ЭКЗАМЕН ПО ХИМИИ ОТВЕТЫ. Закон и периодическая система элементов Д. И менделеева

• Название: Закон и периодическая система элементов Д. И менделеева
• Дата: 03.12.2020
• Размер: 55.81 Kb.
• Имя файла: ЭКЗАМЕН ПО ХИМИИ ОТВЕТЫ.docx
• Тип: Закон; #156579

Теоретический вопрос №1. Теоретические основы химии

1. 
   Периодический закон и периодическая система элементов Д.И Менделеева
   

Закон Менделеева это свойства простых тел и свойства соединений элементов находятся в переодической зависимости от величин атомных весов элементов. Периодическая система может рассказать об элементах. 1) намер периуда указывает на количество энергетических уровней в атоме. 2) группы делятся на подгруппы: главную и подглавную. 3)главная подгруппа состоит из элементов малых и больших периудов. 4)номер группы указывает на количество электронов, которые находятся на внешнем энергетическом уровне.

2. 
   Электронные конфигурации атомов
   

это-формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы. Атом состоит из ядра которое положительно заряжен и имеет основную массу атома. Вокруг ядра движется электроны,создовая электронную оболочку. Атом является нейтральным поэтому количество электронов равно заряду ядра атома.

3. 
   Химическая связь
   

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь. 1)Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях. она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы легко отдают электроны, а другие  принимает.2) Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимо наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов.3) Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны.  В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.

4. 
   Оксиды
   

Это- соединения 2-х элементов один из которых кислород. Различают три важнейшие группы оксидов: основные, кислотные и амфотерные. Их относят к солеобразующим оксидам.1) Основными называют оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя соль и воду. оксид натрия Na2O. 2) Кислотными называют оксиды, которые реагируют с основаниями, образуя соль и воду. Например оксид хрома CrO3. 3) Амфотерными называют оксиды, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли. Например оксид цинка ZnO.

5. 
   Основания
   

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят металлические химические элементы, соединённые с одной или несколькими гидроксогруппами (группами атомов −OH). Основания относятся к электролитам, то есть к веществам, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. большинство из них в воде не растворяются. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами . При этом образуются соль и вода. Так же нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

6. 
   Кислоты
   

Кислотами называют сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться металлами, и кислотных остатков. По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие например H₂SO₄ серная кислота и бескислородные HCl хлороводородная кислота В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO₃ одноосновная. Так же есть кислотные остатки- это часть молекулы кислоты без водорода. Получить кислоты можно разными способами например кислотный оксид + вода=оксокислота

7. 
   Соли
   

Соли представляют собой наиболее обширный класс неорганических веществ. Соли можно рассмотреть как продукт замещения атомов водородов молекулах кислот атомом металлов или как продукты замещения гидроксильных групп в молекулах основных кислотных остатков. Соли делятся на нормальные,кислотные, основные, двойные и смешенные. 1) нормальные соли- это продукты полного замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла. 2) кислотные соли- это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многослойных кислот атомами металла BaHPO4. 3)Основные соли- продукты неполного замещения гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований (CuOH)2. 4) Двойными солями называют соли в которые входят катионы двух различных металлов и анионы одного кислотного остатка. 5) смешенные соли – это соли в состав которых входят катеоны одного металла и анионы других различных кислотных остатков. Практически все соли щелочных металлов и соли амония растворимы в воде. Хорошо растворяются соли азотной кислоты,уксусной кислоты. Большинство солей фосфорной кислоты не растворимы в воде.

8. 
   Химическое равновесие
   

Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций. На хим. Равновесие влияет температуру. При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

9. 
   Теория электролитической диссоциации
   

Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул на ионы при его растворении или плавлении. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. Разделяют вещества на  электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью.

10. 
    Скорость химической реакции
    

Скорость химической реакции — это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Взаимодействие происходит при столкновении частиц в пространстве. При этом реакция происходит не при каждом столкновении, а только когда частица обладают соответствующей энергией. Определение скорости химической реакции связано с условиями ее проведения. Если реакция гомогенная то скорость химической реакции определяется, как изменение концентрации вещества в единицу времени. Если реагенты, или продукты находятся в разных фазах, и столкновение частиц происходит только на границе раздела фаз, то реакция называется гетерогенной

11. 
    Окислительно-восстановительные реации
    

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов. В ОВР происходит переход электронов от одних атомов к другим, одновременно протекают два противоположных процесса: окисление и восстановление. В ОВР восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается. При протекании ОВР степень окисления восстановителя повышается, а степень окисления окислителя понижается.

12. 
    Комплексные соединения
    

Комплексные соединения- это сложное частица состоящае из частей способных к самостоятельному состоянию. Узнать комплексное соединения можно по сложному составу, частичной диссациации на составные части в растворе, наличие + заряженного центра. Так же есть лиганды- это частицы расположенные вокруг комплексно-образователей.

13. 
    Ионное произведения воды
    

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Водородный показатель, pH ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H⁺] и [OH^—] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H⁺] = [OH^—], получаем следующее: pH= 10^-7  Увеличение или уменьшение концентраций иона водорода или гидроксид — иона меняет характер среды.

14. 
    Гидролиз
    

Гидролиз солей — взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются малодиссоциируемые соединения и изменяется реакция среды. Гидролизу подвергаются соли , образованные слабым основанием и сильной кислотой. соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой и соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Так же есть обратимы гидролиз Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью. При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

15. 
    Растворы
    

Растворы — однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворённого вещества, между которыми происходят физические и химические взаимодействия. Растворы могут иметь разное агрегатное состояние: газообразное, жидкое, твёрдое. Одно из веществ, которые образуют раствор, называется растворителем. Растворитель имеет то же агрегатное состояние, что и раствор. Так, для жидких растворов — это жидкость: вода, масло, бензин и т. д. Чаще всего на практике применяются водные растворы.  в ходе растворения происходит измельчение вещества. Например кусочек сахара распался на молекулы, а их мы видеть не можем. В результате взаимодействия между растворяемым веществом и водой образуются соединения — гидраты. 

Теоретические вопросы №2. Химия элементов и их соединений

1)Хлор

1)элемент 17-й группы периодической таблицы .Элемент главной подгруппы VII группы, третьего периода, с атомным номером 17. 2) Атом хлора состоит из положительно заряженного ядра (+17), состоящего из 17 протонов и 18 нейтронов, вокруг которого по 3-м орбитам движутся 17 электронов. 3) физ- при нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор растворяется в воде. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C. 4) хим- Хлор очень сильный окислитель, вытесняет менее активные неметаллы из их соединений с водородом и металлами: При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую и соляную кислоты, либо их соли. Хлор взаимодействует со многими органическими соединениями, вступая в реакции замещения или присоединения

2)Хлороводород

1) бесцветный, термически устойчивый ядовитый газ  с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. 3)Физ  бесцветный, термически устойчивый ядовитый газ  с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде  с образованием соляной кислоты. 4)хлороводород при обычных условиях не реагирует ни с металлами, ни с их оксидами.

3)Кислородные соединения хлора

Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную. Например: Хлорнотистая кислота (HClO) образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода

4)Кислород

1)химический элемент № 8. Расположен в VIА группе втором периоде периодической системы.  относительная атомная масса равна 16.  2) Ядро атома кислорода имеет заряд +8. Кислород относится к элементам р-семейства. На внешнем энергетическом уровне находится шесть валентных электронов. Два спаренных электрона находится на 2s-орбитали. На 2р-уровне находится два спаренных и два неспаренных электрона. 3) Благодаря электронному строению обладает высокой степенью окисления. Однако большую активность проявляет при нагревании из-за прочных двойных связей между атомами. При комнатной температуре быстро реагирует с наиболее активными элементами – щелочными и щелочноземельными металлами 4)Кислород – бесцветный и безвкусный газ, плохо растворимый в воде и спирте. Хорошо растворим в жидком серебре. В сжиженном виде приобретает светло-голубой цвет, в твёрдом – синий. Занимает 21 % атмосферного воздуха.

5)Вода

1)вода-это вещество, в молекуле которого содержится 1 атом кислорода и 2 атома водорода. 2) физ. Жидкость без цвета, вкуса, запаха. Температура кипения 100 гр, темпр замерзания 0 гр. pH= 6,5. 3)хим. Вода является наиболее распространённым растворителем.  Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:2Na + 2H₂O = H₂ + 2NaOH (бурно). Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:C + H₂O = H₂ + CO (при сильном нагревании). Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока. Вода реагирует со многими оксидами неметаллов. В отличие от предыдущих, эти реакции не окислительно-восстановительные, а реакции соединения:SO2+H2O=H2SO3

6)Перекись водорода

вещество очень легко разлагается на свету — образуется вода и выделяется кислород. Поэтому перекись нельзя держать открытой на воздухе — со временем в склянке останется только вода. пероксид водорода проявляет свойства очень слабой кислоты (слабее угольной)/

7)Сера

1) химический элемент № 16. Она расположена в VIА группе третьем периоде Периодической системы.2) На внешнем слое атома серы содержатся шесть валентных электронов. До завершения внешнего слоя не хватает двух электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом сера проявляет степень окисления –2. При взаимодействии с более электроотрицательными элементами (кислородом)сера образует соединения, в которых её степень окисления положительная (+4 или +6). 3) Сера взаимодействует с простыми веществами – неметаллами, проявляя при этом свойства восстановителя. Непосредственно сера взаимодействует только с фтором. Реакции взаимодействия с другими металлами происходят при нагревании :S + F₂ = SF₆; В реакциях взаимодействия с простыми веществами – металлами сера проявляет свойства окислителя. 2Na + S = Na₂S; 4) сера- это твердое хрупкое вещество желтого цвета, в воде практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на её поверхности. Хорошо растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, плохо проводит тепло и электрический ток

7)Сероводород H2S     H-S-H

1)бесцветный газ со сладковатым вкусом, обеспечивающий характерный неприятный тяжёлый запах тухлых яиц. В больших концентрациях ядовит.2) Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде 3) Взаимодействует с основаниями, Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды — образование темно-коричневого осадка PbS Сульфид свинца,   H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства

8)Серная кислота

1) сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).2)  представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при +10 °С. 3) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) --> Zn⁺²SO₄ + H₂O, концентрированная H₂S⁺⁶O₄ реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления.

9)Сернистая кислота {\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{3}}}}

неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Отвечает степени окисления серы +4. H₂SO₃. 2) Сернистая кислота H₂SO₃  в водном растворе – двухосновная кислота средней силы, Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду, Сернистая кислота взаимодействует с сильными основаниями и их оксидами.3) Эта токсичная плотная маслянистая жидкость без запаха в очищенном состоянии не имеет цвета и обладает характерным «медным» привкусом.

10)Азот

1)химический элемент v группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; 2)Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III. 3) При обычных условиях азот – бесцветный газ, без вкуса и запаха, абсолютно безвреден, немного легче воздуха, мало растворим в воде. 4) При обычных условиях молекулярный азот реагирует лишь с некоторыми сильными восстановителями, например, литием:6Li + N₂ = 2Li₃N. Для образования нитрида магния из простых веществ требуется нагревание до 300 °С. Только под действием электрического разряда азот реагирует с кислородом:O₂ + N₂ = 2NO. При высоких температурах реагирует с другими неметаллами, например, с бором:2B + N₂ = 2BN.

11)Аммиак

1) химическое соединение азота с водородом, бесцветный газ с характерным острым запахом, раздражающим слизистые оболочки.2) В водном растворе аммиак проявляет основные свойства. Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе: NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^– Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония. NH₃    +    H₂SO₄    →    NH₄HSO₄ серная кислота.

12)Азотная кислота и ее соли

Азотная кислота – бесцветная жидкость , «дымит» на воздухе и окрашивается в жёлтый цвет, который придаёт ей оксид азота (IV), она  обладает резким раздражающим запахом, кипит при температуре 83 ⁰C, с водой смешивается в любых соотношениях. В водном растворе азотная кислота проявляет все свойства кислот. Она является сильной одноосновной кислотой, поэтому диссоциирует по первой ступени на ион водорода и анион кислотного остатка. HNO₃-H⁺+NO₃^-. Азотная кислота, как и другие кислоты, реагирует с основными и амфотерными оксидами. Например, в реакции оксида магния с азотной кислотой образуется нитрат магния и вода MgO+2HNO=Mg(NO₃)₂+H₂O

13)Азотистая кислота и ее соли

 (HNO₃) - неустойчивая, слабая. Она существует только в водных растворах. Соли азотистой кислоты - нитриты - в отличие от самой кислоты устойчивы даже при нагревании. 2)Наряду с общими свойствами слабых кислот, HNО₂ проявляет также окислительно-восстановительную активность. Наиболее характерны для нее окислительные свойства, причем восстанавливается она в большинстве случаев до NO ( Оксид азота); например: 2HNО₂ + 2KI + H₂SO₄ = 2NO↑ + I₂ + K₂SO₄ + 2Н₂O

14)Фосфор

1)Фосфор расположен в главной подгруппе V группы  и в третьем периоде 2) Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. 3) белый фосфор-Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. 4) Фосфор проявляет свойства окислителя и восстановителя. оэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

15)Оксиды фосфора

Бесцветный кристаллический порошок, реагирует с водой; ядовит.2) Фосфорный ангидрид особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с ней при обычных условиях (без нагревания), образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО_3.P₂O₅ + H₂O = HPO_3..при...нагревании образуется ортофосфорная кислота H₃PO₄:P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄  

16)Фосфорная кислота и ее соли

1)H3PO4 представляет собой твёрдое прозрачное кристаллическое вещество. Она очень хорошо растворяется в воде. 2) Фосфорная кислота вступает в реакции:с металлами, расположенными в ряду активности до водорода: 2H3PO4+3Ca=Ca3(PO4)2+3H2↑. с основными оксидами:2H3PO4+3K2O=2K3PO4+3H2O; с основаниями:H3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O; с солями, если выделяется газ или осадок:2H3PO4+3CaCO3=Ca3(PO4)2+3H2O+3CO2↑. с аммиаком:H3PO4+3NH3=(NH4)3PO4.3) Средние соли фосфорной кислоты фосфаты нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов. Характерную жёлтую окраску имеет фосфат серебра. 

17)Углерод

1)химический элемент № 6. Он расположен в IV группе Периодической системы.2) На внешнем слое атома углерода содержатся четыре валентных электрона, и до его завершения не хватает четырёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами углероду характерна степень окисления –4, 3) Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Алмаз — это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Графит — это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp²-гибридизации. химическая активность углерода — невысокая.4) Углерод проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода: C  +  2F₂  → CF₄

18)угольная кислота

Угольная кислота H2CO3 — раствор углекислого газа в воде. Это слабая двухосновная кислота. Она образуется при растворении в воде оксида углерода(IV) 2) реакция с оксидами металлов:H₂CO₃ +CaO → CaCO₃ + H₂O (образуется мел CaCO₃ и вода) реакция со щелочами и основаниями:H₂CO₃ + 2KOH → K₂CO₃ + 2H₂O ( образуется соли карбоната калия и вода); при повышенной температуре угольная кислота легко распадается на составляющие углекислый газ и воду :H₂CO₃ → CO₂ + H₂. 3) бесцветная прозрачная жидкость

19)бор

1) химический элемент 3 группы периодической системы Менделеева, атомный номер 5, атомная масса 10,811.2)  1s² 2s² 2p¹3) Простое вещество ,  имеет несколько аллотропных модификаций отличающихся по свойствам и цвету - от практически бесцветного до красноватого или темного порошка. 4) Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только с фтором. При нагревании бор реагирует с другими галогенами . Окислительные свойства бор проявляет образуя бориды в реакции с активными металлами. C водородом бор напрямую не взаимодействует.

20)алюминий

1)химический элемент 3 группы периодической системы. атомный номер 13, атомная масса 26,9815; серебристо-белый лёгкий металл. 2) Атом элемента состоит из положительно заряженного ядра +13 и трёх электронных оболочек с 13 электронами. На внешнем энергетическом уровне находится всего три электрона. 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. 3) у алюминия малая плотность, высокая теплопроводность и электрическая проводимость, высокая пластичность.  4) Химические свойства алюминия зависят от чистоты металла. Взаимодействие с водой: Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой: 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ в результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород. Взаимодействие с кислотами: Легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли: 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂;

21)щелочные металлы

1)это металлы I группы Периодической системы: литий Li, натрий Na, калий K.  2)На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns1. Поэтому для всех металлов группы I характерна степень окисления +1. Они легко отдают один электрон, проявляя степень окисления +1. 3) Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу. Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается. 4) Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион: Щелочные металлы легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность: Взаимодействие с водородом, серой, фосфором, протекает при нагревании.

22)щелочноземельные металлы

1)Щёлочноземе́льные..мета́ллы — химические..элементы 2-й..группы…кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra. 2)На внешнем энергетическом уровне атомы металлов IIA группы имеют два электрона. Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления +2. 3) Щелочноземельные металлы обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью. 4) Щелочноземельные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.  реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.  реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.Например, бериллий взаимодействует с хлором с образованием хлорида бериллия: Be + Cl₂ → BeCl₂ . Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфоридов.

23)ртуть,его соединения

1) химический элемент 2 группы периодической системы атомный номер 80, атомная масса 200,59. 2) предпоследний электронный слой атома ртути, в отличии от цинка, полностью заполнен, а на внешнем слое находится два s-электрона. ртуть в соединениях может проявлять степень окисления не только +2, но и +1. 3) серебристо-белый тяжёлый металл, жидкий при комнатной температуре. 4) Ртуть, в отличие от цинка, малоактивный металл, в сухом воздухе устойчива, подобно благородным металлам. Взаимодействие с неметаллами:Выше 300°С окисляется кислородом, образуя оксид ртути (II):2Hg + O₂ = 2HgO. Ртуть взаимодействует с солями ртути (II) с образованием солей ртути (I):Hg + Hg(NO₃)₂ = Hg₂(NO₃)₂,

24)серебро,его оксиды и нитраты

1)  химический элемент 1 группы периодической системы. атомный номер 47, атомная масса 107,868; 2) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s^1. . На внешнем энергетическом уровне атом серебра имеют 1 электрон. 3) блестящий мягкий металл белого цвета; обладает хорошей пластичностью;имеет среди всех металлов самую высокую теплопроводность и электропроводность 4) не реагирует с водой, щелочными растворами;с концентрированной серной кислотой реагирует при нагревании: 2Ag + 2H₂SO₄ = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O; легко реагирует с азотной кислотой, как разбавленной, так и концентрированной: Ag + 2HNO₃(конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

25)цинк, его соединения

1) химический элемент 2 группы периодической системы. атомный номер 30, атомная масса 65,38, 2) Предпоследний электронный слой атома цинка полностью заполнен, а на внешнем слое находится два s-электрона, которые и взаимодействуют с другими элементами 3) металл средней твёрдости. В холодном состоянии хрупок, а при 100—150 °С весьма пластичен и легко прокатывается в листы и фольгу 4) Взаимодействие цинка с неметаллами :При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:2Zn + O₂ → 2ZnO. Взаимодействие цинка с водой:Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:Zn + H₂O → ZnO + H₂.

План ответа на вопросы №2

1. 
   Положения элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева
   
2. 
   Электронная конфигурация атома
   
3. 
   Физические свойства
   
4. 
   Химические свойства