Тематические тесты для подготовки к ОГЭ по химии. «Периодическая система»


Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Средняя общеобразовательная школа села Старобурновомуниципального района Бирский район Республики Башкортостан
Тематические лекции
по химии для 11 класса
для подготовки к ЕГЭна 2015-2016 учебный годcоставила учитель химииАсылбаева Марина Евгеньевна
Тема 2. Периодический закон и периодическая система
химических элементов Д.И. Менделеева
2.1. Закономерности изменения свойств элементов и их
соединений по периодам и группам
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).
В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные — большими. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем — по 8, в четвертом и пятом — по 18, в шестом — 32, в седьмом (незавершенном) — 21 элемент. Каждый период, за исключением первого” начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (7-й период — незаконченный).
Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом.
Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.
Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов.
В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (обозначены римскими цифрами).
Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор — его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.
В VIII группе размещены благородные газы.
Каждая группа делится на две подгруппы — главную и побочную, что в периодической системе -подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы — элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.
Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего 8 форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R2O, RО, R2O3, RO2, R2O5, RО3, R2O7, RO4, где R — элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы.
Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности RН4, RН3, RН2, RН. Формулы водородных соединений располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся.
В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.
В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства).
Рассмотрим элементы первого периода.
Периоды - это горизонтальные последовательности химических элементов. И в атоме водорода (Н) и в атоме гелия (Не) все электроны находятся на первом электронном уровне. У атома водорода заряд ядра +1 и на первом электронном слое находится 1 электрон. У атома гелия заряд ядра +2, и на первом электронном слое находится 2 отрицательно заряженных электрона. Попробуем понять, в каком случае притяжение между ядром и электронами будет сильнее. Логично, что 2 больше, чем один. Значит, электроны в атоме гелия притягиваются сильнее. Это означает, что они будут ближе находиться к ядру. Следовательно, размер гелия будет меньше (рис 3.2.), будет меньше и его радиус.

Рис. 3.2. Сравнение размеров водорода и гелия
В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного слоя к ядру
Такая же закономерность будет повторяться в первом, втором и во всех последующих периодах. Это означает, что в периодах слева направо уменьшаются размеры атомов, а справа налево естественно увеличиваются.

Группа элементов - это вертикальная последовательность химических элементов в периодической системе.
Рассмотрим два атома: атом водорода и атом лития (Li). Оба атома находятся в одной группе (I) и имеют по 1 электрону во внешнем электронном слое. Разница состоит в том, что у атома водорода внешний электрон находится на первом электронном слое, а у лития – на втором. Очевидно, что размер атома лития больше, чем атома водорода (рис. 3.3.)

Рис. 3.3. Сравнение размеров атомов водорода и лития, расположенных в одной группе.
В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоев. Таким образом, в группах сверху вниз размеры атомов увеличиваются.
У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны

С уменьшением размера атома увеличивается его способность притягивать электроны. Электроотрицательность- это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи.
Электроны в общей электронной паре смещены к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
На рис. приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4.


