Активность металлов возрастает с ростом радиуса атома
Обновлено: 19.05.2024
Тест к уроку химии по теме "Общая характеристика металлов"
автор Линда Чт Фев 24, 2011 3:11 pm
Лемешкина И.Е., учитель химии МОУ СОШ №2 г. Жирновска
Проверочная работа по теме «Общая характеристика металлов»
Часть А. Какие утверждения верны?
1. У большинства металлов мало наружных электронов
2. Есть металлы, у которых больше трех наружных электронов
3. Радиус атомов у металлов меньше, чем у неметаллов
4. Активность металлов возрастает с ростом радиуса атома
5. Активность металлов в периоде возрастает слева направо
6. Калий активнее, чем натрий
7. Металлы побочных подгрупп имеют на наружном слое столько электронов, каков номер группы
8. В ряду литий-натрий-калий возрастает основный характер оксидов и гидроксидов
9. Металлы первой А группы называют щелочными
10. У щелочных металлов наиболее ярко выражены окислительные свойства
11. Металлы способны как терять наружные электроны, так и принимать чужие
12. В побочных подгруппах активность металлов возрастает сверху вниз
13. Самый активный восстановитель – это литий
14. Алюминий и цинк образуют амфотерные оксиды и гидроксиды
15. В кристаллической решетке металлов есть свободные электроны
16. Все металлы теплопроводны и электропроводны
17. Самые блестящие металлы – ртуть и серебро
18. Чем больше углерода в сплаве с железом, тем более пластичен сплав
19. В стали менее 2% углерода
20. Дюралюминий мягче, чем алюминий
21. В электрохимическом ряду напряжений самые активные металлы стоят в начале
22. Металлы, стоящие до водорода, вытесняют водород из воды и образуют гидроксиды
23. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с солями менее активных металлов в растворах
24. Медь может вытеснить серебро из раствора его соли
25. Магний вступает в реакцию с соляной кислотой
26. Ртуть вступает в реакцию с соляной кислотой
27. Азотная кислота и концентрированная серная кислота вступают в реакцию с металлами, стоящими как до водорода, так и после него в ряду напряжений
28. Железо может вступить в реакцию с оксидом алюминия
29. Магний может вступить в реакцию с оксидом меди
30. Электролизом получают самые тугоплавкие металлы
31. В доменной печи в качестве восстановителя используют уголь
32. Углекислый газ применяется для получения металлов из руд
33. Водород не используется в металлургии в качестве восстановителя
34. В гидрометаллургии руды растворяют в щелочах
35. В гидрометаллургии восстановителем меди чаще всего служит железо
36. Разрушение металлов в кислотах не является коррозией
37. Коррозию железа ускоряет наличие щелочи в воде
38. В соленой воде металлы корродируют быстрее, чем в пресной
39. При повреждении цинкового покрытия на железе начнется быстрое окисление железа, а не цинка
40. При повреждении никелевого покрытия на железе в первую очередь будет разрушаться железо, а не никель
Часть Б. Приведите уравнения реакций, о которых говорится в верных утверждениях с № 23 до № 33
Ответы
Верные утверждения:
1, 2, 4, 6, 8, 9, 14, 15, 16, 17, 19, 21, 24, 25, 27, 29, 31, 35, 38, 40
Линда Свой человек
Периодический закон
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в "строки и столбцы" - периоды и группы.
Период - ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 - называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов ("→" слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде "←" справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер - сверху вниз "↓". Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается - снизу вверх "↑". Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия - тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует - там нужно считать электроны "вручную", располагая их на электронных орбиталях.
- B5 - 1s 2 2s 2 2p 1
- Al13 - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия - 3s 2 3p 1 , галия - 4s 2 4p 1 , индия - 5s 2 5p 1 и таллия - 6s 2 6p 1 . За "n" мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода - и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже :)
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных - только "вручную".
Длина связи
Длина связи - расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические - усиливаются (слева направо "→"). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические - ослабевают (сверху вниз "↓").
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны - у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера - самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева - металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные - возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные - ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые - убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF - самая слабая из этих кислот, а HI - самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные - усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные - ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные - с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить ;-)
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность - способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус "-".
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева - это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости "синонимичны" также понятия сродства к электрону - энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации - количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы - R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми "высшими" оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в "-" отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы - 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы - H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Урок "Металлы. Общая характеристика"
Цель: создать условия для обобщения и углубления знаний учащихся о металлах как простых веществах, физических свойствах металлов, использование человеком.
Цели урока:
• повторить положение металлов в ПСХЭ
• раскрыть особенности строения атомов металлов
• охарактеризовать основные физические свойства металлов
развивающая:
• создать условия для формирования у учащихся:
- умения работать с текстом
- умения устанавливать причинно-следственные связи
• развивать эффективное внимание и аналитическое мышление, познавательную активность учащихся
воспитывающая:
• показать значение металлов в жизни человека
• воспитывать внимательность
• способствовать развитию умения работать в паре
• развивать умение высказывать собственную точку зрения
Тип урока: комбинированный (изучение нового материала и первичное закрепление)
Формы организации познавательной деятельности : фронтальная, групповая, индивидуальная
Оборудование :
ü учебник: Химия 9 класс О.С. Габриелян
ü рабочие листы
ü Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
ü Коллекция «Металлы»
Методические рекомендации к уроку химии в 9 классе.
«Металлы. Общая характеристика»
1. Мотивация.
"То, что мы знаем, - ограничено,
а то, чего мы не знаем,- бесконечно".
И я предлагаю сегодня на уроке пополнить копилку ваших знаний. Так же сегодня мы будем работать в рабочих листах. Подпишите их.
2 . Актуализация знаний.
На прошлых уроках мы вспоминали знания, которые получили из курса химии в 8 классе. Давайте поиграем в змейку. Откройте таблицу Д.И.Менделеева. Назовите химии элемент расположенный в 3 главной группе 2 периода. (Дети продолжают: кто отвечает, тот и задает следующие координаты).
Откройте рабочие листы и выполните задание «Вспоминалочка». Ребята выполняют задание.
Обменяйтесь тетрадями и сверьте ответы со слайдом.
3. Постановка проблемы и поиск противоречия.
Посмотрите на следующий слайд. ( К Ва Si Fe Na Al Zn Ca) Что лишнее?
Все эти разные элементы мы называем металлами. Значит, у них должно быть, что то, общее, схожее. Таким образом, как вы думаете, какая будет тема сегодняшнего урока? И что мы должны будем сегодня узнать? Ответы детей.
Запишите тему и цель урока в рабочие листы.
4. Главный этап урока – открытие новых знаний.
А что мы уже знаем про такие вещества как металлы? Ведь в повседневной жизни мы сталкиваемся с ними постоянно. Предлагаю вам подумать и сказать все, что нам известно про металлы. Посередине на доске записывается слово «Металлы» и учащиеся дописывают к нему слова. Идет обсуждение.
Где же находятся металлы? Вместе с учителем учащиеся вспоминают положение металлов в периодической системе химических элементов, записывают в рабочие листы названия групп металлов (щелочные, щелочно-земельные), характерные степени окисления и изменение свойств по группе и по периоду. Записывают строение атомов натрия, магния и алюминия.
Металлическими называют решётки, в узлах которых находятся атомы и ионы металла, между ними свободные электроны.
Давайте немного отдохнем, отложим ручки, расслабьтесь и посмотрим на слайды. Это радужная релаксация для коррекции вашего зрения. Просмотр слайдов.
Хорошо, а теперь продолжим.
Итак, металл – это вид атомов, способных легко отдавать при химических реакциях электроны, входить в состав химических соединений в виде положительно заряженных ионов, а также образовывать простые вещества с характерными для металлов физическими свойствами.
Учащимся предлагается открыть учебник на странице 25 (§6) прочитать его и составить кластер на тему «Физические свойства металлов». Сначала ребята обсуждают все в парах, затем совместно с учителем заполняют схему в рабочих листах.
Рассмотрите образцы металлов (на столах пластинки трех металлов – медь, алюминий и цинк)
- в каком агрегатном состоянии находятся металлы?
1. Твердые (исключение ртуть – жидкий металл при комнатной температуре)
- найдите среди предложенных металлов медь. Считается, что металлический цвет – это серебристо – белый или серый. Но все ли металлы такого цвета? Назовите «цветные» металлы.
А алюминий и цинк можно отличить по цвету? А как отличим?
Пластичность – способность изменять свою форму при ударе, прокатываться в тонкие листы, вытягиваться в проволоку.
В чем причина пластичности металлов? В этом нам поможет разобраться следующий опыт: две стеклянные пластинки смачиваем водой и прижимаем друг к другу. Они легко скользят друг по другу, но их трудно разъединить. Прослойка воды имитирует свободные электроны, а значит причина пластичности – также особое строение кристаллической решетки.
Какие еще свойства присущи металлам? электропроводность, теплопроводность, металлический блеск, твердость.
Как можно объяснить наличие общих физических свойств у такого большого числа разнообразных простых веществ?
Электрическая проводимость металлов объясняется движением свободных электронов. Почему при нагревании электрическая проводимость металлов уменьшается? (стр. 30)
- в чем причина электропроводности металлов, какие металлы самые лучшие проводники тока, что такое сверхпроводимость? – отвечают на вопросы
Чем обусловлена теплопроводность, и как она изменяется при нагревании? (стр30).
металлический блеск (из-за отражения света от их поверхности).
Как блеск может применяться на практике?
Высокая отражающая способность позволяет использовать металлы при производстве зеркал, оптических линз, кровельных изделий. Алюминий используется для создания помех в радиолокации, для производства теплостойкой защитной одежды для пожарных.
Другие свойства:
плотность :
Как это свойство применяется на практике?
Многие лёгкие металлы используются для производства лёгких сплавов в машиностроении, авиа – и судостроении. Снижение массы машины даёт преимущества в скорости, дальности, высоте. Тяжёлые металлы для производства гирь, монет, решёток, цепей, тяжёлых машин.
температура плавления:
Тугоплавкие металлы используются для изготовления нитей накаливания электроламп, при производстве жаропрочных сталей.
Твердость
Твердые и мягкие
Ковкость , где используется?
Итак, какими физическими свойствами обладают металлы?
5. Рефлексия.
Предлагаю ответить на вопросы: Вопросы выводятся на слайдах.
Итак, мы с вами приобрели новые знания по теме Металлы. Вспомните, какая была цель нашего урока? Достигли мы ее? Предлагает проанализировать записи в рабочих листах и сделать вывод: что нового узнали о металлах?
Домашнее задание: §5-6. Подготовить презентации на темы: (по выбору)
1. Металлы нашего организма: качество и количество.
2. Использование металлов.
Ребята, вам понравился урок?
Тогда давайте оценим свою работу. В своих рабочих листах дополните предложение, высказав своё мнение об уроке:
Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.
В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодическ ий закон звучал так: « Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы .» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.
Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома .
Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:
« Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов «.
Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.
Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом ( s -элементом), а заканчиваются благородным газом.
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.
1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.
Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.
В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.
В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.
1) Li 2) Ca 3) Cs 4) N 5) S
Ответ: 154
1) Be 2) Ba 3) Mg 4) N 5) F
Ответ: 541
В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H + . Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H2 и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:
2Na + H2 → 2NaH
В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.
Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).
В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.
В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру .
Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные , или подгруппы А и побочные , или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:
В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.
В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.
У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.
Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.
Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).
Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!
О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?
Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.
2. Радиус атома
Рассмотрим, как меняется атомный радиус . Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.
Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.
Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .
Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.
Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.
Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.
Например , в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.
Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.
Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.
Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:
Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.
Например , в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.
В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.
В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.
В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.
В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.
1) O 2) Se 3) F 4) S 5) Na
Решение:
В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S.
В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142.
Ответ: 142
1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na
Решение:
В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.
В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.
Ответ: 243
1) Ca 2) P 3) N 4) О 5) Ti
p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О.
В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234.
Ответ: 234
Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов : катионов и анионов.
Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.
Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.
Например , радиус иона Na + меньше радиуса атома натрия Na:
Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.
Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.
Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.
Например , радиус иона Cl – больше радиуса атома хлора Cl.
Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.
Например : частицы Na + и F ‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na + меньше радиуса иона F ‒ .
3. Электроотрицательность
Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО).
Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.
По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).
В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.
В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.
1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti
Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.
Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.
Общая характеристика металлов 9 класс
Древние алхимики говорили: «Семь металлов создал свет по числу семи планет», – и полагали, что под влиянием лучей планет в недрах Земли и рождаются металлы. Солнце – золото (Au), Юпитер – олово (Sn), луна – серебро (Ag), Марс – железо (Fe), Меркурий – ртуть (Hg), Сатурн – свинец (Pb), Венера – медь (Cu). Само слово «металл», по-видимому, происходит от греческого «металлон», что означает «рудники», «копи». В истории человечества выделяют века: медный, бронзовый, железный.
Если провести диагональ от бора к астату, то в левом нижнем углу ПСХЭ будут находиться металлы. Всего в ПТ 110 химических элементов из них 96 металлы и 22 неметалла.
К металлам относятся все s -элементы (искл. Водород и гелий), большинство p -элементов, все d - и f -элементы. У металлов на внешнем энергетическом уровне 1-3, реже 4 (у олова) и 5 (у висмута) электрона, поэтому проявляют восстановительные свойства.
В периодах слева направо металлические свойства химических элементов ослабевают, так как происходит уменьшение радиуса атома, увеличивается заряд ядра атома, электроотрицательность химических элементов. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, увеличивается заряд ядра атома, уменьшается электроотрицательность
Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами: высокими электропроводностью и теплопроводностью, способностью хорошо отражать свет (что обуславливает их блеск и непрозрачность), возможностью принимать нужную форму под воздействием внешних сил (пластичностью). Существует и другое определение металлов – это химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние (валентные) электроны.
Из всех известных химических элементов около 90 являются металлами. Большинство неорганических соединений – это соединения металлов.
Металлическая связь – это химическая связь, образующаяся между катионами и свободно движущимися электронами в металлической кристаллической решетке.
Изобразить электронную и графическую формулу атома магния; показать схему образования катиона магния.
Определить вид химической связи и тип кристаллической решетки для магния и хлорида магния.
- Сделать вывод о количестве электронов на последнем энергетическом уровне атома и иона магния.
- Сравнить количество электронов на последнем уровне у металлов и неметаллов. Есть ли металлы, у которых на последнем уровне больше трех электронов?
- Сравнить атомный радиус металлов и неметаллов.
- Рассмотреть влияние атомного радиуса металлов на их окислительно-восстановительные свойства.
1 вариант: распределить металлы по возрастанию температуры плавления
2 вариант: распределить металлы по возрастанию плотности
Что такое металлическая связь?
Какие силы существуют между катионами и электронами в металлической кристаллической решетке?
Почему медь проводит электрический ток?
Почему железо обладает ковкостью?
Опираясь на расположение металлов в ПСХЭ, сравните температуры плавления у металлов проставьте знаки «˃» «˂» между парами металлов:
Объясните свой выбор
Анализируют факты и ставят знакХимические свойства металлов.
Слева направо по ряду химическая активность металлов убывает. Активные металлы (до алюминия). Металлы средней активности (между алюминием и водородом). Неактивные металлы (правее водорода).
Металлы расположены в порядке убывания восстановительных свойств при реакциях в растворах. Ме, стоящие в ряду до водорода, вытесняют его из растворов кислот. Ме, стоящие в рядулевее, вытесняют правее стоящий Ме из растворов его солей.
Ме, стоящие в ряду до алюминия, взаимодействуют с водой с образованием щелочей и выделением водорода.
Остальные Ме- в жестких условиях с образованием оксида Ме и водорода. Ме, стоящие в ряду за водородом, не взаимодействуют с водой.
Читайте также: