периодическая система химических элементов д. и. менделеева
advertisement
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА ПРОГНОЗИРОВАНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ Методические указания к самостоятельной работе студентов 1-го курса всех специальностей, изучающих химию Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Хабаровский государственный технический университет» ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА ПРОГНОЗИРОВАНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ Методические указания к самостоятельной работе студентов 1-го курса всех специальностей, изучающих химию Хабаровск Издательство ХГТУ 2005 УДК 546 Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Прогнозирование свойств элементов и их соединений : методические указания к самостоятельной работе студентов 1-го курса всех специальностей, изучающих химию / сост. Л. В. Сеничева. – Хабаровск : Изд–во Хабар. гос. технич. ун-та, 2005. – 23 с. Методические указания составлены на кафедре «Химия». В них рассмотрены периодический закон Д. И. Менделеева, структура периодической системы химических элементов, методика определения электронного строения атома и прогнозирования свойств простых и сложных веществ на основании положения химического элемента в периодической системе. Многовариантные задания предназначены для самостоятельной аудиторной и внеаудиторной работы студентов, изучающих общую и неорганическую химию. Печатается в соответствии с решениями кафедры «Химия» и методического совета факультета математического моделирования и процессов управления. © Хабаровский государственный технический университет, 2005 Введение Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева являются научной основой развития химической науки, познания строения и свойств простых и сложных веществ, преподавания общей и неорганической химии. При составлении периодической системы элементов Д. И. Менделеев руководствовался правилом возрастания атомной массы и принципом периодичности форм и свойств соединений химических элементов, прежде всего оксидов и гидроксидов элементов в высших степенях окисления. Как показали достижения физики в области квантовой механики строения атома, периодичность свойств элементов обусловлена периодической повторяемостью расположения валентных электронов на уровнях и подуровнях по мере роста заряда ядра атома. Велико прогностическое значение периодической системы химических элементов. Опираясь на периодическую систему, Д. И. Менделеев предсказал, например, существование и свойства неизвестных тогда химических элементов (Gа, Sc, Ge), которые были вскоре открыты; изменил атомные массы некоторых элементов (Au, Co, Ni…). В ХХ столетии были переосмыслены химическая природа и место в таблице трансурановых элементов, предсказана возможность открытия новых химических элементов. Закономерности периодической системы элементов широко используются в современной химии: геохимии, космохимии, ядерной химии, катализе при подборе катализаторов и т.д. При изучении химии очень полезно уметь пользоваться периодической системой элементов Д. И. Менделеева с целью написания формул многих веществ и прогнозирования их свойств. Настоящие методические указания могут помочь студенту решить такие задачи, так как в них предлагаются пути определения строения атома, свойств многих простых и сложных веществ на основании положения химического элемента, их образующего, в периодической системе Д. И. Менделеева. Для приобретения студентами навыков пользования периодической системой элементов Д. И. Менделеева с целью прогнозирования свойств веществ и составления аналогичных формул однотипных химических соединений в методических указаниях приведены три типа многовариантных заданий с кратким алгоритмом их выполнения. Благодарю доцента кафедры химии В. А. Яргаеву за внимательное прочтение рукописи и ценные рекомендации, которые позволили улучшить содержание настоящих методических указаний, и техника кафедры А. Ю. Матюсову за творческий подход к компьютерной верстке этих указаний. 1. Периодический закон Д. И. Менделеева Д. И. Менделеев в 1869 году открыл периодический закон, а позднее на его основе создал периодическую систему элементов, которая служит ключом к познанию строения вещества. Периодический закон, по сути, является основным законом химии неорганических соединений. 1.1. Формулировка периодического закона Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома . Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра атома Zя. Изотопы – это атомы с одинаковым зарядом ядра, но с разными массовыми числами Аr. Заряд ядра атома, равный порядковому номеру элемента N в периодической системе, увеличивается непрерывно, а свойства химических элементов, формы и свойства соединений элементов изменяются периодически. Пример 1 Химический элемент Названи е Элемен т N Аr Zя Железо Fe 26 55,847 +26 Водород Н 1 1,00794 +1 Изотопы (атомы химического элемента) Содержание в Изотоп Аr Zя природе, % масс 54 54 +26 5,84 26Fe 56 Fe 56 +26 91,68 26 57 57 +26 2,17 26Fe 58 Fe 58 +26 0,31 26 1 1 +1 99,985 1Н (протий) 2 2 +1 0,015 1Н (дейтерий Д) 3 3 +1 3 · 10-16 1Н (тритий Т) 1.2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева Периодический закон Д. И. Менделеев не только сформулировал, но и наглядно представил в виде периодической системы химических элементов. К настоящему времени известно более ста вариантов изображения периодической системы элементов, из которых наиболее часто используется короткая форма таблицы. С позиции квантовой химии принцип периодичности электронных конфигураций атомов и свойств химических элементов наилучшим образом реализуется в варианте короткой формы таблицы периодической системы элементов: - два s-элемента начинают каждый период; - шесть p-элементов завершают все периоды, кроме первого; - десять d-элементов занимают место в середине больших периодов; - четырнадцать f-элементов вынесены за пределы таблицы в виде рядов лантаноидов и актиноидов. Пример 2: Стронций Sr – это s-элемент, так как находится в числе первых двух элементов 5-го периода; Селен Se – это p-элемент, так как находится в числе последних шести элементов 4-го периода; Вольфрам W – это d-элемент, так как находится в числе средних 10 элементов 6-го периода; Уран U – это f-элемент, так как находится в ряду актиноидов вне таблицы. 2. Структура периодической системы элементов Д. И. Менделеева (короткая форма таблицы) В табличном варианте периодической системы элементов Д. И. Менделеева каждый элемент имеет свой порядковый номер и занимает одну клетку таблицы, химические элементы расположены в направлении увеличения их порядкового номера по периодам, группам и подгруппам. 2.1. Порядковый номер химического элемента В каждой клетке таблицы, кроме порядкового номера, названия и символа химического элемента, указаны его атомная масса, распределение электронов по энергетическим уровням и электронная конфигурация валентных электронов. Порядковый номер химического элемента в периодической системе – это важная характеристика атома: N = порядковый номер элемента Zя заряд ядра атома = Np число протонов в ядре атома = Nē = число электронов в атоме A молярная масса атома − Nn число нейтронов в ядре атома 2.2. Период – горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке увеличения заряда ядра и числа электронов в атоме. Атомы одного периода имеют одинаковое число энергетических уровней, которое равно номеру периода, обозначенному арабской цифрой. В таблице имеется 7 периодов. N (периода) = N (энерг. ур.) = номер периода число энергетических уровней в атоме n главное квантовое число последнего энергетического уровня 2.3. Группа – вертикальный ряд химических элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов, но разное число энергетических уровней. Номера групп обозначены римскими цифрами. В таблице имеется 8 групп. N (группы) = номер группы Вē число валентных электронов 2.4. Подгруппа – часть группы, в состав которой входят химические элементы с одинаковым распределением валентных электронов в атоме. В результате смещения химических элементов влево и вправо каждая группа делится на две подгруппы: главную А и побочную Б. Главная подгруппа А Вē находятся: - на последнем n–м энергетическом уровне; - ns- и np- подуровнях. Включает: s-элементы: ns1 или ns2; р-элементы: ns2npх, где х = 1, 2…6. Побочная подгруппа Б Вē находятся: - на последнем n-м и предпоследнем (n – 1)-м энергетических уровнях; - ns- и (n – 1)d-подуровнях. Включает: d–элементы: (n – 1)dх ns2, где х = 1,2…10. На ns-подуровне некоторых d-элементов может быть один электрон или не одного. 