Ответы на вопросы по химии. Д. И. Менделеева. Структура периодической системы

• Название: Д. И. Менделеева. Структура периодической системы
• Дата: 06.01.2019
• Размер: 0.81 Mb.
• Имя файла: Ответы на вопросы по химии.docx
• Тип: Документы; #62656
• страница: 1 из 16

Ответы на вопросы по химии

Вопрос №1.

Периодическая система Д. И. Менделеева. Структура периодической системы.

Структура периодической системы

Периодическая система химических элементов — это классификация химических элементов, основанная на определенных особенностях строения атомов химических элементов. Она была составлена на основе Периодического закона, открытого в 1869 году Д. И. Менделеевым. В то время Периодическая система включала 63 химических элементов и по виду отличалась от современной. Сейчас в Периодическую систему входят около ста двадцати химических элементов.

Периодическую систему составлен в виде таблицы, в которой химические элементы расположены в определенном порядке: по мере роста их атомных масс. Сейчас существует много видов изображения Периодической системы. Наиболее распространенным является изображение в виде таблицы с расположением элементов слева направо. Все химические элементы в Периодической системе объединены в периоды и группы. Периодическая система включает семь периодов и восемь групп. Периодами называют горизонтальные ряды химических элементов, в которых свойства элементов изменяются от типичных металлических к неметаллическим. Вертикальные колонки химических элементов, которые содержат элементы, схожие по химическим свойствам, образуют группы химических элементов.

Первый, второй и третий периоды называют малыми, поскольку они содержат небольшое количество элементов (первый — два элемента, второй и третий — по восемь элементов). Элементы второго и третьего периодов называют типовыми, их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного газа. Все остальные периоды называют большими (четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой — 32 и седьмой — 24 элемента). Особое сходство свойств проявляют элементы, находящиеся внутри больших периодов, в конце каждого четного ряда. Это так называемые триады: Ферум — Кобальт — Никол, образующих семью железа, и две другие: Рутений — Родий — Палладий и Осмий — Иридий — Платина, которые образуют семью платиновых металлов (платиноидов).

В нижней части таблицы Д. И. Менделеева расположены химические элементы, образующие семью лантаноидов и семью актиноидов. Все эти элементы формально входят в состав третьей группы и идут после химических элементов лантана (номер 57) и актиния (номер 89). Периодическая система элементов содержит десять рядов. Малые периоды (первый, второй и третий) состоят из одного ряда, большие периоды (четвертый, пятый и шестой) содержат по два ряда каждый. В седьмом периоде находится один ряд.

Каждый большой период состоит из четного и нечетного рядов. В парных рядах содержатся элементы металлы, в нечетных рядах свойства элементов изменяются так, как в типовых элементов, т.е. от металлических до выраженных неметаллических. Каждая группа таблицы Д. И. Менделеева состоит из двух подгрупп: главной и побочной. В состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов, то есть главные подгруппы начинаются либо с первого, или второго периода. В состав побочных подгрупп входят элементы только больших периодов, т.е. побочные подгруппы начинаются лишь с четвертого периода.

Вопрос №2.

Окислительно-восстановительные реакции. Основные понятия. Правила составления ОВР.

Основные понятия

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются переходом электронов от одних участвующих в реакции частиц (атомов, ионов, молекул) к другим. Процесс потери электронов частицей называется ее окислением, а сама частица, теряющая электроны, -восстановителем. Процесс присоединения электронов частицей называется ее восстановлением, а сама частица, принимающая электроны, - окислителем. Таким образом, в ходе окислительно-восстановительной реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

В химических реакциях окисление одного вещества всегда сопровождается восстановлением другого, и наоборот. Количество электронов, принимаемых окислителем, равно количеству электронов, теряемых восстановителем, поэтому химическая система в целом остается электронейтральной. Это означает, что если мы нашли в уравнении реакции вещество, которое в ходе реакции, например, восстанавливается, то следует искать в том же уравнении вещество, которое в ходе реакции окисляется, и наоборот.

Степень окисления – формальная величина, которую вычисляют  на основе формулы соединения исходя из условного допущения, что связь между атомами в данном соединении ионная. Несмотря на формальный характер понятия «степень окисления», использование его оказывается весьма продуктивным при рассмотрении окислительно-восстановительных реакций, в частности при нахождении коэффициентов уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Так как электрон заряжен отрицательно, при окислении степень окисления атома изменяется в положительную сторону, а при восстановлении – в отрицательную. При образовании химической связи между двумя разными атомами во многих случаях происходит не переход электронов, а лишь некоторое смещение электронного облака валентных электронов от одного атома к другому. В высших степенях окисления все атомы вообще склонны образовывать соединения с ковалентной связью, а не ионной. Так, в ионе MnO₄¯ связь между атомами кислорода и марганца ковалентная полярная, и заряд на атоме марганца отнюдь не +7 (как формальная степень окисления), а во много раз меньше.

Говоря, что степень окисления марганца в таком ионе численно равна +7 и что при восстановлении этого иона до марганца в степени окисления +2 атом марганца принимает пять электронов, мы допускаем очень большую условность. правильнее говорить, что ион MnO₄¯ превращается в ион Mn²⁺ , совершенно не касаясь при этом вопроса о том, какие заряды имеются на атомах марганца и кислорода в ионе MnO₄¯. Количество электронов, которое переходит от восстановителя к окислителю при таком превращении, также равно пяти – в этом мы сможем убедиться чуть позже. Таким образом, применяя заведомо условный формальный подход (степень окисления), мы получаем верный количественный результат (количество электронов, получаемых окислителем от восстановителя).
Типы окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления).

Межмолекулярными называются окислительно-восстановительные реакции, в результате которых изменяется степень окисления атомов в разных веществах. Таким образом, в роли окислителя и восстановителя в этом случае выступают разные вещества. Например:

2Ca + O₂ = 2CaO

Такие окислительно-восстановительные реакции встречаются чаще всего.

Окислительно-восстановительные реакции, в результате которых меняется степень окисления разных атомов в одном и том же веществе, называются внутримолекулярными. В этом случае в роли окислителя и восстановителя выступают разные атомы в одном и том же соединении. Например:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Здесь хлор восстанавливается, а кислород окисляется.

Окислительно-восстановительные реакции, в ходе которых одновременно понижается и повышается степень окисления одного и того же элемента, называются реакциями диспропорционирования (дисмутации). В таких реакциях в роли окислителя и восстановителя выступают атомы одного и того же элемента. Например:

4KClO₃ = KCl + 3KClO₄

Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления. Обратные реакции, в результате которых из двух степеней окисления одного элемента образуется новая степень окисления, промежуточная между исходными, называются реакциями конпропорционирования (конмутации). Вместо терминов «диспропорционирование» и «конпропорционирование» употребляют также термин «самоокисление-самовосстановление».

Математический метод на основе материального баланса

Элемент во время химических реакций не изменяется. Это утверждение можно представить в виде двух правил закона сохранения количества вещества элемента (материальный баланс): количество вещества каждого элемента до реакции равняется количеству вещества каждого элемента после реакции; общее количество вещества всех элементов до реакции равняется общему количеству вещества всех элементов после реакции.

Изложенные правила дают возможность уравнивать уравнения любых реакций (в том числе и окислительно-восстановительных) математическим методом. Для этого необходимо записать уравнение реакции в общем виде, на основе материального баланса составить систему математических уравнений и решить ее.

Пример: xH2 + yO2 = zH2O, где x, y, z – коэффициенты, показывающие число молекул (количество вещества) водорода, кислорода и воды, участвующие в реакции.

Коэффициенты – целые положительные числа. Записывается уравнение закона сохранения количества вещества для каждого элемента: для H: 2x = 2z => x=z. для O: 2y = z => y=0,5z. Подставляются полученные значения для x, y в уравнение: zH2 + 0,5zO2=zH2O Выносится общий множитель 0,5z и сокращается на него. Получается: 2H2+O2=2H2O

Правило второго закона сохранения количества вещества элемента можно использовать для проверки правильности выполненной работы: 2∙2+1∙2=2∙(2+1); 6=6.

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса уравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции. Уравнивание ОВР этим методом требует знания формул исходных веществ и продуктов реакции, умения рассчитывать степени окисления элементов в молекулах и ионах и строгого соблюдения очередности действий.

Пример: окисление сульфита калия дихроматом калия в кислой среде.

1. Сначала определяют изменяющиеся степени окисления элементов:

K2Cr2+6O7 + K2S+4O3 + H2SO4 => Cr2+3(SO4)3 + K2S+6O4 + H2O 2. Затем составляется электронный баланс. Для этого подсчитывают число электронов, которое нужно присоединить всеми атомами окислителя входящими в состав молекулы-окислителя, и прибавляют их число в левой части схемы процесса восстановления. В результате получаем: 2 Cr+6 + 6e- = 2 Cr+3 | 1 S+4 - 2e- = S+6 | 3

Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения и перед продуктами их восстановления и окисления – в правой части уравнения:

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + H2SO4 => Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + H2O 4. Уравнивают ионы веществ, не изменяющие своей степени окисления, и подбирают недостающие коэффициенты: K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 => Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Метод применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах. При этом отпадает необходимость в определении степеней окисления. Часто при уравнивании этим методом сначала неизвестны и продукты реакции – они выявляются в ходе самого уравнивания. Однако для правильного применения этого метода необходимо уметь записывать ионно-молекулярные реакции.


Вопрос №3.

Кислородные соединения азота.

С кислородом азот образует ряд оксидов: N₂О и NО - бесцветные газы, N₂О₃ голубое твердое вещество (ниже -100 град.С), NО₂ - бурый газ, N₂О₄ - бесцветный газ, N₂О₅ - бесцветные кристаллы.

Оксид N₂О (закись азота, "веселящий газ", поскольку он обладает наркотическим действием) получают термическим разложением нитрата аммония или гидроксиламмония:

[НN₃ОН]NО₂ = N₂О + 2Н₂О (внутримолекулярное конпропорционирование)

Оксид азота (+1) - эндотермическое соединение. Однако при комнатной химически температуре мало активен. При нагревании его реакционная способность сильно возрастает. Он окисляет водород, металлы, фосфор, серу, уголь, органические и другие вещества, например:

Сu + N₂О = N₂ + СuО

При нагревании N₂О выше 700 град.С одновременно с реакцией разложения протекает его диспропорционирование:

2N₂О = 2N₂ + О₂; 2N₂О = 2NО + N₂

С водой оксид азота (+1) не взаимодействует, хотя известна кислота Н₂N₂О₂,

в которой азот тоже имеет степень окисления +1. Эта кислота называется азотноватистой.

Свободную азотноватистую кислоту можно получить следующим образом:

NН₂ОН + НNО₂ = Н₂N₂О₂ + Н₂О

Она хорошо растворяется в воде, но кислота слабая. Азотноватистая кислота весьма неустойчива, при незначительном нагревании взрывается:

Н₂N₂О₂ = N₂О + Н₂О

Соли Н₂N₂О₂ - гипонитриты и гидрогипонитриты - в воде сильно подвержены гидролизу. Большинство гипонитритов мало растворимо в воде, намного лучше растворяются гидрогипонитриты.

Четные степени окисления для азота сравнительно мало характерны. К числу таких соединений относится оксид азота (+2). Молекула NО содержит нечетное число электронов и, по существу, представляет собой обладающий малой активностью радикал. В молекуле одна ковалентная по донорно-акцепторному механизму и две П-связи. Несмотря на эндотермичность и положительную величину энергии Гиббса образования NО из простых веществ, оксид азота (+2) не распадается на элементы. Дело в том, что, согласно ММО, порядок связи в NО довольно высок и равен 2,5. Молекула NО прочнее молекулы О₂, так как у первой на разрыхляющей МО П_2р^* всего один электрон, а у второй - два электрона.

В лаборатории оксид азота (+2) чаще всего получают действием разбавленной кислоты на медные стружки:

3Сu + 8НNО₃ = 3Сu(NО₃)₂ + 2NО + 4Н₂О

На воздухе оксид азота (+2) мгновенно окисляется: 2NО + О₂ = 2NО₂

Окисляется NО и галогенами, образуя нитрозилгалогениды: 2NО + Г₂ = 2NОГ

При взаимодействии с восстановителями NО восстанавливается до N₂О, N₂, NН₂ОН, NН₃ в зависимости от восстановительной способности партнера и условий провидения процессов

Водный раствор оксида азота (+2) нейтрален. Никаких соединений с водой он не образует, хотя известны соли (гипонитраты) не выделенной в свободном состоянии азотноватой кислоты Н₂N₂О₃, в которой азот также имеет степень окисления +2.

Оксид азота N₂О₃ существует в твердом состоянии (ниже -100 град.С). В жидком и парообразном состояниях оксид азота (+3) в значительной степени диссоциирован за счет диспропорционирования:

N₂О₃  NО + NО₂

Получают N₂О₃ охлаждением эквимолярных количеств NО и NО₂. А равномерный ток смеси нужного состава получается при взаимодействии 50%-ной НNО₃ с оксидом мышьяка (+3):

2НNО₃ + Аs₂О₃ = 2НАsО₃ + NО + NО₂

Оксиду азота (+3) отвечает известная лишь в растворе неустойчивая азотистая кислота НNО₂. Получить ее можно растворением в воде равных объемов NО и NО₂ в воде:

NО + NО₂ + Н₂О = 2НNО₂

При хранении и нагревании НNО₂ диспропорционирует:

3НNО₂ = НNО₃ + 2NО + Н₂О

Наиболее характерные для нее окислительные свойства: НNО₂ + 2НI = I₂ + 2NО + 2Н₂О

Однако сильные окислители переводят азотистую кислоту в азотную: 5НNО₂ + 2КмnО₄ + 3Н₂SО₄ = К₂SО₄ + 2МnSО₄ + 5НNО₃ + 3Н₂О

Оксид азота (+4) получают растворением меди в концентрированной азотной кислоте: Сu + 4НNО₃ = Сu(NО₃)₂ + 2NО₂ + 2Н₂О

Он является хорошим окислителем, в нем горят фосфор, сера, уголь и некоторые органические вещества. Выше 150 град.С диоксид азота начинается разлагаться: 2NО₂ = 2NО + О₂

Поскольку молекула диоксида азота с неспаренным электроном по существу представляет собой радикал, она легко димеризуется: 2NО₂ N₂О₄. Димер бесцветен и диамагнитен в отличие от окрашенного в красно-бурый цвет и парамагнитен.

Диоксид азота при взаимодействии с водой диспропорционирует: 2NО₂ + Н₂О = НNО₂ + НNО₃

При растворении NО₂ в горячей воде получается азотная кислота, ибо первоначально образующаяся азотиста кислота диспропорционирует с выделением оксида азота (+2) и образованием азотной кислоты.

Оксид азота (+5) имеет молекулярную структуру только в газовой фазе. В твердом состоянии N₂О₅ имеет структуру, образованную ионами NО₂⁺ и NО₃^-. N₂О₅ - легко возгоняющиеся кристаллы, причем испаряются молекулы. Таким образом, при возгонке оксида азота (+5) ионы NО₂⁺ и NО₃^- объединяются в молекулы N₂О₅ . Получают оксид

Вопрос №4

Типы химической связи: ковалентная, ионная. Полярность связи.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

 

Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

 

1)     Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

 

H• + •H ® H : H

®

 

2)     Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь;

 

®

 

Два атома могут обобществлять неcколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:

 

®

(или NºN) – тройная связь

 

Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной.

Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной.

Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.