Таблица свойства металлов и неметаллов таблица

Обновлено: 04.05.2024

Среди химических веществ выделяют три группы веществ, исходя из основных химических свойств. Если первые две группы понятны – металлы и неметаллы, то третья группа воспринимается с трудом – амфотерные. С физической точки зрения они могут быть неотличимы от обычных металлов, но химически, могут быть как восстановителями, так и окислителями. На данном уроке разберемся с особенностями амфотерных элементов.

План урока:

Основное понятие амфотерности

Что такое металлы и неметаллы – понять нетрудно. Металлы обладают восстановительными свойствами и в химической реакции отдают электроны. При этом, гидроксиды металлов – это основания. Неметаллы, напротив, являются окислителями и забирают электроны. Гидроксиды неметаллов – это кислоты.

Амфотерные соединения могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от реакционной среды. Гидроксиды таких атомов могут выступать в качестве кислот или оснований.

Расположение амфотерных элементов в таблице Менделеева

В таблице Менделеева положение того или иного атома сообщает значительную часть информации о строении атома этого элемента и его химических свойствах. Периодической эта система называется, потому что в разных периодах (горизонтальные строчки) и группах (вертикальные столбцы) повторяется определенное качество элементов. Так, вся первая группа является щелочными металлами, а седьмая – галогенами (неметаллами), восьмая – инертными газами. Но, это характерно только для главной подгруппы. В побочной группе располагаются амфотерные элементы.

Строение атома амфотерных элементов

Особенность химических свойств амфотерных элементов связана со строением их атомов. У них происходит предзаполнение s-подуровня, из-за этого, незаполненным оказывается всегда d-подуровень. Все представители побочных подгрупп являются p- или d-элементами. В различных условиях может происходить перескок электронов с подуровней и увеличение неспаренных электронов.

Таблица. Строение атомов некоторых амфотерных элементов

Для некоторых из них характерен проскок электрона. Это состояние, при котором электрон с последнего уровня перескакивает на следующий. По этой причине оказывается неспаренным s-электрон.

Представители амфотерных элементов

Все элементы побочных групп являются амфотерными и проявляют сходные химические свойства. Наиболее распространены в природе три элемента: Al, Zn и Cr.

Цинк как амфотерный элемент

Цинк — это относительно мягкий светло-серый металл. Является одним из самых распространенных амфотерных элементов. В природе цинк встречается в составе 66 минералов, наиболее распространенные представлены в таблице.

Таблица. Минералы, в состав которых входит Zn

Цинк является d-элементом.

Химические свойства цинка обусловлены наличием незаполненной p-обитали. С s-подуровня происходит перескок электрона, за счет чего появляется два неспаренных электрона: Zn* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 4p 1 .

Алюминий как амфотерный элемент

Al является самым распространенных элементом не только среди металлов, но и во всей таблице Менделеева. Он занимает 3 место после кислорода (O₂) и кремния (Si).

Это мягкое вещество серебристо-серого цвета с низкой температурой плавления. В природе встречается как в виде минералов, так и в виде самородков. Является примесью многих минералов.

Наиболее распространенные минералы, содержащие Al:

Последний минерал в зависимости от примесей имеет разный окрас. Применяется в ювелирном деле и считается полудрагоценным камнем.

Его атом содержит 13 электронов, распределенных по 3 электронным уровням: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Это р-элемент, у которого может происходить переход электрона с s-подуровня на свободную р-орбиталь. За счет этого, металл приобретает 3 неспаренных электрона: Al* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

Свойства металлов Al и Zn как простых веществ

Цинк – довольно плотный металл. Сохраняет свои качества в небольшом диапазоне температур: при низких значениях (до -30) становится хрупким, при температурах выше 100 0 С очень пластичен. Это используется в металлургии, прокатывая цинковые листы толщиной несколько миллиметров (цинковая фольга). Некоторые примеси резко повышают хрупкость металла, поэтому используется очищенный материал.

Al – сильно пластичный легкий металл с низкой температурой плавления. Обладает высокой ковкостью и электропроводностью.

На воздухе он покрывается оксидной пленкой поэтому практически не подвергается коррозии. Благодаря этому он используется при изготовлении проводов и корпусов машинной техники.

