Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №19/2005

РАБОЧИЕ ТЕТРАДИ

Продолжение. Начало см. в № 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18/2005

Ответы на упражнения
и контрольные вопросы к теме 4

Урок 18

1. Заряд ядра атома.

2. Элементарные частицы в атоме – протоны, электроны и нейтроны. Массу атома определяют частицы его ядра – нуклоны (протоны и нейтроны).

3. Орбиталь можно понимать как область пространства вблизи ядра атома, где с вероятностью 90% находится один из электронов атома. Точнее, атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома.

4. Орбитали атома обозначают латинскими буквами s, p, d, f. s-Орбиталь имеет форму шара, р-орбиталь – форму объемной восьмерки, d- и f-орбитали имеют более сложный вид.

Форма s-электронной орбитали

Форма и ориентация р-электронных орбиталей
Форма s-электронной орбитали
Форма и ориентация
р-электронных орбиталей

5. Гибридизация – выравнивание (смешивание) атомных орбиталей (s и p) с образованием новых, гибридизованных орбиталей. Гибридизованные sp3-, sp2- и sp-орбитали имеют форму асимметрической восьмерки, большей своей частью направленной в сторону присоединяемого атома.

sp2-Гибридизация валентных орбиталей
sp2-Гибридизация валентных орбиталей

6. По формуле N = 2n2 определяют максимальное число электронов N, возможное на данном энергетическом уровне (электронном слое) n.

7. Электронные формулы атомов:

6С 1s22s22p2, 17Cl 1s22s22p63s23p5, 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2.

8. Названия s-, р-, d-элементы происходят от энергетического подуровня, заполняемого в атомах этих элементов. Например, у лития 3Li (1s22s1) – новый 2s1-электрон по сравнению с предшествующим гелием 2Не (1s2). Поэтому литий – s-элемент.

Кислород 8О (1s22s22p4) – р-элемент. Один из четырех 2р-электронов отличает электронную оболочку кислорода от оболочки его предшественника азота 7N (1s22s22p3).

Железо 26Fe – d-элемент, у его атома происходит заполнение предвнешней 3d-оболочки (3d-подуровня).

9. Азот (вещество) – N2, бром (элемент) – Br, водород (вещество) – H2, гипс – CaSO4•2H2O,
дубний – Db, европий – Eu, железо – Fe, золото – Au, известняк – CaCO3, йод (вещество) – I2.

Урок 19

1. Рассмотрим два 4р2-электрона в атоме 32Ge …3d104s24р2:

1) энергетический уровень – 4-й;

2) форма двух негибридизованных орбиталей – две объемные восьмерки;

3) ориентация орбиталей 4рх и 4ру в пространстве – взаимно перпендикулярная;

4) спины электронов одинаковые, т.к. эти электроны находятся на разных орбиталях.

2. 

3. Электронные формулы атомов в порядке заполнения орбиталей:

25Мn 1s22s22p63s23p64s23d5, 42Mo 1s22s22p63s23p63d104s24p65s14d5.

4. Атом фосфора 15Р может отдать 5е или принять 3е.

5. ns2np6, где n = 2 (F), 3 (Cl), 4 (Br), 5 (I), 6(At).

6. 7N  )  ), 29Cu  )   )  )   ), 53I    )  )   )    )   ).
         2 5           2  8 18 1         2 8  18 18 7

7. а) 12Мg   )  )  );  б) 30Zn    )  )   )   ).
                  2 8 2                 2 8 18 2

8. Электронные конфигурации атомов:

а) …3d104s129Cu; б) …3d54s124Cr.

Координаты элементов:

29Cu – 4-й период, Iб группа; 24Cr – 4-й период, VIб группа.

Урок 20

1. Заряд ядра атома.

2. Изотопы – атомы одного химического элемента, различающиеся числом нейтронов.

Например, 1735Сl и 1737Сl, 2040Са и 2042Са.

3. 40Ar и 40K, 58Co и 58Ni.

4. Трансурановые элементы расположены в таблице Д.И.Менделеева после урана 92U, это – 93Np, 94Pu и др.

5. Ядерные реакции – превращения вещества, сопровождающиеся изменением состава ядра.

6. Число нейтронов: 16O – 8n, 17O – 9n, 18O – 10n.

7. Сходство ионов S2–, Cl–, K+, Ca2+ и атома Ar в одинаковом числе электронов (18е), причем внешний электронный слой содержит октет электронов (8е). Различие в том, что они принадлежат разным химическим элементам и содержат разное число протонов в ядре.

8. Реакция а) – синтез, б) – распад.

9. При слиянии ядер атомов бериллия 94Ве и водорода 11Н образуется ядро атома 105В. При слиянии ядер атомов 37Li и 11Н с последующим распадом образуются два ядра атома гелия 42Не.

10. 42Не + 94Ве 126С + 10n.

Урок 21

1. а) Атомный номер элемента (№ 15) численно совпадает с величиной заряда ядра атома Z = +15; б) номер периода элемента равен числу электронных слоев в атоме (n = 3); в) номер группы элемента(V) для элементов главных подгрупп такой же, как число электронов во внешнем электронном слое атома. Элемент – фосфор 15P.

2. 1, 2, 3, …, 8.

3. s-Элементы – Ве, Na, Са; р-элементы – F, S, Ar;

d-элементы – Fe, Cr, Zn.

4. Li, Na, K, Rb, Сs – щелочные металлы; Са, Sr, Ва – щелочно-земельные металлы; F, Сl, Br, I – галогены.

5. После элемента с числом внешних электронов 8 у следующего элемента открывается новый электронный слой. Восемь внешних электронов – у благородных газов, например:
10Ne )  ).
        2 8

Следующий элемент – щелочной металл – содержит «лишний» электронный слой с одним электроном, например: 11Nа )  )  ).
                                           2  8 1

Другие подобные пары элементов: Не и Li, Ar и К, Kr и Rb, Хе и Cs.

6. Это d-элементы. Они находятся в 4-м, 5-м, 6-м и 7-м периодах таблицы Д.И.Менделеева. В каждом большом периоде – по 10 d-элементов.

7. Заполнение f-подуровней происходит в 6-м (лантаноиды) и 7-м (актиноиды) периодах. Третий элемент 6-го периода (57La) и третий элемент 7-го периода (Ас) относят к d-элементам, у них заполнение энергетических подуровней происходит подобно заполнению в 4-м и 5-м периодах, а вот у следующих 14 элементов с № 58–71 (лантаноиды) и № 90–103 (актиноиды) происходит заполнение 4f- и 5f-подуровней. Эти химические элементы представлены двумя отдельными строками внизу таблицы Д.И.Менделеева. Порядок заполнения электронами энергетических подуровней в атомах следующий:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d... .

8. Вместимость f-подуровня – 14е; а) 57La; б) 22Ti; в) 62Sm; г) 48Сd.

Три из них: La, Ti и Cd – d-элементы, а Sm – f-элемент.

9. а) 33Аs …3s23p63d104s24p3; б) 23V …3s23p63d34s2;

в) 71Lu …4s24p64d104f145s25p65d15f06s2.

Урок 22

1. В периоде таблицы Д.И.Менделеева слева направо: а) у простых веществ соответствующих элементов ослабевают металлические свойства; б) от Na к Cl возрастает высшая валентность (она равна номеру группы элемента); в) температуры плавления и кипения металлов возрастают, а неметаллов (за исключением фосфора) – уменьшаются.

2.

Химический элемент Высший оксид Летучее
водородное соединение
Kислота Основа- ние Соль
Mg2
Al
2
P
2
Cl
MgO2
Al2O3
P2O5
Cl2O7
2

H3
HCl
2
HAlO2
H3PO4
HCl, HClO4
Mg(OH)2
Al(OH)3
2
2
MgSO4
Al(NO3)3
K3PO4
NaCl, KClO4

3. Чем выше и правее в таблице Д.И.Менделеева расположен элемент, тем более (>) выражены его неметаллические свойства: а) Аs < N; б) Аs < Вr.

4. а) Бор 5В – неметалл; б) скандий 21Sc – металл (редкоземельный элемент), его оксид Sc2O3 нерастворим в щелочах, но растворим в кислотах, а вот гидроксид Sc(OH)3 – амфотерный, растворяется и в кислотах, и в щелочах; в) магний 12Mg – металл; г) кремний 14Si – неметалл.

5. Химическая активность щелочных металлов от 3Li к 55Cs возрастает.

6. Свойства высших оксидов элементов 3-го периода изменяются от основных (Na2O и MgO) к амфотерным (Al2O3) и до кислотных (SiO2, P2O5, SO3 и Cl2O7). Основные оксиды с водой дают основания:

2O + H2O = 2NaOH,    MgO + H2O = Mg(OH)2.

Оксиды Аl2О3 и SiО2 с водой не реагируют. Кислотные оксиды – Р2О5, SО3 и Cl2О7 – с водой образуют кислоты:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4,     SО3 + Н2О = Н2SO4,

Cl2O7 + H2O = 2HClO4.

7. Со щелочами реагируют кислотные оксиды:

СО2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O,     SiO2 + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2O.

8. Свойства высших оксидов и водородных соединений в периодах изменяются монотонно. Например, во 2-м периоде Li2O и BeO – оксиды металлов, а следующие за ними В2О3, СО2, N2О5 – кислотные оксиды. Из водородных соединений во 2-м периоде LiН проявляет свойства сильного основания, В2Н6 и СН4 не обладают ни кислотными, ни основными свойствами, NН3 и Н2О – слабые основания, НF – кислота.

9. SnО + 2NaOH + H2O = Na2[Sn(OH)4],

SnО2 + 2NаОН + 2Н2О = Na2[Sn(OH)6],

SnО + 2НСl = SnCl2 + H2O, SnО2 + 4НСl = SnCl4 + 2H2O.

10. Кислород (вещество) – О2, литий – Li, мел и мрамор – CaCO3, нашатырь – NH4Cl, озон – О3, поташ – K2CO3, ртуть – Hg, сулема – HgCl2, титан – Ti, уксусная кислота – СН3СООН, фтор (вещество) – F2, хлор (вещество) – Cl2.

Урок 23

1. Монотонно увеличиваются с ростом атомного номера заряд ядра атома и относительная атомная масса элемента. Изменения радиуса атома, высшей валентности, электроотрицательности, характера химических связей происходят периодически. Так, в периоде наблюдается «электронное сжатие»: радиус каждого последующего элемента меньше, чем предыдущего. При переходе же к следующему периоду (например, от 10Ne к 11Na) происходит скачкообразное увеличение радиуса атома.

2. Сходство элементов 6С и 14Si в том, что оба они находятся в группе IVа, проявляют в соединениях валентность IV, относятся к неметаллам. Различие – в химической природе (углерод и кремний), разные характеристики атомов (радиус, атомная масса) и соединений (СО2 – газ,
SiO2 – твердое вещество).

3. Это углерод 6С. В условии задачи идет речь о его соединениях – угле, нефти, природном газе, карбонатах и т. д.

4. Элемент № 31 – галлий Ga – имеет относительную атомную массу Аr = 70, валентность в соединениях – III. Галлий – мягкий легкоплавкий металл (tпл = 29,8 °С). По химическим свойствам галлий подобен алюминию, его оксид Ga2О3 и гидроксид Gа(ОН)3 – амфотерные соединения.

5. В соединениях NaCl, HCl, Cl2O, HCl:

6. У элементов главных подгрупп, или а-подгрупп, происходит заполнение на внешнем уровне s- или р-подуровней. У элементов побочных подгрупп, или б-подгрупп, заполняется предвнешний энергетический уровень.

Урок 24

1 – в; 2 – б; 3 – в; 4 – а; 5 – в; 6 – г; 7 – в; 8 – б; 9 – б; 10 – г; 11 – а; 12 – а; 13 – в; 14 – в.