Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Ростислав Лидин

Периодически повторяющийся характер изменения состава электронной оболочки атомов элементов объясняет периодическое изменение свойств элементов при движении по периодам и группам Периодической системы.

Проследим, например, изменение высших и низших степеней окисления у элементов IA – VIIA-групп во втором – четвертом периодах по табл. 3.

Положительные степени окисления проявляют все элементы, за исключением фтора. Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне (за исключением кислорода). Эти степени окисления называют высшими степенями окисления. Например, высшая степень окисления фосфора Р равна +V.

Отрицательные степени окисления проявляют элементы, начиная с углерода С, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до восьми. Эти степени окисления называют низшими степенями окисления. Например, у атома фосфора Р на последнем энергетическом уровне недостает трех электронов до восьми, значит, низшая степень окисления фосфора Р равна – III.

Значения высших и низших степеней окисления повторяются периодически, совпадая по группам; например, в IVA-группе углерод С, кремний Si и германий Ge имеют высшую степень окисления +IV, а низшую степень окисления – IV.

Эта периодичность изменения степеней окисления отражается на периодическом изменении состава и свойств химических соединений элементов.

Аналогично прослеживается периодическое изменение электроотрицательности элементов в 1—6-м периодах IA– VIIA-групп (табл. 4).

В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо).

В каждой группе Периодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз). Фтор F обладает наивысшей, а цезий Cs – наинизшей электроотрицательностью среди элементов 1—6-го периодов.

У типичных неметаллов – высокая электроотрицательность, а у типичных металлов – низкая.

Примеры заданий частей А, В

1. В 4-м периоде число элементов равно

1) 2

2) 8

3) 18

4) 32

2. Металлические свойства элементов 3-го периода от Na до Сl

1) силиваются

2) ослабевают

3) не изменяются

4) не знаю

3. Неметаллические свойства галогенов с увеличением порядкового номера

1) возрастают

2) понижаются

3) остаются без изменений

4) не знаю

4. В ряду элементов Zn – Hg – Со – Cd один элемент, не входящий в группу, – это

1) Са

2) Cs

3) Cd

4) Со

5. Металлические свойства элементов повышаются по ряду

1) In – Ga – Al

2) К – Rb – Sr

3) Ge – Ga – Tl

4) Li – Be – Mg

6. Неметаллические свойства в ряду элементов Аl – Si – С – N

1) увеличиваются

2) уменьшаются

3) не изменяются

4) не знаю

7. В ряду элементов О – S – Se – Те размеры (радиусы) атома

1) уменьшаются

2) увеличиваются

3) не изменяются

4) не знаю

8. В ряду элементов Р – Si – Аl – Mg размеры (радиусы) атома

1) уменьшаются

2) увеличиваются

3) не изменяются

4) не знаю

9. Для фосфора элемент с меньшей электроотрицательностью – это

1) N

2) S

3) Сl

4) Mg

10. Молекула, в которой электронная плотность смещена к атому фосфора, – это

1) PF3

2) РН3

3) P2S3

4) Р2O3

11. Высшая степень окисления элементов проявляется в наборе оксидов и фторидов

1) СlO2, РСl5, SeCl4, SO3

2) PCl, Аl2O3, КСl, СО

3) SeO3, ВСl3, N2O5, СаСl2

4) AsCl5, SeO2, SCl2, Cl2O7

12. Низшая степень окисления элементов – в их водородных соединениях и фторидах набора

1) ClF3, NH3, NaH, OF2

2) H3S+, NH+, SiH4, H2Se

3) CH4, BF4, H3O+, PF3

4) PH3, NF+, HF2, CF4

13. Валентность для многовалентного атома одинакова в ряду соединений

1) SiH4 – AsH3 – CF4

2) РН3 – BF3 – ClF3

3) AsF3 – SiCl4 – IF7

4) H2O – BClg – NF3

14. Укажите соответствие между формулой вещества или иона и степенью окисления углерода в них

3. Молекулы. Химическая связь. Строение веществ

Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами (реальными или условными формульными единицами многоатомных веществ). Атомы в молекулах химически связаны.

Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

H – H (связь между двумя атомами водорода);

H3N – Н+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода);

(К+) – (I-) (связь между катионом калия и иодид-ионом).

Химическая связь образуется парой электронов (•), которая в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:

Химическая связь называется ковалентной, если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.

В молекуле F2 оба атома фтора имеют одинаковую электроотрицательность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполярной, так как у каждого атома фтора электронная плотность одинакова и в электронной формуле молекулы может быть условно разделена между ними поровну:

В молекуле хлороводорода НСl химическая связь уже полярная, так как электронная плотность на атоме хлора (элемента с большей электроотрицательностью) значительно выше, чем на атоме водорода:

Ковалентная связь, например Н – Н, может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов:

H · + · H → H – H

или

H ∙ ∙ H

Такой механизм образования связи называется обменным или равноценным.

По другому механизму та же ковалентная связь H – H возникает при обобществлении электронной пары гидрид-иона H катионом водорода Н+:

H+ + (:H)- → H – H

или

H ∙ ∙ H

Катион Н+ в этом случае называют акцептором, а анион Н – донором электронной пары. Механизм образования ковалентной связи при этом будет донорно-акцепторным, или координационным.

Одинарные связи (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) называются а-связями, они определяют геометрическую форму молекул.

Двойные и тройные связи ( ) содержат одну σ-составляющую и одну или две π-составляющие; σ-составляющая, являющаяся основной и условно образующаяся первой, всегда прочнее π-составляющих.

Физическими (реально измеряемыми) характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и полярность.

Энергия химической связи (Есв) – это теплота, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда слабее, чем кратная (двойная, тройная).

Длина химической связи (lсв) – межъядерное расстояние. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда длиннее, чем кратная.

Полярность связи измеряется электрическим дипольным моментом р – произведением реального электрического заряда (на атомах данной связи) на длину диполя (т. е. длину связи). Чем больше дипольный момент, тем выше полярность связи. Реальные электрические заряды на атомах в ковалентной связи всегда меньше по значению, чем степени окисления элементов, но совпадают по знаку; например, для связи H+I—Cl-I реальные заряды равны Н+0'17—Сl-0'17 (двухполюсная частица, или диполь).

Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.