На основе данных строения атома

Характеристика элемента и его соединений

на основе данных строения атома

Используя общие положения теории строения атома, классификацию простых и сложных веществ, можно дать характеристику элемента и его соединений.

Отличительные свойства, получение, применение, нахождение в природе необходимо дополнять данными из учебной литературы.

Пример. Дать характеристику щелочных металлов (s-элементы)

а) выписать все элементы, относящиеся к данной группе, в столбик в порядке возрастания зарядов их ядер, написать электронные формулы для лития, натрия и калия (полные), а для остальных только последний слой.

₃Li 1s² 2s¹

₁₁Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ внешний слой

₁₉K 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁰ 4s ¹

₃₇Pb 36ē... 5s¹

₅₅Cs 54ē... 6s¹

₈₇Fr 86ē... 7s¹

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода. Число электронов внешнего слоя совпадает с номером группы для элементов главных подгрупп, у которых заполняется s-подуровень. На примере одного из элементов указать состав ядра, например, для натрия:

²³₁₁Nа А_r = 23, Z = 11p, N = 23 – 11 = 12 n.

11ē

б) сделать вывод о свойствах, валентности, сравнить активность, исходя из зарядов ядер и радиусов атомов.

Вывод. Перечисленные элементы - металлы, так как на внешнем слое находится по одному электрону. Данные металлы - хорошие восстановители. От лития к францию восстановительная активность возрастает, потому что растет радиус атома, электроны слабее связаны с ядром и легко отрываются. Кроме того, появляется отталкивание внешнего слоя внутренними электронами (явление экранирования);

в) на примере натрия или другого элемента определить валентность и степень окисления, для этого построить графическое изображение валентного слоя:

₁₁Nа.... 3s¹ В = 1 С.О. = +1

Nа⁰ - 1ē = Nа⁺¹.

Натрий проявляет положительную степень окисления, следовательно, он будет вступать в реакции с неметаллами, у которых в полученных соединениях проявляетсяотрицательная степень окисления, например, с водородом.

Примеры реакций:

2Na + S = Na₂S^2- сульфид натрия,

2Na + Cl₂ = 2NaCl^- хлорид натрия,

2Na + Н₂ = 2NaH^- гидрид натрия.

Гидриды – это соединения, напоминающие соли, в которых водород имеет отрицательную степень окисления. Гидриды щелочных металлов являются носителями водорода, и при реакциях с водой освобождается газообразный водород (гидриды - твёрдое топливо).

Как известно, металлы по активности подразделяются на активные, металлы средней активности и неактивные. Щелочные металлы - активные, так как у них на внешнем слое один электрон и значительно большой радиус атома.

Активные металлы разрушаются кислородом воздуха, растворяются в воде, кислотах, вступают в реакции с оксидами, солями. Зная общие свойства неорганических соединений, можно написать уравнения реакций.

2Nа + 2Н₂O = 2NаOН + Н₂­

2К + H₂SO_{4 (paзб.)} = К₂SO₄ + Н₂­

Al₂O₃ + 6Na = 3Na₂O + 2Al.

Для одной из реакций, относящейся к окислительно-восстановительным, написать электронные уравнения, указать окислитель и восстановитель:

2Nа⁰ + 2Н₂⁺¹O ® 2Nа⁺¹OН + Н₂⁰­

Восстановитель Nа⁰ - 1ē = Nа⁺¹ 2

Окислитель 2Н⁺ + 2ē = Н₂⁰ 1

г) соединения щелочных металлов.

Как все металлы, они образуют оксиды, гидроксиды, соли. Оксиды и гидроксиды имеют основной характер (все металлы в степени окисления +1, +2 образуют соединения основного типа, кроме бериллия, цинка и некоторых других).

Примеры соединений: Nа₂O, NаOН, К₂O, КOН.

Активность щелочных металлов и основной характер усиливаются сверху вниз от лития к францию, так как вследствие увеличения электронных слоев возрастает способность атома отдавать электрон. Соли щелочных металлов (Na₂SO₄, NaНSO₄), как правило, растворимы в воде.

Пример. Характеристика алюминия (p – элемент).

Придерживаемся той же схемы рассмотрения свойств, как и для щелочных металлов.

а) ₁₃²⁷Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹.

Алюминий расположен в третьем периоде, в третьей группе, главной подгруппе (заполняется р – подуровень). На внешнем слое 3 электрона.

Состав ядра:

₃²⁷Al A_r = 27, Z = 13p, N = 14n.

б) алюминий - амфотерный металл, восстановитель. Определяем валентность и степень окисления:

₁₃Al... 3s² 3p¹ ₁₃Al*.. 3s¹ 3p² В = 3; С.О. = +3.

Алюминий - металл средней активности. Он покрыт защитной пленкой оксида, поэтому в обычных условиях Al не окисляется кислородом воздуха (т.е. не разрушается), не растворяется в воде, но при снятии защитной пленки, процесс окисления и растворения может идти до тех пор, пока металл не покроется вновь защитной пленкой (такие металлы называются «пассивирующимися»).

Алюминий как амфотерный металл растворяется в кислотах и щелочах (все металлы в степени окисления +3 и +4 являются амфотерными).

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂­,

2H₂O + 2Al⁰ + 2NaOH⁺ = 2NaAl⁺³O₂ + 3H₂⁰­

Al⁰ - 3ē = Al⁺³ 2

2Н⁺ + 2ē = Н₂⁰ 3

Так как в правой части уравнения атомов водорода больше, в левую часть уравнения добавляем воду - 2 молекулы.

в) соединения алюминия.

Оксид алюминия: Al₂O₃.

Гидроксид алюминия: Al(OН)₃.

Эти соединения амфотерны, поэтому они растворяются в кислотах и щелочах: Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O,

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O.

Алюминий образует соли: сульфат алюминия - Al₂(SO₄)₃, гидросульфат алюминия - Al(НSO₄)₃.

Пример. Характеристика серы (р – элемент).

₁₆³²S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Сера находится в третьем периоде, в шестой группе, главной подгруппе.

а) состав ядра: сера - неметалл, так как на внешнем слое находится шесть электронов (у неметаллов на внешнем слое 4,5,6,7 ē).

₁₆S 3s² 3p⁴ 3d⁰ Нормальное состояние

₁₆S* 3s² 3p³ 3d¹ Первое возбуждённое состояние

₁₆S** 3s¹ 3p³ 3d² Второе возбуждённое состояние

В: 2, 4, 6; С.О.: - 2, 0, +4, +6.

У неметаллов проявляются окислительные и восстановительные свойства. При этом элемент с большей электроотрицательностью проявляет отрицательную степень окисления, поэтому они вступают в реакции с металлами и неметаллами.

S + О₂ = S⁺⁴О₂^-2, S + Са = Са⁺²S^-2,

S + 3Сl₂ = S⁺⁶Cl₆^-1; S + H₂ = H₂⁺¹S^-2.

Сера, как и все неметаллы, окисляется кислотами-окислителями до серной кислоты или до оксидов.

3S⁰ + 4НN⁺⁵О₃ = 3S⁺⁴О₂ + 4N⁺²O + 2H₂O

S⁰ - 4ē = S⁺⁴ 3

N⁺⁵ + 3ē = N⁺² 4

б) соединения серы.

Сера образует оксиды, кислоты и соли.

Оксиды имеют кислотный характер:

S⁺⁴О₂ ® Н₂S⁺⁴O₃ сернистая кислота,

S⁺⁶О₃ ® Н₂S⁺⁶O₄ серная кислота.

Серная кислота более сильная, в ней сера проявляет высшую степень окисления.

С водородом сера образует сероводород - газ, которыйприрастворении дает кислую реакцию (образуется кислота). Сероводородная кислота слабая:

Н₂ + S = Н₂S.

Соли серы.

Na₂S - сульфид натрия, NaНS - гидросульфид натрия,

CuSO₃ - сульфит меди (II), Cu(HSO₃)₂ - гидросульфит меди (II),

СаSO₄ - сульфат кальция, Са(НSO₄)₂ - гидросульфат кальция.

Все кислоты имеют общие свойства: они взаимодействуют с металлами, оксидами, щелочами, солями.

Пример. Свойства хрома (d –элемент).

Строение электронной оболочки атома:

⁵²₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁵4s¹.

У Cr и его аналога Мо на внешнем слое 1ē, так как за счет резкого уменьшения радиуса атома происходит провал электрона с s – внешнего слоя на d - подуровень.

Графическое изображение валентного слоя:

⁵²₂₄Cr 3d⁵ 4s¹

Электроны внешнего слоя и d – незавершенного являются валентными. Поэтому валентность хрома равна: 1, 2, 3, 4, 5, 6.

С.О. Cr⁺¹, Cr⁺², Cr⁺³, Cr⁺⁴, Cr⁺⁵, Cr⁺⁶.

Cr – металл, восстановитель. Может вступать в реакции с неметаллами, кислотами. Соединения хрома (оксиды и гидроксиды) имеют различный характер в зависимости от степени окисления.

Таблица 7

Оксиды и гидроксиды хрома

Наиболее устойчивыми являются соединения хрома со степенью окисления +2, +3 и +6.

Примеры реакций:

основные свойства:

Cr(OH)₂ + H₂SO₄ = CrSO₄ + 2H₂O;

сульфат

хрома (II)

амфотерные свойства:

Cr(OH)₃ + 3HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3H₂O;

нитрат

хрома (III)

Cr(OH)₃ + 3NаOН = Na₃[Cr(OH)₆];

¯­ гексагидроксо хромат (III)

НСrO₂ натрия

кислотные свойства:

Н₂CrO₄ + Са(OН)₂ = СаCrO₄ + 2H₂O.

хромат

кальция

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: