Вариант 1.

1. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме магния:
Г. 2е, 8е, 2е.

А.1.

3. Тип химической связи в простом веществе литии:
Г. Металлическая.

Г. Стронций.

5. Радиус атомов элементов 3-го периода с увеличением заряда ядра от щелочного металла к галогену:
Г. Уменьшается.

6. Атом алюминия отличается от иона алюминия:
Б. Радиусом частицы.

А. Калий.

8 . С разбавленной серной кислотой не взаимодействует:
В. Платина.

9. Гидроксид бериллия взаимодействует с веществом, формула которого:
А. КОН (р-р).

10. Ряд, в котором все вещества реагируют с цинком:
А. НСl, NaOH, H2SО4.

11.Предложите три способа получения гидроксида калия. Ответ подтвердите уравнениями реакций.
2К + 2Н2О = 2КОН + Н2
К2О + Н2О = 2КОН
К2СО3 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + 2КОН

Х CuO
Y CuSO4
Z Cu(OH)2

13. Как, используя любые реактивы (вещества) и барий, получить оксид, основание, соль? Составьте уравнения реакций в молекулярном виде.
13. 2Ba + O2 = 2BaO
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
Ba + Cl2 = BaCl2

14. Расположите металлы: железо, олово, вольфрам, свинец в порядке увеличения относительной твердости (рис. 1).
свинец – олово – железо – вольфрам

15. Рассчитайте массу металла, который можно получить из 144 г оксида железа (II).
n (FeO)= 144г/ 72г/моль = 2 моль
n (Fe) = 2 моль
m (Fe) = 2моль*56г/моль = 112г

Вариант 2.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

1. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме лития:
Б. 2e, 1е.

2. Число электронов на внешнем электронном слое у атомов щелочных металлов:
А. 1.

3. Вид химической связи в простом веществе натрии:
Г. Металлическая.

4. Простое вещество с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами:
Г. Индий.

В. Увеличивается.

6. Атом кальция отличается от иона кальция:
Б. Числом электронов на внешнем энергетическом уровне.

7. Наиболее энергично реагирует с водой:
А. Барий.

В. Серебро.

9. Гидроксид алюминия взаимодействует с веществом, формула которого:
Б. NaOH(p-p).

10. Ряд, в котором все вещества реагируют с железом:
Б. Cl2, CuC12, НС1.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

11. Предложите три способа получения гидроксида кальция. Ответ подтвердите уравнениями реакций.
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2
СаО + Н2О = Са(ОН)2
СаCl2 + 2KOH = Ca(OH)2 + 2KCl

12. Определите вещества X, Y, Z, запишите их химические формулы.
X ZnO
Y ZnCl2
Z Zn(OH)2

13. Как, используя любые реактивы (вещества) и литий, получить оксид, основание, соль? Составьте уравнения реакций в молекулярном виде.
4Li + O2 = 2Li2O
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
2Li + Cl2 = 2LiCl

14. Расположите металлы: алюминий, свинец, золото, медь в порядке увеличения относительной электропроводности (рис. 2).
Свинец, алюминий, золото, медь.

15. Рассчитайте массу металла, который можно получить из 80 г оксида железа (III).
n(Fe2O3) = 80г/160г/моль = 0.5моль
n (Fe) = 2n (Fe2O3) = 1моль
m (Fe) = 1моль*56г/моль = 56г

Вариант 3.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

1. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме натрия:
В. 2е, 8е, 1е.

2. Номер периода в Периодической системе Д. И. Менделеева, в котором нет химических элементов-металлов:
А. 1.

3. Вид химической связи в простом веществе кальции:
Г. Металлическая.

4. Простое вещество с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами:
Г.Натрий.

5. Радиус атомов элементов 2-го периода с увеличением заряда ядра от щелочного металла к галогену:
Г. Уменьшается.

6. Атом магния отличается от иона магния:
Б. Зарядом частицы.

7. Наиболее энергично реагирует с водой:
Г. Рубидий.

8. С разбавленной серной кислотой не взаимодействует:
Г. Ртуть.

