Периодическая система элементов

С.В. Житарь

А.Н. Лыщиков

Е.Г. Зиновьева

Н.П. Ионова

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебно – методическое пособие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

«Чувашский государственный университет

имени И.Н. Ульянова»

С.В. Житарь

А.Н. Лыщиков

Е.Г. Зиновьева

Н.П. Ионова

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебно- методическое пособие

Чебоксары

УДК 54

ББК

Рецензент: канд. хим. наук, доцент О. В. Каюкова;

канд. хим. наук, доцент М. В. Кузьмин

Житарь С.В.

Ж74 Общая и неорганическая химия: Учебно- методическое пособие пособие / Житарь С. В., Лыщиков А.Н., Зиновьева Е.Г., Ионова Н.П., Чебоксары: Издательство Чуваш. Ун-та., 2016. 94с.

Содержит краткий теоретический материал и контрольные задания, охватывающие важнейшие разделы курса общей и неогранической химии.

Для студентов I курса заочной и очно – заочной формы обучения, изучающих курс общей и неогранической химии.

Ответственный редактор д-р хим. наук,

профессор А.Н. Лыщиков

Утверждено Учебно-методическим советом университета в качестве учебного пособия

УДК 543

ББК 24.4

© Издательство

Чувашского университета, 2016

© Житарь С.В., Лыщиков А.Н., Ионова Н.П., 2016

Основной вид учебных занятий студентов, обучающихся по заочной и очно – заочной форме обучения – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе общей и нерганической химии она слагается из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации; посещение лекций; сдача экзамена по всему курсу.

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ

Каждый студент выполняет свой вариант контрольных заданий, обозначенный двумя предпоследними цифрами номера студенчес­кого шифра (билета). Например: номер студенческого шифра (билета) 11722, две предпоследние цифры 72, им соответствует вариант контрольного задания 72-40=32. Номера задач представлены в таблице.

Строение атома

Атомная орбиталь (АО)- околоядерное пространство, вероятность нахождения электрона в котором максимальна.

Орбиталь можно однозначно описать с помощью набора целых чисел, называемых квантовыми.

Квантовые числа, как и энергия электрона, могут принимать не любые, а только определенные значения, которые различаются на единицу.

Значение главного квантового числа, равного 1 (n = 1), отвечает состоянию электрона с самой низкой энергией (т.е. наибольшей устойчивости электрона в атоме). Если состояние электрона характеризуется значением n = 1, то говорят, что электрон находится на первом энергетическом уровне (электронном слое, оболочке). На этом уровне электроны связаны с ядром наиболее прочно и находятся на наименьшем среднем расстоянии от ядра. Размер орбитали минимален.

Таким образом, главное квантовое число указывает на принадлежность электрона к тому или иному энергетическому уровню. Число энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода по таблице Д.И. Менделеева, в котором находится данный элемент. Например, атом серы содержит 16 электронов (Z = 16). Эти электроны распределены по трем энергетическим уровням (атом серы находится в III периоде).

Электроны с одинаковым значением главного квантового числа могут иметь разные по форме атомные орбитали, которые определяются значением орбитального квантового числа l.

Допустимые значения l ограничены значением квантового числа n (см. табл. 5). Например, если n = 4, то орбитальное квантовое число принимает четыре значения: 0, 1, 2, 3. Атомные орбитали (А) могут иметь четыре различные формы. Условно говоря, четвертый энергетический уровень состоит из четырех энергетических подуровней. Подуровни (и электроны, им соответствующие) обозначаются буквами s, р, d, f.

Орбитальное квантовое числ	Обозначение орбитали (подуровни)	Форма орбитали	Название орбитали
	s		s-орбиталь
	p		p-орбиталь
	d		d-орбиталь
	f		f-орбиталь

Из значения орбитального квантового числа следует, что число подуровней в энергетическом уровне равно номеру уровня. Для характеристики энергетического состояния электронов в атоме используется краткая запись: энергетические уровни, характеризующиеся главным квантовым числом, обозначаются арабской цифрой, а подуровни энергии, характеризующиеся орбитальным квантовым числом - соответ­ствующей латинской буквой.

