Глава IV. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома. § 33. Характеристика элемента по его положению в Периодической системе — с. 147
§ 33. Проверьте свои знания.
6. Напишите формулы высших оксидов и соответствующих им гидроксидов для элементов-металлов: алюминия, магния, меди, лития.
Алюминий (IIIА, валентность III): Al₂O₃ — амфотерный оксид; Al(OH)₃ — амфотерный гидроксид.
Магний (IIА, валентность II): MgO — основный оксид; Mg(OH)₂ — основание.
Медь (высшая валентность II): CuO — основный оксид; Cu(OH)₂ — нерастворимое основание.
Литий (IА, валентность I): Li₂O — основный оксид; LiOH — основание, щёлочь.
Магний (IIА, валентность II): MgO — основный оксид; Mg(OH)₂ — основание.
Медь (высшая валентность II): CuO — основный оксид; Cu(OH)₂ — нерастворимое основание.
Литий (IА, валентность I): Li₂O — основный оксид; LiOH — основание, щёлочь.
§ 33. Проверьте свои знания.
7. Запишите формулы двух высших оксидов, если их состав ЭО₃ и Э₂О₃, а также три уравнения реакций, характеризующие химические свойства этих оксидов.
Состав ЭО₃ означает, что элемент шестивалентен (VIА-группа): это оксид серы(VI) SO₃. Состав Э₂О₃ — элемент трёхвалентен (IIIА-группа): это оксид алюминия Al₂O₃.
Уравнения реакций:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (кислотный оксид реагирует с водой, образуется серная кислота);
SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O (с щёлочью — соль и вода);
SO₃ + CaO → CaSO₄ (с основным оксидом — соль);
Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O (проявляет основные свойства при взаимодействии с кислотой);
Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (при сплавлении, t; проявляет кислотные свойства — амфотерность).
Так, SO₃ — типичный кислотный оксид, а Al₂O₃ — амфотерный.
Уравнения реакций:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (кислотный оксид реагирует с водой, образуется серная кислота);
SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O (с щёлочью — соль и вода);
SO₃ + CaO → CaSO₄ (с основным оксидом — соль);
Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O (проявляет основные свойства при взаимодействии с кислотой);
Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (при сплавлении, t; проявляет кислотные свойства — амфотерность).
Так, SO₃ — типичный кислотный оксид, а Al₂O₃ — амфотерный.
§ 33. Примените свои знания.
8. Напишите уравнения химических реакций кальция: а) с кислородом; б) с серой; в) с водой.
а) 2Ca + O₂ → 2CaO (горение кальция, образуется белый оксид кальция);
б) Ca + S → CaS (при нагревании, сульфид кальция);
в) Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑ (кальций растворяется, выделяется газ водород, раствор мутнеет от гидроксида кальция).
Во всех реакциях кальций — восстановитель, отдаёт два внешних электрона, в соединениях его валентность II.
б) Ca + S → CaS (при нагревании, сульфид кальция);
в) Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑ (кальций растворяется, выделяется газ водород, раствор мутнеет от гидроксида кальция).
Во всех реакциях кальций — восстановитель, отдаёт два внешних электрона, в соединениях его валентность II.
§ 33. Примените свои знания.
9. Используя приведённый в параграфе план, найдите сходство и различия пар химических элементов: а) лития и натрия; б) углерода и азота.
а) Литий и натрий.
Сходство: оба элемента находятся в IА-группе (щелочные металлы); на внешнем слое один электрон; максимальная валентность I; простые вещества — мягкие металлы, активно реагируют с водой с выделением водорода; высшие оксиды Li₂O и Na₂O — основные; гидроксиды LiOH и NaOH — щёлочи; летучих водородных соединений нет.
Различия: Li — 2-й период (3 протона, 4 нейтрона, слои 2, 1), Na — 3-й период (11 протонов, 12 нейтронов, слои 2, 8, 1). У натрия радиус атома больше, металлические свойства выражены сильнее, он активнее реагирует с водой, а NaOH — более сильная щёлочь, чем LiOH.
б) Углерод и азот.
Сходство: оба расположены во 2-м периоде (два электронных слоя); простые вещества — неметаллы; высшие оксиды (CO₂ и N₂O₅) — кислотные, им соответствуют кислоты H₂CO₃ и HNO₃; образуют летучие водородные соединения CH₄ и NH₃.
Различия: углерод — IVА-группа (6 протонов, 6 нейтронов, слои 2, 4), азот — VА-группа (7 протонов, 7 нейтронов, слои 2, 5). Максимальная валентность углерода IV, азота V. У азота радиус атома меньше, неметаллические свойства выражены сильнее, HNO₃ — сильная кислота, а H₂CO₃ — слабая. Углерод образует аллотропные модификации (алмаз, графит), а азот — простое вещество N₂ (газ).
Сходство: оба элемента находятся в IА-группе (щелочные металлы); на внешнем слое один электрон; максимальная валентность I; простые вещества — мягкие металлы, активно реагируют с водой с выделением водорода; высшие оксиды Li₂O и Na₂O — основные; гидроксиды LiOH и NaOH — щёлочи; летучих водородных соединений нет.
Различия: Li — 2-й период (3 протона, 4 нейтрона, слои 2, 1), Na — 3-й период (11 протонов, 12 нейтронов, слои 2, 8, 1). У натрия радиус атома больше, металлические свойства выражены сильнее, он активнее реагирует с водой, а NaOH — более сильная щёлочь, чем LiOH.
б) Углерод и азот.
Сходство: оба расположены во 2-м периоде (два электронных слоя); простые вещества — неметаллы; высшие оксиды (CO₂ и N₂O₅) — кислотные, им соответствуют кислоты H₂CO₃ и HNO₃; образуют летучие водородные соединения CH₄ и NH₃.
Различия: углерод — IVА-группа (6 протонов, 6 нейтронов, слои 2, 4), азот — VА-группа (7 протонов, 7 нейтронов, слои 2, 5). Максимальная валентность углерода IV, азота V. У азота радиус атома меньше, неметаллические свойства выражены сильнее, HNO₃ — сильная кислота, а H₂CO₃ — слабая. Углерод образует аллотропные модификации (алмаз, графит), а азот — простое вещество N₂ (газ).
§ 33. Примените свои знания.
10. Определите положение химических элементов в Периодической системе по следующим данным: а) ядро атома содержит 5 протонов; б) массовое число атома равно 35, причём в ядре атома 18 нейтронов; в) в электронной оболочке атома содержится 13 электронов; г) электронная оболочка атома состоит из трёх энергетических уровней, на внешнем уровне находится 4 электрона.
а) Число протонов равно порядковому номеру: Z = 5 — это бор B, 2-й период, IIIА-группа.
б) Число протонов = A − N = 35 − 18 = 17, значит Z = 17 — хлор Cl, 3-й период, VIIА-группа.
в) Атом нейтрален, поэтому число протонов равно числу электронов: Z = 13 — алюминий Al, 3-й период, IIIА-группа (слои 2, 8, 3).
г) Три энергетических уровня — 3-й период; 4 электрона на внешнем уровне — IVА-группа. Общее число электронов 2 + 8 + 4 = 14, Z = 14 — кремний Si.
б) Число протонов = A − N = 35 − 18 = 17, значит Z = 17 — хлор Cl, 3-й период, VIIА-группа.
в) Атом нейтрален, поэтому число протонов равно числу электронов: Z = 13 — алюминий Al, 3-й период, IIIА-группа (слои 2, 8, 3).
г) Три энергетических уровня — 3-й период; 4 электрона на внешнем уровне — IVА-группа. Общее число электронов 2 + 8 + 4 = 14, Z = 14 — кремний Si.
§ 33. Примените свои знания.
11. Прочитайте фрагмент характеристики химического элемента по положению в Периодической системе и определите этот элемент: а) его металлические свойства выражены сильнее, чем у алюминия, но слабее, чем у индия; б) его неметаллические свойства выражены сильнее, чем у бора, но слабее, чем у азота; в) формула летучего водородного соединения — НЭ, а электронная оболочка атома содержит четыре электронных уровня; г) на внешнем электронном уровне содержится четыре электрона, элемент расположен в третьем периоде; д) неметалл, максимальная валентность равна пяти, число электронных уровней в электронной оболочке атома равно четырём.
а) Алюминий и индий находятся в одной группе (IIIА), а в группе металлические свойства растут сверху вниз. Между Al (3-й период) и In (5-й период) находится элемент 4-го периода — галлий Ga.
б) Бор (IIIА) и азот (VА) — элементы 2-го периода, между ними находится углерод C (IVА-группа): неметаллические свойства в периоде растут слева направо.
в) Формула НЭ означает валентность I в водородном соединении, значит, элемент из VIIА-группы (8 − 7 = 1); четыре электронных уровня — 4-й период. Это бром Br, соединение HBr.
г) 3-й период, 4 электрона на внешнем слое (IVА-группа) — кремний Si (слои 2, 8, 4).
д) Неметалл с высшей валентностью V — VА-группа; четыре уровня — 4-й период. Это мышьяк As (слои 2, 8, 18, 5), высший оксид As₂O₅.
б) Бор (IIIА) и азот (VА) — элементы 2-го периода, между ними находится углерод C (IVА-группа): неметаллические свойства в периоде растут слева направо.
в) Формула НЭ означает валентность I в водородном соединении, значит, элемент из VIIА-группы (8 − 7 = 1); четыре электронных уровня — 4-й период. Это бром Br, соединение HBr.
г) 3-й период, 4 электрона на внешнем слое (IVА-группа) — кремний Si (слои 2, 8, 4).
д) Неметалл с высшей валентностью V — VА-группа; четыре уровня — 4-й период. Это мышьяк As (слои 2, 8, 18, 5), высший оксид As₂O₅.
§ 33. Примените свои знания.
12. Для реакции с хлором взяты одинаковые массы магния и кальция. Не производя химических расчётов, определите, для какой из этих двух реакций потребуется больший объём газообразного хлора.
Уравнения реакций: Mg + Cl₂ → MgCl₂ и Ca + Cl₂ → CaCl₂. В обоих случаях на 1 моль металла требуется 1 моль хлора, значит, объём хлора пропорционален количеству вещества металла: n = m / M.
При одинаковых массах количество вещества больше у того металла, у которого меньше молярная масса. M(Mg) = 24 г/моль меньше, чем M(Ca) = 40 г/моль, поэтому магния в моль взято больше (например, по 120 г: n(Mg) = 5 моль, n(Ca) = 3 моль).
Вывод: больший объём хлора потребуется для реакции с магнием.
При одинаковых массах количество вещества больше у того металла, у которого меньше молярная масса. M(Mg) = 24 г/моль меньше, чем M(Ca) = 40 г/моль, поэтому магния в моль взято больше (например, по 120 г: n(Mg) = 5 моль, n(Ca) = 3 моль).
Вывод: больший объём хлора потребуется для реакции с магнием.
§ 33. Примените свои знания.
13. При сжигании 0,45 г простого вещества, образованного атомами элемента IIА-группы, образовалось 1,25 г оксида. Определите, какое вещество было взято для реакции.
Дано: m(Э) = 0,45 г; m(ЭО) = 1,25 г; элемент IIА-группы (оксид состава ЭО).
Найти: Э.
Решение: 2Э + O₂ → 2ЭО.
1) Масса кислорода, вступившего в реакцию: m(O) = 1,25 − 0,45 = 0,8 г.
2) Количество вещества атомов кислорода: n(O) = 0,8 г : 16 г/моль = 0,05 моль.
3) По формуле ЭО n(Э) = n(O) = 0,05 моль.
4) Молярная масса металла: M(Э) = m : n = 0,45 г : 0,05 моль = 9 г/моль, Ar = 9 — это бериллий Be.
Проверка: M(BeO) = 9 + 16 = 25 г/моль; n(BeO) = 1,25 : 25 = 0,05 моль — совпадает.
Ответ: для реакции был взят бериллий; 2Be + O₂ → 2BeO.
Найти: Э.
Решение: 2Э + O₂ → 2ЭО.
1) Масса кислорода, вступившего в реакцию: m(O) = 1,25 − 0,45 = 0,8 г.
2) Количество вещества атомов кислорода: n(O) = 0,8 г : 16 г/моль = 0,05 моль.
3) По формуле ЭО n(Э) = n(O) = 0,05 моль.
4) Молярная масса металла: M(Э) = m : n = 0,45 г : 0,05 моль = 9 г/моль, Ar = 9 — это бериллий Be.
Проверка: M(BeO) = 9 + 16 = 25 г/моль; n(BeO) = 1,25 : 25 = 0,05 моль — совпадает.
Ответ: для реакции был взят бериллий; 2Be + O₂ → 2BeO.
§ 33. Используйте дополнительную информацию.
