Билет №12

Периодический закон. Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Химические свойства элементов и их соединений определяются строением электронной оболочки атома. Большое значение имеет конфигурация ВЭУ, на котором расположены валентные электроны. При увеличении заряда ядра увеличивается общее число электронов в атоме и периодически изменяется конфигурация валентных электронов, что приводит к периодическому изменению свойств элементов.

Периодическая система элементов – классификация химических элементов, графически изображаемая в виде таблицы. Она состоит из 7 периодов и 8 групп.

Период – совокупность элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов, равным номеру периода. Номер периода равен числу заполненных ЭУ. Все элементы одного и того же периода имеют разную конфигурацию валентных электронов, но одинаковое число ЭУ.

Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Первый период содержит 2 элемента, второй и третий - по 8, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32, седьмой 30. В малых периодах с увеличением порядкового номера увеличивается число валентных электронов на ВЭУ и усиливается неметаллические свойства элементов.

Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Каждая группа состоит из главной и побочной подгруппы.

Билет №13

Кислород – элемент VI группы А подгруппы (сера, селен, теллур, полоний (радиоактивный)). Формула nS²nP⁴. На ВЭУ имеют 6 электронов. Сверху вниз увеличивается кол-во ЭУ, заряд ядра, радиус атома, восстановительные свойства; уменьшаются сила притяжения электрона к ядру, уменьшаются окислительные свойства. Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы:

1) кислород – О;

2) сера – S;

3) селен – Se;

4) теллур – Te;

5) полоний – Po (радиоактивный элемент).

Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 – в SО, 4 – в SО2, 6 – в SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RО3 – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RО3 и Н2RO4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RО3 – кислоты-восстановители, Н2RO4 – окислители.

Сера имеет аллотропные модификации: ромбическая, моноклинная и пластическая. Светло-желтое хрупкое твердое вещество, в чистом виде без запаха, нерастворима в воде. Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S₈, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S₄, S₆) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые^{[какие?]} её модификации растворяются в органическихрастворителях, например в сероуглероде, скипидаре. Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу. Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °C; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °C полимерные звенья начинают рушиться. Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд^[5].

Химические свойства:

1. Как окислитель реагирует с Ме и неМе.

2. Как восстановитель реагирует с фтором, кислородом и кислотами.

3. При нагревании растворяется в щелочах (реакция диспропорционирование).

Применение:

Для синтеза сероуглерода, серной кислоты, для вулканизации резины, для лечения ножных заболеваний.  Химические свойства:        1) при нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 = H2S;       2) взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S = Al2S3;       3) при сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2;       4) чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.       Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).       Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты. Сера применяется в производстве спичек и бумаги, резины и красок, взрывчатых веществ и лекарств, пластмассы и косметических препаратов, в производстве серной кислоты. В сельском хозяйстве ее используют для борьбы с вредителями растений.