Закономерности на изменение на химичните свойства на елементите и техните съединения по периоди и групи. Химия. Химични елементи – метали

Увеличаването на степента на окисление на даден елемент и намаляването на радиуса на неговия йон (в този случай намаляването на ефективния отрицателен заряд на този кислород) правят оксида по-киселинен. Това обяснява закономерната промяна в свойствата на оксидите от основни към амфотерни и по-нататък към киселинни.

1) В един период, с увеличаване на серийния номер, киселинните свойства на оксидите се увеличават и силата на съответните им киселини се увеличава.

2) В основните подгрупи периодична системапри преминаване от един елемент към друг отгоре надолу се наблюдава увеличаване на новите свойства на оксидите:

3) С увеличаване на степента на окисление на елемента, киселинните свойства на оксида се увеличават и основните отслабват.

Химични свойства на оксидите

Основни оксиди

Основните оксиди са:

Оксиди на всички метали от основната подгрупа на първата група (алкални метали Li - Fr)

Основната подгрупа на втората група, започваща с магнезий (Mg - Ra)

Оксиди на преходни метали в по-ниски степени на окисление, напр. MnO, FeO.

Повечето от основните оксиди са твърди кристални вещества с йонен характер, във възлите на кристалната решетка има метални йони, които са доста силно свързани с оксидни йони O2-, следователно оксидите на типичните метали имат високи точки на топене и кипене.

Отбелязваме една характерна черта на оксидите. Близостта на йонните радиуси на много метални йони води до факта, че в кристалната решетка на оксидите част от йоните на един метал могат да бъдат заменени с йони на друг метал. Това води до факта, че законът за постоянството на състава често не се прилага за оксидите и могат да съществуват смесени оксиди с променлив състав.

Повечето основни оксиди не се разлагат при нагряване, с изключение на оксидите на живак и благородни метали:

2HgO \u003d 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

При нагряване основните оксиди могат да реагират с киселинни и амфотерни оксиди, с киселини:

BaO + SiO 2 \u003d BaSiO 3,

MgO + Al 2 O 3 \u003d Mg (AlO 2) 2,

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O.

Оксидите на алкални и алкалоземни метали реагират директно с вода:

Подобно на други видове оксиди, основните оксиди могат да влязат в редокс реакции:

Fe 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Fe

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4FeO + O 2 \u003d 2Fe 2 + O 3

Най-много са основните оксиди активни метали(алкални и алкалоземни, започвайки с калциев оксид) при взаимодействие с вода (реакция на хидратация) образуват съответните им хидроксиди (бази). Например, когато калциевият оксид (негасена вар) се разтваря във вода, се образува калциев хидроксид - силна основа:

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Основните оксиди реагират с киселини, за да образуват съответните соли:

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

Реакцията на основни оксиди с киселинни оксиди също води до образуването на соли:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

И с амфотерни оксиди:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2

Киселинни оксиди

Повечето неметални оксиди са киселинни оксиди (CO2, SO3, P4O10). Оксидите на преходните метали в по-високи степени на окисление също проявяват предимно свойствата на киселинни оксиди, например: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Киселинните оксиди са неговите оксиди на неметали или преходни метали в високи градусиокисление и може да се получи по методи, подобни на тези за получаване на основни оксиди, например:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 + O 5

2ZnS + 3O 2 \u003d 2ZnO + 2SO 2

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O

Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Повечето киселинни оксиди реагират директно с вода, за да образуват киселини:

Най-характерни за киселинните оксиди са техните реакции с основни и амфотерни оксиди, с основи:

P 2 O 5 + Al 2 O 3 \u003d 2AlPO 4

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 ↓ + H 2 O.

По-горе беше споменато, че киселинни оксидиможе да влезе в множество редокс реакции, например:

2SO 2 +O 2 2SO 3

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O,

4CrO 3 + C 2 H 5 OH \u003d 2Cr 2 O 3 + 2CO 2 + ZN 2 O

Почти всички киселинни оксиди при взаимодействие с вода (хидратация) образуват съответните им киселинни хидроксиди (кислородсъдържащи киселини). Например, когато серен оксид (VI) се разтвори във вода, сярна киселина:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Киселинните оксиди могат да бъдат получени от съответната киселина:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Амфотерни оксиди

Амфотерност (от гръцки Amphoteros - и двете) - способността на химичните съединения (оксиди, хидроксиди, аминокиселини) да проявяват както киселинни, така и основни свойства, в зависимост от свойствата на втория реагент, участващ в реакцията.

Амфотерните оксиди реагират със силни киселини, за да образуват соли на тези киселини. Такива реакции са проява на основните свойства на амфотерните оксиди, например:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Те също реагират със силни основи, като по този начин показват своите киселинни свойства, например:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерните оксиди могат да реагират с алкали по два начина: в разтвор и в стопилка.

При реакция с алкали в стопилката се образува обикновена средна сол (както е показано в примера по-горе).

При реакция с алкали в разтвор се образува сложна сол.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В този случай се образува натриев тетрахидроксоалуминат)

Всеки амфотерен метал има свое собствено координационно число.

За Be и Zn това е 4; за и А1 е 4 или 6; за и Cr е 6 или (много рядко) 4;

Амфотерните оксиди обикновено не се разтварят във вода и не реагират с нея.

Амфотерните оксиди имат двойна природа: те са способни едновременно на реакции, включващи както основни, така и киселинни оксиди, т.е. реагира както с киселини, така и с основи:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + ZH 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + ZH 2 O \u003d 2Na [Al (OH) 4].

Амфотерните оксиди включват алуминиев оксид Al2O3, хром (III) оксид Cr2O3, берилиев оксид BeO, цинков оксид ZnO, железен оксид (III) Fe2O3 и редица други.

Идеалният амфотерен оксид е H2O вода, която се дисоциира, за да образува равни количества водородни йони (киселинни свойства) и хидроксидни йони (основни свойства). Амфотерните свойства на водата се проявяват ясно по време на хидролизата на разтворените в нея соли:

Cu 2+ + H 2 O Cu (OH) + + H +,

CO 3 2- + H 2 O HCO 3- + OH -.

Модели на промени в свойствата на химичното вещество

елементи и техните съединения по периоди и групи

Химичните свойства на елементите (и още повече на техните съединения!) Пряко зависят от структурата на атома.

Няма нужда да запомняте химичните свойства на всеки атом, няма нужда да запомняте химична реакция... отговорът на всеки въпрос в химията е в периодичната таблица на елементите.

Как се променят електронните конфигурации, p-елементите (по групи и периоди) и d-елементите, също могат да бъдат прочетени отделно.

Нека да видим как свойствата на химичните елементи се променят в групи и периоди.

1. Промени в свойствата на химичните елементи и техните съединения в групи:

В групите всички елементи имат подобна електронна структура. Няма разлики в запълването на външното енергийно ниво с електрони.

• Промяна на размера на атомотгоре надолу в група атомни радиуси нараства!

Какво означава това? Означава, че

1) външните електрони се привличат към ядрото на атома все по-слабо;

2) способността на атома се увеличава даряват електрони.

3) способност да отдава електрони = метални свойства, т.е.

• Увеличава се в групи отгоре надолуметални свойстваелементи
• засилват се основни свойстватехните съединения

Промени химични свойстваелементи и техните съединения в периоди:

В периоди се наблюдава малко по-различна картина:

1)Отляво надясно на точки атомните радиуси намаляват ;

2) в този случай броят на електроните на външния слой се увеличава;

3) електроотрицателност на елементите = неметални свойствасе увеличава

• В периоди отляво надясно нарастваненеметални свойства на елементите, електроотрицателност;
• киселинните свойства на техните съединения се засилват

Въз основа на тези съображения се оказва, че титлата "Крал на неметалите" се присъжда на нас ... (барабанно свирене) ... Е! До него има дори кислород (O). положителна степенОкисляване: OF2 е безцветен отровен газ с неприятна миризма.

