Д. И. Менделеева прогнозирование свойств элементов и их соединений методические указания

Вид материала

Содержание

Электроотрицательность ЭО характеризует способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны и рассчитывается по формул
Относительная электроотрицательность ОЭО
5. Периодическое изменение свойств простых веществ
Изменения в периодах
6.1. Кислотно-основные свойства соединений элементов
Высшая положительная степень окисления элемента
Общая формула оксида
Кислотно-основной характер оксида
Общая формула гидроксида
Кислотно-основной характер гидроксида
Оксиды и гидроксиды металлов
В главных подгруппах
Степень окисления элемента
Получена из нейтрального атома
Численно равна
Возможность приема электронов элементом
Роль соединения элемента в реакции
7. Прогнозирование свойств веществ
8. Многовариантные задания

Подобный материал:

1 2 3

Электроотрицательность ЭО характеризует способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны и рассчитывается по формуле

ЭО =

(Е_и + Е_ср).

Относительная электроотрицательность ОЭО – предложена Полингом, который составил таблицу ОЭО почти всех химических элементов периодической системы (табл. 1). ОЭО рассчитывается по формуле

ОЭО =

> 1, или < 1, или = 1.

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	Группы элементов
I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1	(Н) 2,16						Н 2,16				Не —
2	Li 1,00	Ве 1,51	В 2,07	С 2,57	N 3,16	O 3,60	F 4,20				Ne —
3	Na 1,04	Mg 1,26	Al 1,50	Si 1,79	P 2,16	S 2,50	Cl 2,90				Ar —
4	K 0,93 Cu 1,80	Ca 1,07 Zn 1,70	Sc 1,22 Ga 2,87	Ti 1,34 Ge 2,07	V 1,48 As 2,25	Cr 1,60 Se 2,51	Mn 1,64 Br 2,82	Fe 1,68	Co 1,75	Ni 1,80	Kr ─
5	Rb 0,91 Ag 1,46	Sr 1,02 Cd 1,51	Y 1,14 In 1,54	Zr 1,25 Sn 1,77	Nb 1,26 Sb 1,87	Mo 1,33 Te 2,07	Tc 1,40 I 2,28	Ru 1,46	Rh 1,50	Pd 1,39	Xe 
6	Cs 0,88 Au 1,45	Ba 1,00 Hg 1,47	La 1,11 Tl 1,47	Hf 1,26 Pb 1,60	Ta 1,38 Bi 1,72	W 1,46 Po 1,82	Re 1,51 At 1,96	Os 1,56	Ir 1,60	Pt 1,47	Rn 
7	Fr 0,88	Ra 1,00	Aс 1,02

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:

Ме − nē → Меⁿ⁺

Восстановитель

Отдача

электронов

Процесс окисления

Окисли-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 неМе ⁺ⁿ

Прием ē окислитель или Отдача ē

Восстановление восстановитель 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

Z_я ↑, Nē ↑, Bē ↑, ОЭО ↑ усиливаются неметаллические

r (атома) ↓ и окислительные

N (энерг. ур.) = const свойства простых веществ

Изменения Z_я ↑

в главных Nē ↑ усиливаются металлические

подгруппах N (энерг. ур.) ↑ и восстановительные

ОЭО ↓ свойства простых веществ

Вē = const

Рис. 1. Схема изменения основных характеристик атомов и свойств простых веществ в периодах и группах

Пример 7

Характеристика атома элемента	Химический элемент
Цинк Zn	Мышьяк As	Висмут Bi
N Z_Я Nē N (периода) N (группы) Вē Подгруппа Электронное семейство ОЭО	30 30 30 4 II 2 Побочная Б d-элемент 1,70	33 33 33 4 V 5 Главная А р-элемент 2,25	83 83 83 6 V 5 Главная А р-элемент 1,72
Свойства простых веществ	В периоде Усиливаются: неметаллические свойства окислительные свойства
	В главной подгруппе А Усиливаются: металлические свойства восстановительные свойства
Металл Восстановитель	Неметалл Окислитель и восстановитель	Металл 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

Г Р У П П А
I	II	III	IV	V	VI	VII
Высшая положительная степень окисления элемента
+1	+2	+3	+4	+5	+6	+7
Общая формула оксида
Э₂О	ЭО	Э₂О₃	ЭО₂	Э₂О₅	ЭО₃	Э₂О₇
Кислотно-основной характер оксида
основной	основной или амфотерный	амфотерный	кислотный или амфотерный	кислотный	кислотный	кислотный
Общая формула гидроксида
ЭОН	Н₂ЭО₂ Э(ОН)₂	Э(ОН)₃ ↨ Н₃ЭО₃ или НЭО₂	Э(ОН)₄ Н₂ЭО₃ или Н₄ЭО₄	НЭО₃ или Н₃ЭО₄	Н₂ЭО₄	НЭО₄
Кислотно-основной характер гидроксида
Основание	Основание или амфолит	Амфолит	Амфолит или кислота	Кислота	Кислота	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.

Степени окисления металла

0

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

О К С И Д 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) или Ме(ОН)₂	Ме(ОН)_n амфолиты H_nMeO_n	Кислоты H_xMeO_y

Рис. 2. Схема влияния степени окисления металла на кислотно-основной характер его оксидов и гидроксидов

Положение металла в периодической системе элементов Д. И. Менделеева также влияет на кислотно-основной 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 S⁺⁴O₂ S⁺²O

кислотные оксиды,

т.к. ст.ок. (S) > 2

несолеобразующий

оксид, т.к. ст.ок. (S) = 2

Кислотным оксидам неметаллов (Э_xO_y) соответствуют кислородсодержащие кислоты (Н_хЭО_у). 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.

Изменения		в периодах Высшая ст.ок. ОЭО 

В главных подгруппах		- усиливаются кислотные свойства оксидов и - уменьшаются основные свойства гидроксидов
Высшая ст.ок. = const		увеличивается сила кислот H_хЭО_у уменьшается сила кислот Н_хЭ
ОЭО 		уменьшается сила оснований

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

Окислительно-восстановительные 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 окислительно-восстановительные свойства

Степень окисления элемента
Положительная	Отрицательная (низшая)
Высшая	Промежуточная
Получена из нейтрального атома
При отдаче всех Вē	При отдаче части Вē	При приеме электронов до 8
Численно равна
Ст.ок. = Вē = = Nгруппы	Ст.ок. < Вē	Ст.ок. = 8 – Вē
Возможность отдачи электронов элементом
Нет	Есть	Есть
Возможность приема электронов элементом
Есть	Есть	Нет
Тип свойств по ст. ок.
Окислительные	Окислительно-восстановительные	Восстановительные
Роль соединения элемента в реакции
Окислитель	Окислитель или восстановитель	Восстановитель

Пример 13:

Определите окислительно-восстановительные свойства веществ H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S, S по ст. ок. элемента серы S, находящейся в VI группе.

	сера в высшей положительной степени окисления, так как ст.ок. S = +6 = N (группы) = Вē = 6. Следовательно, H₂SO₄ – окислитель.
	ст.ок. S = +4 < Вē = 6. Следовательно, H₂SO₃ может быть и окислителем и восстановителем.
	ст.ок S = -2, равная по модулю 8 – Вē = 2, т.е. низшая ст.ок. Следовательно, H₂S – только восстановитель.
S⁰	- 2 < Ст.ок S⁰ < 6, следовательно, S⁰ способна как принимать, так и 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: 3s²3p⁴ (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 окислительно-восстановительных 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	Химический План элемент прогноза	Символ ______________, название _______________ Ar(элемента) =
1	Положение элемента в периодической системе	N (элемента)	N (периода)	N (группы)	Подгруппа

2	Основные характеристики атома	Z_я N_e N_p N_n	N (энер. ур.)	Вē	ns	np	(n-1)d

3	Электронная формула атома
4	Энергетическая диаграмма расположения электронов по уровням, подуровням, ячейкам
5	Электронное сем-во
6	Возможные ст. ок.
7	ОЭО (табл. 1)
8	Свойства простого вещества	Металлические или неметаллические
Окислительные или восстановительные
9	Кислотно-основные свойства оксидов	Формулы
Кислотно-основной характер
10	Свойства гидроксидов	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 кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов (п. 6).

Таблица 5

Варианты задания 1

Вариант	Химический элемент	Вариант	Химический элемент
1	2	1	2
1	Bi	Zn	16	Sc	Ga
2	W	P	17	Mg	Fe
3	Ti	Ge	18	V	As
4	Al	Мо	19	Hg	Si
5	Mn	Br	20	Te	Ag
6	Cs	Ta	21	Re	Rb
7	Zr	Sn	22	Nb	Sb
8	Cd	I	23	Cu	Se
9	Hf	Pb	24	Fr	Ni
10	Cl	Au	25	U	Be
11	Na	Po	26	Ca	At
12	B	Ac	27	Ra	Ru
13	Sr	Tc	28	Ku	K
14	Os	Ba	29	Cr	S
15	La	Tl	30	Y	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	Конфигурация валентных электронов элемента	Вариант	Конфигурация валентных электронов элемента
1	2	1	2
1	4d²5s²	6s²6p³	16	4d⁵5s²	4s²4p³
2	6s²6p⁴	3s²3p⁴	17	4d⁴5s²	4s²4p²
3	5d¹⁰6s²	5s²5p³	18	3d¹⁰4s²	6s²6p⁶
4	4s²4p¹	3d⁷4s²	19	5s²5p⁴	5d⁸6s²
5	4d⁴5s¹	5d⁴6s²	20	5d²6s²	6s²6p²
6	3d²4s²	4s²4p⁶	21	4d¹⁰5s²	4d¹⁰5s²
7	5s²5p²	5d⁶6s²	22	6s²6p⁵	4s²4p⁵
8	5d⁵6s²	6s²6p²	23	5d¹⁰6s¹	4s²4p⁴
9	5d⁷6s²	6s²6p¹	24	5d³6s²	5d²6s²
10	3s²3p¹	2s²2p⁶	25	3d⁵4s²	5s²5p¹
11	3d⁹4s²	3s²3p²	26	3d¹4s²	3d¹⁰4s²
12	3d⁴4s²	4d¹5s²	27	5s²5p⁵	2s²2p⁴
13	3s²3p³	5s²5p⁶	28	3d²4s²	2s²2p⁵
14	4d⁸5s²	2s²2p²	29	3s²3p⁵	3d⁶4s²
15	3s²3p⁶	3d⁸4s²	30	2s²2p³	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

Вариант	Ряд химических элементов	Вариант	Ряд химических элементов
1	Рубидий – цезий – франций	16	Мышьяк – селен – бром
2	Углерод – кремний – германий	17	Таллий – свинец – висмут
3	Галлий – индий – таллий	18	Бериллий – магний – кальций
4	Литий – бериллий – бор	19	Мышьяк – сурьма – висмут
5	Калий – кальций – галлий	20	Фтор – хлор – бром
6	Сурьма – теллур – йод	21	Алюминий – кремний – фосфор
7	Литий – натрий – калий	22	Рубидий – стронций – индий
8	Германий – олово – свинец	23	Висмут – полоний – астат
9	Сера – селен – теллур	24	Стронций – барий – радий
10	Бор – углерод – азот	25	Бор – алюминий – галлий
11	Галлий – германий – мышьяк	26	Бром – йод – астат
12	Цезий – барий – таллий	27	Фосфор – сера – хлор
13	Калий – рубидий – цезий	28	Индий – олово – сурьма
14	Азот – фосфор – мышьяк	29	Франций – радий – лантан
15	Селен – теллур – полоний	30	Натрий – магний – алюминий

Библиографический список

Общая химия / Н. В. Коровин – М. : Высшая школа, 2002. – 558 с.
Теоретические основы общей химии / А. И. Горбунов [и др.]– М. : Изд-во МГТУ им. Н. Э. Баумана, 2003. – 720 с.
Краткая химическая энциклопедия. Т 3. – М. : Советская энциклопедия, 1964. – 1112 с.
Справочное руководство по химии / А. И. Артеменко, В. А. Малеванный, И. В.Тикунова – М. : Высшая школа, 1990. – 340 с.
Общая химия. Направление и скорость химических процессов. Строение вещества / О. С.Зайцев – М. : Высшая школа, 1983. – 248 с.
Задачи и упражнения по общей химии/ Н. Л.Глинка – М. : Интеглал-пресс, 2002. – 240 с.
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

Blog

Д. И. Менделеева прогнозирование свойств элементов и их соединений методические указания

Содержание

Электроотрицательность ЭО характеризует способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны и рассчитывается по формуле

Пример 7

Оглавление