Что такое аллотропия какой тип химической связи реализуется в молекулах?

8 ответов на вопрос “Что такое аллотропия какой тип химической связи реализуется в молекулах?”

  1. Dused Ответить

    Упражнение: 1

    Дайте характеристику элементов: а) фосфора; б) калия.


    а)
    1. P – фосфор порядковый номер:
    Z = N(p+) = N(e) = 15,
    A = 31, N(n0) = A – Z = 31 – 15 = 16
    Фосфор P находится в III периоде, V группе главной подгруппе. +15P 2e, 8e, 5e
    2. P – неметалл
    3. Неметаллические свойства N > P > As
    4. Неметаллические свойства Si < P < S
    5. Высший оксид P2O5 – кислотный
    6.Высший гидроксид H4PO4 – кислотный
    7.Летучее водородное соединение PH3 – фосфин

    б)
    1. K – калий порядковый номер:
    Z = N(p+) = N(e) = 19,
    A = 39, N(n0) = A – Z = 39 – 19 = 20
    Калий K находится в IV периоде, I группе главной подгруппе. +19K 2e, 8e, 8e, 1e
    2. K – металл
    3. Металлические свойства Na < K < Rb
    4. Металлические свойства K > Ca
    5. Высший оксид K2O – основный
    6.Высший гидроксид KOH – основный
    7.Летучего водородного соединения нет.
    Упражнение: 2

    Запишите уравнения химических реакций, характеризующие свойства: а) MgO и SO2; б)Mg(OH)2 и H2SO4. Уравнения реакций с участием электролитов запишите также в ионной форме.





    Упражнение: 3

    Дайте характеристику магния простого вещества. Какой тип связи наблюдается в нем? Запишите уравнения реакций магния со следующими веществами: а) кислородом; б) хлором4 в) серой; г) азотом N2; д) соляной кислотой.


    Для магния (Mg) простого вещества характерна металлическая кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда типичные для металлов свойства: металлический блеск, тепло- и электропроводность, пластичность.



    Упражнение: 4

    Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: а) S8; б) H2S? Какие физические свойства имеет наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера? Запишите уравнения реакций серы со следующими веществами: а) натрием; б) кальцием; в) алюминием; г) кислородом; д) водородом; е) фтором F2.
    Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.


    Аллотропия – это способность атомов одного химического вещества образовывать несколько простых веществ, а эти простые вещества называют аллотропными модификациями.
    а) S8 – ковалентная неполярная
    б) H2S – ковалентная полярная
    S8 – ромбическая сера, молекулярная кристаллическая решетка. Лимонно-желтый цвет, Тпл. 112,80С, не растворима в воде, мало растворима в этиловом спирте, хорошо растворима в сероуглероде. Кристаллы серы в воде тонут, а порошок плавает на поверхности воды, так как мелкие кристаллики серы не смачиваются водой и поддерживаются на плаву мелкими пузырьками воздуха (процесс наз. флотация см. стр. 131 учебника)


    Упражнение: 5

    Сравните свойства простого вещества кремния со свойствами простых веществ, образованных химическими элементами – соседями кремния по периоду.


    Неметаллические свойства Al < Si < P
    Неметаллические свойства кремния выражены сильнее, чем у алюминия, но слабее, чем у фосфора.
    Потому что число внешних электронных оболочек у алюминия, кремния и фосфора одинаковое: 3, а число внешних электронов у кремния (4) меньше, чем у фосфора (5), но больше чем у алюминия (3).
    Упражнение: 6

    У высшего оксида какого химического элемента наиболее выражены кислотные свойства: а) азота или фосфора, б) фосфора или серы?


    а) Кислотные свойства N2O5 > P2O5
    б) Кислотные свойства P2O5 < SO3
    Упражнение: 7

    Вычислите объем воздуха (примите объемную долю кислорода в нем равной 0,2), который потребуется для сжигания 120 мг образца магния, содержащего 2% негорючих примесей.

  2. Big snake Ответить

    Тема: Общая характеристика химических элементов (Характеристика химического элемента на основании его положения в периодической системе менделеева)
    Условие задачи полностью выглядит так:
    4 Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: a) S8; б) H2S? Какие физические свойства имеет наиболее устойчивая модификация серы ромбическая сера? Запишите уравнения реакций серы со следующими веществами: а) натрием; б) кальцием; в) алюминием; г) кислородом; д) водородом; е) фтором F2. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.
    Решение задачи:
    аллотропия явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам (так называемых аллотропных форм).


    уравнения реакций:

    Задача из главы Общая характеристика химических элементов по предмету Химия из задачника Химия 9, Габриелян (9 класс)
    Если к данной задачи нет решения – не переживайте. Наши администраторы стараются дополнять сайт решениями для тех задач
    и упражнения где это требуется и которые не даны в решебниках и сборниках с ГДЗ. Попробуйте зайти позже. Вероятно, вы найдете то, что искали 🙂
    Рады приветствовать учеников всех учебных заведений всех возрастов на нашем сайте! Здесь вы найдете решебники и решения задач бесплатно, без регистрации.
    Видео онлайн

  3. Tudor Ответить

    Решебник по химии за 9 класс (О. С.Габриелян, 2011 год), №4 к главе «Введение. Общая характеристика химических элементов. § 1(1). Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева».
    Все задачи >
    Условие задачи: 4 Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: a) S8; б) H2S? Какие физические свойства имеет наиболее устойчивая модификация серы — ромбическая сера? Запишите уравнения реакций серы со следующими веществами: а) натрие
    4 Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: a) S8; б) H2S? Какие физические свойства имеет наиболее устойчивая модификация серы — ромбическая сера? Запишите уравнения реакций серы со следующими веществами: а) натрием; б) кальцием; в) алюминием; г) кислородом; д) водородом; е) фтором F2. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.
    Аллотропия — явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам (так называемых аллотропных форм).

    Уравнения реакций:

  4. runewall Ответить

    Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
    Внутримолекулярные химические связи
    Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
    Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
    Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ. Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
    Электроотрицательность ? – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
    Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4.

    Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
    Если один из атомов в химической связи  А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
    Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)?ЭО(В), то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В. Такая связь называется ковалентной неполярной.
    Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4< ?ЭО<2), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная.
    Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ?ЭО>2), то один из электронов практически полностью  переходит к другому атому, с образованием ионов. Такая связь называется ионная.
    Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

    Ковалентная химическая связь


    Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В. При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.

    Основные свойства ковалентных связей

    направленность,
    насыщаемость,
    полярность,
    поляризуемость.
    Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
    Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108о28?.

    Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
    Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
    Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

    Ковалентная неполярная химическая связь

    Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ.
    Пример. Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

    H. + .H = H:H 

    Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной.

    Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

    Дипольный момент неполярных связей равен 0.
    Примеры: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

    Ковалентная полярная химическая связь

    Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
    Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (?-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (?+, дельта +).

    Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент. Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
    Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
    Примеры: HCl, CO2, NH3.

    Механизмы образования ковалентной связи

    Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
    1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

    А. + .В= А:В

    2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

    А: +  B= А:В


    При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
    Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
    Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
    – в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C?O;
    – в ионе аммония NH4+, в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2+;
    – в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
    – в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;

    – в молекуле озона O3.

    Основные характеристики ковалентной связи

    Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
    Кратность химической связи
    Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
    Например, в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
    В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

    В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N?N.

    Длина ковалентной связи
    Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:

    Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
    При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
    Например.  В ряду: C–C, C=C, C?C  длина связи уменьшается.
    Связь
    Длина связи, нм
    H-F
    0,092
    H-Cl
    0,128
    H-Br
    0,142
    H-I
    0,162
    При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
    Например.  В ряду: C–C, C=C, C?C  длина связи уменьшается.
    Связь
    Длина связи, нм
    С–С
    0,154
    С=С
    0,133
    С?С
    0,120
    Энергия связи
    Мерой прочности химической  связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
    Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
    Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее  прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
    Например, в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.

    Ионная химическая связь


    Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
    Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

    Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na+, с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

    +11Na )2)8)1 — 1e = +11Na+ )2)8

    Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

    +17Cl )2 )8 )7 + 1e = +17Cl— )2 )8 )8

    Обратите внимание:

    Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
    Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH4+, сульфат-ион SO42- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
    Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
    Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na+Cl—, Na2+ SO42-.
    Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:

    Металлическая химическая связь


    Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
    У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
    Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями,  вместе, создавая таким образом достаточно прочную  металлическую  кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

    Межмолекулярные взаимо-действия
    Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.
    Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
    Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N. Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.
    Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость.
    Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом, а также кислорода с водородом, в меньшей степени азота с водородом.

    Водородные связи возникают между следующими веществами:
    — фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
    — раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
    — органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
    Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.
    Например, как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

    А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61оС, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 оС. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20оС) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

  5. Vudosida Ответить

    1. ХИМИЯ
    – это наука о веществах их свойствах,
    их превращениях, а так же явлениях
    сопровождающих эти превращения.
    Вещество
    – это однородный вид материи, каждая
    частица которого обладает одинаковыми
    физическими и химическими свойствами.
    Атомы
    – это мельчайшие химически не делимые
    частицы вещества.
    Ионы
    – это электрически заряженные частицы,
    образованные из атомов или групп атомов
    вследствие потери или приобретения
    электронов.
    ( Cl?-
    хлорид иона)
    Молекула
    – Наименьшая частица вещества, обладающая
    его химическими свойствами. (заряда не
    имеет)
    Элемент
    – это вид атомов с определенным зарядом
    ядра.
    Положения
    о строении вещества
    1. Атом сост из
    взаимодейств м\д собой ядра и электронов
    2. Ядро атома
    заряжено +, а электрона –
    3. В состав ядра
    входят протоны и нейтроны – их общее
    название нуклоны. Нейтрон нейтральн,
    протон +
    4. Заряд ядра=числу
    протонов
    Число протонов в
    ядре=порядковый номер элемента
    Сумма протонов и
    нейтронов = атомному весу элемента
    5. Атом электро
    нейтрален, число е=числу протонов в
    ядре. е вращаются вокруг ядра и обр
    электрон оболочку атома.
    2. Периодический
    закон Д.И. Менделеева
    Периодический закон Менделеева
    «хим
    свойства элементов, а, следовательно,
    и соединения с ними, находятся в
    периодич.зависимости от заряда ядра
    атома» (откр в 1869г)
    Физический смысл П. з. был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает припереходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицуэлементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z)соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередьравному числу электронов соответствующего нейтрального атома (см. Атом). Химические свойства атомовопределяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличениемзаряда ядра, и, следовательно, в основе П. з. лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а неатомной массы элементов. Наглядная иллюстрация П. з.— кривые периодические изменения некоторыхфизических величин (ионизационных потенциалов, атомных радиусов, атомных объёмов) в зависимости от Z(см. Атомная физика). Какого-либо общего математического выражения П. з. не существует.
    П. з. имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать всеэлементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря П. з. многиенаучные поиски (например, в области изучения строения вещества — в химии, физике, геохимии,космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. П. з.— яркое проявление действия общихзаконов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.
    Периодические
    изменения свойств химических элементов
    обусловлены правильным повторением
    электронной конфигурации внешнего
    энергетического уровня (валентных
    электронов) их атомов с увеличением
    заряда ядра.
    Графическим изображением
    периодического закона является
    периодическая таблица. Она содержит 7
    периодов и 8 групп.
    Период –
    горизонтальные ряды элементов с
    одинаковым максимальным значением
    главного квантового числа валентных
    электронов.
    Номер периода обозначает
    число энергетических уровней в атоме
    элемента.
    Периоды могут состоять из
    2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый
    и пятый) или 32 (шестой) элементов, в
    зависимости от количества электронов
    на внешнем энергетическом уровне.
    Последний, седьмой период незавершен.
    Все
    периоды (кроме первого) начинаются
    щелочным металлом (s-элементом), а
    заканчиваются благородным газом (ns2
    np6).
    Металлические свойства рассматриваются,
    как способность атомов элементов легко
    отдавать электроны, а неметаллические
    – присоединять электроны из-за стремления
    атомов приобрести устойчивую конфигурацию
    с заполненными подуровнями. Заполнение
    внешнего s- подуровня указывает на
    металлические свойства атома, а
    формирование внешнего p- подуровня – на
    неметаллические свойства. Увеличение
    числа электронов на p- подуровне (от 1 до
    5) усиливает неметаллические свойства
    атома. Атомы с полностью сформированной,
    энергетически устойчивой конфигурацией
    внешнего электронного слоя (ns2 np6)
    химически инертны.
    В больших периодах
    переход свойств от активного металла
    к благородному газу происходит более
    плавно, чем в малых периодах, т.к.
    происходит формирование внутреннего
    (n – 1) d- подуровня при сохранении внешнего
    ns2 – слоя. Большие периоды состоят из
    четных и нечетных рядов.
    У элементов
    четных рядов на внешнем слое ns2 – электроны,
    поэтому преобладают металлические
    свойства и их ослабление с ростом заряда
    ядра невелико; в нечетных рядах формируется
    np- подуровень, что объясняет значительное
    ослабление металлических свойств.
    Группы –
    вертикальные столбцы элементов с
    одинаковым числом валентных электронов,
    равным номеру группы. Различают главные
    и побочные подгруппы.
    Главные подгруппы
    состоят из элементов малых и больших
    периодов, валентные электроны которых
    расположены на внешних ns- и np-
    подуровнях.
    Побочные подгруппы состоят
    из элементов только больших периодов.
    Их валентные электроны находятся на
    внешнем ns- подуровне и внутреннем (n – 1)
    d- подуровне (или (n – 2) f- подуровне).
    В
    зависимости от того, какой подуровень
    (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными
    электронами, элементы периодической
    системы подразделяются на: s- элементы
    (элементы главной подгруппы I и II групп),
    p- элементы (элементы главных подгрупп
    III – VII групп), d- элементы (элементы побочных
    подгрупп), f- элементы (лантаноиды,
    актиноиды).
    В главных подгруппах сверху
    вниз металлические свойства усиливаются,
    а неметаллические ослабевают. Элементы
    главных и побочных групп сильно отличаются
    по свойствам.
    Номер группы показывает
    высшую валентность элемента (кроме O,
    F, элементов подгруппы меди и восьмой
    группы).
    Общими для элементов главных
    и побочных подгрупп являются формулы
    высших оксидов (и их гидратов). У высших
    оксидов и их гидратов элементов I – III
    групп (кроме бора) преобладают основные
    свойства, с IV по VIII – кислотные.
    Для
    элементов главных подгрупп   общими
    являются формулы водородных соединений.
    Элементы главных подгрупп I – III групп
    образуют твердые вещества – гидриды
    (водород в степени окисления – 1), а IV –
    VII групп – газообразные. Водородные
    соединения элементов главных подгрупп
    IV группы (ЭН4)
    – нейтральны, V группы (ЭН3)
    – основания, VI и VII групп (Н2Э
    и НЭ) – кислоты.
    От положения элементов
    в периодической системе зависят свойства
    атома, связанные с его электронной
    конфигурацией: атомный радиус – по
    периоду слева направо уменьшается, а в
    подгруппе сверху вниз возрастает;
    энергия ионизации – по периоду возрастает,
    а в подгруппе уменьшается;
    электроотрицательность – по периоду
    увеличивается, а в подгруппе уменьшается.
    3 Понятие химической связи. Состав и структура вещества. Аллотропия
    Химическая
    связь     —
    это взаимодействие атомов,
    обуславливающее
    устойчивость молекулы или кристалла как
    целого. Химическая связь
    определяетсявзаимодействием между заряженными частицами
    (ядрами и электронами)
    Образование
    химических соединений обусловлено
    возникновением химической связи между
    атомами в молекулах и кристаллах.
    Химическая
    связь – это взаимное сцепление атомов
    в молекуле и кристаллической решётке
    в результате действия между атомами
    электрических сил притяжения.
    Вещество
    – это
    однородный вид материи, каждая частица
    которого обладает одинаковыми физическими
    и химическими свойствами
    Положение строения
    вещества.
    – атом состоит из
    взаимодействия ядра и электрона между
    собой.
    – ядро атома заряжено
    положительно, а электрона – отрицательно.
    –
    В состав ядра входят протоны и нейтроны
    (их общее название нуклоны)
    Протон
    имеет + заряд, но абсолютному значению
    равный заряду электрона.
    Нейтрон
    заряда не имеет.
    Заряд
    ядра = числу протонов
    –
    Число протонов = порядковому номеру
    элемента.
    Сумма
    чисел протонов и нейтронов = атомному
    весу элементов.
    А=Np
    + Nn
    Пример:
    А(Р) = 6+6=12
    –
    атом электронейтрален, число электронов
    = числу протонов в ядре.
    Электроны
    вращаются вокруг ядра и образуют
    электрическую оболочку атома.
    Аллотропия
    – это явление, при котором один и тот же
    элемент может образовывать различные
    формы простого вещества.
    Аллотропные
    модификации –это различные простые
    вещества состоящие из одного элемента.
    (0?,
    О?)

    Вещества

    простые сложные
    А?томная
    едини?ца ма?ссы (обозначение а.
    е. м.),
    она же углеродная
    единица —единица массы,
    применяемая для масс молекул, атомов,
    атомных ядер и элементарных
    частиц.
    Атомная
    единица
    массы выражается через
    массу нуклида углерода 12C и
    равна 1/12 массы этого нуклида.
    1
    а.е.м =1 дальтон (da)

    4.Изотопы. Радиоуглеродный метод.

    Изотопы-
    разновидности атомов одного элемента,
    отличающиеся кол-вом нейтронов, а
    следовательно массой ядра.
    Изотопы
    –это разновидности 1 и того же химического
    элемента имеющих одинаковый заряд ядра,
    но разную атомную массу.
    Форма
    записи – нуклид.
    Номер
    периода численно равен количеству
    энергетических уровней.
    Радиоуглеродный
    метод.
    Углерод,
    являющийся одной из основных составляющих
    биологических организмов, присутствует
    в земной атмосфере в виде
    стабильных изотопов 12C
    и 13C
    радиоактивного (не стабильного)  14C,
    который присутствует в следовых
    количествах Изотоп 14C
    постоянно образуется в основном в
    верхних слоях атмосферы на
    высоте 12-15 км
    В
    среднем в год в атмосфере Земли образуется
    около 7,5 кг радиоуглерода при общем
    его количестве
    75 тонн.
    Радиоизотоп
    углерода 14C
    подвержен ?-распаду с периодом
    полураспада
    T1/2 =
    5730
    лет:
    Соотношение
    радиоактивного и стабильных изотопов
    углерода в атмосфере и в биосфере
    примерно одинаково из-за активного
    перемешивания атмосферы, поскольку все
    живые организмы постоянно участвуют в
    углеродном обмене, получая углерод из
    окружающей среды, а изотопы, в силу их
    химической неразличимости, участвуют
    в биохимических процессах практически
    одинаковым образом.
    Удельная
    активность углерода в живых организмах
    соответствует атмосферному содержанию
    радиоуглерода. С гибелью организма
    углеродный обмен прекращается. После
    этого стабильные изотопы сохраняются,
    а радиоактивный (14C)
    постепенно распадается, в результате
    его содержание в останках постепенно
    уменьшается. Зная исходное соотношение
    содержания изотопов в организме и
    определив их текущее соотношение в
    биологическом материале масс-спектрометрическим
    методом
    можно установить время, прошедшее с
    момента гибели организма.
    Образование:
    14N+n>14C+p.
    Углерод 14С
    окисляется до 14СO2 и
    распространяется в атмосфере.
    5.Радиоактивные
    превращения. Типы радиоактивных
    излучений.
    Радиоактивные
    превращения – самопроизвольные превращения
    одних ядер в другие ядра.
    Радиоактивные превращения
    сопровождаются испусканием различных
    частиц. Видами радиоактивных превращений
    являются альфа-распад и бета-распад.
    Альфа-распад
    – вид самопроизвольного радиоактивного
    превращения тяжелых атомных ядер,
    который сопровождается испусканием
    альфа-частиц из ядра. В результате
    альфа-распада исходный элемент смещается
    на два номера к началу периодической
    системы Менделеева. Альфа-частица –
    устойчивая система из двух нейтронов
    и двух протонов (ядро атома гелия) .
    При
    поглощении альфа-частиц живыми организмами
    могут возникнуть мутагенные, канцерогенные
    и другие отрицательные эффекты.
    Бета-распад
    – тип радиоактивного превращения
    нестабильных атомных ядер, обусловленный
    слабым взаимодействием и связанный со
    взаимным превращением нейтронов и
    протонов в атомных ядрах.
    Радиоактивный
    элемент – элемент, у которого все изотопы
    не стабильны. (они распадаются)
    Типы
    радиоактивных излучений:
    ?-излучение
    Альфа-излучение
    представляет собой поток альфа-частиц —
    ядер гелия-4.
    Альфа-частицы, рождающиеся при
    радиоактивном распаде, могут быть легко
    остановлены листом бумаги.
    ?-излучение
    Бета-излучение —
    это поток электронов,
    возникающих при бета-распаде;
    для защиты от бета-частиц достаточно
    алюминиевой пластины толщиной в несколько
    миллиметров.
    ?-излучение
    (
    Гамма-излучение
    обладает гораздо большей проникающей
    способностью, поскольку состоит из
    высокоэнергичных фотонов,
    не обладающих зарядом; для защиты
    эффективны тяжёлые элементы
    (свинец и т. д.),
    Проникающая
    способность всех
    видов ионизирующего излучения зависит
    от энергии.

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *