Встановіть відповідність між символом хімічного елемента (в заданому порядку) та числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні його атома.

Відповідних правильним відповідям, ви складете назву установки, яка дозволить людству ще глибше пізнати будову атома (9 букв).

Число е на символ елемента

Енергетичному

рівні Mg Si I F C Ba Sn Ca Br

2 к а п о л й с е м

4 а о в к а т д ч я

7 в й л н н о о л р

1 Періодичне повторення числа електронів на зовнішньому рівні атома пояснює _______________ 2. Кількість енергетичних рівнів атома можна

визначити за:
A. номером групи;
Б. номер періоду;
B. порядковим номером.

4. Яка з характеристик хімічних елементівне змінюється у головних підгрупах:
А радіус атома;
Б число електронів зовнішньому рівні;
У. число енергетичних рівнів.

5. Загальна будова атомів елементів з порядковими номерами 7 і 15:

A. число електронів на зовнішньому рівні; Б. заряд ядра;

B. Число енергетичних рівнів.

1 (2 бали). Розподіл електронів за енергетичними рівнями в атомі калію:

А. 2е, 8е, 8е, 1е Ст . 2е, 8е,

18е, 8е, 1е
Би. 2е, 1е Р. 2е, 8е, 1е

2 (2 бали). Число електронів на зовнішньому електронному шарі атома алюмінію:

А. 1 Б. 2 В. 3 Г.4

3 (2 бали). Проста речовина з найбільш яскраво вираженими металевими властивостями:

А. Кальцій Б. Барій В. Стронцій Г. Радій

4 (2 бали). Вид хімічного зв'язкув простою речовиною- алюміній:

А. Іонна Б. Ковалентна полярна

В. Металева Г. Ковалентна неполярна

5 (2 бали). Число енергетичних рівнів у елементів однієї підгрупи зверху донизу:

А. Змінюється періодично. Б. Не змінюється.

В. Збільшується. Р. Зменшується.

6 (2 бали). Атом літію відрізняється від іона літію:

А. 3арядом ядра. Б. Числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

В. Числом протонів. Р. Числом нейтронів.

7 (2 бали). Найменш енергійно реагує з водою:

О. Барій. Ст. Магній.

Б. Кальцій. Г. Стронцій

8 (2 бали). З розчином сірчаної кислоти не взаємодіє:

А. Алюміній. В. Натрій

Б. Магній. Г. Мідь

9 (2 бали). Гідроксид калію не взаємодіє з речовиною, формула якої:

А. Na2O В. АlСl3

Б. Р2O5 Р. Zn(NO3)2

10 (2 бали). Ряд, у якому всі речовини реагують із залізом:

А. НСl, СО2, СО

Б. CO2, HCl, S

Ст Н2, O2, СаO

Р. O2, СуSO4, Н2SO4

11 (9 балів). Запропонуйте три способи одержання гідроксиду натрію. Відповідь підтвердьте рівняннями реакцій.

12 (6 балів). Здійсніть ланцюжок хімічних перетворень, склавши рівняння реакцій у молекулярному та іонному видах, назвіть продукти реакцій:

FeCl2 → Fe(OH)2 → FeSO4 → Fe(OH)2

13 (6 балів). Як, використовуючи будь-які реактиви (речовини) та цинк, отримати його оксид, основу, сіль? Складіть рівняння реакцій у молекулярному вигляді.

14 (4 бали). Складіть рівняння хімічної реакції взаємодії літію з азотом. Визначте відновник та окислювач у цій реакції

Що відбувається із атомами елементів під час хімічних реакцій? Від чого залежить властивості елементів? На обидва ці питання можна дати одну відповідь: причина лежить у будові зовнішнього У нашій статті ми розглянемо електронне металів та неметалів та з'ясуємо залежність між структурою зовнішнього рівня та властивостями елементів.

Особливості електронів

При проходженні хімічної реакції між молекулами двох або більше реагентів відбуваються зміни у будові електронних оболонок атомів, тоді як їх ядра залишаються незмінними. Спочатку ознайомимося з характеристиками електронів, що є найбільш віддалених від ядра рівнях атома. Негативно заряджені частинки розташовуються шарами певній відстані від ядра і друг від друга. Простір навколо ядра, де знаходження електронів найбільш можливе, називається електронною орбіталлю. У ній сконденсовано близько 90% негативно зарядженої електронної хмари. Сам електрон в атомі виявляє властивість дуальності, він одночасно може поводитись і як частка, і як хвиля.

