Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод, кремний, германий, олово, свинœец. Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое – 4 электрона.

Химические свойства (на базе углерода)

· Взаимодействуют с металлами

4Al+3C = Al 4 C 3 (реакция идет при высокой температуре)

· Взаимодействуют с неметаллами

2Н 2 +C = CН 4

· Взаимодействуют с кислородом

· Взаимодействуют с водой

C+H 2 O = CO+H 2

· Взаимодействуют с оксидами

2Fe 2 O 3 +3C = 3CO 2 +4Fe

· Взаимодействуют с кислотами

3C+4HNO 3 = 3CO 2 +4NO+2H 2 O

Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединœения углерода

Углеро́д (химический символ - C, лат. Carboneum) - химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса - 12,0107. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов - 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода - алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определœенном внешнем давлении.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул принято называть карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин - линœейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединœены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение - в фотоэлементах.

Графен (англ. graphene) - двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединœенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

При обычных температурах углерод химически инœертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.

Продуктами горения углерода являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2(температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (к примеру C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту - H2CO3, которая образует соли - карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минœеральные формы - мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минœеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др.
Размещено на реф.рф
веществами образует соединœения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов углерод образует карбиды, к примеру:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицинœе широко используются различные соединœения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединœения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам данный многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, благодаря чему может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта͵ при сжигании угля на ТЭС, при открытых выработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др.
Размещено на реф.рф
Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 - 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15)·109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населœения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания - в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Важнейшие соединœения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях - бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелœее воздуха, не горит и не поддерживает горения. Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе. Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип=8оС, tпл=-118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева" 2017, 2018.

  • - Французская готическая скульптура. XIII-XIV вв.

    Начала французской готической скульптуры были заложены в Сен-Дени. Три портала западного фасада знаменитой церкви заполняли скульптурные изображения, в которых впервые проявилось стремление к строго продуманной иконографической программе, возникло желание... .


  • - ТЕМА ЛЕКЦИИ: ГРАДОСТРОИТЕЛЬСТВО ИТАЛИИ, ФРАНЦИИ, ГЕРМАНИИ, АНГЛИИ В X – XIV ВВ.

    Новые города в период раннего средневековья практически не строились. Постоянные войны вызывали необходимость сооружать укрепленные поселения, особенно в пограничных районах. Центром раннесредневековой материальной и духовной культуры были монастыри. Они строились... .


  • - Одежда в готический период XII-XIV

    ОБЪЕМНО-ПЛАНИРОВОЧНЫЕ РЕШЕНИЯ Общее решение зданий и комплексов В состав высшего учебного заведения в соответствии с ихархитектурно-планировочной структурой входят следующие подразделения: общеинститутские и факультетские кафедры с кабинетами и лабораториями; ...

    • Периодическая система химических элементов - это классификация химических элементов, созданная Д. И. Менделеевым на основе открытого им в 1869 г. периодического закона.

    Д. И. Менделеев

    Согласно современной формулировке этого закона, в непрерывном ряду элементов, расположенных в порядке возрастания величины положительного заряда ядер их атомов, периодически повторяются элементы со сходными свойствами.

    Периодическая система химических элементов, представленная в виде таблицы, состоит из периодов, рядов и групп.

    В начале каждого периода (за исключением первого) находится элементе ярко выраженными металлическими свойствами (щелочной металл).


    Условные обозначения к цветной таблице: 1 - химический знак элемента; 2 - название; 3 - атомная масса (атомный вес); 4 - порядковый номер; 5 - распределение электронов по слоям.

    По мере возрастания порядкового номера элемента, равного величине положительного заряда ядра его атома, постепенно ослабевают металлические и нарастают неметаллические свойства. Предпоследним элементом в каждом периоде является элемент с ярко выраженными неметаллическими свойствами (), а последним - инертный газ. В I периоде находятся 2 элемента, во II и III - по 8 элементов, в IV и V - по 18, в VI - 32 и в VII (не завершенном периоде) - 17 элементов.

    Первые три периода называют малыми периодами, каждый из них состоит из одного горизонтального ряда; остальные - большими периодами, каждый из которых (исключая VII период) состоит из двух горизонтальных рядов - четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов находятся только металлы. Свойства элементов в этих рядах с возрастанием порядкового номера изменяются слабо. Свойства элементов в нечетных рядах больших периодов меняются. В VI периоде за лантаном следуют 14 элементов, весьма сходных по химическим свойствам. Эти элементы, называемые лантаноидами, приведены отдельно под основной таблицей. Аналогично представлены в таблице и актиноиды - элементы, следующие за актинием.


    В таблице имеется девять вертикальных групп. Номер группы, за редким исключением, равен высшей положительной валентности элементов данной группы. Каждая группа, исключая нулевую и восьмую, подразделяется на подгруппы. - главную (расположена правее) и побочную. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера усиливаются металлические и ослабевают неметаллические свойства элементов.

    Таким образом, химические и ряд физических свойств элементов определяются местом, которое занимает данный элемент в периодической системе.

    Биогенные элементы, т. е. элементы, входящие в состав организмов и выполняющие в нем определенную биологическую роль, занимают верхнюю часть таблицы Менделеева. В голубой цвет окрашены клетки, занимаемые элементами, составляющими основную массу (более 99%) живого вещества, в розовый цвет - клетки, занимаемые микроэлементами (см.).

    Периодическая система химических элементов является крупнейшим достижением современного естествознания и ярким выражением наиболее общих диалектических законов природы.

    См. также , Атомный вес.

    Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, созданная Д. И. Менделеевым на основе открытого им в 1869 г. периодического закона.

    В первоначальной формулировке периодический закон Д. И. Менделеева утверждал: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. В дальнейшем с развитием учения о строении атома было показано, что более точной характеристикой каждого элемента является не атомный вес (см.), а величина положительного заряда ядра атома элемента, равная порядковому (атомному) номеру этого элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Число положительных зарядов ядра атома равно числу электронов, окружающих ядро атома, поскольку атомы в целом электронейтральны. В свете этих данных периодический закон формулируется так: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины положительного заряда ядер их атомов. Это значит, что в непрерывном ряду элементов, расположенных в порядке возрастания положительных зарядов ядер их атомов, будут периодически повторяться элементы со сходными свойствами.

    Табличная форма периодической системы химических элементов представлена в ее современном виде. Она состоит из периодов, рядов и групп. Период представляет последовательный горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания положительного заряда ядер их атомов.

    В начале каждого периода (за исключением первого) находится элемент с ярко выраженными металлическими свойствами (щелочной металл). Затем по мере увеличения порядкового номера постепенно ослабевают металлические и нарастают неметаллические свойства элементов. Предпоследним элементом в каждом периоде является элемент с ярко выраженными неметаллическими свойствами (галоген), а последним - инертный газ. I период состоит из двух элементов, роль щелочного металла и галогена здесь одновременно выполняет водород. II и III периоды включают по 8 элементов, названных Менделеевым типическими. IV и V периоды насчитывают по 18 элементов, VI-32. VII период еще не завершен и пополняется искусственно создаваемыми элементами; в настоящее время в этом периоде насчитывается 17 элементов. I, II и III периоды называют малыми, каждый из них состоит из одного горизонтального ряда, IV-VII- большими: они (за исключением VII) включают два горизонтальных ряда - четный (верхний) и нечетный (нижний). В четных рядах больших периодов находятся только металлы, и изменение свойств элементов в ряду слева направо выражено слабо.

    В нечетных рядах больших периодов свойства элементов в ряду изменяются так же, как свойства типических элементов. В четном ряду VI периода после лантана следует 14 элементов [называемых лантанидами (см.), лантаноидами, редкоземельными элементами], сходных по химическим свойствам с лантаном и между собой. Перечень их приводится отдельно под таблицей.

    Отдельно выписаны и приведены под таблицей элементы, следующие за актинием- актиниды (актиноиды).

    В периодической системе химических элементов по вертикалям расположено девять групп. Номер группы равен высшей положительной валентности (см.) элементов этой группы. Исключение составляют фтор (бывает только отрицательно одновалентным) и бром (не бывает семивалентным); кроме того, медь, серебро, золото могут проявлять валентность больше +1 (Cu-1 и 2, Ag и Au-1 и 3), а из элементов VIII группы валентностью +8 обладают только осмий и рутений. Каждая группа, за исключением восьмой и нулевой, делится на две подгруппы: главную (расположена правее) и побочную. В главные подгруппы входят типические элементы и элементы больших периодов, в побочные - только элементы больших периодов и притом металлы.

    По химическим свойствам элементы каждой подгруппы данной группы значительно отличаются друг от друга и только высшая положительная валентность одинакова для всех элементов данной группы. В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства элементов и ослабевают неметаллические (так, франций является элементом с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами, а фтор - неметаллическими). Таким образом, место элемента в периодической системе Менделеева (порядковый номер) определяет его свойства, которые представляют собой среднее из свойств соседних элементов по вертикали и горизонтали.

    Некоторые группы элементов носят особые названия. Так, элементы главных подгрупп I группы называют щелочными металлами, II группы - щелочноземельными металлами, VII группы - галогенами, элементы, расположенные за ураном,- трансурановыми. Элементы, которые входят в состав организмов, принимают участие в процессах обмена веществ и обладают явно выраженной биологической ролью, называют биогенными элементами. Все они занимают верхнюю часть таблицы Д. И. Менделеева. Это в первую очередь О, С, Н, N, Са, Р, К, S, Na, Cl, Mg и Fe, составляющие основную массу живого вещества (более 99%). Места, занимаемые этими элементами в периодической системе, окрашены в светло-голубой цвет. Биогенные элементы, которых в организме очень мало (от 10 -3 до 10 -14 %), называют микроэлементами (см.). В клетках периодической системы, окрашенных в желтый цвет, помещены микроэлементы, жизненно важное значение которых для человека доказано.

    Согласно теории строения атомов (см. Атом) химические свойства элементов зависят в основном от числа электронов на внешней электронной оболочке. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением положительного заряда атомных ядер объясняется периодическим повторением строения наружной электронной оболочки (энергетического уровня) атомов.

    В малых периодах с увеличением положительного заряда ядра возрастает число электронов на внешней оболочке от 1 до 2 в I периоде и от 1 до 8 во II и III периодах. Отсюда изменение свойств элементов в периоде от щелочного металла до инертного газа. Внешняя электронная оболочка, содержащая 8 электронов, является завершенной и энергетически устойчивой (элементы нулевой группы химически инертны).

    В больших периодах в четных рядах с ростом положительного заряда ядер число электронов на внешней оболочке остается постоянным (1 или 2) и идет заполнение электронами второй снаружи оболочки. Отсюда медленное изменение свойств элементов в четных рядах. В нечетных рядах больших периодов с увеличением заряда ядер идет заполнение электронами внешней оболочки (от 1 до 8) и свойства элементов изменяются так, как и у типических элементов.

