Cheminių elementų ir jų junginių savybių pokyčiai. Savarankiško atlikimo užduotys

Tarp maistinių medžiagų ypatinga vieta Fosforas turi būti izoliuotas. Juk be jo tokių gyvybiškai svarbių dalykų egzistavimas neįmanomas. svarbius ryšius, pavyzdžiui, ATP arba fosfolipidai, taip pat daugelis kitų Tuo pačiu metu šio elemento neorganinėse medžiagose yra labai daug įvairių molekulių. Fosforas ir jo junginiai plačiai naudojami pramonėje ir yra svarbūs dalyviai biologiniai procesai, naudojami dažniausiai skirtingos pramonės šakosžmogaus veikla. Todėl pažiūrėkime, kas tai yra šis elementas, kokia jo paprasta medžiaga ir svarbiausi junginiai.

Fosforas: bendrosios elemento charakteristikos

Padėtis į periodinė lentelė galima apibūdinti keliais punktais.

1. Penktoji grupė, pagrindinis pogrupis.
2. Trečias mažas laikotarpis.
3. Serijos numeris – 15.
4. Atominė masė – 30,974.
5. Elektroninė atomo konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Galimos oksidacijos būsenos yra nuo -3 iki +5.
7. Cheminis simbolis – P, tarimas formulėse „pe“. Elemento pavadinimas yra fosforas. Lotyniškas pavadinimas Fosforas.

Šio atomo atradimo istorija siekia tolimą XII amžių. Netgi alchemikų įrašuose buvo informacijos, bylojančios apie nežinomos „šviečiančios“ medžiagos gamybą. Tačiau oficiali fosforo sintezės ir atradimo data buvo 1669 m. Ieškomas bankrutavęs prekybininkas Brand filosofinis akmuo netyčia susintetino medžiagą, galinčią skleisti švytėjimą ir degti ryškia, akinama liepsna. Jis tai padarė pakartotinai kalcinuodamas žmogaus šlapimą.

Po to šis elementas buvo gautas nepriklausomai vienas nuo kito, naudojant maždaug tuos pačius metodus:

• I. Kunkel;
• R. Boilemas;
• A. Marggrafas;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Šiandien vienas iš populiariausių šios medžiagos sintezės būdų yra redukcija iš atitinkamų fosforo turinčių mineralų aukštoje temperatūroje, veikiant anglies monoksido ir silicio dioksidas. Procesas atliekamas specialiose krosnyse. Fosforas ir jo junginiai yra labai svarbių medžiagų tiek gyvoms būtybėms, tiek daugeliui chemijos pramonės sintezių. Todėl turėtume apsvarstyti, kas šis elementas yra paprasta medžiaga ir kur jis randamas gamtoje.

Paprasta medžiaga fosforas

Sunku įvardinti kokį nors konkretų ryšį kada mes kalbame apie apie fosforą. Tai paaiškinama dideliu skaičiumi alotropinės modifikacijos, kurią turi šis elementas. Yra keturi pagrindiniai paprastosios medžiagos fosforo tipai.

1. Baltas. Tai junginys, kurio formulė yra P4. Tai balta laki medžiaga, turinti aštrų, nemalonų česnako kvapą. Esant normaliai temperatūrai, savaime užsidega ore. Dega žėrinčia šviesiai žalia šviesa. Labai nuodingas ir pavojingas gyvybei. Cheminis aktyvumas itin didelis, todėl gaunamas ir laikomas po išvalyto vandens sluoksniu. Tai įmanoma dėl prasto tirpumo poliniuose tirpikliuose. Anglies disulfidas geriausiai tinka šiam tikslui baltajam fosforui ir organinės medžiagos. Kaitinamas, jis gali transformuotis į kitą alotropinė forma- raudonasis fosforas. Kai garai kondensuojasi ir vėsta, jie gali sudaryti sluoksnius. Riebus liesti, minkštas, lengvai pjaustomas peiliu, baltas(šiek tiek gelsvos spalvos). Lydymosi temperatūra 44 0 C. Dėl cheminio aktyvumo naudojamas sintezėje. Tačiau dėl savo toksiškumo jis nėra plačiai naudojamas pramonėje.
2. Geltona. Tai prastai išvalyta forma baltasis fosforas. Jis dar nuodingesnis, be to, nemalonus česnako kvapas. Jis užsidega ir dega ryškiai žėrinčia žalia liepsna. Šie geltoni arba rudi kristalai visiškai netirpsta vandenyje, jie išskiria debesis balti dūmai sudėtis P 4 O 10.
3. Raudonasis fosforas ir jo junginiai yra labiausiai paplitusi ir dažniausiai pramonėje naudojama šios medžiagos modifikacija. Teptinė raudona masė, kuri aukštas kraujospūdis gali būti purpurinių kristalų pavidalo ir yra chemiškai neaktyvus. Tai polimeras, kuris gali ištirpti tik tam tikruose metaluose ir nieko daugiau. 250 0 C temperatūroje jis sublimuoja, virsdamas balta modifikacija. Ne toks nuodingas kaip ankstesnės formos. Tačiau ilgai veikiant organizmui jis yra toksiškas. Jis naudojamas dengiant uždegimo dangą degtukų dėžutės. Tai paaiškinama tuo, kad jis negali užsidegti savaime, tačiau denotacijos ir trinties metu sprogsta (užsidega).
4. Juoda. Išvaizda labai primena grafitą ir taip pat yra riebus liesti. Tai puslaidininkis elektros srovė. Tamsūs kristalai, blizgūs, kurie visiškai negali ištirpti jokiuose tirpikliuose. Kad jis užsidegtų, reikia labai aukšta temperatūra ir pašildymas.

Taip pat įdomi neseniai atrasta fosforo forma – metalinė. Jis yra laidininkas ir turi kubinę kristalinę gardelę.

Cheminės savybės

Fosforo cheminės savybės priklauso nuo jo randamos formos. Kaip minėta aukščiau, geltonos ir balta modifikacija. Apskritai fosforas gali sąveikauti su:

• metalai, formuojantys fosfidus ir veikiantys kaip oksidatorius;
• nemetalai, veikiantys kaip reduktorius ir formuojantys įvairių rūšių lakiuosius ir nelakius junginius;
• stiprūs oksidatoriai, virsta fosforo rūgštimi;
• su koncentruotais šarminiais šarmais pagal disproporcijos tipą;
• su vandeniu labai aukštoje temperatūroje;
• su deguonimi susidaro įvairūs oksidai.

Fosforo cheminės savybės yra panašios į azoto. juk tai yra pniktogenų grupės dalis. Tačiau aktyvumas yra keliais dydžiais didesnis dėl alotropinių modifikacijų įvairovės.

Buvimas gamtoje

Kaip biogeninis elementas, fosforas yra labai dažnas. Jo procentas žemės pluta yra 0,09%. Užteks didelis rodiklis. Kur gamtoje yra šis atomas? Yra keletas pagrindinių vietų:

• žalioji augalų dalis, jų sėklos ir vaisiai;
• gyvūnų audiniai (raumenys, kaulai, dantų emalis, daugelis svarbių organiniai junginiai);
• žemės pluta;
• dirvožemis;
• uolienos ir mineralai;
• jūros vandens.

Tuo pačiu metu galime kalbėti tik apie susijusios formos, bet ne apie paprastą dalyką. Juk jis be galo aktyvus, ir tai jam neleidžia būti laisvam. Tarp mineralų, kuriuose gausu fosforo, yra:

• anglų kalba;
• fluoropatitas;
• svanbergitas;
• fosforitas ir kt.

Šio elemento biologinės reikšmės negalima pervertinti. Galų gale, tai yra tokių junginių dalis kaip:

• baltymai;
• fosfolipidai;
• fosfoproteinai;
• fermentai.

Tai yra, visi tie, kurie yra gyvybiškai svarbūs ir iš kurių susideda visas kūnas. Dienos normaįprastam suaugusiam žmogui – apie 2 gramus.

Fosforas ir jo junginiai

Kaip labai aktyvus elementas, šis elementas sudaro daugybę skirtingų medžiagų. Juk jis sudaro fosfidus ir pats veikia kaip reduktorius. Dėl to sunku įvardyti elementą, kuris su juo reaguodamas būtų inertiškas. Todėl fosforo junginių formulės yra itin įvairios. Galima paminėti kelias medžiagų klases, kurias formuojant jis yra aktyvus dalyvis.

1. Dvejetainiai junginiai – oksidai, fosfidai, lakieji vandenilio junginiai, sulfidai, nitridai ir kt. Pavyzdžiui: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 ir kt.
2. Sudėtingos medžiagos: visų rūšių druskos (vidutinės, rūgštinės, bazinės, dvigubos, kompleksinės), rūgštys. Pavyzdys: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 ir kt.
3. Deguonies turintys organiniai junginiai: baltymai, fosfolipidai, ATP, DNR, RNR ir kt.

Dauguma nurodytų rūšių medžiagų turi svarbių pramoninių ir biologinė reikšmė. Fosforą ir jo junginius galima naudoti tiek medicininiais tikslais, tiek gaminant gana įprastus namų apyvokos daiktus.

Jungtys su metalais

Dvejetainiai fosforo junginiai su metalais ir mažiau elektronegatyviais nemetalais vadinami fosfidais. Tai į druską panašios medžiagos, kurios veikiamos įvairių veiksnių yra itin nestabilios. Net paprastas vanduo sukelia greitą skilimą (hidrolizę).

Be to, veikiama nekoncentruotų rūgščių, medžiaga taip pat skyla į atitinkamus produktus. Pavyzdžiui, jei mes kalbame apie kalcio fosfido hidrolizę, produktai bus metalo hidroksidas ir fosfinas:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ir veikiamas fosfido skilimas mineralinė rūgštis, sulauksime atitinkama druska ir fosfinas:

Ca 3P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

Apskritai nagrinėjamų junginių vertė slypi būtent tame, kad dėl to susidaro vandenilio fosforo junginys, kurio savybės bus aptartos toliau.

Fosforo pagrindu pagamintos lakiosios medžiagos

Yra du pagrindiniai:

• baltasis fosforas;
• fosfinas

Pirmąjį jau minėjome aukščiau ir nurodėme charakteristikas. Jie sakė, kad tai buvo balti tiršti dūmai, labai nuodingi, nemalonus kvapas ir įprastomis sąlygomis savaime užsidega.

Bet kas yra fosfinas? Tai yra labiausiai paplitusi ir gerai žinoma laki medžiaga, kuriai priklauso atitinkamas elementas. Jis yra dvejetainis, o antrasis dalyvis yra vandenilis. Fosforo vandenilio junginio formulė yra PH 3, pavadinimas yra fosfinas.

Šios medžiagos savybes galima apibūdinti taip.

1. Lakios bespalvės dujos.
2. Labai nuodingas.
3. Turi supuvusios žuvies kvapą.
4. Jis nesąveikauja su vandeniu ir labai blogai jame tirpsta. Gerai tirpsta organinėse medžiagose.
5. Normaliomis sąlygomis jis yra labai chemiškai aktyvus.
6. Savaime užsidega ore.
7. Susidaro irstant metalų fosfidams.

Kitas pavadinimas yra fosfanas. Su juo siejami pasakojimai iš senovės. Visa tai yra kažkas, ką žmonės kartais matydavo ir dabar pamatydavo kapinėse ir pelkėse. Šen bei ten pasirodančios rutulio ar žvakės formos švieselės, sukeliančios judėjimo įspūdį, buvo laikomos blogu ženklu ir prietaringų žmonių jų labai bijojo. Šio reiškinio priežastis yra modernūs vaizdai kai kurie mokslininkai, gali būti laikomas savaiminiu fosfino, kuris susidaro, užsidegimas natūraliai irstant augalinėms ir gyvūninėms organinėms liekanoms. Dujos išeina ir, susilietus su ore esančiu deguonimi, užsidega. Liepsnos spalva ir dydis gali skirtis. Dažniausiai tai žalsvai ryškios šviesos.

Akivaizdu, kad visi lakieji fosforo junginiai yra toksiškos medžiagos, kurį nesunkiai galima atpažinti iš aštraus nemalonaus kvapo. Šis ženklas padeda išvengti apsinuodijimo ir nemalonių pasekmių.

Junginiai su nemetalais

Jei fosforas veikia kaip reduktorius, tuomet turėtume kalbėti apie dvejetainius junginius su nemetalais. Dažniausiai jie pasirodo labiau elektroneigiami. Taigi, galime išskirti keletą šios rūšies medžiagų tipų:

• fosforo ir sieros junginys - fosforo sulfidas P 2 S 3;
• fosforo chloridas III, V;
• oksidai ir anhidridai;
• bromidas ir jodidas ir kt.

Fosforo ir jo junginių chemija yra įvairi, todėl sunku nustatyti svarbiausius iš jų. Jei mes kalbame konkrečiai apie medžiagas, kurios susidaro iš fosforo ir nemetalų, tada didžiausia vertė turi skirtingos sudėties oksidų ir chloridų. Jie naudojami cheminės sintezės kaip vandenį šalinančios medžiagos, kaip katalizatoriai ir pan.

Taigi viena iš galingiausių džiovinimo priemonių yra didžiausia - P 2 O 5. Jis taip stipriai pritraukia vandenį, kad tiesioginio sąlyčio su juo metu įvyksta audringa reakcija su stipriu triukšmu. Pati medžiaga yra balta į sniegą panaši masė, jos agregacijos būsena yra artimesnė amorfinei.

Yra žinoma, kad organinė chemija pagal junginių skaičių jis daug didesnis nei neorganinis. Tai paaiškinama izomerijos reiškiniu ir anglies atomų gebėjimu formuotis įvairių struktūrų viena su kita užsidarančios atomų grandinės. Natūralu, kad yra tam tikra tvarka, tai yra, klasifikacija, kuriai taikoma visa organinė chemija. Junginių klasės yra skirtingos, tačiau mus domina vienas konkretus, tiesiogiai susijęs su nagrinėjamu elementu. Tai su fosforu. Tai apima:

• kofermentai – NADP, ATP, FMN, piridoksalio fosfatas ir kiti;
• baltymai;
• nukleorūgštys, nes fosforo rūgšties liekana yra nukleotido dalis;
• fosfolipidai ir fosfoproteinai;
• fermentai ir katalizatoriai.

Jonų tipas, kuriame fosforas dalyvauja formuojant šių junginių molekulę, yra PO 4 3-, tai yra, tai yra rūgštinė fosforo rūgšties liekana. Kai kuriuose baltymuose jis yra laisvo atomo arba paprasto jono pavidalu.

Normaliam kiekvieno gyvo organizmo funkcionavimui šis elementas ir jo susidarantys organiniai junginiai yra nepaprastai svarbūs ir reikalingi. Juk be baltymų molekulių neįmanoma sukurti vienos struktūrinės kūno dalies. O DNR ir RNR yra pagrindiniai nešėjai ir siųstuvai paveldima informacija. Apskritai, visi ryšiai turi būti.

Fosforo panaudojimas pramonėje

Fosforo ir jo junginių naudojimą pramonėje galima apibūdinti keliais punktais.

1. Naudojamas degtukų, sprogstamųjų junginių, padegamųjų bombų, kai kurių rūšių kuro ir tepalų gamyboje.
2. Kaip dujų absorberis, taip pat gaminant kaitrines lempas.
3. Metalams apsaugoti nuo korozijos.
4. IN žemės ūkis kaip dirvos trąšos.
5. Kaip vandens minkštiklis.
6. Cheminėse sintezėse gaminant įvairias medžiagas.

Jo vaidmuo gyvuose organizmuose sumažinamas iki dalyvavimo dantų emalio ir kaulų formavimosi procesuose. Dalyvavimas ana- ir katabolizmo reakcijose, taip pat buferinio pajėgumo palaikymas vidinė aplinka ląstelės ir biologiniai skysčiai. Tai yra DNR, RNR ir fosfolipidų sintezės pagrindas.

1 pavyzdys: makiažas elektronines formulesšių elementų pagrindinės būsenos atomai: fosforas (15), kalcis (20) ir titanas (22). Nurodyta skliausteliuose serijos numeris elementas.

Sprendimas. Fosforo randama pagrindinis pogrupis penktoje grupėje ir trečiajame periode. Bendras elektronų skaičius šiame atome yra 15, ir jie yra ant trijų elektroniniai sluoksniai. Pirmieji du elektroniniai fosforo atomo sluoksniai yra visiškai užpildyti ( elektroninė konfigūracija Ne atomas: 1s 2 2s 2 2p 6), elektronų skaičius trečiajame fosforo sluoksnyje lygus grupės skaičiui. Iš šių elektronų du yra 3s orbitoje, o 3 yra 3p. Taigi elektroninė fosforo atomo formulė yra:

15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Norint sudaryti elektroninę kalcio atomo formulę į Ar atomo elektroninę konfigūraciją (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6), reikia pridėti du elektronus, kurie yra 4s orbitoje. Dėl to gauname tokią elektroninę formulę:

20 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Titano elementas yra viduje šoniniai pogrupiai e 4 elementų grupės ir ketvirtajame periode. Tai nurodo pereinamieji elementai ketvirtojo periodo, kuriame užpildytas 3d apvalkalas, ant kurio yra 2 elektronai. Bendras elektronų skaičius titano atome yra 22. Norint sudaryti elektroninę titano formulę, prie elektroninės kalcio formulės reikia pridėti du d-elektronus (3d 2):

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2.

2 pavyzdys. Nustatykite šių elementų tipą (s,p,d,f): mangano (25), stroncio (38), cerio (58) ir švino (82). Elemento serijos numeris nurodytas skliausteliuose.

Sprendimas. S-elementai apima pirmuosius du elementus - vandenilį ir helią, taip pat elementus, esančius pagrindiniuose 1-osios ir 2-osios elementų grupių pogrupiuose (ličio pogrupis ir berilio pogrupis). Tarp pateiktų elementų ši kategorija apima stroncis (38). Pagrindiniuose trečiosios–aštuntosios grupių pogrupiuose yra p-elementų. Mūsų atveju taip yra švinas (82). Dešimtmečiai papildomi elementai, sudarantys šoninius pogrupius, priklauso d elementų tipui. Tarp nagrinėjamų elementų šis tipas apima manganas (25). Galiausiai 14 elementų, esančių šeštajame ir septintajame perioduose, po lantano (57) ir aktinio (89), intarpai priklauso f elementams. Taigi f elementas yra ceris (58). Gautus duomenis pateikiame lentelės pavidalu.

3 pavyzdys. Išdėstykite elementus didėjančio spindulio tvarka: Mg(12), Al(13), K(19), Ca(20). Elemento serijos numeris nurodytas skliausteliuose.

Sprendimas. Pagrindinių pogrupių elementų atominiai spinduliai didėja iš viršaus į apačią. Laikotarpiais iš kairės į dešinę atomų spindulys mažėja. Taigi, mažiausias spindulys turės aliuminio atomą, o didžiausias – kalio atomą. Kalcio atomo spindulys yra mažesnis nei kalio atomo, bet daugiau nei atomas magnio Dėl to gauname sekančią eilutę, kurioje elementai išdėstyti didėjančio spindulio tvarka: Al(13), Mg(12), Ca(20), K(19).

4 pavyzdys. Naudodami Kosselio schemą nustatykite, kuri bazė yra stipresnė, CsOH ar Ba(OH) 2.

Sprendimas. Pagal Kosselio schemą daugiau stiprus pagrindas Katijono spindulys turėtų būti didesnis, o krūvis mažesnis. Šiuo atveju hidroksilo grupė mažiau stipriai sulaiko katijoną ir lengviau nutrūksta E-OH ryšys. Nagrinėjamu atveju Cs + jono spindulys yra didesnis, o krūvis mažesnis nei Ba 2+ jono. Taigi CsOH yra stipresnis už Ba(OH)2.

5 pavyzdys. Naudodami Koselio diagramą nustatykite, kuri rūgštis yra stipresnė, H 2 S ar H 2 Se.

Sprendimas. Bedeguonių rūgščių stiprumas didėja didėjant spinduliui neigiamas jonas, nes didesnis jonas sunkiau išlaiko vandenilio joną. Kadangi Se 2– jono spindulys yra didesnis nei S 2– jono, H 2 Se yra stipresnis už H 2 S.

Pagal planą apibūdinkite elementus Magnis ir Fosforas

Chloro savybės:

1. Elementas Nr.17 chloras, jo atominė masė Ar = 35,5 (du izotopai Ar = 35. Ar = 37), jo branduolio krūvis Z = +17, branduolyje 17 p⁺ (protonai izotope Ar = 35 18 n⁰, o izotope

Ar = 37 n⁰ 20 (neutronai.

Aplink branduolį yra 17 e⁻ (elektronų), kurie yra trijuose energijos lygiuose, nes chloras yra trečiajame periode.
1). Chloro atomo modelis naudojant lankus:
₊1₇CI)₂)₈)₇
2). Atomo modelis pagal elektroninę formulę (elektroninė konfigūracija:

₊₁₇CI 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
3). Elektroninis grafinis atomo modelis:

⇵ ⇵
3 lygis ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2 lygis ⇅
1 lygis ⇅
₊₁₇CI
2. Paprastos medžiagos chloro molekulė yra dviatomė. Chloras yra nemetalas, in cheminės reakcijos gali būti reduktorius, gali būti oksidatorius.
3. 7 grupės, pagrindinio chloro pogrupio, atomų molekulės yra dviatomės. Didėjant branduolio krūviui nuo fluoro iki astatino, nemetalinės savybės mažėja, o metalinės savybės didėja.

4. Atomų molekulės paprastos medžiagos laikotarpiu: natris, magnis, aliuminis, silicis - monoatominis; fosforo keturių atomų P4, sieros daugiaatomės (S) n, chloro dviatomės CI₂. Nuo natrio iki chloro keičiasi medžiagų savybės: natris, magnis yra metalai, aliuminis – amfoterinis metalas, silicis – pusmetalis, fosforas, siera, chloras – nemetalai. Be to, redokso savybės tam tikru laikotarpiu keičiasi iš kairės į dešinę. Natris, magnis, aliuminis yra reduktorius. Silicis, fosforas, siera, chloras gali būti ir reduktoriai, ir oksidatoriai.
5. Didesnis chloro oksidas – CI₂O₇, rūgšties oksidas:
6. Hidroksidas – HCIO4, chloras, stipri rūgštis,

7. Lakus junginys su vandeniliu HCl vandenilio chlorido, bespalvės dujos, nemalonaus kvapo, gerai tirpus vandenyje, tirpalas druskos rūgštis HCI.

Magnio savybės:

1) Elemento pavadinimas - magnis, cheminis simbolis - Mg, serijos numeris - Nr. 12, atominė masė Ar = 24 Grupė - 2, pogrupis - pagrindinis, 3 periodas
Magnio atomo branduolio krūvis Z=+12 (branduolyje yra 12 protonų - p⁺ ir 12 neutronų - n⁰)
Aplink atomo branduolį yra 3 energijos lygiai, ant kurių yra 12 elektronų.

3) Remdamiesi tuo, kas išdėstyta aukščiau, parašysime magnio atomo struktūrą ir jo elektroninę formulę:
A. Magnio atomo modelis naudojant lankus:
₊12Mg)₂)8)₂

b. Atomo modelis pagal elektroninę formulę (elektroninė konfigūracija:
elektroninė aliuminio formulė ₊₁₂Mg 1s²2s²2p⁶3s²

V. Elektroninis grafinis atomo modelis:

3 lygis ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2 lygis ⇅
1 lygis ⇅
₊1₂Mg

4. Paprastoji medžiaga, magnio metalas, susideda iš vieno atomo, magnio valentingumas junginiuose yra 2, oksidacijos laipsnis +2. Magnis yra reduktorius.

5. 2 grupės, pagrindinio pogrupio, atomų molekulės yra monoatominės. Didėjant branduolio krūviui nuo berilio iki radžio, nemetalinės savybės mažėja, o metalinės savybės didėja.

6. Paprastų medžiagų atomų molekulės laikotarpiu: natrio, magnio, aliuminio, silicio – vienatominės; fosforo keturių atomų P4, sieros daugiaatomės (S) n, chloro dviatomės CI₂. Nuo natrio iki chloro keičiasi medžiagų savybės: natris, magnis yra metalai, aliuminis – amfoterinis metalas, silicis – pusmetalis, fosforas, siera, chloras – nemetalai. Be to, redokso savybės tam tikru laikotarpiu keičiasi iš kairės į dešinę. Natris, magnis, aliuminis yra reduktorius. Silicis, fosforas, siera, chloras gali būti ir reduktoriai, ir oksidatoriai.
7. Aukščiausiojo oksido formulė: MgO – bazinis oksidas
8. Hidroksido formulė: Mg(OH)₂ – vandenyje netirpi bazė.

9. lakus junginys nesusidaro su vandeniliu, o magnio junginys su vandeniliu yra aliuminio hidridas MgH₂ - Tai kieta balta nelaki medžiaga. Šiek tiek tirpsta vandenyje. Sąveika su vandeniu ir alkoholiais. MgH₂ + 2H₂O = 2H₂ + Mg(OH)2

Veikiant stipriam karščiui, suyra į elementus.

Užduotys skirtos savęs vykdymas

1. Išdėstykite šiuos elementus didėjančia tvarka mažinančios savybės: fosforas, magnis, chloras.

2. Išdėstykite šias medžiagas susilpnėjimo tvarka nemetalinės savybės: stibis, bismutas, silicis, fosforas.

3. Nurodykite, kuri iš dviejų rūgščių yra stipresnė (paaiškinkite savo atsakymą):

a) H 2 Se arba H 2 Te b) H 2 CrO 4 arba HMnO 4

4. Elementams, kurių atominiai skaičiai 33, 37, 17, 31, 41, sudarykite aukštesnio oksido, didesnio hidroksido formules ir nurodykite jų prigimtį. Įvardykite aukščiausią ir mažiausią galimą oksidacijos būseną.

5. Sudarykite junginių su elementų vandeniliu formules, jei jų formulės žinomos didesni oksidai:

a) E 2 O b) E 2 O 5 c) EO d) E 2 O 3 e) EO 3

6. Duok pilnas aprašymas elementai sunumeruoti 42 ir 35.

ATOMO STRUKTŪRA.

ELEKTRONŲ IŠDĖSTYMAS PAGAL ENERGIJOS LYGIUS

Cheminio elemento atomas yra elektriškai neutrali sistema, susidedanti iš teigiamai įkrauto branduolio, kuriame sutelkta beveik visa atomo masė, ir šalia branduolio esančių elektronų.

Atominis (arba atominis) skaičius elementas rodo atomo branduolio krūvį. Šiame fizinę reikšmę elemento atominis numeris.

Atome protonų, lemiančių atomo branduolio krūvį, skaičius ir elektronų skaičius yra vienodi. Tai lemia atomo elektrinį neutralumą.

Masinis skaičius - bendras protonų ir neutronų skaičius branduolyje.

Cheminis elementas - Tai yra atomo tipas, turintis tą patį branduolinį krūvį. Branduolinis krūvis yra pagrindinė cheminio elemento atomo charakteristika.

Izotopai– vieno cheminio elemento atomai (turintys tas pats mokestis atomų branduoliai), tačiau skiriasi masių skaičiais.

Santykinė atominė masė yra visų tam tikro cheminio elemento izotopų masės skaičių aritmetinis vidurkis.

1 užduotis. Nustatykite protonų, neutronų ir elektronų skaičių fosforo izotopo 31 R atome.

Periodinėje lentelėje cheminiai elementai DI. Mendelejevo (PS) fosforo turi atominis skaičius 15. Todėl. Jo pagrindinis įkrovimas yra +15. Tai reiškia, kad branduolyje yra 15 protonų, bendras skaičius Atome yra 15 elektronų, neutronų skaičius yra N = 31-15 = 16.

Autorius šiuolaikinės idėjos elektronas atome turi dvejopą prigimtį (dalelė ir banga vienu metu). Elektronas erdvėje neturi konkrečios koordinatės ir nejuda trajektorija. Jie kalba apie jo tikimybę kiekviename erdvės taške.

Elektronų debesis (orbita) – erdvės aplink branduolį sritis, kurioje greičiausiai randamas elektronas. Elektronų būseną atome apibūdina aibė kvantiniai skaičiai. Kiekvienam tam tikro atomo elektronui 4 kvantinių skaičių rinkinys yra individualus.

Kvantiniai skaičiai.

1. Pagrindinis kvantinis skaičius(n) apibūdina elektrono energiją ir atstumą nuo branduolio. Elektronai, turintys vienodą energijos kiekį ir vienodai nutolę nuo branduolio, sujungiami į vieną energijos lygis.

n = 1, 2, 3 … 7 nei mažesnė vertė n, kuo elektronas arčiau branduolio, tuo stipriau jį traukia prie branduolio, tokių elektronų energijos rezervas yra minimalus. Skaitinė reikšmė n yra lygus energijos lygio, kuriame gali būti elektronas, skaičiui.

N = 2 n 2, kur N yra maksimalus skaičius elektronų

Kai n = 1 N = 2

n = 3 N = 18 ir kt.

2. Orbitinis (šoninis) kvantinis skaičius(l) – apibūdina elektronų orbitos formą. Jei orbitalė turi sferinę formą, ji vadinama s-orbitale, jei forma yra hantelio formos, ji vadinama p-orbitale. Dar daugiau sudėtingos formos vadinamos d-orbitalėmis ir f-orbitalėmis.

O s-orbitalė ∞ -p-orbitalė

Elektronai, turintys tą patį energijos rezervą, gali užimti skirtingos formos erdvės sritį, šiuo atveju jie kalba apie polygis(s, p, d, f – polygiai).

3. Magnetinis kvantinis skaičius(m l) – apibūdina orbitos orientaciją erdvėje:

Visada yra viena S orbitalė, nes jos sukimasis yra trimatė erdvė nesukelia vietos pasikeitimo.

P-buveinės gali būti orientuotos išilgai x, y, z ašių. Vadinasi, jie gali būti vienoje iš trijų viena kitai statmenų padėčių.

Yra 5 D orbitalės (skirtingai orientuotos erdvėje), turėtų būti 7 f orbitalės ir t.t.

Diagramoje kiekvieną iš galimų orbitalių parodysime stačiakampiu □ arba brūkšneliu -.

4. Sukimosi kvantinis skaičius(m s) – apibūdina elektronų sukimąsi aplink savo ašį (pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę). Diagramoje skirtingi elektronų sukimai rodomi rodyklėmis arba ↓.

Elektronų orbitalių užpildymo principai:

1. Vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.

2. Pildant vieno polygio orbitales, stabiliausia yra ta būsena, kurioje nesuporuotų elektronų skaičius yra didžiausias.

(elektronų sukimosi kryptis ta pati).

3. Polygių užpildymo tvarka nustatoma pagal principą

Kiekvieno elektrono būsena atome apibūdinama 4 kvantiniais skaičiais:

A) Pagrindinis kvantinis skaičius n- nustato atomo lygių skaičių ir sutampa su periodo, kuriame yra elementas, skaičiumi.

Pavyzdžiui: n = 2, o tai reiškia, kad atomas turi du apvalkalus su elektronais, todėl elementas yra antrajame periode.

Pagrindinis kvantinis skaičius n – nustato visos atsargos elektronų energija ir jos atstumas nuo branduolio. Kuo toliau elektronas pašalinamas iš atomo, tuo didesnis energijos rezervas. Kai n = 1, elektronų energija yra minimali.

n = 1 K – lygis

n = 2 L – lygis

n = 3 M – lygis

n = 4 N – lygis

n = 5 O – lygis

n = 6 Р – lygis

n = 7 Q – lygis

b) Šoninis kvantinis skaičius l - nustato elektronų debesies formą. Jo reikšmė yra 1 mažesnė už pagrindinį kvantinį skaičių.

Polygiai nustatomi pagal šoninio kvantinio skaičiaus reikšmę.

Pavyzdžiui: jei n = 1 l = 0, tai yra s - polygis

n = 2 l = 0,1, tai yra s, p - polygiai

n = 3 l = 0,1,2, tai yra s, р, d - polygiai

n = 4 l = 0,1,2,3 tada tai yra s, р, d, f - polygiai

c) Magnetinis kvantinis skaičius m – nustato elektronų debesies pailgėjimo kryptį magnetiniame lauke. Tai vektorinis kiekis turi teigiamų ir neigiamos reikšmėsšoninio kvantinio skaičiaus ribose.

Pavyzdžiui: l = 0, m = 0, tai yra s – polygis – viena ląstelė

l = 1, m = – 1, 0,+1 р – polygis - 3 langeliai

l = 2, m = –2, – 1, 0,+1,+2 d – polygis – 5 langeliai

d) Kvantinė sukimosi numeris S nustato elektronų sukimosi aplinkui kryptį savo ašį. Jei S = + 1/2, tada elektronas sukasi aplink savo ašį pagal laikrodžio rodyklę ir paprastai žymimas .

Jei S = – 1/2, tai elektronas sukasi aplink savo ašį prieš laikrodžio rodyklę ir sutartinai žymimas ↓.

Atomo sandara ir elektronų pasiskirstymas tarp mažų ir didelių periodų elementų apvalkalų.

1913 metais metų mokslininkas-N. Bohras išsivystė kvantinė teorija atomo struktūra. Teorija buvo pagrįsta šiais postulatais: elektronas gali judėti aplink atomo branduolį ne bet kokiomis, o tiksliai apibrėžtomis orbitomis. Elemento orbitų skaičius nustatomas pagal periodo numerį. Yra septyni periodai, o tai reiškia, kad yra 1,2,3,4,5,6,7 energijos lygiai, kurie vadinami kvantiniais sluoksniais ir yra pažymėti: K, L, M, N, O, P, Q.

Lygiai skirstomi į polygius, kurie žymimi raidėmis Lotynų abėcėlė s, p, d, f.

Pirma energijos lygis atitinka s – polygis, antrasis lygis – du polygiai: s, p, trečias lygis – trys polygiai: s, p, d, ketvirtas lygis – keturi sublygiai: s, p, d, f.

Pagal antrąjį principą Pauli: du elektronai gali užimti tą pačią orbitą, jei turi jų sukinius priešingomis kryptimis

Pagal Pauli principą:

· pirmame lygyje yra ne daugiau kaip 2 elektronai

· antra – ne daugiau kaip 8,

· trečia – ne daugiau kaip 18,

· ketvirta – ne daugiau 32 elektronų

Jei bet kuris atomo lygis yra neužpildytas, tada elektronai jame pasiskirsto atitinkamai su Hundo taisykle:

kvantinės ląstelės pirmiausia užpildomos vienu elektronu, o paskui kitu priešingo sukimosi elektronu.

a) atomo sandaros diagrama H +1) 1e

b) grafinis vaizdas elemento vandenilio atomo elektroninis apvalkalas

Saugumo klausimai:

1. Kokios prielaidos buvo atradimo pagrindas? periodinė teisė?

2. Kaip periodinė lentelė sudaryta horizontaliai? Kokie laikotarpiai išskiriami periodinėje lentelėje?

3. Kaip periodinė lentelė sudaryta vertikaliai? Apibūdinkite pagrindinius ir antrinius pogrupius.

4. Kurie periodinės lentelės cheminiai elementai yra susiję su Rusija?

5. Periodinėje lentelėje aprašykite elemento Nr.33 ir Nr.41 koordinates

6. Kas vienija pagrindinio ir antrinio pogrupio elementus? Pateikite pavyzdžių

7. Išdėstykite šiuos elementus: fosforą, magnį, chlorą, kad padidėtų nemetalinės savybės. Išdėstykite šiuos elementus taip, kad padidėtų metalo savybės.

8. Išdėstykite šiuos elementus: stibis, fosforas, bismutas - nemetalinių savybių didinimo tvarka. Išdėstykite šiuos elementus taip, kad padidėtų metalo savybės.

9. Išdėstykite šiuos elementus: magnį, barį, stroncį, berilį - didėjančio atominio spindulio tvarka. Kaip šioje serijoje keičiasi elementų metalo savybės?

10. Parašykite elektronines formules sekantys atomai: deguonis, magnis, fosforas, argonas, vanadis.

1.3 tema: Materijos sandara

Klausimų, kuriuos reikia ištirti, sąrašas:

1. Kovalentinis cheminis ryšys. Ugdymo mechanizmas. Elektronegatyvumas. Kovalentiniai poliniai ir nepoliniai ryšiai. Molekulinės ir atominės kristalinės gardelės.

2. Joninis cheminis ryšys. Katijonai, jų susidarymas iš atomų oksidacijos proceso metu. Anijonai, jų susidarymas iš atomų redukcijos proceso metu. Joninis ryšys, kaip ryšys tarp katijonų ir anijonų dėl elektrostatinės traukos.. Joninės kristalinės gardelės.

3. Metalinė jungtis. Metalas kristalinė gardelė ir metalo cheminis ryšys. Fizinės savybės metalai

4. Medžiagų agregatinės būsenos ir vandenilinis ryšys. Kietas, skystas ir dujinė būsena medžiagų. Medžiagos perkėlimas iš vieno agregacijos būsenaį kitą. Vandenilinis ryšys, jo vaidmuo formuojant biopolimerines struktūras.

5. Grynos medžiagos ir mišiniai. Medžiagų mišinio samprata. Homogeniški ir nevienalyčiai mišiniai. Mišinių sudėtis: mišinio komponentų tūrio ir masės dalys, masės dalis priemaišų.

Išsklaidytos sistemos. Dispersinė fazė ir dispersinė terpė. Dispersinių sistemų klasifikacija. Koloidinių sistemų samprata.

Kovalentinis cheminis ryšys. Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas (mainai ir donoras-akceptorius). Elektronegatyvumas. Kovalentiniai poliniai ir nepoliniai ryšiai. Kovalentinio ryšio dauginys. Molekulinės ir atominės kristalinės gardelės.

Kovalentinis ryšys susidaro dėl atomų elektronų debesų sutapimo, kartu su energijos išsiskyrimu.

Yra keli kovalentinių ryšių susidarymo mechanizmai: mainai(lygiavertis), donoras-akceptorius, datatyvas.

Naudojant mainų mechanizmą, jungties susidarymas laikomas sukimosi poravimosi rezultatu laisvųjų elektronų atomai. Šiuo atveju sutampa du atominės orbitalės gretimi atomai, kurių kiekvienas yra užimtas po vieną elektroną. Taigi kiekvienas iš susijungusių atomų skiria elektronų porą, kad būtų galima pasidalyti, tarsi jais apsikeisdamos. Pavyzdžiui, kai iš atomų susidaro boro trifluorido molekulė, trys atominės boro orbitalės, kurių kiekviena turi po vieną elektroną, persidengia su trimis atominėmis orbitomis. trijų fluoro atomų (kiekvienas iš jų taip pat turi vieną nesuporuotą elektroną). Dėl elektronų poravimosi atitinkamų atominių orbitų persidengimo srityse atsiranda trys elektronų poros, sujungiančios atomus į molekulę.

Pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą orbita su vieno atomo elektronų pora ir kito atomo laisva orbita persidengia. Šiuo atveju persidengimo srityje atsiranda ir elektronų pora. Pavyzdžiui, pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą į boro trifluorido molekulę pridedamas fluoro jonas. Laisva r-boro orbitalė (akceptorius elektronų pora) BF 3 molekulėje sutampa su r-F - jono orbitalė, veikianti kaip elektronų poros donorė. Gautame jone visi keturi kovalentiniai boro ir fluoro ryšiai yra lygiaverčiai ilgiu ir energija, nepaisant jų susidarymo mechanizmo skirtumo.

Atomai, išoriniai elektronų apvalkalas kuri susideda tik iš s- Ir r-orbitalės gali būti elektronų poros donorai arba akceptoriai. Atomai, kurių išorinis elektronų apvalkalas apima d-orbitalės gali veikti kaip elektronų porų donoras ir akceptorius. Šiuo atveju atsižvelgiama į datyvinį ryšio susidarymo mechanizmą. Datyvinio ryšio formavimosi mechanizmo pasireiškimo pavyzdys yra dviejų chloro atomų sąveika. Du chloro atomai Cl 2 molekulėje sudaro kovalentinę jungtį pagal mainų mechanizmą, sujungdami savo nesuporuotus 3 r- elektronai. Be to, yra sutapimas 3 r-Cl-1 atomo orbitalė, turinti elektronų porą ir laisvą 3 d-Cl-2 atomo orbitalės, taip pat persidengimas 3 r-Cl-2 atomo orbitalė, turinti elektronų porą ir laisvą 3 d-Cl-1 atomo orbitalės. Datyvinio mechanizmo veikimas lemia ryšio stiprumo padidėjimą. Todėl Cl 2 molekulė yra stipresnė už F 2 molekulę, kurioje kovalentiniai ryšiai susidaro tik mainų mechanizmu:

Elektronegatyvumas (χ)– fundamentalus cheminė savybė atomas – kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo pritraukti bendras elektronų poras charakteristika.