Вопрос № 6
Порядок заполнения подуровней электронами. Правила Клечковского, электронные и электронографические формулы.
Заполнение происходит по принципу минимальной энергии: от подуровня с наименьшей энергией к подуровню с наибольшей.
Первое Правило Клечковского: последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением (n + l) к большим значениям этой суммы.
Электронная формула: бор 1s2 2s2 2p1
Электронографический вид формулы:
Вопрос № 7
(1869) Современная формулировка периодического закона звучит так:
“Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов”.
Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом.
Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.
В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.
В главных подгруппах сверху вниз увеличивается устойчивость соединений элементов в низшей степени окисления.
В побочных подгруппах наоборот: сверху вниз металлические свойства ослабевают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.
Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.
Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).
Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома.
Полные электронные аналоги – элементы одной подгруппы, которые имеют однотипные структуры электронных оболочек.
Неполные электронные аналоги – элементы одной группы, но разных подгрупп, принадлежат к разным электронным семействам. Общее число валентных электронов одинаково, что и объединяет их в одну группу.
Вопрос № 8
Радиус атома — важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.
Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.
Электроотрицательность - это способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи.
Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону.
Вопрос № 9
Оксиды. Классификация, способы получения, химические свойства.
Оксид – сложное вещество, состоящее из атомов двух элементов, один из которых – кислород.
Поскольку кислород соединяется почти со всеми элементами, существуют оксиды как металлов, так и
неметаллов. Оксиды металлов, подобно CuO, Fe2O3, СаО – твердые вещества. Оксиды неметаллов могут быть
как твердые (P2O5), так и жидкие (H2O) и газообразные (как SO2 и CO2).
Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это
оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а
при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли.
Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей.
Классификация:
1. Основные - называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к
классу оснований. Степень окисления < 4 (Na2O, K2O, MgO, CaO и т.д.)
2. Кислотные – оксиды неметаллов (или металлов, если СО > 4) (CO2 P2O5 SO3)
3. Амфотерные – проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов
(BeO ZnO Al2O3 Cr2O3 Fe2O3 )
4. Несолеобразующие (безразличные) – оксиды, которые не проявляют свойств ни основных, ни
кислотных оксидов ( CO NO N2O)
Способы получения:
1. Горение
Простое вещество (пример: 2Cu+O2→2CuO)
Сложное вещество (образуются два оксида) (пример: СН4+О2 → СО2 + 2Н2О)
2. Разложение трех слабых кислот (образуются кислотный оксид и вода)
3. Разложение нерастворимых оснований (образуются основный оксид и вода)
4. Разложение нерастворимых солей (образуются кислотный и основный оксиды)
Химические свойства:
1. Основных оксидов:
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания (щелочь):
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли 3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
4. Реагируют с водородом с образованием металла и воды:
Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую
валентность, то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются
такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот.
2. Кислотных оксидов:
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:
Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2 и др.).
2. Взаимодействие с растворимыми основаниями (щелочами)=соль+вода
3. Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли
3. Амфотерных оксидов:
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду
2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней
Вопрос № 10
Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.
Получение кислот
1) Взаимодействие простых веществ (получают бескислородные кислоты) H2 + Cl2 = 2HCl,
H2 + S = H2S.
2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой (получают кислородсодержащие кислоты) SO3 + H2O = H2SO4,
3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот (получают слабые кислоты) Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl,
SiO32- + 2H+ = H2SiO3.
4) Электролиз водных растворов солей
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4.
1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов: лакмуса в красный цвет, метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.
2) Взаимодействие с металлами
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2
3) Взаимодействие с основными оксидами
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O,
2H+ + 2OH— = 2H2O
5) Взаимодействие с солями
Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O,