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

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

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.

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) …3d¹⁰4s¹ – ₂₉Cu; б) …3d⁵4s¹ – ₂₄Cr.

Координаты элементов:

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

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 S^2–, 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.

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:

Nа₂O + 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 А_r = 70, валентность в соединениях – III. Галлий – мягкий легкоплавкий металл (t_пл = 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.