14. Представьте себе, что оганесон стал стабильным химическим элементом. Спрогнозируйте свойства этого элемента и соответствующего простого вещества на основании положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Оганесон Og имеет порядковый номер 118 и находится в 7-м периоде, VIIIА-группе, то есть завершает ряд благородных газов под радоном. Атом содержит 118 протонов и 118 электронов, слои: 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8; внешний слой восьмиэлектронный, завершённый.
Прогноз по положению: простое вещество одноатомное, химически малоактивное, валентность 0, высшего оксида и гидроксида в обычном смысле нет. Вниз по группе у благородных газов растут радиус атома, молярная масса, температуры плавления и кипения: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Следовательно, оганесон должен быть самым тяжёлым газом группы с самыми высокими температурами кипения и плавления, а плотность — наибольшей среди благородных газов; при комнатной температуре он, вероятно, мог бы быть жидкостью или твёрдым веществом.
Так как у больших атомов внешние электроны слабее удерживаются ядром, оганесон мог бы быть активнее радона и вступать в реакции с самыми сильными окислителями, например с фтором (по аналогии с ксеноном: XeF₂, XeF₄); неметаллические свойства при этом выражены слабо.
Оговорка: это прогноз по закономерностям группы; расчёты физиков допускают, что реальные свойства отличаются.
Прогноз по положению: простое вещество одноатомное, химически малоактивное, валентность 0, высшего оксида и гидроксида в обычном смысле нет. Вниз по группе у благородных газов растут радиус атома, молярная масса, температуры плавления и кипения: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Следовательно, оганесон должен быть самым тяжёлым газом группы с самыми высокими температурами кипения и плавления, а плотность — наибольшей среди благородных газов; при комнатной температуре он, вероятно, мог бы быть жидкостью или твёрдым веществом.
Так как у больших атомов внешние электроны слабее удерживаются ядром, оганесон мог бы быть активнее радона и вступать в реакции с самыми сильными окислителями, например с фтором (по аналогии с ксеноном: XeF₂, XeF₄); неметаллические свойства при этом выражены слабо.
Оговорка: это прогноз по закономерностям группы; расчёты физиков допускают, что реальные свойства отличаются.
§ 33. Используйте дополнительную информацию.
15. Подготовьте сообщение об открытии одного из химических элементов. Для подготовки сообщения можно воспользоваться сайтом химического факультета МГУ.
Сообщение: открытие фосфора.
Фосфор открыл в 1669 году гамбургский алхимик Хеннинг Бранд. Он искал философский камень, способный превращать металлы в золото, и для этого выпаривал большое количество человеческой мочи, а остаток прокаливал без доступа воздуха. В приёмнике собралось белое воскообразное вещество, которое светилось в темноте голубовато-зелёным светом. За способность светиться элемент назвали «фосфор», что в переводе с греческого означает «светоносный».
Бранд держал способ получения в тайне и продавал его. Позднее способ узнали немецкие химики и независимо от него английский учёный Роберт Бойль. В XVIII веке шведский химик Карл Шееле предложил получать фосфор из костной золы, что сделало его доступным. А. Л. Лавуазье признал фосфор простым веществом и включил его в число химических элементов.
Фосфор — элемент VА-группы, 3-го периода (Z = 15). Простое вещество образует аллотропные модификации: белый, красный и чёрный фосфор. Белый фосфор ядовит и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор используют в производстве спичек, а соединения фосфора — в удобрениях. Фосфор входит в состав костей и зубов, молекул ДНК и АТФ.
Фосфор открыл в 1669 году гамбургский алхимик Хеннинг Бранд. Он искал философский камень, способный превращать металлы в золото, и для этого выпаривал большое количество человеческой мочи, а остаток прокаливал без доступа воздуха. В приёмнике собралось белое воскообразное вещество, которое светилось в темноте голубовато-зелёным светом. За способность светиться элемент назвали «фосфор», что в переводе с греческого означает «светоносный».
Бранд держал способ получения в тайне и продавал его. Позднее способ узнали немецкие химики и независимо от него английский учёный Роберт Бойль. В XVIII веке шведский химик Карл Шееле предложил получать фосфор из костной золы, что сделало его доступным. А. Л. Лавуазье признал фосфор простым веществом и включил его в число химических элементов.
Фосфор — элемент VА-группы, 3-го периода (Z = 15). Простое вещество образует аллотропные модификации: белый, красный и чёрный фосфор. Белый фосфор ядовит и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор используют в производстве спичек, а соединения фосфора — в удобрениях. Фосфор входит в состав костей и зубов, молекул ДНК и АТФ.