9. Гидроксид бериллия не взаимодействует с веществом, формула которого:
Б. NaCl (р-р)

10. Ряд, в котором все вещества реагируют с кальцием:
Б. С12, Н2О, H2SО4.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

11. Предложите три способа получения сульфата железа (III). Ответ подтвердите уравнениями реакций.
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

12. Определите вещества X, Y, Z, запишите их химические формулы.
X Fe2O3
Y FeCl3
Z Fe(OH)3

13. Как, используя любые реактивы (вещества) и алюминий, получить оксид, амфотерный гидроксид? Составьте уравнения реакций в молекулярном виде.
4Al + 3O2 = 2Al2O3
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

14. Расположите металлы: медь, золото, алюминий, свинец в порядке увеличения плотности (рис. 3).
алюминий, медь, свинец, золото

15. Рассчитайте массу металла, полученного из 160 г оксида меди (II).
n(CuO) = 160г/80г/моль = 2моль
n (Cu) = n (CuO) = 2моль
m (Cu) = 2моль*64г/моль = 128г

Вариант 4.

ЧАСТЬ А. Тестовые задания с выбором ответа

1. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия:
Б. 2е, 8е, 3е.

2. Номер группы в Периодической системе Д. И. Менделеева, состоящей только из химических элементов-металлов:
Б. II.

3. Вид химической связи в простом веществе магнии:
Г. Металлическая.

4. Простое вещество с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами:
Г. Рубидий.

5. Радиус атомов элементов главной подгруппы с увеличением заряда ядра:
В. Увеличивается.

6. Атом и ион натрия отличаются:
Б. Радиусом частицы.

7. Наиболее энергично реагирует с водой:
Б. Калий.

8. С соляной кислотой не взаимодействует:
В. Медь.

9. Гидроксид алюминия не взаимодействует с веществом, формула которого:
В. KNО3(p-p).

10. Ряд, в котором все вещества реагируют с магнием:
Б. С12, О2, НС1.

ЧАСТЬ Б. Задания со свободным ответом

11. Предложите три способа получения оксида алюминия. Ответ подтвердите уравнениями реакций.
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
4Al + 3O2 = 2Al2O3
2Al + Cr2О3 = Al2О3 + 2Cr

12. Определите вещества X, Y, Z, запишите их химические формулы.
X CaO
Y Ca(OH)2
Z CaCO3

13. Как, используя любые реактивы (вещества), получить из цинка оксид, основание, соль? Составьте уравнения реакций в молекулярном виде.
2Zn + O2 = 2ZnO
Zn + 2H2O = Zn(OH)2 + H2
Zn + Cl2 = ZnCl2

14. Расположите металлы: алюминий, вольфрам, олово, ртуть в порядке уменьшения температуры плавления (рис. 4).
вольфрам, алюминий, олово, ртуть

15. Рассчитайте массу металла, который можно получить алюминотермией из 34 г оксида хрома (II).
n(CrO) = 34г/68г/моль = 0,5моль
n (Cr) = n (CrO) = 0,5моль
m (Cr) = 0,5моль*52г/моль = 26г

Cтраница 1

Радиусы атомов элементов этой подгруппы меньше радиусов атомов подгруппы титана и мало изменяются от ванадия к танталу. Как следствие этого - восстановительные свойства элементов ниже, чем в подгруппе титана; связь с электроотрицательными элементами (О, С1) близка к ковалентной.  

Радиусы атомов элементов находятся путем деления пополам расстояния между ядрами двух смежных атомов в кристаллической решетке простого вещества.  

Радиусы атомов элементов увеличиваются от кислорода к полонию, поэтому окислительные свойства ослабевают и усиливаются восстановительные. Элементы этой подгруппы образуют водородные соединения H2R - халькогеноводороды.  

Радиусы атомов элементов находятся путем деления пополам расстояния между ядрами двух смежных атомов в кристаллической решет ке простого вещества.  

Радиусы атомов элементов подгруппы незначительно отличаются от величин у предшествующих элементов периодической системы. Радиусы же ионов меньше, чем у щелочных металлов тех же периодов и нарастают по подгруппе сверху вниз. Си к Аи и нарастает с увеличением заряда катиона. Заряды ядер значительно выше, чем у щелочных металлов тех же периодов. Отсюда вытекают особенности свойств соединений этих элементов. Основные свойства гидроксидов у них выражены слабее, возрастают от Си к Ag и уменьшаются по мере увеличения заряда катиона.  

Радиусы атомов элементов IVA-группы закономерно растут с увеличением порядковых номеров (табл. 24), ионизационные потенциалы и общая электроотрицательность уменьшаются. Тем не менее углерод и кремний существенно отличаются по свойствам от остальных элементов группы. У германия уже имеются металлические признаки, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Кроме того, углерод и кремний отличаются от других элементов IVA-группы многочисленностью и многообразием химических соединений. Углерод в большинстве кислородных соединений (за редкими исключениями) проявляет степень окисления 4, соединения кремния со степенью окисления 4 также достаточно устойчивы. Но от германия к свинцу прочность соединений, в которых они проявляют степень окисления 4, уменьшается.  

Радиусы атомов элементов IVA-подгруппы закономерно растут с увеличением порядкового номера (табл. 25), энергия ионизации и относительная электроотрицательность уменьшаются. Тем не менее углерод и кремний существенно отличаются по свойствам от остальных элементов подгруппы. У германия имеются металлические признаки, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Кроме того, углерод и кремний отличаются от других элементов IVA-подгруппы многочисленностью и многообразием химических соединений. Углерод в большинстве кислородных соединений (за редкими исключениями) проявляет степень окисления 4, соединения кремния со степенью окисления 4 также достаточно устойчивы. Но от германия к свинцу прочность соединений, в которых они проявляют степень окисления 4, уменьшается.  

Радиусы атомов элементов подгруппы хрома меньше, чем у предшествующих им членов в подгруппе ванадия, и мало меняются сверху вниз. Поэтому элементы не образуют стехиометрических водородных соединений, но растворяют водород в значительных количествах. Устойчивость соединений высшей положительной степени окисления растет от хрома к вольфраму, а их окислительные свойства падают.  

Радиусы атомов элементов подгруппы меди значительно меньше радиусов атомов щелочных металлов, что обусловлено наличием восемнадцати электронов на их предпоследнем слое. Поэтому для меди и ее аналогов характерны значительно большие значения ионизационного потенциала и сродства к электрону, чем для щелочных металлов. Это обстоятельство является важнейшей причиной различия в свойствах элементов подгруппы меди и щелочных металлов.  

Как изменяются радиусы атомов элементов в периодах и группах.  

Как изменяются радиусы атомов лантаноидных элементов с возрастанием атомного номера. Какое влияние это изменение оказывает на отличие некоторых свойств d - элементов 4 периода от свойств d - элементов 5 и 6 периодов, находящихся в одинаковых подгруппах.  

С увеличением радиуса атома элемента возрастает экранизирующее действие электронов глубинных уровней на валентные электроны, в связи с чем уменьшается прочность связи последних с ядром.  

Это видно из сопоставления радиусов атомов элементов главной и побочной подгрупп, находящихся в тех же периодах.  

Вообще говоря, с увеличением атомного веса радиусы атомов элементов данного периода таблицы Менделеева уменьшаются. В шестом периоде у редкоземельных элементов, вследствие того что электроны заполняют 4 / г-уровень, наблюдается лантаноидное сжатие.  

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие, как атомный радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Атомный радиус. Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия атомных радиусов:

Эффективный;

Орбитальный.

Эффективный атомный радиус определяется экспериментально (из спектрографических данных) как ½ расстояния между центрами ядер двух соседних атомов в молекуле или кристалле.

Орбитальный атомный радиус – это расстояние от ядра атома до наиболее удаленного максимума электронной плотности.

Атомные радиусы элементов периодически изменяются в зависимости от величины заряда ядра (рис. 2.5):

1. В периоде атомные радиусы с ростом порядкового номера уменьшаются (от щелочного металла к инертному газу). Атом Na имеет радиус 1,8,Mg – 1,6, Сl – 0,73.Объяснить это можно тем, что с увеличением заряда ядра увеличивается сила кулоновского притяжения электронов к ядру, которая превалирует над силами взаимного отталкивания электронов.

Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня. В больших периодах у d – и f – элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов при увеличении заряда ядра атома. Это уменьшение называется соответственно d – и f – сжатием.

2. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода (или Z ), так как возрастает число энергетических уровней.

У элементов III группы наблюдается исключение из этого правила – радиус атома галлия Ga (1,22) меньше радиуса атома алюминияAl (1,26). Причина кроется в том, что в 4-м периоде междуs – и p – элементами расположены десять d – элементов, поэтому свойства галлия не укладываются в ряд B – Al – Ga, зато для триады B – Al – Sс атомные радиусы возрастают в соответствии с общим правилом, хотя B и Al p – элементы, а Sc d – элемент. Однако увеличение радиусов при том же возрастании заряда ядра в подгруппах s – и p – элементов больше такового в подгруппах d – элементов, например в V группе 1:

p – элементы d - элементы

Z r, нм Z r, нм

As……….33 0,148 V…………23 0,134

Sb……….51 0,161 Nb……….41 0,145

Bi………..83 0,182 Ta……….73 0,146

Как видно, в подгруппе мышьяка при переходе от As к Bi атомный радиус увеличивается на 0,034 нм, а в подгруппе ванадия при переходе от V к Ta – всего на 0,012 нм.

Существенно подчеркнуть еще одну особенность для подгрупп d – элементов. Увеличение атомных радиусов в подгруппах d – элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы d – элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных слоев при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется f – сжатием 2 , вызванным заполнением 4f – подуровня у f – элементов 6-го периода. При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоев и примерно одинаковых размерах атомов для d – элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.

Радиусы ионов отличаются от радиусов атомов, т. к. они или лишились нескольких электронов, или присоединили последние. Поэтому радиусы положительно заряженных ионов меньше, а радиусы отрицательно заряженных ионов больше радиусов соответствующих атомов.

Энергия ионизации. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией ионизации I 1 :

В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в кДж/моль, либо в эВ/атом (1эВ = 1,6∙10 -19 Дж).

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента или его металлические свойства (см. р. 9.2). Первая энергия ионизации (рис. 2.6) определяется электронным строением элементов и ее изменение имеет периодический характер:

1. В периоде слева направо первая энергия ионизации возрастает и восстановительные свойства элементов убывают. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода, что обусловлено возрастанием заряда ядра и уменьшением размеров атомов.

Наряду с резко выраженными максимумами и минимумами на кривой энергии ионизации наблюдаются слабо выраженные, что можно объяснить с помощью двух взаимосвязанных представлений: об экранировании заряда ядра и о проникновении электронов к ядру.

Эффект экранирования заряда ядра обусловлен наличием в атоме между данным электроном и ядром других электронов, которые экранируют, ослабляют воздействие на этот электрон положительного заряда ядра и тем самым ослабляют связь его с ядром. Понятно, что экранирование возрастает с увеличением внутренних электронных слоев.

Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что, согласно квантовой механике, все электроны (даже внешние) определенное время находятся в области, близкой к ядру. Поэтому можно сказать, что внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов.

Концентрация электронной плотности у ядра (степень проникновения электронов) при одном и том же главном квантовом числе наибольшая для s - электрона, меньше – для р – электрона, еще меньше для d – электрона и т. д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3s>3p>3d.

Эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Этим, в частности, определяется порядок заполнения в многоэлектронных атомах s-, p-, d-, f- …орбиталей при данном n.

Можно также сделать вывод, что вследствие более глубокого проникновения s – электроны в большей степени экранируют ядро, чем р – электроны, а последние – сильнее, чем d – электроны, и т. д.

Влияние на прочность связи электронов с ядром оказывает также взаимное отталкивание электронов одного и того же уровня и в особенности одной и той же орбитали.

Воспользуемся сказанным для объяснения рис. 2.6. Как видно, внутренние максимумы на кривой первой энергии ионизации соответствуют элементам, у которых внешние уровни завершены – (Be, Mg, Zn) или заполнены наполовину – p 3 (N,P,As), что свидетельствует о повышенной устойчивости подобных конфигураций:

Следующий непосредственно затем минимум отвечает появлению электрона в новом, более далеком от ядра р – подуровне (B, Al, Ga), экранированном от ядра конфигурацией s 2 , либо взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же р – орбитали (O, S, Se):

В соответствии с особенностями электронных структур у элементов d(f) – семейства энергии ионизации близки.

2. В главных подгруппах сверху вниз с увеличением порядкового номера первая энергия ионизации уменьшается и восстановительные свойства элементов увеличиваются , что обусловлено увеличением размеров атомов и усиливающимся (по мере увеличения числа электронных слоев) экранированием заряда ядра электронами, предшествующими внешним электронам.

3. В подгруппах d – элементов при переходе от 3d – к 5d – элементу энергии ионизации увеличиваются, что видно, например, на элементах V группы.

р – элементы				d– элементы

Повышение энергии ионизации в подгруппах d – элементов можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у d – элементов 4-го периода 4s – электроны попадают под экран 3d – электронов, то у элементов 6-го периода 6s – электроны попадают уже под двойной экран 5d – и 4f – электронов. Отсюда при переходе от 4-го к 6-му периоду прочность связи внешних s – электронов с ядрам повышается, а поэтому и энергия ионизации d – элементов возрастает.

Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронными атомами могут характеризоваться второй I 2 , третьей I 3 и более высокой энергией ионизации, поскольку можно удалить 1, 2, 3… - электрона из атома.

Энергия ионизации увеличивается в следующем порядке:I 1 < I 2 < I 3 <…< I n , т. к. удаление электрона от электронейтрального атома происходит легче, чем от иона.

Энергия сродства к электрону (сродство к электрону). Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется сродством к электрону E . Сродство к электрону выражается в кДж/моль или эВ/атом. Сродство к электрону характеризует окислительные или неметаллические свойства атома элемента. Принимая электроны, атом превращается в отрицательно заряженный ион по схеме:

Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для небольшого числа элементов. Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома, и в характере его изменения с увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливо выраженная периодичность (рис. 2.7). Сравнение с изменением энергии ионизации показывает, что максимумы и минимумы на кривой сродства к электрону смещены по сравнению с кривой энергии ионизации на один элемент влево.

В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают (исключение для N и P ). В подгруппах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается.

Как следует из данных табл. 2.3 и рис. 2.7, наибольшим сродством к электрону обладают р – элементы VII группы. Наименьшее и даже отрицательное сродство к электрону имеют атомы с конфигурацией s 2 (Be, Mg, Zn) и s 2 p 6 (Ne, Ar, Kr) или с наполовину заполненным р – подуровнем (N, P, As). Это служит дополнительным доказательством повышенной устойчивости указанных электронных конфигураций.

Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода и некоторым другим. Таким образом, для указанных элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания между дополнительным электроном и электронной оболочкой атома.

Таблица 2.3

Сродство к электрону (Е) атомов некоторых элементов

Присоединение последующих электронов, т. е. двух, трех электронов и более к атому, согласно квантово-механическим расчетам, невозможно. Поэтому одноатомные (простые) многозарядные анионы (О 2- , S 2- , N 3-) в свободном состоянии существовать не могут.

Электроотрицательность. Электроотрицательность (ЭО) элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химических связей с другими атомами в молекуле, ионе. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность атома ЭО может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону: . Имеется около 20 шкал электроотрицательностей, в основу расчета значений которых положены разные свойства вещества. Значения электроотрицательностей разных шкал отличаются, но относительное расположение элементов в ряду электроотрицательностей примерно одинаково. В шкале относительных электроотрицательностей (ОЭО) по Полингу (рис. 2.8) электроотрицательность фтора принята равной 4,0.

Как видно из приведенных данных, в периодах наблюдается общая тенденция роста величины электроотрицательности, а в подгруппах - ее падения. Наименьшими значениями электроотрицательности характеризуются s – элементы I группы, а наибольшими – р – элементы VII группы.