Характеристика химического элемента по его положению. Углерод — характеристика элемента и химические свойства

Конспект урока химии

Тема 1:

Характеристика химического элемента на основании его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Цель урока: изучить характеристику химического элемента, опираясь на ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Задачи:

Образовательные:

Познакомить учащихся с планом характеристики химического элемента;

Вспомнить закономерности изменения свойств атомов, простых веществ и соединений в главных п/группах и периодах ПСХЭ Д.И. Менделеева;

Научить давать полную характеристику, опираясь на план, некоторых металлов(на примере магния) и неметаллов(на примере серы);

Раскрыть понятие «Генетический ряд металлов и неметаллов».

2. Развивающие:

Развивать у учащихся умение самостоятельно работать с текстом учебника, извлекая из них нужную информацию;

Формировать у учащихся умение осуществлять основные мыслительные операции и излагать их в устной и письменной форме;

Развивать воображение, память и внимание;

Развивать у учащихся ориентирование в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

3. Воспитательные:

Воспитывать у учащихся бережное отношение к своему здоровью и здоровью окружающих;

Продолжить формирование интереса учащихся к научным знаниям;

Формирование мировоззрения у учащихся и расширение их кругозора.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, учебник, плакат.

Понятия урока: план характеристики химического элемента, характеристика элемента-металла, характеристика элемента-неметалла, генетические ряды металла и неметалла.

Тип урока: комбинированный.

Вид урока: традиционный.

Ход урока.

1. Организационный момент.

Знакомство с классом, литературой, по которой будем работать, изложить требования к ведению тетрадей для домашних заданий, самостоятельных, практических и контрольных работ.

Проведение вводного инструктажа по ТБ при работе в кабинете химии.

2. Изучение нового материала.

Как вы знаете из курса химии за 8 класс систематизация(т.е. упорядочение) химических элементов в соответствии с электронным строением атомов приведена в ПСХЭ Д.И. Менделеева и сформулирована в виде периодического закона(Кто из вас вспомнит и назовет формулировку периодического закона? ).

Периодический закон гласит: свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений, образованных данными элементами, находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Иными словами: свойства веществ простых и сложных изменяются периодически от величины заряда ядра.

Для характеристики химических элементов нам необходимо обращаться к ПСХЭ Д.И. Менделеева, поскольку все основные знания о элементах систематизированы и изложены в ней. Скажите, какое важное составляющее необходимо для составления характеристики элемента?(пример литература). Правильно план, на основании которого она будет проводиться. Открываем учебники на странице 3. Здесь изложен план описания химического элемента, записываем в тетрадь.

План характеристики химического элемента:

Положение элемента в ПСХЭ Д.И. Менделеева и строение его атомов(сюда входит порядковый номер, период, ряд, группа, п/группа; если изучать строение атома,- то заряд ядра, число протонов, нейтронов, общее число электронов, электронных слоев и т.д. ).

Характер простого вещества(металл, неметалл ).

Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по п/группе элементами.

Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных по периоду элементами.

Состав высшего оксида, его характер(основный, кислотный, амфотерный ).

Состав высшего гидроксида, его характер(кислородсодержащая кислота, основание, амфотерный гидроксид ).

Состав летучего водородного соединения(для неметаллов ).

В изложенном плане понятия: переходные металлы, амфотерные оксиды и гидроксиды вам пока неизвестны, будете изучать их на следующем уроке.

Итак, рассмотрим характеристики металла и неметалла пользуясь приведенным выше планом. Но для начала нам необходимо вспомнить основные закономерности изменения свойств атомов простых веществ и соединений, образованных химическими элементами главных п/групп и периодов ПСХЭ Д.И. Менделеева. Открываем стр. 4 учебника, где изображена таблица №1.

Закономерности изменения свойств атомов, простых веществ и соединений, образованных химическими элементами, в пределах главных п/групп и периодов ПСХЭ Д.И. Менделеева.

В периодах

Атомы

Заряд ядра

увеличивается

увеличивается

Число заполняемых энергетических уровней

Увеличивается

Li +3

Na +11

Не изменяется и равно номеру периода

Li Be B C

Число электронов на внешнем энергетическом уровне

Не изменяется и равно номеру группы

Н 1s 1

Li 1s 2 2s 1

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Увеличивается

Li 1s 2 2s 1

Be 1s 2 2s 2

B 1s 2 2s 2 2p 1

C 1s 2 2s 2 2p 2

Радиус атома

Увеличивается

Li +3

Na +11

Уменьшается

Восстановительные свойства

Усиливаются

Ослабевают

Окислительные свойства

Ослабевают

Усиливаются

Высшая степень окисления

Постоянная и равна № группы

Увеличивается от +1 до +7

Низшая степень окисления

Не изменяется и равна № группы

Увеличивается от -4 до -1

Простые вещества

Металлические свойства

Усиливаются

Ослабевают

Неметаллические свойства

Ослабевают

Усиливаются

Соединения элементов

Характер химических свойств высшего оксида и высшего гидроксида

Усиление основных свойств и ослабевание кислотных свойств

Основный Амфотерный Кислотный

Усиление кислотных свойств и ослабевание основных

Щелочь нерастворимое основание Амфотерный гидроксид

Кислота

Конкретно: по периоду основные свойства гидроксидов, образованных элементами ослабевают, усиливаются кислотные свойства. Происходит изменение свойств от сильно основных(Na OH) через амфотерные(AL (OH ) 3 ) к кислотным(H 2 SO 4 ).По группе – основные усиливаются, а кислотные ослабевают. Металлические свойства связывают с тем, насколько легко атом отдает электроны(тем самым окисляется и является восстановителем, а металлы - типичные восстановители). Способность отдавать электроны зависит от радиуса атома и величины заряда ядра. Правило: чем больше радиус, тем меньше сила притяжения электрона к ядру, тем легче он их отдает, проявляя восстановительные свойства. Чем больше заряд, тем больше сила притяжения м/у электроном и ядром, а чем меньше заряд, тем меньше сила притяжения м/у электроном и ядром.

Теперь приступим к характеристике металла на примере магния.

Положение элемента в периодической системе

А) Магний имеет порядковый номер 12 (Z =12) и атомную массу 24(Ar = 24). Соответственно заряд ядра его атома +12, число нейтронов равно: N =Ar – Z = 24-12=12. Т.к. атом электронейтрален, то число электронов равно числу протонов = -12.

Б) Элемент магний находится в 3 периоде ПСХЭ, значит все электроны атома располагаются на трех энергетических уровнях. Строение электронной оболочки атома магния можно отобразить с помощью схемы:

Mg +12 12 Mg 2e; 8е; 2е

Исходя из строения атома можно предсказать и ст. окисления магния в его соединениях. В химических реакциях атом магния дает 2 внешних электрона, проявляя восстановительные свойства, следовательно ст.окисления = +2. если рассматривать ряд:

Be +4

Mg +12

Ca +20

то видно, что восстановительные свойства у магния выражены более сильно, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция. Это связанно с увеличением радиусов атомов при переходе от Be к Ca . Соответственно в ряду:

Be +4

Mg +12

Ca +20

два внешних электрона все более удаляются от ядра, ослабевает их связь с ядром, и они легче покидают атом, который при этом переходит в ион Mg + .

Для магния простого вещества характерна металлическая кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда все типичные свойства для металлов(вспомните, какие ):

металлы – восстановители;

взаимодействие с неметаллами, образование бинарных соединений: оксидов, галогенов, сульфидов;

взаимодействие с водой, образование щелочи;

взаимодействие с кислотами, образование солей;

взаимодействие со щелочами.

Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция. Как вы думаете, почему, учитывая, что металлические свойства определяются в первую очередь способностью отдавать электроны?

Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия(объясните, почему ). Способность терять электроны уменьшается(у натрия заряд ядра меньше, чем у магния и алюминия; поэтому натрий легче теряет электроны.

Оксид магния MgO является основным оксидом и проявляет все свойства оснований(какие? ).

В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH ) 2 , которое проявляет все характерные свойства оснований. Напомните мне, какие.

Т. к. магний – металл, то он не образует летучего соединения.

Характеристика неметалла(на примере серы)

Сера – элемент VI группы 3 периода, порядковый номер равен 16(Z =16), атомная масса – 32(Ar =32). Соответственно, число нейтронов равно: N=Ar- Z=32-16=16. Т.к. атом электронейтрален, то число электронов равно числу протонов= - 16.

S +16 16 S 2e; 8е; 6е

Атомы серв проявляют как окислительные свойства(принимают недостающие для завершения энергетического уровня 2 е, получая при этом степень окисления – 2: в соединениях с Ме или менее э. о. НеМе(Н)); так и восстановительные свойства(отдают 2.4 е или все 6 внешних е более э. о. элементам, например, кислороду, приобретая при этом ст. окисления +2+4+6).

О +8

S +16

Sе +34

Сера – менее сильный окислитель, чем кислород, но более сильный, чем селен. Что связано с увеличением радиуса атома от кислорода к селену. По этой же причине восстановительные свойства усиливаются при переходе от кислорода к селену. Дайте объяснение указанных изменений окислительных и восстановительных свойств .

2. Сера – простое вещество, типичный НеМе. Сере свойственно явление аллотропии(разные простые вещества, образованные химическим элементом серой, имеют различные свойства, т.к. различно кристаллическое строение). Например у ромбической серы молекулярная кристаллическая решетка состоит из циклических молекул состава S 8, а у пластической серы молекулы представляют собой длинные открытые цепи атомов:

3. НеМе свойства серы выражены слабее, чем у кислорода, но сильнее, чем у селена.

НеМе свойства серы выражены сильнее, чем у фосфора, но слабее, чем у хлора.

Высший оксид серы имеет формулу SO 3 . Это кислотный оксид, проявляющий все основные свойства кислотных оксидов(Напомните ).

Высший гидроксид серы хорошо вам известен как серная кислота, раствор которой проявляет типичные свойства кислот(Назовите ).

Сера образует летучее соединение – сероводород H 2 S.

Итак, мы с вами составили 2 характеристики на металл и неметалл по изложенному выше плану. Данный план пригодится вам в дальнейшем для составления характеристик химических элементов главных п/групп.

На основании характеристик, изложенных на сегодняшнем уроке можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. Давайте их составим на примере магния и серы:

Металл основной оксид основание соль

( простое вещество )

Mg MgO Mg ( OH ) 2 MgSO 4

Неметалл кислотный оксид кислота соль

S SO 3 H 2 SO 4 MgSO 4

3. Закрепление изученного материала.

Ребята, сегодня на уроке мы познакомились с планом характеристики химических элементов, составили характеристику 2-х элементов(металла и неметалла). Давайте вспомним:

Назовите основные положения плана, которые нужно учитывать при составлении характеристики элемента.

Как изменяется заряд ядра атомов и их радиус в группах и в периодах.

На какие свойства химических элементов влияют данные изменения.

Почему магний проявляет слабые восстановительные свойства, чем кальций, но более сильные, чем берилий.

Почему металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия.

Как вы думаете, почему у серы выражены более слабые окислительные свойства, чем у кислорода, но более сильные, чем у селена.

Составьте генетический ряд кальция и фосфора.

Домашнее задание

§ 1, упражнения

Решить задачу.

При взаимодействии 800 мг 30%-ного раствора едкого натра с избытком раствора медного купороса (сульфата меди ( II )) было получено 196 мг осадка. Каков его выход в % от теоретически возможного?

Графическим изображением Периодического закона является Периодическая система (таблица). Горизонтальные ряды системы называют периодами, а вертикальные столбцы – группами.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе

Обычно характеристику химического элемента на основании его положения в Периодической системе дают по следующему плану:

— указывают символ химического элемента, а также его название;

— указывают порядковый номер, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;

— указывают заряд ядра, массовое число, число электронов, протонов и нейтронов в атоме;

— записывают электронную конфигурацию и указывают валентные электроны;

— зарисовывают электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном (если оно возможно) состояниях;

— указывают семейство элемента, а также его тип (металл или неметалл);

— сравнивают свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами;

— сравнивают свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами;

— указывают формулы высших оксидов и гидроксидов с кратким описанием их свойств;

— указывают значения минимальной и максимальной степеней окисления химического элемента.

Характеристика химического элемента на примере магния (Mg)

Рассмотрим характеристику химического элемента на примере магния (Mg) согласно плану, описанному выше:

1. Mg – магний.

2. Порядковый номер – 12. Элемент находится в 3 периоде, в II группе, А (главной) подгруппе.

3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (массовое число), e=12 (число электронов), p=12 (число протонов), n=24-12=12 (число нейтронов).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 .

5. Основное состояние

Возбужденное состояние

6. s-элемент, металл.

7. Высший оксид – MgO — проявляет основные свойства:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2

В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH) 2 , которое проявляет все типичные свойства оснований:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Степень окисления «+2».

9. Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция.

10. Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (соседние элементы 3-го периода).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Охарактеризуйте химический элемент серу на основании её положения в Периодической системе Д.И. Менделеева

Решение

1. S – сера. 2. Порядковый номер – 16. Элемент находится в 3 периоде, в VI группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=16 (заряд ядра), M=32 (массовое число), e=16 (число электронов), p=16 (число протонов), n=32-16=16 (число нейтронов). 4. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 3p 4 . 5. Основное состояние Возбужденное состояние 6. p-элемент, неметалл. 7. Высший оксид – SO 3 — проявляет кислотные свойства: SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4 8. Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H 2 SO 4 , проявляет кислотные свойства: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 9. Минимальная степень окисления «-2», максимальная – «+6» 10. Неметаллические свойства у серы выражены слабее, чем у кислорода, но сильнее, чем у селена. 11. Неметаллические свойства у серы выражены сильнее, чем у фосфора, но слабее, чем у хлора (соседние элементы в 3-м периоде).

ПРИМЕР 2

Задание

Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании её положения в Периодической системе Д.И. Менделеева

Решение

1. Na – натрий. 2. Порядковый номер – 11. Элемент находится в 3 периоде, в I группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=11 (заряд ядра), M=23 (массовое число), e=11 (число электронов), p=11 (число протонов), n=23-11=12 (число нейтронов). 4. 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 1 . 5. Основное состояние 6. s-элемент, металл. 7. Высший оксид – Na 2 O — проявляет основные свойства: Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 В качестве гидроксида натрию соответствует основание NaOH, которое проявляет все типичные свойства оснований: 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 8. Степень окисления «+1». 9. Металлические свойства у натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия. 10. Металлические свойства у натрия выражены сильнее, чем у магния (соседний элемент 3-го периода).

Зная формулировка периодического закона и используя периодическую систему элементов Д. И. Менделеева, можно дать характеристику любому химическому элементу и его соединениям. Такую характеристику химического элемента удобно складывать по плану.

I. Символ химического элемента и его название.

II. Положение химического элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева:

1. порядковый номер;
2. номер периода;
3. номер группы;
4. подгруппа (главная или побочная).

III. Строение атома химического элемента:

1. заряд ядра атома;
2. относительная атомная масса химического элемента;
3. число протонов;
4. число электронов;
5. число нейтронов;
6. число электронных уровней в атоме.

IV. Электронная и электронно-графическая формулы атома, его валентные электроны.

V. Тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент).

VI. Формулы высшего оксида и гидроксида химического элемента, характеристика их свойств (основные, кислотные или амфотерные).

VII. Сравнение металлических или неметаллических свойств химического элемента со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.

VIII. Максимальная и минимальная степень окисления атома.

Например, предоставим характеристику химического элемента с порядковым номером 15 и его соединениям по положению в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и строению атома.

I. Находим в таблице Д. И. Менделеева клетку с номером химического элемента, записываем его символ и название.

Химический элемент номер 15 — Фосфор. Его символ Р.

II. Охарактеризуем положение элемента в таблице Д. И. Менделеева (номер периода, группы, тип подгруппы).

Фосфор находится в главной подгруппе V группы, в 3-м периоде.

III. Предоставим общую характеристику состава атома химического элемента (заряд ядра, атомная масса, число протонов, нейтронов, электронов и электронных уровней).

Заряд ядра атома фосфора равен +15. Относительная атомная масса фосфора равна 31. Ядро атома содержит 15 протонов и 16 нейтронов (31 — 15 = 16). Атом фосфора имеет три энергетических уровня, на которых находятся 15 электронов.

IV. Составляем электронной и электронно-графическую формулы атома, отмечаем его валентные электроны.

Электронная формула атома фосфора: 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Электронно-графическая формула внешнего уровня атома фосфора: на третьем энергетическом уровне на 3s-подуровня находятся два электрона (в одной клетке записываются две стрелки, имеющие противоположное направление), на три р-подуровне находятся три электрона (в каждой из трех клеток записываются по одной стрелке, имеющие одинаковое направление).

Валентными электронами являются электроны внешнего уровня, т.е. 3s2 3p3 электроны.

V. Определяем тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент).

Фосфор — неметалл. Поскольку в последнее подуровнем в атоме фосфора, который заполняется электронами, является p-подуровень, Фосфор относится к семейству p-элементов.

VI. Составляем формулы высшего оксида и гидроксида фосфора и характеризуем их свойства (основные, кислотные или амфотерные).

Высший оксид фосфора P 2 O 5 , проявляет свойства кислотного оксида. Гидроксид, соответствующий высшему оксиду, H 3 PO 4 , проявляет свойства кислоты. Подтвердим указанные свойства уравнениями видповиних химических реакций:

P 2 O 5 + 3 Na 2 O = 2Na 3 PO 4

H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

VII. Сравним неметаллические свойства фосфора со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.

Соседом фосфора по подгруппе являются азот. Соседями фосфора за периодом является кремний и Сера. Неметаллические свойства атомов химических элементов главных подгрупп с ростом порядкового номера растут в периодах и снижаются в группах. Поэтому неметаллические свойства фосфора более выражены, чем у кремния и менее выражены, чем у азота и серы.

VIII. Определяем максимальную и минимальную степень окисления атома фосфора.

Максимальный положительный степень окисления для химических элементов главных подгрупп равен номеру группы. Фосфор находится в главной подгруппе пятой группы, поэтому максимальная степень окисления фосфора +5.

Минимальная степень окисления для неметаллов в большинстве случаев равен разнице между номером группы и числом восемь. Так, минимальная степень окисления фосфора -3.

Первый уровень

Вариант 1

1. Дано уравнение реакции нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой:
NaOH + НСl = NaCl + Н20 + Q.

тепловой эффект;
участие катализатора;
направление.
Рассмотрите данную химическую реакцию с точки зрения теории электролитической диссоциации. Запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Исходные вещества: 1 моль гидроксида натрия тв.(1 атом натрия, 1 атом водорода, 1 атом кислорода), 1 моль соляной кислоты ж.(1 атом водорода, 1 атом хлора).
Продукты реакции: 1 моль хлорида натрия тв.(1 атом натрия, 1 атом хлора), 1 моль воды ж.(1 атом кислорода, 2 атом водорода).
Реакция экзотермическая
Исходные вещества и продукты находятся в растрворе.
Без катализатора

Необратимая реакция
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O

2. Дайте характеристику химического элемента магния по плану:
положение элемента в ПСХЭ;
строение атома;

Магний -- Mg
Порядковый номер Z=12; массовое число А= 24, заряд ядра + 12, число протонов =12, нейтронов(N= A-Z= 12) 24 – 12=12 нейтронов, электронов = 12, период – 3, энергетических уровней - 3,
Строение электронной оболочки: 12 М g 2е; 8е; 2е.
12 М g)))
2 8 2
Степень окисления +2;
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция, что связано с увеличением радиусов атомов Ве – М g -- Са;
Ион магния М g 2+
МgО – оксид магния является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Магний образует гидроксид Мg(ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида магния с соляной кислотой в молекулярном и ионном виде.
MgO+2HCl=MgCl₂ + H₂O
MgO+2H+=Mg2+ + H₂O
Mg(OН)2+2HCl= MgCl₂ + 2H₂O
Mg(OН)2+2H+= Mg2+ + 2H₂O

Вариант 2

1. Дана схема реакции горения алюминия
Аl + 02 → А1203 + Q.

Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления элементов;
направление.
0 0 +3 –2
Al + O2 = Al2O3+Q
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Алюминий восстановитель, а кислород – окислитель.
Исходные вещества: 4 моль алюминия, 3 моль кислорода (3 молекулы из 2 атомов кислорода). Продукт реакции: 2 моль оксида алюминия (2 атома алюминия, 3 атома кислорода в одной молекуле).
Реакция экзотермическая.
Алюминия – тв., кислород – г., оксид алюминия – тв.
Без участия катализатора

Необратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента натрия по плану:
положение элемента в ПСХЭ;
строение атома;
формулы оксида и гидроксида, их характер.
Натрий -- Na

11 Na)))
2 8 1
Степень окисления +1;

Ион натрия Na +

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида натрия с раствором серной кислоты в молекулярном и ионном виде.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+

Вариант 3

1. Дана схема реакции получения оксида серы (VI) из оксида серы (IV)
S02 + 02  S03 + Q.
Составьте уравнение данной реакции, расставив коэффициенты в нем методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления элементов;
направление.
2S+4O2 + O02 = 2S+6O-23+ Q
S+4 -2e →S+6 восстановитель
O02 +4e→2O-2 окислитель
Исходные вещества – 2 моль оксида серы 4 (в одной молекуле 1 атом серы, 2 атома кислорода) и 1 моль кислорода (в одной молекуле 2 атома кислорода).
Продукт реакции – 2 моль оксида серы 6 (в одной молекуле 1 атом серы, 3 атома кислорода)
Реакция экзотермическая.
Оксид серы 4 и кислород – газы, Оксид серы (VI) жидкость
С катализатором

Обратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента лития по плану:
строение атома;
формулы оксида и гидроксида, их характер.
Литий Li
Порядковый номер Z=3; массовое число А= 7, заряд ядра + 3, число протонов =3, нейтронов(N= A-Z= 4) 7 – 3=4 нейтронов, электронов = 3, период – 2, энергетических уровней - 2
Строение электронной оболочки: 3 Li 2е; 1е.
3 Li))
2 1
Степень окисления +1;
Восстановительные свойства у лития выражены слабее, чем у натрия и калия, что связано с увеличением радиусов атомов;
Ион лития Li +
Li 2О – оксид лития является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Литий Li образует гидроксид Li ОН (щелочь), который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида лития с серной кислотой в молекулярном и ионном виде.
2 LiOH+H2SO4=2H2O+ Li2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Li 2O+H2SO4=H2O+ Li 2SO4
Li 2O+2H+=H2O+2Li +

Вариант 4

1. Дано уравнение реакции цинка с соляной кислотой:
Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2 + Q.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние участвующих в реакции веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления химических элементов;
направление.
Рассмотрите данную химическую реакцию с точки зрения теории электролитической диссоциации: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2 + Q
Исходные вещества: 1 моль цинк, 2 моль соляной кислоты (1 атом водорода, 1 атом хлора в молекуле). Продукты реакции: 1 моль хлорида цинка (1 атом цинка, 2 атома хлора в ФЕ), 1 моль водорода (2 атома водорода).
Экзотермическая реакция
Цинк – тв., соляная кислота – ж., хлорид цинка тв. (раствор), водород – г.
Без катализатора
С изменением степеней окисления
Необратимая
2H++2Cl-+Zn0=Zn2++2Cl-+H20
2H++Zn0=Zn2++H20

2. Дайте характеристику химического элемента кальция по плану:
положение элемента в Периодической системе;
строение атома;
формулы высшего оксида и гидроксида, их характер.
Кальций Са
Порядковый номер Z=20; массовое число А= 40, заряд ядра + 20, число протонов =20, нейтронов(N= A-Z= 20) 40 – 20=20 нейтронов, электронов = 20, период – 4, энергетических уровней - 4,
Строение электронной оболочки: 20 М g 2е; 8е; 8е; 2е.
20 Са))))
2 8 8 2
Степень окисления +2;
Восстановительные свойства у кальция выражены сильнее, чем у магния, но слабее, чем у стронция, что связано с увеличением радиусов атомов
Ион кальция Са 2+
Са О – оксид кальция является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Кальций образует гидроксид Са (ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида кальция с азотной кислотой в молекулярном и ионном виде.
СаO+2HNO3= Са(NO3)₂ + H₂O
СаO+2H+= Са 2+ + H₂O
Са(OН)2+2HNO3= Са(NO3)₂ + 2H₂O
Са(OН)2+2H+= Са 2+ + 2H₂O

Второй уровень

Вариант 1

1. Дано уравнение реакции получения оксида азота (II):
N2 + 02 2NO - Q.


N20 + O20 2N+2O-2 - Q
N20 – 2*2е = 2N+2 восстановитель
O20+2*2е = 2O-2 окислитель
Исходные вещества: азот 1 моль, 2 атома N, кислород 1 моль (2 атома О).
Продукт реакции: 2 моль оксида азота 2 (в молекуле 1 атом азота и 1 атом кислорода).
Исходные вещества и продукты реакции – газы.
Реакция эндотермическая.
Обратимая.
Без катализатора.
С изменением степеней окисления.

6 С))
2 4
Степень окисления +4;

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида углерода, укажите их характер.
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
СО2 + Н2О ↔ 2Н+ + СО32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O

H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O

H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O

2H+ +OH- = 2H2O

Вариант 2

1. Дано уравнение реакции синтеза аммиака:
N2 + 3Н2  2NH3 + Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ОВР. Укажите окислитель и восстановитель.
3H2 + N2 2NH3 + Q
N20 +2*3е→2N-3 окислитель
H20 -2*1е→2H+1 восстановитель
Исходные вещества: 1 моль азота (молекула из 2 атомов азота), 3 моль водорода (молекула из 2 атомов водорода). Продукт реакции – аммиак, 2 моль. Молекула из 1 атома азота и 2 атомов водорода. Исходные вещества продукты реакции – газы.
Реакция:
Экзотермическая.
Окислительно-восстановительная.
Прямая.
Каталитическая.
Обратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента серы по его положению в Периодической системе.
Сера - S
Порядковый номер Z=16 и массовое число А= 32, заряд ядра + 16, число протонов =16, нейтронов(N= A-Z= 12) 32 – 16=16 нейтронов, электронов = 16, период – 3, энергетических уровней - 3
16 S)))
Строение электронной оболочки: 16 S 2е; 8е; 6е.
16 S)))
2 8 6
Степень окисления - (-2) и (+ 2; +4; +6)
Окислительные свойства у серы выражены сильнее, чем у селена, но слабее, чем у кислорода, что связано с увеличением радиусов атомов от кислорода к селену
SО 3 – оксид серы является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов.
Сера образует гидроксид Н2SО4, который проявляет все характерные свойства кислот.
Сера из водородных соединений образует Н2S.

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида серы, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
SO3 + H2O → H2SO4
2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
2ОН- + SO3 → SO42- + H2O
Na2O + SO3 → Na2SO4
Na2O + SO3 → 2Na+ +SO42-
Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20
Zn0 + 2H+ → Zn2+ + H20
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (реакция нейтрализации)
H+ + OH- → H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2
MgCO3 + 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2¬

Вариант 3

1. Дано уравнение реакции хлорида меди (II) с гидроксидом натрия:
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЭД: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
Исходные вещества: 1 моль хлорида меди (1 атом меди, 2 атома хлора), 2 моль гидроксида натрия (1 атом натрия, 1 атом кислорода, 1 атом водорода в ФЕ).
Продукты реакции: 1 моль гидроксида меди (1 атом меди, 2 атома кислорода, 2 атома водорода), 2 моль хлорид натрия (1 атом натрия, 1 атом хлора в ФЕ).
Продукты реакции и исходные вещества – твердые растворенные. Cu(OH)2 – твердый осадок.
Реакция:
Экзотермическая
Без изменения степеней окисления
Прямая
Без участия катализатора
Необратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента фосфора по его положению в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Характеристика Р (фосфор)
Атомная масса=31.Заряд ядра атома Р+15,т. к. в ядре находится 15 протонов. Схема:
15Р 2е)8е)5е)

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида фосфора, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2




6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O

Вариант 4

1. Дано уравнение реакции карбоната калия с соляной кислотой:
К2С03 + 2НСl = 2КСl + С02 + Н20.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ТЭД: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2
2К+ +СО32- + 2Н+ + 2Сl-= 2К+ 2Сl-+ H2O + CO2
СО32- + 2Н+= H2O + CO2
Исходные вещества: 1 моль карбоната калия (2 атома калия, 1 атом углерода, 3 атома кислорода) тв., 2 моль соляной кислоты (в молекуле 1 атом водорода, 1 атом хлора) жидк.
Продукты реакции: 2 моль хлорида калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом хлора) тв., 1 моль воды (2 тома водорода, 1 атом кислорода) жидк., 1 моль углекислого газа (1 атом углерода, 2 атома кислорода) - газ.
Реакция:
Экзотермическая.
Без изменения степеней окисления.
Прямая.
Без участия катализатора.
Необратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента азота по его положению в Периодической системе.
Азот N- неметалл, II период (малый) , V группа, главная подгруппа.
Атомная масса=14, заряд ядра - +7, число энергетических уровней=2
p=7, e=7,n=Ar-p=14-7=7.
Строение электронной оболочки: 7 N 2е; 5е
7 N))
2 5
Степень окисления +5;
Окислительные свойства выражены сильнее, чем у углерода, но слабее, чем у кислорода, что связано с увеличением заряда ядра.
N2О5 оксид азота является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Азот образует кислоту НNО3, которая проявляет все характерные свойства кислот.
Летучее водородное соединение - NH3

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида азота, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
N2O5 + H2O = 2НNO3
N2O5 + H2O = 2Н+ +NO3-
N2O5 + BaO = Ba(NO3)2
N2O5 + BaO = Ba2+ +2NO3-
N2O5 + 2KOH (р-р) = 2KNO3 + H2O
N2O5 + 2K+ +2OH- = 2K+ +NO32- + H2O
N2O5 + 2OH- = NO32- + H2O
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
K2O + 2H+ + 2NO3- → 2K+ + 2NO3- + H2O
K2O + 2H+ → 2K+ + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- → Na+ + NO3- + H2O
H+ + OH- → H2O
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2¬
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2¬
2H+ + СO32- → H2O + CO2¬
S0 + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
С разб.
4Zn + 9HNO3 = NH3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O
4Zn + 9H+ + 9NO3- = NH3 + 4Zn2+ + 8NO3- + 3H2O
3Cu + 8HNO3 = 2NO + 3Cu(NO3)2+ 4H2O
3Cu + 8H+ +8NO3-= 2NO + 3Cu2+ +6NO3-+ 4H2O
конц.
Zn + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Zn(NO3)2
Zn + 4H+ +4NO3-= 2NO2 + 2H2O + Zn2+ +2NO3-
Cu + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4H+ +4NO3- = 2NO2 + 2H2O + Cu2+ +2NO3-

Третий уровень

Вариант 1

1. Дано уравнение реакции получения азотной кислоты:
4N02 + 02 + 2Н20 = 4HN03 + Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.

4N+4O2 + О02 + 2H2O ↔ 4HN+5O-23
N+4 -1e = N+5 восстановитель
O20 +4e = 2O-2 окислитель
Реакция:
Экзотермическая.
С изменением степени окисления (ОВР).
Без участия катализатора.
Прямая.
Обратимая.
Исходные вещества: 4 моль оксида азота 4 (1 атом азота, 2 атома кислорода в молекуле) – газ, 1 моль кислорода (2 атома кислорода в молекуле) - газ, 2 моль воды (1 атом кислорода, 2 атома водорода в молекуле) – жидк.
Продукт реакции – 4 моль азотной кислоты (1 атом азота, 1 атом водорода, 3 атома кислорода в молекуле) – жидкость.

2. Дайте характеристику химического элемента магния по его положению в Периодической системе.
Магний – порядковый номер в Периодической системе Z = 12 и массовое число А = 24. Заряд ядра +12 (число протонов). Число нейтронов в ядре N = А - Z = 12. Число электронов = 12.
Элемент магний находится в 3-м периоде Периодической системы. Строение электронной оболочки:
12 Mg)))
2 8 2

Степень окисления +2.
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция (элементы IIА группы), что связано с увеличением радиусов атомов при переходе от Be к Mg и Са.
Оксид магния MgO является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH)2, которое проявляет все характерные свойства оснований.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида магния, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
Оксид магния MgO – основной оксид, основание Mg(OH)2 проявляет все характерные свойства оснований.
MgO + H2O = Mg(OH)2
MgO + CO2 = MgCO3
MgO + CO2 = Mg2+ +CO32-
MgO + H2SO4 = MgSO4 +H2O
MgO + 2H+ = Mg2+ +H2O
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
Mg(OH)2 + CO2 = Mg2+ +CO32- + H2O
3Mg(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3MgCl2
3Mg(OH)2 + 2Fe3+ = 2Fe(OH)3 + 3Mg2+
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2NH4+= Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2

Вариант 2

1. Дано уравнение реакции железа с хлором:
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3 + Q.
Дайте характеристику химической реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q
2
3 Fe – 3e– = Fe+III,
Cl2 + 2e– = 2Cl–I
2Fe – 6e– = 2Fe+III,
3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.
Fe – 3e– = Fe+III восстановитель
Cl2 + 2e– = 2Cl–I окислитель
Экзотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая
Исходные вещества: 2 моль железа – тв., 2 моль хлора (молекула из 2 атомов) – газ
Продукт: 2 моль хлорида железа (из 1 атома железа, 2 атомов хлора в ФЕ) – тв.

2. Дайте характеристику химического элемента натрия по его положению в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Натрий -- Na
Порядковый номер Z=11; массовое число А= 23, заряд ядра + 11, число протонов =11, нейтронов(N= A-Z= 11) 23 – 11=12 нейтронов, электронов = 11, период – 3, энергетических уровней - 3,
Строение электронной оболочки: 11 Na 2е; 8е; 1е.
11 Na)))
2 8 1
Степень окисления +1;
Восстановительные свойства у натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, что связано с увеличением радиусов атомов;
Ион натрия Na +
Na 2О – оксид натрия является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Натрий образует гидроксид NaОН (щелочь), который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида натрия, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
2NaOH + CO2 ---> Na2CO3 + H2O
2OH(-) + CO2 ---> CO3(2-) + H2O
2NaOH + SO2 ---> Na2SO3 + H2O
2OH(-) + SO2 ---> SO3(2-) + H2O
NaOH+ Al(OH)3 ---> Na
OH(-) + Al(OH)3 ---> Al(OH)4 (-)
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Na2O + H2O ---> 2NaOH
Na2O + H2O ---> 2Na+ +2OH-
Na2O + 2HCl ----> 2NaCl + H2O
Na2O + 2H+ ----> 2Na+ + H2O
Na2O + CO2 ---> Na2CO3
Na2O + CO2 ---> 2Na++CO32-
Na2O + SO2 ---> Na2SO3
Na2O + SO2 ---> 2Na++SO32-

Вариант 3

1. Дано уравнение реакции разложения нитрата калия:
2KN03 = 2KN02 + О2 - Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
2КNO3 = 2KNO2 + O2- Q
окислитель: N5+ + 2e− = N=3+|2| восстановление
восстановитель: O2− − 4e− = O20 |1| окисление
Исходные вещества: 2 моль нитрата калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом азота, 3 атома кислорода) – тв.
Продукты реакции – 2 моль нитрита калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом азота, 2 атома кислорода) – тв., 1 моль кислорода (2 атома кислорода) - газ.
Эндотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая

2. Дайте характеристику химического элемента углерода по его положению в Периодической системе.
Углерод С - химический элемент IV группы периодической системы Менделеева: атомный номер 6, атомная масса 12,011.
Порядковый номер Z=6; массовое число А= 12, заряд ядра + 6 число протонов =6, нейтронов(N= A-Z= 6) 12 – 6=6 нейтронов, электронов = 6, период – 2, энергетических уровней - 2,
Строение электронной оболочки: 6 С 2е; 4е
6 С))
2 4
Степень окисления +4;
Окислительные свойства у углерода выражены сильнее, чем у бора, но слабее, чем у азота, что связано с увеличением заряда ядра.
СО2 кислотный оксид, Н2СО3 кислота.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида углерода, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
СО2 оксид углерода является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Углерод образует кислоту Н2СО3, которая проявляет все характерные свойства кислот.
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
СО2 + Н2О ↔ 2Н+ + СО32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
Ca2+ +2OH- + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
2H+ +CO32- + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
2H+ + CO32- + 2Na+ +OH- = 2Na++CO32- + 2H2O
2H+ +OH- = 2H2O
Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 ↓+ 2H2O
Ca2+ +2OH- + 2H+ +CO32- → CaCO3 ↓+ 2H2O

Вариант 4

1. Дано уравнение реакции образования гидроксида железа (III):
4Fe(OH)2 + 2Н20 + 02 = 4Fe(OH)3.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+ -1е→ Fe3+ восстановитель
O20 + 4е→ 2O2- окислитель
Исходные вещества: 4 моль гидроксида железа 2 (в ФЕ 1 атом железа, 2 атома кислорода, 2 атома водорода) – тв., 1 моль кислорода (2 атома кислорода) – газ, 2 моль воды (2 атома водорода, 1 атом кислорода в молекуле) – ж.
Продукт реакции – 4 моль гидроксида железа 3 (в ФЕ 1 атом железа, 3 атома кислорода, 3 атома водорода) – тв.
Экзотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая.

2. Дайте характеристику химического элемента фосфора по его положению в Периодической системе.
Характеристика Р (фосфор)
Элемент с порядковым №15 находится в 3 периоде 5 группе, главной подгруппы.
Атомная масса=31.Заряд ядра атома Р+15,т. к. в ядре находится 15 протонов.
Схема 15Р 2е)8е)5е)
В ядре атома 16 нейтронов. В атоме 15 электронов, т. к. их число равно числу протонов и порядковому номеру. В атоме фосфора 3 электронных слоя, т. к. Р стоит в 3 периоде. На последнем слое 5 электронов, т. к. фосфор стоит в 5 группе. Последний слой не завершен. Р-неметалл, т. к. в хим. реакции с металлами принимает 3 электрона до завершения слоя. Его оксид Р2О5-кислотный. Он взаимод. с Н2О, основаниями и основными оксидами. Его гидроксид Н3РО4-кислота. Она взаимод. с металлами, стоящими до Н (водорода), с основными оксидами, основаниями.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида фосфора, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
3Ca(OH)2 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3H2O.
3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
3Mg + 6H++ 2PO43- = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2
6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O

Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.

Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.

Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.

Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).

Укажите число и тип валентных электронов.

Графически изобразите все возможные валентные состояния.

Перечислите все возможные валентности и степени окисления.

Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).

Приведите формулу водородного соединения.

Назовите область применения данного элемента

Решение . В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .

1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.

2. Заряд ядра атома скандия +21.

Число протонов и электронов - по 21.

Число нейтронов А-Z= 45-21=24.

Общий состав атома: ().

3. Полная электронная формула скандия:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 или в сокращенной форме: 3d 1 4s 2

Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.

4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:

5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)

6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:

В основном состоянии:

s p d

В возбужденном состоянии:

s p d

спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)

7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d 1 s 2 - конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.

8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc 2 O 3 (амфотерный).

Формулы гидроксидов: Sc(OH) 3 – амфотерный.

Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:

Sc (OH ) 3 +3 КОН = К 3 [ Sc (OH ) 6 ] (гекса гидроксоскандиат калия)

2 Sc (OH ) 3 + 3 Н 2 SO 4 = 6 Н 2 О + Sc 2 (SO 4 ) 3 (сульфат скандия)

9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.

10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.

Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:

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

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

Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.

Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.

Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr (OH ) 2 или Ba (OH ) 2 ; б) Ca (OH ) 2 или Fe (OH ) 2 в) Sr (OH ) 2 или Cd (OH ) 2 ?

Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.

а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba (OH ) 2 является болеесильным основанием, чем Sr (OH ) 2 .

б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca (OH ) 2 более сильное, чем Fe (OH ) 2 .

в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr (OH ) 2 сильнее, чем Cd (OH ) 2 .

Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулыNH 3 ? какова пространственная структура этих частиц?

Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр 3 -гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.

При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.

Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулыНе 2 .

Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.

Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .

На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.

Напротив, молекула Не 2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не 2 не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.

Пример 10. Какая из молекул – В 2 или С 2 характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.

Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).

Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В 2 и С 2 .

Как видно, в молекуле В 2 разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С 2 – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С 2 . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В 2 (276 кДж/моль) и С 2 (605 кДж/моль).

В молекуле В 2 два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух π св 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С 2 все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.

Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN - , образующемся по схеме: C - + N → CN - . В какой из этих частиц длина связи наименьшая?

Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN - соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN - , в котором кратность связи между атомами наибольшая.

Рис. 23. Энергетические схемы

образования молекулы CN и молекулярного иона CN - .

Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?

Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.

Титан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.

Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF 2 от структуры кристаллов Са и F 2 ? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?

Решение. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.

При образовании кристалла CaF 2 между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика ЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF 2 .