И така, нека обобщим:

С увеличаване на заряда на ядрото на атомите се наблюдава постепенна промяна на свойствата от метални към типично неметални, което е свързано с увеличаване на броя на електроните на външно енергийно ниво.

Има и елементи, които образуват т.нар амфотерни съединения. Те проявяват както метални, така и неметални свойства.

Част I

2. Метали в опит да се получи пълен външен електронен слой на атомадаряват външните си електрони, а неметалите приемат липсващите електрони до 8.

3. В група с увеличаване на поредния номер на елементитеметалните свойства се подобряват, а неметалните свойства се отслабват, защото:
1) броят на енергийните нива се увеличава
2) броят на електроните във външното ниво е постоянен
3) радиусът на атома се увеличава

4. В период с нарастване на поредния номер на елементитенеметалните свойства се подобряват, а металните свойства се отслабват, защото:
1) броят на електроните във външното ниво се увеличава
2) постоянен брой нива
3) зарядът на атомните ядра се увеличава

5. Попълнете таблицата "Свойства на химичните елементи", като посочите засилването или отслабването на свойствата в редицата.

Част II

1. Изберете символите на неметалните химични елементи. От буквите, съответстващи на верните отговори, ще съставите името на изключително токсичен, бледожълт газ с остра миризма: флуор.

2. Верни ли са следните твърдения?
А. В период отляво надясно радиусът на атома се увеличава.
B. Радиусът на атома намалява отдолу нагоре в групата.
3) само B е вярно.

3. Оградете знака за по-голямо или по-малко за метални свойства в първия случай и неметални свойства във втория.

4. Направете кръстословица на тема "Благородни газове" с помощта на Интернет.

1. Този инертен газ се използва в енергоспестяващи крушки
2. Балоните се пълнят с този газ, той е най-лекият сред инертните газове.
3. Този инертен газ е третият по големина компонент на въздуха след азота и кислорода, най-разпространеният инертен газ в земната атмосфера.
4. Кога нормални условия- безцветен инертен газ; радиоактивни, могат да представляват опасност за здравето и живота.
5. Тръбите, пълни със смес от този газ и азот, при преминаване на електрически разряд през тях дават червено-оранжево сияние и затова се използват широко в рекламата.
6. Вертикално в оцветените клетки ще получите името на първия инертен газ, за ​​който са получени истински химични съединения.

5. Играйте тик-так. Покажете печелившата пътека, която изграждат електронните вериги на атомите:

6. Изградете графика на зависимостта на серийните номера на химичните елементи от един период от радиусите на техните атоми, като условно вземете промяната в радиусите на съседните елементи като 1. Направете заключение:
Радиусите на атомите в рамките на периодите намаляват с увеличаване на серийния номер.

7. Изградете графика на зависимостта на серийните номера на химичните елементи от една група от радиусите на техните атоми, като условно вземете промяната в радиусите на съседните елементи като 1. Направете заключение:
В рамките на една група радиусите на атомите се увеличават с увеличаване на серийния номер.

Лекция: Закономерности на изменение на свойствата на елементите и техните съединения по периоди и групи

Руският учен Д. И. Менделеев работи успешно в много области на науката. Той обаче е най-известен с уникалното откритие на периодичния закон на химичните елементи през 1869 г. Първоначално той звучи така: „Свойствата на всички елементи и поради качеството на простите и сложните вещества, които образуват, са в периодична зависимост от тяхното атомно тегло.

В момента текстът на закона е различен. Факт е, че по време на откриването на закона учените нямаха представа за структурата на атома и теглото на химичния елемент беше взето като атомно тегло. Впоследствие, активно изучаване на атома и получаване на нова информация за неговата структура, беше получен закон, който е актуален днес: „Химични свойства на атомите. елементи и образувани от тях прости веществав периодична зависимост от зарядите на ядрата на техните атоми.

Законът е изразен и графично. Таблицата го показва ясно:

Периодичната таблица на D.I. Менделеев

На този урокще се научим да извличаме от него важна и необходима информация за разбиране на науката. В него виждате линии. Това периоди. Общо са седем. Спомнете си от предишния урок, че номерът на всеки период показва броя на енергийните нива, в които се намират електроните на атома на химичния елемент. Например натрият (Na) и магнезият (Mg) са в третия период, което означава, че техните електрони са разположени на три енергийни нива. Всички периоди, с изключение на 1-ви, започват с алкален метал и завършват с благороден газ.

Електронна конфигурация:

алкален метал - ns 1,

благороден газ - ns 2 p 6, с изключение на хелий (He) - 1s2.

Където н - е номерът на периода.

Виждаме и вертикални колони в таблицата - това са групи. В някои таблици можете да видите 18 групи, номерирани с арабски цифри. Тази форма на таблицата се нарича дълга, тя се появи след откриването на разликите между d-елементите и s- и p-елементите. Но традиционната, създадена от Менделеев, е кратката форма, където елементите са групирани в 8 групи, номерирани с римски цифри:

И така, каква информация ни дават номерата на групите? От числото откриваме броя на електроните, които образуват химични връзки. Те се наричат валентност. 8 групи са разделени на две подгрупи: основна и странична.

Електроните на s- и p-поднивата влизат в главното. Това са подгрупи IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA и VIIA. Например алуминият (Al) - елемент от главната подгрупа на III група има ... 3s 2 3p 1 валентни електрони.

Елементите, разположени в странични подгрупи, съдържат електрони от d - подниво. Отстрани са групи IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB и VIIIB. Например манганът (Mn) е елемент от основната подгрупа VII групаима …3d 5 4s 2 валентни електрона.

В кратката таблица s-елементите са в червено, p-елементите в жълто, d-елементите в синьо и f-елементите в бяло.

• Каква друга информация можем да извлечем от таблицата? Можете да видите, че на всеки елемент е присвоен сериен номер. И това не е случайно. Съдейки по броя на даден елемент, можем да съдим за броя на електроните в атома на даден елемент. Например, калций (Ca) е номер 20, което означава, че има 20 електрона в неговия атом.

От таблицата може да се направи и следното заключение: колкото по-голям е поредният номер на елемента, толкова по-малък е радиусът на атома. Защо? Факт е, че с увеличаване на общия брой електрони се наблюдава намаляване на радиуса на атома. Колкото повече електрони, толкова по-висока е енергията на тяхното свързване с ядрото. Например, ядрото на фосфорен (P) атом задържа електроните на своето външно ниво много по-силно от ядрото на натриев (Na) атом, който има един електрон във външното ниво. И ако атомите на фосфора и натрия реагират, фосфорът ще вземе този електрон от натрия, защото фосфорът е по-електроотрицателен. Този процес се нарича електроотрицателност. Не забравяйте, че когато се движите надясно по един ред от елементи на таблицата, тяхната електроотрицателност се увеличава, а в рамките на една подгрупа намалява. За това свойство на елементите ще говорим по-подробно в следващите уроци.

Помня:

• увеличаване на ядрения заряд и намаляване на атомния радиус;
• увеличаване на броя на външните електрони;
• повишаване на йонизацията и електроотрицателността;
• повишаване на неметалните окислителни свойства и намаляване на металните редуциращи свойства;
• повишаване на киселинността и намаляване на основността на хидроксидите и оксидите.

• увеличаване на ядрения заряд и увеличаване на атомния радиус;
• намаляване на йонизацията и електроотрицателността;
• намаляване на неметалните окислителни свойства и увеличаване на металните редуциращи свойства;
• повишаване на основността и намаляване на киселинността на хидроксиди и оксиди.

Йонизацияе процес на превръщане на атоми в йони (положително заредени катиони или отрицателно заредени аниони) по време на химическа реакция.

Електроотрицателносте способността на атомаДа се привличане на електрон от друг атом по време на химическа реакция.

Окисляване- процесът на прехвърляне на електрон от атом на редуциращ агент (донор на електрони) към окисляващ атом (акцептор на електрони) и повишаване на степента на окисление на атома на веществото.

• с висока електроотрицателност на даден елемент, той привлича по-силно електрони към себе си и неговите атоми придобиват отрицателна степенокисляване (например флуорът винаги има степен на окисление - 1);
• при ниска електроотрицателност елементът отдава електрони и придобива положително състояние на окисление (всички метали имат + степен, например калий +1, калций +2, алуминий +3);
• атоми на прости вещества, състоящи се от един елемент, имат атоми с висока и свободни атоми имат нулева степен.

Съвременна формулировка Периодичен закон : свойствата на простите вещества, както и формите и свойствата на съединенията на елементите, са в периодична зависимост от големината на заряда на ядрата на техните атоми (пореден номер).

Периодичните свойства са например радиусът на атома, йонизационната енергия, афинитетът към електрона, електроотрицателността на атома и някои физични свойстваелементи и съединения (точки на топене и кипене, електропроводимост и др.).

Изразът на периодичния закон е

периодична таблица на елементите .

Най-често срещаната версия на кратката форма на периодичната система, в която елементите са разделени на 7 периода и 8 групи.

Понастоящем са получени ядрата на атоми на елементи до номер 118. Името на елемента с пореден номер 104 е рутерфордий (Rf), 105 е дубний (Db), 106 е сеаборгий (Sg), 107 е борий. (Bh), 108 е хасиум (Hs ), 109 – мейтнерий ( Mt), 110 - darmstadtium (Ds), 111 - roentgenium (Rg), 112 - copernicium (Cn).
На 24 октомври 2012 г. в Москва, в Централния дом на учените на Руската академия на науките, се проведе тържествена церемония по именуване на 114-ия елемент „Флеровий“ (Fl), а на 116-ия – „Ливерморий“ (Lv).

Периодите 1, 2, 3, 4, 5, 6 съдържат съответно 2, 8, 8, 18, 18, 32 елемента. Седмият период не е завършен. Извикват се периоди 1, 2 и 3 малъкостатъка - голям.

В периоди отляво надясно металните свойства постепенно отслабват и неметалните се увеличават, тъй като с увеличаване на положителния заряд на ядрата на атомите броят на електроните във външния електронен слой се увеличава и намаляването на атомните радиуси е наблюдаваното.

В долната част на таблицата има 14 лантанида и 14 актинида. IN напоследъклантанът и актиният бяха класифицирани съответно като лантаниди и актиниди.

Групите са разделени на подгрупи - основен,или подгрупи А и страна,или подгрупа Б. Подгрупа VIII B - специален, съдържа триадиелементи, които съставляват семействата на желязото (Fe, Co, Ni) и платиновите метали (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Отгоре надолу, в основните подгрупи, металните свойства се увеличават, а неметалните свойства отслабват.

Номерът на групата, като правило, показва броя на електроните, които могат да участват в образуването на химични връзки. Ето какво физически смисългрупови номера. За елементи от вторични подгрупи валентните електрони са не само външните, но и предпоследните слоеве. Това е основната разлика в свойствата на елементите на главните и вторичните подгрупи.

Периодична система и електронни формули на атомите

За да се предвидят и обяснят свойствата на елементите, е необходимо да можете да пишете електронна формулаатом.

В атом, разположен в основно състояние, всеки електрон заема свободна орбитала с най-ниска енергия. Енергийното състояние се определя основно от температурата. Температурата на повърхността на нашата планета е такава, че атомите са в основно състояние. При високи температури други състояния на атомите, които се наричат възбуден.

Последователността на енергийните нива във възходящ ред на енергия е известна от резултатите от решаването на уравнението на Шрьодингер:

1s< 2s < 2p < 3s < Зр < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 5d 4f < 6p.

Помислете за електронните конфигурации на атомите на някои елементи от четвъртия период (фиг. 6.1).



Ориз. 6.1. Разпределението на електроните по орбиталите на някои елементи от четвъртия период

Трябва да се отбележи, че има някои функции в електронна структураатоми на елементи от четвъртия период: за атоми Cr и C u с 4 с-черупката съдържа не два електрона, а един, т.е "провал" външенс -електрон към предишния d-черупка.

Електронни формули на 24 Cr и 29 Cu атоми може да се представи по следния начин:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .

Физическата причина за „нарушаването” на реда на запълване е свързана с различната проникваща способност на електроните във вътрешните слоеве, както и с особената стабилност на електронните конфигурации d 5 и d 10 , f 7 и f 14 .

Всички елементи са разделени на четири вида

:

1. При атоми s-елементиизпълнен със s - черупки от външен слой ns . Това са първите два елемента от всеки период.

2. При атоми р-елементиелектроните запълват p-обвивките на външното ниво np . Те включват последните 6 елемента от всеки период (с изключение на първия и седмия).

3. Правете d-елементиизпълнен с електрони d - подниво на второто външно ниво ( n-1)d . Това са елементи от интеркалирани десетилетия от големи периоди, разположени между тях s- и p-елементи.

4. Правете f-елементи изпълнен с електрони f - подниво на третото външно ниво ( n-2)f . Това са лантанидите и актинидите.

Промени в киселинно-алкалните свойства на съединенията на елементите по групи и периоди на периодичната система
(схема на Косел)

За да обясни естеството на промяната в киселинно-алкалните свойства на съединенията на елементите, Косел (Германия, 1923 г.) предложи да се използва проста схема, основана на предположението, че в молекулите съществува чисто йонна връзка и че между йоните се осъществява взаимодействие на Кулон. Схемата на Косел описва киселинно-алкалните свойства на съединенията, съдържащи E–H и E–O–H връзки, в зависимост от заряда на ядрото и радиуса на елемента, който ги образува.

Схема на Косел за два метални хидроксида (за молекули LiOH и KOH ) е показано на фиг. 6.2. Както се вижда от представената схема, йонният радиус Li + по-малък от йонния радиус К+ и OH - групата е по-силно свързана с литиевия йон, отколкото с калиевия йон. В резултат КОН ще бъде по-лесно да се дисоциира в разтвор и основните свойства на калиевия хидроксид ще бъдат по-изразени.



Ориз. 6.2. Схема на Косел за молекули LiOH и KOH

По подобен начин може да се анализира схемата на Косел за две бази CuOH и Cu(OH) 2 . Тъй като радиусът на Cu йона 2+ по-малко и зарядът е по-голям от този на йон Cu + OH - - групата ще бъде по-силна да задържи Cu 2+ йона .
В резултат на това основата Cu(OH)2 ще бъде по-слаб от CuOH.

По този начин, силата на основата се увеличава с увеличаване на радиуса на катиона и неговия положителен заряд намалява .

Схема на Косел за двете аноксикиселини HCl и HI показано на фиг. 6.3.



Ориз. 6.3. Схема на Косел за HCl и HI молекули

Тъй като радиусът на хлоридния йон е по-малък от този на йодидния йон, йонът Н + по-силно свързана с аниона в молекулата на солната киселина, която ще бъде по-слаба от йодоводородна киселина. По този начин силата на аноксичните киселини се увеличава с увеличаване на радиуса на отрицателния йон.

Силата на кислородсъдържащите киселини се променя по обратния начин. Той се увеличава с намаляване на радиуса на йона и с увеличаване на неговия положителен заряд. На фиг. 6.4 показва схемата на Косел за две киселини HClO и HClO4.



Ориз. 6.4. Схема на Косел за HClO и HClO 4

Йон С1 7+ е силно свързан с кислородния йон, така че протонът ще бъде по-лесно отделен в молекулата на HClO 4 . В същото време връзката на йона С1+ с O йон 2- по-малко силен и в молекулата на HClO протонът ще бъде по-силно задържан от O аниона 2-. В резултат на това HClO 4 е по-силна киселина от HClO.

По този начин, повишаването на степента на окисление на даден елемент и намаляването на радиуса на йона на елемента засилват киселинния характер на веществото. Напротив, намаляването на степента на окисление и увеличаването на радиуса на йона подобряват основните свойства на веществата.

Примери за решаване на проблеми

Съставете електронни формули на циркониевия атом и йони O 2–, Al 3+, Zn 2+ . Определете към какъв тип елементи принадлежат атомите Zr, O, Zn, Al.

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2,

O 2– 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10,

Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zr - d-елемент, O - p-елемент, Zn - d-елемент, Al - p-елемент.

Подредете атомите на елементите по ред на нарастване на енергията на йонизация: K, Mg, Be, Ca. Обосновете отговора.

Решение. Йонизационна енергияе енергията, необходима за отделяне на електрон от атом в основно състояние. В периода отляво надясно йонизационната енергия се увеличава с увеличаване на ядрения заряд, в основните подгрупи отгоре надолу тя намалява, тъй като разстоянието от електрона до ядрото се увеличава.

По този начин стойността на йонизационната енергия на атомите на тези елементи се увеличава в серията K, Ca, Mg, Be.

Подредете атомите и йоните във възходящ ред на техните радиуси: Ca 2+ , Ar, Cl – , K + , S 2– . Обосновете отговора.

Решение. За йони, съдържащи същия брой електрони (изоелектронни йони), радиусът на йона ще се увеличи с намаляване на положителния и увеличаване на неговия отрицателен заряд. Поради това радиусът нараства в серията Ca 2+ , K + , Ar, Cl – , S 2– .

Определете как се променят радиусите на йони и атоми в серията Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + и Na, Mg, Al, Si, P, S.

Решение. В серията Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + радиусът на йоните се увеличава, тъй като броят на електронните слоеве се увеличава в йони със същия знак с подобна електронна структура.

В серията Na, Mg, Al, Si, P, S радиусът на атомите намалява, тъй като при същия брой електронни слоеве в атомите зарядът на ядрото се увеличава и следователно привличането на електрони от ядрото .

Сравнете силата на киселините H 2 SO 3 и H 2 SeO 3 и основите Fe (OH) 2 и Fe (OH) 3.

Решение. Според схемата на Косел H 2 SO 3 по-силна киселина от H 2 SeO 3 , тъй като йонният радиус Se4+ по-голям от йонния радиус S 4+, следователно връзката S 4+ - O 2– е по-силен от връзката Se 4+ - O 2-.

Според схемата на Косел Fe(OH)

2 по-силна основа, тъй като радиусът на Fe йона 2+ повече от Fe йон 3+ . Освен това зарядът на Fe йона 3+ повече от Fe йона 2+ . В резултат на това връзката Fe 3+ – O 2– е по-силен от Fe 2+ - O 2- и OH йон - лесно се разделят в молекулата Fe(OH)2.

Задачи за самостоятелно решаване

6.1.Съставете електронни формули на елементи с ядрен заряд +19, +47, +33 и в основно състояние. Посочете към какъв тип елементи принадлежат. Какви степени на окисление са характерни за елемент с ядрен заряд +33?




6.2.Съставете електронната формула на йона Cl – .