Правила заповнення електронної оболонки атома

Кількість енергетичних рівнів, на яких знаходяться частинки, дорівнює номеру періоду, де розміщується елемент. На що вказує електронний склад? Виявилося, що на зовнішньому енергетичному рівні для s- та p-елементів головних підгруп малих та великих періодів відповідає номеру групи. Наприклад, у атомів літію першої групи, що мають два шари, на зовнішній оболонці знаходиться один електрон. Атоми сірки містять на останньому енергетичному рівні шість електронів, оскільки елемент розташований у головній підгрупішостої групи і т. д. Якщо ж мова йдепро d-елементи, то для них існує таке правило: кількість зовнішніх негативних частинок дорівнює 1 (у хрому та міді) або 2. Пояснюється це тим, що в міру збільшення заряду ядра атомів спочатку відбувається заповнення внутрішнього d-підрівня та зовнішні енергетичні рівні залишаються без змін.

Чому змінюються властивості елементів малих періодів?

У малих вважаються 1, 2, 3 та 7 періоди. Плавна зміна властивостей елементів у міру зростання ядерних зарядів, починаючи від активних металів та закінчуючи інертними газами, пояснюється поступовим збільшенням кількості електронів на зовнішньому рівні. Першими елементами в таких періодах є ті, чиї атоми мають лише один або два електрони, здатні легко відриватися від ядра. І тут утворюється позитивно заряджений іон металу.

Амфотерні елементи, наприклад, алюміній або цинк, свої зовнішні енергетичні рівні заповнюють невеликою кількістю електронів (1 у цинку, 3 - у алюмінію). Залежно та умовами протікання хімічної реакції вони можуть виявляти як властивості металів, і неметалів. Неметалічні елементи малих періодів містять від 4 до 7 негативних частинок на зовнішніх оболонках своїх атомів і завершують до октету, притягуючи електрони інших атомів. Наприклад, неметал з найбільшим показником електронегативності - фтор, що має на останньому шарі 7 електронів і завжди забирає один електрон не тільки у металів, а й у активних неметалевих елементів: кисню, хлору, азоту. Закінчуються малі періоди, як і великі, інертними газами, одноатомні молекули яких мають повністю завершені до 8 електронів зовнішні енергетичні рівні.

Особливості будови атомів великих періодів

Парні ряди 4, 5 і 6 періодів складаються з елементів, зовнішні оболонки яких вміщують всього один або два електрони. Як ми говорили раніше, у них відбувається заповнення електронами d-або f-підрівнів передостаннього шару. Зазвичай це типові метали. Фізичні та Хімічні властивостівони змінюються дуже повільно. Непарні ряди містять такі елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні енергетичні рівні за наступною схемою: метали - амфотерний елемент - неметали - інертний газ. Ми вже спостерігали її прояв у всіх малих періодах. Наприклад, у непарному ряду 4 періоду мідь є металом, цинк - амфотерен, потім від галію до брому відбувається посилення неметалічних властивостей. Закінчується період криптон, атоми якого мають повністю завершену електронну оболонку.

Як пояснити розподіл елементів на групи?

Кожна група - а їх у короткій формі таблиці вісім, ділиться ще й на підгрупи, які називаються головними та побічними. Така класифікація відбиває різне становище електронів зовнішньому енергетичному рівні атомів елементів. Виявилося, що у елементів головних підгруп, наприклад, літію, натрію, калію, рубідії та цезію останній електрон розташований на s-підрівні. Елементи 7 групи головної підгрупи (галогени) заповнюють негативними частинками свій p-підрівень.

Для представників побічних підгруп, Таких, як хром, типовим буде наповнення електронами d-підрівня. А в елементів, що входять до сімейства, накопичення негативних зарядів відбувається на f-підрівні передостаннього енергетичного рівня. Більше того, номер групи зазвичай збігається з кількістю електронів, здатних до утворення хімічних зв'язків.

У нашій статті ми з'ясували, яку будову мають зовнішні енергетичні рівні атомів хімічних елементів, та визначили їхню роль у міжатомних взаємодіях.

Є.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самовчитель з хімії

Посібник для тих, хто не знає, але хоче дізнатися та зрозуміти хімію

Частина I. Елементи загальної хімії
(Перший рівень складності)

Продовження. Початок див. у № 13, 18, 23/2007

Глава 3. Елементарні інформацію про будову атома.
Періодичний закон Д.І.Менделєєва

Згадайте, що таке атом, з чого складається атом, чи змінюється атом у хімічних реакціях.

Атом – це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Число електронів у ході хімічних процесів може змінюватися, але заряд ядра завжди залишається незмінним. Знаючи розподіл електронів в атомі (будова атома), можна передбачити багато властивостей даного атома, а також властивості простих і складних речовин, До складу яких він входить.

Будова атома, тобто. склад ядра та розподіл електронів навколо ядра, нескладно визначити за становищем елемента в періодичній системі.

У періодичної системі Д.І.Менделєєва хімічні елементи розташовуються у певній послідовності. Ця послідовність тісно пов'язана із будовою атомів цих елементів. Кожному хімічному елементу у системі присвоєно порядковий номерКрім того, для нього можна вказати номер періоду, номер групи, вид підгрупи.

Спонсор публікації статті інтернет-магазин "Мегамех". У магазині Ви знайдете вироби з хутра на будь-який смак - куртки, жилети та шуби з лисиці, нутрії, кролика, норки, чорнобурки, песця. Компанія також пропонує Вам придбати елітні хутряні вироби та скористатися послугами індивідуального пошиття. Хутряні вироби оптом та в роздріб - від бюджетної категорії до класу люкс, знижки до 50%, гарантія 1 рік, доставка по Україні, Росії, СНД та країнам Євросоюзу, самовивіз із шоу-руму у м.Кривий Ріг, товари від провідних виробників України , Росії, Туреччини та Китаю. Переглянути каталог товарів, ціни, контакти та отримати консультацію Ви зможете на сайті, який знаходиться за адресою: "megameh.com".

Знаючи точну «адресу» хімічного елемента – групу, підгрупу та номер періоду, можна однозначно визначити будову його атома.

Період- Це горизонтальний ряд хімічних елементів. У сучасній періодичній системі сім періодів. Перші три періоди – малі, т.к. вони містять 2 або 8 елементів:

1-й період - Н, Не - 2 елементи;

2-й період - Li ... Nе - 8 елементів;

3-й період - Na ... Аr - 8 елементів.

Інші періоди – великі. Кожен із них містить 2–3 ряди елементів:

4-й період (2 ряди) - K ... Kr - 18 елементів;

6-й період (3 ряди) - Сs ... Rn - 32 елементи. У цей час входить ряд лантаноїдів.

Група- Вертикальний ряд хімічних елементів. Усього груп вісім. Кожна група складається з двох підгруп: головної підгрупиі побічної підгрупи. Наприклад:

Головну підгрупу утворюють хімічні елементи малих періодів (наприклад, N, P) та великих періодів (наприклад, As, Sb, Bi).

Побічну підгрупу утворюють хімічні елементи великих періодів (наприклад, V, Nb,
Ta).

Візуально ці підгрупи легко розрізнити. Головна підгрупа "висока", вона починається з 1-го або 2-го періоду. Побічна підгрупа - "низька", починається з 4-го періоду.

Отже, кожен хімічний елемент періодичної системи має власну адресу: період, групу, підгрупу, порядковий номер.

Наприклад, ванадій V – це хімічний елемент 4-го періоду, V групи, побічної підгрупи, порядковий номер 23.

Завдання 3.1.Вкажіть період, групу та підгрупу для хімічних елементів із порядковими номерами 8, 26, 31, 35, 54.

Завдання 3.2.Вкажіть порядковий номер та назву хімічного елемента, якщо відомо, що він знаходиться:

а) у 4-му періоді, VI групі, побічній підгрупі;

б) у 5-му періоді, IV групі, головній підгрупі.

Яким чином можна пов'язати відомості про положення елемента в періодичній системі із будовою його атома?

Атом складається з ядра (воно має позитивний заряд) та електронів (вони мають негативний заряд). Загалом атом електронейтральний.

Позитивний заряд ядра атомадорівнює порядковому номеру хімічного елемента.

Ядро атома – складна частка. У ядрі зосереджено майже всю масу атома. Оскільки хімічний елемент – сукупність атомів з однаковим зарядом ядра, то біля символу елемента вказують такі координати:

За цими даними можна визначити склад ядра. Ядро складається з протонів та нейтронів.

Протон pмає масу 1 (1,0073 а. е. м.) та заряд +1. Нейтрон nзаряду немає (нейтральний), а маса його приблизно дорівнює масі протона (1,0087 а. е. м.).

Заряд ядра визначають протони. Причому число протонів дорівнює(за величиною) заряду ядра атома, тобто. порядковому номеру.

Число нейтронів Nвизначають по різниці між величинами: "маса ядра" Ата «порядковий номер» Z. Так, для атома алюмінію:

N = А – Z = 27 –13 = 14n,

Завдання 3.3.Визначте склад ядер атомів, якщо хімічний елемент знаходиться в:

а) 3-му періоді, VII групі, головній підгрупі;

б) 4-му періоді, IV групі, побічну підгрупу;

в) 5-му періоді, I групі, головній підгрупі.

Увага! При визначенні масового числа ядра атома доводиться округляти атомну масу, зазначену у періодичній системі. Так чинять тому, що маси протона і нейтрону практично цілі, а масою електронів можна знехтувати.

Визначимо, які з наведених нижче ядер належать тому самому хімічному елементу:

А (20 р + 20n),

Б (19 р + 20n),

В (20 р + 19n).

Атомам одного хімічного елемента належать ядра А та В, оскільки вони містять однакове числопротонів, т. е. заряди цих ядер однакові. Дослідження показують, що маса атома не має істотного впливу на його хімічні властивості.

Ізотопами називають атоми одного і того ж хімічного елемента (однакове число протонів), що різняться масою (різне число нейтронів).

Ізотопи та їх хімічні сполукивідрізняються один від одного за фізичним властивостямале хімічні властивості в ізотопів одного хімічного елемента однакові. Так, ізотопи вуглецю-14 (14 С) мають такі ж хімічні властивості, як і вуглецю-12 (12 С), які входять до тканин будь-якого живого організму. Відмінність проявляється лише у радіоактивності (ізотоп 14 З). Тому ізотопи застосовують для діагностики та лікування різних захворюваньдля наукових досліджень.

Повернемося до опису будови атома. Як відомо, ядро ​​атома у хімічних процесах не змінюється. А що змінюється? Змінним виявляється загальне числоелектронів в атомі та розподіл електронів. Загальне число електронів у нейтральному атомівизначити нескладно – воно дорівнює порядковому номеру, тобто. заряду ядра атома:

Електрони мають негативний заряд –1, а їхня маса мізерна: 1/1840 від маси протона.

Негативно заряджені електрони відштовхуються один від одного і знаходяться на різних відстанях від ядра. При цьому електрони, що мають приблизно рівний запас енергії, знаходяться на приблизно рівній відстані від ядра та утворюють енергетичний рівень.

Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться хімічний елемент. Енергетичні рівні умовно позначають так (наприклад, для Al):

Завдання 3.4.Визначте кількість енергетичних рівнів у атомах кисню, магнію, кальцію, свинцю.

На кожному енергетичному рівні може бути обмежена кількість електронів:

У першому – трохи більше двох електронів;

На другому – не більше восьми електронів;

На третьому – трохи більше вісімнадцяти електронів.

Ці числа показують, що, наприклад, на другому енергетичному рівні може бути 2, 5 або 7 електронів, але не може бути 9 або 12 електронів.

Важливо знати, що незалежно від номера енергетичного рівня зовнішньому рівні(Остання) не може бути більше восьми електронів. Зовнішній восьмиелектронний енергетичний рівень є найстійкішим і називається завершеним. Такі енергетичні рівні є у найнеактивніших елементів – благородних газів.

Як визначити кількість електронів на зовнішньому рівні інших атомів? Для цього існує просте правило: кількість зовнішніх електроніводно:

Для елементів основних підгруп – номеру групи;

Для елементів побічних підгруп воно може бути більше двох.

Наприклад (рис. 5):

Завдання 3.5.Вкажіть кількість зовнішніх електронів для хімічних елементів із порядковими номерами 15, 25, 30, 53.

Завдання 3.6.Знайдіть у періодичній системі хімічні елементи, в атомах яких є завершений зовнішній рівень.

