Какие хим свойства характерны для высшего оксида элемента 3
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.
Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны
“вручную”, располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое “сходство”:
- B5 – 1s22s22p1
- Al13 – 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1,
индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.
Длина связи
Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а
HI – самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации –
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Цель урока: Изучить свойства оксидов и гидроксидов элементов III периода.
Задачи урока.
- Образовательная. Используя проблемно-интегративный подход к обучению с применением исследовательского эксперимента, направить поисковую деятельность учащихся на установление закономерности в изменении свойств оксидов и гидроксидов элементов III периода, сформировать понятие об амфотерности.
- Воспитательная. Формировать научное мировоззрение, творчество мышления, радость познания.
- Развивающая. Развить познавательную активность, интеллектуальные способности и логическое мышление учащихся.
Оборудование:Таблицы «Периодическая система химических элементов Д.И Менделеева», «Растворимость кислот и оснований в воде», «Относительная электроотрицательность элементов». Компьютеры, мультимедийный проектор. Демонстрационный штатив с пробирками, капельница.
Химреактивы: Гидроксиды элементов III периода, индикаторы, соляная кислота, раствор хлорида алюминия.
Ход урока
I этап. Актуализация опорных знаний учащихся.
Использую наиболее традиционный вариант реализации этого этапа – фронтальную беседу с применением необходимых средств наглядности, исследовательский эксперимент, выполнение упражнений.
Проецируем на экран вопросы, на которые учащиеся должны ответить:
- Что такое ионная связь? Приведите примеры веществ с ионной связью.
- Что такое ковалентная связь? Назовите два вида ковалентной связи. Приведите примеры.
- Как вы понимаете термин «Относительная электроотрицательность элементов»? Электроотрицательность какого элемента условно принята за единицу?
- Как изменяется электроотрицательность элементов в периодах с увеличением порядковых номеров элементов, в А – подгруппах?
- Свяжите понятия «Электроотрицательность» и «Химическая связь».
- Как изменяются размеры атомов в периодах с увеличением порядковых номеров элементов?
После повторения предлагаю учащимся составить формулы оксидов элементов III периода и определить вид химической связи в каждом случае:
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 |
Отдельным учащимся заранее предложена работа на компьютерах по составлению электронных формул оксидов с ионной и ковалентной связью.
После проекции этих формул на экран предлагаю учащимся определить характер данных оксидов: (оксиды натрия и магния – основные по характеру, оксиды фосфора (V) и хлора (VII) – кислотные).
Формулируем вывод по данной части работы: основные оксиды – ионные соединения, кислотные оксиды – ковалентные.
Используя опорный конспект (приложение 1), предлагаю учащимся охарактеризовать свойства основных и кислотных оксидов, выполнив упражнение:
| 1) MgO + HCl → | 2) SO3 + NaOH→ | |
| 3) Na2O + H2O→ | 4) P2O5+H2O→ |
Акцентирую внимание учащихся на то, что основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотные – со щелочами с образованием соли и воды. При взаимодействии основных оксидов элементов I-A и II – А групп образуются гидроксиды – щелочи. При взаимодействии кислотных оксидов с водой образуются гидроксиды – кислоты.
?Что же такое гидроксид? (Это продукт соединения оксида с водой)
Учитель. Однако не все гидроксиды можно получить реакцией оксида с водой. Например,
SiO2+ H2O ≠ реакция не идет
Al2O3+ H2O ≠ реакция не идет
Гидроксид кремния (кремниевую кислоту) и гидроксид алюминия получают другими способами. Об этом мы поговорим несколько позже.
Далее предлагаю учащимся продолжить работу над схемой: под формулами оксидов элементов III периода записать формулы их гидроксидов.
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 | ||||||
| NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 |
По таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» определяем растворимость гидроксидов в воде.
II этап. Создание проблемной ситуации. Исследовательский эксперимент.
? С помощью каких веществ можно доказать принадлежность гидроксида к основаниям или кислотам?
Учащиеся вспоминают, что для этого есть индикаторы.
Предлагаю испытать раствором лакмуса каждый из предложенных гидроксидов:
| NaOH | Mg(OH)2 | H3PO4 | H2SO4 |
По ходу проведения опытов учащиеся комментируют их и делают вывод, что в растворах гидроксидов металлов фиолетовый лакмус изменяет окраску в синий цвет, а в растворах кислот – в красный. Составляем уравнение электролитической диссоциации щелочи и кислоты.
NaOH ↔ Na++OH- (образуется гидроксид –ион, изменяющий окраску лакмуса в синий цвет)
H2SO4+H2O↔H3O++HSO4- (образуется ион оксония, т.е. гидратированный протон Н+(Н2О), изменяющий окраску лакмуса в красный цвет).
Учитель. Подумайте, почему я не предложила испытать индикатором гидроксиды кремния и алюминия? (Они не растворимы в воде).
Предлагаю продолжить работу со схемой, отметив характер гидроксидов их растворимость в воде.
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 | ||||||
| NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 | ||||||
| Щелочь | Малораств. основание | Нерастворимые вещества | растворимые кислоты | |||||||||
В процессе беседы устанавливаем закономерность изменения свойств гидроксидов:
- Какое основание сильнее NaOH или Mg(OH)2
- Сравните силу кислот как электролитов. Назовите самую слабую из них и самую сильную.
- Отметьте на схеме, как изменяются основные и кислотные свойства гидроксидов с увеличением порядковых элементов III периода
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 | ||||||
| NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 | ||||||
| Щелочь | Малораств. основание | Нерастворимые вещества | растворимые кислоты | |||||||||
| Основные свойства ослабевают —> | кислотные свойства усиливаются —> | |||||||||||
III этап. Постановка учебной проблемы.
Почему основные свойства гидроксидов элементов III периода ослабевают, а кислотные – усиливаются?
IV этап. Решение учебной проблемы.
Учитель. Попытаемся найти ответ на этот вопрос, используя знания об относительной электроотрицательности элементов, видах химической связи и сравнивая размеры атомов (ионов).
Проецируем на экран электронные формулы гидроксидов элементов III периода (приложение 2).
Путем фронтальной беседы по вопросам, приведенным ниже, устанавливаем, почему гидроксид натрия обладает большим основным характером, чем гидроксид магния.
- Из каких частиц состоят эти вещества? (Из катионов металла и гидроксид-анионов)
- Какая связь образуется между ионами? (ионная).
- Составьте уравнение реакции диссоциации гидроксида натрия.
- Почему химическая связь разрывается между натрием и кислородом?
Учитель. Кислород – сильноэлектроотрицательный элемент, он оттягивает электронную плотность связи с натрием на себя, атом натрия превращается в ион. Кроме того, ион натрия имеет большой размер (обращаю внимание учащихся на рисунок 18.7 в учебнике Л.С. Гузей), следовательно, длина связи натрия с кислородом большая, поэтому связь слабая. Этим объясняется хорошая растворимость гидроксида натрия и распад электролита на ионы с освобождение гидроксид-аниона. - Сравните размеры ионов натрия и магния, а также величины из зарядов.
Учащиеся дают ответ, что размер иона натрия больше, а величина заряда иона натрия меньше, чем у иона магния. - Подумайте, в каком случае будет прочнее связь: между катионом натрия и гидроксид-анионом, или между катионом магния и гидроксид-анионом? Почему?
Учащиеся находят правильный ответ: между катионом магния и гидроксид-анионом связь более прочная, т.к. заряд катиона магния больше, а размер меньше. Поэтому способность катиона магния удерживать гидроксид-анион больше, т.е. процесс распада его как электролита затруднен по сравнению с гидроксидом натрия. Гидроксид магния более слабое и мене растворимое основание, чем гидроксид натрия. - Что же тогда можно сказать о свойстве гидроксида алюминия? (По причине увеличения заряда катиона алюминия Al3+ и уменьшения его размера отрыв гидроксид-аниона еще более затруднен. Гидроксид алюминия нерастворимое и малодиссоциирующее в воде вещество).
Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств.
Предлагаю учащимся получить гидроксид алюминия реакцией ионного обмена. Подбираем вещества, проводим опыт, составляем уравнение реакций:
Al3++3OH- =Al (OH)3↓ (это нерастворимое в воде основание)
Прошу исследовать свойства гидроксида алюминия:
1) В одну пробирку со свежеосажденным гидроксидом алюминия добавляем раствор соляной кислоты – наблюдаем растворение осадка. Составляем уравнения реакций:
Al(OH)3+3HCl= AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
Делаем вывод, что гидроксид алюминия проявил себя, как основание.
2) В другую пробирку с гидроксидом алюминия добавляем раствор щелочи – наблюдаем растворение осадка. В этом случае гидроксид алюминия проявил свойства кислоты. Подумайте, как это можно объяснить? Сопоставьте размеры ионов магния и алюминия, величины их зарядов, а также относительные электроотрицательности элементов.
Учащиеся отмечают, что размер катиона алюминия меньше размера катиона магния, а величина заряда и электроотрицательность – больше, чем у магния.
? К чему это приводит? (К уменьшению заряда на атоме кислорода гидроксогруппы, и, следовательно, к облегчению отщепления катиона водорода. Вот почему гидроксид алюминия проявляет свойства кислоты).
Учитель. Существует кислотная форма гидроксида алюминия HAlO2 – металюминиевая кислота. Это очень слабая кислота, но она взаимодействует со щелочью с образованием соли и воды:
Таким образом, гидроксид алюминия проявляет как свойства основания, так и свойства кислоты, т. е. является амфолитом или амфотерным соединением (вносим эту информацию в схему).
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 | ||||||
| NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 | ||||||
| Щелочь | Малораств. основание | Нерастворимые вещества | растворимые кислоты | |||||||||
| амфотерный гидроксид | ||||||||||||
| Основные свойства ослабевают —> | кислотные свойства усиливаются —> | |||||||||||
Учитель. Теперь ответим на вопрос, почему кислотные свойства гидроксидов элементов III периода усиливаются.
Провожу беседу по вопросам:
Как вы считаете, в молекулах кислот связи ковалентные или ионные? (ковалентные полярные).
Почему они полярные? (Соединяются элементы с различной электроотрицательностью).
Сравните значение относительных электроотрицательностей элементов Si, P, S, Cl. Как они изменяются? (увеличиваются). Обратите внимание на значение относительной электроотрицательности элемента кислорода (оно больше, чем у Si, P, S, Cl)
Связь считается боле полярной, если разность значений электротрицательностей соединяющихся элементов больше.Определите, в какой из кислот степень полярности ковалентной связи атома неметалла с атомом кислорода больше: в кремниевой или в фосфорной?
Учащиеся путем простого подсчета приходят к выводу: что связь атомов кремния и кислорода более полярная.
Учитель. Электронная плотность связи кремния с кислородом сильно смещена к атому кислорода, поэтому он приобретает большой отрицательный заряд. По этой причине атом водорода сильно притягивается к атому кислорода, что делает связь О-Н более прочной. Это препятствует процессу диссоциации. Кремниевая кислота практически не диссоциирует на ионы и в воде нерастворима.Как изменяется полярность связи Р-О в молекуле фосфорной кислоты?
Учащиеся отвечают, что она уменьшается, т. е. электронная плотность на атоме кислорода становится меньше, прочность связи атомов кислорода и водорода ослабевает.Как это влияет на свойства фосфорной кислоты?
Учащиеся отвечают, что фосфорная кислота электролит средней силы и в воде растворяется.
Н3РО4+Н2О ↔ Н3О++Н2РО4-
Учитель. Считаю, что теперь вы сможете ответить на вопрос, почему серная и хлорная кислоты являются сильными электролитами. Покажите смещение электронной плотности связей на электронных формулах и объясните, почему серная кислота сильнее фосфорной.
Теперь мы ответили на вопрос, почему кислотные свойства гидроксидов элементов III периода усиливаются.
Такая же закономерность в изменении свойств характерна и для оксидов
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 | ||||||
| Основные оксиды | амфотерный гидроксид | кислотные оксиды | ||||||||||
Обсужденные закономерности наблюдаются во всех периодах периодической системы химических элементов:
При переходе от элемента к элементу слева направо по периоду свойства их оксидов и гидроксидов закономерно меняются от основных через амфотерные к кислотным.
V этап. Применение найденного решения.
На данном этапе считаю целесообразным выполнение тестовых заданий, чтобы учащиеся могли применять на практике только что усвоенную информацию (приложение 3)
VI этап. Рефлексия. Оценка деятельности класса.
Подвожу итог урока. Отмечаю, что учащиеся с помощью применения ранее приобретенных знаний и проведенных исследований пытались овладеть самым главным в процессе познания – умением находить истину.
Даю оценку деятельности учащихся и объясняю домашнее задание.
Приложения
Источник