Получение алюминия и цинка

Основной способ получения металлов – выделение их из состава руды. Для этого используется наиболее богатая металлом горная порода. Алюминий получают из боксита. Этот процесс состоит из трех этапов:

Добыча горной породы;
Обогащение (увеличение концентрации метала за счет очистки от примесей);
Выделение чистого вещества путем электролиза.

Получение цинка производится несколькими методами – электролитическим (так же как и Al) и пирометаллургический. Второй способ основан на восстановлении цинка из его оксида углеродом или оксидом углерода II (угарным газом):

ZnO + CO ⇄ Zn + CO₂

Достоинство этого метода в том, что продукты первой реакции могут использоваться во второй, что снижает количество выбросов в атмосферу.

Химические свойства алюминия и цинка

Оба вещества способны реагировать как обычные металлы. Так же, есть ряд специфических реакций.

Взаимодействие с неметаллами

С неметаллами и оба вещества взаимодействуют с образованием бинарных соединений – солей. Как правило, скорость течения реакции и условия зависят от активности неметалла. Так, с кислородом реакция идет реакция образования оксида при нагревании с цинком:

с алюминием в обычных условиях:

Оксид алюминия покрывает изделие плотной пленкой (оксидная пленка) и доступ кислорода прекращается, поэтому, для полной реакции его нужно брать в порошке.

Zn не реагирует с Br, N₂, Si, C, H₂.

Al не вступает в реакцию только с H₂.

Взаимодействие с металлами

С восстановителями оба металла образуют сплавы:

Это не является химической реакцией, так как не происходит передачи электронов или изменения химических свойств веществ.

Взаимодействие с кислотами и щелочами

С кислотами и алюминий, и цинк взаимодействуют при обычных условиях с образованием солей:

Результат реакции со щелочами зависит от условий реакции: если реакция идет в растворе (в присутствии воды), то образуются комплексные соли:

В безводной среде (сплавление) образуются соли металлических кислот:

2Al + 6KOH = 2KAlO₂ + 2K₂O + 3H₂ (KAlO₂ – алюминат калия).

Взаимодействие с водой

Алюминий активно взаимодействует с водой, если очистить оксидную пленку. Реакцию нужно проводить быстро, так как пленка образуется практически мгновенно:

Zn реагирует с водой при очень высокой температуре (при накаливании до красного состояния):

Оксиды цинка и алюминия

ZnO – оксид, широко используемый в химической промышленности. Он применяется для получения солей. В реакции со щелочами образуются комплексные соли, легко разрушаемые кислотами.

Al₂O₃ –глинозем. Имеет очень плотную кристаллическую решетку, из-за чего практически не реагирует при обычных условиях. При экстремально высоких температурах вступает в реакцию со щелочами:

Может вступать в реакцию с кипящими кислотами с образованием комплексных солей.

Применение алюминия и цинка

Al как самый распространенный элемент широко используется в химической промышленности. Он способен вытеснять восстановители из соединений, поэтому применяется для получения металлов. Такой метод называется алюмотермия.

Благодаря оксидной пленке и низкой плотности используется в автомобиле-, самолето- и ракетостроении для снижения массы изделия. В строительстве алюминий применяется для изготовления каркасов высотных зданий.

Zn применяется для снижения коррозии металлических изделий –цинкование. Порошок этого металла используется для изготовления масляных красок с металлическим блеском. Также, оксид служит в качестве антисептика. Мази на основе цинкового порошка используются в лечении лишаев и других инфекционных поражений кожи.

Сплавы алюминия и цинка

В металлургии практически не применяются в чистом виде из-за высокой пластичности. Для того чтобы сохранить достоинства металлов, но убрать недостатки осуществляют сплавление с другими металлами.

Сплавы алюминия

Сплавы алюминия делятся на две группы:

Литейные (без сохранения пластичности);
Конструкционные (деформируемые).

Таблица. Характеристика основных сплавов алюминия

Сплавы цинка

Самый используемый сплав цинка – латунь (Cu — Zn). Он обладает хорошими сварными свойствами, поэтому применяется в изготовлении кухонной утвари и различных изделий интерьера.

