№ 1.В чем заключается современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева? Как в 1 и 2 периоде изменяется количество электронов и степень окисления элементов?
Современная формулировка периодического закона заключается в том, что в свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений, находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер. Именно заряд ядра определяет электронное строение и все вытекающие из этого свойства атома. Все химические элементы делят на 4 электронных семейства: s-,р-,d- и f-элементы.
s-элементы располагаются в начале каждого периода, их по 2 в каждом периоде. Это объясняется тем, что на s-орбитале может расположиться всего 2 электрона. Для s-элементов возможны следующие степени окисления: +1 (для элементов первой группы главной подгруппы) и +2 (для элементов второй группы главной подгруппы), для водорода - +1 и -1. Главные подгруппы III, IV, V, VI и VII групп составляют р-элементы. На внешнем энергетическом уровне этих элементов находится от 3-х до 7-ми электронов. Так как в периодах с увеличением зарядов ядер атомов растет число электронов на внешнем уровне от 1-го до 7-ми, то растет и высшая степень окисления элементов в соединениях от +1 до +7.
К s- и р-элементам относятся инертные элементы (элементы VIII группы главной подгруппы), но у этих элементов внешние слои завершены, и они не вступают в химические реакции и соединений не образуют.
Окислительные свойства элементов в периодах усиливаются, а восстановительные – ослабевают. Это связано с увеличением числа валентных электронов и уменьшением атомного радиуса. В подгруппах с увеличением порядкового номера элемента увеличиваются атомные радиусы, поэтому окислительные свойства ослабевают,
а восстановительные – усиливаются.
№ 2.Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется химический характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Используя электронную формулу в нормальном и возбуждённом состоянии, объясните высшую степень окисления хлора.
Формулы высших оксидов элементов III периода:
Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
оксид оксид оксид оксид оксид оксид оксид
натрия магния алюминия кремния фосфора серы хлора
(IV) (V) (VI) (VII)
Формулы высших гидроксидов
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO5 H2SO4 HClO4
гидроксид гидроксид гидроксид гидроксид гидроксид гидроксид идроксид
натрия магния алюминия кремния фосфора серы хлора
(IV) (V) (VI) (VII)
кремниевая фосфорная серная хлорная
кислота кислота кислота кислота
кислотный характер оксидов и гидроксидов усиливается
основный характер оксидов и гидроксидов ослабевает
Это связано с увеличением степени окисления элементов, образующих оксиды и гидроксиды,
и уменьшением их радиусов.
Схема электронного строения атома Cl в невозбужденном и возбужденном состояниях
Cl 1s22s22p63s23p5 Cl* 1s22s22p63s23p43d1 Cl** 1s22s22p63s23p3 3d2
Cl*** 1s22s22p63s13p3 3d3
Высшая степень окисления хлора +7. Это связано с тем, что на внешнем уровне атома хлора находится
7 электронов: 2 спаренных s-электрона, 4 спаренных р-электрона и один неспаренный р-электрон.
Так как в атоме хлора имеется d-подуровень, незаполненный электронами, то существует возможность
для распаривания всех спаренных электронов.
№3. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей подчиняется трём основным принципам: Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все 4 квантовых числа одинаковые. Принцип наименьшей энергии: сначала электронами заполняются те подуровни, которые обладают уменьшим запасом энергии. Согласно этому принципу формирование электронных оболочек атомов происходит в такой последовательности: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s …
Правило Хунда: заполнение электронами атомных орбиталей одного подуровня происходит таким образом, Чтобы их суммарное спиновое число было минимальным.
Схема электронного строения атома ванадия схема электронного строения атома
мышьяка
V 1s22s22p63s23p63d3 4s2 As 1s22s22p63s23p63d10 4s24p3
Ванадий – элементы побочной подгруппы Мышьяк – элемент главной подгруппы
V группы, d - элемент V группы, p – элемент
Наиболее выраженными металлическими свойствами обладает ванадий, он относится к металлам,
а мышьяк к неметаллам У обоих атомов есть возможность для перехода в возбужденное состояние.
Поэтому они имеют несколько возможных степеней окисления. Они не являются электронными аналогами, но их высшая степень окисления равна +5 (в атоме мышьяка на внешнем уровне 5 валентных электронов, для ванадия валентными являются не только 2 электрона на внешнем уровне, но и добавочные d-электроны предпоследнего третьего уровня.)
Другой возможной степенью окисления у обоих элементов может быть +3. В отличие от ванадия, мышьяк может иметь и отрицательную степень окисления в соединениях с металлами. Низшая степень окисления мышьяка -3 (ему не хватает 3 электронов до завершения внешнего слоя).
№ 4. Олово и свинец – элементы IV главной подгруппы ПСХЭ Д.И. Менделеева. На внешнем уровне обоих атомов содержится по 4 электрона: 2 спаренных s-электрона и 2 неспаренных р-электрона. Их возможные степени окисления +2 и +4. Оксиды SnO и PbO –амфотерные оксиды с преобладанием основных свойств, причем, основные свойства PbO выражены сильнее, чем у SnO. Оксиды SnO2 и PbO2 обладают кислотными свойствами, причем кислотные свойства SnO2 выражены сильнее, чем у PbO2. Вывод: с увеличением радиуса атома основные свойства оксидов элементов одной подгруппы усиливаются, а кислотные ослабевают. Основный характер SnO и PbO можно подтвердить уравнениями реакций:
SnO + 2HCl = SnCl2 + 2 H2O в сокращенном ионном виде: SnO + 2H+ = Sn 2+ + 2H2O
PbO + 2 HCl = PbCl2 + 2 H2O в сокращенном ионном виде: PbO + 2H+ = Pb 2+ + 2H2O
PbO2 - сильный окислитель. При растирании PbO2 с серой, последняя воспламеняется:
PbO2 + S = PbS + SO2
№ 5. Энергия ионизации атома – это та энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома. Энергия ионизации обуславливает химические свойства элемента. Её величина характеризует прочность связи электрона с ядром и служит м е р о й м е т а л л и ч н о с т и элемента. Чем меньше значение энергии ионизации, тем активнее металл. Энергия, которая выделяется при присоединении одного электрона к атому, называется сродством к электрону. Наибольшим сродством к электрону обладают галогены (им до завершения внешнего слоя не хватает 1 электрона). Согласно Полингу электроотрицательность (ЭО) – способность атомов присоединять к себе электроны от других атомов или ионов. ЭО зависит от электронного строения атомов: чем меньше атомный радиус атома и чем больше электронов на внешнем уровне, тем более электроотрицательным будет элемент. Самым электроотрицательным элементом является фтор F.
H2S, H2Se и H2Te – халькогеноводороды (летучие водородные соединения халькогенов). Все они обладают кислотными свойствами, при растворении в воде они диссоциируют на ионы водорода и анионы кислотных остатков. Например: H2S Û H+ + HS-. Все эти кислоты слабые и летучие. От сероводорода (H2S) к теллуроводороду (H2Te) кислотный характер усиливается, так как увеличивается радиус атома халькогена и степень диссоциации возрастает. В таком же порядке возрастают и восстановительные свойства. Сульфид-ион S-2 прочнее удерживает электроны, чем теллурид-ион Te-2 (у первого радиус меньше).
№ 6. Электроотрицательность (ЭО) – способность атомов присоединять к себе электроны от других атомов или ионов. ЭО зависит от электронного строения атомов: чем меньше атомный радиус атома и чем больше электронов на внешнем уровне, тем более электроотрицательным будет элемент. Самым электроотрицательным элементом является фтор F. В периодах слева направо ЭО увеличивается, так уменьшается атомный радиус элементов и увеличивается число электронов на внешнем слое. В подгруппах ЭО наоборот уменьшается, так как растут атомные радиусы элементов. Чем больше разница в значениях ЭО, тем полярнее связь между атомами, поэтому самой полярной молекулой среди HCl, HBr и HI является молекула хлороводорода HCl, а наименее полярной – молекула HI.
№ 7. Связь за счет общих электронных пар называется ковалентной связью (КС). Она обладает рядом свойств: длиной, энергией, поляризуемостью, насыщаемостью, направленностью. Направленность КС обуславливает пространственное строение молекул и зависит от типа гибридизации атомных орбиталей. Под насыщаемостьюпонимают способность атомов образовывать определенное число химических связей, т.е. валентных возможностей атомов. В молекуле метана СН4 все связи атома углерода насыщены до предела: у атома углерода на внешнем уровне 4 электрона.
При образовании связи с атомами водорода все 4 электроны атома углерода участвуют в образовании
общих электронных пар с атомами водорода. или Атом углерода в молекуле метана находится в состоянии sp3-гибридизации.
Атом В в молекуле ВF3 находится в состоянии sp2 - гибридизации.
Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей атома бора образуются три равноценные
sр2-орбитали. Поэтому молекула ВF3 построена в форме правильного треугольника, в центре
которого расположен атом бора, а в вершинах - атомы фтора. Все три связи В - F в молекуле ВF3
равноценны. Но не все валентные возможности атома бора использованы. Одна р-орбиталь
атома бора вакантная может быть использована для образования ковалентной связи с
другими атомами других молекул по донорно-акцепторному механизму, выступая в качестве
акцептора.
№ 8. Химическая связь, которая возникает за счет общих электронных пар, называется
ковалентной.Она обладает рядом свойств: длиной, энергией, поляризуемостью, насыщаемостью,
направленностью. Длиной связиназывается расстояние между ядрами атомов, соединенных
ковалентной связью. Выражается в нм. Энергией связи называется та энергия, которую нужно
затратить для разрыва ковалентной связи. Выражается в Дж/моль (кДж/моль). Направленность
КС обуславливает пространственное строение молекул и зависит от типа гибридизации атомных
орбиталей. Под насыщаемостьюпонимают способность атомов образовывать определенное число
химических связей, что валентных возможностей атомов. Из четырёх фторидов: LiF, ВеF2, ВF3
CF4 больше всего приближается к ковалентной связь между углеродом и фтором в молекуле CF4
фторида углерода. В соединениях LiF, ВеF2 связь ионная. Эти соединения относятся к классу солей.
Соли, а также кислоты и щелочи, относятся к электролитам.
№ 9. Смешение электронных облаков и выравнивание их по форме и энергии называется
гибридизацией. В результате гибридизации орбиталей происходит изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Существует несколько типов гибридизации электронных облаков.
sp3- Гибридизация. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые
"гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109028'.
®
Молекулы, в которых осуществляется sp3- гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию
(метанаCH4, аммиака NH3).
sp2- Гибридизация. Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые
"гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 1200.
®
Если связь образуется при перекрывании орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, она
называется s- связью. Если орбитали перекрываются вне линии, соединяющей ядра, то
образуется p - связь. Три sp2- орбитали могут образовывать три s - связи (BF3, AlCl3).
Еще одна связь (p - связь) может образоваться, если на p- орбитали, не участвующей в
гибридизации, находится электрон (этилен C2H4).
Молекулы, в которых осуществляется sp2- гибридизация, имеют плоскую геометрию.
sp- Гибридизация. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые
"гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 1800.
®
Две sp- орбитали могут образовывать две s- связи (BeH2, ZnCl2). Еще две p - связи могут
образоваться, если на двух p- орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны
(ацетилен C2H2). Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную
геометрию.
№ 10. Ковалентная связь может быть образована несколькими механизмами: обменным, донорно-акцепторным и дативным. В каждом случае образуются общие электронные пары между атомами.
Донорно-акцепторный механизм заключается в том, что при образовании общей электронной пары один элемент отдаёт в общее пользование свою неподелённую электронную пару (донор), другой элемент предоставляет свободную атомную орбиталь для размещения этой электронной пары (акцептор). По донорно-акцепторному механизму образованы ион аммония NH4+, ион гидроксония Н3О+, многие комплексные соединения. В соединении [ Zn(NH3)4]Cl2 (хлорид тетрааммин цинка) центральным ионом является ион цинка Zn+2, лигандами – полярные молекулы аммиака NH3. Связь между ионом цинка и лигандами образуется по донорно-акцепторному механизму: у иона цинка свободны атомные орбитали внешнего 4 уровня (акцептор), в молекуле аммиака у атома азота в наличии неподелённая электронная пара, и он выступает в качестве донора.
NH3 NH3
Zn +2
NH3 NH3 Cl2 Все комплексные соли при растворении в воде диссоциируют на внутреннюю и внешнюю сферы: [ Zn(NH3)4]Cl2 Û [ Zn(NH3)4]+2 + 2Cl-
№ 11. В молекулах азота N2 и аммиака NH3 связь образуется за счет общих электронных пар, т.е. является ковалентной. В молекуле азота N2 связь ковалентная неполярная, так как образована атомами одного химического элемента с одинаковыми значениями электроотрицательности, а в молекуле аммиака NH3 связь ковалентная полярная, общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательно атома азота. Схема образования молекула азота :N· + ·N: ® :N:::N:
Схема образования молекулы аммиака :N· + 3 H· ®
Последнее изменение этой страницы: 2018-04-12; просмотров: 219.
stydopedya.ru не претендует на авторское право материалов, которые вылажены, но предоставляет бесплатный доступ к ним. В случае нарушения авторского права или персональных данных напишите сюда...
кислотный характер оксидов и гидроксидов усиливается
основный характер оксидов и гидроксидов ослабевает
Это связано с увеличением степени окисления элементов, образующих оксиды и гидроксиды,
и уменьшением их радиусов.
Схема электронного строения атома Cl в невозбужденном и возбужденном состояниях
Cl 1s22s22p63s23p5 Cl* 1s22s22p63s23p43d1 Cl** 1s22s22p63s23p3 3d2
Cl*** 1s22s22p63s13p3 3d3 
V 1s22s22p63s23p63d3 4s2 As 1s22s22p63s23p63d10 4s24p3
Ванадий – элементы побочной подгруппы Мышьяк – элемент главной подгруппы
V группы, d - элемент V группы, p – элемент
Наиболее выраженными металлическими свойствами обладает ванадий, он относится к металлам,
а мышьяк к неметаллам У обоих атомов есть возможность для перехода в возбужденное состояние.
Поэтому они имеют несколько возможных степеней окисления. Они не являются электронными аналогами, но их высшая степень окисления равна +5 (в атоме мышьяка на внешнем уровне 5 валентных электронов, для ванадия валентными являются не только 2 электрона на внешнем уровне, но и добавочные d-электроны предпоследнего третьего уровня.)
Другой возможной степенью окисления у обоих элементов может быть +3. В отличие от ванадия, мышьяк может иметь и отрицательную степень окисления в соединениях с металлами. Низшая степень окисления мышьяка -3 (ему не хватает 3 электронов до завершения внешнего слоя).
или 
Атом углерода в молекуле метана находится в состоянии sp3-гибридизации.
Атом В в молекуле ВF3 находится в состоянии sp2 - гибридизации. 
Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей атома бора образуются три равноценные
sр2-орбитали. Поэтому молекула ВF3 построена в форме правильного треугольника, в центре
которого расположен атом бора, а в вершинах - атомы фтора. Все три связи В - F в молекуле ВF3
равноценны. Но не все валентные возможности атома бора использованы. Одна р-орбиталь
атома бора вакантная может быть использована для образования ковалентной связи с
другими атомами других молекул по донорно-акцепторному механизму, выступая в качестве
акцептора. 
