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. |
Графическим изображением Периодического закона является Периодическая система (таблица). Горизонтальные ряды системы называют периодами, а вертикальные столбцы – группами.
Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.
В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.
Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.
Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:
— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;
— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.
План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе
Обычно характеристику химического элемента на основании его положения в Периодической системе дают по следующему плану:
— указывают символ химического элемента, а также его название;
— указывают порядковый номер, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;
— 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);
— сравнивают свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами;
— сравнивают свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами;
— 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 магния (Mg)
Рассмотрим характеристику химического элемента на примере магния (Mg) согласно плану, описанному выше:
1. Mg – магний.
2. Порядковый номер – 12. Элемент находится в 3 периоде, в II группе, А (главной) подгруппе.
3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (массовое число), e=12 (число электронов), p=12 (число протонов), n=24-12=12 (число нейтронов).
4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 .
5. Основное состояние
Возбужденное состояние
6. s-элемент, металл.
7. Высший оксид – MgO — проявляет основные свойства:
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2
В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH) 2 , которое проявляет все типичные свойства оснований:
Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O
8. Степень окисления «+2».
9. Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция.
10. Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (соседние элементы 3-го периода).
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Охарактеризуйте химический элемент серу на основании её положения в Периодической системе Д.И. Менделеева |
| Решение | 1. S – сера.
2. Порядковый номер – 16. Элемент находится в 3 периоде, в VI группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=16 (заряд ядра), M=32 (массовое число), e=16 (число электронов), p=16 (число протонов), n=32-16=16 (число нейтронов). 4. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 3p 4 . 5. Основное состояние Возбужденное состояние 6. p-элемент, неметалл. 7. Высший оксид – SO 3 — проявляет кислотные свойства: SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4 8. Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H 2 SO 4 , проявляет кислотные свойства: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 9. Минимальная степень окисления «-2», максимальная – «+6» 10. Неметаллические свойства у серы выражены слабее, чем у кислорода, но сильнее, чем у селена. 11. Неметаллические свойства у серы выражены сильнее, чем у фосфора, но слабее, чем у хлора (соседние элементы в 3-м периоде). |
ПРИМЕР 2
| Задание | Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании её положения в Периодической системе Д.И. Менделеева |
| Решение | 1. Na – натрий.
2. Порядковый номер – 11. Элемент находится в 3 периоде, в I группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=11 (заряд ядра), M=23 (массовое число), e=11 (число электронов), p=11 (число протонов), n=23-11=12 (число нейтронов). 4. 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 1 . 5. Основное состояние 6. s-элемент, металл. 7. Высший оксид – Na 2 O — проявляет основные свойства: Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 В качестве гидроксида натрию соответствует основание NaOH, которое проявляет все типичные свойства оснований: 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 8. Степень окисления «+1». 9. Металлические свойства у натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия. 10. Металлические свойства у натрия выражены сильнее, чем у магния (соседний элемент 3-го периода). |
Вопрос 1.
А) Характеристика фосфора.
1. Фосфор - элемент пятой группы и третьего периода, Z = 15,
Соответственно, атом фосфора содержит в ядре 15 протонов, 16
Нейтронов и 15 электронов. Строение его электронной оболочки
Можно отразить с помощью следующей схемы:
15Р 2ё; 8ё; 5ё.
Атомы фосфора проявляют как окислительные свойства (принимают недостающие для завершения внешнего уровня три электрона, получая при этом степень окисления -3, например, в соединениях с менее электроотрицательными элементами - металлами, водородом и т. п.) так и восстановительные свойства (отдают 3 или 5 электронов более электроотрицательным элементам - кислороду, галогенам и т. п., приобретая при этом степени окисления +3 и+5.)
Фосфор менее сильный окислитель, чем азот, но более сильный, чем мышьяк, что связано с ростом радиусов атомов от азота к мышьяку. По этой же причине восстановительные свойства, наоборот, усиливаются.
2. Фосфор- простое вещество, типичный неметалл. Фосфору свойственно явление аллотропии. Например, существуют аллотропные модификации фосфора такие, как белый, красный и черный фосфор, которые обладают разными химическими и физическими свойствами. 3. Неметаллические свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка (соседние элементы в группе).
4. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы (соседние элементы в периоде). 5. Высший оксид фосфора имеет формулу Р205. Это кислотный оксид. Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов. Так, например, при взаимодействии его с водой получается фосфорная кислота.
Р205 + ЗН20 =*2Н3Р04.
При взаимодействии его с основными оксидами и основаниями он дает соли.
Р205 + 3MgO = Mg3(P04)2; Р205 + 6КОН = 2К3Р04+ ЗН20.
6. Высший гидроксид фосфора - фосфорная кислота Н3Р04,
Раствор которой проявляет все типичные свойства кислот:
Взаимодействие с основаниями и основными оксидами:
Н3Р04 + 3NaOH = Na3P04 + ЗН20. 2Н3Р04 + ЗСаО = Ca3(P04)2i + ЗН20.
7. Фосфор образует летучее соединение Н3Р - фосфин.
Б) Характеристика калия.
1. Калий имеет порядковый номер 19, Z = 19 и относительную
Атомную массу А,(К) = 39. Соответственно заряд ядра его атома +19
(равен числу протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре
Равно 20. Так как атом электронейтрален, то число электронов,
Элемент калий находится в четвертом периоде периодической системы, значит, все электроны располагаются на четырех энергетических уровнях. Таким образом, строение атома калия записывается так:
19К: 2ё; 8ё; 8ё; 1ё.
Исходя из строения атома, можно предсказать степень окисления калия в его соединениях. Так как в химических реакциях атом калия отдает один внешний электрон, проявляя восстановительные свойства, следовательно, он приобретает степень окисления +1.
Восстановительные свойства у калия выражены сильнее, чем у натрия, но слабее, чем у рубидия, что связано с ростом радиусов от Na к Rb.
2. Калий - простое вещество, для него характерна металлическая
Кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а
Отсюда - и все типичные для металлов свойства.
3. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у натрия, но слабее, чем у рубидия, т. к. атом калия легче отдает электрон, чем атом натрия, но труднее, чем атом рубидия.
4. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у кальция, т. к. один электрон атома калия легче оторвать, чем два электрона атома кальция.
5. Оксид калия КгО является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
К20 + 2НС1 = 2КС1+Н20; К20 + S03 = K2S04.
6. В качестве гидроксида калию соответствует основание (щелочь) КОН, которое проявляет все характерные свойства оснований: взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
KOH+HNO3 = KN03+H20; 2KOH+N205 = 2KN03+H20.
7. Летучего водородного соединения калий не образует, а образует гидрид калия КН.
Вопрос 2.
А) MgO - основной оксид, S03 - кислотный оксид.
1) MgO + S03 = MgS04;
2) MgO + 2HNO3 = Mg(N03)2 + H20;
3) MgO + 2H+ = Mg + + H20; 2RbOH + S03 = Rb2S04 + H20; S03 + 20РГ = S04 ~ + H20.
Б) Mg(OH)2 - основной гидроксид, H2S04 - кислотный гидроксид.
1) Mg(OH)2 + H2S04 = MgS04 + 2H20; OH~ + H+ = H20;
2) Mg(OH)2 + S03 = MgS04 + H20; S03 + 20РГ = H20 + S04"; I) H2b04 + Na20 = Na2b04 + H20; Na20 + 2H = 2Na + H20.
Вопрос 3.
Магний - простое вещество, для него характерна металлическая кристаллическая решетка; он обладает металлическим блеском, электропроводностью.
A) 2Mg + 02 = 2MgO
6) Mg + Cl2 = MgCl2 Mg°-2e = Mg2+ 1
Вопрос 4.
Аллотропия - явление существования химического элемента в
Виде нескольких простых веществ, различных по строению и
Свойствам (так называемых аллотропных форм).
А) В молекулах состава S8 реализуется ковалентно-неполярный тип
Связи (т. е. не происходит смещения электронной пары, образующей
Б) В молекулах состава H2S реализуется ковалентно-полярный тип связи, т. к. происходит смещение электронной пары к более электроотрицательному атому - сере (S).
Н->S <- Н
Физические свойства ромбической серы (S8):
Вещество лимонно-желтого цвета, устойчивое до t = 95,6°С, растворяется в сероуглероде (CS2), анилине, бензоле, феноле. Уравнения реакций:
A) 2Na + S = Na2S
Восстановитель
Са°-2" =еСа2+
B)S2Al + 3l=Al2S3 А1°-Зё=А12
Е) S + 3F2 = SF6 6
1 - восстановитель 1 - окислитель
Восстановитель 1 - окислитель
1 - восстановитель 3 - окислитель
Вопрос 5.
Неметаллические свойства кремния выражены слабее, чем у фосфора, но сильнее, чем у алюминия.
Вопрос 6.
А) У азота кислотные свойства выражены сильнее, чем у фосфора,
Т. к. в группах сверху вниз происходит усиление основных и
Ослабление кислотных свойств.
Б) У серы кислотные свойства выражены сильнее, чем у фосфора,
Т. к. в периодах слева направо происходит усиление кислотных и
Ослабление основных свойств.
Вопрос 7. Дано : Ti(0 2) = 0,2; m(Mg) = 0,12г; Юм8(примеси) = 2 %. Найти : V (воздуха)
Р^ние : 1. Найдем массу магния без примеси: тчистый(Ме) = т(Ме) - т(Ме)-Юм0 (примеси); тчистый (Mg) =0,121-0,12г-0,02 = 0,1176г.
2. Запишем уравнение реакции сжигания магния. ОД 176 г.
2Mg + 02 = 2MgO,
У=2моль; у=1моль;
М = 24 г/моль; Vv = 22,4 л/моль;
Шуравнению реакции составим пропорцию: 48 г -22,4 л 0,1176 г -хл
Х = °"1176"22"4 = 0,05488 л. 48
Следовательно, 0,05488 л чистого кислорода требуется на сжигание
0,1176 г магния.
3. Найдем объем воздуха, который потребуется на сжигание магния:
У(воздуха) = X(°ll = 0,05488 = 0,2744 л.
Ответ : У(воздуха) = 0,2744 л.
Вопрос 8.
Дано : m(S) = 1.6 кг -1600 г.
Найти : V(S02)
Решение : 1. Запишем уравнение реакции сжигания серы в кислороде.
1 £(\(\ Г VTT
1. Дайте характеристику элементов: а) фосфора; б) калия.
2. Запишите уравнения химических реакций, и характеризующие свойства: Уравнения реакций с участием электролитов запишите также в ионной форме.
3. Дайте характеристику магния - простого вещества. Какой тип связи наблюдается в нем? Какие физические свойства имеет металл магний? Запишите уравнения реакция магния со следующими веществами: а) кислородом; б) хлором Cl2; в) серой; г) азотом N2; д) соляной кислотой. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.
Магний— простое вещество, дня него характерна металлическая кристаллическая решетка; он обладает металлическим блеском, электропроводностью.
4. Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: a) S8; б) H2S? 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 F2. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.
Аллотропия — явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам (так называемых аллотропных форм).
5. Сравните свойства простого вещества кремния со свойства-ми простых веществ, образованных химическими элементами — соседями кремния по периоду.
Неметаллические свойства кремния выражены слабее, чем у фосфора, но сильнее, чем у алюминия.
6. У высшего оксида какого химического элемента наиболее выражены кислотные свойства: а) азота или фосфора, б) фосфора или серы?
а) У азота кислотные свойства выражены сильнее, чем у фосфора, т. к. в группах сверху вниз происходит усиление основных и ослабление кислотных свойств.
б) У серы кислотные свойства выражены сильнее, чем у фосфора, т. к. в периодах слева направо происходит усиление кислотных и ослабление основных свойств.
7. Вычислите объем воздуха (примите объемную долю кислорода в нем равной 0,2), который потребуется для сжигания 120 мг образца магния, содержащего 2% негорючих примесей.
8. Вычислите объем оксида серы (IV) (н. у.), который может быть получен при сжигании 1,6 кг серы, если выход продукта составляет 80% от теоретически возможного.
9. Можно ли утверждать, что высшему оксиду серы SO3 соответствует сернистая кислота H2SO3? Почему?
Слайд 2
1. Характеристика неметалла на примере азота
Положение N в Периодической системе и строение его атома а) Положение N в Периодической системе N порядковый номер – 7 2 (малый) период, V группа, главная подгруппа
Слайд 3
б) Состав атома P+ = 7 (порядковый номер) ē = P+ = 7 n0 = Ar - № = 14-7=7
Слайд 4
в) строение атома N: Число энергетических уровней = номеру периода = 2 Число ē на последнем уровне = номеру группы, в котором находится элемент, т.е. 5. N+7)) 1s2 2s2 2p3 2 5 2 2 3
Слайд 5
У атома азота на внешнем электронном слое находится 5 электронов, до завершения не хватает 3 электрона (8-5), атом азота может и принимать, и отдавать электроны в химических реакциях, проявляя как окислительные, так и восстановительные свойства. N0 + 3 ē → N-3(восстановление, окисилитель) N0 - 5ē→N+5(окисление, восстановитель)
Слайд 6
Электроотрицательность – способность атомов химических элементов оттягивать к себе электроны атомов. Самый электроотрицательный элемент- F, затем O, затем N. Азот – третий по электроотрицательности элемент.
Слайд 7
Слайд 8
2. Сравнение свойств атома азота со свойствами атомов – соседей по группе и периоду
R ат(N) R ат (N) > R ат (O) Атомы азота проявляют более сильные окислительные свойства, т.к. обладают: а) меньшим R ат, чем атомы С б) и большим числом ē Но азот менее сильный окислитель, чем кислород.
Слайд 9
3. Простое вещество азот – N2 – неметалл
N2- к.н.п, газ. Неметаллические свойства простого вещества азота выражены сильнее, чем у фосфора. Неметаллические свойства простого вещества азота выражены сильнее, чем у углерода, но слабее, чем у простого вещества укислорода.
Слайд 10
4. Высший оксид – N2O5
Кислотный. Взаимодействует с Основаниями Основными оксидами водой
Слайд 11
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O – р.обмена N2O5 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + 2NO3- + H2O N2O5 + 2OH- = 2NO3- + H2O N2O5 + MgO = Mg(NO3)2 – р. соединения N2O5 + Н2О = 2HNO3 - р. соединения
Слайд 12
5. Высший гидроксид - HNO3 - кислота
Взаимодействует с Основаниями Основными оксидами Солями металлами
Слайд 13
2HNO3+Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 + 2H2O – р.обмена, 2HNO3 + СaO = Ca(NO3)2 + H2O – р. обмена 2HNO3 + Na2SiO3 = 2NaNO3 + H2SiO3 ↓ - р. обмена
Слайд 14
6. NH3 - летучее водородное соединение
Слайд 15
Генетический ряд азота
N2→ N2O5 → HNO3 →NaNO3
Слайд 16
Закрепление знаний. Тестирование
1. Заряд ядра атома азота равен числу а) протонов б)электронов во внешнем электронном слое в) нейтронов г)энергетических уровней