2.5. Лантаноиды и актиноиды – два семейства f-элементов, которые в виде двух отдельных рядов вынесены за пределы таблицы. В последние годы в эти ряды часто включают лантан и актиний. Лантаноиды Порядковые номера от 57 до 71. N (периода) = 6 N (группы) = III Подгруппа – побочная Б Вē находятся: на трех последних энергетических уровнях; подуровнях 4f x5dy6s2, где х = 1,2…14 y = 0, 1, 2; Включает: f-элементы Актиноиды Порядковые номера от 89 до 103 N (периода) = 7 N (группы) = III Подгруппа – побочная Б Вē находятся: на трех последних энергетических уровнях; подуровнях 5f x6dу7s2, где х = 0, 1,2…14 y = 0, 1, 2; Включает: f-элементы Число валентных электронов у атомов этих химических элементов может быть больше или меньше трех за счет провала электронов с f-подуровня на d-подуровень или наоборот. Пример 3 Химический элемент Полоний Ро Положение в Строение атома периодической системе N = 84 ZЯ = 84; Nр = 84; N ē = 84 N n = 209 – 84 = 125 А r = 208,98. N (периода) = 6 N (энер.ур.) = 6 N (группы) = VI n=6 Bē = 6 Подгруппа Главная А Электронное 6s26p4 семейство р-элемент Лантан Lа Положение в Строение атома периодической системе N = 57 ZЯ = 57; Nр = 57; N ē = 57 А r = 138,9. N n = 139 – 57 = 82 N (периода) = 6 N (энер.ур.) = 6 N (группы) = III n=6 Bē = 3 Подгруппа Побочная Б Электронное 5d16s2 семейство d-элемент 3. Электронное строение атома Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням и подуровням, что изображается чаще всего двумя способами: в виде электронной конфигурации атома или энергетической диаграммой расположения электронов по уровням и подуровням в атоме. 3.1. Электронная конфигурация атома отображает расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. При этом следует помнить, что в соответствии с принципом Паули максимально может быть на s-подуровне любого уровня 2 электрона, на p-подуровне – 6 электронов, на d-подуровне – 10 электронов, на f-подуровне – 14 электронов. В соответствии с правилом наименьшей энергии (правилом Клечковского) уровни и подуровни заполняются в следующей последовательности: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Электронную конфигурацию атома принято изображать в виде электронной формулы, которая записывается в порядке возрастания номера энергетического уровня, т.е. без учета последовательности заполнения подуровней электронами. Пример 4. Электронная формула химического элемента 5-го периода, IV группы, подгруппы Б циркония Zr с порядковым номером 40 имеет вид 40Zr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p64d25s2. Тогда как электронная конфигурация атома 40Zr с учетом последовательности заполнения подуровней записывается следующим образом: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2. 3.2. Энергетическая диаграмма уровней и подуровней – это энергетические уровни наглядная схема электронной структуры атома, которая в общепринятом, сжатом по вертикали изображении в отсутствие электронов имеет вид 1 2 3 4 5 6 7 f d p s подуровни На диаграмме обозначаются: - атомная орбиталь или энергетическая ячейка - электроны в ячейке ↓ или ↑; ↓↑ ; - спаренные электроны ↓ - неспаренные электроны или ; ↑ . Согласно принципу Паули, на одной атомной орбитали (в одной энергетической ячейке) не может находиться больше двух электронов. Следовательно, на s-подуровне (одна атомная орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (три орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 атомных орбителей) ─ 10 электронов, на f-подуровне (7 атомных орбиталей) – 14 электронов. Согласно правилу Гунда, электроны стремятся занять наибольшее число ячеек в подуровне. Пример 5. Электронная структура атома углерода 6С 1s22s22p2 изображается на энергетической диаграмме только так: ↓↑ 1s2 ↓↑ 2s2 ↓ ↓ 2p Пример 6 Химический Сурьма Sb элемент Основные Nē = 51; N (энер.ур.) = 5; характеристики Вē = 5; р-элемент атома 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 Электронная 5s25p3 формула атома Вē Энергетическая диаграмма распределения электронов по уровням и подуровням в атоме Марганец Mn Nē = 25; N (энер.ур.) = 4; Вē = 7; d-элемент 1s22s22p63s23p63d54s2 Вē 5 ⇅ ↧ ↧ ↧ 4 ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ 3 ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ d 2 ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ p 1 ⇅ 4 ⇅ 3 ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ ↧ ↧ ↧ ↧ ↧ d 2 ⇅ ⇅ ⇅ ⇅ p 1 ⇅ 5s2 – спаренные электроны 5p3 – неспаренные электроны 4s2 – спаренные электроны 3d5 – неспаренные электроны s s Электронная конфигурация валентных электронов 4. Периодичность свойств атомов химических элементов Периодическая система элементов Д. И. Менделеева отражает периодичность конфигураций валентных электронов и позволяет на их основе объяснить закономерное изменение физических и химических свойств элементов. 4.1. Электронное строение последних энергетических уровней На последних энергетических уровнях атомов распределяются валентные электроны Вē, которые при протекании химических реакций переходят от атома к атому. Если атом отдает все Вē, то элемент приобретает высшую положительную степень окисления (в. ст. ок.). Число валентных электронов, их электронные конфигурации и положительные степени окисления элементов периодически повторяются при непрерывном увеличении заряда ядра атома. В больших периодах (4, 5, 6, 7) наблюдается периодическое изменение числа валентных электронов и высших положительных степеней окисления дважды: в одном и другом рядах. Некоторые d-элементы (Cu, Ag, Au) и f-элементы имеют аномально высокие положительные степени окисления за счет d-электронов предпоследнего и f-электронов третьего от конца уровней. 4.2. Размеры атомов Радиусы атомов с увеличением заряда ядра в группах сверху вниз увеличиваются в связи с ростом числа энергетических уровней, в периодах от начала к концу – уменьшаются, так как при одинаковом числе энергетических уровней усиливается притяжение валентных электронов к ядру атома. В атомах d- и f-элементов действие возрастающего заряда ядра на радиус атома более слабое, потому в периодах и группах радиусы изменяются в меньшей степени, а у актиноидов они почти постоянны. 4.3. Энергетическая характеристика атома Способность атома удерживать электроны количественно оценивается энергиями ионизации и сродства к электрону или их суммарной величиной, называемой электроотрицательностью. Энергия ионизации Еи – это энергия, необходимая для отрыва от одного моля атомов одного или более молей валентных электронов (Еи(1) < Eи(2) < Eи(3) < …). Энергия ионизации атомов химических элементов периодически изменяется: повышается от начала периода к его концу, а в главных подгруппах ─ снизу вверх. Энергия сродства к электрону Еср – это энергия присоединения молей электронов к одному молю нейтральных атомов. Энергия сродства атома к электрону также повышается в периоде от начала к концу, в группе − снизу вверх. Электроотрицательность ЭО характеризует способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны и рассчитывается по формуле 1 ЭО = (Еи + Еср). 2 Относительная электроотрицательность ОЭО – предложена Полингом, который составил таблицу ОЭО почти всех химических элементов периодической системы (табл. 1). ОЭО рассчитывается по формуле ЭО(атома ) > 1, или < 1, или = 1. ОЭО = ЭО(Li) ОЭО выражена небольшими числами, позволяющими легко сравнивать способность атомов отдавать или принимать электроны, оценивать длину и полярность химической связи во многих соединениях элементов. ОЭО также изменяется периодически, т.е. растет в периодах от начала к концу и в группах снизу вверх. Наиболее электроотрицательные элементы: фтор, кислород, хлор, азот. Таблица 1 Относительные электроотрицательности элементов Периоды 1 2 3 4 5 6 I (Н) 2,16 Li 1,00 Na 1,04 K 0,93 Cu 1,80 Rb 0,91 Ag 1,46 Cs II Ве 1,51 Mg 1,26 Ca 1,07 Zn 1,70 Sr 1,02 Cd 1,51 Ba III IV В 2,07 Al 1,50 С 2,57 Si 1,79 Sc 1,22 Ga 2,87 Y 1,14 In 1,54 La∗ Ti 1,34 Ge 2,07 Zr 1,25 Sn 1,77 Hf Группы элементов V VI VII Н 2,16 N O F 3,16 3,60 4,20 P S Cl 2,16 2,50 2,90 V Cr Mn 1,48 1,60 1,64 As Se Br 2,25 2,51 2,82 Nb Mo Tc 1,26 1,33 1,40 Sb Te I 1,87 2,07 2,28 Ta W Re VIII Fe 1,68 Co 1,75 Ni 1,80 Ru 1,46 Rh 1,50 Pd 1,39 Не — Ne — Ar — Kr ─ Xe ⎯ Os Ir Pt 7 0,88 Au 1,45 Fr 0,88 1,00 Hg 1,47 Ra 1,00 1,11 Tl 1,47 Aс∗∗ 1,02 1,26 Pb 1,60 1,38 Bi 1,72 1,46 Po 1,82 1,51 1,56 1,60 1,47 At 1,96 Rn ⎯ ∗Лантаноиды: 1,11 – 1,20 ∗∗Актиноиды: 1,02 – 1,30 5. Периодическое изменение свойств простых веществ По положению химического элемента в периодической системе и электронной конфигурации его атомов можно прогнозировать многие физические и химические свойства простых веществ, в том числе агрегатное состояние, кристаллическую структуру. 5.1. Физические свойства простых веществ Элементы начала периодов с большими атомными радиусами, низкими энергиями ионизации и малыми величинами ОЭО образуют простые твердые вещества с металлической кристаллической решеткой, в объеме которой распределены «полусвободные» электроны, называемые электронным газом. Эти элементы – металлы с металлическим блеском, высокой электро- и теплопроводностью. Элементы конца периодов с меньшими атомными радиусами и большими величинами ОЭО образуют газообразные соединения (если элемент находится в верхней части групп и в конце периодов) или твердые простые вещества, проявляющие неметаллические свойства. Молекулы инертных газов, завершающих период, одноатомны (Ar, Kr, Ne, He …), других газообразных веществ – двухатомны (О2, Cl2, N2 …). Простые вещества принято делить на металлы и неметаллы, обнаруживающие периодическое изменение многих физических свойств: пластичность, температуры плавления, твердости и коэффициента линейного расширения кристаллического тела, плотности и растворимости в воде и т.д. 5.2. Периодичность химических свойств простых веществ Металлы – s, d, f-элементы и некоторые р-элементы (III группы главной подгруппы А, кроме бора B, и элементы Sn, Pb, Bi, Sb, Po из главных подгрупп 4, 5, 6, 7 групп). Атомы металлов имеют больший, чем у неметаллов, радиус, низкую электроотрицательность (ОЭО < 2) и 1, 2 или 3 валентных электрона на последнем энергетическом уровне, которые они легко отдают при химическом взаимодействии: nē → Меn+ Ме − Восстано Отдача Процесс Окисливитель электронов окисления тель Металлы легко окисляются, т.е. они проявляют восстановительные свойства, образуют при окислении положительно заряженные ионы. Металлы называют электроположительными элементами. Величина степени окисления металлов, находящихся в IV, V, VI, VII группах, переменная: от +2 до высшей положительной степени окисления, равной номеру группы. Неметаллы – это р-элементы, находящиеся в конце периодов в IV, V, VI, VII, VIII группах, и бор в III группе. Атомы неметаллов имеют более 3 валентных электронов на последнем энергетическом уровне, высокую электроотрицательность (ОЭО > 2), малые радиусы; они способны как отдавать валентные электроны, так и принимать на последний уровень электроны до 8, т.е. до образования электронной оболочки инертного газа. неМе –х хē + неМе ─ nē Прием ē окислитель или Отдача ē Восстановление восстановитель неМе +n Окисление Неметаллы обладают окислительными и восстановительными свойствами, могут взаимодействовать как с металлами, так и с другими неметаллами. Периодическое изменение металлических и неметаллических, восстановительных и окислительных свойств простых веществ определяется периодичностью электронного строения соответствующих атомов (рис. 1). Изменения в периодах Zя ↑, Nē ↑, Bē ↑, ОЭО ↑ r (атома) ↓ N (энерг. ур.) = const Изменения Zя ↑ в главных Nē ↑ подгруппах N (энерг. ур.) ↑ ОЭО ↓ Вē = const усиливаются неметаллические и окислительные свойства простых веществ усиливаются металлические и восстановительные свойства простых веществ Рис. 1. Схема изменения основных характеристик атомов и свойств простых веществ в периодах и группах Пример 7 Характеристика атома элемента N ZЯ Nē N (периода) N (группы) Вē Подгруппа Электронное семейство ОЭО Цинк Zn 30 30 30 4 II 2 Побочная Б d-элемент Химический элемент Мышьяк As 33 33 33 4 V 5 Главная А р-элемент 2,25 1,70 Висмут Bi 83 83 83 6 V 5 Главная А р-элемент 1,72 В периоде Свойства Усиливаются: - неметаллические свойства - окислительные свойства простых веществ Металл Восстановитель В главной подгруппе А Усиливаются: - металлические свойства - восстановительные свойства Неметалл Металл Окислитель и Восстановитель восстановитель 6. Периодичность форм и свойств соединений химических элементов Периодичность форм и свойств сложных веществ можно проследить при условии, что их молекулы однотипны, а формулы аналогичны, т.е. отличаются только одним из химических элементов одного периода или одной главной подгруппы: ряды оксидов, гидроксидов, хлоридов, гидридов, сульфатов и т.д. Пример 8: Оксиды элементов III периода: Na2O, CaO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7; Галогеноводороды (галогены – элементы VII группы, главной подгруппы А): HF, HCl, HBr, HI, HАt. 6.1. Кислотно-основные свойства соединений элементов Периодичность кислотно-основных свойств химических соединений наиболее наглядно прослеживается на примере оксидов и гидроксидов элементов в одинаковых степенях окисления, характерных для элементов одной группы (табл. 2). Общие формулы оксидов и гидроксидов элементов одной группы аналогичны. Таблица 2 Изменение форм и кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов элементов в высших степенях окисления в периоде I +1 Э2 О основной ЭОН Основание Г Р У П П А II III IV V VI Высшая положительная степень окисления элемента +2 +3 +4 +5 +6 Общая формула оксида ЭО Э2О3 ЭО2 Э2О5 ЭО3 Кислотно-основной характер оксида основной кислотный или амфотерны или кислотный кислотный амфотерны й амфотерны й й Общая формула гидроксида Э(ОН)3 НЭО3 Э(ОН)4 Н2ЭО2 ↨ или Н2ЭО4 Н2ЭО3 Н3ЭО3 Н3ЭО4 Э(ОН)2 или Н4ЭО4 или НЭО2 Кислотно-основной характер гидроксида Основание Амфолит или Амфолит или Кислота Кислота амфолит кислота VII +7 Э2О7 кислотный НЭО4 Кислота Примечание: Э – обозначение химического элемента; амфолит, или амфотерный гидроксид. Пример 9: Формулы кислот элементов VI группы подобны формуле серной кислоты H2SO4, хромовая кислота H2СrO4, теллуровая кислота H2TeO4 и т.д. Оксиды и гидроксиды металлов могут быть основными, амфотерными (амфолитами) или кислотными в зависимости от степени окисления металла. 0 Степени окисления металла +2 +3 +4 +5 +6 +1 О К С И Д +7 +8 Ы Ме2О МеО Ме2О3 МеО4 Ме2О5 МеО3 Ме2О7 МеО4 Основные Амфотерные Кислотные Г И Д Р О К С И Д Ы Основания Ме(ОН)n Кислоты Ме(ОН) или амфо↑↓литы Ме(ОН)2 HxMeOy HnMeOn Рис. 2. Схема влияния степени окисления металла на кислотноосновной характер его оксидов и гидроксидов Положение металла в периодической системе элементов Д. И. Менделеева также влияет на кислотноосновной характер оксидов и гидроксидов: сверху вниз в главных подгруппах и от конца периода к его началу усиливаются металлические свойства элемента и основные свойства оксидов и гидроксидов металла. Пример 10: 1. Zn+2O – амфотерный оксид, так как степень окисления цинка +2, цинк находится ближе к концу периода. 2. Ti+2O – основной оксид, так как степень окисления титана +2, титан находится ближе к началу периода. 3. Ti+4O2 – амфотерный оксид, так как степень окисления титана +4. 4. Cr+6O3 – кислотный оксид, так как степень окисления хрома +6. Оксиды неметаллов, положительная степень окисления (ст.ок) которых больше двух, проявляют только кислотные свойства, а при ст.ок = 2 называются несолеобразующими, т.е. не обладающими кислотными свойствами. Пример 11: S+6O3 кислотные оксиды, т.к. ст.ок. (S) > 2 S+4O2 S+2O несолеобразующий оксид, т.к. ст.ок. (S) = 2 Кислотным оксидам неметаллов (ЭxOy) соответствуют кислородсодержащие кислоты (НхЭОу). Например, оксиду S+4O2 соответствует кислота H2S+4O3. Водородные соединения неметаллов VI и VII групп, главных подгрупп А – это газообразные вещества, которые при растворении в воде проявляют кислотные свойства, их относят к бескислородным кислотам. Характер изменения кислотно-основных свойств соединений элементов в периодах и группах схематично представлен на рис. 3. Пример 12: HCl – газ, хлороводород, водный раствор HCl – хлороводородная кислота, бескислородная. Высшая ст.ок.↑ Изменения в периодах В главных подгруппах - усиливаются кислотные свойства - уменьшаются основные свойства ОЭО ↑ оксидов и гидроксидов Высшая - увеличивается сила кислот HхЭОу - уменьшается сила кислот НхЭ ст.ок. = const - уменьшается сила оснований ОЭО ↑ Рис. 3. Схема изменения свойств оксидов и гидроксидов химических элементов и гидридов неметаллов в периодах и главных подгруппах 6.2. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов Окислительновосстановительные свойства соединений элементов связаны с передачей электронов: восстановитель отдает электроны, окислитель их принимает. Возможность отдачи или приема электронов можно определить по степени окисления элемента, входящего в состав молекулы вещества (табл. 3) Таблица 3 Влияние степени окисления элемента на его окислительновосстановительные свойства Степень окисления элемента Положительная Отрицательная (низшая) Промежуточная Получена из нейтрального атома При приеме электронов до При отдаче всех Вē При отдаче части Вē 8 Численно равна Ст.ок. = Вē = Ст.ок. < Вē Ст.ок. = 8 – Вē = Nгруппы Возможность отдачи электронов элементом Нет Есть Есть Возможность приема электронов элементом Есть Есть Нет Тип свойств по ст. ок. ОкислительноОкислительные Восстановительные восстановительные Роль соединения элемента в реакции Окислитель или Окислитель Восстановитель восстановитель Высшая Пример 13: Определите окислительно-восстановительные свойства веществ H2SO4, H2SO3, H2S, S по ст. ок. элемента серы S, находящейся в VI группе. + 1 +6 − 2 сера в высшей положительной степени окисления, так как ст.ок. S = +6 = Н 2 S O 4 N (группы) = Вē = 6. Следовательно, H2SO4 – окислитель. + 1 + 4 −2 ст.ок. S = +4 < Вē = 6. Следовательно, H2SO3 может быть и окислителем H 2 S O 3 и восстановителем. +1 −2 ст.ок S = -2, равная по модулю 8 – Вē = 2, т.е. низшая ст.ок. H2 S Следовательно, H2S – только восстановитель. - 2 < Ст.ок S0 < 6, следовательно, S0 способна как принимать, так и S0 отдавать электроны ⇒ S0 может быть и окислителем и восстановителем. Химические элементы с числом валентных электронов больше трех могут иметь переменные степени окисления. Пример 14: Сера ─ р-элемент VI группы, главной подгруппы А: имеет шесть валентных электронов (Вē = 6) на третьем последнем энергетическом уровне. Конфигурация валентных электронов: 3s2 3p4 (рис. 4): ↓↑ 3s ↓↑ ↓ 3p ↓ 3d Рис. 4. Распределение валентных электронов по энергетическим ячейкам в нормальном состоянии атома серы и при сообщении ему энергии. В атоме серы два неспаренных электрона, которые могут быть отданы (S+2) или к которым для спаривания могут быть приняты два электрона (S-2). При сообщении энергии атому серы один из двух спаренных электронов перейдет с 3р-подуровня в пустую ячейку 3d-подуровня, произойдет расспаривание электронов. Тогда в атоме появится 4 неспаренных электрона, ст. ок. S будет равна +4. При сообщении атому серы большей энергии произойдет аналогичное расспаривание двух электронов с 3s-подуровня, в атоме серы появятся 6 неспаренных электронов, при отдаче которых ст. ок. S повысится до +6. Таким образом, переменная степень окисления связана с последовательной отдачей валентных электронов. Причем расспаривание электронов, как видно, приводит к изменению степени окисления на две единицы. Периодичность окислительно-восстановительных свойств однотипных соединений определяется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах, относительных электроотрицательностей атомов, степеней окисления элементов, стандартных потенциалов окислительновосстановительных процессов. 7. Прогнозирование свойств веществ Прогнозирование свойств веществ следует начинать с определения места химического элемента, входящего в состав молекулы вещества, в периодической системе Д. И. Менделеева, установления строения атома этого элемента и конфигурации его валентных электронов (п. 2). Для понимания принципа периодичности свойств элемента по мере увеличения заряда ядра атома важно знать распределение электронов по уровням и подуровням, заполнение которых периодически повторяется (п. 3). Элементы с одинаковой конфигурацией валентных электронов принято называть аналогами. По энергетической диаграмме распределения электронов по уровням, подуровням и энергетическим ячейкам находят число неспаренных электронов и оценивают возможность расспаривания электронов, что позволяет определить возможные степени окисления элементов, а по степени окисления прогнозировать формы и свойства его соединений (пп. 4, 5, 6). Прогнозирование строения атома и свойств целесообразно представить в виде табл. 4 или в соответствии с планом прогноза (табл. 4) записать в произвольной форме. Таблица 4 Прогнозирование строения и свойств химического элемента, форм и свойств его соединений № п/п 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Химический План элемент прогноза Положение элемента в периодической системе Основные характеристики атома Электронная формула атома Энергетическая диаграмма расположения электронов по уровням, подуровням, ячейкам Электронное сем-во Возможные ст. ок. ОЭО (табл. 1) Свойства простого вещества Кислотно-основные свойства оксидов Свойства гидроксидов Символ ______________, название _______________ Ar(элемента) = N (элемента) N (периода) N (группы) Zя Ne Np Nn N (энер. ур.) Вē Подгруппа ns np (n-1)d Металлические или неметаллические Окислительные или восстановительные Формулы Кислотно-основной характер Формулы Кислотно–основной характер Окислительно-восстан. св-ва 8. Многовариантные задания Для успешного выполнения многовариантных заданий следует ознакомиться с содержанием настоящих методических указаний, внимательно изучить предлагаемые схемы, таблицы и примеры. Задание 1. В соответствии с вариантом задания (табл. 5): охарактеризуйте каждый элемент по плану прогноза, представленному в табл. 4; - дайте сравнительную характеристику свойств атомов химических элементов (п. 4), свойств простых веществ (п. 5), а также кислотноосновных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов (п. 6). Таблица 5 Варианты задания 1 Вариант 1 2 3 Химический элемент 1 2 Bi Zn W P Ti Ge Вариант 16 17 18 Химический элемент 1 2 Sc Ga Mg Fe V As 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 Al Mn Cs Zr Cd Hf Cl Na B Sr Os La Мо Br Ta Sn I Pb Au Po Ac Tc Ba Tl 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 Hg Te Re Nb Cu Fr U Ca Ra Ku Cr Y Si Ag Rb Sb Se Ni Be At Ru K S In Задание 2. В соответствии с вариантом задания (табл. 6) для каждого элемента: - определите место элемента в периодической системе Д. И. Менделеева и назовите элемент; - запишите полную электронную формулу атома и определите электронное семейство элемента; - изобразите энергетическую диаграмму расположения электронов по уровням и подуровням и определите все возможные степени окисления элемента; - напишите формулы оксидов и гидроксидов элемента и охарактеризуйте их кислотно-основные свойства; - дайте сравнительную характеристику физических и химических свойств простых веществ. Таблица 6 Варианты задания 2 Вариант 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Конфигурация валентных электронов элемента 1 2 2 2 2 4d 5s 6s 6p3 6s26p4 3s23p4 5d106s2 5s25p3 4s24p1 3d74s2 4d45s1 5d46s2 3d24s2 4s24p6 5s25p2 5d66s2 5d56s2 6s26p2 5d76s2 6s26p1 3s23p1 2s22p6 Вариант 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 Конфигурация валентных электронов элемента 1 4d 5s2 4d45s2 3d104s2 5s25p4 5d26s2 4d105s2 6s26p5 5d106s1 5d36s2 3d54s2 5 2 4s 4p3 4s24p2 6s26p6 5d86s2 6s26p2 4d105s2 4s24p5 4s24p4 5d26s2 5s25p1 2 11 12 13 14 15 3d94s2 3d44s2 3s23p3 4d85s2 3s23p6 3s23p2 4d15s2 5s25p6 2s22p2 3d84s2 3d14s2 5s25p5 3d24s2 3s23p5 2s22p3 26 27 28 29 30 3d104s2 2s22p4 2s22p5 3d64s2 4d105s2 Задание 3. Укажите, как в заданном ряду элементов в соответствии с вариантом задания (табл. 7) изменяются (увеличиваются, уменьшаются или не изменяются): - заряд ядра атома; - число валентных электронов, в том числе неспаренных электронов; - число энергетических уровней; - радиус атома; - энергия ионизации и энергия сродства к электрону; - ОЭО (относительная электроотрицательность) и способность принимать электроны; - металлические и неметаллические свойства; - окислительно-восстановительные свойства; - высшая положительная степень окисления; - формулы оксидов и их кислотно-основной характер; - формулы соответствующих гидроксидов и их кислотно-основной характер. Таблица 7 Варианты задания 3 Вари ант 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 Ряд химических элементов Рубидий – цезий – франций Углерод – кремний – германий Галлий – индий – таллий Литий – бериллий – бор Калий – кальций – галлий Сурьма – теллур – йод Литий – натрий – калий Германий – олово – свинец Сера – селен – теллур Бор – углерод – азот Галлий – германий – мышьяк Цезий – барий – таллий Калий – рубидий – цезий Азот – фосфор – мышьяк Селен – теллур – полоний Вари ант 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 Ряд химических элементов Мышьяк – селен – бром Таллий – свинец – висмут Бериллий – магний – кальций Мышьяк – сурьма – висмут Фтор – хлор – бром Алюминий – кремний – фосфор Рубидий – стронций – индий Висмут – полоний – астат Стронций – барий – радий Бор – алюминий – галлий Бром – йод – астат Фосфор – сера – хлор Индий – олово – сурьма Франций – радий – лантан Натрий – магний – алюминий Библиографический список 1. Общая химия / Н. В. Коровин – М. : Высшая школа, 2002. – 558 с. 2. Теоретические основы общей химии / А. И. Горбунов [и др.]– М. : Изд-во МГТУ им. Н. Э. Баумана, 2003. – 720 с. 3. Краткая химическая энциклопедия. Т 3. – М. : Советская энциклопедия, 1964. – 1112 с. 4. Справочное руководство по химии / А. И. Артеменко, В. А. Малеванный, И. В.Тикунова – М. : Высшая школа, 1990. – 340 с. 5. Общая химия. Направление и скорость химических процессов. Строение вещества / О. С.Зайцев – М. : Высшая школа, 1983. – 248 с. 6. Задачи и упражнения по общей химии/ Н. Л.Глинка – М. : Интеглалпресс, 2002. – 240 с. 7. Краткий химический справочник / В. А. Рабинович, З. Я. Хавин – С-Пб.: Химия, 1994. – 432 с. Оглавление Введение -------------------------------------------------------------------------------- 3 1. Периодический закон Д. И. Менделеева--------------------------------------- 4 2. Структура периодической системы элементов Д. И. Менделеева (короткая форма таблицы)-------------------- -------------------------------------- 5 3. Электронное строение атома----------------------------------------------------- 7 4. Периодичность свойств атомов химических элементов-------------------- 9 5. Периодическое изменение свойств простых веществ---------------------- 11 6. Периодичность форм и свойств соединений химических элементов---- 14 7. Прогнозирование свойств веществ--------------------------------------------- 18 8. Многовариантные задания-------------------------------------------------------- 19 Библиографический список--------------------------------------------------------- 22
