Кратко охарактеризуйте каждый из элементов
Обновлено: 02.07.2024
I. Периодический закон в свете теории строения атомов
Понятие | Физ. смысл | Характеристика понятия |
Заряд ядра | Равен порядковому номеру элемента | Основная характеристика элемента, определяет химические свойства, так как с ростом заряда ядра увеличивается количество электронов в атоме, в том числе и на внешнем уровне. Следовательно, изменяются свойства |
Периодичность | С увеличением заряда ядра наблюдается периодическая повторяемость строения внешнего уровня, следовательно, периодически изменяются свойства (внешние электроны – валентные) |
II. Периодическая система в свете теории строения атома
Равен числу протоновв ядре.
Равен числу электронов в атоме.
Горизонтальный ряд элементов.
1,2,3 – малые; 4,5,6 – большие; 7 – незавершенный.
В 1 периоде всего два элемента и больше быть не может. Это определяется формулой N = 2n 2
Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом.
Первые два элемента любого периода s - элементы, последние шесть р – элементы, между ними d - и f – элементы.
В периоде слева направо:
1.относит. атомная масса – увеличивается
2.заряд ядра – увеличивается
3.количество энерг. уровней – постоянно
4.кол-во электронов на внеш.уровне - увеличивается
5.радиус атомов – уменьшается
Следовательно, внешние электроны удерживаются сильнее, и металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются
В малых периодах этот переход происходит через 8 элементов, в больших – через 18 или 32.
В малых периодах валентность увеличивается от 1 до 7 один раз, в больших – два раза. В том месте, где происходит скачок в изменении высшей валентности, период делится на два рядя.
От периода к периоду происходит резкий скачок в изменении свойств элементов, так как появляется новый энергетический уровень.
Вертикальный ряд элементов.
Каждая группа делится на две подгруппы: главную и побочную. Главную подгруппу составляют s – ир – элементы, побочную -d - и f– элементы.
Подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.
В группе, в главной подгруппе сверху вниз:
1.относит. атомная масса – увеличивается
2.число электронов на внеш. уровне – постоянно
3.заряд ядра – увеличивается
4.кол – во энерг. уровней – увеличивается
5.радиус атомов - увеличивается
Следовательно, внешние электроны удерживаются слабее, и металлические свойства элементов усиливаются, неметаллические- ослабевают.
Элементы некоторых подгрупп имеют названия:
1а группа – щелочные металлы
2а – щелочноземельные металлы
8а – инертные газы (имеют завершённый внешний уровень)
Выводы:
1. Чем меньше электронов на внешнем уровне и больше радиус атома, тем меньше электроотрицательность и легче отдавать внешние электроны, следовательно, тем сильнее выражены металлические свойства
Чем больше электронов на внешнем уровне и меньше радиус атома, тем больше электроотрицательность и тем легче принимать электроны, следовательно, тем сильнее неметаллические свойства.
2. Для металлов характерна отдача электронов, для неметаллов – прием.
III. Особое положение водорода в периодической системе
Водород в периодической системе занимает две клетки (в одной из них заключен в скобки) – в 1 группе и в 7 – ой.
В первой группе водород стоит потому, что у него, как и у элементов первой группы, на внешнем уровне один электрон.
В седьмой группе водород стоит потому, что у него, как и у элементов седьмой группы, до завершения энергетического уровня.
IV. План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И. Менделеева
4.Номер периода (большой 4-7 или малый 1-3)
6.Состав атома: число электронов, число протонов, число нейтронов
Подсказка!
Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;
Число нейтронов = атомная масса (Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.
7. Вид элемента (s, p, d, f)
Подсказка!
s-элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;
p-элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;
d-элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s- и p-элементами;
f-элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз таблицы.
8.Схема строения атома (распределение электронов по энергоуровням), завершённость внешнего уровня.
Подсказка! Внешний уровень завершён у элементов VIII группы главной подгруппы "А" - Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Подсказка! Для написания схемы нужно знать следующее:
Заряд ядра атома = порядковому номеру атома;
Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится элемент;
У s- и p-элементов на последнем (внешнем) от ядра энергетическом уровне число электронов равно номеру группы, в которой находится элемент.
У d- элементов на последнем уровне число электронов всегда равно 2 (исключения – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие на последнем уровне содержат 1 электрон).
Максимальное возможное число электронов на уровнях определяют по формуле Nэлектронов = 2n 2 , где n – номер энергоуровня.
Например, I уровень – 2 электрона, II – 8 электронов, III – 18 электронов, IV – 32 электрона и т.д.
9.Электронная и электронно-графическая формулы строения атома
Подсказка!
Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:
1s Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10, на f – 14 электронов.
Например, +11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; +22Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
10.Металл или неметалл
Подсказка!
К неметаллам относятся: 2 s-элемента - водород и гелий и 20 p-элементов – бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон, мышьяк, селен, бром, криптон, теллур, йод, ксенон, астат и радон.
К металлам относятся: все d- и f-элементы, все s-элементы (исключения водород и гелий), некоторые p-элементы.
11.Высший оксид (только для s, p)
Подсказка!
Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов (R2O, RO и т.д.)
12.Летучее водородное соединение (только для s, p)
Подсказка!
Общая формула летучего водородного соединения дана под группой химических элементов (RH4, RH3 и т.д.) – только для элементов 4 -8 групп.
V. Задание для самостоятельной работы
Дайте характеристику следующим элементам по плану: кальций, фосфор, медь.
VI. Тренажеры
Необходимо найти верный путь к финишу, отмечая его последовательно цифрами, начиная с 1. (Подсказка: количество ходов – 9.)
Характеристика химических элементов в зависимости от строения их атомов
Все химические элементы можно охарактеризовать в зависимости от строения их атомов, а также по их положению в Периодической системе Д.И. Менделеева. Обычно характеристику химического элемента дают по следующему плану:
- указывают символ химического элемента, а также его название;
- исходя из положения элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева указывают его порядковый, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;
- исходя из строения атома указывают заряд ядра, массовое число, число электронов, протонов и нейтронов в атоме;
- записывают электронную конфигурацию и указывают валентные электроны;
- зарисовывают электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном (если оно возможно) состояниях;
- указывают семейство элемента, а также его тип (металл или неметалл);
- указывают формулы высших оксидов и гидроксидов с кратким описанием их свойств;
- указывают значения минимальной и максимальной степеней окисления химического элемента.
Характеристика химического элемента на примере ванадия (V)
Рассмотрим характеристику химического элемента на примере ванадия (V) согласно плану, описанному выше:
2. Порядковый номер – 23. Элемент находится в 4 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе.
3. Z=23 (заряд ядра), M=51 (массовое число), e=23 (число электронов), p=23 (число протонов), n=51-23=28 (число нейтронов).
4.23V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3d 3 4s 2 .
5. Основное состояние
6. d-элемент, металл.
7. Высший оксид – V2O5 — проявляет амфотерные свойства, с преобладанием кислотных:
Задание | Охарактеризуйте химический элемент фосфор |
Решение | 1. P – фосфор. |
2. Порядковый номер – 15. Элемент находится в 3 периоде, в V группе, А (главной) подгруппе.
3. Z=15 (заряд ядра), M=31 (массовое число), e=15 (число электронов), p=15 (число протонов), n=31-15=16 (число нейтронов).
4.15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 3p 3 .
5. Основное состояние
6. p-элемент, неметалл.
7. Высший оксид – P2O5 — проявляет кислотные свойства:
Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H3PO4, проявляет кислотные свойства:
Задание | Охарактеризуйте химический элемент калий |
Решение | 1. K – калий. |
2. Порядковый номер – 19. Элемент находится в 4 периоде, в I группе, А (главной) подгруппе.
3. Z=19 (заряд ядра), M=39 (массовое число), e=19 (число электронов), p=19 (число протонов), n=39-19=20 (число нейтронов).
4.19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 – электронная конфигурация, валентные электроны 4s 1 .
5. Основное состояние
6. s-элемент, металл.
7. Высший оксид – K2O — проявляет основные свойства:
Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – KOH, проявляет основные свойства:
На этом уроке вы узнаете о Периодическом законе Менделеева, который описывает изменение свойств простых тел, а также формы и свойства соединений элементов в зависимости от величины их атомных масс. Рассмотрите, как по положению в Периодической системе можно описать химический элемент.
А) Характеристика фосфора.
1. Фосфор— элемент пятой группы и третьего периода, Z = 15,
Аr(Р) = 31.
Соответственно, атом фосфора содержит в ядре 15 протонов,
16 нейтронов и 15 электронов. Строение его электронной оболочки
можно отразить с помощью следующей схемы:
Атомы фосфора проявляют как окислительные свойства (принима-
ют недостающие для завершения внешнего уровня три электрона, получая при этом степень окисления -3, например, в соединениях с менее электроотрицательными элементами— металлами, водородом и т.п.) так и восстановительные свойства (отдают 3 или 5 электронов более электроотрицательным элементам — кислороду, галогенам и т.п., приобретая при этом степени окисления +3 и +5.)
Фосфор менее сильный окислитель, чем азот, но более сильный, чем мышьяк, что связано с ростом радиусов атомов от азота к мышьяку. По этой же причине восстановительные свойства, наоборот, усиливаются.
2. Фосфор — простое вещество, типичный неметалл. Фосфору свойственно явление аллотропии. Например, существуют аллотропные модификации фосфора такие, как белый, красный и черный фосфор, которые обладают разными химическими и физическими свойствами.
3. Неметаллические свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка (соседние элементы в группе).
4. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у
кремния, но слабее, чем у серы (соседние элементы в периоде).
5. Высший оксид фосфора имеет формулу Р2O5. Это кислотный оксид.
Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов. Так, например, при взаимодействии его с водой получается фосфорная кислота.
Р2O5 + 3Н2O => 2Н3РO4.
При взаимодействии его с основными оксидами и основаниями он
дает соли.
Р2O5 + 3MgO = Mg3(PO4)2; Р2O5 + 6КОН = 2К3РO4+ 3Н2O.
6. Высший гидроксид фосфора— фосфорная кислота Н3РO4, рас-
твор которой проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействие с основаниями и основными оксидами:
Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3Н2O. 2Н3РO4 + 3СаО = Са,(РO4)2↓ + 3Н2O.
7. Фосфор образует летучее соединение Н3Р — фосфин.
Б) Характеристика калия.
1. Калий имеет порядковый номер 19, Z = 19 и относительную атомную массу Аr(К) = 39. Соответственно заряд ядра его атома +19 (равен числу протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно 20. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме калия, тоже равно 19. Элемент калий находится в четвертом периоде периодической системы, значит, все электроны располагаются на четырех энергетических уровнях. Таким образом, строение атома калия записывается так:
Исходя из строения атома, можно предсказать степень окисления
калия в его соединениях. Так как в химических реакциях атом калия отдает один внешний электрон, проявляя восстановительные свойства, следовательно, он приобретает степень окисления +1.
Восстановительные свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, что связано с ростом радиусов от Na к Rb.
2. Калий— простое вещество, для него характерна металлическая
кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда — и все типичные для металлов свойства.
3. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, т.к. атом калия легче отдает электрон, чем атом натрия, но труднее, чем атом рубидия.
4. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у кальция, т.к. один электрон атома калия легче оторвать, чем два электрона
атома кальция.
5. Оксид калия К2O является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
К2O + 2НСl = 2КСl +Н2O; К2O + SO3 = K2SO4.
6. В качестве гидроксида калию соответствует основание (щелочь) КОН, которое проявляет все характерные свойства оснований: взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
KOH+HNO3 = KNO3+H2O; 2KOH+N2O5 = 2KNO3+H2O.
7. Летучего водородного соединения калий не образует, а образует гидрид калия КН.
4.Номер периода (большой 4-7 или малый 1-3)
6.Состав атома: число электронов, число протонов, число нейтронов
Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;
Число нейтронов = атомная масса ( Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.
7. Вид элемента (s, p, d, f)
s -элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;
p -элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;
d -элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s - и p -элементами;
f -элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз таблицы.
8.Схема строения атома (распределение электронов по энергоуровням), завершённость внешнего уровня
Подсказка! Для написания схемы нужно знать следующее:
Заряд ядра атома = порядковому номеру атома;
Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится элемент;
У s - и p -элементов на последнем (внешнем) от ядра энергетическом уровне число электронов равно номеру группы, в которой находится элемент.
Например, Na +11)2)8) 1=номеру группы ;
У d - элементов на последнем уровне число электронов всегда равно 2 (исключения – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие на последнем уровне содержат 1 электрон).
Максимальное возможное число электронов на уровнях определяют по формуле N электронов = 2 n 2 , где n – номер энергоуровня.
Например, I уровень – 2 электрона, II – 8 электронов, III – 18 электронов, IV – 32 электрона и т.д.
9.Электронная и электронно-графическая формулы строения атома
Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:
Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10, на f – 14 электронов.
Например , +11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; +22Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
10.Металл или неметалл
К неметаллам относятся: 2 s -элемента - водород и гелий и 20 p -элементов – бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон, мышьяк, селен, бром, криптон, теллур, йод, ксенон, астат и радон.
К металлам относятся: все d - и f -элементы, все s -элементы (исключения водород и гелий), некоторые p -элементы.
11.Высший оксид (только для s , p )
Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов ( R 2 O , RO и т.д.)
12.Летучее водородное соединение (только для s , p )
Общая формула летучего водородного соединения дана под группой химических элементов ( RH 4 , RH 3 и т.д.) – только для элементов 4 -8 групп.
Читайте также: