Контрольная работа по "Химии"

1-2. Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

 

Периодические изменения  свойств химических элементов обусловлены  правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. 

 

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в  атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый  и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns² np⁶).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns² np⁶) химически инертны.

В больших периодах переход  свойств от активного металла  к благородному газу происходит более  плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns² - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов  на внешнем слое ns² - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств. 

 

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят  из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся  на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).

В зависимости  от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические  ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для  элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные. 

 

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных  газов)
Высший оксид	Э2О	ЭО	Э2О3	ЭО2	Э2О5	ЭО3	Э2О7	ЭО4
Гидрат высшего  оксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	Н3ЭО4	Н2ЭО4	НЭО4	Н4ЭО4

 

 

Для элементов  главных подгрупп   общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН₄) - нейтральны, V группы (ЭН₃) - основания, VI и VII групп (Н₂Э и НЭ) - кислоты.

От положения элементов  в периодической системе зависят  свойства атома, связанные с его  электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

По положению элемента в периодической системе можно  прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:  

 

 

 

 

3. В правом верхнем углу у каждого из химических элементовуказан его порядковый номер. Этот номер полностью совпадает с атомным радиусом данного атома.

Например, порядковый номер хлора (Cl) - 17. Это означает, что расстояние от ядра атома хлора до самой дальней его орбиты движения стабильного электрона равно 17 пм. Если требуется найти не только атомный радиус, но и распределение электронов по электронным орбитам, то эти данные можно подчеркнуть из столбика цифр, расположенного справа от названия химического элемента.

Периодический характер изменения размеров атомов и ионов известен давно. Сложность  здесь состоит в том, что из-за волновой природы электронного движения атомы не имеют строго определенных размеров. Так как непосредственное определение абсолютных размеров (радиусов) изолированных атомов невозможно, в данном случае часто используют их эмпирические значения. Их получают из измеренных межъядерных расстояний в кристаллах и свободных молекулах, разбивая каждое межъядерное расстояние на две части и приравнивая одну из них к радиусу первого (из двух связанных соответствующей химической связью) атома, а другую — к радиусу второго атома. При таком разделении учитывают различные факторы, включая природу химической связи, степени окисления двух связанных атомов, характер координации каждого из них и т. д^[13]. Таким способом получают так называемые металлические, ковалентные, ионные и ван-дер-ваальсовы радиусы. Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов; их находят по межъядерным расстояниям в твердых или жидких веществах, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга (например, атомы Ar в твердом аргоне или атомы N из двух соседних молекул N₂ в твердом азоте), но не связаны между собой какой-либо химической связью.

Но, очевидно, лучшим описанием эффективных размеров изолированного атома является теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности его наружных электронов. Это так называемый орбитальный радиус атома. Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчетливо (см. рис. 4), и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда Li—Ne, немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

4.

Одной из очень  важных характеристик простого вещества является его окислительный потенциал, отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства^[16]. Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

Na/Na+(aq)	Mg/Mg2+(aq)	Al/Al3+(aq)
2,71В	2,37В	1,66В
K/K+(aq)	Ca/Ca2+(aq)	Sc/Sc3+(aq)
2,93В	2,87В	2,08В

Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов (Na⁺_(aq) и т. д. — гидратированный катион):

Это легко объясняется  увеличением энергии ионизации  атомов с увеличением числа удаляемых  валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных  потенциалов простых веществ  от порядкового номера элемента имеются  максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

6. Планетарная модель атома, или модель Резерфорда, - историческая модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорд в результате эксперимента с рассеянием альфа-частиц. По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Планетарная модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер и не описывается законами классической механики. Исторически планетарная модель Резерфорда пришла на смену «модели сливового пудинга» Джозефа Джона Томсона, которая постулирует, что отрицательно заряженные электроны помещены внутрь положительно заряженного атома.

7. Первый постулат  Бора  (постулат стационарных  состояний)  гласит:  атомная система может

находится только в особых стационарных или квантовых  состояниях,  каждому из которых

соответствует определенная энергия En. В стационарных состояниях атом не излучает.

Этот постулат находится в явном противоречии с классической механикой,  согласно

которой энергия  движущегося электрона может  быть любой.  Он находится в противоречии и с

электродинамикой,  так как допускает возможность  ускоренного движения электронов без

излучения электромагнитных волн.  Согласно первому постулату  Бора,  атом характеризуется

системой энергетических уровней, каждый из которых соответствует  определенному

стационарному состоянию:  электрон может вращаться  вокруг ядра неопределенно долго,  не

излучая энергию,  если на его орбите укладывается целое  число длин волн де Бройля.  Таким

образом устойчивые орбиты в атоме это орбиты, радиусы  которых rn определяются соотношением

mevrn = n ћ                (13)

Каждая орбита расположена на вполне определенном расстоянии 

2

2

2

e Zme

n

n

r

h

=            (14) от ядра (Z – заряд ядра, е – заряд электрона, me –масса электрона, v- скорость электрона, r – радиус

орбиты ћ=1,5*10

-27

эрг*сек, n – целое число) и характеризует энергетическое состояние

2

1

*

2

2

2 4

n

me Z e

En

h

= − .            (15)

Орбита с  самым малым радиусом соответствует наименьшему значению энергии и называется К -

орбитой, за ней  следует L- орбита, М – орбита и т.д. При движении электронов по этим орбитам

атом находится  в устойчивом состоянии.  Испускание или поглощение атомом излучения

происходит только при переходе электрона с одной орбиты на другую, причем излучаемая частота

ν однозначно связана с разностью энергий, участвующих в переходе состояний, ∆Е=hν, где h=2π ћ.

Механическая  энергия электрона,  движущегося  по замкнутой траектории вокруг

положительно заряженного ядра,  отрицательна.  Поэтому всем стационарным состояниям

соответствуют значения энергии En<0.  При En≥0  электрон удаляется от ядра  (ионизация).

Величина  |E1|  называется энергией ионизации.  Состояние с энергией E1 называется основным

состоянием  атома.

Второй постулат Бора  (правило частот) формулируется  следующим образом:  при переходе

атома из одного стационарного состояния с энергией En в другое стационарное состояние с

энергией Em излучается или поглощается квант,  энергия которого равна разности энергий

стационарных  состояний:

hνnm=En–Em,                  (16)

Отсюда можно  выразить частоту излучения. 

Второй постулат Бора также противоречит электродинамике  Максвелла,  так как частота

излучения определяется только изменением энергии атома и никак не зависит от характера