Periodiskā likuma grafiskais attēlojums ir Periodiskā tabula (tabula). Sistēmas horizontālās rindas sauc par periodiem, bet vertikālās kolonnas sauc par grupām.
Sistēmā (tabulā) kopā ir 7 periodi, un perioda skaits ir vienāds ar elektronisko slāņu skaitu elementa atomā, ārējā (valences) enerģijas līmeņa skaitli un vērtību galvenais kvantu skaitlis augstākajam enerģijas līmenim. Katrs periods (izņemot pirmo) sākas ar s-elementu - aktīvo sārmu metālu un beidzas ar inertu gāzi, pirms tam ir p-elements - aktīvs nemetāls (halogēns). Ja jūs pārvietojat periodu no kreisās puses uz labo, tad, palielinoties mazu periodu ķīmisko elementu atomu kodolu lādiņam, palielināsies elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī, kā rezultātā elementi mainās - no tipiski metāliskiem (jo perioda sākumā ir aktīvs sārmu metāls), caur amfoterisku (elementam piemīt gan metālu, gan nemetālu īpašības) uz nemetāliskiem (aktīvais nemetāls ir halogēns perioda beigās), t.i. metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāliskās īpašības palielinās.
Lielos periodos, palielinoties kodolu lādiņam, elektronu piepildīšanās ir grūtāka, kas izskaidro sarežģītāku elementu īpašību izmaiņu, salīdzinot ar mazo periodu elementiem. Tādējādi garu periodu vienmērīgās rindās, palielinoties kodola lādiņam, elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī paliek nemainīgs un vienāds ar 2 vai 1. Tāpēc, kamēr līmenis blakus ārējam (otrais no ārpuses) ir piepildīta ar elektroniem, elementu īpašības pāra rindās mainās lēni. Pārejot uz nepāra sērijām, palielinoties kodola lādiņam, palielinās elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī (no 1 līdz 8), elementu īpašības mainās tāpat kā mazos periodos.
DEFINĪCIJA
Periodiskās tabulas vertikālās kolonnas ir elementu grupas ar līdzīgām elektroniskām struktūrām un ir ķīmiski analogi. Grupas apzīmē ar romiešu cipariem no I līdz VIII. Ir galvenās (A) un sekundārās (B) apakšgrupas, no kurām pirmā satur s- un p-elementus, otrā - d-elementus.
Apakšgrupas skaitlis A parāda elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī (valences elektronu skaitu). B apakšgrupas elementiem nav tiešas saiknes starp grupas numuru un elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī. A-apakšgrupās elementu metāliskās īpašības palielinās, bet nemetāliskās īpašības samazinās, palielinoties elementa atoma kodola lādiņam.
Pastāv saistība starp elementu stāvokli periodiskajā tabulā un to atomu struktūru:
- visu viena perioda elementu atomiem ir vienāds enerģijas līmeņu skaits, kas daļēji vai pilnībā piepildīti ar elektroniem;
- visu A apakšgrupu elementu atomiem ārējā enerģijas līmenī ir vienāds elektronu skaits.
Plāns ķīmiskā elementa raksturošanai, pamatojoties uz tā atrašanās vietu periodiskajā tabulā
Parasti ķīmisko elementu raksturo, pamatojoties uz tā pozīciju periodiskajā tabulā saskaņā ar šādu plānu:
- norāda ķīmiskā elementa simbolu, kā arī tā nosaukumu;
— norāda sērijas numuru, perioda numuru un grupu (apakšgrupas veidu), kurā elements atrodas;
— norāda kodola lādiņu, masas skaitu, elektronu, protonu un neitronu skaitu atomā;
- pierakstīt elektronisko konfigurāciju un norādīt valences elektronus;
- ieskicēt elektronu grafiskās formulas valences elektroniem zemes un ierosinātajos (ja iespējams) stāvokļos;
- norāda elementa saimi, kā arī tā veidu (metāla vai nemetāla);
- salīdzināt vienkāršas vielas īpašības ar vienkāršu vielu īpašībām, ko veido apakšgrupā blakus esošie elementi;
- salīdzināt vienkāršas vielas īpašības ar vienkāršu vielu īpašībām, ko veido attiecīgajā periodā blakus esošie elementi;
— norāda augstāko oksīdu un hidroksīdu formulas ar īsu to īpašību aprakstu;
— norāda ķīmiskā elementa minimālā un maksimālā oksidācijas pakāpes vērtības.
Ķīmiskā elementa raksturojums, izmantojot magnija (Mg) piemēru
Apskatīsim ķīmiskā elementa īpašības, izmantojot magnija (Mg) piemēru saskaņā ar iepriekš aprakstīto plānu:
1. Mg – magnijs.
2. Kārtas skaitlis – 12. Elements ir 3.periodā, II grupā, A (galvenajā) apakšgrupā.
3. Z=12 (kodollādiņš), M=24 (masas skaitlis), e=12 (elektronu skaits), p=12 (protonu skaits), n=24-12=12 (neitronu skaits).
4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – elektroniskā konfigurācija, valences elektroni 3s 2.
5. Zemes stāvoklis
Satraukts stāvoklis
6. s-elements, metāls.
7. Augstākajam oksīdam – MgO – piemīt šādas īpašības:
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2
Bāze Mg(OH) 2 atbilst magnija hidroksīdam, kam piemīt visas bāzēm raksturīgās īpašības:
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O
8. Oksidācijas pakāpe “+2”.
9. Magnija metāliskās īpašības ir izteiktākas nekā berilijam, bet vājākas nekā kalcijam.
10. Magnija metāliskās īpašības ir mazāk izteiktas nekā nātrijam, bet spēcīgākas nekā alumīnijam (3. perioda blakus elementi).
Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
| Vingrinājums | Aprakstiet ķīmisko elementu sēru, pamatojoties uz tā atrašanās vietu periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs |
| Risinājums | 1. S – sērs. 2. Kārtas numurs – 16. Elements ir 3.periodā, VI grupā, A (galvenajā) apakšgrupā. 3. Z=16 (kodollādiņš), M=32 (masas skaitlis), e=16 (elektronu skaits), p=16 (protonu skaits), n=32-16=16 (neitronu skaits). 4. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – elektroniskā konfigurācija, valences elektroni 3s 2 3p 4. 5. Zemes stāvoklis Satraukts stāvoklis 6. p-elements, nemetāls. 7. Augstāks oksīds - SO 3 - uzrāda skābas īpašības: SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4 8. Hidroksīdam, kas atbilst augstākajam oksīdam - H 2 SO 4, ir skābas īpašības: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O 9. Minimālais oksidācijas līmenis ir “-2”, maksimālais ir “+6” 10. Sēra nemetāliskās īpašības ir mazāk izteiktas nekā skābekļa, bet spēcīgākas nekā selēnam. 11. Sēra nemetāliskās īpašības ir izteiktākas nekā fosforam, bet vājākas nekā hlora (kaimiņelementi 3. periodā). |
2. PIEMĒRS
| Vingrinājums | Aprakstiet ķīmisko elementu nātrijs, pamatojoties uz tā pozīciju periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs |
| Risinājums | 1. Na – nātrijs. 2. Kārtas skaitlis – 11. Elements atrodas 3. periodā, I grupā, A (galvenajā) apakšgrupā. 3. Z=11 (kodollādiņš), M=23 (masas skaitlis), e=11 (elektronu skaits), p=11 (protonu skaits), n=23-11=12 (neitronu skaits). 4. 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 – elektroniskā konfigurācija, valences elektroni 3s 1. 5. Zemes stāvoklis 6. s-elements, metāls. 7. Augstāks oksīds – Na 2 O – uzrāda pamata īpašības: Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 Kā nātrija hidroksīds atbilst NaOH bāzei, kurai piemīt visas tipiskās bāzes īpašības: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O 8. Oksidācijas pakāpe “+1”. 9. Nātrija metāliskās īpašības ir izteiktākas nekā litijam, bet vājākas nekā kālijam. 10. Nātrija metāliskās īpašības ir izteiktākas nekā magnija (3. perioda blakus elements). |
Fizikālās īpašības: ogleklis veido daudzas allotropās modifikācijas: dimants- viena no cietākajām vielām grafīts, ogles, sodrēji.
Oglekļa atomam ir 6 elektroni: 1s 2 2s 2 2p 2 . Pēdējie divi elektroni atrodas atsevišķās p-orbitālēs un nav savienoti pārī. Principā šis pāris varētu aizņemt vienu un to pašu orbitāli, taču šajā gadījumā ievērojami palielinās starpelektronu atgrūšanās. Šī iemesla dēļ viens no tiem aizņem 2p x, bet otrs vai nu 2p y , vai 2p z orbitāles.
Ārējā slāņa s- un p-apakšlīmeņu enerģijas atšķirība ir neliela, tāpēc atoms diezgan viegli nonāk ierosinātā stāvoklī, kurā viens no diviem elektroniem no 2s orbitāles pāriet uz brīvo. 2 rub. Tiek parādīts valences stāvoklis ar konfigurāciju 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Tieši šāds oglekļa atoma stāvoklis ir raksturīgs dimanta režģim – hibrīdu orbitāļu tetraedrisks telpiskais izvietojums, identisks saišu garums un enerģija.
Šo parādību, kā zināms, sauc sp 3 -hibridizācija, un jaunās funkcijas ir sp 3 -hibrīds . Četru sp 3 saišu veidošanās nodrošina oglekļa atomam stabilāku stāvokli nekā trīs r-r- un viens s-s savienojums. Papildus sp 3 hibridizācijai sp 2 un sp hibridizācija tiek novērota arī pie oglekļa atoma . Pirmajā gadījumā notiek savstarpēja pārklāšanās s- un divas p-orbitāles. Izveidojas trīs ekvivalentas sp 2 hibrīda orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120° leņķī viena pret otru. Trešā orbitāle p ir nemainīga un ir vērsta perpendikulāri plaknei sp2.
Sp hibridizācijas laikā s un p orbitāles pārklājas. Starp divām līdzvērtīgām hibrīda orbitālēm, kas veidojas, rodas 180° leņķis, bet katra atoma divas p-orbitāles paliek nemainīgas.
Oglekļa alotropija. Dimants un grafīts
Grafīta kristālā oglekļa atomi atrodas paralēlās plaknēs, aizņemot regulāru sešstūru virsotnes. Katrs oglekļa atoms ir saistīts ar trim blakus esošām sp 2 hibrīdsaitēm. Savienojums starp paralēlām plaknēm tiek veikts van der Vāla spēku dēļ. Katra atoma brīvās p-orbitāles ir vērstas perpendikulāri kovalento saišu plaknēm. To pārklāšanās izskaidro papildu π saiti starp oglekļa atomiem. Tādējādi no valences stāvoklis, kādā vielā atrodas oglekļa atomi, nosaka šīs vielas īpašības.
Oglekļa ķīmiskās īpašības
Raksturīgākie oksidācijas stāvokļi ir: +4, +2.
Zemā temperatūrā ogleklis ir inerts, bet sildot tā aktivitāte palielinās.
Ogleklis kā reducētājs:
- ar skābekli
C 0 + O 2 – t° = CO 2 oglekļa dioksīds
ar skābekļa trūkumu - nepilnīga sadegšana:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O oglekļa monoksīds
- ar fluoru
C + 2F 2 = CF 4
- ar ūdens tvaiku
C 0 + H 2 O – 1200° = C +2 O + H 2 ūdens gāze
- ar metālu oksīdiem. Tādā veidā metāls tiek kausēts no rūdas.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2
- ar skābēm - oksidētājiem:
C 0 + 2H 2 SO 4 (konc.) = C +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
C 0 + 4HNO 3 (konc.) = C +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
- ar sēru veido oglekļa disulfīdu:
C + 2S 2 = CS 2.
Ogleklis kā oksidētājs:
- ar dažiem metāliem veido karbīdus
4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
- ar ūdeņradi - metānu (kā arī lielu skaitu organisko savienojumu)
C0 + 2H2 = CH4
— ar silīciju veido karborundu (2000 °C elektriskajā krāsnī):
Oglekļa atrašana dabā
Brīvais ogleklis rodas dimanta un grafīta formā. Savienojumu veidā ogleklis ir atrodams minerālos: krīts, marmors, kaļķakmens - CaCO 3, dolomīts - MgCO 3 *CaCO 3; ogļūdeņraži - Mg(HCO 3) 2 un Ca(HCO 3) 2, CO 2 ir daļa no gaisa; Ogleklis ir dabisko organisko savienojumu - gāzes, naftas, ogļu, kūdras - galvenā sastāvdaļa, un tas ir daļa no organiskām vielām, olbaltumvielām, taukiem, ogļhidrātiem, aminoskābēm, kas veido dzīvos organismus.
Neorganiskie oglekļa savienojumi
Ne C 4+, ne C 4- joni neveidojas nekādu parasto ķīmisko procesu laikā: oglekļa savienojumi satur dažādas polaritātes kovalentās saites.
Oglekļa monoksīds CO
Oglekļa monoksīds; bezkrāsains, bez smaržas, nedaudz šķīst ūdenī, šķīst organiskajos šķīdinātājos, toksisks, viršanas temperatūra = -192°C; t pl. = -205°C.
Kvīts
1) Rūpniecībā (gāzes ģeneratoros):
C + O 2 = CO 2
2) Laboratorijā - skudrskābes vai skābeņskābes termiskā sadalīšana H 2 SO 4 (konc.) klātbūtnē:
HCOOH = H2O + CO
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
Ķīmiskās īpašības
Normālos apstākļos CO ir inerts; sildot - reducētājs; sāli neveidojošs oksīds.
1) ar skābekli
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) ar metālu oksīdiem
C +2 O + CuO = Cu + C +4 O 2
3) ar hloru (gaismā)
CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fosgēns)
4) reaģē ar sārmu kausējumiem (zem spiediena)
CO + NaOH = HCOONa (nātrija formiāts)
5) veido karbonilus ar pārejas metāliem
Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4
Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5
Oglekļa monoksīds (IV) CO2
Oglekļa dioksīds, bezkrāsains, bez smaržas, šķīdība ūdenī - 0,9V CO 2 šķīst 1V H 2 O (normālos apstākļos); smagāks par gaisu; t°pl = -78,5°C (cieto CO 2 sauc par "sauso ledu"); neatbalsta degšanu.
Kvīts
- Ogļskābes sāļu (karbonātu) termiskā sadalīšanās. Kaļķakmens apdedzināšana:
CaCO 3 – t° = CaO + CO 2
- Spēcīgo skābju iedarbība uz karbonātiem un bikarbonātiem:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
ĶīmiskāīpašībasCO2
Skābes oksīds: Reaģē ar bāzes oksīdiem un bāzēm, veidojot ogļskābes sāļus
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
NaOH + CO 2 = NaHCO 3
Paaugstinātā temperatūrā var parādīties oksidējošas īpašības
C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0
Kvalitatīva reakcija
Kaļķu ūdens duļķainība:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (baltas nogulsnes) + H 2 O
Tas pazūd, CO 2 ilgstoši laižot cauri kaļķa ūdenim, jo nešķīstošs kalcija karbonāts pārvēršas šķīstošā bikarbonātā:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2
Ogļskābe un tāssāls
H 2CO 3 - Vāja skābe, tā pastāv tikai ūdens šķīdumā:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
Divbāzu:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Skābie sāļi - bikarbonāti, bikarbonāti
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Vidējie sāļi - karbonāti
Raksturīgas ir visas skābju īpašības.
Karbonāti un bikarbonāti var pārveidoties viens par otru:
2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2 NaHCO 3
Metālu karbonāti (izņemot sārmu metālus) karsējot dekarboksilē, veidojot oksīdu:
CuCO 3 – t° = CuO + CO 2
Kvalitatīva reakcija- “vārīšana” spēcīgas skābes ietekmē:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
Karbīdi
Kalcija karbīds:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2.
Acetilēns izdalās, kad cinka, kadmija, lantāna un cērija karbīdi reaģē ar ūdeni:
2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C 2H2 + H2.
Be 2 C un Al 4 C 3 sadalās ar ūdeni, veidojot metānu:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4.
Tehnoloģijā tiek izmantoti titāna karbīdi TiC, volframs W 2 C (cietie sakausējumi), silīcija SiC (karborunds - kā abrazīvs un materiāls sildītājiem).
Cianīds
ko iegūst, karsējot sodu amonjaka un oglekļa monoksīda atmosfērā:
Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2
Ciānūdeņražskābe HCN ir svarīgs ķīmiskās rūpniecības produkts, un to plaši izmanto organiskajā sintēzē. Tā globālā produkcija sasniedz 200 tūkstošus tonnu gadā. Cianīda anjona elektroniskā struktūra ir līdzīga oglekļa monoksīdam (II) šādas daļiņas sauc par izoelektroniskām:
C = O: [:C = N:] -
Cianīdus (0,1-0,2% ūdens šķīdums) izmanto zelta ieguvē:
2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.
Vārot cianīda šķīdumus ar sēru vai kūstot cietām vielām, tie veidojas tiocianāti:
KCN + S = KSCN.
Sildot zemu aktīvo metālu cianīdus, iegūst cianīdu: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Cianīda šķīdumi tiek oksidēti līdz cianāti:
2 KCN + O 2 = 2 KOCN.
Ciānskābe pastāv divos veidos:
H-N=C=O; H-O-C = N:
1828. gadā Frīdrihs Vēlers (1800-1882) ieguva urīnvielu no amonija cianāta: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2, iztvaicējot ūdens šķīdumu.
Šo notikumu parasti uzskata par sintētiskās ķīmijas uzvaru pār "vitalistisko teoriju".
Ir ciānskābes izomērs - sprādzienbīstama skābe
H-O-N=C.
Tā sāļus (dzīvsudraba fulmināts Hg(ONC) 2) izmanto trieciena aizdedzēs.
Sintēze urīnviela(urīnviela):
CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. Pie 130 0 C un 100 atm.
Urīnviela ir ogļskābes amīds, ir arī tā "slāpekļa analogs" - guanidīns.
Karbonāti
Nozīmīgākie neorganiskie oglekļa savienojumi ir ogļskābes sāļi (karbonāti). H 2 CO 3 ir vāja skābe (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Karbonāta bufera balsti oglekļa dioksīda līdzsvars atmosfērā. Pasaules okeāniem ir milzīga bufera jauda, jo tie ir atvērta sistēma. Galvenā bufera reakcija ir līdzsvars ogļskābes disociācijas laikā:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .
Kad skābums samazinās, rodas papildu oglekļa dioksīda absorbcija no atmosfēras, veidojot skābi:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Palielinoties skābumam, karbonātu ieži (čaulas, krīta un kaļķakmens nogulumi okeānā) izšķīst; tas kompensē hidrokarbonāta jonu zudumu:
H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —
CaCO 3 (ciets) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-
Cietie karbonāti pārvēršas šķīstošos bikarbonātos. Tieši šis liekā oglekļa dioksīda ķīmiskās šķīdināšanas process neitralizē “siltumnīcas efektu” - globālo sasilšanu, ko izraisa oglekļa dioksīda siltuma starojuma absorbcija no Zemes. Apmēram trešā daļa no pasaulē saražotās sodas (nātrija karbonāts Na 2 CO 3) tiek izmantota stikla ražošanā.
Nodarbības tēma: Ķīmiskā elementa raksturojums, pamatojoties uz tā pozīciju periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs
Nodarbības mērķis: Paplašināt un padziļināt iegūtās zināšanas ķīmisko elementu atomu konstruēšanā no 8. klases ķīmijas kursa.
Iemācīt sastādīt ķīmiskā elementa raksturlielumu plānu, pamatojoties uz tā atrašanās vietu periodiskajā tabulā un atoma uzbūvi.
Nodarbību laikā:
1. Organizatoriskais moments.
2. PSHE struktūras atkārtojums.
Ķīmisko elementu un to savienojumu īpašību izmaiņu modeļi pa periodiem un grupām
Elementu (un vēl jo vairāk to savienojumu!) ķīmiskās īpašības ir tieši atkarīgas no
Atgādinājums!!! Nav jāiegaumē katra atoma ķīmiskās īpašības, nav jāiegaumē ķīmiskās reakcijas... atbilde uz jebkuru jautājumu ķīmijā ir .
3. Jauna materiāla apguve.
Periodiskās tabulas ķīmiskie elementi ir varoņi, un tiem, tāpat kā visiem varoņiem, ir jāpiešķir noteiktas īpašības. To raksturlielumu pamatojums ir jāņem no ķīmisko elementu periodiskās tabulas, ko izstrādājis D.I. Mendeļejevs. Jums būs jāapraksta ķīmiskais elements 7 punktos: vispirms ir jānorāda elementa atrašanās vieta periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs un tā atoma uzbūve, tad vienkāršas vielas daba, t.i. vai šis ķīmiskais elements ir metāls vai nemetāls, salīdzināt vienkāršas vielas īpašības ar vienkāršu vielu īpašībām, ko veido apakšgrupā blakus esošie elementi, kā arī salīdzināt vienkāršas vielas īpašības ar vienkāršu vielu īpašībām, kuras veido periodā blakus esošie elementi, tikai pēc tam nosaka augstākā oksīda sastāvu un tā raksturu (bāziskā, skābā, amfotēriskā), un, pamatojoties uz oksīdu un augstākā hidroksīda sastāvu, tā raksturu (skābekli saturoša skābe, bāze, amfoteriskais hidroksīds), un nemetāliem norāda arī gaistošā ūdeņraža savienojuma sastāvu.
Ķīmisko elementu atomiem grupās no augšas uz leju palielinās atomu kodola lādiņš, kas skaitliski ir vienāds ar elementa kārtas numuru, palielinās arī atomu rādiuss, jo enerģijas līmeņu skaits palielinās, un enerģijas līmeņu skaitu nosaka perioda skaits, kamēr elektronu skaits paliek nemainīgs, elektroni virzās arvien tālāk no kodola, tāpēc kļūst vieglāk tos atdot un reducējošās īpašības palielinās, un oksidējošās īpašības vājinās. Šajā gadījumā augstākais oksidācijas līmenis paliek nemainīgs un ir vienāds ar grupas numuru, zemākais oksidācijas līmenis arī nemainās un ir vienāds ar grupas numuru - 8. Periodos no kreisās uz labo palielinās arī kodola lādiņš , un rādiuss, gluži pretēji, samazinās, jo elektronu skaits ārējā līmenī, ko nosaka grupas skaits, palielinās un elektroni ir ciešāk saistīti ar kodolu, bet enerģijas līmeņu skaits paliek nemainīgs. Tāpēc reducējošās īpašības vājinās un oksidējošās īpašības palielinās. Augstākais oksidācijas līmenis svārstās no +1 līdz +8: pirmajā grupā - +1, otrajā - +2, trešajā - +3, ceturtajā - +4, piektajā - +5 un zemākais no -4 līdz - : ceturtajā grupā tas ir vienāds ar -4, piektajā -3, sestajā -2 un septītajā -1.
Kas attiecas uz vienkāršām vielām, metāliskās īpašības palielinās grupās no augšas uz leju un vājinās periodos no kreisās uz labo pusi. Gluži pretēji, nemetāliskās īpašības vājinās grupās no augšas uz leju un pastiprinās periodos no kreisās uz labo pusi.
Ķīmisko elementu savienojumiem raksturīgs, ka grupās no augšas uz leju pamatīpašības nostiprinās, bet skābās – vājinās. Piemēram, pirmajā grupā kālija oksīda pamatīpašības ir izteiktākas nekā litija oksīda pamatīpašības, bet kvartārajā grupā silīcija oksīds ( IV ) skābās īpašības ir izteiktākas nekā svina oksīdam ( IV ). Periodos no kreisās puses uz labo skābju īpašības palielinās un bāzes īpašības vājinās. Piemēram, magnija oksīdam ir izteiktākas pamata īpašības nekā alumīnija oksīdam un oglekļa monoksīdam ( IV ) skābās īpašības ir izteiktākas nekā bora oksīdam.
Ļaujiet mums raksturot metāla nātriju pēc visām tā īpašībām. Nātrija sērijas numurs, t.i. šūna, kurā tā atrodas, ir 11. Masas skaitlis ir 23. Tas nozīmē, ka tās kodola lādiņš ir +11, Z = +11 (atoma kodola lādiņš ir vienāds ar elementa atomskaitli, protonu skaitu un elektronu skaitu). Tāpēc atomā ir 11 elektroni (11 ē), un neitronu skaitu nosaka formula N =
A –
Z , t.i. 23 – 11 = 12, kas nozīmē, ka atomā ir 12 neitroni (12 n ).
Nātrijs atrodas trešajā periodā, kas nozīmē, ka tam būs 3 enerģijas līmeņi, kuros atradīsies visi tā elektroni. Pirmajā līmenī ir 2 elektroni (tas ir maksimālais), otrajā līmenī ir 8, bet trešajā līmenī ir 1 elektrons.
Jo Nātrija ārējā līmenī ir 1 elektrons, tad šis elements pieder pie metāliem. Reakcijās tas atteiksies no 1 elektrona, kam ir reducējošas īpašības, un saņems oksidācijas stāvokli +1.
Tagad mums jāraksturo nātrijs kā vienkārša viela. Tā kā nātrijs ir metāls, to raksturo metāliska ķīmiskā saite un metālisks kristāliskais režģis. Tāpēc, tāpat kā jebkuram metālam, tam ir raksturīgas tādas fizikālās īpašības kā metālisks spīdums, plastiskums, siltums un elektrovadītspēja.
Tagad mums jāsalīdzina nātrija īpašības ar tā kaimiņu īpašībām grupā: nātrija metāliskās īpašības ir izteiktākas nekā litijam, bet vājākas nekā kālijam, jo grupā no augšas uz leju atoma rādiuss palielinās un elektroni attālinās no kodola un kļūst vieglāk noraujami.
Tagad jums ir jāsalīdzina nātrija īpašības ar tā kaimiņu īpašībām periodā: nātrija metāliskās īpašības ir izteiktākas nekā magnija īpašības, jo periodos no kreisās puses uz labo atomu rādiuss samazinās, un palielinās elektronu skaits ārējā līmenī, elektroni ir ciešāk saistīti ar kodolu, tāpēc tos noplēst kļūst grūtāk nekā piestiprināt.
Tagad jums ir jāizveido nātrija oksīda formula un jānosaka tā raksturs. Jo nātrijs - metāls Es A grupa, tad tas atbilst nātrija oksīdam - Na 2 O , kas nozīmē, ka tas ir bāzisks oksīds un tam piemīt visas šiem oksīdiem raksturīgās īpašības: tas reaģē ar skābēm un skābiem oksīdiem, ar ūdeni veidojot sārmu.
Nātrija hidroksīds ir NaOH , tas ir sārms – ūdenī šķīstoša bāze. To raksturos šādas īpašības: reakcijas ar skābēm un skābju oksīdiem, reakcijas ar sāļiem.
Ja nātrijs ir metāls, tas neveido gaistošus ūdeņraža savienojumus.
Raksturosim fosforu. Fosfors atrodas šūnā ar numuru 15, t.i. tā kārtas numurs ir 15, kas nozīmē, ka tā atoma kodola lādiņš būs +15, bet protonu skaits, tāpat kā elektronu skaits, ir 15: (р = 15, ē = 15). Fosfora masas skaitlis ir 31, tātad neitronu skaits būs vienāds ar 16, jo ja no masas skaitļa atņemam protonu skaitu, tas būs 16 (31 – 15 = 16). Fosfors atrodas trešajā periodā, kas nozīmē, ka tam ir trīs enerģijas līmeņi, pirmajā līmenī ir 2 elektroni, otrajā - 8, bet trešajā - pieci: (2ē, 8ē, 5ē). Tas. Fosfora ārējā enerģijas līmenī ir 5 elektroni.
Fosfors ir nemetāls, kas nozīmē, ka tas var būt gan oksidētājs, gan reducētājs. Kā oksidētājs tas var pievienot 3 elektronus, lai pabeigtu ārējo līmeni, kā rezultātā oksidācijas stāvoklis ir -3 (P 0 + 3 ē → Р -3 ), un kā reducētājs var nodot 3 vai 5 elektronus un iegūt oksidācijas pakāpi +3 vai +5 (P 0 - 3 ē → P +3 , R 0 - 5 ē → Р +5 .
Fosfors ir nemetāls. To raksturo alotropijas fenomens, piemēram, sērs. Tie. tas var veidot vairākas vienkāršas vielas, kas atšķiras pēc to īpašībām. Piemēram, baltajam fosforam ir balta krāsa un molekulārais kristāla režģis, molekulai ir tetraedra forma, bet sarkanais fosfors ir polimērs, melnais fosfors ir pusvadītājs un tam ir metālisks spīdums.
Tagad mums ir jāsalīdzina fosfora un tā kaimiņu īpašības. Fosfora nemetāliskās īpašības ir izteiktākas nekā arsēnam, bet vājākas nekā slāpeklim, jo Slāpekļa rādiuss ir mazāks nekā fosfora rādiuss. Salīdzinot ar tā laika kaimiņiem, fosfora īpašības ir izteiktākas nekā silīcija īpašības, bet vājākas nekā sēram.
Atliek izveidot fosfora oksīda un hidroksīda formulu. Augstāks fosfora oksīds - P 2 O 5 . Tas ir skābs oksīds, kam piemīt šiem oksīdiem raksturīgās īpašības: tas reaģē ar bāzes oksīdiem, bāzēm un ūdeni, veidojot atbilstošu skābi.
Augstāks fosfora hidroksīds ir fosforskābe vai ortofosforskābe - H 3 P.O. 4 , tai piemīt visām skābēm raksturīgas īpašības: reaģē ar metāliem, bāzēm un bāzes oksīdiem, ar sāļiem.
Fosfors ir nemetāls, tāpēc tajā ir gaistošs ūdeņraža savienojums - PH 3 - fosfīns.
4. Stiprināšana: uzdevuma izpilde 9. lappusē, piem. 4 – 6, individuālais darbs pie kartēm.
5. Pārdomas un kopsavilkums:
Izvēlieties no tālāk norādītajiem apgalvojumiem, kas atbilst jūsu viedoklim un noskaņojumam, un pabeidziet frāzi pēc savas izvēles. Vēl 45 vērtīgas minūtes no manas tikpat dārgās dzīves:
a) zaudēja neatgriezeniski, jo...;
b) iziets ar pabalstu, jo...
6. Mājas darbs: §1, sastādīt plānu ķīmiskā elementa ar atomskaitli 17, piem. 2, 7, 10.
Lai izmantotu prezentāciju priekšskatījumus, izveidojiet Google kontu un piesakieties tajā: https://accounts.google.com
Slaidu paraksti:
Ķīmiskā elementa raksturojums, pamatojoties uz tā pozīciju ķīmisko elementu periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs
Periodiskā likuma atklāšana 1869. gadā D.I. Mendeļejevs, pamatojoties uz uzkrātajiem datiem par ķīmiskajiem elementiem, formulēja savu periodisko likumu. Tad tas izklausījās šādi: "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu masas lieluma." Ļoti ilgu laiku D. I. Mendeļejeva likuma fiziskā nozīme bija neskaidra. Viss nostājās savās vietās pēc atoma struktūras atklāšanas 20. gadsimtā.
Periodiskā likuma mūsdienu formulējums: "Vienkāršu vielu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no atoma kodola lādiņa lieluma."
Protonu un elektronu skaits atomā Atoma kodola lādiņš ir vienāds ar protonu skaitu kodolā. Protonu skaits ir līdzsvarots ar elektronu skaitu atomā. Tādējādi atoms ir elektriski neitrāls. Periodiskajā tabulā atoma kodola lādiņš ir elementa atomskaitlis. Perioda skaitlis parāda enerģijas līmeņu skaitu, kuros elektroni griežas. Grupas numurs norāda valences elektronu skaitu. Galveno apakšgrupu elementiem valences elektronu skaits ir vienāds ar elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī. Tieši valences elektroni ir atbildīgi par elementa ķīmisko saišu veidošanos. 8. grupas ķīmiskajiem elementiem – cēlgāzēm – ārējā elektronu apvalkā ir 8 elektroni. Šāds elektronu apvalks ir enerģētiski labvēlīgs. Visi atomi cenšas piepildīt savu ārējo elektronu apvalku ar līdz pat 8 elektroniem.
Neitronu skaits kodolā Ja ķīmiskā elementa relatīvo atommasu apzīmē ar A, kodola lādiņu apzīmē ar Z, tad neitronu skaitu var aprēķināt, izmantojot formulu: n = A-Z
Ķīmisko elementu atomu rādiusa maiņa grupās un periodos Kā ķīmiskā elementa atoma rādiuss grupās mainās no augšas uz leju? Kā ķīmiskā elementa atoma rādiuss laika gaitā mainās no kreisās puses uz labo? Kāpēc tas notiek? Kādas ķīmisko elementu īpašības ir saistītas ar atoma rādiusu?
Cēlgāzu ārējie elektronu apvalki Satur 2 (hēlijs) vai 8 (visi pārējie) elektronus un ir ļoti stabili. “Okteta-dubleta” noteikums Visiem pārējiem ķīmiskajiem elementiem, nonākot reakcijās, mēdz būt ārējais elektronu apvalks, piemēram, inertajām gāzēm. Kuri ķīmisko elementu atomi visvieglāk atdod elektronus un kuri tos atņem?
Oksidācijas stāvoklis Elektronu zaudēšanas vai iegūšanas procesā atoms iegūst parasto lādiņu. Šo parasto lādiņu sauc par oksidācijas stāvokli. - Vienkāršām vielām oksidācijas pakāpe ir nulle. - Elementiem var būt maksimālais un minimālais oksidācijas līmenis. Elements uzrāda maksimālo oksidācijas stāvokli, kad tas atdod visus valences elektronus no ārējā elektronu līmeņa. Ja valences elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru, tad maksimālais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru.
Hlora raksturojums pēc tā stāvokļa PSCE
Ķīmisko elementu raksturojuma plāns 1. Elementa simbols a. Elementa sērijas numurs b. Elementa relatīvās atommasas vērtība. V. Protonu, elektronu, neitronu skaits. d. Perioda numurs. d. Grupas skaits un veids (elementa tips s -, p -, d -, f - elements) 2. Metāls vai nemetāls 3. Elementa īpašību salīdzinājums (metāla un nemetāla) ar blakus elementiem. pēc perioda un grupas. 4. Uzrakstiet elektronu sadalījumu pa atomu orbitālēm - kvantu diagrammu. Uzrakstiet elektronisko formulu. 5. Uzzīmējiet elektronu sadalījumu pa enerģijas līmeņiem 6. Nosakiet atoma augstāko oksidācijas pakāpi un tā augstākā oksīda formulu. Nosakiet oksīda raksturu (bāzisks, skābs, amfotērisks). 7. Nosakiet elementa zemāko oksidācijas pakāpi un tā ūdeņraža savienojuma formulu (ja tāda ir).
Mājas darbs §1, atbildi uz jautājumiem. Izmantojot ķīmiskā elementa plānu-raksturojumus, raksturojiet B, C, Si, Rb, Sr, Br. Neaizmirstiet, ja elements atrodas galvenajā apakšgrupā, tad mēs to salīdzinām tikai ar galvenās apakšgrupas elementiem.
Par tēmu: metodiskā attīstība, prezentācijas un piezīmes
Sistēmas darbības pieeja ķīmijas studijām. 9. klase Elementa raksturojums pēc atrašanās vietas periodiskajā tabulā.
Tiek sniegts 9. klases pirmās stundas apraksts ķīmijā par tēmu "Elementa raksturojums pēc tā stāvokļa periodiskajā tabulā." Nodarbība notiek, izmantojot sistēmiskās darbības pieeju, izmantojot dažādus...
Ķīmiskā elementa un tā savienojumu raksturojums, pamatojoties uz atrašanās vietu periodiskajā tabulā un atomu uzbūvi
9. klases ķīmijas stundu konspekti...
Ķīmiskā elementa-metāla īpašību plāns, pamatojoties uz tā pozīciju PSHE D.I. Mendeļejevs.
9. klases ķīmijas stundu konspekti. Nodarbības veids: iegūto zināšanu vispārināšanas un sistematizēšanas nodarbība. ...