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).

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ

— со фтором
С + 2F 2 = CF 4

— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ

— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 4NO 2 ­ + 2H 2 O

— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .

Углерод как окислитель:

— с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)

C 0 + 2H 2 = CH 4

— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II) СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2

2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO­

H 2 C 2 O 4 = CO­ + CO 2 ­ + H 2 O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1) с кислородом

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) с оксидами металлов

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ­

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 ­

Химические свойства СO 2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O

Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Угольная кислота и её соли

H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ­

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2 ­

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ­

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 ­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .

Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .

Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

C= O: [:C= N:] –

Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды :
KCN + S = KSCN.

При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

H-N=C=O; H-O-C= N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.

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?

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Открытие Периодического закона В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон. Тогда он звучал так: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов» . Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения атома.

Современная формулировка Периодического закона «Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Число протонов и электронов в атоме Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом, атом электронейтрален. Заряд ядра атома в Периодической таблице – это порядковый номер элемента. Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны. Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные электроны отвечают за образование химических связей элемента. Химические элементы 8 группы – инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.

Число нейтронов в ядре Если относительную атомную массу химического элемента обозначить А, заряд ядра обозначить Z , то число нейтронов можно рассчитать по формуле: n = A-Z

Изменение радиуса атомов химических элементов в группах и периодах Как изменяется радиус атома химического элемента сверху вниз в группах? Как изменяется радиус атома химического элемента в слева направо в периодах? Почему так происходит? Какие свойства химических элементов связаны с радиусом атома?

Внешние электронные оболочки инертных газов Содержат 2 (гелий) либо 8 (все остальные) электронов и являются очень устойчивыми. Правило «октета-дублета» Все остальные химические элементы, вступая в реакции, стремятся иметь внешнюю электронную оболочку как у инертных газов. Атомы каких химических элементов легче всего отдают электроны, а каких забирают?

Степень окисления В процессе отдачи или присоединения электронов атом приобретает условный заряд. Этот условный заряд называется степенью окисления. - Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю. - Элементы могут проявлять максимальную степень окисления и минимальную. Максимальную степень окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных электронов равно номеру группы, то и максимальная степень окисления равна номеру группы.

Характеристика хлора по его положению в ПСХЭ

План характеристики химического элемента 1. Символ элемента а. Порядковый номер элемента б. Значение относительной атомной массы элемента. в. Число протонов, электронов, нейтронов. г. Номер периода. д. Номер и тип группы (тип элемента s -, p -, d -, f - элемент) 2. Металл или неметалл 3. Сравнение свойств элемента (металлических и неметаллических) с соседними элементами по периоду и группе. 4. Написать распределение электронов по атомным орбиталям – квантовую диаграмму. Написать электронную формулу. 5. Зарисовать распределение электронов по энергетическим уровням 6. Определить высшую степень окисления атома и формулу его высшего оксида. Определить характер оксида (основной, кислотный, амфотерный). 7. Определить низшую степень окисления элемента и формулу его водородного соединения (если такое есть).

Домашнее задание §1, ответить на вопросы. Пользуясь планом-характеристикой химического элемента, охарактеризовать B, C, Si, Rb , Sr , Br . Не забываем, что если элемент находится в главной подгруппе, то мы его сравниваем только с элементами главной подгруппы.

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Системно-деятельностный подход в изучении химии. 9класс Характеристика элемента по его положению в периодической системе.

Дано описание первого урока 9 кл по химии по теме " Характеристика элемента по его положению в периодической системе." Урок дан с применением системно-деятельностного подхода, с применением разли...

Характеристика химического элемента и его соединений на основе положения в Периодической системе и строения атома

конспект урока химии в 9 классе...

План характеристики химического элемента-металла на основании его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Конспект урока по химии 9-го класса. Тип урока: урок обобщения и систематизации полученных знаний. ...

Закономерности изменения некоторых свойств химических элементов в ПС. ХарактеристикаВ пределах периодаВ пределах одной группы (для элементов главных подгрупп) Заряд ядра атома Увеличивается Число энергетических уровней Не изменяется Увеличивается Число электронов на внешнем энергетическом уровне Увеличивается Не изменяется Радиус атома Уменьшается Увеличивается Электроотрицательность УвеличиваетсяУменьшается Восстановительные свойства Уменьшаются Увеличиваются Металлические свойства Уменьшаются Увеличиваются

Натрий Хлор Заряд ядра Число нуклоновp=11, n=12p=17,n=18 Число электроновe=11E=17 Число энергетических уровней 33 Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Высшая степень окисления+1+7 Окислительно-восстановительные свойства Восстановитель Окислитель 1. Положение элемента в ПС и строение его атома

Натрий Хлор Оксид натрия Na2O проявляет основные свойства. Ему соответствует основание NaOH. Na 2 O + H 2 O = 2NaOH Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 Высший оксид хлора Cl2O7 является кислотным оксидом. Ему соответствует кислота HClO4. Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 Cl 2 O 7 + Na 2 O = 2NaClO 4 Cl 2 O 7 + 2NaOH = 2NaClO 4 + H 2 O

Натрий Хлор Гидроксид натрия NaOH, является сильным основанием и проявляет свойства, характерные для основания. NaOH + HCl = NaCl + H2O 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl Хлорная кислота HClO4 проявляет свойства сильной кислоты. HClO2 + KOH = KClO4 + H2O

(от др.-греч. αλλος «другой», τροπος «поворот, свойство») существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам так называемых аллотропических модификаций или аллотропических форм.др.-греч.химического элемента простых веществ