ПОНЕДЕЛЬНИК, 28.03.22 г.  403, 405, 308  

ИНСТРУКЦИЯ ДЛЯ ТЕХ, КТО  НЕ МОЖЕТ НАЙТИ СВОЮ ГРУППУ: 

СПРАВА ЕСТЬ АРХИВ. В АРХИВЕ ПО-ПОРЯДКУ РАСПОЛОЖЕНЫ ДНИ НЕДЕЛИ. ТАМ ЖЕ ВИДНЫ ДАТЫ И  НОМЕРА ГРУПП. ВЫБИРАЕТЕ ДЕНЬ СО СВОЕЙ ГРУППОЙ,  И ОН ОТКРОЕТСЯ. УРОКИ ВЫЛОЖЕНЫ ПО РАСПИСАНИЮ. НА ОДНОЙ СТРАНИЦЕ ВЫЛОЖЕН ОДИН ДЕНЬ . 

ВНИМАНИЕ!!!    На выполнение задания отводится 1 неделя. 

Моя почта :   rimma.lu@gmail.com      Жду ваши фотоотчеты!

Критерии оценивания: Для получения отличной оценки обучающийся должен:- соблюдать отведенное время;- разборчиво и правильно выполнить работу. Если работа будет прислана после указанного срока , оценка будет снижаться.

ГРУППА 403 ХИМИЯ 54,55

ТЕМА:Металлы. Особенности строения атомов и кристаллов. Физические свойства металлов. Классификация металлов по различным признакам.

ТЕМА:Металлы. Особенности строения атомов и кристаллов. Физические свойства металлов. Классификация металлов по различным признакам.

Положение металлов в периодической системе

В перечне простых веществ, составленном великим французским химиком Лавуазье в 1789 г. присутствует 17 металлов, в первом варианте периодической таблицы Д.И. Менделеева (1869) – их уже 47. Из 114 химических элементов 92 являются металлами. В традиционном варианте Периодической системе элементы-металлы расположены в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит прямая, проведенная от бора до астата в длинном варианте периодической таблицы. Металлы оказываются левее и ниже этой прямой, неметаллы – правее и выше, а элементы, находящиеся вблизи прямой имеют двойственную природу, иногда их называют металлоидами. В Периодической системе, утвержденной ИЮПАК, металлы расположены в 1-12 группах.

ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ МЕТАЛЛОВ

Атомы металлов на внешнем уровне содержат не более четырех электронов, как правило, от одного до трех. Отдавая эти электроны, они приобретают устойчивую оболочку ближайшего инертного газа:

ТЕМА: Химические свойства металлов. 

ТЕМА: ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

В настоящее время известно  химических элементов, из которых  являются металлами. В Периодической системе металлы находятся в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Все элементы побочных подгрупп являются металлами. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит диагональ бор — астат, левее и ниже которой все элементы относятся к металлам. Элементы, находящиеся вблизи диагонали, имеют двойственную природу.

Некоторые металлы, такие как золото, серебро, ртуть, медь, олово, железо, свинец известны человечеству с глубокой древности. Алхимики связывали их с планетами и соответствующим образом обозначали: золото — Солнце, серебро — Луна, ртуть — Меркурий, медь — Венера, олово — Юпитер, свинец — Сатурн.

Рис. 1. Обозначение химических элементов в алхимии

У атомов наиболее типичных металлов, к которым относятся щелочные и щёлочноземельные, а также у переходных металлов на внешнем уровне содержится  электрона. Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма имеют на внешнем уровне  электронов. Металлы характеризуются низкими значениями электроотрицательности.

Металлические свойства обусловлены способностью атомов отдавать электроны внешнего уровня. С ростом заряда ядра атома металлические свойства ослабевают слева направо по периоду и возрастают сверху вниз по подгруппе.

Отдавая электроны внешнего уровня, атомы металлов образуют устойчивую оболочку ближайшего благородного газа и приобретают положительную степень окисления.

Металлы

химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Принципиальное отличие простых веществ металлов от простых веществ неметаллов заключается в том, что в химических реакциях металлы являются только восстановителями.

Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий ( %), за ним следуют железо ( %), кальций (%), натрий ( %), калий ( %), магний ( %).

Для простых веществ металлов характерна металлическая кристаллическая решётка. В узлах металлической решётки находятся катионы металла, между которыми перемещаются электроны, образуя так называемый «электронный газ». «Электронный газ» движется между узлами решётки, обеспечивая её устойчивость. Металлическая решётка характерна для металлов и их сплавов. Свободно перемещающиеся электроны обусловливают характерные свойства веществ с металлической решёткой.

Рис. 2. Металлическая кристаллическая решётка

Металлическая связь и строение кристаллических решеток металлов обусловливают все важнейшие характерные физические свойства металлов, а именно: электропроводность, теплопроводность, пластичность, металлический блеск.

Электропроводность большинства металлов обусловлена присутствием в их кристаллических решётках подвижных электронов, которые направленно перемещаются под действием электрического поля. Наиболее электропроводными металлами являются серебро и медь, наименее — ртуть.

Теплопроводность металлов также связана с высокой подвижностью свободных электронов: сталкиваясь с колеблющимися в узлах решетки ионами, электроны обмениваются с ними энергией.

Пластичность – свойство вещества изменять форму под внешним воздействием и сохранять принятую форму после прекращения этого воздействия. Пластичность металлов обусловлена способностью их атомов под внешним воздействием смещаться друг относительно друга, но не рассыпаться за счёт прочного удерживания атомов общим электронным облаком. Наиболее пластичны золото, серебро, медь, олово. Так, золото легко прокатывают в тонкую фольгу, получая так называемое сусальное золото, которое используется в декоративных целях для золочения различных изделий.

Металлический блеск металлов обусловлен их способностью отражать световые лучи.

Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах.

Наибольшей твёрдостью обладают металлы побочной подгруппы  группы; самый твёрдый металл — хром, он царапает стекло, самые мягкие металлы — щелочные, они легко режутся ножом.

Металлы с плотностью меньше  относятся к лёгким (щелочные, щёлочноземельные, алюминий, титан), с плотностью больше  — к тяжёлым (железо, медь, серебро). Самым лёгким металлом является литий (плотность ), самым тяжёлым — осмий (плотность ).

Рис. 3. Плотность некоторых металлов

При обычных условиях все металлы, кроме ртути имеют твёрдое агрегатное состояние. Ртуть — единственный жидкий металл. К легкоплавким металлам относятся цезий и галлий, они могут плавиться на ладони руки. Самый тугоплавкий металл — вольфрам.

Рис. 4. Температура плавления некоторых металлов

Металлы делят на чёрные, к которым относятся железо и его сплавы, и цветные — все остальные. Однако для большинства металлов характерен белый или серый цвет. Золото окрашено в жёлтый цвет, а медь — в красный. Золото, серебро, платину и некоторые другие металлы относят к драгоценным металлам.

Коротко о главном

Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий.

Металлы — химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Атомы большинства металлов содержат на внешнем уровне содержится  электрона. Металлы характеризуются низкими значениями электроотрицательности.

В химических реакциях металлы являются только восстановителями.

Важнейшими характерными физическими свойствами металлов являются высокие электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск. Общие свойства металлов обусловлены металлической связью и строением их кристаллических решёток.

Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах.

Вопросы для самоконтроля

1. Сравните строение атомов металлов и неметаллов.
2. Поясните, почему атомы металлов способны проявлять только восстановительные свойства
3. Как изменяются металлические свойства в периодах и главных подгруппах с ростом заряда ядра атома?
4. Какой тип кристаллической решетки характерен для металлов? Как свойства металлов связаны с особенностями их кристаллической решётки?

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).

Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.

Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:

• благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);

• щелочные металлы – I(A) группа;

• щелочноземельные металлы – II(A) группа, кроме Be, Mg.

Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)

Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами

1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:

4Li + O2 =обыч. усл.= 2Li2O

2Mg + O2 =t, °C= 2MgO

Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют

Au + O2 ≠

Видео «Горение магния на воздухе»

Видео "Самовоспламенение никеля на воздухе"

2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме+nГ-1n

2Na + Cl2 = 2NaCl

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.

Zn + S = ZnS

Видео «Взаимодействие цинка с серой»

4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.

3Ca + N2 =t, °C= Ca3N2

3Na + P =t, °C= Na3P

Взаимодействие со сложными веществами

I. Взаимодействие воды с металлами

1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий. В результате образуются основание и газ водород.

Me + H2O = Me(OH)n + H2 (р. замещения)

Видео «Взаимодействие натрия с водой»

Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3+3H2

Магний (в горячей воде):

Mg + 2H2O =t°C= Mg(OH)2+H2

2) Взаимодействие с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.

Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н2) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода

Me + Н2О = МехОу + Н2 (р. замещения)

Бериллий с водой образует амфотерный оксид:

Be + H2O =t°C= BeO + H2

Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe3O4 и водород:

3Fe + 4H2O =t°C= FeO‧Fe2O3 + 4H2

3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.

Cu + H2O ≠ нет реакции

II. Взаимодействие растворов кислот с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот (раствор азотной кислоты – исключение), образуя соль и водород.

Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H2↑

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

Cu + H2SO4 ≠

Au + H2SO4 ≠

Видео «Электрохимический ряд напряжений - вытеснение водорода металлами»

III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами

Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:

H2SO4 (конц.) + Me = Сульфат + H2O + Х

2H2SO4 (конц.) + Cu =t°C= CuSO4 + 2H2O + SO2↑

8Na0 + 5H2+6SO4 = 4Na2+1SO4 + H2S-2­↑ + 4H2O

Повторите «Окислительные свойства концентрированной серной кислоты»

HNO3 + Me = Нитрат + H2O + Х

4HNO3 (k) + Cu = Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑

8HNO3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑

4Zn + 10HNO3 (раствор горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

4Zn + 10HNO3 (оч. разб. горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Zn + 4HNO3 (конц. горячий) =t˚C= Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Повторите «Специфические свойства азотной кислоты»

IV. С растворами солей менее активных металлов

Ме + Соль = Новый металл + Новая соль

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu

FeCl2 + Cu ≠

Видео «Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металла из соли другими металлами»

Видео «Взаимодействие металлов с солями»

Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.

Видео «Взаимодействие хлорида олова (II) с цинком («Оловянный ежик»)»

ГРУППА 405 ХИМИЯ 27,28,29

ТЕМА: Зависимость  растворимости газов, жидкостей и твердых веществ от различных факторов.

Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры, давления и влияния посторонних веществ.

Природа веществ, образующих раствор. Этот фактор хорошо иллюстрирует старое правило: подобное растворяется в подобном. Под подобием подразумевают природу химической связи в веществах, образующих раствор. Действительно, две неполярные жидкости будут смешиваться друг с другом неограниченно, а неполярная и полярная жидкости будут практически нерастворимы друг в друге.

Вещества, состоящие из неполярных молекул, лучше растворяются в неполярных растворителях, например, сера хорошо растворяется в сероуглероде и практически не растворяется в воде. Кислород в воде растворяется в 10 раз хуже, чем в бензоле.

Вещества с ионным и ковалентным полярным характером связи, как правило, хорошо растворяются в сильно полярных растворителях. Однако ионные кристаллические структуры гораздо прочнее, чем молекулярные, поэтому, когда энергия кристаллической решетки велика, а энергия сольватации низка, растворимость таких соединений в воде мала (BaSO4, CuS, CaF2 и т.д.).

Максимальную энергию кристаллической решетки имеют полимерные соединений с ковалентной связью (алмаз, диоксид кремния и т.д.), поэтому растворимость таких веществ ничтожно мала в любых растворителях.

Температура.

Согласно принципу Ле Шателье, на зависимость растворимости от температуры влияет значение теплового эффект растворения данного вещества в данном растворителе.

Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость будет уменьшаться (например, Ca(OH)2 в воде) и наоборот. Для большинства солей растворимость при нагревании увеличивается.

Практически все газы растворяются с выделением тепла, поэтому растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением температуры - увеличивается.

Если измерять растворимость веществ при разных температурах, то обнаружится, что одни вещества сильно изменяют свою растворимость в зависимости от температуры, другие - не очень сильно (табл. 2).

Таблица 2.

Влияние температуры на растворимость некоторых твердых веществ.