    Число электронных оболочек в атоме равно номеру периода. Атомы элементов главных подгрупп имеют на внешних оболочках число электронов, равное номеру группы. Атомы элементов побочных подгрупп содержат на внешних оболочках один или два электрона. Этим объясняется различие в свойствах элементов главной и побочной подгрупп. Номер группы указывает возможное число электронов, которые могут участвовать в образовании химических (валентных) связей (см. Молекула), поэтому такие электроны называют валентными. У элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешних оболочек, но и предпоследних. Число и строение электронных оболочек указано в прилагаемой периодической системе химических элементов.

    Периодический закон Д. И. Менделеева и основанная на нем система имеют исключительно большое значение в науке и практике. Периодический закон и система явились основой для открытия новых химических элементов, точного определения их атомных весов, развития учения о строении атомов, установления геохимических законов распределения элементов в земной коре и развития современных представлений о живом веществе, состав которого и связанные с ним закономерности находятся в соответствии с периодической системой. Биологическая активность элементов и их содержание в организме также во многом определяются местом, которое они занимают в периодической системе Менделеева. Так, с увеличением порядкового номера в ряде групп возрастает токсичность элементов и уменьшается их содержание в организме. Периодический закон является ярким выражением наиболее общих диалектических законов развития природы.

      Группа периодической системы химических элементов последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов) … Википедия

      К четвёртому периоду периодической системы относятся элементы четвёртой строки (или четвёртого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических)… … Википедия

      К первому периоду периодической системы относятся элементы первой строки (или первого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в… … Википедия

      Ко второму периоду периодической системы относятся элементы второй строки (или второго периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в … Википедия

      К пятому периоду периодической системы относятся элементы пятой строки (или пятого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в… … Википедия

      К третьему периоду периодической системы относятся элементы третьей строки (или третьего периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов … Википедия

      К седьмому периоду периодической системы относятся элементы седьмой строки (или седьмого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов … Википедия

      К шестому периоду периодической системы относятся элементы шестой строки (или шестого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в… … Википедия

      Короткая форма таблицы Менделеева основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп: например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6 … Википедия

      Сюда перенаправляется запрос «Группировка». На эту тему нужна отдельная статья … Википедия

    ВОУД 2о13, помогите хотябы пару штук очень нужно1. Инертные элементы характеризуются свойством: а) при взаимодействии с водой образуют щелочи; в) пассив

    ные, неактивные; б) при взаимодействии с металлами образуют соли; г) типичные металлы; 2. Металл, который можно использовать для получения водорода (путем взаимодействия его с кислотой): а) Zn; б) Pt; в) Au; г) Hg; д) Cu; 3. Основные оксиды и гидроксиды взаимодействуют с: а) кислотами; б) основаниями; в) и кислотами, и щелочами; 4. Сверху вниз в главных подгруппах неметаллические свойства: а) усиливаются б) ослабляются в) остаются неизменными 5. Элемент главной подгруппы IV группы: а) сера б) титан в) кремний г) хром 6. Число электронов на последнем энергетическом уровне определяется: а) по порядковому номеру б) по номеру периода в) по номеру группы 7. Одинаковое в строении атомов элементов с порядковыми номерами 19 и 32: а) общее количество электронов; в) количество электронных уровней; г) число электронов на последнем энергетическом уровне; б) количество нейтронов; 8. Элемент с электронной формулой 1s22s22p6: а) неон; б) бром; в) кальций; г) бериллий; 9. Атом натрия имеет электронную формулу: а) 1s22s22р1 б) 1s22s22p63s1 в) 1s22s22p63s2 10. Атом какого элемента имеет следующее строение последнего энергетического уровня…3s23p2: а) углерод; б) бром; в) кремний; г) фосфор; 11. Число неспаренных электронов содержит электронная оболочка элемента № 16 (сера): а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; 12. Порядковый номер элемента, атомы которого способны образовывать высший оксид типа RO: а) № 11 (натрий); б) № 12 (магний); в) № 14 (кремний); 13. Элемент с электронной формулой 1s22s22p3 образует летучее водородное соединение типа: а) RH4; б) RH3; в) RH2; г) RH; 14. Объем 4 моль водорода при нормальных условиях: б) 44,8 л; в) 67,2 л; г) 89,6 л; д) 112 л; 15. Элемент расположен во II периоде. Валентность в высшем оксиде и гидроксиде равна I. Соединение проявляет основные свойства. Этот элемент … а) бериллий б) магний в) литий г) фтор 16. Максимальная валентность хлора (№ 17): а) IV б) V в) VII г) VIII 17. Минимальная валентность мышьяка (№ 33): а) IV б) III в) V г) VII 18. Молекулярная масса соли, полученной взаимодействием двух высших оксидов элементов с конфигурацией атома в них соответственно 1s22s22p3 и 1s22s22p63s1: а) 85; б) 111; в) 63; г) 101; д) 164; 19. Определите формулу вещества «Х», которое образуется в результате превращений: N2 → N2O5 A; Ba → BaO B; А + В → Х + Д; а) HNO3 б) Ba(OH)2 в) Ba (NO3)2 г) BaSO4 д) BaOHNO3 20. Сумма коэффициентов в уравнении реакции, схема которой KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 а) 2; б) 3; в) 4; г) 5; д) 6; 21. Молярная масса оксида калия (в г/моль): а) 55; б) 56; в) 74; г) 94; д) 112; 22. Количество молей оксида алюминия, составляющих 204 г данного соединения: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; д) 5; 23. Количество теплоты, выделяющейся при сгорании 2 г угля (термохимическое уравнение реакции С + О2 = СО2 + 402,24 кДж): а) 67,04 кДж; б) 134,08 кДж; в) 200 кДж; г) 201,12 кДж; д) 301,68 кДж; 24. При нормальных условиях 44,8 л кислорода имеют массу: а) 8 г; б) 16 г; в) 32 г; г) 64 г; д) 128 г; 25. Массовая доля водорода в соединении РН3 составляет: а) 5,4%; б) 7,42%; в) 8,82%; г) 78,5%; д) 82,2%; 26. Массовая доля кислорода в соединении ЭО3 равна 60%. Название элемента Э в соединении: а) азот; б) фосфор; в) сера; г) кремний; д) селен; 27. При взаимодействии натрия с 72 г воды выделился водород объемом (н.у.): а) 11,2 л; б) 22,4 л; в) 44,8 л; г) 67,2 л; д) 112 л; 28. Масса соляной кислоты, необходимая для получения 224 л водорода (н.у.): (Ва + 2HCl = ВаCl2 + H2): а) 219 г; б) 109,5 г; в) 730 г; г) 64 г; д) 365 г; 29. Масса гидроксида натрия, которая содержится в 200 г 30%-ного раствора: а) 146 г; б) 196 г; в) 60 г; г) 6 г; д) 200 г; 30. Масса соли, которая образуется при взаимодействии гидроксида натрия с 400 г 75%-ного раствора серной кислоты: а) 146 г; б) 196 г; в) 360 г; г) 435 г; д) 200 г;

    ) Положение элемента лития в Периодической системе Д.И.Менделеева

    1) Положение элемента алюминия в Периодической системе Д.И.Менделеева и строение его атомов 2)Характер простого вещества (металл, неметалл) 3)Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами 4) Сравнение свойст простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами 5) Состав высшего оксида, его характер(основный, кислотный, амфотерный) 6)Состав высшего гидроксида его характе (кислородсодержавщая кислота, основание, амфотерный гидроксид) 7)состав летучего водородного соединения (для неметаллов)

    1.Металлические свойства элементов II группы с увеличением порядкового номера 1) убывают 2) возрастают 3)не изменяются 4) меняются периодически 2.

    Фосфор является окислителем в реакции: 1) 3Mg+2H3PO4=Mg3(PO4)2+3H2 2) P2O3+O2=P2O5 3) 3Mg+2P=Mg3P2 4) 2P+3Cl2=2PCl3 3. При комнатной температуре не взаимодействуют с водой оба металла: 1) цинк и железо 2) медь и золото 3) натрий и ртуть 4) калий и кальций 4. Образуются ионы Na+ и выделяется газообразный водород в результате реакции 1) оксида натрия и воды 2) оксида натрия с соляной кислотой 3) хлорида натрия с водой 4) натрия с соляной кислотой. 5. При взаимодействии с кислородом образуют оксиды все металлы группы 1)литий, натрий 2)кальций, стронций 3)барий, калий 4) калий, магний 6. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении натрия с хлором 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4 7. Если продукты реакции сульфат железа (II) и вода, то реагентами являются 1) оксид железа (II) и оксид серы (IV) 2) сульфат меди (II) и хлорид железа (II) 3) железо и серная кислота 4) гидроксид железа (II) и серная кислота 8. Литий не используют для вытеснения натрия из водного раствора ее соли, так как он 1) взаимодействует с водой 2) находится в ряду активности левее меди 3) менее сильный восстановитель, чем натрий 4) легко окисляется на воздухе.

    Периодичность свойств элементов и

    их соединений.

    Между положением элемента в периодической системе и строением атома этого элемента существует взаимно-однозначное соответствие, т.е. координаты элемента в периодической системе определяют строение атома и наоборот, по строению атома можно определить его положение в периодической системе.

    Для каждого элемента в периодической системе существует пять характеристик: порядковый номер Z, атомная масса А, номер периода, номер группы и подгруппа (главная или побочная). С точки зрения строения атома порядковый номер показывает число протонов в ядре. Атомная масса даёт сумму масс всех частиц атома: протонов, нейтронов и электронов. Учитывая, что масса электрона мала по сравнению с массой протона и нейтрона округлённо можно определять атомную массу, как сумму масс протонов и нейтронов. Отсюда легко найти число нейтронов в ядре как разность атомной массы и числа протонов: А – Z. Атом электронейтрален, поэтому число электронов в электронной оболочке равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента – Z.

    Номер периода показывает число энергетических электронных уровней в атоме.

    Номер группы показывает общее число «валентных» электронов, т.е. электронов, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Положение элемента в подгруппе (главной или побочной) определяется распределением «валентных» электронов: если элемент расположен в главной подгруппе, то все его валентные электроны находятся на последнем энергетическом электронном уровне, а все предыдущие уровни заполнены. Если элемент расположен в побочной подгруппе, то все остальные валентные электроны находятся на предпоследнем энергетическом уровне.

    Существует форма записи энергетических состояний электронов в атоме, которая называется электронной формулой. В ней главное квантовое число обозначается цифрой (1, 2, 3, 4…), орбитальное – буквой (s-, p-, d-, f-), а число электронов на каждом подуровне показывается индексом вверху, например, электронная формула атома азота Фактически электронная формула есть распределение электронов по двум квантовым числам. Если же требуется дать распределение электронов по четырём квантовым числам, используют запись по энергетическим ячейкам или атомным орбиталям. Атомной орбиталью называется совокупность энергетических состояний электронов, характеризующихся определённым набором трёх квантовых чисел: главного, орбитального и магнитного
    . Например, для атома азота электронно-графическая формула имеет вид:

    Основным или нормальным состоянием атома называется состояние, отвечающее минимальному запасу энергии, т.е. электроны занимают энергетические состояния с меньшей энергией. С небольшой затратой энергии (например, при воздействии светового излучения) электроны могут переходить в пределах одного энергетического уровня на более высокий энергетический подуровень. Атом переходит в «возбуждённое» состояние, например, для атома бериллия:

    Основное состояние

    Возбуждённое состояние

    1s 2 2s 1 2p 1

    Строение внешних электронных уровней определяет формы и свойства его соединений. Например, для атома № 22 Ti имеем электронную формулу ,это d – элемент.

    Ti имеет всего четыре валентных электрона, поэтому высшая степень окисления +4.

    Оксид, отвечающий этой степени окисления – TiO 2 , имеет амфотерный характер (с преобладанием основных свойств), поэтому соответствующий ему гидроксид может быть записан в двух формах: Ti(OH) 4 или H 2 TiO 3 , соответственно он образует соли при взаимодействии и с кислотами и со щелочами:

    Ti(OH) 4 + 2Н 2 SO 4
    Ti (SO 4) 2 + 4H 2 O и H 2 TiO 3 + 2NaOH
    Na 2 TiO 3 + 2H 2 O

    Ti(OH) 4 + 2НCl
    Ti Сl 2 + 4H 2 O и H 2 TiO 3 + K 2 O
    K 2 TiO 3 + H 2 O

    Низшая степень окисления Ti (как у большинства d–элементов) +2. Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH) 2 образует соли только с кислотами, например, TiSO 4 или TiCl 2 .

    Для характеристики любого элемента необходимо выполнить следующие действия:

      Определить состав атома, т.е. указать число протонов, нейтронов и электронов.

      Дать электронную формулу атома и распределение электронов внешних энергетических уровней по атомным орбиталям.

      Определить высшую и низшую степень окисления и привести формулы и названия соединений, отвечающих данным степеням окисления.

    Например, элемент № 34 Se.

    Состав атома: (34 p, 46 n) 34 e.

    Электронная формула: 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 – это p–элемент.

    Электронно-графическая формула:

    Высшая степень окисления +6, оксид селена (VI) SeO 3 – кислотный, гидроксид H 2 SeO 4 - селеновая кислота, соли: Na 2 SeO 4 - cеленат натрия, K 2 SeO 4 - селенат калия.

    Низшая степень окисления -2, H 2 S - селеноводород, K 2 Se - селенид калия, Na 2 Se - селенид натрия.

    Свойства элементов, определяемые строением внешних электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом сходство электронных структур порождает сходство свойств элементов–аналогов, но не тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее ярко выраженное закономерное изменение. В частности, химическое поведение атомов элементов проявляется в их способности терять и приобретать электроны, т.е. в их способности к окислению и восстановлению. Количественной мерой способности атома терять электроны является потенциал ионизации(Е и ) , а мерой способности их приобретать – сродство к электрону (Е с ). Характер изменения этих величин при переходе от одного периода к другому повторяется, причем в основе этих изменений лежит изменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими значениями потенциала ионизации обладают s–элементы первой группы (Li, Na, K, Rb, Cs).

    Электроотрицательность является мерой способности атома данного элемента оттягивать на себя электроны по сравнению с атомами других элементов в соединении. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону:=(Е и + Е с).

    В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями электроотрицательности обладают s–элементы I группы, а наибольшими – р–элементы VII группы.

    Электроотрицательность одного и того же элемента может меняться в зависимости от валентного состояния, гибридизации, степени окисления и пр. Электроотрицательность существенно влияет на характер изменения свойств соединений элементов. Так, например, серная кислота проявляет более сильные кислотные свойства, чем ее химический аналог – селеновая кислота, поскольку в последней центральный атом селена из-за меньшей по сравнению с атомом серы электроотрицательности не так сильно поляризует связи Н–О в кислоте, что и означает ослабление кислотности.

    Другой пример: гидроксид хрома (II) и гидроксид хрома (VI). Гидроксид хрома (II), Cr(OH) 2 , проявляет основные свойства в отличие от гидроксида хрома (VI), Н 2 CrO 4 , поскольку степень окисления хрома +2 обусловливает слабость кулоновского взаимодействия Cr 2+ с гидроксид-ионом и легкость отщепления этого иона, т.е. проявление основных свойств. В то же время высокая степень окисления хрома +6 в гидроксиде хрома (VI) обусловливает сильное кулоновское притяжение между гидроксид-ионом и центральным атомом хрома и невозможность диссоциации по связи –OH. С другой стороны, высокая степень окисления хрома в гидроксиде хрома (VI) усиливает его способность притягивать электроны, т.е. электроотрицательность, что обусловливает высокую степень поляризации связей Н–О в этом соединении, являясь предпосылкой увеличения кислотности.

    Следующей важной характеристикой атомов является их радиусы. В периодах радиусы атомов металлов с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, т.к. с ростом порядкового номера элемента в пределах периода возрастает заряд ядра, а следовательно и уравновешивающий его общий заряд электронов; как следствие, возрастает и кулоновское притяжение электронов, что приводит в конечном счете к уменьшению расстояния между ними и ядром. Наиболее рельефно снижение радиуса наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня.

    В больших периодах у d- и f-элементов наблюдается более плавное снижение радиусов при увеличении заряда ядра атома. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов, как правило, увеличиваются сверху вниз, так как такое смещение означает переход на более высокий энергетический уровень.

    Влияние радиусов ионов элементов на свойства образуемых ими соединений можно проиллюстрировать на примере возрастания кислотности галогенводородных кислот в газовой фазе: HI > HBr > HCl > HF.

    В этих соединениях сила кулоновского притяжения зависит от кулоновского радиуса, представляющего собой сумму радиусов ионов галогена и водорода. Очевидно, что с ростом радиуса галогена сила кулоновского притяжения снижается, что делает отщепление протона более выгодным.

    Примеры решения типовых задач.

    Пример 1. Составление электронных и электронно-графических формул атомов элементов, молекулярных формул соответствующих оксидов и гидроксидов по номеру элемента в периодической системе.

    Задача. Постройте электронные и электронно-графические формулы атомов элементов № 35 и № 73 и приведите молекулярные формулы образуемых ими оксидов, гидроксидов и солей.

    Решение. Электронные формулы показывают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням. Электронная формула обозначается символами
    , где– главное квантовое число,– орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение –
    ),– число электронов в данном подуровне. В основе последовательности заполнения многоэлектронного атома лежит принцип наименьшей энергии, согласно которому в первую очередь заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. Реализация этого принципа осуществляется на основе правил Клечковского, и, согласно первому правилу, атомные орбитали заполняются электронами в порядке увеличения суммы
    ; согласно второму – при равенстве суммы
    для различных энергетических уровней в первую очередь заполняются орбитали, имеющие меньшее значение главного квантового числап.

    Приложение этих правил к многоэлектронному атому приводит к следующей последовательности заполнения его энергетических уровней и подуровней:

    1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f

    5d6p7s (6d 3-2)5f6d7p.

    Положение элементов в периодической системе дает для него следующие характеристики: порядковый номер элемента, номер периода, номер группы, подгруппа (главная или побочная). Каждая из этих характеристик однозначно связана со строением атома элемента.

    Порядковый номер элемента указывает на число электронов, номер периода показывает на число энергетических уровней. Номер группы для элементов главных подгрупп указывает на число электронов на внешнем энергетическом уровне и на высшую положительную степень окисления. Для элементов побочных подгрупп номер группы указывает только на высшую положительную степень окисления, число же электронов на внешнем энергетическом уровне может быть 1 или 2.

    В связи с выше сказанным, электронные формулы для элементов №35 (Br) и №73 (Та) имеют следующий вид:

    35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

    73 Ta 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 3 6s 2

    Электронная структура атома может быть изображена также графическим образом с помощью энергетических, или квантовых ячеек, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО).

    К

    аждая такая ячейка обозначается в виде прямоугольника, а электроны в этих ячейках обозначаются стрелками. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами:

    Согласно правилу Хунда орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

    Графическая схема для указанных элементов имеет следующий вид:

    Br находится в VIIA группе, т.к. все валентные электроны у него находятся на внешнем энергетическом уровне. Следовательно, Br – неметалл, оксид брома (VII) Br 2 O 7 проявляет свойства кислотного оксида, соответствующий ему гидроксид – бромная кислота HBrO 4 , соль пербромат натрия NaBrO 4 . Так как на внешнем энергетическом уровне 7 электронов, то приобретая один электрон, бром имеет низкую степень окисления –1. Соединения, соответствующие :HBr, KBr.

    Тантал – d-элемент, поэтому он может проявлять переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, причем характер их зависит от степени окисления. Для тантала наиболее типичны соединения, в которых их степень окисления равна +5. Оксид тантала (V) проявляет свойства кислотного оксида, его формула Та 2 О 5 , соответствующий ему гидроксид танталовая кислота НТаО 3 , соль КТаО 3. Низшая степень окисления для тантала +2. Оксид и гидроксид Та(II) проявляет основные свойства. Соединения, соответствующие : ТаО, Та(ОН) 2 , Та(NO 3) 2 .

    Пример 2. Определение местонахождения элемента в периодической системе химических элементов по его электронной формуле.

    Задача. Определите элемент, его местонахождение в периодической системе, если его электронная формула имеет следующий вид: …5 s 2 5 p 2 .

    Решение. Определить элемент и найти его местоположение в периодической системе можно двумя путями.

    Первый путь: определить число электронов, а оно укажет на порядковый номер элемента. Электронная формула, соответствующая этому элементу, имеет следующий вид:

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

    т.к. число электронов равно 50, следовательно, это олово. Оно находится в 5 периоде, четвертой группе, главной подгруппе.

    Второй путь: этот элемент находится в 5 периоде, т.к. имеет строение внешнего энергетического уровня 5s 2 5р 2 . На внешнем энергетическом уровне находится 4 электрона, следовательно, он находится в IVA группе. Элемент, соответствующий этим координатам – олово.

    Пример 3. Составление электронных формул атомов элементов на основе значений квантовых чисел электронов наружного слоя.

    Задача. Напишите электронную формулу атома элемента и назовите его, если значение квантовых чисел элементов наружного электронного слоя следующие: n =4, l =1, m l =-1, m s =+1/2; n =4, l =1, m l =0, m s =+1/2; n =4, l =1, m l =1, m s =+1/2.

    Решение. Состояние каждого электрона наружного энергетического уровня определяется следующим набором квантовых чисел:

    Главное квантовое число равно четырем, следовательно, электроны находятся на 4-м энергетическом уровне. Орбитальное квантовое число определяет форму орбитали. Если l =1 , то орбиталь называется р-орбиталью, следовательно, три электрона находятся на р-подуровне 4-го энергетического уровня. Магнитное квантовое число m l (-1, 0, +1) определяет ориентацию орбитали в пространстве. На всех трех р-орбиталях (p x , p y , p z) находится по одному электрону (m s =+1/2). Наружный энергетический уровень атома этого элемента содержит пять электронов: …4s 2 4p 3 . Такую электронную конфигурацию наружного энергетического уровня имеет атом мышьяка As, электронная формула которого следующая: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

    Пример 4. Составление электронных формул вещества на основе значения порядкового номера элемента.

    Задача. Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 40. Приведите распределение электронов атома этого элемента по квантовым (энергетическим) ячейкам.

    Решение. Элемент с порядковым номером 40 – цирконий Zr. Соответственно, на электронных уровнях и соответствующих им подуровнях (орбиталях) необходимо разместить 40 электронов.

    В соответствии с правилами заполнения многоэлектронного атома начинаем размещение электронов на нем с самого низкого энергетического уровня, n =1 . Ему соответствует единственное значение орбитального числа l =0, определяющего сферическую форму орбитали (s-подуровень). Магнитное квантовое число, определяемое значением l (-l , ...0,…+l ) также принимает для этого случая единственное значение m l =0 , что демонстрирует наличие единственной орбитали (s-орбитали) на этом подуровне. Согласно правилу Паули на одной орбитали (и соответственно, на s-подуровне) может быт размещено максимум два электрона со спиновыми квантовыми числами m s =+1/2 и m s =-1/2. Поскольку рассматриваемый уровень (n =1) и соответствующий ему s-подуровень после размещения на нем двух электронов исчерпан (1s 2), переходим к следующему энергетическому уровню n =2. Этому уровню соответствуют два подуровня, характеризующегося значениями l =0 и l =1 . Как указывалось выше, значение l =0 определяет s-подуровень, на котором может быть размещено максимум два электрона 2s 2 . Следующий подуровень, определяемый значением l =1, называется р-подуровнем. Ему соответствует гантелеобразная форма орбитали (p-орбиталь). Для l =1 магнитное квантовое число принимает три значения -1, 0 и +1. Эти три значения определяют наличие на р-подуровне трех орбиталей, каждая из которых может принять максимум два электрона. Это означает, что на р-подуровне (l =1) можно разместить максимум шесть электронов (2р 6). Итак, на двух первых энергетических уровнях (n=1, n=2) мы расположим 10 электронов: 1s 2 2s 2 2p 6 . Переходим к следующему уровню, n=3. На этом уровне находятся три подуровня, которым соответствуют значения l : 0, 1, 2 (l =0,1…..n-1). 3s-подуровень (l =0) этого уровня как любой s-подуровень содержит максимум 2 электрона (3s 2). 3р-подуровень (l =1) – 6 электронов (3р 6). При дальнейшем заполнении многоэлектронного атома возникает дилемма: куда размещать следующие электроны - на 3d (l =2) или 4s (l =0) подуровень? Здесь мы руководствуемся первым правилом Клечковского, согласно которому в первую очередь заполняется подуровень, которому соответствует меньшее значение суммы n+l . Для 3d-подуровня эта сумма равна 3+2=5, а для 4s она равна 4+0=4. Поэтому заполняем 4s-подуровень 4s 2 . Далее необходимо решить дилемму, на каком подуровне размещать следующие электроны: 3d или 4р. Обоим этим подуровням соответствует одинаковое значение n+l =5. Здесь мы руководствуемся вторым правилом Клечковского, согласно которому при равенстве суммы n+l в первую очередь заполняется подуровень, которому соответствует меньшее значение n. Поэтому заполняет 3d-подуровень. Любой d-подуровень (l =2) содержит 5 орбиталей, которым соответствует набор значений m: -2, -1, 0, +1, +2. Максимальное число электронов, размещенных на этом подуровне, равно 5·2=10 (3d 10). Таким образом, мы пришли к ситуации, когда полностью исчерпаны первые три уровня (n=1, n=2, n=3) и заполнен s-подуровень 4-го уровня: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 . При заполнении использовано 30 электронов, остается еще 10. Следующий подуровень, подлежащий заполнению, - 4р-подуровень (но не 5s – см. второе правило Клечковского). Ему соответствуют 3р-орбитали, на которых размещаем шесть электронов. Затем заполняем 5s-подуровень (два электрона) и приходим к ситуации 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 . Остающиеся два электрона размещаем (руководствуясь первым правилом Клечковского) на 4d-подуровне и приходим к электронной формуле атома циркония: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 . Ей соответствует графическая электронная формула

    При размещении последних электронов на 4d-подуровне использовано правило Гунда, согласно которому орбитали соответствующего подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковым спином на разных орбиталях, а затем по второму электрону с противоположным спином на этих орбиталях.

    Пример 5. Определение элементов по строению наружного и предпоследнего электронных слоев их атомов .

    Задача. Атомы каких элементов имеют следующее строение наружного и предпоследнего электронных слоев:

    а ) 2s 2 p 6 3s 2 3p 1 ;

    б ) 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 ;

    в ) 4s 2 4p 6 4d 10 5s 0 .

    Решение. В случае а имеем дело с незаполненным р-подуровнем 3-го энергетического уровня, причем этот подуровень содержит один электрон и соответствует первому р-элементу 3-го энергетического уровня. Это 13 Al. Его полная электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 1 .

    Случай б соответствует незаполненному d-подуровню 3-го энергетического уровня. Поскольку наружный слой содержит максимальное число s-электронов (4s 2), то с учетом 3-х электронов на незаполненном 3d-подуровне, это соответствует 3-му по счету d-элементу 4-го периода, то есть 23 V. Его полная электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 .

    Случай в соответствует полностью заполненному 4d-подуровню (10 электронов), однако внешний 5s-подуровень пуст. Это означает, что произошел провал 2-х электронов с 5s- на 4d-подуровень, что соответствует восьмому по счету d-элементу (10-2=8) в пятом периоде. Этот элемент – 46 Pd. Его полная электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 0 .

    Пример 6. Определение типа радиоактивного распада на основе баланса между массами и зарядами исходных частиц и конечных продуктов.

    Задача. Какой тип радиоактивного превращения имел место в следующих переходах ядер:

    а) 111 Pd → 111 Ag б) 222 Rn → 218 Po

    Решение . В случае а масса ядра сохраняется, но порядковый номер, а следовательно заряд ядра атома увеличивается на 1. Такая ситуация соответствует ß-распаду, поскольку в силу закона сохранения заряда увеличение заряда ядра атома на 1 должно быть сбалансировано единичным отрицательным зарядом, носителем которого является электрон (ß-частица). В то же время масса электрона пренебрежимо мала по сравнению с массой любого из нуклонов (протон или нейтрон), и ß-распад не приводит к изменению ядра атома:

    Pd → Ag+ ß -

    В случае б масса полученного в результате ядерной реакции атома полония больше массы исходного радона на 4 единицы, а заряд ядра в результате ядерной реакции снижается на 2. Такое различие в массе и заряде соответствует выбросу -частицы:

    Пример 7. Изменение свойств элементов в больших периодах периодической системы.

    Задача. Каков характер изменения свойств элементов в четвертом периоде периодической системы?

    Решение. Четвертый период содержит 18 элементов от К (z=19) до Kr (z=36). В атомах элементов третьего периода заполнены электронами только s- и р-орбитали третьего энергетического уровня, десять d-орбиталей остаются свободными. Но у атомов элементов четвертого периода начинает заполняться электронами 4s-орбиталь (при наличии свободных d-орбиталей), так как ядро экранируется плотным электронным слоем 3s 2 3p 6 . Заполнение d-оболочки третьего уровня начинается у Sc (z=21) и 3d 1 и заканчивается у Cu (z=29) 3d 10 . Постепенное заполнение электронами d-орбиталей третьего уровня нарушается у атомов Cr и Cu, у которых происходит «провал» электрона в s-состоянии (с четвертого) внешнего энергетического уровня на предпоследний (третий). Десять элементов четвертого периода (Sc-Zn), в атомах которых застраивается d-оболочка третьего (предпоследнего) уровня, называют переходными. После цинка до криптона продолжается заполнение р-орбиталей четвертого энергетического уровня.

    В четвертом периоде между типичным металлом (К) и типичным неметаллом (Br) находятся 15 элементов (а не пять, как, например, в третьем периоде), из них 10 переходных элементов. Переходные элементы, в атомах которых заполняются d-оболочки предпоследнего уровня, меньше отличаются друг от друга по свойствам, чем элементы малых периодов. В больших периодах, в частности в четвертом, ослабление металлических свойств элементов происходит медленнее, чем в малых периодах (только в конце периода находятся неметаллы). В больших периодах большинство элементов – металлы.

    Пример 8. Изменение свойств элементов в главных и побочных подгруппах периодической системы.

    Задача. Как изменяются металлические свойства элементов в главных и побочных подгруппах периодической системы с увеличением заряда ядра атома элемента?

    Решение. Главные подгруппы в группах периодической системы образуют s- и p-элементы, а побочные – d-элементы.

    В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома элемента увеличивается радиус атома элемента, так как в этом направлении возрастает число электронных слоев в атоме элемента. Поэтому в главной подгруппе сверху вниз нарастают металлические (восстановительные) свойства элементов.

    В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко второму происходит увеличение радиуса атома элемента, а при переходе от второго элемента к третьему даже некоторое уменьшение. Это объясняется f-(лантаноидным) сжатием. Поэтому в побочных подгруппах с увеличением заряда ядра уменьшаются металлические свойства (за исключением побочной подгруппы третьей группы).

    Поэтому в пределах одной группы свойства элементов главной и побочных подгрупп различны. Различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп значительны для первой группы, затем оно ослабевает. Так, элементы главной и побочной подгрупп третьей группы сравнительно близки по свойствам. Затем это различие в свойствах вновь усиливается и делается очень существенным в седьмой группе, где элементы подгруппы Mn сильно отличаются от галогенов.

    Пример 9 . Прогнозирование изменения свойств соединений элементов на основе изменения электроотрицательности этих элементов.

    Задача. Как изменится сила кислот в ряду HOCl → HOBr → HOI ? Как изменятся окислительные свойства этих кислот?

    Решение. Свойством, определяющим силу кислот указанного ряда, является электроотрицательность атомов галогенов. Чем больше электроотрицательность галогена, тем в большей степени стабилизирован анион кислоты (О–Hal) – , образующийся в результате акта отдачи протона, то есть реализации кислотности. Поскольку электроотрицательность атомов галогенов изменяется в ряду Cl > Br > I, то кислотность кислот изменяется симбатно: HOCl > HOBr > HOI. В основе реализации окислительных свойств HOHal лежит также электроотрицательность, поскольку акту принятия электронов способствует способность атома притягивать электроны. Поэтому окислительные свойства этих кислот следуют ряду: HOCl > HOBr > HOI.

    Пример 10. Прогнозирование изменения свойств соединений элементов на основе изменения радиусов этих элементов.

    Задача. Как изменяются основные свойства и растворимость в воде гидроксидов щелочных металлов в ряду LiOH → CsOH ?

    Решение. Основность гидроксидов – способность их к отщеплению гидроксид-аниона. Чем прочнее этот анион связан с катионом металла, тем меньшую основность проявляет гидроксид. Поскольку в ряду LiOH → CsOH радиус катиона увеличивается, расстояние между центрами зарядов катиона металла и гидроксид-аниона (кулоновский радиус) также увеличивается. Это приводит к ослаблению сил кулоновского притяжения между разноименно заряженными частицами и увеличению способности гидроксида к продуцированию гидроксид-аниона. Поэтому в ряду LiOH → CsOH основность возрастает.

    В то же время с увеличением кулоновского радиуса, возрастает степень поляризации ионной пары «катион металла – гидроксид-анион», а следовательно, способность этой пары к гидратации и последующей диссоциации. Это приводит к увеличению растворимости гидроксидов в ряду LiOH → CsOH.