Первый уровень
Вариант 1
1. Дано уравнение реакции нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой:
NaOH + НСl = NaCl + Н20 + Q.
тепловой эффект;
участие катализатора;
направление.
Рассмотрите данную химическую реакцию с точки зрения теории электролитической диссоциации. Запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Исходные вещества: 1 моль гидроксида натрия тв.(1 атом натрия, 1 атом водорода, 1 атом кислорода), 1 моль соляной кислоты ж.(1 атом водорода, 1 атом хлора).
Продукты реакции: 1 моль хлорида натрия тв.(1 атом натрия, 1 атом хлора), 1 моль воды ж.(1 атом кислорода, 2 атом водорода).
Реакция экзотермическая
Исходные вещества и продукты находятся в растрворе.
Без катализатора
Необратимая реакция
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O
2. Дайте характеристику химического элемента магния по плану:
положение элемента в ПСХЭ;
строение атома;
Магний -- Mg
Порядковый номер Z=12; массовое число А= 24, заряд ядра + 12, число протонов =12, нейтронов(N= A-Z= 12) 24 – 12=12 нейтронов, электронов = 12, период – 3, энергетических уровней - 3,
Строение электронной оболочки: 12 М g 2е; 8е; 2е.
12 М g)))
2 8 2
Степень окисления +2;
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция, что связано с увеличением радиусов атомов Ве – М g -- Са;
Ион магния М g 2+
МgО – оксид магния является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Магний образует гидроксид Мg(ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований.
3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида магния с соляной кислотой в молекулярном и ионном виде.
MgO+2HCl=MgCl₂ + H₂O
MgO+2H+=Mg2+ + H₂O
Mg(OН)2+2HCl= MgCl₂ + 2H₂O
Mg(OН)2+2H+= Mg2+ + 2H₂O
Вариант 2
1. Дана схема реакции горения алюминия
Аl + 02 → А1203 + Q.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления элементов;
направление.
0 0 +3 –2
Al + O2 = Al2O3+Q
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Алюминий восстановитель, а кислород – окислитель.
Исходные вещества: 4 моль алюминия, 3 моль кислорода (3 молекулы из 2 атомов кислорода). Продукт реакции: 2 моль оксида алюминия (2 атома алюминия, 3 атома кислорода в одной молекуле).
Реакция экзотермическая.
Алюминия – тв., кислород – г., оксид алюминия – тв.
Без участия катализатора
Необратимая.
2. Дайте характеристику химического элемента натрия по плану:
положение элемента в ПСХЭ;
строение атома;
формулы оксида и гидроксида, их характер.
Натрий -- Na
11 Na)))
2 8 1
Степень окисления +1;
Ион натрия Na +
3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида натрия с раствором серной кислоты в молекулярном и ионном виде.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Вариант 3
1. Дана схема реакции получения оксида серы (VI) из оксида серы (IV)
S02 + 02 S03 + Q.
Составьте уравнение данной реакции, расставив коэффициенты в нем методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления элементов;
направление.
2S+4O2 + O02 = 2S+6O-23+ Q
S+4 -2e →S+6 восстановитель
O02 +4e→2O-2 окислитель
Исходные вещества – 2 моль оксида серы 4 (в одной молекуле 1 атом серы, 2 атома кислорода) и 1 моль кислорода (в одной молекуле 2 атома кислорода).
Продукт реакции – 2 моль оксида серы 6 (в одной молекуле 1 атом серы, 3 атома кислорода)
Реакция экзотермическая.
Оксид серы 4 и кислород – газы, Оксид серы (VI) жидкость
С катализатором
Обратимая.
2. Дайте характеристику химического элемента лития по плану:
строение атома;
формулы оксида и гидроксида, их характер.
Литий Li
Порядковый номер Z=3; массовое число А= 7, заряд ядра + 3, число протонов =3, нейтронов(N= A-Z= 4) 7 – 3=4 нейтронов, электронов = 3, период – 2, энергетических уровней - 2
Строение электронной оболочки: 3 Li 2е; 1е.
3 Li))
2 1
Степень окисления +1;
Восстановительные свойства у лития выражены слабее, чем у натрия и калия, что связано с увеличением радиусов атомов;
Ион лития Li +
Li 2О – оксид лития является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Литий Li образует гидроксид Li ОН (щелочь), который проявляет все характерные свойства оснований.
