x - Основа

МЕТОДИЧЕСКИЕ
МАТЕРИАЛЫ
ОРИЕНТИРЫ
К УРОКУ
ОБОБЩАЮЩИЕ
ТАБЛИЦЫ И СХЕМЫ
В. И. Сомик
Продолжение. Начало в № 2 (14).
СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом
электроны e (m = 0) ( z = −1)
ядро «нуклеус» (+)
протоны p (m = 1)
(z = +1)
нейтроны n (m = 1)
( z = 0)
Нуклоны — частицы ядра атома
Взаимосвязь периодической системы со строением атома
Периодическая система
1. Номер химического элемента
Строение атома
а) Заряд ядра атома; б) количество протонов; в) количество электронов
2. Относительная атомная масса а) Количество нуклонов (сумма протонов и нейтронов — частиц ядра атома);
химического элемента (Аr)
б) Аr — дробное число, объясняется наличием природных изотопов;
в) Аr — целое число в [] значит, что химический элемент получен искусственно
3. Номер периода
Количество энергетических уровней, заполненных электронами
4. Номер группы (для главной Показывает количество электронов на внешнем уровне атома химического
подгруппы)
элемента:
а) у металлов валентными являются все электроны внешнего энергетического
уровня в неспаренном состоянии;
б) у неметаллов валентными являются только неспаренные электроны внешнего энергетического уровня
Свойства атомов химических элементов зависят от электронной конфигурации их внешнего
энергетического уровня
Современная электронная теория строения атома объяснила зависимость свойств атома от его строения и положения в периодической системе
Энергетические уровни и подуровни, орбитали которых заполнены максимально, называются завершенными.
Они наиболее стабильны. Стабильными являются также полузаполненные подуровни p3 , d5 (Cr, Mo, W). Атомы
инертных элементов имеют завершенные энергетические уровни и поэтому не вступают в химические реакции
У атомов всех других элементов внешние энергетические уровни незавершенные. Вступая в химические реакции,
атомы отдают или присоединяют электроны, чтобы завершить энергетический уровень или подуровень:
атомы металлов только отдают валентные электроны (восстановители), так как имеют на внешнем уровне от 1
до 3 электронов, большой радиус и низкую электроотрицательность;
атомы неметаллов либо отдают валентные электроны (восстановители), либо присоединяют (окислители), так как
имеют на внешнем уровне от 4 до 8 электронов, небольшой радиус и высокую электроотрицательность
1) Валентность
Способность атомов химических элементов образовывать определенное количество
связей определяется количеством валентных электронов (см. № группы химического
элемента в периодической системе)
2) Химические свойства
а) s-элементы, Ме образуют основные оксиды и основания;
б) p-элементы, НеМе образуют кислотные оксиды и кислоты;
в) p-элементы, Ме образуют амфотерные оксиды и гидроксиды;
ХИМИЯ. ВСЁ ДЛЯ УЧИТЕЛЯ!
29
№ 3 (15) март 2012 г.
МЕТОДИЧЕСКИЕ
МАТЕРИАЛЫ
К УРОКУ
ОРИЕНТИРЫ
г) d-элементы, Ме образуют разные соединения, характер которых зависит от степени окисления химического элемента, как правило:
 в минимальных степенях окисления образуют основные оксиды и основания;
 в максимальных степенях окисления образуют кислотные оксиды и кислоты;
 в промежуточных степенях окисления образуют амфотерные оксиды и гидроксиды
3) Радиус атома (R)
 Это приблизительное расстояние от ядра до валентных электронов RMe > RНеMe
4) Электроотрицательность (Е)
 Это способность атома удерживать валентные электроны EMe < EНеMe
5) Степень окисления
 Это условный заряд, который приобретает атом, отдавая или присоединяя
электроны, чтобы приобрести стойкое состояние (завершенный энергетический
уровень или подуровень)
6) Энергия ионизации
(ЭИ) измеряется
в кДж/моль
 Мера металличности (способность элемента отдавать электрон);
 это количество энергии, необходимой для отрыва от атома более слабо связанного
с ним электрона
7) Сродство к электрону
измеряется в кДж/моль
 Это мера неметалличности;
 это количество энергии, выделяемой или поглощаемой при присоединении одного
электрона к нейтральному атому;
 самое большое значение имеют галогены F, Cl, Br, I — типичные неметаллы
Изменение свойств химических элементов и образованных ими веществ в периодической системе
F
самый
активный неметалл
B
Ме
НеМе (исключение –
химические элементы
побочных подгрупп)
Fr
самый
активный металл
At
В периодах слева направо
1) Ме свойства <, НеМе свойства >
2) основные свойства <, кислотные свойства >
3) восстановительные свойства <, окислительные свойства >
4) R атомов <, E атомов >
5) увеличивается количество электронов на внешнем энергетическом уровне
В группах сверху вниз
1) Ме свойства >, НеМе свойства <
2) основные свойства >, кислотные свойства <
3) восстановительные свойства >, окислительные свойства <
4) R атома >, E атома <
5) увеличивается количество энергетических уровней
Характеристика химических элементов по положению в периодической системе и строению атомов
1)
2)
3)
4)
Данные периодической системы (№ периода, № группы, подгруппа, протонное число, нуклонное число).
Количество частиц атома: протонов, электронов, нейтронов. Состав ядра атома.
Электронно-графическая формула атома химического элемента.
Свойства атома химического элемента и его соединений:
а) s-элемент, p-элемент или d-элемент;
б) металл или неметалл;
в) валентность (в невозбуждённом и возбуждённом состоянии атома);
г) степень окисления;
д) свойства соединений (основные, кислотные, амфотерные)
СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА
КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Простые вещества
(состоят из атомов одного
химического элемента)
Металлы (в ПС под диагоНеметаллы
налью B–At и в побочных (в ПС над диаподгруппах)
гональю B–At,
исключение:
побочные
подгруппы)
№ 3 (15) март 2012 г.
Сложные вещества
(состоят из атомов двух и более химических элементов)
Оксиды
Ex O y
30
Кислоты
H x KO
Основания
Me ( OH )x
Соли
Mex ( КO )y
ХИМИЯ. ВСЁ ДЛЯ УЧИТЕЛЯ!
МЕТОДИЧЕСКИЕ
МАТЕРИАЛЫ
ОРИЕНТИРЫ
К УРОКУ
Типичные Нетипичные —
(в ряде
амфотерные
активных (в ряде активметаллов ных металлов
до Al)
после Mg)
C, P, S, Si, B,
H2↑, O2↑,
N2↑, F2 ↑,
Cl2↑, Br2 ,
I2 ...
Na, Ca,
Mg…
НесолеобразуПо основности:
ющие
 одноосновные;
Солеобразую-  двухосновные;
щие:
 трехосновные
 кислотные;
 основные;
 амфотерные
По растворимости в воде:
 растворимые
(щелочи);
 нерастворимые
средние
кислые
основные
комплексные
двойные
смешанные
 Бескислородные; По кислотности
 кислородсодер однокислотные;
жащие
 двухкислотные;
 трехкислотные
Ве, Mn, Zn, Fe,
Al, Pb...
Классификация оксидов
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух химических элементов, одним из которых является
кислород (пишется на втором месте)
Солеобразующие оксиды
Несолеобразующие оксиды
НеМе x O y
не образуют соли, так как не
взаимодействуют
с водой, кислотами, щелочами. Реагируют с кислородом
Амфотерные оксиды
Me x O y — это оксиды, которым
соответствуют амфотерные
гидроксиды.
Они проявляют двойные свойства: кислотные и основные
Кислотные оксиды
(ангидриды)
НеМе x O y — это оксиды,
которым соответствуют
кислоты.
Они проявляют кислотные
свойства
Основные оксиды
Me x O y — это оксиды,
которым соответствуют основания.
Они проявляют
основные свойства
CO2↑→ H2CO3
Na 2O → NaOH
Al2O3 → Al ( OH )3↓
SO2↑→ H2SO3
K2O → KOH
ZnO → Zn ( OH )2↓
2CO + O2 = 2CO2
SO3 → H2SO4
Li2O → LiOH
Fe2O3 → Fe ( OH )3↓
2NO + O2 = 2NO2
N2O5 → HNO3
CaO → Ca ( OH )2
PbO → Pb ( OH )2↓
N2O3 → HNO2
BaO → Ba ( OH )2
SnO → Sn ( OH )2↓
P2O5 → H3PO4
MgO → Mg (OH )2↓
BeO → Be ( OH )2↓
SiO2 → H2SiO3↓
CuO → Cu ( OH )2↓
Cr2O3 → Cr ( OH )3↓
NO2↑ → смесь HNO2
и HNO3
FeO → Fe ( OH )2↓
NO, N2O ↑, CO
Неметаллы образуют кислотные оксиды и кислоты НеМе → НеМе x O y → H x КO , например: C → CO2 → H2CO3
Металлы образуют основные оксиды и основания Me → Me x O y → Me ( OH ) , например: Na → Na 2O → NaOH
x
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Основные оксиды
+ вода
+ кислота
+ кислотные оксиды
С водой и кислотными оксидами реагируют только оксиды активных
металлов (в ряду напряжений стоят до магния)
1) Na 2O + H2O → NaOH реакция возможна, если образуется щелочь — растворимое основание
2) MgO + H2O → реакция не происходит, так как образуется нерастворимое
основание Mg ( OH )2↓
Для получения основания в таких случаях надо «пойти в два шага»: сначала
прибавить к оксиду кислоту и получить растворимую соль, а потом к этой соли
прибавить щелочь, например: MgO + 2HNO3 = Mg (NO3 ) ;
2
Mg (NO3 )2 + 2NaOH = Mg ( OH )2↓ +2NaNO3
ХИМИЯ. ВСЁ ДЛЯ УЧИТЕЛЯ!
31
№ 3 (15) март 2012 г.
МЕТОДИЧЕСКИЕ
МАТЕРИАЛЫ
К УРОКУ
ОРИЕНТИРЫ
Амфотерные оксиды, в зависимости от условий, ведут себя либо
как кислотные, либо как основные оксиды
Амфотерный оксид
Zn ( OH )2↓ + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
+ кислота
Zn ( OH )2↓+ 2NaOH = Na 2ZnO2 + 2H2O
+ основание (щелочь)
(H2 ZnO2 )
цинкат натрия
Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием
соответствующей кислоты
Кислотные оксиды
+ вода
+ основание (щелочь)
CO2 + H2O → H2CO3
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO2↑ + H2O → H2SO3
N2O3 + H2O = 2HNO2
SO3 + H2O → H2SO4
2NO2↑ + H2O = HNO2 + HNO3
P2O5 + H2O ( избыток) → H3PO4
ортофосфорная
+ основные оксиды
P2O5 + H2O ( недостаток) → 2HPO3
метафосфорная
В уравнениях химических реакций под кислотным оксидом записывайте «вспомогательную» формулу соответствующей кислоты,
для того чтобы правильно написать формулу соли.
Кислоты — это сложные вещества,
состоящие из атомов водорода и кислотного остатка H x КO
Кислоты
1. Индикаторы — это вещества, изменяющие
свою окраску в кислой или щелочной средах.
2. Более сильная кислота вытесняет более слабую
из её солей:
+ индикатор
+ металл (к водороду)
(
+ основной оксид Me x O y
(
+ основание Me ( OH )
x
(
+ соль Mex КO y
H2SO4 , HNO3 , HCl,
)
H2SO3 , H3PO4 , H2CO3 , H2S.
)
Сила кислот уменьшается
)
Основания — это сложные вещества,
содержащие атомы металла и гидроксогруппы Me ( OH )x
Основание
+ индикатор
1. С кислотными оксидами и солями реагируют
только щелочи (растворимые основания).
2. При нагревании нерастворимые основания
разлагаются на оксид металла и воду.
3. Химические свойства щелочей более разнообразны, чем нерастворимых гидроксидов.
+ кислота
+ кислотный оксид
+ соль (растворимая)
нерастворимые основания разлагаются
№ 3 (15) март 2012 г.
32
ХИМИЯ. ВСЁ ДЛЯ УЧИТЕЛЯ!
МЕТОДИЧЕСКИЕ
МАТЕРИАЛЫ
ОРИЕНТИРЫ
К УРОКУ
Соли — это сложные вещества,
содержащие атомы металла и кислотные остатки Me x ( КЗ )y
Соль
+ кислота
1. Более активный металл вытесняет менее активный из его солей (см. ряд напряжений).
2. Растворимые соли реагируют со щелочами и
солями, если реакция является необратимой.
+ основание (щелочь)
+ соль
+ металл
Амфотерные гидрооксиды, в зависимости от
условий, ведут себя либо как кислоты, либо как
основания, например:
1) гидроксид цинка с кислотой проявляет
основные свойства
Zn ( OH )2↓ + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2) гидроксид цинка со щелочью проявляет
кислотные свойства:
Амфотерный гидроксид
+ кислота
+ основа (щелочь)
а) при сплавлении
Zn ( OH )2↓+ 2NaOH = Na 2ZnO2 + 2H2O
Разложение при нагревании
(H2 ZnO2 )
цинкат натрия
б) в растворах образуется комплексная соль
Zn ( OH )2↓+ 2NaOH = Na 2 ⎡⎣Zn ( OH )4 ⎤⎦
тетрагидроксоцинкат натрия
Вода
1. Активные металлы (до Mg в ряду напряжений) реагируют с водой по схеме
Me + H2O → Me ( OH )x + H2↑
+ кислотный оксид НеМе x O y
2. Металлы средней активности (от Mg до Н
в ряду напряжений) реагируют с водой
только при нагревании по схеме
+ основной оксид Me x O y
+ металлы

C
Me + H2O ⎯t⎯
→ Me x O y + H2↑
разложение электрическим
током
3. Металлы неактивные, благородные (правее
Н в ряду напряжений) не реагируют с водой.
ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ (ХИМИЧЕСКИХ ЯВЛЕНИЙ)
1. Реакция соединения.
2. Реакция разложения.
3. Реакция замещения ( АВ + С → СВ + А ) — это
реакция между простым и сложным веществами, при которой атомы простого вещества замещают атомы сложного вещества и образуется одно новое простое и одно новое сложное
вещества.
4. Реакция обмена ( АВ + СД → АД + СВ ) — это реакция между двумя сложными веществами,
при которой они обмениваются составляющими частями и образуются два новых сложных
вещества.
5. Реакция нейтрализации — это реакция обмена
основания с кислотой, в результате которой образуются соль и вода.
6. Необратимые реакции (возможны те, которые
протекают до конца) — это реакции с образованием газа, осадка или воды.
7. Экзотермическая.
8. Эндотермическая.
9. Каталитическая.
10. Горение.
11. Окисление (медленное горение, гниение,
дыхание).
Продолжение следует
ХИМИЯ. ВСЁ ДЛЯ УЧИТЕЛЯ!
33
№ 3 (15) март 2012 г.