Если к этому сплаву добавляют свинец, этот сплав называется мунц-металл. Оба сплава применяются при литье труб и каркасов.

Металлы и неметаллы

Наш мир наполняют различные простые вещества – металлы или неметаллы. При существовании 120 химических элементов, Вселенную наполняют более 400 простых веществ. Этот парадокс связан с понятием аллотропии – явлением образования одним химическим элементом двух и более простых веществ. Например, атом кислорода может формировать молекулярный кислород О2 и озон О3.

Физические свойства металлов

Металлы – химические элементы, атомы которых в процессе реакции стремятся отдавать электроны. Они обладают металлической кристаллической решеткой и общими физическими свойствами. На данный момент известно более 87 металлов.

Для металлов характерен ряд свойств:

твердость (кроме ртути, которая представляет собой жидкость);
металлический блеск;
проводимость электрического тока и тепла;
пластичность.

Металлы при ударах не разрушаются, а меняют форму. С этой особенностью связано то, что из них производят проволоку, металлические листы и др. Развитие бронзового и железного века связано с производством товаров из металлов.

Физические свойства неметаллов

Неметаллы – химические элементы, атомы которых стремятся принять чужие электроны. Для них характерны атомные и молекулярные кристаллические решетки. Для атомов неметаллов не характерны общие физические свойства. На данный момент существует 22 неметалла.

Для неметаллов характерен ряд свойств:

хрупкость (неметаллы нельзя ковать);
отсутствие блеска;
непроводимость электрического тока и тепла.

Расположение металлов и неметаллов в периодической таблице Д.И. Менделеева

Определить, является простое вещество металлом или неметаллом, можно с помощью периодической таблицы Менделеева. Металлы располагаются ниже диагонали «водород-бор- кремний-мышьяк-теллур-астат», а неметаллы выше.

Красные ячейки – неметаллы, синие – металлы

Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают смешанными свойствами: проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Они называются полуметаллами.

Красные ячейки – полуметаллы

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной ковалентной связи, либо они не удерживаются достаточно прочно из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Закономерности в таблице Д.И. Менделеева

Каждый атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. Протоны и нейтроны находятся в ядре, который несет положительный заряд. Вокруг ядра движутся отрицательно заряженные электроны. Атомный номер указывает на количество протонов.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее к нему притягиваются электроны. Т.о., атому сложнее отдавать электроны. Поэтому в периоде слева направо, с увеличением порядкового номера металлические свойства ослабевают, а неметаллические – усиливаются.

Неметаллы стремятся принять электроны от других атомов. Период в таблице указывает на количество электронных уровней. По мере увеличения числа орбиталей электроны отдаляются от ядра и атому сложнее удерживать электроны на последних уровнях. Т.о., в группе сверху вниз количество орбиталей возрастает, поэтому металлические свойства усиливаются, а неметаллические – уменьшаются.

Способы получения металлов

Большую часть металлов получают из оксидов при нагревании.

Металлы, имеющие на внешнем уровне один-два электрона, получают с помощью электролиза расплавов.

Химические свойства металлов

Все металлы проявляют восстановительные свойства. Легкость в отдачи внешнего электрона применяется в фотоэлементах. Степень активности определяется рядом активности. У самых активных на внешнем уровне располагается по одному электрону.

Общие химические свойства металлов выражаются в реакциях со следующими соединениями.

Активные металлы реагируют с галогенами и кислородом. С азотом взаимодействуют только литий, кальций и магний. Большинство металлов при взаимодействии с кислородом образуют оксиды, а наиболее активные металлы – пероксиды (N₂O₂).

2 Ca + MnO₂ → 2 CaO + Mn(нагревание)

Водород в кислотах вытесняют только те металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода.

Более активные металлы вытесняют из соединений менее активные.

Химические свойства щелочных и щелочно-земельных металлов (реакции с водой)

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

Способы получения неметаллов

Неметаллы синтезируют из природных соединений с помощью электролиза.

2 KCl → 2 K + Cl₂

Также неметаллы получают в результате окислительно-восстановительных реакций.

SiO₂ + 2 Mg → 2 MgO + Si

Химические свойства неметаллов

Неметаллы проявляют окислительные свойства. Самый активный неметалл – фтор. Он бурно реагирует со всеми веществами, а некоторые реакции сопровождаются горением и взрывом. В атмосфере фтора горят даже вода и платина. Фтор окисляет кислород и образует фторид кислорода OF₂.

Неметаллы вступают в реакции со следующими веществами.

3 F + 2 Al → 2 AlF₃ (нагревание)

S + Fe →FeS (нагревание)

Меньшей активностью обладают такие неметаллы как бор, графит, алмаз. Они могут проявлять восстановительные свойства.

2 C + MnO₂ → Mn + 2 CO

Коррозия металла

Коррозия – это процесс разрушения металлов или металлических конструкций под действием кислорода, воды и вредных примесей. Не все металлы подвергаются коррозии. Их стойкость зависит от ряда факторов.

На благородных металлах не образуется коррозия.
На поверхности алюминия, титана, цинке, хрома и никеля есть оксидная пленка, которая предотвращает процессы коррозии.

Различают несколько видов коррозии – химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия

Химическая коррозия сопровождается химическими реакциями. Она образуется под действием газов.

Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия – процесс разрушения металлов или металлических конструкций, который сопровождается электрохимическими реакциями. В большинстве металлов находятся примеси. В процессе коррозии электродами могут служить не только металлы, но и его примеси.

Например, в железе могут находиться примеси олова. В этом случае на аноде электроны переносятся от олова к железу и металлы растворяются, т.е. железо подвергаются коррозии. На катоде восстанавливается водород из воды или растворенного кислорода. Электрохимическая коррозия может сопровождаться следующими процессами.

Анод: Fe 2+ - 2e → Fe 0

Катод: 2H + + 2e → H₂

Способы защиты от коррозии

В промышленности популярны различные методы защиты металлов от коррозии.

Покрытия защищают поверхности от действия окислителей. Ими служат различные вещества:

покрытие менее активным металлом (железо покрывают оловом);
краски, лаки, смазки.
Создание специальных сплавов

Физические свойства сплавов и чистых металлов отличаются. Поэтому для повышения стойкости в сплав необходимо добавить дополнительные металлы.

Биологическая роль металлов и неметаллов

В организмах содержится множество различных металлов и неметаллов. Различных химических элементов в организме может не хватать, поэтому приходится потреблять их извне.Химические элементы можно разделить на две большие группы – макроэлементы и микроэлементы.

К макроэлементам относятся вещества, содержание которых в организме превышает 0,005 %. Эта группа включает водород, углерод, кислород, азот, натрий, магний, фосфор, сера, хлор, калий, кальций.Микроэлементы – элементы, содержание которых не превышает 0,005%. К ним относятся железо, медь, селен, йод, хром, цинк, фтор, марганец, кобальт, молибден, кремний, бром, ванадий, бор. Каждый макро- и микроэлемент в организме выполняет определенную функцию.

Применение металлов и неметаллов

В синтезе химических препаратов и лекарств применяются чистые металлы и неметаллы. В органической химии металлы используются в качестве катализаторов, а также при получении металлорганических соединений. Неметаллы служат исходным сырьем для получения чистых кислот и других химических соединений.

Периодическая система химических элементов

В этом разделе Вы познакомитесь подробно с периодической системой химических элементов (ПСХЭ). Рассмотрим: почему она носит такое название, почему её называют универсальной шпаргалкой, какие сведения можно получить, используя её на уроках не только химии, но и физики.

Классификация химических элементов

Начнём с истории создания ПСХЭ. В определённый момент XIX века, когда наука значительно шагнула вперёд и достаточно быстрыми темпами открывались новые химические элементы, возникла необходимость рассортировать их. Несмотря на то, чтои все они отличались по своим свойствам, в процессе изучения можно было выделить общие их свойства.

Год открытия периодической системы считается 1869. Она была колоссальным успехом того времени, а так же не теряет актуальность и на данный момент.

Но давайте всё рассмотрим по порядку, ведь над проблемой систематизации на протяжении многих лет работало много учёных, которые внесли большой вклад в развитие науки. В силу разных причин, они не смогли в полной мере классифицировать элементы.

Так, самая первая попытка была разделить на металлы и неметаллы, автором которой был шведский учёный Йёнс Якоб Берцелиус.

Что характерно для металлов?

Представим перед собой, предметы с железа, золота, алюминия. Что первое мы можем сказать о свойствах этих металлов? Все они имеют металлический блеск.

Также они (за исключением ртути) при нормальных условиях находятся в твёрдом виде. Имеют хорошую электропроводность и теплопроводность, высокую плотность. Эти признаки объединяют группу металлов.

Как мы можем описать неметаллические вещества?

Какие они будут иметь общие характеристики? В простых соединениях неметаллы могут быть как газы (кислород О₂, хлор Cl₂, азот N₂), жидкости (бром Br₂), так и твёрдые вещества (алмаз – самоё твёрдое вещество, образован Углеродом С, также сера S, кремний Si, фосфор Р, йод I₂).Они могут быть не только разного агрегатного состояния, но и иметь разнообразную окраску.

Но, не смотря на такие резкие отличия между ними, возможно выделить общие черты: они диэлектрики и не пластичны. Большинство неметаллов имеют молекулярное строение. Данная классификация актуальна и в наше время.

Над классификацией элементов трудилось много учёных разных стран. Работая независимо друг от друга, они обнаружили интересный факт, что свойства элементов зависят от их атомной массы.

Немецкий химик И.В. Деберейнер отметил, что некоторые элементы сходны свойствами, и их можно объединить в группы, название которым дал – триады. Масса одного из элементов является средним арифметическим элементов с максимальной и минимальной массой в группе.

Недостатком данной систематизации является то, что данным способом удалось получить всего 5 триад. Не трудно подсчитать, что систематизировано было всего 15 элементов, а остальные 56 элементов не вписывались в его классификацию. Однако Деберейнер один из немногих заметил связь между свойствами и атомной массой элемента.

Ещё один необычный способ предложил французский химик А.Э. Шанкартуа. За основу он взял спираль и на её витках разместил элементы в порядке возрастания их атомных масс. Другое название она получила «Теллуровый винт», потому что заканчивалась Теллуром. Заслугой «спирали-винта» было обращение внимания на подобные свойства Водорода и галогенов (Cl, Br, I). Таким образом удалось систематизировать 50 элементов.

Как совершенству нет предела, так и фантазиям учёных. Так английский учёный Джон Ньюлендс связал элементы с музыкой, он предоставил их в виде нот и заострил своё внимание на том, что каждый восьмой повторяет свойства первого.

Как оказалось, и эта классификация имеет недочёты, во-первых, она не располагала местом для новых элементов, а, во-вторых, в одно семейство попадали элементы с разными свойствами, которые не имели ничего общего: Cl и Pt, S, Fe и Au. Однако данная систематизация имела и положительные моменты, учёные заметили, что периодичность возникает на 8 элементе по счёту, также появилось понятие порядковый номер.

Отдельно хочется выделить немецкого учёного Лотара Мейера. Он разместил 28 элементов в виде таблицы. В принцип создания таблицы он заложил атомную массу, её увеличение, а также выделил столбцы элементов с одинаковой валентностью.

Ему понадобилось почти шесть лет, чтобы усовершенствовать свою таблицу и расположить остальные элементы, которые он не учёл в версии таблицы, выданной в 1864 году. Ошибка Мейера заключалась в том, что не было никаких обобщений и выводов, но как видно, он был близок к открытию не только периодической системы, но и закона.

Схема показывает, что учёные не одно десятилетие работали над созданием упорядоченной таблицы для элементов. Необходим был фундаментальный закон, который будет применим в естествознании.

В 1869 году русский учёный Дмитрий Менделеев создаёт периодическую систему. Об истории написания таблицы существует множество легенд, как и самом учёном. Менделеев был достаточно многогранной личностью, он трудился в разных сферах науки. Открыл секрет изготовления бездымного пороха, придумал способ передачи нефти, используя трубопровод. К нефти он особенно относился, считая сжигание нефти кощунством, так как она служит источником для получения множества вещества. «Человек-чемодан» можно также услышать о нём, потому что любимым его делом было изготавливать чемоданы. Но самой значимой его заслугой было создание периодической системы, которую, поговаривают, создал он во сне.

Строение периодической системы

Для начала рассмотрим понятия таблица и система. Вы не один раз видели таблицу, она состоит из строк и столбцов. Но почему творение Менделеева имеет названия как таблица, так система да еще и с добавлением периодическая.

В таблице содержится упорядоченная информация в определённом порядке. Система указывает, что сведения связаны между собой. Периодичность означает, что через какой-то промежуток или отрезок происходит повторение свойств.

Как уже известно, в периодической системе находятся элементы. Принцип их расположения - это увеличение их атомной массы.

В таблице имеются строки – это периоды, и столбцы – группы.

Существует несколько вариантов ПСХЭ, так называемый короткий и длинный вариант.

Короткий вариант имеет 8 групп, номера которых указаны римскими цифрами I, II…VIII, содержит главную (А) и побочную (В) группы. Длинный формат вмещает 18 групп, нумерация осуществляется арабскими цифрами I, II…XVIII,

Если посмотреть на таблицу, то видим закономерность, так как абсолютно каждый период будет начинаться активным металлом и заканчиваться инертным газом. Такая периодичность сохраняется 7 раз.

Как видно из таблицы, I период включает 2 элемента, II и III состоят из 8, IV и V содержат 18, самые большие – это VI и VII вмещают 32 элемента (VII период незаконченный).

В периоде с ростом атомной массы металлические свойства уменьшаются, неметаллические – увеличиваются.

Вертикальные столбцы образуют группы. Это условно компании, где собираются единомышленники. Точнее, располагаются элементы, подобные по своим свойствам.

Обратите внимание, что подобие характерно только в пределах подгруппы. Так, натрий и медь принадлежат одной I группе, но располагаются в разных подгруппах. Натрий – элемент главной подгруппы, медь – побочной. Именно по этой причине они будут иметь разные физические и химические свойства.

В пределах группы с ростом атомной массы металлические свойства увеличиваются, неметаллические – уменьшаются.

Таким образом, периодическую систему можно условно назвать домом химических элементов, где каждый из них занимает своё определённое место (порядковый номер) согласно его свойствам.

Рассмотрим подробнее на примере 2 и 3 периода. Что показывает сравнение: оба периода начинаются с активных металлов Li и Na, для которых характерно существование в виде соединений, в свободном виде могут находиться только под слоем керосина. Они относятся к группе щелочных металлов. Анализируя схему, мы видим, что первые три группы образованны металлами. С IV – VII находятся неметаллы. «Закрывают период» инертные газы.

Особое внимание располагают к себе элементы VI и VII периоды, которые образуют «семейство» лантаноидов (Лантан № 57) и актиноидов (Актиний 89), они формально близки к скандию. Но из-за их количества они вынесены за пределы системы.

Периодический закон Д. И. Менделеева

Проанализировав изменения свойств элементов II и III периода, можно сделать выводы, которые Д. И. Менделеев записал в виде периодического закона.

Благодаря периодическому закону, зная расположение элемента в периодической системе, мы можем прогнозировать свойства веществ. Элементы входят в состав как простых, так и сложных веществ, влияя при этом на их свойства. Обобщить данные тезисы можно в виде таблицы.

Таблица 1. Изменение свойств химических элементов в ПСХЭ

Рассмотрим на примере I группы. Li, Na, K, Cs, Fr собрались в компанию одновалентных металлов, которые образуют основные оксиды состава Ме₂О. При взаимодействии с водой образуют щёлочь. Эти характеристики их объединяют. Теперь рассмотрим отличия. Вам уже известно, что в пределах группы с ростом атомной массы металлические свойства увеличиваются.

Как это сказывается на реакционной способности данных металлов?

Интенсивность и скорость реакции калия и лития с водой будет отличаться. Реакция калия будет сопровождаться бурным выделением водорода, в то время как литий будет спокойно реагировать с водой.

Зная формулу и состав высшего оксида, можем предположить его характер. Например, марганец образует оксиды MnO, MnO₂, Mn₂O₇. Таблица поможет нам предположить их свойства.

MnO – будет основным оксидом (ищем аналогию со II группой), ему будет отвечать основание Mn(OH)₂. Не трудно догадаться, что MnO₂ и Mn₂O₇ будут кислотными (подобно IV и VII группе), они образуют кислоты H₂MnO₃ и HMnO₄.

Свинец образует два оксида PbO и PbO₂. Оксид свинца (II) PbO будет основной, оксид свинца (IV)PbO₂– кислотный.

Характеристика элемента по его положению в периодической системе

Зная «прописку» элементов в таблице, мы можем прогнозировать их свойства. Составим план, согласно которому сможем описать свойства элементов, рассматривать будем на примере серы.

Первое, что нам необходимо знать - это какой символ имеет сера, чтобы по нему найти её в ПСХЭ. Обозначение S занимает ячейку 16. (порядковый номер).

Уточняем «прописку». III период, VI группа, главная подгруппа. Зная эти элементарные сведения, мы предполагаем, что это неметалл (принадлежность к VI группе и нахождение в малом ряду даёт нам основание для предположения).

Формула высшего оксида и его свойства. Поскольку сера элемент VI группы, высшая валентность будет равна VI. Формула оксида SO₃. Пользуясь таблицей-шпаргалкой, определяем характер – кислотный. С курса физики известно, что противоположности притягиваются. Как плюс притягивает минус, так и кислотные оксиды взаимодействуют с основными, которые образованы элементами-металлами с валентностью I или II. Возьмём, например, барий, который образует оксид и гидроксид, соответственно ВаO и Вa(OH)₂.

Формула высшего гидроксида и его свойства. Снова обратимся к нашей шпаргалке, высшие гидроксиды VI группы имеют формулу H₂ЭO₄, а именно H₂SO₄. Образованный гидроксид имеет кислотные свойства, для которого свойственны реакции с основными оксидами и основаниями. К примеру, возьмём двухвалентный стронций, формула оксида и гидроксида соответственно SrO и Sr(OH)₂.

Как элемент-неметалл образует летучее водородное соединение состава H₂S.

На данном примере убеждаемся, что зная расположение элемента в ПСХЭ, можно прогнозировать его свойства, а также свойства веществ, в состав которых он входит.

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.

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия - раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

CuO - соответствует основанию Cu(OH)₂
Li₂O - соответствует основанию LiOH
FeO - соответствует основанию Fe(OH)₂ (сохраняем ту же СО = +2)
Fe₂O₃ - соответствует основанию Fe(OH)₃ (сохраняем ту же СО = +3)
P₂O₅ - соответствует кислоты H₃PO₄

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂, MnO₃, Mn₂O₇.

SO₂ - H₂SO₃
SO₃ - H₂SO₄
P₂O₅ - H₃PO₄
N₂O₅ - HNO₃
NO₂ - HNO₂, HNO₃

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO₂ - не реагирует с водой, так как продукт реакции - H₂SiO₃ является нерастворимой кислотой.

CO
N₂O
NO
SiO
S₂O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания - химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр - NaOH, едкое кали - KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O (основание + кислота = соль + вода - реакция нейтрализации)

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH, которое распадается на NH₃ и H₂O)

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами - с образованием соли и воды, так и с основаниями - с образованием комплексных солей.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)₃ + KOH → (t) KAlO₂ + H₂O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода - при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота - химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней - часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H₃BO₃ является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H₃PO₃ - двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H₃PO₄ + LiOH → Li₃PO₄ + H₂O (кислота + основание = соль + вода - реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Записать эти кислоты в растворе в виде "H₂CO₃ или H₂SO₃" - будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде - виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной - серную кислоту. Природу не обманешь :)

K₂S + HCl → H₂S + KCl (из сильной - соляной кислоты - получили более слабую - сероводородную)

K₂SO₄ + CH₃COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной - серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)₂ и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота - H₂SO₄. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO₂(OH)₂

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соль - ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH₄). Наиболее известной солью является поваренная соль - NaCl.

Средние - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO₃, NaCl, BaSO₄, Li₃PO₄
Кислые - продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO₄, NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄ (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
Основные - продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO₄)₂

Читайте также: