Металлы главных и побочных подгрупп

Обновлено: 08.02.2023

Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева

  • почему водород помещают одновременно в первой и в седьмой группах периодической системы;
  • почему у некоторых элементов (например, Cr и Cu) происходит «провал» внешнего s – электрона на предвнешнюю d – оболочку;
  • что является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп;
  • какие электроны являются валентными для элементов главных и побочных подгрупп;
  • чем обусловлено неравномерное увеличение энергии ионизации при переходе от Li к Ne;
  • какое основание является более сильным: LiOH или KOH; какая кислота сильнее: HCl или HI.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • записывать электронные конфигурации элементов;
  • устанавливать электронную структуру атома элемента по его положению в соответствующем периоде и подгруппе периодической системы, а значит, и его свойства;
  • из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов определять число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей, а также возможные степени окисления элементов;
  • сравнивать относительную силу кислот и оснований.

Учебные вопросы:

1. Периодический закон Д.И. Менделеева

Периодический закон – величайшее достижение химической науки, основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение.

Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 г. Ученый сформулировал этот закон так: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Более детальное изучение строения вещества показало, что периодичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электронным строением атомов.

Заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов. Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера (от величины заряда ядра их атомов).

Выражением Периодического закона является периодическая система элементов.

2. Периодическая система 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. Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента. Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, остальные — большими.

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует типичный неметалл. В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне.

В первом периоде, кроме гелия, имеется только один элемент — водород. Его условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Сходство водорода со щелочными металлами проявляется в том, что водород, как и щелочные металлы является восстановителем и, отдавая один электрон, образует однозарядный катион. Больше общего у водорода с галогенами: водород, как и галогены неметалл, его молекула двухатомна, он может проявлять окислительные свойства, образуя с активными металлами солеподобные гидриды, например, NaH, CaH2.

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (декада Sc — Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода (Ga — Кг). Аналогично построен пятый период. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположена вставная декада d–элементов (La — Hg), причем после первого переходного элемента La следуют 14 f–элементов — лантаноидов ( Се — Lu). После 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.

Таким образом, каждый элемент в периодической системе занимает строго определенное положение, которое отмечается порядковым, или атомным, номером.

В периодической системе по вертикали расположены 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).

Сходство элементов внутри каждой подгруппы — наиболее заметная и важная закономерность в периодической системе. В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. При этом происходит увеличение устойчивости соединений элементов в низшей для данной подгруппы степени окисления. В побочных подгруппах – наоборот – сверху вниз металлические свойства ослабевают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

3. Периодическая система и электронные конфигурации атомов

Поскольку при химических реакциях ядра реагирующих атомов не изменяются, то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек.

Заполнение электронных слоев и электронных оболочек атомов происходит в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.

Принцип Паули (запрет Паули)

Два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа (на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов).

Принцип Паули определяет максимальное число электронов, обладающих данным главным квантовым числом n (т.е. находящихся на данном электронном слое): Nn = 2n 2 . На первом электронном слое (энергетическом уровне) может быть не больше 2 электронов, на втором – 8, на третьем – 18 и т. д.

В атоме водорода, например, имеется один электрон, который находится на первом энергетическом уровне в 1s – состоянии. Спин этого электрона может быть направлен произвольно (ms = +1/2 или ms = –1/2). Следует подчеркнуть еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня – 1s, второй энергетический уровень – из двух подуровней – 2s и 2р, третий – из трех подуровней – 3s, 3p, 3d и т.д. Подуровень, в свою очередь, содержит орбитали, число которых определяется побочным квантовым числом l и равно (2l + 1). Каждая орбиталь условно обозначается клеткой, находящийся на ней электрон – стрелкой, направление которой указывает на ориентацию спина этого электрона. Значит, состояние электрона в атоме водорода можно представить как 1s 1 или изобразить в виде квантовой ячейки, рис. 1:

1s

Рис. 1. Условное обозначение электрона в атоме водорода на 1s орбитали

Для обоих электронов атома гелия n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 и –1/2. Следовательно, электронная формула гелия 1s 2 . Электронная оболочка гелия завершена и очень устойчива. Гелий — благородный газ.

Согласно принципу Паули, на одной орбитали не может быть двух электронов с параллельными спинами. Третий электрон в атоме лития занимает 2s-орбиталь. Электронная конфигурация Li: 1s 2 2s 1 , а у бериллия 1s 2 2s 2 . Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора занимает 2р-орбиталь. При n = 2 побочное (орбитальное) квантовое число l принимает значения 0 и 1. При l = 0 (2s-состояние) ml = 0, а при l = 1 (2p – состояние) ml может быть равным +1; 0; –1. Состоянию 2р соответствуют три энергетические ячейки, рис. 2.

Рис. 2. Расположение электронов атома бора на орбиталях

Для атома азота (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 3 два электрона на первом уровне, пять — на втором) возможны два следующих варианта электронного строения, рис. 3:

1s 2p

Рис. 3. Возможные варианты расположения электронов атома азота на орбиталях

В первой схеме, рис. 3а, суммарный спин равен 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), во второй (рис. 3б) суммарный спин равен 3/2 (+1/2 +1/2 +1/2).

Расположение спинов определяется правилом Хунда, которое гласит: заполнение энергетических уровней происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Таким образом, из двух приведенных схем строения атома азота устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первая, где все р-электроны занимают различные орбитали. Орбитали подуровня заполняются так: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Начиная с натрия, заполняется третий энергетический уровень с n = 3.

В атоме каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его наибольшей связи с ядром. В 1961 г. В.М. Клечковский сформулировал общее положение, согласно которому энергия электронных орбиталей возрастает в порядке увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l), причем в случае равенства этих сумм, меньшей энергией обладает орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n .

Последовательность энергетических уровней в порядке возрастания энергии примерно следующая:

Можно представить энергетический ряд орбиталей в виде схемы:


Рассмотрим распределение электронов на орбиталях атомов элементов четвертого периода. Строение атома калия:

+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2p

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

+19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s

После калия (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ) и кальция (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ) происходит заполнение электронами внутренней 3d-оболочки (переходные элементы Sc — Zn). Следует отметить существование двух аномалий: у атомов Сr и Сu на 4 s -оболочке находятся не два электрона, а один, т.е. происходит так называемый «провал» внешнего 4s-электрона на предшествующую 3d-оболочку. Электронное строение атома хрома можно представить следующим образом (рис. 4).

+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s

Рис. 4. Распределение электронов по орбиталям для атома хрома

Физическая причина «нарушения» порядка заполнения связана с различной проникающей способностью электронных орбиталей к ядру, особой устойчивостью электронных конфигураций d 5 и d 10 , f 7 и f 14 , отвечающих заполнению электронных орбиталей одним или двумя электронами, а также экранирующим действием внутренних электронных слоев заряда ядра.

Электронные конфигурации атомов Mn, Fe, Co, Ni, Cu и Zn отражены следующими формулами:

25Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

27Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2

28Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2

29Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

30Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

После цинка, начиная с 31 элемента — галлия вплоть до 36 элемента — криптона продолжается заполнение четвертого слоя (4р – оболочки). Электронные конфигурации этих элементов имеют следующий вид:

31Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1

32Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2

33As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

34Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4

35Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 ,

36Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

Следует отметить, что если не нарушается запрет Паули, в возбужденных состояниях электроны могут располагаться на других орбиталях атомов.

4. Типы химических элементов

Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа:

1. У атомов s–элементов заполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода.

2. У атомов р–элементов электронами заполняются р–оболочки внешнего уровня (np). К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого).

3. У d–элементов заполняется электронами d–оболочка второго снаружи уровня (n–1) d . Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s– и p– элементами.

4. У f–элементов заполняется электронами f–подуровень третьего снаружи уровня (n–2) f . К семейству f–элементов относятся лантаноиды и актиноиды.

Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:

Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последующих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом и седьмом периодах.

Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.

s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – побочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов. Таким образом, подгруппа включает элементы, атомы которых обычно имеют сходное строение не только внешнего, но и предвнешнего слоя (за исключением элементов, в которых имеет место «провал» электрона).

Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних оболочек. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными.

Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.

5. Периодичность свойств атомов элементов

Такие характеристики атомов, как их радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронным строением атома.

Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы атомов неметаллов . Радиусы атомов металлов вычисляются на основе межатомных расстояний, которые хорошо известны для большинства металлов на основе экспериментальных данных. При этом радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов. Аналогичным образом вычисляются ковалентные радиусы неметаллов в молекулах и кристаллах простых веществ. Чем больше атомный радиус, тем легче отрываются от ядра внешние электроны (и наоборот). В отличие от атомных радиусов, радиусы ионов – условные величины.

Слева направо в периодах величина атомных радиусов металлов уменьшается, а атомных радиусов неметаллов изменяется сложным образом, так как она зависит от характера химической связи. Во втором периоде, например, радиусы атомов сначала уменьшаются, а затем возрастают, особенно резко при переходе к атому благородного газа.

В главных подгруппах радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных слоев.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего ему атома, причем с увеличением положительного заряда катиона его радиус уменьшается. Наоборот, радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего ему атома. Изоэлектронными называют частицы (атомы и ионы), имеющие одинаковое число электронов. В ряду изоэлектронных ионов радиус снижается с уменьшением отрицательного и возрастанием положительного радиуса иона. Такое уменьшение имеет место, например в ряду: O 2– , F – , Na + , Mg 2+ , Al 3+ .

Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. Она обычно выражается в электронвольтах (1 эВ = 96,485 кДж/моль). В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, т. к. увеличивается расстояние электрона до ядра и возрастает экранирующее действие внутренних электронных слоев.

В таблице 1 приведены значения энергий ионизации (энергий отрыва первого, второго и т.д. электронов) для некоторых атомов.

Во втором периоде при переходе от Li к Ne энергия отрыва первого электрона возрастает (см. таблицу 1). Однако, как видно из таблицы, энергия ионизации возрастает неравномерно: у следующих за бериллием и азотом соответственно бора и кислорода наблюдается ее некоторое уменьшение, что обусловлено особенностями электронного строения атомов.

Внешняя s–оболочка бериллия полностью заполнена, поэтому у следующего за ним бора электрон поступает на р-орбиталь. Этот р-электрон менее прочно связан с ядром, чем s–электрон, поэтому отрыв р–электронов требует меньшей затраты энергии.

Тема урока: "Сравнительная характеристика металлов главных и побочных подгрупп"

1. Повторить, систематизировать и углубить знания учащихся о металла главных и побочных подгрупп.

2. Уметь давать характеристику металлов главных и побочных подгрупп, исходя из положения в периодической системе и строения атома.

3. Уметь объяснять изменения свойств простых веществ металлов главных и побочных подгрупп, а так же их соединений.

4. Уметь доказывать химические свойства простых веществ металлов, свойства их соединений.

5. Показать основные способы их получения и области применения.

6. Уметь пользоваться приемами сравнения, обобщения, делать выводы, пользоваться дополнительной литературой.

Задачи: 1. Дать полную сравнительную характеристику металлов главных и побочных подгрупп.

2. Обратить особое внимание на химические свойства простых веществ металлов и соединений образованных этими элементами.

3. Продолжить формирование умений мыслительной деятельности.

4. Продолжить формирование научного мировоззрения.

Метод обучения: Наглядный и словесный.

Тип урока: Урок-семинар, с использование современных технических средств.

Оборудование: компьютер и проектором. коллекция металлов, образцы солей, образованных этими металлами.

1. Вступительное слово учителя

2. Положение в периодической таблице. История открытия и названия.

3. Распространенность в природе.

4. Особые физические свойства.

5. Химические свойства простых веществ.

6. Способы получения.

7. Характеристика соединений металлов.

8. Области применения.

Предварительная подготовка: За неделю до урока весь класс делится на 3 группы и каждой группе дается свое индивидуальное задание, в группе назначается ответственный, который распределяет задания между членами группы и следит за их выполнением.

1 группа – металлы 1 группы главной подгруппы;

2 группа – металлы 2 группы главной подгруппы;

3 группа – металлы побочных подгрупп.

Вопросы которые должны быть освещены в каждой группе:

  1. Положение в Периодической таблице, история открытия и названия.
  2. Распространенность в природе.
  3. Особые физические свойства.
  4. Химические свойства простых веществ металлов.
  5. Способы получения.
  6. Характеристика соединений образованных этими металлами.
  7. Области применения.

К уроку готовится видеопрезентация по основным вопросам урока.

Ход урока.

1. С металлами и изделиями из металлов мы соприкасаемся в своей жизни каждый день, но не всегда задумываемся, из какого именно металла изготовлено то или иное изделие, какими физическими и химическими свойствами обладает этот металл. каково строение его атома, где в периодической таблице находится и в виде каких соединений в природе встречается.

Поэтому наша задача на сегодняшнем уроке постараться обобщить все те знания, которые у нас есть, а по возможности и узнать, что-то новое, не известное

На ваше изучение и обобщение было вынесено 3 группы металлов: 1 группа главная подгруппа, 2 группа главная подгруппа и побочные подгруппы.

У каждого из вас был свой вопрос по которому вы изучали свою группу, и я думая, что в своем вопросе вы стали настоящим специалистом, и сегодня на уроке поделитесь своими знаниями с нами.

В процессе нашего разговора мы будем заполнять сравнительную таблицу, и заготовка которой дана на доске, все обсуждение металлов будет сопровождаться видеопрезентацией, в которой освещены самые основные вопросы, изучаемой темы.

2. Положение в Периодической таблице, происхождение названий и история открытия металлов 1 группы главной подгруппы.

Литий от греческого камень, получен в 1818 г. Деви из минерала.

Натрий от древне-еврейского вскипающий от уксуса, получен в 1807 г. Деви.

Калий - от арабского щелочь, получен в 1807 г. Деви.

Рубидий - от латинского красный.

Цезий – от латинского голубой.

Франций – от латинского Франция.

Обратить особое на положение в таблице и строение атома.

Положение в периодической таблице, происхождение названия и история открытия металлов 2 группы главной подгруппы.

Особое внимание обратить на историю происхождения названия, на положение в таблице, особенности строения атома.

То же самое для металлов побочных подгрупп.

3. Для каждой группы металлов необходимо подчеркнуть, что все металлы в природе встречаются только в виде соединений. Необходимо привести примеры таких соединений.

(Сделать запись в таблице).

4. Особое внимание обратить на те свойства, которые характерны только для этой группы металлов: кристаллические решетки, прочность, электро- и теплопроводность и т. д.

(Обратить внимание на образцы представленных металлов).

5. При обзоре химических свойств простых веществ металлов необходимо обратить внимание на их взаимодействие с простыми веществами (галогенами, кислородом и другими неметаллами) и со сложными веществами (водой, кислотными оксидами, кислотами и солями)

(Обратить внимание на опыты: горение металлов, взаимодействие разных металлов с водой).

6. Обратить внимание на промышленные способы получения некоторых металл, имеющих большое значение.

(Обратить внимание на кадры по производству металлов).

(Запись в таблице).

7. Показать, какие соединения способны образовывать эти металлы и какие свойства характерны для этих соединений, то есть с какими простыми и сложными веществами способны взаимодействовать эти металлы.

(Опыты: изменение окраски индикаторов, взаимодействие железа с солью, качественные реакции на различные ионы железа).

(Записи в таблице).

8. Обратить внимание на основные области применения как простых веществ металлов, так и соединений, образованных этими металлами.

(Записи в тетради).

Таким образом, сегодня на уроке, мы постарались обобщить и систематизировать знания о металлах, которые нам были уже известны и получили новые данные.

Работа каждого ученика в группе будет оценена руководителем, оценка ставится в предложенную таблицу. И с учетом этой оценки, а также заполнения таблицы, каждый получит итоговую оценку в журнал.

Контрольно-измерительные материалы для темы "Металлы главных и побочных подгрупп". 9-й класс

Евгений Николаевич Ильин, автор оригинальной концепции преподавания на основе педагогического общения, утверждал, что «учитель должен знать, чему научил, учащийся – чему научился». Несомненно, контроль знаний и умений школьников, его успешная организация – необходимый элемент учебного процесса.

Чтобы вовремя выявить и ликвидировать пробелы в обучении, побудить ученика работать систематически, а не время от времени, правильно скорректировать содержание и методы обучения, необходимо организовать проверку знаний на всех этапах овладения новыми знаниями.

На мой взгляд, хорошие результаты дают такие формы работы с учащимися, которые предполагают использование элементов проблемно-поискового подхода. Для изложения нового материала предлагается использовать стратегию «продвинутой лекции» - изучение материала с остановками. Для этого содержание темы разбивается на смысловые части, каждая часть обсуждается по разработанному плану. По ходу изучения материала учащиеся продолжают отрабатывать навыки работы с опорными конспектами, технологическими картами, использовать опорные слова, отличать в содержании главное от второстепенного, анализировать и критически осмысливать новый материал.

  1. Сравнительная характеристика металлов главных подгрупп.
  2. Щелочные металлы и их соединения.
  3. Щелочноземельные металлы. Жесткость воды.
  4. Алюминий.
  5. Металлы, принадлежащие к d-элементам. Железо. Важнейшие соединения железа.
  6. Решение экспериментальных задач по теме «Металлы». Практическая работа №6
  7. Повторение и обобщение материала по теме «Металлы»
  8. Решение задач. Семинар.
  9. Контрольная работа 3

Общие свойства металлов. Металлы главных и побочных подгрупп.

Вашему вниманию предлагаются контрольно-измерительные материалы для организации контроля при изучении металлов главных подгрупп.

Урок 1. Сравнительная характеристика металлов главных подгрупп.

Металлов много есть, но дело не в количестве:
В команде работящей металлической
Такие мастера, такие личности!
Преуменьшать нам вовсе не пристало
Заслуги безусловные металлов
Пред египтянином, китайцем, древним греком
И каждым современным человеком.

Задачей первого урока является актуализация опорных знаний и активизация познавательной активности учащихся. В начале изучения темы предлагаю школьникам работу по опорному конспекту, цель которой – общей характеристики металлов главных подгрупп.

Работа с опорным конспектом «Характеристика химического элемента» (Приложение 1). Контроль знаний и умений учащихся можно осуществить в форме кратковременной самостоятельной работы с последующим ее обсуждением. При проведении такой самостоятельной работы детям задается некоторое количество вопросов, на которые предлагается дать краткие ответы. В качестве заданий могут выступать теоретические вопросы, проблемные вопросы или тестовые задания. Итогом последующего обсуждения заданий должно быть составление Опорной схемы по теме «Металлы» (Приложение 2).

Примерное задание для самостоятельной работы: см Приложение 4.

Вопросы для обсуждения:

Когда-то человечество пережило каменный век. Потом наступил век бронзовый, а затем – железный, вернее, металлический. Люди уже несколько тысяч лет живут в металлической цивилизации.

  1. А что такое металлы?
  2. Каковы главные черты строения и свойств металлов?
  3. Много лет назад алхимики считали, что лишь золото – полноценный металл, остальные металлы – ошибка природы. Так ли это?

(Работа с опорным конспектом (Приложение 1).

Ответы на вопросы для обсуждения:

Металлы – это химические элементы, атомы которых имеют 1-2 электронов на внешнем энергетическом уровне, большой радиус, малую электроотрицательность.

Урок 3. Щелочноземельные металлы. Жесткость воды.

Старайся дать уму как можно больше пищи.
(Л.Толстой)

Основная цель данного урока – знакомство с обширной группой химических соединений кальция и магния, их свойствами. Особое внимание стоит уделить применению соединений щелочноземельных металлов и их значению в жизни человека. Достижению этих целей в наибольшей мере способствует применение творческих заданий. Творческие задания могут быть разными по сложности и выполняют разные функции. Так, например, творческие задания, используемые на этом уроке, позволяют ученикам повысить эрудицию, активизировать познавательную активность. Учащиеся работают с технологической картой (Приложение 3).

  1. О соединениях какого металла пойдет сегодня речь?

Чуть больше 200 лет назад во втором кругосветном путешествии Джеймса Кука сопровождал немецкий естествоиспытатель Иоганн Рейнгольд Форстер, воображение которого поразила изумительная картина коралловых островов Тихого океана. Но дело было не только в красоте рифов и лагун. Форстер первым осмыслил и оценил ту грандиозную созидательную деятельность живых организмов, благодаря которой возникают известковые массивы.

В течение невообразимо долгих геологических эпох происходило накопление скелетов, панцирей и раковин отмирающих организмов.

И вот – целые горы! Такие, как, скажем в Англии. Древнее название этой страны – Альбион происходит от латинского «альба» - белый. Когда римские завоеватели, под предводительством Цезаря, подплывали к британским берегам, первое, что они увидели, были меловые скалы Дувра…

В древнем Египте плотные известняки служили материалом для постройки жилищ и храмов. Известная пирамида Хеопса, весящая около 5 млн. т, сложена из 2 млн. брусков известняка. Из него строили Великую китайскую стену.

По какой причине появились эти географические названия: «Москва белокаменная», «Белгород», «Белогорье»?

Из известняка построены многие здания Крыма, Кавказа, в Центральном и в Центрально-Черноземном регионах. Не кажется ли вам знакомым пейзаж на слайде? Это меловые горы вблизи Белгорода. Такие горы мы можем видеть повсюду на Белгородчине.

История Белгородчины уходит истоками в седую древность. Многим известно, что в XVII веке по территории области простиралась знаменитая Белгородская черта, защищавшая южные рубежи страны от нападений татар.

Соединения какого химического элемента так поразили людей прошлых столетий, что были увековечены в географических названиях? (Кальций).

  1. Давно ли люди знакомы с кальцием? (Кальций – активный металл, получают его электролизом расплавов солей, поэтому открыт был сравнительно поздно, в 19 веке).
  2. А с его соединениями? Какие соединения кальция вам известны? (Мел, мрамор, жемчуг, известняк, гипс и др.)
  3. В Англии очень популярны самоподогревающиеся консервы. Как вы думаете, на чем основан принцип их работы? (При прокалывании банки оксид кальция соединяется с водой и выделяется достаточно тепла, чтобы разогреть банку консервов).
  4. «Тогдашняя весна застала меня в Красноводске… Пахнущий нефтью и гашеной известью город встретил меня не так радушно, как мне хотелось бы…» (Максимов В. Карантин: Роман, М.: 1991).Вопрос. Приведите формулу гашеной извести. Имеет ли она запах? Какой «известью» могло пахнуть в городе, в котором был введен противохолерный карантин? (Са(ОН)2, запаха это вещество не имеет. В городе могло пахнуть хлорной известью).
  5. В организме человека массой 70кг содержится 1кг 700г кальция. У человека кальций участвует в процессах свертывания крови, входит в состав зубов, костей, тканей и органов. Зачем Наталья Гончарова всю жизнь пила раствор толченой скорлупы яиц? (В 19 веке таким способом боролись с проблемой хрупкости костей, связанной с недостатком кальция в организме).
  6. Что происходит с зубами под действием органических кислот. (Под действием любых кислот происходит разрушение эмали зубов).
  7. Почему в настоящее время не используют для чистки зубов природный мел? (Мел – абразивное средство, с его помощью невозможно чистить зубы бережно, он царапает эмаль).
  8. Почему наши бабушки для стирки использовали воду, пропущенную через золу? (Тогда не было мыла, а зола, содержащая карбонат калия, при гидролизе создает сильно щелочную среду).

