Химия методичка. Методические указания к написанию и оформлению контрольной работы по химии

• Название: Методические указания к написанию и оформлению контрольной работы по химии
• Анкор: Химия методичка.doc
• Дата: 10.01.2018
• Размер: 0.91 Mb.
• Имя файла: Химия методичка.doc
• Тип: Методические указания; #13850
• страница: 2 из 9

Контрольные вопросы

21. Запишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 17 и 28. Покажите распределение валентных электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

22. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 3d или 4s; 5р или 4d? Почему? Запишите электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 39.

23. Напишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных d-орбиталей содержится на предвнешнем уровне последнего элемента?

24. Напишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 27 и 33. Чему равен максимальный спин d-электронов у атомов первого и р-электронов у атомов второго элемента?

25. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml иms, характеризующие состояние электрона в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома бария?

26. На основании электронных конфигураций атомов хлора и марганца охарактеризуйте их валентные возможности в основном и возбужденном состояниях.

27. В чем заключается принцип Паули? Может ли на подуровне р находиться 8, а на подуровне d 13 электронов? Почему? Напишите электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 51 и укажите его валентные электроны.

28. Запишите электронные конфигурации атомов и ионов: а) Na⁰, Na⁺; б) Se⁰, Se^2–; в) Mn⁰, Mn²⁺.

29. В какой последовательности заполняются подуровни, для которых сумма (n+l) равна: а) 5; б) 6; в) 7?

30. Сколько электронов на внешнем энергетическом уровне в атоме ₄₉In? Покажите их расположение в квантовых ячейках и охарактеризуйте квантовыми числами.

31. Покажите графически распределение электронов в атомах с конфигурацией d⁴ в основном состоянии. Определите суммарное значение ms четырех электронов.

32. Возможно ли наличие в атоме двух электронов с одинаковыми значениями трех квантовых чисел: n, mlиms? Приведите примеры.

33. Среди приведенных ниже электронных конфигураций укажите невозможные и объясните причину невозможности их реализации: а) 1р³; б) 3р⁶; в) 3s²; г) 2s²; д) 2d⁵; е) 5d²; ж) 3f¹²; з) 2р⁴; и) 3р⁷.

34. Запишите электронные конфигурации нейтральных атомов по заданным электронным конфигурациям ионов: а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶ (Э^–); б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s⁰ (Э³⁺); в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶ (Э^2–); г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰ (Э²⁺). Укажите символы и названия элементов, для которых приведены электронные конфигурации.

35. Сколько электронов содержит атом, если следующий электрон должен сделать выбор между 5р и 4d АО? Какую из них и почему он предпочтет? Атом какого элемента при этом образуется? Напишите его электронную конфигурацию в основном и возбужденном состояниях.

36. Охарактеризуйте квантовыми числами электроны состояния 3d⁵.

37. Покажите графически распределение электронов в атомах на f-подуровне с конфигурацией f⁷ в основном состоянии. Каково максимальное число ориентаций f-орбиталей в пространстве?

38. Внешний энергетический уровень атома выражается конфигурацией … 5s²5p². Напишите его полную электронную конфигурацию. Какой это элемент? Сколько свободных р-орбиталей содержится на внешнем энергетическом уровне этого элемента?

39. Какие из электронных конфигураций, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента, неверны: а) 1s²2s²2p⁵3s¹; б) 1s²2s²2p⁶; в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴; г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²; д) 1s²2s²2p⁶3s²3d²? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные конфигурации?

40. Назовите элементы, внешний энергетический уровень атомов которых выражается электронной конфигурацией np⁴. Напишите полную электронную конфигурацию атома одного из этих элементов и укажите электронное семейство.
3. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.

Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода). Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2–8–18–32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на третьем – 18, на четвертом – 32 электрона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства и кислотный характер соединений.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, обладающие сходными свойствами. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов. Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы) и p-элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.

В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства, кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления.

d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:
Cr⁺²O Cr⁺⁶O₃

основной амфотерный кислотный

Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII
Формула выс-шего оксида
Формула гидроксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	НЭО3	Н2ЭО4	НЭО4
	основания			кислоты

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений (гидриды)

Подгруппа	I A	II A	III A	IV A	V A	VI A	VII A
Формула гидрида
	твердые			газообразные

Error: Reference source not found

Так как электронное строение атомов элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, сродство к электрону.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (Е_и). В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион Э⁰–е→Э⁺. Е_и выражается в электрон-вольтах (эВ) и является мерой восстановительной способности элемента. Чем меньше Е_и, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента. У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Восстановительная активность s- и p-элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера Е_и увеличивается, восстановительная активность d-элементов понижается.

Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион, называется сродством к электрону (Е_е). Э+е→Э^–. Е_е выражается в эВ и является мерой окислительной способности элемента. Чем больше Е_е, тем сильнее выражены окислительные свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Е_е по периодам возрастает, по группам уменьшается. Наибольшим сродством к электрону обладают фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями.

Примеры решения задач

Пример 3.1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют фосфор, сера, хлор? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Решение. Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня 3s²3p³; 3s²3p⁴; 3s²3p⁵.