Дуже важливо правильно визначати кількість зовнішніх електронів, т.к. саме з ними пов'язані найважливіші властивості атома. Так, у хімічних реакціяхатоми прагнуть набути стійкого, завершеного зовнішнього рівня (8 е). Тому атоми, на зовнішньому рівні яких мало електронів, вважають за краще їх віддати.

Хімічні елементи, атоми яких здатні лише віддавати електрони, називають металами. Вочевидь, що у зовнішньому рівні атома металу має бути мало електронів: 1, 2, 3.

Якщо зовнішньому енергетичному рівні атома багато електронів, такі атоми прагнуть прийняти електрони до завершення зовнішнього енергетичного рівня, т. е. до восьми електронів. Такі елементи називають неметалами.

Питання про. До металів чи неметалів відносяться хімічні елементи побічних підгруп? Чому?

Відповідь. Метали та неметали головних підгруп у таблиці Менделєєва відокремлює лінія, яку можна провести від бору до астату. Вище цієї лінії (і лінії) розташовуються неметали, нижче – метали. Всі елементи побічних підгруп виявляються нижче цієї лінії.

Завдання 3.7.Визначте, до металів або неметалів відносяться: фосфор, ванадій, кобальт, селен, вісмут. Використовуйте положення елемента у періодичній системі хімічних елементів та кількість електронів на зовнішньому рівні.

Для того, щоб скласти розподіл електронів за іншими рівнями і підрівнями, слід скористатися наступним алгоритмом.

1. Визначити загальну кількість електронів в атомі (за порядковим номером).

2. Визначити кількість енергетичних рівнів (за номером періоду).

3. Визначити кількість зовнішніх електронів (за видом підгрупи та номером групи).

4. Вказати кількість електронів всіх рівнях, крім передостаннього.

Наприклад, згідно з пунктами 1–4 для атома марганцю визначено:

Всього 25 е; розподілили (2+8+2) = 12 e; отже, третьому рівні перебуває: 25 – 12 = 13 e.

Отримали розподіл електронів в атомі марганцю:

Завдання 3.8.Відробіть алгоритм, склавши схеми будови атомів для елементів № 16, 26, 33, 37. Вкажіть, це метали або неметали. Відповідь поясніть.

Складаючи наведені вище схеми будови атома, ми не враховували, що електрони в атомі займають не лише рівні, а й певні підрівнікожного рівня. Види підрівнів позначаються латинськими літерами: s, p, d.

Число можливих підрівнів дорівнює номеру рівня.Перший рівень складається з одного
s-підрівня. Другий рівень складається з двох підрівнів – sі р. Третій рівень – із трьох підрівнів – s, pі d.

На кожному підрівні може бути суворо обмежена кількість електронів:

на s-підрівні – не більше 2е;

на р-підрівні – не більше 6е;

на d-підрівні – не більше 10е.

Підрівні одного рівня заповнюються у строго визначеному порядку: spd.

Таким чином, р-підрівень не може почати заповнюватися, якщо не заповнений s-підрівень даного енергетичного рівня, і т.д. Виходячи з цього правила, нескладно скласти електронну конфігурацію атома марганцю:

В цілому електронна конфігурація атомамарганцю записується так:

25 Мn 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 .

Завдання 3.9. Складіть електронні конфігурації атомів для хімічних елементів № 16, 26, 33, 37.

Навіщо потрібно складати електронні зміни атомів? Щоб визначати властивості цих хімічних елементів. Слід пам'ятати, що в хімічних процесахберуть участь тільки валентні електрони.

Валентні електрони знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні та незавершеному
d-підрівні попереднього рівня.

Визначимо кількість валентних електронів для марганцю:

або скорочено: Мn … 3 d 5 4s 2 .

Що можна визначити за формулою електронної конфігурації атома?

1. Який це елемент – метал чи неметал?

Марганець - метал, т.к. на зовнішньому (четвертому) рівні знаходиться два електрони.

2. Який процес притаманний металу?

Атоми марганцю у реакціях завжди лише віддають електрони.

3. Які електрони і скільки віддаватиме атом марганцю?

У реакціях атом марганцю віддає два зовнішні електрони (вони далі за всіх від ядра і слабше притягуються ним), а також п'ять зовнішніх. d-електронів. Загальна кількість валентних електронів – сім (2+5). І тут третьому рівні атома залишиться вісім електронів, тобто. утворюється завершений зовнішній рівень.

Всі ці міркування та висновки можна відобразити за допомогою схеми (рис. 6):

Отримані умовні заряди атома називають ступенями окислення.

Розглядаючи будову атома, аналогічним способом можна показати, що типовими ступенями окиснення для кисню є –2, а водню +1.

Питання про. З яким із хімічних елементів може утворювати сполуки марганець, якщо врахувати отримані вище ступеня його окиснення?

Відповідь. Тільки з киснем, т.к. його атом має протилежний зарядом ступінь окислення. Формули відповідних оксидів марганцю (тут ступеня окиснення відповідають валентностям цих хімічних елементів):

Будова атома марганцю підказує, що більшою мірою окислення у марганцю не може, т.к. у цьому випадку довелося б торкатися стійкого, тепер уже завершеного попереднього рівня. Тому ступінь окислення +7 є вищим, а відповідний оксид Мn 2 Про 7 – вищим оксидом марганцю.

Для закріплення всіх цих понять розглянемо будову атома телуру та деякі його властивості:

Як неметал, атом Te може прийняти 2 електрони до завершення зовнішнього рівня і віддати «зайві» 6 електронів:

Завдання 3.10.Зобразіть електронні конфігурації атомів Nа, Rb, Cl, I, Si, Sn. Визначте властивості цих хімічних елементів, формули їх найпростіших сполук (з киснем та воднем).

Практичні висновки

1. У хімічних реакціях беруть участь лише валентні електрони, які можуть бути лише на двох останніх рівнях.

2. Атоми металів можуть лише віддавати валентні електрони (усі або кілька), приймаючи позитивні ступені окислення.

3. Атоми неметалів можуть приймати електрони (недостачі – до восьми), набуваючи при цьому негативних ступенів окислення, і віддавати валентні електрони (усі або кілька), при цьому вони набувають позитивних ступенів окислення.

Порівняємо тепер властивості хімічних елементів однієї підгрупи, наприклад натрію та рубідії:
Nа...3 s 1 і Rb ...5 s 1 .

Що спільного у будові атомів цих елементів? На зовнішньому рівні кожного атома одним електроном – це активні метали. Металева активністьпов'язана зі здатністю віддавати електрони: що легше атом віддає електрони, то сильніше виражені його металеві властивості.

Що тримає електрони в атомі? Тяжіння їх до ядра. Чим ближче електрони до ядра, тим більше вони притягуються ядром атома, тим складніше їх «відірвати».

Виходячи з цього, відповімо на запитання: який елемент – Na або Rb – легше віддає зовнішній електрон? Який з елементів є більш активним металом? Зрозуміло, рубідій, т.к. його валентні електрони знаходяться далі від ядра (і слабше утримуються ядром).

Висновок. У головних підгрупах зверху донизу металеві властивості посилюються, т.к. зростає радіус атома, і валентні електрони слабше притягуються до ядра.

Порівняємо властивості хімічних елементів VIIa групи: Cl …3 s 2 3p 5 та I …5 s 2 5p 5 .

Обидва хімічні елементи – неметали, т.к. до завершення зовнішнього рівня не вистачає одного електрона. Ці атоми активно притягуватимуть недостатній електрон. При цьому чим сильніше притягує атом неметала недостатній електрон, тим сильніше виявляються його неметалеві властивості (здатність приймати електрони).

За рахунок чого відбувається тяжіння електрона? За рахунок позитивного заряду атома ядра. Крім того, чим ближче електрон до ядра, тим сильніше їхнє взаємне тяжіння, тим активніший неметал.

Питання про. Який елемент сильніше виражені неметалічні властивості: хлор або йод?

Відповідь. Очевидно, у хлору, т.к. його валентні електрони розташовані ближче до ядра.

Висновок. Активність неметалів у підгрупах зверху донизу зменшується, т.к. зростає радіус атома і ядру все важче притягнути електрони, що відсутні.

Порівняємо властивості кремнію та олова: Si …3 s 2 3p 2 і Sn …5 s 2 5p 2 .

На зовнішньому рівні обох атомів по чотири електрони. Тим не менш, ці елементи в періодичній системі знаходяться по різні сторони від лінії, що з'єднує бір і астат. Тому у кремнію, символ якого знаходиться вище лінії В-At, сильніше виявляються неметалеві властивості. Навпаки, у олова, символ якого знаходиться нижче лінії В-At, сильніше виявляються металеві властивості. Це тим, що у атомі олова чотири валентних електрона віддалені від ядра. Тому приєднання відсутніх чотирьох електронів утруднено. Водночас віддача електронів із п'ятого енергетичного рівня відбувається досить легко. Для кремнію можливі обидва процеси, причому перший (прийом електронів) переважає.

Висновки за розділом 3.Чим менше зовнішніх електронів в атомі і що далі вони від ядра, то сильніше виявляються металеві властивості.

Чим більше зовнішніх електронів в атомі і що ближче вони до ядра, то сильніше виявляються неметалічні властивості.

Ґрунтуючись на висновках, сформульованих у цьому розділі, для будь-якого хімічного елемента періодичної системи можна скласти «характеристику».

Алгоритм опису властивостей
хімічного елемента за його становищем
у періодичній системі

1. Скласти схему будови атома, тобто. визначити склад ядра та розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями:

Визначити загальну кількість протонів, електронів та нейтронів в атомі (за порядковим номером та відносною атомної маси);

Визначити кількість енергетичних рівнів (за номером періоду);

Визначити кількість зовнішніх електронів (за видом підгрупи та номером групи);

Вказати кількість електронів на всіх енергетичних рівнях, крім передостаннього;

2. Визначити кількість валентних електронів.

3. Визначити, які властивості – металу чи неметалу – сильніше виявляються у цього хімічного елемента.

4. Визначити кількість електронів, що віддаються (приймаються).

5. Визначити вищий і нижчий ступінь окислення хімічного елемента.

6. Скласти для цих ступенів окиснення хімічні формулинайпростіших сполук з киснем та воднем.

7. Визначити характер оксиду та скласти рівняння його реакції з водою.

8. Для зазначених у пункті 6 речовин скласти рівняння характерних реакцій (див. Розділ 2).

Завдання 3.11.За наведеною вище схемою скласти описи атомів сірки, селену, кальцію та стронцію та властивості цих хімічних елементів. Які загальні властивостівиявляють їх оксиди та гідроксиди?

Якщо ви виконали вправи 3.10 та 3.11, то легко помітити, що не тільки атоми елементів однієї підгрупи, а й їх сполуки мають спільні властивості та схожий склад.

Періодичний закон Д.І.Менделєєва:властивості хімічних елементів, і навіть властивості простих і складних речовин, утворених ними, перебувають у періодичної залежність від заряду ядер їх атомів.

Фізичний зміст періодичного закону: характеристики хімічних елементів періодично повторюються оскільки періодично повторюються зміни валентних електронів (розподіл електронів зовнішнього і передостаннього рівнів).

Так, у хімічних елементів однієї і тієї ж підгрупи однаковий розподіл валентних електронів і, отже, схожі властивості.

Наприклад, хімічні елементи п'ятої групи мають п'ять валентних електронів. При цьому в атомах хімічних елементів головних підгруп– усі валентні електрони знаходяться на зовнішньому рівні: … ns 2 np 3 , де n- Номер періоду.

У атомів елементів побічних підгрупна зовнішньому рівні знаходяться лише 1 або 2 електрони, решта – на d-підрівні попереднього рівня: … ( n – 1)d 3 ns 2 , де n- Номер періоду.

Завдання 3.12.Складіть короткі електронні формули для атомів хімічних елементів № 35 та 42, а потім складіть розподіл електронів у цих атомах за алгоритмом. Переконайтеся, що ваше передбачення справдилося.

Вправи до розділу 3

1. Сформулюйте визначення понять «період», «група», «підгрупа». Що спільного у хімічних елементів, що становлять: а) період; б) групу; в) підгрупу?

2. Що таке ізотопи? Які властивості – фізичні чи хімічні – збігаються в ізотопах? Чому?

3. Сформулюйте періодичний законД.І.Менделєєва. Поясніть його фізичний сенста проілюструйте прикладами.

4. У чому виявляється металеві властивості хімічних елементів? Як вони змінюються у групі та в періоді? Чому?

5. У чому виявляються неметалеві властивості хімічних елементів? Як вони змінюються у групі та в періоді? Чому?

