ЕГЭ 2 химия. Теория ЕГЭ 2 химия

А теперь титры,
как после просмотра долгого, интересного, захватывающего блокбастера в кинотеатре

В качестве титров у нас будут самые важные тезисы конспекта по теме: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Физический смысл Периодического закона Д.И. Менделеева. Причины и закономерности изменения свойств элементов и их соединений по группам и периодам. Закономерности в изменении свойств простых веществ, водородных соединений, высших оксидов и гидроксидов.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Физический смысл Периодического закона Д.И. Менделеева.
Современная формулировка Периодического закона химических элементов, открытого великим русским химиком Дмитрием Ивановичем Менделеевым, звучит так: «Свойства элементов и образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов».
Исходя из этой формулировки, Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (таблица Менделеева) - это наглядное отображение Периодического закона. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Физический смысл Периодического закона Д.И. Менделеева заключается в том, что свойства химических элементов и их соединений периодически повторяются из-за периодического повторения строения внешнего электронного слоя атомов.
Каждый химический элемент в Периодической системе приведён в отдельной ячейке, и имеет свой порядковый номер. На сегодняшний день известно 118 химических элементов.
Период - это строка, горизонтальная последовательность химических элементов, последовательность по возрастанию заряда ядра атомов химических элементов и заполнению электронами внешней электронной оболочки.
Периодическая система химических элементов включает семь периодов.
Выделяют малые периоды: 1-й, 2-й, 3-й. В 1-м периоде только два элемента: Водород (H) и Гелий (He). Во 2-м и 3-м периодах по 8 химических элементов. Остальные периоды, имеющие 18 и более элементов, называют большими.
Группа - это столбец, вертикальная последовательность химических элементов. Номер группы в Периодической системе химических элементов обозначают римскими цифрами I, II, III, IV, V, VI, VIII. Всего восемь групп.
Группа состоит из главной и побочной подгрупп. Главная подгруппа (А) – это вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне, численно равное номеру группы. Например:
- щелочные металлы, элементы IA группы Периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов первой группы главной подгруппы: ns¹;
- щёлочноземельными элементами согласно номенклатуре ИЮПАК, считают все элементы II группы главной подгруппы: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba); общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов первой группы главной подгруппы: ns²;
- пниктогены, элементы VA группы: азот (N), фосфор (P), мышьяк (As), сурьма (Sb), висмут (Bi); общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов пятой группы главной подгруппы: ns²np³;
- халькогены, элементы VIA группы: кислород (O), сера (S), селен (Se), теллур (Te), полоний (Po); общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов шестой группы главной подгруппы: ns²np⁴;
- галогены (от др.-греч. - «рождающие соли»), элементы VIIA группы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I), астат (At); общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов шестой группы главной подгруппы: ns²np⁵.
Побочная подгруппа (Б) – это вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях, в сумме, как правило, равное номеру группы.
Малые периоды 1-й, 2-й, 3-й включают элементы только главных подгрупп. Большие периоды включают элементы как главных, так и побочных подгрупп.
Чтобы определить, к какой подгруппе главной или побочной относится химический элемент больших периодов. используют так называемое «правило карандаша на главных или побочных подгруппах».
Неметаллы. К неметаллам относят 23 химических элемента. Они расположены правее и выше диагонали бор (B) - астат (At), а также на самой диагонали. Все неметаллы являются элементами главных подгрупп (А). Положение неметаллов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Хотя следует отметить, что элементы: B, Si, Ge, As, Sb,Te, Po, At находящиеся на диагонали или возле диагонали бор (B) - астат (At) ещё называют полуметаллами (или металлоидами), по своим свойствам они занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами.
Металлы. К металлам относятся все элементы побочных (Б) подгрупп Периодической системы (d-металлы, переходные металлы, d-элементы), а также элементы главных подгрупп (s- и p-элементы), расположенные ниже диагонали бор (B) -астат (At). Ещё раз уточним, все элементы побочных подгрупп - металлы, все d-элементы — металлы. По сравнению с атомами неметаллов, атомы металлов имеют большие размеры. Следовательно, электроны внешнего уровня атомов металлов слабо связаны с ядром, металлы их легко отдают, проявляя в химических реакциях восстановительные свойства.
А вот неметаллы могут и присоединять, и отдавать электроны, то есть быть и окислителем, и восстановителем, в зависимости от того с каким более или менее электроотрицательным элементом они реагируют. И только неметалл фтор (F), самый сильный окислитель, может только принимать электроны.
Причины и закономерности изменения свойств элементов и их соединений по группам и периодам. Начнём изучение закономерностей с изменения радиусов атомов элементов при движении по группам и периодам Периодической системы.
Радиус атома — это расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома.
Согласно большинству определений, радиусы изолированных нейтральных атомов колеблются в диапазоне от 30 до 300 пикометров (пм) (один пикометр равен 1·10^—12м).
Но запоминать численные значения радиусов атомов не нужно. Необходимо просто помнить, что самые большие по размерам атомы в левом нижнем углу Периодической системы, а самые маленькие в правом верхнем. Вот, рассмотрим атомные радиусы (для понимания - размеры атомов) элементов схематично, по группам и периодам Периодической системы химических элементов: «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Так как радиус атомов по периоду уменьшается, то валентные электроны (электроны внешнего уровня (слоя)) становятся ближе к ядру, им сложнее оторваться, одновременно растёт их число от 1 до 7 которое соответствует номеру группы (исключая инертные газы). При движении по периоду слева направо неметаллам становится «легче, энергетически выгоднее» не отдать электрон, а присоединить недостающие электроны до завершённой, устойчивой 8-ми электронной конфигурации инертного газа поэтому:
Ряд активности металлов (электрохимический ряд напряжений) связан с восстановительными свойствами. В ряду активности металлы расположены по убыванию их восстановительных свойств, убыванию их восстановительной способности.
В ряду активности металлов, слева направо, по ходу стрелки, активность металлов как простых веществ, уменьшается; значит и восстановительные свойства металлов уменьшаются.
Электроотрицательность и её изменение по периодам и группам Периодической системы. Электроотрицательность (ЭО) - это способность атома химического элемента смещать к себе (притягивать) валентные электроны другого атома в молекуле.
Например, у фтора (F) электроотрицательность больше чем у водорода, поэтому фтор смещает к себе валентный электрон водорода, смещает к себе общую электронную пару при образовании молекулы фтороводорода HF, и связь образуется ковалентная полярная.
Электроны на данной схеме обозначены точками, это так называемая электронная формула Льюиса. В формуле Льюиса связь между двумя атомами показывается при помощи обозначения каждого из валентных электронов точкой.
Электроотрицательность (относительная электроотрицательность) - это фундаментальное свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов притягивать к себе электроны других атомов. Самая высокая ЭО у p-элементов: F, O, N, Cl, а низкая ЭО у активных металлов s-элементов IА группы: Na, K, Cs.
Существует шкала относительных атомных электроотрицательностей химических элементов, причём разных авторов, например, самая новая шкала Оганова «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
На приведённой схеме только s- и p-элементы Периодической системы.
Ступенчатая диагональ от бора (B) к астату (At) делит элементы на металлы (левый нижний угол под ступенчатой диагональю) и неметаллы (правый верхний угол над ступенчатой диагональю). У неметаллов ЭО больше, чем у металлов.
Приведённые в шкале относительных атомных электроотрицательностей химических элементов цифровые значения запоминать не нужно. Просто помним, что самая высокая ЭО у элементов правого верхнего угла Периодической системы F, O, N, Cl, а самая низкая ЭО у активных металлов, s-элементов I группы, Na, K, Cs.
Но, эта схема действительна для s- и p-элементов Периодической системы, как в приведённой выше шкале относительных атомных электроотрицательностей химических элементов.
Необходимо помнить, что у d-элементов металлов электроотрицательность меньше, чем у неметаллов.
Например, d-металл марганец (Mn) расположен выше, чем неметалл бром (Br). Но электроотрицательность марганца меньше, чем электроотрицательность брома. Это легко увидеть при написании формул бинарных соединений металл-неметалл. Ведь у металла всегда положительная степень окисления, а у неметалла отрицательная (уточним: в бинарных соединениях металл-неметалл), в нашем примере будет бромид марганца(II): MnBr₂ (Mn⁺²Br₂¯¹). То есть неметалл, при образовании бинарных соединений металл-неметалл, оттягивает на себя электронную плотность как более электроотрицательный элемент в паре элементов металл-неметалл.
Кислотно-основные свойства химических соединений, их изменение по группам и периодам. Оксиды.
Рассмотрим изменения кислотно-основных свойств высших оксидов, высших гидроксидов, ковалентных гидридов в зависимости от их положения в группе и периоде периодической системы химических элементов.
Вспомним, что оксиды – это сложные вещества, состоящие из атомов двух химических элементов, один из которых кислород в степени окисления –2. Общая формула оксидов: ЭxOy, где Э– химический элемент, x и y — индексы, определяемые степенью окисления химических элементов.
Если Элемент переменной валентности (переменной степени окисления), то эту валентность (степень окисления) необходимо указать в названии оксида римской цифрой в скобках, например: оксид железа(II) FeO, оксид железа(III) Fe₂O₃, оксид меди(I) Cu₂O, оксид меди(II) CuO, оксид углерода(II) CO, оксид углерода(IV) CO₂, оксид серы(IV) SO₂, оксид серы(VI) SO₃, оксид фосфора(V) P₂O₅.
Высший оксид - это оксид элемента в котором его степень окисления максимальна, например: оксид азота(V) N₂O₅, оксид серы (VI) SО₃, оксид хрома(VI) СгO₃. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Помним про исключение - оксида фтора не бывает, фтор как самый электроотрицательный элемент образует бинарное соединение - фторид кислорода OF₂ и дифторид дикислорода O₂F₂ (или пероксофторид кислорода). Наша схема по высшим оксидам завершилась на VII-й группе. Дело в том, что инертные газы, элементы VIII-й группы. не образуют оксидов, что связано с их очень низкой химической активностью, так как внешние электронные оболочки инертных газов полностью заполнены (два электрона у гелия и по восемь у остальных), что не допускает образование валентных связей.
Из темы «Классификация и номенклатура неорганических соединений» вспомним классификацию оксидов. По химическим свойствам оксиды можно разделить на несолеобразующие и солеобразующие.
Несолеобразующих оксидов немного, их надо просто знать: CO, SiO, N₂O, NO. Несолеобразующие оксиды не имеют соответствующих гидроксидов и поэтому не вступают в реакции солеобразования.
Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами
и/или щелочами с образованием солей, то есть вступают в реакции солеобразования.
Солеобразующие оксиды делятся на три группы: осно́вные, амфотерные, кислотные:
- осно́вным оксидам соответствуют основания;
- амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды;
амфоте́рность - это способность проявлять как кислотные, так и осно́вные свойства
- кислотным оксидам соответствуют кислородсодержащие кислоты (кислотные гидроксиды)
У одного и того же элемента низший оксид является менее кислотным, чем высший оксид. Так, например, низшему оксиду серы SO₂ соответствует слабая сернистая кислота Н₂SO₃, а высшему оксиду серы SO₃ соответствует сильная серная кислота Н₂SO₄. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Гидроксиды. Гидроксиды - это соединения содержащие одну или более гидроксильных групп
Высший гидроксид - это гидроксид элемента в котором его степень окисления максимальна, и в котором его валентность (численно степень окисления) равна его группе. Например: H₂SO₄ высший гидроксид серы - элемента шестой (VIA) группы, HMnO₄ высший гидроксид марганца - элемнта седьмой (VIIB)) группы,
Помним: 1) оксид алюминия Al₂O₃ и гидроксид Al(OH)₃ амфотерные, их основные свойства будут слабее любого оксида и гидроксида I-й или II-й групп периодической системы, а кислотные, наоборот, сильнее любого оксида и гидроксида I-й или II-й групп;
2) оксид цинка ZnO и гидроксид Zn(OH)₂ также амфотерны, их основные свойства будут слабее любого оксида и гидроксида I-й или II-й групп периодической системы, а кислотные наоборот, сильнее любого оксида и гидроксида I-й или II-й групп; аналогично с амфотерным оксидом бериллия BeO и амфотерным гидроксидом бериллия Be(OH)₂;
3) оксиды d-металлов в высоких степенях окисления V⁺⁵, Cr⁺⁶, Mn⁺⁶, Mn⁺⁷ кислотные оксиды: V₂O₅, CrO₃, MnO₃, Mn₂O₇. Им соответствуют кислотные гидроксиды:
- высший оксид ванадия V₂O₅ кислотный, ему соответствует высший гидроксид ванадиевая кислота HVO₃ (соли ванадаты, NaVO₃ метаванадат натрия);
- высший оксид хрома Cr⁺⁶O₃ кислотный, ему соответствует высший гидроксид хромовая H₂Cr⁺⁶O₄ (соли хроматы, К₂Cr⁺⁶O₄ хромат калия) и дихромовая кислоты H₂Cr₂⁺⁶O₇ (соли дихроматы, К₂Cr⁺⁶₂O₇ дихромат калия (или бихромат));
- оксид марганца Mn⁺⁶O₃ кислотный, ему соответствует гидроксид марганцовистая кислота H₂Mn⁺⁶O₄, её соли манганаты, К₂MnO₄ - манганат калия; «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
- высший оксид марганца Mn₂⁺⁷O₇ кислотный, ему соответствует высший гидроксид марганцовая кислота HMn⁺⁷O₄, её соли перманганаты, КMnO₄ - перманганат калия;
А вот высший оксид железа Fe₂⁺³O₃ амфотерный, в нем железо в степени окисления Fe⁺³, его основные свойства будут слабее любого оксида и гидроксида I-й или II-й групп периодической системы, а кислотные наоборот, сильнее любого оксида и гидроксида I-й или II-й групп.
Кислотные свойства и валентность элементов в летучих водородных соединениях
Летучие водородные соединения - именно так ещё называют ковалентные гидриды.
Гидри́ды - это бинарные соединения, в состав которых входит водород (H).
В зависимости от характера связи водорода в гидридах со вторым элементом различают: ионные гидриды и ковалентные гидриды. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Ионные гидриды (солеобразные гидриды) в них степень окисления водорода отрицательна минус один (-1), так как все металлы в соединениях имеют только положительную степень окисления.
К ионным гидридам (солеобразным гидридам) относятся соединения водорода с щелочными и щёлочноземельными металлами и магнием: LiH, NaH, KH, RbH, CsH, CaH₂, ВaH₂, SrH₂, MgH₂
Ионные гидриды представляют собой вещества белого цвета, разлагающиеся при нагревании на металл и водород. Эти вещества, с виду, похожи на соли, но солями их назвать нельзя, так как им не соответствуют кислоты, просто таких кислот нет.
Ковалентные гидриды: CH₄, SiH₄, NH₃, PH₃, AsH₃, H₃Sb, H₂O, H₂S, H₂Sе, HF, HCl, HBr, HI в них степень окисления водорода положительна плюс один (+1).
Перечисленные ковалентные гидриды - газообразны при температуре +20⁰С и более, кроме жидкой воды, так как её молекулы удерживаются между собой водородными связями. Поэтому перечисленные ковалентные гидриды элементов IVA-VIIA групп ещё называют летучими водородными соединениями.