В таблице приведена растворимость в г/100 г воды

Вещество	Температура, оC
0	20	50	80	100
KBr	53,5	65,2	80,8	94,6	103,3
NaCl	35,7	35,9	36,8	38,1	39,4
CaSO4	0,176	0,206	0,180	0,102	0,066

Если полученные экспериментальным путем значения растворимости при различных температурах нанести на оси координат, то получаются так называемые кривые растворимости различных веществ (рис. 3).

Эти кривые имеют большое практическое значение. Используя эти кривые, можно рассчитать, сколько вещества, например KNO3, выпадет в осадок при охлаждении до 20оС насыщенного раствора, приготовленного при температуре 80оС. На этом основаны процессы, которые позволяют очищать некоторые вещества. Дело в том, что при охлаждении ненасыщенного раствора образуется насыщенный раствор, но насыщенный по основному веществу, которого больше всего, а не по примесям. Поэтому при охлаждении в осадок выпадает только чистое вещество, а примеси (вместе с частью вещества) остаются в растворе. Чистые кристаллы потом отфильтровывают от охлажденного, загрязненного примесями раствора. Этот способ очистки называется ПЕРЕКРИСТАЛЛИЗАЦИЕЙ. Так очищают, например, многие лекарственные препараты.

Рис. 3. Кривые растворимости твердых (а) и газообразных (б) веществ.

Давление. По принципу Ле Шателье увеличение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема системы. При растворении твердых веществ в жидкости объем изменяется мало, поэтому давление не будет существенным образом влиять на растворимость солей. Также влияние давления практически не будет проявляться и для смеси двух жидкостей.

Растворимость газов сильно зависит от давления, так как в этом случае происходит значительное изменение объема системы. С увеличением давления растворимость газов увеличивается.

Для смеси газов растворимость каждого из них определяется законом Генри:

Растворимость летучего вещества при постоянной температуре прямо пропорциональна его парциальному давлению над раствором.

Закон справедлив для разбавленных растворов, невысоких давлений и при отсутствии химического взаимодействия с растворителем.

ТЕМА: Массовая доля растворенного вещества.

Массовая доля.

Один из самых распространенных способов выражения концентрации раствора – через массовую долю растворенного вещества.

Отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора называют массовой долей растворенного вещества.

Массовую долю обозначают греческой буквой «омега» и выражают в долях единицы или процентах (рисунок 2).

Рис.2. Массовая доля компонентов смеси.

Посмотрев видео

вы вникнете в понятие массовой доли и научитесь ее вычислять.

Если в 100 г раствора содержится 30 г хлорида натрия, это означает, что ω(NaCl) = 0,3 или ω(NaCl) = 30 %. Можно также сказать: «имеется тридцатипроцентный раствор хлорида натрия».

Массовая доля — самая распространенная в быту и большинстве отраслей промышленности концентрация. Именно массовая доля жира, например, указана на пакетах с молоком (посмотрите на рисунок 3).

Рис.3. Массовая доля жира в молоке.

Масса раствора складывается из массы растворителя и массы растворенного вещества, т. е.:

m(раствора) = m(растворителя) + m(растворенного вещества).

Предположим, массовая доля растворенного вещества равна 0,1, или 10%. Следовательно, оставшиеся 0,9, или 90%, – это массовая доля растворителя.

Массовая доля растворенного вещества широко используется не только в химии, но и в медицине, биологии, физике, да и в повседневной жизни. Рассмотрим решение некоторых задач

Рис.4. Задача на нахождение массовой доли.

ТЕМА: Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты.

Механизмы электролитической диссоциации для веществ с различными типами химической связи. Гидратированные и негидратированные ионы.Степень электролитической диссоциации.

еорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация – это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

 

CH₃COOH⇄H⁺+CH₃COO^-.

 

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

 

α=v´(x)/v(x).

 

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты – это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы – это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты – степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

 

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Практически все соли и кислоты: HBr, KOH, NaOH, Ca(OH)2, HNO3, HClO4.	Большинство кислот и оснований: H2S. H2CO3. Al(OH)3, NH4OH.

 

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

 

КАЖУЩАЯСЯ СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ.

 

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

 

AK ⇄ A- + K⁺.

 

И степень диссоциации можно выразить так:

 

 

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно. Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах. 

I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью.

При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Сl—, отрицательные полюсы — к положительным ионам Na+ .
В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами.

II. Механизм диссоциации электролитов, которые состоят из полярных молекул

При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Например, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НСl с молекулами Н2O.

Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: Н+ , Ag+, Mg2 +, F—, SO42- и т. д.
Источник: https://himya.ru/elektroliticheskaya-dissociaciya.html

ГРУППА 308 ХИМИЯ 56,57

ТЕМА: Положение в периодической системе химических элементов Д.

Обзор свойств d-элементов. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их получение. Кислотно-сновные св-ва.

d-элементы называют переходными, т.к. они обладают промежуточными свойствами между s и p-элементами, их число 32.

 К ним относятся Ac, Ku. В периодической таблице d-элементы занимают 3 переходных ряда в 4,5 и 6 периодах. 

Наличие незаполненного d-подуровня обуславливает многие характерные свойства d-элементов: различные степени окисления, кислотно-основные свойства, окислит-восст. св-ва, окраску ионов и др. 

Свойства элементов в свободном состоянии. d-элементы являются типичными металлами.

 Общие физические свойства: высокая тепло и электро проводность, пластичность, эти Ме(металлы) имеют кристаллическое строение. В узлах кристаллической решетки одновременно находятся атомы и положительно-заряженные ионы. Ме- прозрачны, т.к. их гладкая поверхность отражает падающие световые лучи )мелкоизмельченные Ме их поглощают), отражательная способность выражается в характерном Ме блеске, наиболее ярко блестят Ag и Pd. Если Ме поглощает лучи различных длин волн не одинаково, то он приобретает определенную окраску. 

Например, Au и Cu поглощают коротко волновые лучи в большей степени. Отраженный свет обогащается длинноволновыми лучами, поэтому Ме приобретает желтую и красную окраску. Переходные элементы отличаются от непереходных тем, что валентные электроны находятся на двух энергетических уровнях. 

В химических соединениях может участвовать различное число электронов, поэтому d-элементы проявляют различные степени окисления: +2 почти у всех d-элементов; Mn +2,+3,+4,+5,+7,+6.

 Кислотно-основные свойства: в компактном состоянии d-элементы устойчивы на воздухе, многие из них окисляются с поверхности с образованием защитной плёнки. При нагревании (до 600-1000С) Ме сгорают с образованием оксидов. Некоторые оксиды получают косвенным путем. 2KMnO₄+H₂SO₄=Mn₂O₇+K₂SO₄+H₂O. Устойчивость оксидов с максимальной степенью окисления – уменьшается в ряду TiO₂—V₂O₅—CrO₃—Mn₂O₇—Fe₂O₃—Co₂O₃ увеличивается в группах сверху вниз. Производными оксидов являются гидроксиды. Их можно получить растворением в воде оксида или косвенным путем. CrO₃+H₂O=H₂CrO₄ (хромовая к-та), CrO₃+2H₂O=H₂Cr₂O₇ (дихромовая) KMnO₄+H₂SO₄=HMnO₄+K₂SO₄. Гидроксиды d-элементов в ст.ок. +2 роявляют основные свойства. Исключения: Zn(OH)₂ (амф отерные свойства). Zn(OH)₂+2H⁺=2H₂O+Zn²⁺ Zn(OH)₂+2OH^-=2H₂O+ZnO₂^2-. Свозрастанием ст.ок. d-элементов увеличиваются кислотные свойства гидроксидов. Сила кислот в группе d-элементов с одинаковой ст.ок. уменьшается сверху вниз. H₂CrO₄—H₂MoO₄—H₂WO₄.

 Окислительно-восстановительные свойства d-элементов и их соединений.

d-элементы в свободном состоянии проявляют только восстановительные свойства, они реагируют с кислотами, галогенами и др окислителями. 

Некоторые взаимодействуют с щелочами в присутствии окислителей. 

Почти все Ме растворяются в кислотах, окислителях (конц серн. к-та, H₂CeO₄, HNO₃) Os+8HNO_3(конц)=OsO₄+8NO+4H₂O. 

Малоактивные Ме (Au, Ta, Nb, Pd, Pt) растворяются в конц. HNO₃ только с присутствием HF или HCl. Au+HNO₃+4HCl=H[AuCl₄]+NO+2H₂O 3Nb+5HNO₃+21HF=3H₂[NbF₄]+5NO+10H₂O. d металлы 5 и 6 побочных групп взаимодействуют с расплавленными щелочами в присутствии окислителей. VB: 4Э+5O₂+12KOH=4K₃ЭO₄+6H₂O VIB: Э+3NaNO₃+2NaOH=Na2ЭО₄+3NaNO₂+H₂O. Соединения d-элементов в высшей степени окисления (ст.ок.), характерной для элементов данной группы могут проявлять только окислительные свойства. Для отдельного элемента – чем выше ст.ок., тем больше окислительная способность Fe²⁺--Fe³⁺--Fe⁶⁺. В группах окислительная способность соединений высших ст.ок. уменьшается сверху вниз. В периоде слева направо увеличивается окислительная способность соединений в высших степенях окисл. Соединения с промежуточными ст.ок. в зависимости от условий могут проявлять окислит и восстановит свойства. MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O MnO₂+KNO₃+K₂Cl₃=K₂MnO₄+KNO₂+CO₂. Соединения d-элементов со ст.ок. +2 проявляют восстановительные свойства.

+

ТЕМА: Валентность и валентные возможности атомов. Перио­дическое изменение валентности и размеров атомов.

Слово «валентность» (от лат. «valentia») возникло в середине XIX в., в период завершения химико-аналитического этапа развития химии. К тому времени было открыто более 60 элементов. Истоки понятия «валентность» содержатся в работах разных ученых. Дж.Дальтон установил, что вещества состоят из атомов, соединенных в определенных пропорциях. Э. Франкланд, собственно, и ввел понятие валентности как соединительной силы. Ф.А. Кекуле отождествлял валентность с химической связью. А.М.Бутлеров обратил внимание на то, что валентность связана с реакционной способностью атомов. Д.И.Менделеев создал периодическую систему химических элементов, в которой высшая валентность атомов совпадала с номером группы элемента в системе. Он же ввел понятие «переменная валентность».

 

Валентность – это количество ковалентных связей, которое образует атом в соединении с ковалентной связью.

Валентность атома химического элемента не может быть выше полного числа орбиталей на внешнем уровне этого элемента.

Например,

7 N 1s22s22p3

У атома фосфора в основном (стационарном) состоянии валентность как и у азота равна IV

У атома фосфора, в отличие от азота есть свободные d – орбитали, поэтому для фосфора характерно возбуждённое состояние, когда 3s2электроны распариваются и валентность принимает значениеV

Валентные возможности атомов определяются числом не спаренных электроном, а так же числом не поделённых электронных пар способных переходить на свободные орбитали атома другого элемента (участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).

 

Например, образование третьей связи при образовании иона гидроксония, неподелённая пара электронов атома кислорода (донор) переходит на свободную орбиталь иона водорода (акцептор):

 

Рассмотрим электронографические формулы элементов  и установим причину разной валентности.

 

 

Валентность  С – II и IV, а Н – I, Нe – 0, Be – II, B – III, P – V.  

 

Итак, от чего зависят валентность и валентные возможности атомов?

 

 

Расход энергии (Е) на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химической связи.

 

Вывод

Валентные возможности атомов химических элементов определяются:

1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей);

2) наличием свободных орбиталей;

3) наличием неподеленных пар электронов.

 

Вопросы для закрепления

1.    Какими тремя факторами определяются валентные возможности атомов химических элементов?

2.    Почему максимальная валентность атомов элементов второго периода не может быть больше четырех?

3.    Вспомните, чем отличаются понятия валентности и степени окисления. Что между ними общего?

4.    Укажите валентность и степень окисления атомов азота в ионе аммония NH4+

5.    Определите валентность и степень окисления атомов углерода в веществах с формулами С2Н6, С2Н4, С2Н2, этиленгликоле,  феноле.

6.    Определите валентность и степень окисления атомов в веществах с формулами N2, NF3, Н202, ОF2, О2F2, СО.

7.    Определите валентные возможности атомов серы и хлора в основном и возбужденном состояниях.