6. Складіть короткі електронні формули хімічних елементів № 43, 51, 38. Підтвердьте свої припущення описом будови атомів цих елементів за наведеним вище алгоритмом. Укажіть властивості цих елементів.

7. За короткими електронними формулами

а) …4 s 2 4p 1;

б) …4 d 1 5s 2 ;

у 3 d 5 4s 1

визначте положення відповідних хімічних елементів у періодичній системі Д.І.Менделєєва. Назвіть ці хімічні елементи. Свої припущення підтвердіть описом будови атомів цих хімічних елементів за алгоритмом. Укажіть властивості цих хімічних елементів.

Далі буде

На зовнішньому енергетичному рівні атомів заліза, кобальту та нікелю знаходиться по 2 електрони. На d-підрівні передостаннього енергетичного рівня у заліза, кобальту та нікелю знаходиться відповідно 6, 7 та 8 електронів. Характерні ступені окислення металів сімейства заліза +2 і +3 (відомі сполуки, в яких вони виявляють ступінь окислення +1, +4 і +6, наприклад, феррат калію K 2 FeO 4 але подібних сполук мало і вони не типові). Для заліза більш стійкими є сполуки зі ступенем окиснення (+3), а нікелю і кобальту - (+2). Тому Fe 2+ є досить сильним відновником, тоді як Ni 2+ і З 2+ цими властивостями помітною мірою не володіють, з'єднання кобальту і нікелю цілком стійкі на повітрі. У ступені окислення +3 залізо, кобальт, нікель виявляють окисні властивості, окислювальна здатність збільшується в ряді Fe3+-Ni3+-Co3+.

За властивостями залізо, кобальт та нікель дуже схожі один на одного (феромагнітність, каталітична активність, здатність до утворення забарвлених іонів, комплексоутворення). Однак між ними існують і відмінності: залізо за своїм магнітним властивостямвиділяється в тріаді, відновна активність заліза значно більша, ніж кобальту та нікелю, які за значенням своїх електродних потенціалів знаходяться ближче до олову, ніж до заліза.

При нагріванні метали сімейства заліза енергійно взаємодіють із металоїдами, наприклад, з хлором, бромом, киснем, сіркою тощо. Хімічно чисте залізо, кобальт та нікель не змінюються під дією повітря та води. Однак звичайне залізо містить різні домішки, тому у вологому повітрі піддається корозії. Шар іржі, що утворюється при цьому, є крихким і пористим, він не перешкоджає контакту металу з довкіллямі не оберігає його від подальшого окиснення. При високій температурізалізо взаємодіє з водою, витісняючи з неї водень. Залізо легко розчиняється у розведених кислотах; кобальт, нікель – значно складніше.

При високій концентрації кислот на холоді залізо пасивується, покриваючись найтоншою плівкою оксидів. Оксиди всіх трьох металів (FeO, CoO, NiO) у воді не розчиняються. Їхні гідрати виходять дією лугу на розчинні солі. Гідрати оксидів виявляють основні властивості. Гідроксид Fe(OH) 2 , взаємодіючи з киснем повітря та водою, швидко окислюється:

4Fе(OH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Fe(ОH) 3 .

Окислення іонів З 2+ і особливо Ni 2+ відбувається трохи складніше. З оксидів і гідроксидів Fe,Co, Ni тільки Fe 2 Про 3 і Fe(OH) 3 амфотерни з переважанням основних властивостей. Оксиди та гідроксиди кобальту та нікелю є сильними окислювачами; при взаємодії з кислотами вони відновлюються в солі двовалентних металів:

З 2 Про 3 + 6НС1 = 2СоС1 2 + Сl 2 + 3Н2О;

4Ni(ОН) 3 + 4H 2 SO 4 = 4NiSO 4 + О 2 + 10H 2 O

З'єднання Fe 3+ є слабкими окислювачами і при дії відновників переходять у похідні Fe 2+ :

H 2 S + Fe 2 (SO 4) 3 = S + 2FeSO 4 + H 2 SO 4

Багато прості та комплексні іони елементів заліза, кобальту та нікелю пофарбовані. Так, гідратовані іони З 2+ рожеві, Ni 2+ - зелені, Fe 3+ в водному розчинівнаслідок гідролізу має коричнево-жовте забарвлення.