6) Периодическая система Менделеева. Периодические изменения свойств химических элементов в соответствии с электронной структурой атома. Семейство s,p.D.F - элементов.

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра

Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в Периодической системе.Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент.Если валентные электроны расположены только на атомной s-орбитали, то элементы относятся к секции s-элементов (IA-, IIA- группы); если они расположены на s- и p-орбиталях, то элементы относятся к секции p-элементов (от IIIA- до VIIIA-группы).Водород Н (1s¹) всегда рассматривают отдельно как первый элемент Периодической системы, а гелий Не (1s²) причисляют к VIIIA-группе ввиду подобия химических свойств всех благородных газов.В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sc, в Периодической системе появляются Б-группы; а у атомов этих элементов заполняется d-подуровень предыдущего уровня. Такие элементы называются d-элементами, их в каждом периоде - десять, например в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn (переходные элементы).Следует учитывать, что полностью и наполовину заселенные энергетические подуровни обладают повышенной устойчивостью. Поэтому в атомах хрома Cr и меди Cu, ввиду близости энергий 4s- и 3d-подуровней, происходит переход одного электрона с 4s- на 3d-орбиталь. В атомах d-элементов 4-го периода валентные электроны занимают не только внешний 4s-подуровень, но и внутренний (точнее предвнешний) 3d-подуровень.Например, для атома марганца (VIIБ-группа) с формулой [₁₈Ar] 3d⁵4s² все семь электронов (d⁵s²) - валентные.У атома цинка (₃₀Zn = [₁₈Ar,3d¹⁰] 4s²) 3d-подуровень заселен полностью и валентными будут только два внешних 4s-электрона (4s²).Таким образом, электронное строение атомов всех элементов можно вывести из координат атомов в Периодической системе (т.е. из номера группы и периода соответствующего элемента.

В ряду элементов с последовательно возрастающим порядковым номером (числом электронов, зарядом ядра) аналогичные электронные конфигурации атомов периодически повторяются.

Семейство: главные подгруппы первой и второй групп, водород, гелий - s-элементы

главные подгруппы остальных групп - р-элементы

все побочные подгруппы -d-элементы

лантоноиды и актиноиды - f-элементы

7)Период, группы, подгруппы.

Период — строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки.

Периодическая система имеет семь периодов. Первый период, содержащий 2 элемента, а также второй и третий, насчитывающие по 8 элементов, называются малыми. Остальные периоды, имеющие 18 и более элементов — большими. Седьмой период не завершён. Номер периода, к которому относится химический элемент, определяется числом его электронных оболочек (энергетических уровней).

Группа периодической системы химических элементов — последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов) и, как правило, соответствует высшей валентности атома. С возрастанием заряда ядра у элементов одной группы из-за увеличения числа электронных оболочек увеличиваются атомные радиусы, вследствие чего происходит снижение электроотрицательности, усиление металлических и ослабление неметаллических свойств элементов, усиление восстановительных и ослабление окислительных свойств образуемых ими веществ.Подгруппы: главная подгруппа это элементы 2 и 3 периода и сходные по свойствам другие элементы. Элементы главных подгрупп образуют соединение с водородом. Побочная подгруппа это элементы металла больших периодов, в которых заполняются d-подуровни: эта подгруппа не образует соединение с водородом. Номер группы это высшая степень валентности.

8)Свойства элементов: энергия ионизации, электроотрицательность, сродство к электрону.

1) Радиус атома (иона) - это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной внешней орбитали. В периоде с увелечением заряда ядра радиус уменьшается. В подгруппа сверху вниз радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев. 2) Энергия ионизация (потенциал ионизации) - это кол-во энергии необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона . В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается, поэтому постепенно увеличивается ПИ и металлические свойства ослабевают. В группах ПИ уменьшается с увеличением атомного номера элемента.3) Сродство к электрону - это способность атома присоединять электроны и превращать в отрицательный ион. Относится к изолированному атому В периодах слева направо увеличивается в группах с верху вниз уменьшается.

4)Электроотрицательность- это величина характеризует способность атома в молекуле прибавлять к себе электрон. Относится к атому в составе молекулы. В периоде возрастанием номера элемента, ↑. В группа с возрастанием номера элемента, ↓. 5)Свойство оксидов и гидроксидов элементов зависят от заряда и радиуса центрального атома. В периоде слева направо у элементов ослабевают металлические свойства и усиливаются неметаллические, следовательно основные свойства ослабевают, а кислотные возрастают. В главных подгруппах сверху вниз возрастают основные свойства, а кислотные ослабевают. Чем выше степень окисления там выше его кислотные свойства.

9)Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

; [ ] - концентрация; - const(K)

Это и есть ионное произведение воды которое показывает, что произведение концентрации ионов есть величина постоянная.

Для чистой воды температура 25̊

Кислотность раствора определяется водородным показателем ; Щелочность определяется:

В нейтральной среде pH=7;в кислой среде pH<7;в щелочной среде

10)Гидролиз солей. Виды гидролиза. Степень гидролиза. Влияние на гидролиз солей температуры, разбавлений и природы солей. Принцип Ле Шателье.

Гидролиз солей - это ионно-обменная реакция(обратимая) ионов соли с ионами воды, в результате которой меняется водородный показатель pH.соль↔основание+кислота; α<30%-средние, слабые;α>30%-сильные (α-степень диссоциации)

Из солей гидролизу подвергаются те соли в состав которых входят анионы слабой кислоты или катионы слабого основания.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl  Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH =>KHSiO₃ + KОН  2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S  2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2-  рН =7

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)₂, Fe(ОН)₂ ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН₃СООН, Н₂СО₃ ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃ + 3H₂S

Степень гидролиза(h): ; h- зависит от концентрации соли и от температуры, чем сильнее разбавлен раствор соли водой и чем выше температура, тем больше h.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

11)Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окислитель. Восстановитель. Процесс окисления. Процесс восстановления. Важнейшие окислители и востановители.

Реакции протекают с изменением степени окисления атомов входящих в состав реагирующих веществ называется окислительно-восстановительными.

1.Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается.

2.Востановлением называется процесс присоединения электронов атомами, ионом или молекулой при восстановлении степень окисления понижается.3.Атомы, ионы или молекулы отдающие электроны называются восстановителями.Во время реакции они окисляются. Атомы или ионы присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются

-окисление; ок-ль . 4.Окислене всегда сопровождается восстановлением. Восстановление всегда связанно с восстановлением. Число электронов отдаваемых восстановителем равно числу принимаемых электронов.

Важнейшие восстановители: металлы, Н, уголь, CO, катод при электролизе.

Важнейшие окислители: галогены, анод при электролизе.

12)Металлическая связь. Физические свойства металлов.

С точки зрения строения атома металлы это простое вещества, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат 1-3e, 4e, у Ge, Sn и Pb. Металлы имеют кристаллическую решетку в узлах которых расположены положительно заряженные ионы, а между ними находятся свободные электроны, которые являются общими для всех ионов. Химическая связь между ионами металла и обобществленными электронами называется металлической. Все металлы кроме Hg твердые вещества, с характерным металлическим блеском. Металлы обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Важными свойствами являются ковкость, пластичность, твердость.