Какими свойствами должен обладать элемент с z 34 дайте его описание

Задача 777. 
Чем объяснить сходство химических свойств лантаноидов?
Решение:
Семейство лантаноидов (или лантанидов) состоит из четырнадцати f – элементов с порядковыми номерами от 58 до 71, сходны по своим химическим и физическим свойствам друг к другу.

Задача 777. 
Чем объяснить сходство химических свойств лантаноидов?
Решение:
Семейство лантаноидов (или лантанидов) состоит из четырнадцати f – элементов с порядковыми номерами от 58 до 71, сходны по своим химическим и физическим свойствам друг к другу. Сходство их химических свойств можно объяснить отсутствием у атомов существенных различий в структуре внешнего и предвнешнего электронных слоёв. Характерной особенностью построения электронных оболочек атомов лантаноидов является то, что при переходе к последующему f – элементу (от Ce до Lu) новый электрон занимает место не во внешнем (n = 5), а в ещё более глубоко расположенном третьем снаружи электронном  слое (n = 4). Заполнение 5d – подуровня, начатое у лантана, возобновляется у гафния (Z = 72)  и заканчивается у ртути (Z = 80).
Электронная структура атома церия может быть представлена формулой:

+58Сe1s22p63s23p63d104s24p64d104f25s25p65s2

Далее у каждого последующего лантаноида до иттербия (Z = 70) происходит заполнение f–подуровня очередным электроном, а у атома лютеция (Z = 71) появляется электрон на 5d-подуровне.

Задача 778. 
С каким элементом более сходен молибден по свойствам с селеном или с хромом? Чем это объясняется?
Решение:
Наружный электронный слой атома молибдена содержит один s – электрон, атом хрома тоже содержит один s – электрон на наружном электронном слое, а у атома селена содержится шесть электронов (два s – и четыре р – электрона). Содержание по одному электро-ну на внешнем электронном уровне у атомов молибдена и хрома, естественно, сходство их свойств (металлические свойства) и отличие этих элементов от элементов главной подгруппы VI-й группы, в том числе от селена. Электронная конфигурация атомов молибдена и хрома имеет вид: …nd5ns1, а атома селена: …ns2np4.

Максимальная степень окисления молибдена равна +6, так как, помимо наружных электронов, в образовании связей может участвовать ещё пять неспаренных электронов с 4d – подуровня, точно также проявляет себя и атом хрома. Молибден и хром образует связи, только отдавая электроны, в то время как атом селена образует связи за счёт s- и р – электронов. К тому же атом селена может проявлять степень окисления -2, т.е. проявляет себя как типичный неметалл.

Задача 779.
 Исходя из положения элементов в периодической системе, определить: а) у какого из гидроксидов — Sn(OH)2 или РЬ(ОН)2 более выражены основные свойства; б) какая из солей гидролизуется в большей степени: станнат натрия или плюмбат натрия; в) какой из оксидов является более сильным окислителем: SnO2 или РЬО2?
Решение:
а) Исходя из положения элементов в периодической системе, более выражены основные свойства у Pb(OH)2, чем у Sn(OH)2, так как в группах с ростом зарядов ядра атомов кислотные свойства гидроксидов уменьшается, а основные – усиливаются. Pb(OH)2, и Sn(OH)2 – амфотерные гидроксиды, но основные свойства более выражены у Pb(OH)2, чем у Sn(OH)2. 

б) Так как в группах с ростом заряда атомных ядер кислотные свойства гидроксидов уменьшаются, то кислота H2PbO3 будет слабее кислоты H2SnO3, поэтому плюмбат натрия гидролизуется в большей степени, чем станат натрия. Гидролиз Na2PbO3, как соли сильного основания и слабой кислоты протекает по аниону:

PbO32- + H2O ↔ HPbO3- + HO-

или в молекулярной форме:

Na2PbO3 + H2O ↔ NaHPO3 + NaOH

в) В группах с ростом зарядов атомов элементов окислительные свойства оксидов и гидроксидов уменьшаются, поэтому SnO2 более сильный окислитель, чем PbO2. 

Задача 780. Какими химическими свойствами обладает искусственно полученный элемент с порядковым номером 87? С каким из элементов периодической системы он наиболее сходен?
Решение:
Искусственно полученный элемент с порядковым номером 87 (франций) на внешнем электронном слое имеет один электрон (7s1). Имея на внешнем электронном слое только один электрон, находящийся на сравнительно большом удалении от ядра. Атом этого элемента довольно легко отдаёт свой единственный валентный электрон, т.е. характеризуется низкой энергией ионизации (I = 0,280 эВ). Образующийся  при этом однозарядный ион имеет устойчивую электронную структуру благородного газа (атома радона). Лёгкость отдачи внешнего электрона характеризует этот элемент как наиболее типичный представитель металлов. Подобное строение имеют щелочные металлы, из которых наиболее сходен с францием цезий.

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.