В Периодической системе Д.И. Менделеева

1. Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.

2. Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.

3. Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.

4. Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).

5. Укажите число и тип валентных электронов.

6. Графически изобразите все возможные валентные состояния.

7. Перечислите все возможные валентности и степени окисления.

8. Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).

9. Приведите формулу водородного соединения.

10. Назовите область применения данного элемента

Решение. В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .

1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.

2. Заряд ядра атома скандия +21.

Число протонов и электронов - по 21.

Число нейтронов А-Z= 45-21=24.

Общий состав атома: ().

3. Полная электронная формула скандия:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s² или в сокращенной форме: [Sc] 3d¹ 4s²

Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.

4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:

5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)

6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:

- в основном состоянии:

s p d

n = 3

f

n = 4

- в возбужденном состоянии:

s p d

n = 3

f

n = 4

спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)

7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d¹s²- конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.

8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc₂O₃ (амфотерный).

Формулы гидроксидов: Sc(OH)₃ – амфотерный.

Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:

Sc(OH)₃ +3 КОН = К₃[Sc(OH)₆] (гекса гидроксоскандиат калия )

2 Sc(OH)₃ + 3 Н₂SO₄ = 6 Н₂О + Sc₂(SO₄)₃ (сульфат скандия)

9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.

10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.

Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:

₂₅ Mg 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵

₃₅ Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.

Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.

Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr(OH)₂ или Ba(OH)₂; б) Ca(OH)₂ или Fe(OH)₂ в) Sr(OH)₂ или Cd(OH)₂?

Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.

а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba(OH)₂ является болеесильным основанием, чем Sr(OH)₂.

б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca(OH)₂ более сильное, чем Fe(OH)₂.

в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr(OH)₂ сильнее, чем Cd(OH)₂.

Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулы NH₃? какова пространственная структура этих частиц?

Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр³-гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.

При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.

Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулы Не₂.

Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.

Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .

На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.

Напротив, молекула Не₂ должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не₂ не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.

Пример 10. Какая из молекул – В₂ или С₂ характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.

Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).

Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В₂ и С₂.

Как видно, в молекуле В₂ разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С₂ – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С₂ . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В₂ (276 кДж/моль) и С₂ (605 кДж/моль).

В молекуле В₂ два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух π^св 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С₂ все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.

Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN ^-, образующемся по схеме: C^- + N → CN ^-. В какой из этих частиц длина связи наименьшая?

Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN^- соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN ^-, в котором кратность связи между атомами наибольшая.

Рис. 23. Энергетические схемы

образования молекулы CN и молекулярного иона CN ^-.

Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?

Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.

Титан 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d²

Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.

Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF₂ от структуры кристаллов Са и F₂? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?

Решение. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.

1s²2s²2p⁵ F₂ – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.

При образовании кристалла CaF₂ между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика DЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF₂.