3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида лития с серной кислотой в молекулярном и ионном виде.
2 LiOH+H2SO4=2H2O+ Li2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Li 2O+H2SO4=H2O+ Li 2SO4
Li 2O+2H+=H2O+2Li +
Вариант 4
1. Дано уравнение реакции цинка с соляной кислотой:
Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2 + Q.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние участвующих в реакции веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления химических элементов;
направление.
Рассмотрите данную химическую реакцию с точки зрения теории электролитической диссоциации: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2 + Q
Исходные вещества: 1 моль цинк, 2 моль соляной кислоты (1 атом водорода, 1 атом хлора в молекуле). Продукты реакции: 1 моль хлорида цинка (1 атом цинка, 2 атома хлора в ФЕ), 1 моль водорода (2 атома водорода).
Экзотермическая реакция
Цинк – тв., соляная кислота – ж., хлорид цинка тв. (раствор), водород – г.
Без катализатора
С изменением степеней окисления
Необратимая
2H++2Cl-+Zn0=Zn2++2Cl-+H20
2H++Zn0=Zn2++H20
2. Дайте характеристику химического элемента кальция по плану:
положение элемента в Периодической системе;
строение атома;
формулы высшего оксида и гидроксида, их характер.
Кальций Са
Порядковый номер Z=20; массовое число А= 40, заряд ядра + 20, число протонов =20, нейтронов(N= A-Z= 20) 40 – 20=20 нейтронов, электронов = 20, период – 4, энергетических уровней - 4,
Строение электронной оболочки: 20 М g 2е; 8е; 8е; 2е.
20 Са))))
2 8 8 2
Степень окисления +2;
Восстановительные свойства у кальция выражены сильнее, чем у магния, но слабее, чем у стронция, что связано с увеличением радиусов атомов
Ион кальция Са 2+
Са О – оксид кальция является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Кальций образует гидроксид Са (ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований.
3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида кальция с азотной кислотой в молекулярном и ионном виде.
СаO+2HNO3= Са(NO3)₂ + H₂O
СаO+2H+= Са 2+ + H₂O
Са(OН)2+2HNO3= Са(NO3)₂ + 2H₂O
Са(OН)2+2H+= Са 2+ + 2H₂O
Второй уровень
Вариант 1
1. Дано уравнение реакции получения оксида азота (II):
N2 + 02 2NO - Q.
N20 + O20 2N+2O-2 - Q
N20 – 2*2е = 2N+2 восстановитель
O20+2*2е = 2O-2 окислитель
Исходные вещества: азот 1 моль, 2 атома N, кислород 1 моль (2 атома О).
Продукт реакции: 2 моль оксида азота 2 (в молекуле 1 атом азота и 1 атом кислорода).
Исходные вещества и продукты реакции – газы.
Реакция эндотермическая.
Обратимая.
Без катализатора.
С изменением степеней окисления.
6 С))
2 4
Степень окисления +4;
3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида углерода, укажите их характер.
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
СО2 + Н2О ↔ 2Н+ + СО32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
2H+ +OH- = 2H2O
Вариант 2
1. Дано уравнение реакции синтеза аммиака:
N2 + 3Н2 2NH3 + Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ОВР. Укажите окислитель и восстановитель.
3H2 + N2 2NH3 + Q
N20 +2*3е→2N-3 окислитель
H20 -2*1е→2H+1 восстановитель
Исходные вещества: 1 моль азота (молекула из 2 атомов азота), 3 моль водорода (молекула из 2 атомов водорода). Продукт реакции – аммиак, 2 моль. Молекула из 1 атома азота и 2 атомов водорода. Исходные вещества продукты реакции – газы.
Реакция:
Экзотермическая.
Окислительно-восстановительная.
Прямая.
Каталитическая.
Обратимая.
2. Дайте характеристику химического элемента серы по его положению в Периодической системе.
Сера - S
Порядковый номер Z=16 и массовое число А= 32, заряд ядра + 16, число протонов =16, нейтронов(N= A-Z= 12) 32 – 16=16 нейтронов, электронов = 16, период – 3, энергетических уровней - 3
16 S)))
Строение электронной оболочки: 16 S 2е; 8е; 6е.
16 S)))
2 8 6
Степень окисления - (-2) и (+ 2; +4; +6)
Окислительные свойства у серы выражены сильнее, чем у селена, но слабее, чем у кислорода, что связано с увеличением радиусов атомов от кислорода к селену
SО 3 – оксид серы является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов.
Сера образует гидроксид Н2SО4, который проявляет все характерные свойства кислот.
Сера из водородных соединений образует Н2S.
3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида серы, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
SO3 + H2O → H2SO4
2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
2ОН- + SO3 → SO42- + H2O
Na2O + SO3 → Na2SO4
Na2O + SO3 → 2Na+ +SO42-
Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20
Zn0 + 2H+ → Zn2+ + H20
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (реакция нейтрализации)
H+ + OH- → H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2
MgCO3 + 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2¬
Вариант 3
1. Дано уравнение реакции хлорида меди (II) с гидроксидом натрия:
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЭД: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
Исходные вещества: 1 моль хлорида меди (1 атом меди, 2 атома хлора), 2 моль гидроксида натрия (1 атом натрия, 1 атом кислорода, 1 атом водорода в ФЕ).
Продукты реакции: 1 моль гидроксида меди (1 атом меди, 2 атома кислорода, 2 атома водорода), 2 моль хлорид натрия (1 атом натрия, 1 атом хлора в ФЕ).
Продукты реакции и исходные вещества – твердые растворенные. Cu(OH)2 – твердый осадок.
Реакция:
Экзотермическая
Без изменения степеней окисления
Прямая
Без участия катализатора
Необратимая.
2. Дайте характеристику химического элемента фосфора по его положению в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Характеристика Р (фосфор)
Атомная масса=31.Заряд ядра атома Р+15,т. к. в ядре находится 15 протонов. Схема:
15Р 2е)8е)5е)
3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида фосфора, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O
Вариант 4
1. Дано уравнение реакции карбоната калия с соляной кислотой:
К2С03 + 2НСl = 2КСl + С02 + Н20.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ТЭД: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2
2К+ +СО32- + 2Н+ + 2Сl-= 2К+ 2Сl-+ H2O + CO2
СО32- + 2Н+= H2O + CO2
Исходные вещества: 1 моль карбоната калия (2 атома калия, 1 атом углерода, 3 атома кислорода) тв., 2 моль соляной кислоты (в молекуле 1 атом водорода, 1 атом хлора) жидк.
Продукты реакции: 2 моль хлорида калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом хлора) тв., 1 моль воды (2 тома водорода, 1 атом кислорода) жидк., 1 моль углекислого газа (1 атом углерода, 2 атома кислорода) - газ.
Реакция:
Экзотермическая.
Без изменения степеней окисления.
Прямая.
Без участия катализатора.
Необратимая.
2. Дайте характеристику химического элемента азота по его положению в Периодической системе.
Азот N- неметалл, II период (малый) , V группа, главная подгруппа.
Атомная масса=14, заряд ядра - +7, число энергетических уровней=2
p=7, e=7,n=Ar-p=14-7=7.
Строение электронной оболочки: 7 N 2е; 5е
7 N))
2 5
Степень окисления +5;
Окислительные свойства выражены сильнее, чем у углерода, но слабее, чем у кислорода, что связано с увеличением заряда ядра.
N2О5 оксид азота является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Азот образует кислоту НNО3, которая проявляет все характерные свойства кислот.
Летучее водородное соединение - NH3
3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида азота, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
N2O5 + H2O = 2НNO3
N2O5 + H2O = 2Н+ +NO3-
N2O5 + BaO = Ba(NO3)2
N2O5 + BaO = Ba2+ +2NO3-
N2O5 + 2KOH (р-р) = 2KNO3 + H2O
N2O5 + 2K+ +2OH- = 2K+ +NO32- + H2O
N2O5 + 2OH- = NO32- + H2O
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
K2O + 2H+ + 2NO3- → 2K+ + 2NO3- + H2O
K2O + 2H+ → 2K+ + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- → Na+ + NO3- + H2O
H+ + OH- → H2O
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2¬
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2¬
2H+ + СO32- → H2O + CO2¬
S0 + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
С разб.
4Zn + 9HNO3 = NH3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O
4Zn + 9H+ + 9NO3- = NH3 + 4Zn2+ + 8NO3- + 3H2O
3Cu + 8HNO3 = 2NO + 3Cu(NO3)2+ 4H2O
3Cu + 8H+ +8NO3-= 2NO + 3Cu2+ +6NO3-+ 4H2O
конц.
Zn + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Zn(NO3)2
Zn + 4H+ +4NO3-= 2NO2 + 2H2O + Zn2+ +2NO3-
Cu + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4H+ +4NO3- = 2NO2 + 2H2O + Cu2+ +2NO3-
Третий уровень
Вариант 1
1. Дано уравнение реакции получения азотной кислоты:
4N02 + 02 + 2Н20 = 4HN03 + Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
4N+4O2 + О02 + 2H2O ↔ 4HN+5O-23
N+4 -1e = N+5 восстановитель
O20 +4e = 2O-2 окислитель
Реакция:
Экзотермическая.
С изменением степени окисления (ОВР).
Без участия катализатора.
Прямая.
Обратимая.
Исходные вещества: 4 моль оксида азота 4 (1 атом азота, 2 атома кислорода в молекуле) – газ, 1 моль кислорода (2 атома кислорода в молекуле) - газ, 2 моль воды (1 атом кислорода, 2 атома водорода в молекуле) – жидк.
Продукт реакции – 4 моль азотной кислоты (1 атом азота, 1 атом водорода, 3 атома кислорода в молекуле) – жидкость.
2. Дайте характеристику химического элемента магния по его положению в Периодической системе.
Магний – порядковый номер в Периодической системе Z = 12 и массовое число А = 24. Заряд ядра +12 (число протонов). Число нейтронов в ядре N = А - Z = 12. Число электронов = 12.
Элемент магний находится в 3-м периоде Периодической системы. Строение электронной оболочки:
12 Mg)))
2 8 2
Степень окисления +2.
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция (элементы IIА группы), что связано с увеличением радиусов атомов при переходе от Be к Mg и Са.
Оксид магния MgO является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH)2, которое проявляет все характерные свойства оснований.
3. Составьте формулы оксида и гидроксида магния, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
Оксид магния MgO – основной оксид, основание Mg(OH)2 проявляет все характерные свойства оснований.
MgO + H2O = Mg(OH)2
MgO + CO2 = MgCO3
MgO + CO2 = Mg2+ +CO32-
MgO + H2SO4 = MgSO4 +H2O
MgO + 2H+ = Mg2+ +H2O
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
Mg(OH)2 + CO2 = Mg2+ +CO32- + H2O
3Mg(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3MgCl2
3Mg(OH)2 + 2Fe3+ = 2Fe(OH)3 + 3Mg2+
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2NH4+= Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2
Вариант 2
1. Дано уравнение реакции железа с хлором:
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3 + Q.
Дайте характеристику химической реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q
2
3 Fe – 3e– = Fe+III,
Cl2 + 2e– = 2Cl–I
2Fe – 6e– = 2Fe+III,
3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.
Fe – 3e– = Fe+III восстановитель
Cl2 + 2e– = 2Cl–I окислитель
Экзотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая
Исходные вещества: 2 моль железа – тв., 2 моль хлора (молекула из 2 атомов) – газ
Продукт: 2 моль хлорида железа (из 1 атома железа, 2 атомов хлора в ФЕ) – тв.
2. Дайте характеристику химического элемента натрия по его положению в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Натрий -- Na
Порядковый номер Z=11; массовое число А= 23, заряд ядра + 11, число протонов =11, нейтронов(N= A-Z= 11) 23 – 11=12 нейтронов, электронов = 11, период – 3, энергетических уровней - 3,
Строение электронной оболочки: 11 Na 2е; 8е; 1е.
11 Na)))
2 8 1
Степень окисления +1;
Восстановительные свойства у натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, что связано с увеличением радиусов атомов;
Ион натрия Na +
Na 2О – оксид натрия является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Натрий образует гидроксид NaОН (щелочь), который проявляет все характерные свойства оснований.
3. Составьте формулы оксида и гидроксида натрия, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
2NaOH + CO2 ---> Na2CO3 + H2O
2OH(-) + CO2 ---> CO3(2-) + H2O
2NaOH + SO2 ---> Na2SO3 + H2O
2OH(-) + SO2 ---> SO3(2-) + H2O
NaOH+ Al(OH)3 ---> Na
OH(-) + Al(OH)3 ---> Al(OH)4 (-)
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Na2O + H2O ---> 2NaOH
Na2O + H2O ---> 2Na+ +2OH-
Na2O + 2HCl ----> 2NaCl + H2O
Na2O + 2H+ ----> 2Na+ + H2O
Na2O + CO2 ---> Na2CO3
Na2O + CO2 ---> 2Na++CO32-
Na2O + SO2 ---> Na2SO3
Na2O + SO2 ---> 2Na++SO32-
Вариант 3
1. Дано уравнение реакции разложения нитрата калия:
2KN03 = 2KN02 + О2 - Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
2КNO3 = 2KNO2 + O2- Q
окислитель: N5+ + 2e− = N=3+|2| восстановление
восстановитель: O2− − 4e− = O20 |1| окисление
Исходные вещества: 2 моль нитрата калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом азота, 3 атома кислорода) – тв.
Продукты реакции – 2 моль нитрита калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом азота, 2 атома кислорода) – тв., 1 моль кислорода (2 атома кислорода) - газ.
Эндотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая
2. Дайте характеристику химического элемента углерода по его положению в Периодической системе.
Углерод С - химический элемент IV группы периодической системы Менделеева: атомный номер 6, атомная масса 12,011.
Порядковый номер Z=6; массовое число А= 12, заряд ядра + 6 число протонов =6, нейтронов(N= A-Z= 6) 12 – 6=6 нейтронов, электронов = 6, период – 2, энергетических уровней - 2,
Строение электронной оболочки: 6 С 2е; 4е
6 С))
2 4
Степень окисления +4;
Окислительные свойства у углерода выражены сильнее, чем у бора, но слабее, чем у азота, что связано с увеличением заряда ядра.
СО2 кислотный оксид, Н2СО3 кислота.
3. Составьте формулы оксида и гидроксида углерода, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
СО2 оксид углерода является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Углерод образует кислоту Н2СО3, которая проявляет все характерные свойства кислот.
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
СО2 + Н2О ↔ 2Н+ + СО32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
Ca2+ +2OH- + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
2H+ +CO32- + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
2H+ + CO32- + 2Na+ +OH- = 2Na++CO32- + 2H2O
2H+ +OH- = 2H2O
Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 ↓+ 2H2O
Ca2+ +2OH- + 2H+ +CO32- → CaCO3 ↓+ 2H2O
Вариант 4
1. Дано уравнение реакции образования гидроксида железа (III):
4Fe(OH)2 + 2Н20 + 02 = 4Fe(OH)3.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+ -1е→ Fe3+ восстановитель
O20 + 4е→ 2O2- окислитель
Исходные вещества: 4 моль гидроксида железа 2 (в ФЕ 1 атом железа, 2 атома кислорода, 2 атома водорода) – тв., 1 моль кислорода (2 атома кислорода) – газ, 2 моль воды (2 атома водорода, 1 атом кислорода в молекуле) – ж.
Продукт реакции – 4 моль гидроксида железа 3 (в ФЕ 1 атом железа, 3 атома кислорода, 3 атома водорода) – тв.
Экзотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая.
2. Дайте характеристику химического элемента фосфора по его положению в Периодической системе.
Характеристика Р (фосфор)
Элемент с порядковым №15 находится в 3 периоде 5 группе, главной подгруппы.
Атомная масса=31.Заряд ядра атома Р+15,т. к. в ядре находится 15 протонов.
Схема 15Р 2е)8е)5е)
В ядре атома 16 нейтронов. В атоме 15 электронов, т. к. их число равно числу протонов и порядковому номеру. В атоме фосфора 3 электронных слоя, т. к. Р стоит в 3 периоде. На последнем слое 5 электронов, т. к. фосфор стоит в 5 группе. Последний слой не завершен. Р-неметалл, т. к. в хим. реакции с металлами принимает 3 электрона до завершения слоя. Его оксид Р2О5-кислотный. Он взаимод. с Н2О, основаниями и основными оксидами. Его гидроксид Н3РО4-кислота. Она взаимод. с металлами, стоящими до Н (водорода), с основными оксидами, основаниями.
3. Составьте формулы оксида и гидроксида фосфора, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
3Ca(OH)2 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3H2O.
3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
3Mg + 6H++ 2PO43- = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2
6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O
Все многообразие окружающей нас природы состоит из сочетаний сравнительно небольшого числа химических элементов. Так какова же характеристика химического элемента, и чем он отличается от простого вещества?
Химический элемент: история открытия
В различные исторические эпохи в понятие «элемент» вкладывался различный смысл. Древнегреческие философы в качестве таких «элементов» рассматривали 4 «стихии» – тепло, холод, сухость и влажность. Сочетаясь попарно они образовывали четыре «начала» всего на свете – огонь, воздух, воду и землю.
В XVII веке Р. Бойль указал на то, что все элементы носят материальный характер и их число может быть достаточно велико.
В 1787 году французский химик А. Лавуазье создал «Таблицу простых тел». В нее вошли все известные к тому времени элементы. Под последними понимались простые тела, которые не удавалось разложить химическими методами на еще более простые. Впоследствии выяснилось, что в таблицу вошли и некоторые сложные вещества.
К моменту, когда Д. И. Менделеев открыл периодический закон, было известно всего 63 химических элементов. Открытие ученого не только привело к упорядоченной классификации химических элементов, а также помогло предсказать существование новых, еще не открытых элементов.
Рис. 1. А. Лавуазье.
Что такое химический элемент?
Химическим элементом называют определенный вид атомов. В настоящее время известно 118 химических элементов. Каждый элемент обозначают символом, который представляет одну или две буквы из его латинского названия. Например, элемент водород обозначают латинской буквой H и формулой H 2 – первой буквой латинского названия элемента Hydrogenium. Все достаточно хорошо изученные элементы имеют символы и названия, которые можно найти в главных и побочных подгруппах Периодической системы, где все они расположены в определенном порядке.
Cуществует много видов систем, но общепринятой является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, которая является графическим выражением Периодического закона Д. И. Менделеева. Обычно используют короткую и длинную формы Периодической системы.
Рис. 2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.
Что же является главным признаком, по которому атом относят к определенному элементу? Д. И. Менделеев и другие ученые-химики XIX века считали главным признаком атома массу как наиболее стабильную его характеристику, поэтому элементы в Периодической системе расположены в порядке возрастания атомной массы (за немногим исключением).
По современным представлениям, главным свойством атома, относящим его к определенному элементу, является заряд ядра. Таким образом, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся определенным значением (величиной) части химического элемента – положительного заряда ядра.
Из всех существующих 118 химических элементов большую часть (около 90) можно обнаружить в природе. Остальные же получены искусственно с помощью ядерных реакций. Элементы 104-107 были синтезированы учеными-физиками в Объединенном институте ядерных исследований в городе Дубне. В настоящее время продолжаются работы по искусственному получению химических элементов с более высокими порядковыми номерами.
Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Более 80 элементов относятся к металлам. Однако это деление условное. При определенных условиях некоторые металлы могут проявлять неметаллические свойства, а некоторые неметаллы – металлические свойства.
Содержание различных элементов в природных объектах колеблется в широких пределах. 8 химических элементов (кислород, кремний, алюминий, железо, кальций, натрий, калий, магний) составляют 99% земной коры по массе, все остальные – менее 1%. Большинство химических элементов имеют природное происхождение (95), хотя некоторые из них изначально были выведены искусственно (например, прометий).
Следует различать понятия «простое вещество» и «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенными химическими и физическими свойствами. В процессе химического превращения простое вещество утрачивает часть своих свойств и входит в новое вещество в виде элемента. Например, азот и водород, входящие в состав аммиака, содержатся в нем не в виде простых веществ, а в виде элементов.
Некоторые элементы объединяются в группы, такие как органогены (углерод, кислород, водород, азот), щелочные металлы (литий, натрий, калий и т.д.), лантаноиды (лантан, церий и т.д.), галогены (фтор, хлор, бром и т.д.), инертные элементы (гелий, неон, аргон)
Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com
Подписи к слайдам:
Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе элементов Д.И.Менделеева.
I . Положение элемента в периодической системе: порядковый номер элемента; номер периода; номер группы, подгруппа; относительная атомная масса. II. Строение атома элемента: заряд ядра атома; формула состава атома (количество p + ; n 0 ; e -); количество энергетических уровней и размещение на них электронов; электронная конфигурация атома; валентные возможности атома.
III . Формулы соединений, химический характер, его доказательство металл, неметалл, переходный элемент; формула высшего оксида и его характер; формула соответствующего гидроксида и его характер; формула летучего водородного соединения. IV. Сравнение с соседями: по периоду; по подгруппе. (металлы с неметаллами сравнивать нельзя)
Характеристика Фосфора по его положению в ПСХЭ Положение в ПСХЭ: № 15; Период № 3; Группа № V , подгруппа главная; Ar (P) = 31. Строение атома: Z я (P) = + 15; (p + = 15; n 0 = 16) e - = 15 +15) 2) 8) 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 −3; 0; +3; +5 Соединения… Неметалл P 2 O 5 – кислотный; P 2 O 5 + NaOH = H 3 PO 4 – фосфорная кислота; H 3 PO 4 + NaOH = PH 3 – фосфин Сравнение… Si P > As
Домашняя работа § 1, упр.3,4 (часть1), самостоятельно дать характеристику натрию.
Самостоятельная работа По вышеизложенному плану дайте характеристику следующим элементам: вариант: № 19 (калий); вариант: № 17 (хлор); вариант: № 13 (алюминий) Домашнее задание: §1, дать характеристику № 14, 20.
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
Характеристика элемента по его положению в ПСХЭ.
Работа выполнена в форме презентации. По желанию можно вставить видеофрагменты по кислотно-основным свойствам оксидов и гидроксидов элементов....
Характеристика элемента по положению в Периодической таблице
Работа содержит: - презентацию к уроку (теория); - презентацию тестовой работы. Для 8-го класса....
Системно-деятельностный подход в изучении химии. 9класс Характеристика элемента по его положению в периодической системе.
Дано описание первого урока 9 кл по химии по теме " Характеристика элемента по его положению в периодической системе." Урок дан с применением системно-деятельностного подхода, с применением разли...
План характеристики химического элемента-металла на основании его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Конспект урока по химии 9-го класса. Тип урока: урок обобщения и систематизации полученных знаний. ...
презентация к уроку по химии "Характеристика химического элемента неметалла по положению в ПСХЭ Менделеева"
В презентации дается план общей характеристики хим. элемента по его положению в ПСХЭ. Повторить строение атома, типы хим. связи, классификацию неорганических веществ и их свойства в свете...
Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.
Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.
Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.
Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).
Укажите число и тип валентных электронов.
Графически изобразите все возможные валентные состояния.
Перечислите все возможные валентности и степени окисления.
Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).
Приведите формулу водородного соединения.
Назовите область применения данного элемента
Решение . В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .
1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.
2. Заряд ядра атома скандия +21.
Число протонов и электронов - по 21.
Число нейтронов А-Z= 45-21=24.
Общий состав атома: ().
3. Полная электронная формула скандия:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 или в сокращенной форме: 3d 1 4s 2
Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.
4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:
5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)
6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:
В основном состоянии:
s p d
В возбужденном состоянии:
s p d
спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)
7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d 1 s 2 - конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.
8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc 2 O 3 (амфотерный).
Формулы гидроксидов: Sc(OH) 3 – амфотерный.
Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:
Sc (OH ) 3 +3 КОН = К 3 [ Sc (OH ) 6 ] (гекса гидроксоскандиат калия)
2 Sc (OH ) 3 + 3 Н 2 SO 4 = 6 Н 2 О + Sc 2 (SO 4 ) 3 (сульфат скандия)
9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.
10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.
Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?
Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:
25 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.
Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.
Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr (OH ) 2 или Ba (OH ) 2 ; б) Ca (OH ) 2 или Fe (OH ) 2 в) Sr (OH ) 2 или Cd (OH ) 2 ?
Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.
а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba (OH ) 2 является болеесильным основанием, чем Sr (OH ) 2 .
б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca (OH ) 2 более сильное, чем Fe (OH ) 2 .
в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr (OH ) 2 сильнее, чем Cd (OH ) 2 .
Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулыNH 3 ? какова пространственная структура этих частиц?
Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр 3 -гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.
При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.
Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулыНе 2 .
Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.
Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .
На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.
Напротив, молекула Не 2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не 2 не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.
Пример 10. Какая из молекул – В 2 или С 2 характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.
Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).
Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В 2 и С 2 .
Как видно, в молекуле В 2 разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С 2 – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С 2 . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В 2 (276 кДж/моль) и С 2 (605 кДж/моль).
В молекуле В 2 два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух π св 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С 2 все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.
Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN - , образующемся по схеме: C - + N → CN - . В какой из этих частиц длина связи наименьшая?
Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN - соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN - , в котором кратность связи между атомами наибольшая.
Рис. 23. Энергетические схемы
образования молекулы CN и молекулярного иона CN - .
Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?
Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.
Титан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.
Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF 2 от структуры кристаллов Са и F 2 ? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?
Решение. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.
1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.
При образовании кристалла CaF 2 между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика ЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF 2 .
Характеристика химического элемента.
План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.
Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа. Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов. Электронное строение атома. Возможные валентные состояния атома. Металл, неметалл, амфотерный металл. Высший оксид элемента, его характер. Гидроксид элемента, его характер. Пример формул солей. Водородные соединения.
Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе.
Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.
Литий Ї это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы, элемент IA или подгруппы щелочных металлов. Строение атома лития можно отразить так: 3Li Ї 2з, 1з. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (Li) < Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня. Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро - и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д. Литий образует оксид с формулой Li2O Ї это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь. Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание Ї щелочь. Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями. В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом Ї бинарные соединения ионного типа с формулой M+H.
Генетический ряд металла
Признаки генетического ряда металла:
Один и тот же химический элемент-металл; разные формы существования этого химического элемента: простое вещество и соединения Ї оксиды, основания, соли; взаимопревращения веществ разных классов.
В итоге можно записать генетический ряд лития:
Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе.
Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.
Фосфор Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы, или VA группы. Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: 15Р 2з, 8з, 5з. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. –3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl3. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, Ї как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем , но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам. Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии. Фосфор образует высший оксид с формулой P2O5. Характер этого оксида Ї кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P2O3. Высший гидроксид фосфора Н3РО4 является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РНз.
Генетический ряд неметалла
Признаки генетического ряда неметалла:
один и тот же химический элемент-неметалл;
разные формы существования этого элемента: простые вещества (аллотропия) и соединения: оксиды, основания, соли, водородные соединения;
взаимопревращения веществ разных классов.
По итогам этого обобщения можно записать генетический ряд фосфора:
P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4
Характеристика переходного элемента на основании его положения в периодической системе. Амфотерность. Понятие об амфотерности и переходных металлах.
Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства – и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.
Например, у цинка: Zn(OH)2 = H2ZnO2, и, соответственно, записывается соль состава Na2ZnO2.
Записывать формулы комплексов мешает отсутствие знаний о них и сложность формул, а формулу метаалюминия NaAlO2 сознание того, что соль с такой формулой образуется только при сплавлении твердых щелочей и оксида или гидроксида . Предлагаем записывать просто: Al(OН)3 = H3AlO3 и, соответственно, формулу ортоалюмината Na3AlO3.
Характеристика алюминия по его положению в периодической системе
Алюминий Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы III группы или IIIA группы. Строение атома алюминия можно отразить с помощью такой записи: 13Al 2e, 8e, 3e. Отсюда следует, что атомы алюминия, так же как и алюминий Ї простое вещество, проявляют сильные восстановительные свойства, получая в результате с. о. +3. Восстановительную способность и металлические свойства в сравнении с соседями по периоду и групп можно отразить с помощью записей:
Металлические и восстановительные свойства уменьшаются
Неметаллические и окислительные свойства усиливаются
Алюминий Ї простое вещество, это металл. Следовательно, для него характерны металлическая кристаллическая решетка (и соответствующие физические свойства) и металлическая химическая связь, схему образования которой можно записать так: Al0 (атом) Ї 3з ↔ Al3+ (ион). Ион Ї заряженная частица, образующаяся при отдаче или принятии электронов атомом или группой атомов. Оксид алюминия Al2O3 Ї это солеобразующий амфотерный оксид. Соответственно, взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами, со щелочами и основными оксидами, но не с водой. Гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 Ї это нерастворимый амфотерный гидроксид. Соответственно, он разлагается при нагревании, взаимодействует с кислотами и со щелочами.
Генетический ряд алюминия
Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3
У атомов металлов на внешнем электронном уровне малое количество электронов, поэтому для них характерно проявление восстановительных свойств. Генетический ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль. У атомов неметаллов на внешнем электронном уровне большее количество электронов, чем у атомов-металлов, поэтому в большинстве соединений и превращений они проявляют окислительные свойства. Генетический ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства Ї и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.