В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы.
С уменьшением размера атома увеличивается его способность притягивать не только свои электроны, но и принимать электроны от других атомов. Эта способность характеризует степень выраженности неметаллических свойств. Следовательно, в периоде слева направо неметаллические свойства увеличиваются, а в группе сверху вниз уменьшаются.
Металлические свойства понимаемые химиками как способность отдавать электроны изменяются с точностью наоборот. В периоде неметаллические свойства слева-направо уменьшаются, а в группе напротив увеличиваются.
1.2.2. Общая характеристика металлов главных подгрупп
I–III групп в связи с их положением в периодической
системе химических элементов Д.И. Менделеева и
особенностями строения их атомов.
Согласно представлениям химиков, проявлять металлические свойства – это способность атомов к отдаче электронов в химических реакциях. Чем выше у атома такая способность, значит тем в большей степени он проявляет металлические свойства. Свойства отдельного атома в значительной степени определяют свойства вещества в целом. К изучаемым в школьном курсе металлам главных подгрупп I-III группы относятся литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, алюминий Al рис. 9.1.
Металлические свойства в периодах слева-направо уменьшаются, а неметаллические – возрастают. В группах химических элементов сверху-вниз металлические свойства возрастают, а неметаллические – уменьшаются. Таким образом в первой группе от лития к натрию возрастает способность атомов к отдаче внешнего электрона. Происходит закономерное увеличение атомного радиуса и как следствие снижение энергии связи между атомами. Это отражается в снижении температуры плавления от лития к цезию. Эта закономерность характерна только для щелочных металлов. Вы можете детально познакомиться с характеристиками веществ в электронной версии периодической системы Д. И Менделеева.
Щелочные металлы
– это элементы 1 группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Металлы s –э л е м е н т ы степень окисления +1 ---------------------------------------- увеличивается радиус, усиливаются металлические свойства, уменьшается электроотрицательностьТ пл. °С Плотность, кг/м3
Li
180 530
Na
98 970
K
64 860
Rb40 1530
Cs 29
1880
Элементы 2 группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Металлы s –э л е м е н т ы степень окисления : +2 ------------------------------------ увеличивается радиус, металлические свойства, Электроотрицательность уменьшается. Бериллий – амфотерный металл, магний – средней активности, остальные – активные металлы. Т пл. °С Плотность, кг/м3
Ве1287
1850
Mg
650 1740
Ca
842
1540
Sr768
2630
Ba 727
3760
Элементы 3 группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Металлы p –э л е м е н т ы степень окисления : +3 ------------------------------------ увеличивается радиус, металлические свойства, Электроотрицательность уменьшается. Бор- неметалл
Алюминий– амфотерный металл, магний – средней активности, остальные – активные металлы. Т пл. °С Плотность, кг/м3
В
1287
1850
Al
650 1740
Ga842
1540
In
768
2630
Tl727
3760
1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка,хрома, железа) по их положению в периодическойсистеме химических элементов Д.И. Менделеева и
особенностям строения их атомов
Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.
Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).
-4540251186815 Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).
d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра зованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.
d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.
d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.


1.2.4. Общая характеристика неметаллов главных подгрупп
IV–VII групп в связи с их положением в периодической
системе химических элементов Д.И. Менделеева и
особенностями строения их атомов.
Неметаллических элементов по сравнению к металлическими элементами относительно немного. Их размещение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева отражено в таблице №1.
Таблица №1.
Период Размещение неметаллических элементов в периодической системе по группам
I II III IV V VI VII VIII (благородные газы)
1 H He
2 B C N O F Ne
3 Si P S ClAr4 As Se Br Kr
5 Te I Xe6 Rn7
Как видно из таблицы №1 неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличивается заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атомы неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке:
Ряд электроотрицательности неметаллов
H , Si, B, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Увеличивается электроотрицательностьСледовательно, энергичнее всего взаимодействует с водородом и металлами фтор: H2 + F2 → 2HF
Менее энергично реагирует кислород: 2H2 +O2 → 2H2 ОФтор – самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны в химических реакциях (у фтора степень окисления только -1, +1 и другие небывают).
Кислород же, судя по его соединениям с фтором, может проявлять и положительную степень окисления, т.е. являться восстановителем( O+2 F2-1, в других соединениях кислород всегда заряжен -2).
Все остальные неметаллы проявляют и восстановительные и могут окислительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2O, ClO2 , Cl2O2 ), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и, следовательно, проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера: она проявляет окислительные свойства. Но при реакции серы с водородом сера сам становится окислителем(сравни окислительные способности серы и водорода в ряде электроотрицательности неметаллов) .
Перейдем к рассмотрению строения молекул неметаллов. Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы.
К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.
Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, I2 (элементы VII группы Периодической системы ), а также кислород O2 и азот N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3).
Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов - C, Si, S и т.д.
Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента - кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так, кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом, который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение, резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства вещества определяются не только его качественным составом, но и тем, сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между собой.
Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном состоянии (исключая бром – жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за исключением графита).
Вывод.
В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 — в первом периоде, и от 1 до 8 — во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметаллические.В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.
Самостоятельная работа.
Заполни таблицу.
Закономерности изменения свойств элементов в периодической системе.
Характеристика По периоду (слева направо) В группе (сверху вниз)
Заряд ядра Радиус атома Сродство к электрону Энергия ионизации ЭлектроотрицательностьМеталлические свойства Неметаллические свойства

Приложенные файлы

  • docx sistema
    Размер файла: 582 kB Загрузок: 3