Как и литературным героям, химическим элементам - «героям» химических процессов дают характеристики. Только если для первых в качестве первоисточника используют литературное произведение, то для вторых - Периодическую систему химических элементов Д. И. Менделеева. Однако и в первом, и во втором случае необходим план.
Характеризуя химический элемент, будем придерживаться следующего плана.
- Положение элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева и строение его атомов.
- Характер простого вещества (металл, неметалл).
- Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами.
- Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами.
- Состав высшего оксида, его характер (основный, кислотный, амфотерный).
- Состав высшего гидроксида, его характер (кислородсодержащая кислота, основание, амфотерный гидроксид).
- Состав летучего водородного соединения (для неметаллов).
В приведённом плане для вас незнакомыми являются следующие химические понятия: переходные металлы, амфотерные оксиды и гидроксиды. Их смысл будет раскрыт в следующем параграфе. Пока же рассмотрим характеристики металла и неметалла.
При этом будем руководствоваться уже известными вам из курса 8 класса основными закономерностями изменения свойств атомов, простых веществ и соединений, образованных химическими элементами главных подгрупп (А групп) и периодов Периодической системы Д. И. Менделеева (табл. 1).
Таблица 1
Закономерности изменения свойств атомов, простых веществ и соединений, образованных химическими элементами, в пределах главных подгрупп и периодов Периодической системы Д. И. Менделеева
|
Формы существования химического элемента и их свойства |
Изменения свойств |
||
|
в главных подгруппах ↓ |
в периодах → |
||
|
Заряд ядра |
Увеличивается |
Увеличивается |
|
|
Число заполняемых энергетических уровней |
Увеличивается |
Не изменяется и равно номеру периода |
|
|
Число электронов на внешнем уровне |
Не изменяется и равно номеру группы |
У величивается |
|
|
Радиус атома |
Увеличивается |
Уменьшается |
|
|
Восстанови-
|
Усиливаются |
Ослабевают |
|
|
Окислительные
|
Ослабевают |
Усиливаются |
|
|
Высшая степень окисления |
Постоянная и равна номеру группы (N) |
У величивается от +1 до +7 (+8) |
|
|
Низшая степень окисления |
Не изменяется и равна (8-N) |
Увеличивается от -4 до -1 |
|
|
Простые
|
Металлические
|
Усиливаются |
Ослабевают |
|
Неметаллические свойства |
Ослабевают |
Усиливаются |
|
|
Соеди-
|
Характер
|
Усиление
|
Основный ->
Усиление кислотных свойств и ослабление основных Щёлочь -> Нерастворимое основание ->
|
Характеристика металла на примере магния.
1. Магний имеет порядковый номер в Периодической системе Z - 12 и массовое число А - 24. Соответственно заряд ядра его атома +12 (число протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно N = А - Z = 12. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме магния, тоже равно 12.
Элемент магний находится в 3-м периоде Периодической системы, значит, все электроны атома располагаются на трёх энергетических уровнях. Строение электронной оболочки атома магния можно отразить с помощью следующей схемы:
Исходя из строения атома, можно предсказать и степень окисления магния в его соединениях. В химических реакциях атом магния отдаёт два внешних электрона, проявляя восстановительные свойства, следовательно, он получает степень окисления +2.
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция (элементы IIA группы), что связано с увеличением радиусов атомов при переходе от Be к Mg и Са. Соответственно в ряду Be - Mg - Са два внешних электрона всё более удаляются от ядра, ослабевает их связь с ядром, и они всё легче покидают атом, который при этом переходит в ион М 2+ (М - металл).
2. Для магния - простого вещества - характерна металлическая кристаллическая решётка и металлическая химическая связь, а отсюда и все типичные для металлов свойства (вспомните какие).
3. Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция (объясните почему, учитывая, что металлические свойства определяются в первую очередь способностью атомов отдавать электроны).
4. Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (соседние элементы 3-го периода) (объясните почему).
5. Оксид магния MgO является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов {вспомните какие).
6. В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH) 2 , которое проявляет все характерные свойства оснований (вспомните какие).
7. Летучего водородного соединения магний не образует.
Характеристика неметалла на примере серы.
1. Сера - элемент VIA группы и 3-го периода, Z = 16, А = 32. Соответственно атом серы содержит в ядре 16 протонов и 16 нейтронов и на электронной оболочке - 16 электронов. Строение его электронной оболочки можно отразить с помощью следующей схемы:
Атомы серы проявляют как окислительные свойства (принимают недостающие для завершения внешнего уровня два электрона, получая при этом степень окисления -2, например в соединениях с металлами или менее электроотрицательными элементами-неметаллами - водородом, углеродом и т. п.), так и восстановительные свойства (отдают 2, 4 или все 6 внешних электронов более электроотрицательным элементам, например кислороду, галогенам, приобретая при этом степени окисления +2, +4, +6).
Сера - менее сильный окислитель, чем кислород, но более сильный, чем селен, что связано с увеличением радиусов атомов от кислорода к селену. По этой же причине восстановительные свойства элементов в главной подгруппе VI группы (VIA группы) при переходе от кислорода к селену усиливаются. {Дайте объяснения указанных изменений окислительных и восстановительных свойств.)
2. Сера - простое вещество, типичный неметалл. Сере свойственно явление аллотропии. Разные простые вещества, образованные химическим элементом серой, имеют различные свойства, так как кристаллическое строение их различно. Например, у ромбической серы молекулярная кристаллическая решётка состоит из циклических молекул состава S 8 , а у пластической серы молекулы представляют собой длинные открытые цепи атомов:
3. Неметаллические свойства у серы выражены слабее, чем у кислорода, но сильнее, чем у селена.
4. Неметаллические свойства у серы выражены сильнее, чем у фосфора, но слабее, чем у хлора (соседние элементы в 3-м периоде).
5. Высший оксид серы имеет формулу SO 2 . Это кислотный оксид. Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов {какие?).
6. Высший гидроксид серы - хорошо известная вам серная кислота H 2 SO 4 , раствор которой проявляет все типичные свойства кислот {какие?).
7. Сера образует летучее водородное соединение - сероводород H 2 S.
Подобные характеристики можно привести для большинства элементов-металлов и элементов-неметаллов главных подгрупп. На их основе можно составить генетические ряды металла и неметалла.
Генетический ряд металла:
Генетический ряд неметалла:
Новые слова и понятия
- План характеристики химического элемента.
- Характеристика элемента-металла.
- Характеристика элемента-неметалла.
- Генетические ряды металла и неметалла.
Задания для самостоятельной работы
- Дайте характеристику элементов: а) фосфора; б) калия.
- Запишите уравнения химических реакций, характеризующие свойства: a) MgO и SO 3 ; б) Mg(OH) 2 и H 2 SO 4 . Уравнения реакций с участием электролитов запишите также в ионной форме.
- Дайте характеристику магния - простого вещества. Какой тип связи наблюдается в нём? Какие физические свойства имеет металл магний? Запишите уравнения реакций магния со следующими веществами: а) кислородом; б) хлором Сl 2 ; в) серой; г) азотом N 2 ; д) соляной кислотой. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.
- Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: a) S 8 ; б) H 2 S? Какие физические свойства имеет наиболее устойчивая модификация серы - ромбическая сера? Запишите уравнения реакций серы со следующими веществами: а) натрием; б) кальцием; в) алюминием; г) кислородом; д) водородом; е) фтором F 2 . Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.
- Сравните свойства простого вещества кремния со свойствами простых веществ, образованных химическими элементами - соседями кремния по периоду.
- У высшего оксида какого химического элемента наиболее выражены кислотные свойства: а) азота или фосфора; б) фосфора или серы?
- Вычислите объём воздуха (примите объёмную долю кислорода в нём равной 0,2), который потребуется для сжигания 120 мг образца магния, содержащего 2% негорючих примесей.
- Вычислите объём оксида серы (IV) (н. у.), который может быть получен при сжигании 1,6 кг серы, если выход продукта составляет 80% от теоретически возможного.
Указание . Сначала по уравнению реакции рассчитайте объём оксида серы (IV) - это теоретический объём V теор, затем найдите практический объём V практ, исходя из известного выхода продукта W:
W = V практ: V теор, отсюда V практ = W V теор.
Аналогично можно найти массу продукта реакции, используя формулу:
W = m практ: m теор, отсюда m практ = W m теор.
- Можно ли утверждать, что высшему оксиду серы SO 3 соответствует сернистая кислота H 2 SO 3 ? Почему?
- Используя метод электронного баланса, определите коэффициенты в схемах химических реакций:
а) Mg + СO 2 -> MgO + С;
б) S + КСlO 3 -> КСl + SO 2 .
Закономерности изменения некоторых свойств химических элементов в ПС. ХарактеристикаВ пределах периодаВ пределах одной группы (для элементов главных подгрупп) Заряд ядра атома Увеличивается Число энергетических уровней Не изменяется Увеличивается Число электронов на внешнем энергетическом уровне Увеличивается Не изменяется Радиус атома Уменьшается Увеличивается Электроотрицательность УвеличиваетсяУменьшается Восстановительные свойства Уменьшаются Увеличиваются Металлические свойства Уменьшаются Увеличиваются
Натрий Хлор Заряд ядра Число нуклоновp=11, n=12p=17,n=18 Число электроновe=11E=17 Число энергетических уровней 33 Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Высшая степень окисления+1+7 Окислительно-восстановительные свойства Восстановитель Окислитель 1. Положение элемента в ПС и строение его атома
Натрий Хлор Оксид натрия Na2O проявляет основные свойства. Ему соответствует основание NaOH. Na 2 O + H 2 O = 2NaOH Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 Высший оксид хлора Cl2O7 является кислотным оксидом. Ему соответствует кислота HClO4. Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 Cl 2 O 7 + Na 2 O = 2NaClO 4 Cl 2 O 7 + 2NaOH = 2NaClO 4 + H 2 O
Натрий Хлор Гидроксид натрия NaOH, является сильным основанием и проявляет свойства, характерные для основания. NaOH + HCl = NaCl + H2O 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl Хлорная кислота HClO4 проявляет свойства сильной кислоты. HClO2 + KOH = KClO4 + H2O
(от др.-греч. αλλος «другой», τροπος «поворот, свойство») существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам так называемых аллотропических модификаций или аллотропических форм.др.-греч.химического элемента простых веществ
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. |
Тема урока: Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д.И. Менделеева
Цельурока: Расширить и углубить полученные знания построению атомов химических элементов из курса химии 8-гокласса.
Научить составлять план характеристики химического элемента, исходя из его положения в Периодической системе и строения атома.
Ход урока:
1. Организационный момент.
2. Повторение структуры ПСХЭ.
Закономерности изменения свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам
Химические свойства элементов (а уж тем более их соединений!) напрямую зависят от
Памятка!!! Не надо учить наизусть химические свойства каждого атома, не надо зазубривать химические реакции... ответ на любой вопрос по химии находится в .
3. Изучение нового материала.
Химические элементы в Периодической системе – это герои, и им, как и любым героям, нужно давать определенные характеристики. За основу их характеристики нужно брать Периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева. Описывать химический элемент нужно будет по 7 пунктам: во-первых необходимо указать Положение элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева и строение его атома, затем характер простого вещества, т.е. металлом или неметаллом является этот химический элемент, сравнить свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами, а также сравнить свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами, только после этого определить состав высшего оксида и его характер (основный, кислотный, амфотерный), а на основании оксида и состав высшего гидроксида, его характер (кислородсодержащая кислота, основание, амфотерный гидроксид), а для неметаллов ещё указать состав летучего водородного соединения.
Для атомов химических элементов в группах сверху вниз увеличивается заряд ядра атомов, который численно равен порядковому номеру элемента, радиус атомов тоже увеличивается, т.к. увеличивается число энергетических уровней, а число энергетических уровней определяется номером периода, при этом число электронов остается неизменным, электроны все дальше и дальше отдаляются от ядра, поэтому их становится легче отдать и восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают. При этом высшая степень окисления остается неизменной и равна номеру группы, низшая степень окисления тоже не изменяется и равна №группы – 8. В периодах слева направо заряд ядра тоже увеличивается, а радиус, наоборот, уменьшается, т.к. увеличивается число электронов на внешнем уровне, которое определяется по номеру группы и электроны крепче связаны с ядром, число энергетических уровней при этом остается неизменным. Поэтому, восстановительные свойства ослабевают, а усиливаются окислительные. Высшая степень окисления изменяется от +1 до +8: в первой группе ‒ +1, во второй ‒ +2, в третьей ‒ +3, в четвертой ‒ +4, в пятой ‒ +5, а низшая от изменяется -4 до -: в четвертой группе она равна -4, в пятой -3, в шестой -2, а в седьмой -1.
Что касается простых веществ, то металлические свойства в группах сверху вниз усиливаются, а в периодах слева направо ослабевают. Неметаллические свойства, наоборот, в группах сверху вниз ослабевают, а в периодах слева направо усиливаются.
Для соединений химических элементов характерно то, что в группах сверху вниз усиливаются основные свойства, а кислотные ослабевают. Например, в первой группе, основные свойства оксида калия выражены сильнее, чем у оксида лития, а в четверной группе у оксида кремния (IV ) кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида свинца (IV ). В периодах слева направо усиливаются кислотные свойства, а ослабевают основные. Например, у оксида магния основные свойства выражены сильнее, чем у оксида алюминия, у оксида углерода (IV ) кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида бора.
Охарактеризуем металл натрий по всем признакам. Порядковый номер натрия, т.е. клетка, в которой он стоит – 11. Массовое число – 23. Значит, заряд его ядра равен +11,
Z
= +11 (заряд ядра атома равен порядковому номеру элемента, числу протонов и числу электронов). Поэтому в атоме 11 электронов (11 ē), а число нейтронов определяется по формуле
N
=
A
–
Z
, т.е. 23 – 11 = 12, значит в атоме 12 нейтронов (12
n
).
Натрий находится в 3-ем периоде, значит, у него будет 3 энергетических уровня, на которых будут располагаться все его электроны. На первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8, на третьем, значит, – 1 электрон.
Т.к. у натрия 1 электрон на внешнем уровне, то этот элемент относится к металлам. В реакциях он будет отдавать 1 электрон, проявляя восстановительные свойства, и получать степень окисления +1.
Теперь нужно охарактеризовать натрий как простое вещество. Раз натрий – это металл, то для него характерна металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Поэтому, как и для любого металла для него характерны такие физические свойства, как металлический блеск, пластичность, тепло и – электропроводность.
Теперь нужно сравнить свойства натрия со свойствами его соседей по группе: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, т.к. в группе сверху вниз увеличивается радиус атома и электроны больше отдаляются от ядра и их становится легче оторвать.
А теперь сравнить нужно свойства натрия со свойствами его соседей по периоду: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у магния, т.к. в периодах, слева направо радиус атомов уменьшается, а число электронов на внешнем уровне увеличивается, электроны крепче связаны с ядром, поэтому их становится тяжелее оторвать, чем присоединить.
Теперь нужно составить формулу оксида натрия и определить его характер. Т.к. натрий – металл I A группы, то ему соответствует оксид натрия – Na 2 O , значит, это основный оксид и он проявляет все свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с кислотами и кислотными оксидами, с водой с образованием щёлочи.
Гидроксид натрия – это NaOH , он является щёлочью – растворимым в воде основанием. Для него будут характерны следующие свойства: реакции с кислотами и кислотными оксидами, реакции с солями.
Если натрий – металл, но он не образует летучих водородных соединений.
Охарактеризуем фосфор. Фосфор находится в клетке номер 15, т.е. порядковый номер его – 15, значит, заряд ядра его атома будет +15, а число протонов, как и число электронов равно 15: (р = 15, ē = 15). Массовое число фосфора – 31, поэтому число нейтронов будет равно 16, т.к. если мы от массового числа отнимем число протонов, то будет 16 (31 – 15 = 16). Фосфор находится в третьем периоде, значит, у него три энергетических уровня, на первом уровне 2 электрона, на втором – 8, а на третьем будет пять: (2ē, 8ē, 5ē). Т.о. на внешнем энергетическом уровне у фосфора 5 электронов.
Фосфор – это неметалл, значит, он может быть как окислителем, так и восстановителем. Как окислитель, он может присоединить 3 электрона до завершения внешнего уровня, получая при этом степень окисления -3 (Р 0 + 3 ē → Р -3 ), а как восстановитель, он может отдать 3 или 5 электронов и получить степень окисления +3 или +5 (Р 0 - 3 ē → Р +3 , Р 0 - 5 ē → Р +5 .
Фосфор – неметалл. Для него характерно явление аллотропии, как и для серы. Т.е. он может образовывать несколько простых веществ, отличающихся своими свойствами. Например, белый фосфор имеет белый цвет и молекулярную кристаллическую решетку, молекула имеет вид тетраэдра, а красный фосфор представляет собой полимер, черный фосфор является полупроводником и имеет металлический блеск.
Теперь нужно сравнить свойства фосфора и его соседей. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у мышьяка, но слабее, чем у азота, т.к. радиус у азота меньше, чем у фосфора. По сравнению с соседями по периоду, свойства фосфора выражены сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы.
Осталось составить формулу оксида и гидроксида фосфора. Высший оксид фосфора – P 2 O 5 . Это кислотный оксид, который проявляет свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с основными оксидами, основаниями и водой с образованием соответствующей кислоты.
Высший гидроксид фосфора – это фосфорная кислота, или ортофосфорная – H 3 PO 4 , она проявляет свойства, характерные для всех кислот: реагирует с металлами, основаниями и основными оксидами, с солями.
Фосфор – неметалл, поэтому имеет летучее водородное соединение – РН 3 – фосфин.
4. Закрепление: выполнение задания на стр. 9, упр. 4 – 6, индивидуальная работа по карточкам.
5. Рефлексия и подведение итогов:
Выберите из нижепредложенных утверждений, соответствующее вашему мнению и настроению, и закончите фразу согласно вашему выбору. Очередные 45 драгоценных минут моей не менее драгоценной жизни:
а) потеряны безвозвратно, так как …;
б) прошли с пользой, так как …
6. Домашнее задание: §1, составить план характеристики химического элемента с атомным номером 17, упр. 2, 7, 10.
Цель работы: научиться даватьхарактеристику химическим элементам на основе их положения в Периодической системе Д.И. Менделеева по определенному плану.
Пояснения к работе :
Периодическая система Менделеева является естественной классификацией хим.элементов по электронной структуре их атомов. Об электронной структуре атома, а значит, и свойствах элемента судят по положению элемента в соответствующем периоде и подгруппе пер системы. Закономерностями заполнения эл.уровней объясняется различное число элементов в периодах. Строгая периодичность расположения элементов в пер системе хим.элементов Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней. Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом - физический смысл периодического закона. В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возраст число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2-в первом периоде, и от 1 до 8-во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметалл. В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1.Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических. В свете учения о строении атомов становится обоснованным разделение Д.И. Менделеевым всех элементов на 7 периодов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. Поэтому s-элементы имеются во всех периодах, р-элементы - во втором и последующих, d-элементы - в четвертом и последующих и f-элементы - в шестом и седьмом периодах. Легко объяснимо и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется (d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы).У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни (это f-элементы).Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону. Различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов подгруппы марганца - по два электрона. Первые - типичные металлы, а вторые- металлы. Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F)могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп. Отсюда же следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом - физический смысл номера группы. Итак, строение атомов обусловливает две закономерности: 1) изменение свойств элементов по горизонтали - в периоде слева право ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;2) изменение свойств элементов по вертикали - в подгруппе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. В таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении горизонтали и вертикали, что определяет его свойства. Это помогает находить и писывать свойства элементов, изотопы которых получают искусственным путем. По числу энергетических уровней в электронной оболочке атома элементы делятся на семь периодов.
Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного энергетического уровня, во втором периоде - из двух, в третьем - из трех, в четвертом - из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень. В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, - атомами щелочных металлов - и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих)-атомами благородных газов. Внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I); (Не, Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I - в VII и т. д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства. Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов. Поскольку в периодической системе химических элементов Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fe-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14. Период начинается элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один s-электрон: в первом периоде это водород, в остальных-щелочные металлы. Завершается период благородным газом: первый-гелием (1s2), остальные периоды - элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную конфигурацию ns2np6. Первый период содержит два элемента: водород (Z=1) и гелий (Z= 2). Второй период начинается элементом литием (Z= 3) и завершается неоном (Z = 10). Во втором периоде восемь элементов. Третий период начинается с натрия (Z= 11), электронная конфигурация которого 1s22s22p63s1. С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного газа аргона (Z = 18), Зs- и 3p-подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона: 1s22s22p6Зs23p6. Натрий - аналог лития, аргон неона. В третьем периоде, как и во втором, восемь элементов. Четвертый период начинается калием (Z= 19), электронное строение которого выражается формулой 1s22s22p63s23p64s1. Его 19-й электрон занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии Зd-подуровня. Внешний 4s-электрон придает элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (Z = 20) 4s-подуро-вень заполнен двумя электронами: 1s22s22p63s23р64s2. С элемента скандия (Z = 21) начинается заполнение Зd-подуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень. Пять орбиталей 3d-подуровня могут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до цинка (Z = 30). Поэтому электронное строение Sc соответствует формуле 1s22s22p63s23p63d14s2, а цинка - 1s22s22p63s23p63d104s2. В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа криптона (Z=36) идет заполнение 4p-подуровня. В четвертом периоде 18 элементов. Пятый период содержит элементы от рубидия (Z=37) до инертного газа ксенона (Z = 54).Заполнение их энергетических уровней идет так же, как у элементов четвертого периода: после Rb и Sr у десяти элементов от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z=48) заполняется 4d-подуровень, после чего электроны занимают 5p-подуровень. В пятом периоде как и в четвертом, 18 элементов. В атомах элементов шестого периода цезия (Z= 55) и бария (Z = 56) заполняется 6s-подуровень. У лантана (Z= 57) один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня приостанавливается, а начинает заполняться 4f-поАуровень, семь орбиталей которого могут быть заняты 14 электронами. Это происходит у атомов элементов лантаноидов с Z = 58 - 71. Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они обладают весьма близкими химическими свойствами. С гафния (Z = 72) возобновляется заполнение d-подуровня и заканчивается у ртути (Z = 80), после чего электроны заполняют 6p-подуровень. Заполнение уровня завершается у благородного газа радона (Z= 86). В шестом периоде 32 элемента. Седьмой период - незавершенный. Заполнение электронами электронных уровней аналогично шестому периоду. После заполнения 7s-подуровня у Франция (Z = 87) и радия (Z = 88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинает заполняться 5f-подуровень 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z = 90 - 103. После 103-го элемента идет заполнение б d-подуровня: у курчатовия (Z = 104), нильсбория (Z =105), элементов Z = 106 и Z = 107. Актиноиды, как и лантаноиды, обладают многими сходными химическими свойствами. Хотя 3 d-подуровень заполняется после 4s-подуровня, в формуле он ставится раньше, так как последовательно записываются все подуровни данного уровня. В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства). 1. s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. 2. р-элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого). 3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd - нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами). 4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды. В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.
Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.
Литий ― это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы Д. И. Менделеева, элемент IA или подгруппы щелочных металлов.
Строение атома лития можно отразить так: 3Li ― 2ē, 1ē. 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 ― 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 ― 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 ― щелочь. Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями.
В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие водородные соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом ― бинарные соединения ионного типа с формулой M+H-.
Характеристика химических элементов на основании их положения в Периодической системе
Отчет по практической работе 4.
Студент______________________________________________________________________
Группа_______
Цель работы:
_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
1. элемента:_____________________________________________________
2. Положение в Периодической системе:
2.1. № элемента____
2.2. № периода____
2.3. № группы____
2.4. Подгруппа____
3. Состав атома:
3.1. Заряд ядра_____
3.2. Число протонов в ядре____
3.3. Число нейтронов в ядре____
3.4. Общее число электронов в электронной оболочке_____
3.5. Число Энергетических Уровней_____
3.6. Число валентных электронов _____
3.7. Число электронов на внешнем Энергетическом Уровне_____
4. Распределение электронов по Энергетическим Уровням:
4.1. Графическая схема:
4.2. Электронная формула:________________________________________
5. Валентные возможности:_______________
6. Класс химического элемента:______________
7. Класс простого вещества:________________
8. Формулы и характер высшего оксида и гидроксида:
8.1. Оксид:___________________________________
8.2. Гидроксид:_________________________________