Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам. Химия. Химические элементы — металлы

Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на этоме кислорода) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.

1) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

2) В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление новых свойств оксидов:

3) При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные

Химические свойства оксидов

Основные оксиды

К основным оксидам относятся:

Оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li - Fr)

Главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg - Ra)

Оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.

Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

ВаО + SiO 2 = ВаSiO 3 ,

МgО + Аl 2 О 3 = Мg(AlO 2) 2 ,

ZnО + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe 2 O 3 +2Al = Al 2 O 3 + 2Fe

3CuO+2NH 3 = 3Cu + N 2 +3H 2 O

4FeO+O 2 = 2Fe 2 + O 3

Основные оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с оксида кальция) при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им гидроксиды (основания). Например, при растворении оксида кальция (негашёной извести) в воде образуется гидроксид кальция – сильное основание:

СаO + H 2 O → Са(OH) 2

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соответствующие соли:

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

К образованию солей также приводит реакция основных оксидов с кислотными оксидами:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

И с амфотерными оксидами:

Li 2 O+Al 2 O 3 → 2LiAlO 2

Кислотные оксиды

Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (CO2, SO3, P4O10). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Кислотные оксиды представляют ее оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

4P+5O 2 = 2P 2 + O 5

2ZnS+3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓+ K 2 SО 4 +H 2 O

Nа 2 SiO 3 + 2НСl = 2NаСl + SiO 2 ↓ + Н 2 О

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, с щелочами:

P 2 O 5 +Al 2 O 3 = 2AlPO 4

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 ↓ + Н 2 О.

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

2SO 2 +O 2 2SO 3

SО 2 + 2Н 2 S = 3S + 2Н 2 О,

4CrO 3 + С 2 Н 5 ОН = 2Сr 2 О 3 + 2СО 2 + ЗН 2 О

Практически все кислотные оксиды при взаимодействии с водой (гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты). Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Кислотные оксиды могут быть получены из соответствующей кислоты:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Амфотерные оксиды

Амфотерность (от греч. Amphoteros – и тот и другой) – способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные свойства, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, учавствующего в реакции.

Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве.

При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше).

При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)

Для каждого амфотерного металла есть свое координационное число.

Для Be и Zn - это 4; для и Al - это 4 или 6; для и Cr - это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Аl 2 О 3 + 6НСl = 2АlСl 3 + ЗН 2 О,

Аl 2 О 3 + 2NаОН + ЗН 2 О = 2Nа[Аl(ОН) 4 ].

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnО, оксид железа (III) Fe2О3 и ряд других.

Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

Сu 2+ + Н 2 О Сu(ОН) + + Н + ,

СО 3 2- + Н 2 О НСО 3- + ОН - .

Закономерности изменения свойств химических

элементов и их соединений по периодам и группам

Химические свойства элементов (а уж тем более их соединений!) напрямую зависят от строения атома.

Не надо учить наизусть химические свойства каждого атома, не надо зазубривать химические реакции… ответ на любой вопрос по химии находится в Периодической системе элементов .

Как изменяются электронные конфигурации , p-элементов (по группам и периодам) и d-элементов , тоже можно почитать отдельно.

Давайте рассмотрим, как изменяются свойства химических элементов в группах и в периодах.

1. Изменения свойств химических элементов и их соединений в группах:

В группах все элементы имеют сходное электронное строение. Различий в наполнении внешнего энергетического уровня электронами нет.

• Меняется размер атома - сверху вниз в группе радиусы атомов увеличиваются !

Что это означает? Это означает, что

1) внешние электроны все слабее притягиваются к ядру атома;

2) возрастает способность атома отдавать электроны .

3) способность отдавать электроны=металлические свойства , т.е.

• В группах сверху вниз возрастают металлические свойства элементов
• усиливаются основные свойства их соединений

Изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах:

В периодах наблюдается несколько другая картина:

1) Слева направо в периодах радиусы атомов уменьшаются ;

2) количество электронов на внешнем слое при этом увеличивается;

3) электроотрицательность элементов = неметаллические свойства увеличивается

• В периодах слева направо возрастают неметаллические свойства элементов, электроотрицательность;
• усиливаются кислотные свойства их соединений

Исходя из этих соображений получается, что звание «Король Неметаллов» у нас присуждается… (барабанная дробь)… F ! Рядом с ним даже кислород (O) проявляет положительную степень окисления: OF2 — бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом.

Итак, подведем итог:

С увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Есть еще элементы, которые образуют так называемые амфотерные соединения . Они проявляют как металлические, так и неметаллические свойства.

Часть I

2. Металлы в стремлении получить завершённый внешний электронный слой атома отдают свои внешние электроны, а неметаллы принимают недостающие до 8 электроны.

3. В группе с ростом порядкового номера элементов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические, потому что:
1) увеличивается число энергетических уровней
2) постоянно число электронов на внешнем уровне
3) увеличивается радиус атома

4. В периоде с ростом порядкового номера элементов усиливаются неметаллические свойства и ослабевают металлические, потому что:
1) увеличивается число электронов на внешнем уровне
2) постоянно число уровней
3) увеличивается заряд атомных ядер

5. Заполните таблицу «Свойства химических элементов», указав усиление или ослабление свойств в ряду.

Часть II

1. Выберите символы химических элементов-неметаллов. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название чрезвычайно токсичного газа бледно-жёлтого цве¬та с резким запахом: фтор.

2. Верны ли следующие суждения?
А. По периоду слева направо радиус атома увеличивается.
Б. По группе снизу вверх радиус атома уменьшается.
3) верно только Б.

3. Обведите знак «больше» или «меньше», если речь идёт о металлических свойствах в первом случае и о неметаллических - во втором.

4. Составьте кроссворд на тему «Благородные газы», используя Интернет.

1. Этот инертный газ используют в энергосберегающих лампочках
2. Этим газом заполняют воздушный шары, он самый легкий среди инертных газов.
3. Этот инертный газ – третий по содержанию после азота и кислорода компонент воздуха, самый распространённый инертный газ в земной атмосфере.
4. При нормальных условиях - бесцветный инертный газ; радиоактивен, может представлять опасность для здоровья и жизни.
5. Трубки, заполненные смесью этого газа и азота, при пропускании через них электрического разряда дают красно-оранжевое свечение, в связи с чем они широко используются в рекламе.
6. По вертикали в цветных клетках вы получите название первого инертного газа, для которого были получены настоящие химические соединения.

5. Поиграйте в «крестики-нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют электронные схемы атомов:

6. Постройте график зависимости порядковых номеров химических элементов одного периода от радиусов их атомов, условно приняв изменение радиусов соседних элементов за 1. Сделайте вывод:
Радиусы атомов в пределах периодов с увеличением порядкового номера уменьшаются.

7. Постройте график зависимости порядковых номеров химических элементов одной группы от радиусов их атомов, условно приняв изменение радиусов соседних элементов за 1. Сделайте вывод:
В пределах группы радиусы атомов с увеличением порядкового номера увеличиваются.

Лекция: Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам

Русский ученый Д. И. Менделеев успешно работал во многих областях науки. Однако наибольшую известность ему принесло уникальное открытие периодического закона химических элементов в 1869 г. Изначально, он звучал таким образом: «Свойства всех элементов, а вследствие и качества образуемых ими простых, а также сложных веществ, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

В настоящее время формулировка закона иная. Дело в том, что во времена открытия закона ученые не имели представления о строении атома, а за атомный вес принимался вес химического элемента. Впоследствии активного изучения атома и получения новых сведений о его строении, был выведен закон, имеющий актуальность в наши дни: «Свойства атомов хим. элементов и образованных ими простых веществ в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

Закон так же выражен графически. Наглядно его изображает таблица:

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

На данном уроке мы научимся извлекать из неё важную и нужную для постижения науки информацию. В ней вы видите строки. Это периоды . Всего их семь. Вспомните из предыдущего урока, что номер каждого периода демонстрирует количество энергетических уровней, на которых размещаются электроны атома химического элемента. Например, натрий (Na) и магний (Mg) находятся в третьем периоде, значит их электроны размещены на трех энергетических уровнях. Все периоды, за исключением 1 – го берут начало со щелочного металла, и завершаются благородным газом.

Электронная конфигурация:

щелочного металла - ns 1 ,

благородного газа -ns 2 p 6 , за исключением гелия (Не) - 1s 2 .

Где n - является номером периода.

Еще мы видим в таблице вертикальные столбцы – это группы . В одних таблицах вы можете увидеть 18 групп, нумерованных арабскими цифрами. Такая форма таблица называется длинной, она появилась после обнаружения отличий d-элементов от s- и p-элементов. Но традиционной, созданной Менделеевым является короткая форма, где элементы сгруппированы в 8 групп, нумерованных римскими цифрами:

Итак, какую информацию нам дают номера групп? Из номера мы узнаем число электронов, образующих химические связи. Они называются валентными . 8 групп подразделены на две подгруппы: главная и побочная.

В главную входят электроны s- и p-подуровней. Это подгруппы IА, IIА, IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА. Например, аллюминий (Al) – элемент главной подгруппы III группы имеет … 3s 2 3p 1 валентных электрона.

Элементы, располагающиеся в побочных подгруппах, содержат электроны d - подуровня. Побочными являются группы IБ, IIБ, IIIБ, IVБ, VБ, VIБ, VIIБ и VIIIБ. Например, марганец (Mn) – элемент главной подгруппы VII группы имеет …3d 5 4s 2 валентных электрона.

В короткой таблице s- элементы обозначены красным, p-элементы желтым, d-элементы синим и f-элементы белым цветами.

• Какую еще информацию мы можем извлечь из таблицы? Вы видите, что каждому элементу присвоен порядковый номер. Тоже не случайно. Судя по номеру элемента, мы можем судить о количестве электронов в атоме данного элемента. К примеру, кальций (Ca) находится под номером 20, значит электронов в его атоме 20.

Еще из таблицы можно сделать и такой вывод, чем выше порядковый номер элемента, тем меньше радиус атома. Почему? Дело в том, что при увеличении общего количества электронов, происходит уменьшение радиуса атома. Чем больше электронов, тем выше энергия их связи с ядром. Например, ядро атома фосфора (Р) намного сильнее удерживает электроны своего внешнего уровня, чем ядро атома натрия (Na), имеющего один электрон на внешнем уровне. И если атомы фосфора и натрия вступят в реакцию, фосфор отберет этот электрон у натрия, потому что фосфор более электроотрицательный. Этот процесс называется электроотрицательностью. Запомните, при движении вправо по одному ряду элементов таблицы их электроотрицательность возрастает, а внутри одной подгруппы она уменьшается. О данном свойстве элементов мы подробнее скажем на следующих уроках.

Запомните:

• увеличение ядерного заряда и уменьшение атомного радиуса;
• увеличение числа внешних электронов;
• увеличение ионизации и электроотрицательности;
• возрастание неметаллических окислительных свойств и убывание металлических восстановительных свойств;
• возрастание кислотности и ослабевание основности гидроксидов и оксидов.

• увеличение ядерного заряда и увеличение атомного радиуса;
• уменьшение ионизации и электроотрицательности;
• убывание неметаллических окислительных свойств и возрастание металлических восстановительных свойств;
• возрастание основности и ослабевание кислотности гидроксидов и оксидов.

Ионизация - это процесс превращения атомов в ионы (положительно заряженные катионы или отрицательно заряженные анионы) во время химической реакции.

Электроотрицательность - это способность атома к притягиванию электрона другого атома во время химических реакций.

Окисление - процесс передачи электрона атома восстановителя (донора электрона) атому окислителя (акцептору электрона) и увеличение степени окисления атома вещества.

• при высокой электроотрицательности элемента, он сильнее притягивает к себе электроны и его атомы приобретают отрицательную степень окисления (к примеру, фтор всегда имеет степень окисления - 1);
• при низкой электроотрицательности, элемент отдает электроны и приобретает положительную степень окисления (все металлы имеют +степень, к примеру, калий +1, кальций +2, алюминий +3);
• атомы простых веществ, состоящих из одного элемента у атомов с высокими и свободные атому имеют нулевую степень.

Современная формулировка Периодического закона : свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов (порядкового номера).

Периодическими свойствами являются, например, радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность атома, а также некоторые физические свойства элементов и соединений (температуры плавления и кипения, электропроводность и т.д.).

Выражением Периодического закона является

периодическая система элементов .

Наиболее распространен вариант короткой формы периодической системы, в котором элементы разделены на 7 периодов и 8 групп.

В настоящее время получены ядра атомов элементов до номера 118. Название элемента с порядковым номером 104 – резерфордий (Rf), 105 – дубний (Db), 106 – сиборгий (Sg), 107 – борий (Bh), 108 – хассий (Hs), 109 – мейтнерий (Mt), 110 - дармштадтий (Ds), 111 - рентгений (Rg), 112 - коперниций (Cn).
24 октября 2012 года в Москве в Центральном доме ученых РАН состоялась торжественная церемония присвоения 114-му элементу имя "флеровий" (Fl), а 116-му - "ливерморий" (Lv).

Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента. Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, остальные – большими.

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем электронном слое и наблюдается уменьшение радиусов атомов.

В нижней части таблицы помещаются 14 лантаноидов и 14 актиноидов. В последнее время лантан и актиний стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам.

Группы делятся на подгруппы – главные, или подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ – особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сверху вниз в главных подгруппах усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Номер группы, как правило, указывает на число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних слоёв. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Периодическая система и электронные формулы атомов

Для предсказания и объяснения свойств элементов необходимо уметь записывать электронную формулу атома.

В атоме, находящемся в основном состоянии , каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией. Энергетическое состояние определяется, прежде всего, температурой. Температура на поверхности нашей планеты такова, что атомы находятся в основном состоянии. При высоких температурах основными уже будут другие состояния атомов, которые называются возбуждёнными .

Последовательность расположения энергетических уровней в порядке возрастания энергии известна из результатов решения уравнения Шредингера:

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

Рассмотрим электронные конфигурации атомов некоторых элементов четвертого периода (рис. 6.1).



Рис. 6.1. Распределение электронов по орбиталям некоторых элементов четвёртого периода

Следует отметить существование некоторых особенностей в электронном строении атомов элементов четвёртого периода: у атомов Сr и С u на 4 s -оболочке находятся не два электрона, а один, т. е. происходит “провал” внешнего s-электрона на предшествующую d-оболочку.

Электронные формулы атомов 24 Cr и 29 Cu можно представить следующим образом:

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 .

Физическая причина “нарушения” порядка заполнения связана с разной проникающей способностью электронов во внутренние слои, а также особой устойчивостью электронных конфигураций d 5 и d 10 , f 7 и f 14 .

Все элементы подразделяются на четыре типа

:

1. У атомов s-элементов заполняются s-оболочки внешнего слоя ns. Это первые два элемента каждого периода.

2. У атомов р-элементов электронами заполняются р-оболочки внешнего уровня np. К ним относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. У d-элементов заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня (n-1)d. Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и p-элементами.

4. У f-элементов заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня (n-2)f. Это - лантаноиды и актиноиды.

Изменение кислотно-основных свойств соединений элементов по группам и периодам периодической системы
(схема Косселя)

Для объяснения характера изменения кислотно-основных свойств соединений элементов Коссель (Германия, 1923 г.) предложил использовать простую схему, основанную на предположении о том, что в молекулах существует чисто ионная связь и между ионами имеет место кулоновское взаимодействие. Схема Косселя описывает кислотно-основные свойства соединений, содержащих связи Э–Н и Э–О–Н, в зависимости от заряда ядра и радиуса образующего их элемента.

Схема Косселя для двух гидроксидов металлов (для молекул LiOH и KOH) показана на рис. 6.2. Как видно из представленной схемы, радиус иона Li + меньше радиуса иона К + и ОН - -группа связана прочнее с ионом лития, чем с ионом калия. В результате КОН будет легче диссоциировать в растворе и основные свойства гидроксида калия будут выражены сильнее.



Рис. 6.2. Схема Косселя для молекул LiOH и KOH

Аналогичным образом можно проанализировать схему Косселя для двух оснований CuOH и Cu(OH) 2 . Поскольку радиус иона Cu 2+ меньше, а заряд – больше, чем у иона Cu + , ОН - -группу будет прочнее удерживать ион Cu 2+ .
В результате основание Cu(OH) 2 будет более слабым, чем CuOH.

Таким образом, сила оснований возрастает при увеличении радиуса катиона и уменьшении его положительного заряда .

Схема Косселя для двух бескислородных кислот HCl и HI показана на рис. 6.3.



Рис. 6.3. Схема Косселя для молекул HCl и HI

Поскольку радиус хлорид-иона меньше, чем иодид-иона, ион Н + прочнее связан с анионом в молекуле хлороводородной кислоты, которая будет слабее, чем иодоводородная кислота. Таким образом, сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса отрицательного иона.

Сила кислородсодержащих кислот изменяется противоположным образом. Она увеличивается с уменьшением радиуса иона и с увеличением его положительного заряда. На рис. 6.4 представлена схема Косселя для двух кислот HClO и HClO 4 .



Рис. 6.4. Схема Косселя для HClO и HClO 4

Ион С1 7+ прочно связан с ионом кислорода, поэтому протон легче будет отщепляться в молекуле НС1О 4 . В то же время связь иона С1 + с ионом О 2- менее прочная, и в молекуле НС1О протон будет сильнее удерживаться анионом О 2- . В результате HClO 4 является более сильной кислотой, чем HClO.

Таким образом, увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса иона элемента усиливают кислотный характер вещества. Наоборот, уменьшение степени окисления и увеличение радиуса иона усиливают основные свойства веществ.

Примеры решения задач

Составить электронные формулы атома циркония и ионов O 2– , Al 3+ , Zn 2+ . Определить, к какому типу элементов относятся атомы 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-элемент , O – р -элемент , Zn – d-элемент , Al – р -элемент .

Расположить атомы элементов в порядке увеличения их энергии ионизации: K, Mg, Be, Ca. Ответ обосновать.

Решение. Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра, в главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, так как увеличивается расстояние от электрона до ядра.

Таким образом, величина энергии ионизации атомов этих элементов увеличивается в ряду K, Ca, Mg, Be.

Расположить атомы и ионы в порядке возрастания их радиусов: Ca 2+ , Ar, Cl – , K + , S 2– . Ответ обосновать.

Решение. Для ионов, содержащих одинаковое число электронов (изоэлектронных ионов), радиус иона будет увеличиваться с уменьшением положительного и возрастанием отрицательного его заряда. Следовательно, радиус возрастает в ряду Ca 2+ , K + , Ar, Cl – , S 2– .

Определите, как меняются радиусы ионов и атомов в рядах Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + и Na, Mg, Al, Si, P, S.

Решение. В ряду Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + радиус ионов увеличивается, так как возрастает число электронных слоев у ионов одинакового знака со сходным электронным строением.

В ряду Na, Mg, Al, Si, P, S радиус атомов уменьшается, так как при одинаковом числе электронных слоев в атомах увеличивается заряд ядра, а, значит и притяжение ядром электронов.

Сравнить силу кислот H 2 SO 3 и H 2 SeO 3 и оснований Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 .

Решение. Согласно схеме Косселя H 2 SO 3 более сильная кислота, чем H 2 SeO 3 , так как радиус иона Se 4+ больше радиуса иона S 4+ , значит, связь S 4+ – О 2– является более прочной, чем связь Se 4+ – О 2– .

Согласно схеме Косселя Fe(OH)

2 более сильное основание, поскольку радиус иона Fe 2+ больше, чем иона Fe 3+ . К тому же заряд иона Fe 3+ больше, чем у иона Fe 2+ . В результате связь Fe 3+ – О 2– является более прочной, чем Fe 2+ – О 2– и ион ОН – легче отщепляется в молекуле Fe(OH) 2 .

Задачи для самостоятельного решения

6.1. Составить электронные формулы элементов с зарядом ядра +19, +47, +33 и находящихся в основном состоянии. Указать, к какому типу элементов они относятся. Какие степени окисления характерны для элемента с зарядом ядра +33?




6.2. Составить электронную формулу иона Cl – .