В принципе для обозначения всех возможных энергетических состояний было бы достаточно главного и орбитального чисел, если бы не магнитные свойства атома и электрона.

Во внешнем магнитном поле энергия электрона зависит от расположения орбитали. Ориентация орбитали определяется значением магнитного квантового числа m₁ которое зависит от l. Например, при l = 1 m₁ может принимать значения -1, 0, или 1. Это значит, что р-орбитали, имеющие форму гантелей, имеют три разные ориентации. Условно говорят, что р-подуровень имеет три энергетические ячейки. Схематично каждый энергетический подуровень можно изобразить прямоугольни­ком, разделенным на ячейки. Общее количество энергетических ячеек равно числу возможных значений магнитного квантового числа и отвечает формуле 2l + 1.

Четвертое квантовое число - спиновое, m_s. Оно связано с вращательным движением электрона вокруг собственной оси. Вращение возможно как по часовой, так и против часовой стрелки. Поэтому спиновое квантовое число имеет только два значения. Графически это представляют в виде стрелок, направленных во взаимно противоположные стороны: ↓ или ↑. Электроны с одинаковым направлением спина называются параллельными, с противоположным направлением - антипарал­лельными.

Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Этот принцип позволяет определить емкость атомной ячейки, энергетического подуровня и уровня в целом. Согласно принципу Паули, на одной атомной орбитали может быть не более двух электронов, и то при условии, что они антипараллельны. Нахождение на атомной орбитали третьего электрона означало бы, что у двух из них все четыре квантовых числа одинаковы. Емкость энергетических подуровней и уровней определим с помощью табл. 5. Первый энергетический уровень имеет один подуровень 1s и состоит из одной атомной орбитали, на которой с учетом принципа Паули могут разместиться два электрона, записывается: 1s². Второй имеет два подуровня 2 sp из одной s-орбитали и трех р-орбиталей, на которых могут разместится два и шесть электронов. Общую емкость второго энергетического уровня - восемь электронов - можно изобразить так: 2s²2p⁶. Графически его можно представить так:

Третий энергетический уровень имеет три подуровня: 3 spd. Общая емкость третьего уровня - 18 электронов. Его изображение: 3s²p⁶d¹⁰.

Четвертый энергетический уровень имеет четыре подуровня: 4 spdf. Общая емкость четвертого уровня - 32 электрона. Изображение: 4s²p⁶d¹⁰f¹⁴.

Принцип наименьшей энергии: электрон при формировании электронной оболочки атома стремится занять орбиталь с наименьшей энергией, т.е. ту орбиталь, которая расположена "ближе" к ядру. Находясь на такой орбитали, электрон будет прочнее связан с ядром. Реальный порядок заполнения орбиталей в атомах имеет следующий вид:

1s → 2s → 2р → 3s →3р →4s→ 3d→ 4р→ 5s →4d →5р →6s → →(5d¹) → 4f→5d^2-10 →6р →7s → (6d¹) → 5f → 6d^2-10…

Этот порядок может быть выведен на основе двух правил Клечковского:

1. При увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы (n+1) к орбиталям с большим значением этой суммы.

2. При одинаковых значениях этой суммы в первую очередь происходит заполнение орбиталей с меньшим значением n. Исключения из правил: заполнение 5d-орбиталей начинается раньше, чем 4f (атом лантана), и 6d-орбиталей раньше, чем 5f (атом актиния).

Правило Гунда: электроны в пределах подуровня стремятся занять свободные орбитали. Когда все орбитали данного подуровня окажутся занятыми, происходит спаривание электронов в каждой орбитали. Последовательность заполнения электронами трех орбиталей р-подуровня.

При составлении электронных формул атомов и заполнении энергетических уровней и подуровней атомов следует обратить внимание на следующие особенности:

1. Начало каждого периода совпадает с началом нового энергетического уровня.

2. У атомов I и II главных подгрупп формируется внешний энергетический подуровень ns^1-2. Это первые 2 элемента в периоде (s-элементы).

3. У атомов III и VIII главных подгрупп заполняется внешний энергетический подуровень np^1-6. Это последние шесть элементов в каждом периоде (р-элементы).

4. Формирование s- и р-подуровней происходит в соответствии с номером периода: например, в III периоде заполняются 3s- и 3р- подуровни.

5. У атомов побочных подгрупп происходит заполнение предвнешних (n-1)d^1-10-подуровней. Они имеются только в больших периодах и располагаются по 10 элементов между s- и р-элементами. Следовательно, 3d-подуровень впервые формируется у атомов IV периода, a 6d в VII периоде.

6. Для атомов лантаноидов и актиноидов характерно заполнение глубинных (n-2)-подуровней. Следовательно, 4f- подуровень впервые формируется у атомов VI периода, а 5f - у атомов VII.

Пример 1. Используя рациональный способ построения электронных формул, напишите электронную формулу для атома технеция (Z = 43).

Решение.

Электронную формулу можно составить, перемещаясь по периодической системе сразу на целые периоды и записывая заполнение энергетических подуровней, происходящее в каждом периоде:

Итого: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²5d⁵.

Полная сумма чисел, указываемых над обозначениями орбиталей, должна совпадать с атомным номером элемента, который для технеция равен 43.

Наиболее рационален способ построения электронных формул по "координатам" периодической системы. Положение элемента в периодической системе определяется "координатами", которые имеют определенный физический смысл, связанный со строением атома:

«Координаты» (2-4) определяют особенности электронной структуры атома, т.е. «концовку» его электронной формулы:

Пример 2. Написать порядок определения валентности элементов главных подгрупп.

Решение.

1. Записывается электронная конфигурация внешнего энер­гетического уровня атома:

₈О→…2s²2p⁴; ₁₆S→…3s²3p⁴

2. Распределяются электроны внешнего энергетического уровня по орбиталям в соответствии с правилом Гунда:

3. Определяются валентность элемента в стационарном cоcтоянии по количеству неспаренных электронов в орбиталях:

₈О→…2s²2p⁴; ₁₆S→…3s²3p⁴

В=2В=2

4. Определяется наличие вакантных орбиталей на внешнем энергетическом уровне: ₈О→…2s²2p⁴. На втором энергетическом уровне имеется два подуровня. Свободных орбиталей нет. На третьем энергетическом уровне - три подуровня, есть свободные d-орбитали ₁₆S→…3s²3p⁴d⁰.

5. Изображается переход электронов на вакантные орбитали: ₁₆S→…3s²3p⁴d⁰.

6. Определяется валентность элемента в возбужденном состоянии: В = 4, 6; ₁₆S→…3s¹3p³d².

Повышение валентности атома кислорода за счет возбуждения невозможно. По этой причине кислород имеет постоянную валентность, равную 2. Атом серы при возбуждении проявляет валентность 4, 6.

Примечания.

1. Переменные валентности элементов главных подгрупп отличаются на две единицы.

2. Валентности элементов четных подгрупп выражаются четными числами.

3. Валентности элементов нечетных подгрупп выражаются нечетными числами.

4. Элементы второго периода не проявляют высоких значений валентности, которые известны для их аналогов в периодической системе.

5. Высшая валентность элементов третьего и последующих периодов в главных подгруппах равна номеру группы.

Пример 3. Написать порядок определения валентности элементов побочных подгрупп.

Решение.

1. Записывается "концовка" электронной формулы

₂₆ Fe →…d⁶4s²; ₇₆Os →…d⁶6s²

2. Распределяются электроны по орбиталям:

3. Определяется валентность элемента в стационарном состоянии. При этом следует учитывать, что большинство d-элементов в этом состоянии не склонно проявлять валентность, так как на внешнем уровне нет неспаренных электронов:

₂₆ Fe →…d⁶4s²; В=0. ₇₆Os →…d⁶6s²; В=0.

Сравните для атома серебра:

₄₇Ag →…d¹⁰5s¹; ' B = l.

4. Определяется минимальная валентность атома при возбуждении. Она, как правило, равняется двум за счет разъединения s-электронов и перехода их на свободный р-подуровень:

5. Определяется наличие вакантных орбиталей на предвнешнем уровне: ₂₆ Fe →…d⁶4s². На третьем энергетичес­ком уровне - три подуровня. Свободных орбиталей нет.

₇₆Os →…d⁶6s².На пятом энергетическом уровне - пять под­уровней. Есть свободные f-орбитали.

6. Изображается переход электронов на вакантные орбитали:

7. Определяется максимальная валентность атома в возбужденном состоянии:

₂₆ Fe^* →…d⁶4s¹p¹; В=6. ₇₆Os^* →… d⁵f¹6s¹p¹; В=8.

8. Выписываются все возможные валентности от минимальной до максимальной. Следует иметь в виду, что у d-орбиталей валентности отличаются на единицу:

B_Fe = 2, 3, 4, 5, 6. B_Os = 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8.

Следует отметить, что спиновая теория валентности носит лишь приближенный характер (особенно по отношению к d-элементам).

Пример 4. Написать электронные формулы атома азота и ионов N^3-, N⁵⁺, N³⁺; дать их окислительно-восстановительную характеристику.

Решение.

Электронная формула азота: 1s²2s²2р³. Атом азота может принять три электрона на р-подуровень и отдать пять электронов с внешнего энергетического уровня. Следовательно, для него характерны как окислительные, так и восстановительные свойства. Ионизация атома азота идет следующим образом:

N 1s²2s²2р³ → N³⁻1s²2s²2р⁶ (присоединение),

N 1s²2s²2р³ → N³⁺ 1s²2s²2р⁰ (отщепление),

N 1s²2s²2р³ → N⁵⁺ 1s²2s⁰2р⁰(отщепление)

Электронные формулы ионов:

N³⁺→1s²2s²2р⁰, N³⁻→1s²2s²2р⁶, N⁵⁺→1s²2s⁰2р⁰.

Ион N³⁻ - абсолютный восстановитель, так как способен только к отдаче электронов со второго энергетического уровня. Ион N⁵⁺ - абсолютный окислитель, так как способен только принимать электроны в свободные орбитали второго энергетического уровня. Ион N³⁺ может выполнять роль как восстановителя, так и окислителя.

Вывод.

Атом элемента в высшей степени окисления (N⁵⁺) - окисли­тель, а в низшей степени окисления (N³⁻) - восстановитель. Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления (N³⁺), может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Пример 5. Определить свойства элемента с порядковым номером 105.

Решение.

Для определения свойства элемента достаточно знать "концовку" его электронной формулы:

формируется d-подуровень   105Ns…→…d37s2 количество электронов внешнего уровня   количество валентных электронов

Нильсборий - элемент d-семейства. Это металл, так как имеет малое число электронов на внешнем энергетическом уровне. В стационарном состоянии не склонен к проявлению валентности, так как на внешнем энергетическом уровне имеет только спаренные электроны: 7s² .

При возбуждении может быть двухвалентным: 7s¹p¹ .

Максимальная валентность равна пяти:

d³7s¹p¹

Набор возможных валентностей: 2, 3, 4, 5. Ns - восстанови­тель. Его возможные окислительные числа (О.Ч.): +2, +3, +4, +5. Формы и свойства соединений, образуемых данным элементом, определяет окислительное число его атомов. Например, возможные формулы оксидов данного элемента: NsO, Ns₂О₃, NsО₂, Ns₂О₅.

Известно, что, проявляя высшее значение О.Ч., равное номеру группы, элементы главной и побочной подгрупп образуют соединения, близкие по своим свойствам. Для Ns высшее значение О.Ч. равно +5. Этому значению О.Ч. соответствуют оксид Ns₂О₅ и гидроксид H₃NsO₄, аналогичные по форме и свойствам оксиду и гидроксиду элемента фосфора Р₂O₅ и Н₃РO₄. Причина такого сходства - аналогичное строение электронных оболочек ионов:

Ns⁵⁺...6s²p⁶d¹⁰7s⁰, Р⁵⁺ ... 2s²p⁶3s⁰p⁰.

Примечание. Количество (число) электронов на внешнем энергетическом уровне иона называют типом иона. У ионов Ns⁵⁺ и Р⁵⁺ тип иона восьмиэлектронный (8ē). Тип иона влияет на свойства соединений и учитывается в теории поляризации ионов.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1. Что характеризует главное квантовое число? Какое значение имеет главное квантовое число для внешних электронов атома цинка?

2. Сформулируйте принцип Паули. Определите емкость пятого энергетического уровня.

3. Напишите полные электронные формулы атомов железа и кобальта. Являются ли они электронными аналогами?

4. Напишите полные электронные формулы атомов с порядковыми номерами 75, 85, 95. Укажите, к какому семейству относятся атомы этих элементов, определите их валентные электроны, электроны внешнего слоя. К металлам или неметаллам относятся эти элементы?

5. Определите возможные валентности атомов фтора и йода в стационарном и возбужденном состояниях.

6. Определите возможные окислительные числа атомов серы и кобальта.

7. Что называется потенциалом ионизации? Как изменяется значение ионизационного потенциала в периодах периодической системы элементов?

8. Что характеризует орбитальное квантовое число? Сколько и какие значения может принимать орбитальное квантовое число при главном квантовом числе, равном 4?

9. Сформулируйте принцип наименьшей энергии. Какой энергетический подуровень атома заполняется раньше: 5s или 4p? Почему?

10. Напишите электронную формулу атома селена и его полного электронного аналога.

11. Напишите полные электронные формулы атомов с порядковыми номерами 72, 82, 92. Укажите, к какому семейству относятся атомы этих элементов, определите их валентные электроны и электроны внешнего слоя. К металлам или неметаллам относятся эти элементы?

12. Напишите электронные формулы атома и ионов S, S²⁻, S⁴⁺, S⁶⁺. Дайте их окислительно-восстановительную характерис­тику.

13. Определите возможные валентности атомов кислорода и теллура в стационарном и возбужденном состояниях.

14. Определите возможные окислительные числа атомов иода и железа.

15. Что характеризует магнитное квантовое число? Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число m_l при орбитальном квантовом числе l = 0?

16. Сформулируйте правило Гунда. Разместите шесть d-электронов по энергетическим ячейкам (орбиталям) d-под­уровня.

17. Напишите полные электронные формулы атомов мышьяка и германия. Являются ли они электронными аналогами?

18. Напишите полные электронные формулы атомов с порядковыми номерами 74, 84, 94. Укажите, к какому семейству относятся атомы этих элементов, определите их валентность и электроны, электроны внешнего слоя. К металлам или неметаллам относятся эти элементы?

19. Напишите электронные формулы атомов и ионов С, С⁴⁻, С²⁺, С⁴⁺. Дайте их окислительно-восстановительную характерис­тику.

20. Определите возможные валентности атомов фосфора и мышьяка в стационарном и возбужденном состояниях.

21. Определите возможные окислительные числа атомов кислорода и осмия.

22. Напишите электронную формулу атома цинка и его полного электронного аналога.

23. Напишите полные электронные формулы атомов с порядковыми номерами 76, 86, 96. Укажите, к какому семейству относятся атомы этих элементов, определите их валентные электроны и электроны внешнего слоя. К металлам или неметаллам относятся эти элементы

Периодическая система элементов

Периодический закон, открытый в 1869 году Д.И. Менделе­евым, положил начало новой эпохе в химии. Этот этап развития химии является важнейшим после открытия атомно-молекуляр- ной теории.

Периодическая система состоит из 12 горизонтальных и 8 вертикальных рядов. Горизонтальные ряды называются периодами, а вертикальные - группами.

1-й ряд состоит из двух элементов. 2-й и 3-й ряды - из восьми; они начинаются щелочным металлом и заканчиваются инертным газом. Первые три периода называются малыми, остальные - большими.

Элементы по сходству и различию разделены на главные и побочные подгруппы. Это происходит оттого, что элемент имеет большое сходство с другим элементом, стоящим не рядом, а через клетку. Например: хлор имеет большое сходство с бромом, но отделен марганцем; селен похож на теллур, но он отделен молибденом; калий имеет сходные свойства с рубидием, но через медь. Чтобы отметить такое различие между рядами, элементы четных рядов в больших периодах сдвинуты влево, а элементы нечетных рядов - вправо. Таким образом, начиная с IV периода каждую группу можно разделить на две подгруппы: главную и побочную.

Главная подгруппа составлена из элементов, состоящих из четных и нечетных рядов (F, CI, Br, J и Li, Na, К, Rb, Cs, Fr). Побочная подгруппа - Zn, Cd, Hg, Mn, Re, Тс и Cu, Ag, Au.

Принцип расположения элементов по возрастанию заряда ядер атомов служил руководством для Д.И. Менделеева при построении периодической системы. Однако в периодической системе имеются отклонения от этого принципа. Так, аргон стоит впереди калия, хотя его масса больше, чем масса ядра калия. Кобальт находится впереди никеля, теллур - впереди йода. Д.И. Менделеев здесь отступил от основного принципа закона и руководствовался всей совокупностью индивидуальных свойств. Впоследствии это подтвердилось и соответствует строению атома. Безупречность периодической системы доказана экспериментально на основе закона Мозли.

В 1920 г. английский ученый Д. Чедвик экспериментально установил, что порядковый номер элемента численно равен положительному заряду ядра атома этого элемента, т.е. числу протонов в ядре.

Химическим элементом называют определенный вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра - одинаковое число протонов в ядре.

Современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Номер группы указывает на высшую валентность элемента и выявляет тем самым максимальное число электронов атома того или иного элемента, которое может участвовать в образовании химической связи.

Номер периода оказался связанным с числом энергетических уровней, имеющихся в электронной оболочке атома элемента данного периода.

Итак, горизонтальные ряды таблицы названы периодами, а вертикальные ряды - группами. В периодах свойства элементов изменяются последовательно. При этом элементы, имеющие одинаковую высшую валентность, попадают в один вертикальный ряд, который составляет одну группу.

Пример 1. Определить, у какого из элементов IV периода - марганца или брома - сильнее выражены металлические свойства.

Решение.

Электронные формулы Мn и Вr:

₂₅Mn = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²,

₃₅Br = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵.

Марганец - d-элемент VII В-группы, а бром - p-элемент VII A-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца 2 электрона, у атома брома - 7.

Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не обладают отрицательными ионами. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, следовательно, приобретают отрицательно заряженные ионы. Поэтому марганец, как и другие металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома характерны окислительные свойства. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, металлические свойства у марганца выражены сильнее, чем у брома.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

24. Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета-, ортогерманиевой кислот и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.

25. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s- и р-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

26. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность p-элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

27. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы водородного соединения германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.

28. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего Элемента.

29. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов III периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.

30. Какой из элементов IV периода - ванадий или мышьяк - обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте исходя из строения атомов данных элементов.

31. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV).

32. У какого элемента IV периода - хрома или селена - сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.

33. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются'соответствующие соединения?

34. У какого из р-элементов V группы периодической системы - фосфора или сурьмы - сильнее выражены неметалли­ческие свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

35. Исходя из положения металла в периодической системе дайте мотивированный ответ на вопрос: у какого из двух гидроксидов более сильное основание: Ва(ОН)₂ или Mg(OH)₂; Са(ОН)₂ или Fe(OH)₂; Cd(OH)₂ или Sr(OH)₂?

36. Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: СuОН или Сu(ОН)₂; Fe(OH)₂ или Fe(OH)₃; Sn(OH)₂ или Sn(OH)₄? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксидов олова (II).

37. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

38. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

39. Хром образует соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).

40. Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить? Дайте мотивированный ответ.

41. Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?

42. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

43. Атомы каких элементов IV периода периодической системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э₂О₅? Какой из них дает газообразное соединение с водородом? Составьте формулы кислот, отвечающих этим оксидам, и изобразите их графически.

44. . Расположите приведенные элементы в порядке возрастания: а) радиуса; б) энергии ионизации I; в) энергии сродства к электрону Е; г) электроотрицательности ЭО. Подвердите правильность ответа чиловыми значениями I, Е, ЭО.

45. . Назовите возможные и устойчвые степени окисления и валетности элеметов, имеющих электронную конфигурацию.

12
• 3
• 4
• 5
• 6
• 7
• 8
• 9
• 10
• 11
• 12
• 13
• 14
• 15
• 16
• Далее ⇒