Тестовая проверка может осуществляться практически на каждом уроке химии. В учебном процессе такая проверка выполняет разные функции. С ее помощью учитель узнает, насколько хорошо усвоен материал данного урока или темы, готовит детей к работе над новым материалом, углубляет полученные знания. Тестовая тематическая проверка на данном уроке проводится после работы над материалом темы по технологической карте и после выполнения лабораторной работы.

Проверочные тесты к уроку: «Кальций и его соединения. Жесткость воды и способы её устранения»

1. На внешнем энергетическом уровне в атоме кальция число электронов:

2. Степень окисления кальция в соединениях равна:

3. Жженая известь – это:

4. Химические свойства какого вещества использовали при изготовлении саморазогревающихся консервов?

5. Наличие каких ионов обуславливают карбонатную жесткость воды?

Ответы:

1 2 3 4 5
б б а а б

Урок 7. Повторение и обобщение материала по теме «Металлы главных подгрупп»

Задания для письменной самостоятельной работы к уроку см. Приложение 5.

Вопросы и задания для самостоятельной работы

Лекция по Химии на тему "Металлы"

1. Где расположены металлы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?

2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. В чём различие в строении внешнего энергетического уровня у металлов и неметаллов?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в природе?
6. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
7. Каковы физические свойства металлов?

8. Как можно получить металлы из их соединений?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или восстановителей – проявляют металлы в химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать металлы.
13. Каково значение металлов в жизни человека?

1. Особенности электронного строения металлов.

Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители Ме 0 – nе = Ме n+ . Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя (в основном 1 - 3), большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром.

2. Положение металлов в ПСХЭ.

Легко увидеть, что большинство элементов ПСХЭ – металлы (92 из 114).

Металлы размещены в левом нижнем углу ПСХЭ. Это все элементы, расположенные ниже диагонали В – А t , даже те у которых на внешнем слое 4 электрона ( Je , Sn , Pb ), 5 электронов ( Sb , Di ), 6 электронов ( Po ), так как они отличаются большим радиусом. Среди них есть s и p -элементы – металлы главных подгрупп, а также d и f металлы, образующие побочные подгруппы.

В соответствии с местом, занимаемым в периодической системе, различают переходные (элементы побочных подгрупп) и непереходные металлы (элементы главных подгрупп). Металлы главных подгрупп характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение электронных s- и р-подуровней. В атомах металлов побочных подгрупп происходит достраивание d- и f-подуровней.

Закономерности в изменении свойств элементов – металлов.

Признаки сравнения

В главной подгруппе

Число электронов на внешнем слое

У элементов – металлов побочных подгрупп свойства чуть-чуть другие.

В побочных подгруппах ( Cu , Ag , Au ) – активност ь элементов – металлов падает. Эта закономерность наблюдается и у элементов второй побочной подгруппы Zn , Cd , Hg . У элементов побочных подгрупп – это элементы 4-7 периодов – с увеличением порядкового элемента радиус атомов изменятся мало, а величина заряда ядра увеличивается значительно, поэтому прочность связи валентных электронов с ядром усиливается, восстановительные свойства ослабевают.

3. Металлическая химическая связь. Кристаллические решетки.

Связь в металлах между («атом-ионами» ) посредством (большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов) называется (металлической связью) .

Все металлы являются кристаллическими телами, имею­щими определенный тип кристаллической решетки, состоящей из малоподвижных положительно заряженных ионов, между которыми движутся свободные электроны (так называемый электронный газ). Такой тип структуры называется металлической связью.

Тип ре­шетки определяется формой элементарного геометриче­ского тела, многократное повторение которого по трем пространственным осям образует решетку данного кристал­лического тела.

Обобщим сведения о типе химической связи, образуемой атомами металлов и строение кристаллической решетки:

- сравнительно небольшое количество электронов одновременно связывают множество ядер, связь делаколизована;

- валентные электроны свободно перемещаются по всему куску металла, который в целом электронейтрален;

- металлическая связь не обладает направляемостью и насыщенностью.

4. Физические свойства металлов

В соответствие именно с таким строением металлы характеризуются общими физическими свойствами.

а) твердость – все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло.

б) плотность. Металлы делятся на мягкие (5г/см³) и тяжелые (меньше 5г/см³).

в) плавкость. Металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие.

г) электропроводность, теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток.

При повышении температуры амплитуда движения атомов и ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки резко возрастает, и это мешает движению электронов, и электропроводность металлов падает.

д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло. Поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Для большинства металлов в ровной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра, поэтому они имеют серебристо-белый цвет. Только золото и медь в большой степени поглощают короткие волны и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый цвет. Самые блестящие металлы – ртуть, серебро, палладий. В порошке все металлы, кроме Al и Mg , теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет.

е) пластичность. Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.

Некоторые металлы, например, железо, титан, олово и др. способны по достижении определенных температур изменять кристаллическое строение. Это явление получило название аллотропии или полиморфизма, а сами переходы от одного кристаллического строения к другому называются аллотропическими или полиморфными.

5. Химические свойства металлов

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов: чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

А) Взаимодействие с неметаллами ( в названиях полученных веществ окончание

2Mg 0 +O2 0 —>2Mg 2+ O 2- (оксид магния)

Fe 0 +S 0 —>Fe 2+ S 2- ( сульфид железа II)

Б) Взаимодействие с водой. Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2

2Li 0 +2H2 + O 2– —> 2Li + O 2- H + + H2 0

Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла Zn + H2O = ZnO +H2

В) Взаимодействие с растворами кислот. Происходит при соблюдении ряда условий

· Металл должен находиться левее в ряду напряжений металлов;

· В результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;

· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе кислоты;

· По особому взаимодействуют с металлами концентрированные азотная и серная кислоты;

2H + Cl – +Zn0 → Zn 2+ Cl2 - +H20

Г) Взаимодействие с растворами солей. При этом соблюдаются следующие условия

· Металл должен находиться в ряду напряжений левее металла, образующего соль;

· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе соли;

Fe 0 +Cu 2+ Cl2 – →Fe 2+ Cl2 – +Cu 0

Д) Взаимодействие со щелочами (только амфотерные)

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

Е) Взаимодействие с оксидами металлов (металлотермия).

Некоторые активные металлы способны вытеснять другие металлы из их оксидов при поджигании смеси.

2Al 0 + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 +2 Fe 0

Ж) Коррозия (будет рассмотрена на другом занятии).

6. Способы получения металлов

Существуют несколько основных способов получения — металлов.
а) Пирометаллургия – это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей (C, CO, H2, Al, Mg и др.).

— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2
— водородом
WO3 + 3H2 =W + 3H2O
СоО + Н2 = Со + Н2О
— алюминотермия
4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn

б) Гидрометаллургия – это получение металлов, которое состоит из двух процессов: сначала природное соединение металла (оксид) растворяют в кислоте, в результате чего получают соль металла. Затем из полученного раствора необходимый металл вытесняют более активным металлом. Например:

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем):
2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2
ZnО + С = СО + Zn

в) Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя при этом играет электрический ток.

СuСl2 → Сu 2 + 2Сl -
Катод (восстановление): Сu 2+ - 2е - = Сu 0

Периодический закон

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 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.

Читайте также: