen til kjernen og massetallet.

Komponer den komplette elektroniske formelen til elementet, bestem den elektroniske familien, klassifiser det enkle stoffet som et metall eller ikke-metall.

Vis grafisk den elektroniske strukturen til elementet (eller de to siste nivåene).

Angi antall og type valenselektroner.

Representer grafisk alle mulige valenstilstander.

List opp alle mulige valenser og oksidasjonstilstander.

Skriv formlene for oksider og hydroksyder for alle valenstilstander. Angi deres kjemiske natur (støtte svaret ditt med ligningene for de tilsvarende reaksjonene).

Gi formelen til en hydrogenforbindelse.

Nevn anvendelsesområdet for dette elementet

Løsning. I PSE tilsvarer elementet med serienummer 21 scandium.

1. Elementet er i IV-perioden. Periodetallet betyr antall energinivåer i atomet til dette grunnstoffet det har 4. Scandium ligger i 3. gruppe - det er 3 elektroner på det ytre nivået; i en sideundergruppe. Følgelig er dens valenselektroner lokalisert i 4s og 3d undernivåer. Er et d-element. Atomnummeret faller numerisk sammen med ladningen til atomkjernen.

2. Ladningen til skandiumatomkjernen er +21.

Antall protoner og elektroner er 21 hver.

Antall nøytroner A-Z= 45-21=24.

Generell sammensetning av atomet: ().

3. Full elektronisk formel for scandium:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 eller i kort form: 3d 1 4s 2

Elektronisk familie: d-element, siden det er i stadiet for å fylle d-orbitalen. Den elektroniske strukturen til atomet ender med s-elektroner, derfor viser skandium metalliske egenskaper; et enkelt stoff er metall.

4. Elektronisk grafisk konfigurasjon ser slik ut:

5. Den har tre valenselektroner i sin eksiterte tilstand (to på 4s og en på 3d undernivå)

6. Mulige valenstilstander bestemt av antall uparede elektroner:

I grunntilstand:

s s d

I en spent tilstand:

s s d

spinvalens er 3 (ett uparet d-elektron og to uparede s-elektroner)

7. Mulige valenser i dette tilfellet bestemmes av antall uparrede elektroner: 1, 2, 3 (eller I, II, III). Mulige oksidasjonstilstander (reflekterer antall fortrengte elektroner) +1, +2, +3. Den mest karakteristiske og stabile valensen er III, oksidasjonstilstand +3. Tilstedeværelsen av bare ett elektron i d-tilstanden forårsaker lav stabilitet av d 1 s 2-konfigurasjonen. Scandium og dets analoger, i motsetning til andre d-elementer, viser en konstant oksidasjonstilstand på +3, dette er den høyeste oksidasjonstilstanden og tilsvarer gruppenummeret.

8. Formler for oksider og deres kjemiske natur: Formen til det høyeste oksidet er Sc 2 O 3 (amfoterisk).

Hydroksydformler: Sc(OH) 3 – amfoter.

Reaksjonsligninger som bekrefter den amfotere naturen til oksider og hydroksider:

Sc(ÅH) 3 +3 KON = K 3 [ Sc(ÅH) 6 ] (heksa Kaliumhydroksykandiat )

2 Sc(ÅH) 3 + 3 N 2 SÅ 4 = 6 N 2 O +Sc 2 (SÅ 4 ) 3 (skandiumsulfat)

9. Det danner ikke en forbindelse med hydrogen, siden det er i en sideundergruppe og er et d-element.

10. Scandiumforbindelser brukes i halvlederteknologi.

Eksempel 6. Hvilket av de to grunnstoffene, mangan eller brom, har sterkere metalliske egenskaper?

Løsning. Disse elementene er i den fjerde perioden. La oss skrive ned deres elektroniske formler:

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

Mangan er et d-element, det vil si et element i en sekundær undergruppe, og brom er et p-element i hovedundergruppen i samme gruppe. På det ytre elektroniske nivået har manganatomet bare to elektroner, mens bromatomet har syv. Radien til et manganatom er mindre enn radiusen til et bromatom med samme antall elektronskall.

Et felles mønster for alle grupper som inneholder p- og d-elementer er overvekt av metalliske egenskaper i d-elementer. Dermed har mangan mer uttalte metalliske egenskaper enn brom.

Eksempel 7. Hvilken av de to hydroksydene er den sterkeste basen a) Sr(ÅH) 2 eller Ba(ÅH) 2 ; b) Ca(ÅH) 2 eller Fe(ÅH) 2 V) Sr(ÅH) 2 eller Cd(ÅH) 2 ?

Løsning. Jo større ladning og jo mindre radius til et ion, jo sterkere holder det andre ioner. I dette tilfellet vil hydroksydet være svakere, siden det har mindre evne til å dissosiere.

a) For ioner med samme ladning med lignende elektronisk struktur, jo større radius, jo flere elektroniske lag inneholder ionet. For elementer i hovedundergruppene (s- og p-), øker radiusen til ioner med økende atomnummer til elementet. Derfor, Ba(ÅH) 2 er en sterkere grunn enn Sr(ÅH) 2 .

b) I løpet av en periode avtar ionenes radier når de går fra s- og p-elementer til d-elementer. I dette tilfellet endres ikke antall elektroniske lag, men ladningen til kjernen øker. Derfor grunnlaget Ca(ÅH) 2 sterkere enn Fe(ÅH) 2 .

c) Hvis elementer er i samme periode, i samme gruppe, men i forskjellige undergrupper, så er radiusen til atomet til elementet i hovedundergruppen større enn radiusen til atomet til elementet i den sekundære undergruppen. Derav grunnlaget Sr(ÅH) 2 sterkere enn Cd(ÅH) 2 .

Eksempel 8. Hvilken type nitrogen AO hybridisering beskriver dannelsen av et ion og et molekyl? N.H. 3 ? hva er den romlige strukturen til disse partiklene?

Løsning. I både ammoniumionet og ammoniakkmolekylet inneholder valenselektronlaget til nitrogenatomet fire elektronpar. Derfor, i begge tilfeller, vil elektronskyene til nitrogenatomet være maksimalt fjernt fra hverandre under sp 3 hybridisering, når deres akser er rettet mot toppunktene til tetraederet. Dessuten, i ionet, er alle toppunktene til tetraederet okkupert av hydrogenatomer, slik at dette ionet har en tetraedrisk konfigurasjon med et nitrogenatom i sentrum av tetraederet.

Når et ammoniakkmolekyl dannes, okkuperer hydrogenatomer bare tre toppunkter i tetraederet, og elektronskyen til det ensomme elektronparet i nitrogenatomet er rettet mot det fjerde toppunktet. Den resulterende figuren er en trigonal pyramide med et nitrogenatom på toppen og hydrogenatomer ved toppene av basen.

Eksempel 9. Forklar fra MO-metodens ståsted muligheten for eksistensen av et molekylært ion og umuligheten av eksistensen av et molekyl Ikke 2 .

Løsning. Et molekylært ion har tre elektroner. Energiskjemaet for dannelsen av dette ionet, tatt i betraktning Pauli-prinsippet, er vist i fig. 21.

Ris. 21. Energidiagram over ionedannelse.

Bindingsorbitalen har to elektroner, og antibondingorbitalen har en. Derfor er bindingsmultiplisiteten i dette ionet (2-1)/2 = 0,5, og den bør være energimessig stabil.

Tvert imot, molekylet Ikke 2 må være energetisk ustabil, siden av de fire elektronene som må plasseres på MO, vil to okkupere den bindende MO, og to vil okkupere den antibondende MO. Derfor dannelsen av et molekyl Ikke 2 vil ikke bli ledsaget av frigjøring av energi. Multiplisiteten av bindingen i dette tilfellet er null - et molekyl dannes ikke.

Eksempel 10. Hvilket molekyl er I 2 eller MED 2 preget av en høyere dissosiasjonsenergi til atomer? Sammenlign de magnetiske egenskapene til disse molekylene.

Løsning. La oss lage energidiagrammer for dannelsen av disse molekylene (fig. 22).

Ris. 22. Energiskjema for dannelse av molekyler I 2 Og MED 2 .

Som man kan se, i molekylet I 2 forskjellen mellom antall bindinger og antall antibindingselektroner er to, og i et molekyl MED 2 – fire; dette tilsvarer bindingsmultiplisiteten på henholdsvis 1 og 2. Derfor molekylet MED 2 . karakterisert ved et høyere mangfold av bindinger mellom atomer, bør være sterkere. Denne konklusjonen tilsvarer de eksperimentelt bestemte verdiene av dissosiasjonsenergien til molekylære atomer I 2 (276 kJ/mol) og MED 2 (605 kJ/mol).

I et molekyl I 2 to elektroner befinner seg, etter Hunds regel, i to π 2p orbitaler. Tilstedeværelsen av to uparrede elektroner gir dette molekylet paramagnetiske egenskaper. I et molekyl MED 2 alle elektroner er sammenkoblet, derfor er dette molekylet diamagnetisk.

Eksempel 11. Hvordan er elektroner fordelt mellom MO i et molekyl? CN og i et molekylært ion CN - , dannet i henhold til skjemaet: C - + N → CN - . Hvilken av disse partiklene har kortest bindingslengde?

Løsning. Etter å ha utarbeidet energiskjemaer for dannelsen av partiklene som vurderes (fig. 23), konkluderer vi med at bindingsmangfoldet i CN Og CN - henholdsvis lik 2,5 og 3. Den korteste bindingslengden er preget av ionet CN - , der mangfoldet av bindinger mellom atomer er størst.

Ris. 23. Energiordninger

molekyldannelse CN og molekylært ion CN - .

Eksempel 12. Hvilken type krystallgitter er karakteristisk for et enkelt fast stoff dannet av et grunnstoff med atomnummer 22?

Løsning. I følge PSE D.I. Mendeleev, vi bestemmer elementet med et gitt serienummer og komponerer dets elektroniske formel.

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

Titan er et d-element og inneholder to elektroner i det ytre skallet. Det er et typisk metall. I en titankrystall oppstår en metallisk binding mellom atomer som har to elektroner i det ytre valensnivået. Krystallgitterenergien er lavere enn gitterenergien til kovalente krystaller, men betydelig høyere enn for molekylære krystaller. Titankrystall har høy elektrisk og termisk ledningsevne, er i stand til å deformeres uten ødeleggelse, har en karakteristisk metallisk glans, og har høy mekanisk styrke og smeltepunkt.

Eksempel 13. Hva er forskjellen mellom krystallstrukturen CaF 2 fra krystallstruktur Sa Og F 2 ? Hvilke typer bindinger finnes i krystallene til disse stoffene? Hvordan påvirker dette egenskapene deres?

Løsning. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Sa– et typisk metall, et s-element, har to valenselektroner i sitt ytre energinivå. Danner en metallisk krystallstruktur med en uttalt metallisk type binding. Den har en metallisk glans, elektrisk og termisk ledningsevne, og er plastisk.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – et typisk ikke-metall, p-element, har bare ett uparet elektron på sitt ytre energinivå, som ikke er nok til å danne sterke kovalente krystaller. Fluoratomer er forbundet med kovalente bindinger til diatomiske molekyler som danner en molekylær krystall på grunn av intermolekylære interaksjonskrefter. Den er skjør, sublimerer lett, har et lavt smeltepunkt og er en isolator.

Når en krystall dannes CaF 2 mellom atomer Sa Og F det dannes en ionebinding, siden forskjellen i elektronegativitet mellom dem er ganske stor EO = 4 (tabell 14). Dette resulterer i dannelsen av en ionisk krystall. Stoffet er løselig i polare løsemidler. Ved normale temperaturer er det en isolator; med økende temperatur forsterkes punktdefekter i krystallen (på grunn av termisk bevegelse forlater ioner nodene til krystallgitteret og beveger seg til mellomrom eller til overflaten av krystallen). Når krystallen går inn i et elektrisk felt, observeres en retningsbestemt bevegelse av ioner mot de ledige plassene som dannes av det avdøde ionet. Dette sikrer ionisk ledningsevne til krystallen CaF 2 .