Натрий это щзм 1 или 2 группа или ам химич

Для натрия \(Na\) (валентность \(I\)) можно составить такие простые соединения:

1. С кислородом:
   \[ Na_2O \] оксид натрия.

2. С неметаллом, например хлором:
   \[ NaCl \] хлорид натрия.

3. С водородом:
   \[ NaH \] гидрид натрия.

Если под «оксидом» имелся в виду именно кислород, то первый пример — правильный.

В 1-й группе восстановительные свойства сверху вниз усиливаются:

\[ Li < Na < K \]

Значит, натрий:

• сильнее восстановитель, чем литий — его верхний сосед;
• слабее восстановитель, чем калий — его нижний сосед.

Это связано с тем, что вниз по группе внешний электрон легче отдать.

Не обязательно искать соседа слева. Для периодической таблицы запомни направление:

• в группе сверху вниз восстановительные свойства усиливаются \(\downarrow\);
• в периоде слева направо восстановительные свойства обычно ослабевают, значит стрелка усиления направлена влево \(\leftarrow\).

Схема:

\[ \text{восстановительные свойства усиливаются: } \leftarrow \text{ и } \downarrow \]

Натрий \(Na\) находится в начале 3-го периода, поэтому слева от него элемента нет. Но его можно сравнить с соседями по группе:

\[ Li < Na < K \]

То есть натрий — более сильный восстановитель, чем литий, но более слабый, чем калий.

У Zn (цинка) порядковый номер — 30.

ЭСФ цинка \(Zn\), \(Z=30\):

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,3d^{10}\,4s^2 \]

Распределение электронов по слоям:

\[ 2,\ 8,\ 18,\ 2 \]

На внешнем уровне у цинка 2 электрона.

Для цинка \(Zn\):

I. Строение атома

Порядковый номер:

\[ Z=30 \]

\[ p^+=30,\qquad e^-=30 \]

Массовое число в школьном расчёте:

\[ A\approx65 \]

Число нейтронов:

\[ n^0=65-30=35 \]

Электронная формула:

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,3d^{10}\,4s^2 \]

Распределение электронов по слоям:

\[ 2,\ 8,\ 18,\ 2 \]

На внешнем уровне — 2 электрона.

II. Положение в таблице

• \(Zn\) — металл;
• 4-й период;
• 12-я группа по современной нумерации;
• II группа, побочная подгруппа \(IIB\);
• валентность — II;
• обычная степень окисления — \(+2\).

Цинк не является щелочноземельным металлом, так как относится к побочной подгруппе.

III. Соединения цинка

С кислородом:

\[ ZnO \]

оксид цинка.

С неметаллом, например хлором:

\[ ZnCl_2 \]

хлорид цинка.

С водородом:

\[ ZnH_2 \]

гидрид цинка.

С гидроксогруппой:

\[ Zn(OH)_2 \]

гидроксид цинка.

IV. Изменение свойств

В 12-й группе ниже цинка находятся кадмий \(Cd\) и ртуть \(Hg\). По общей школьной закономерности при движении вниз по группе металлические и восстановительные свойства усиливаются.

В 4-м периоде:

\[ Cu \ — \ Zn \ — \ Ga \]

Слева направо металлические и восстановительные свойства обычно ослабевают.

V–VII. Классы соединений

\[ ZnO \]

— амфотерный оксид;

\[ Zn(OH)_2 \]

— амфотерный гидроксид;

\[ ZnH_2 \]

— гидрид цинка.

Для хлора \(Cl\) — по той же схеме:

I. Строение атома

Порядковый номер:

\[ Z=17 \]

\[ p^+=17,\qquad e^-=17 \]

Для наиболее распространённого изотопа \({}^{35}Cl\):

\[ n^0=35-17=18 \]

Электронная формула:

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5 \]

Распределение электронов по слоям:

\[ 2,\ 8,\ 7 \]

На внешнем уровне — 7 электронов. Хлор обычно принимает 1 электрон и образует ион:

\[ Cl^- \]

II. Положение в таблице

• \(Cl\) — неметалл;
• 3-й период;
• 17-я группа, или VIIA;
• главная подгруппа;
• галоген;
• простое вещество — молекулярный хлор \(Cl_2\), газ жёлто-зелёного цвета.

Обычная валентность хлора — I, также возможны III, V, VII.

Степени окисления:

\[ -1,\ +1,\ +3,\ +5,\ +7 \]

III. Соединения хлора

С кислородом:

\[ Cl_2O \]

оксид хлора(I).

Высший оксид:

\[ Cl_2O_7 \]

оксид хлора(VII).

С другим неметаллом, например фосфором:

\[ PCl_3 \]

хлорид фосфора(III).

С водородом:

\[ HCl \]

хлороводород. Его водный раствор — соляная кислота.

IV. Изменение свойств

В группе галогенов сверху вниз:

• неметаллические и окислительные свойства ослабевают;
• восстановительные свойства усиливаются.

\[ F_2 > Cl_2 > Br_2 \]

По окислительной способности хлор слабее фтора, но сильнее брома.

В 3-м периоде слева направо неметаллические и окислительные свойства усиливаются, а восстановительные ослабевают.

V–VII. Классы соединений

\[ Cl_2O,\ Cl_2O_7 \]

— кислотные оксиды;

\[ HCl \]

— водородное соединение хлора, в воде — кислота;

\[ PCl_3 \]

— бинарное соединение двух неметаллов.

Для германия \(Ge\) — по той же схеме.

I. Строение атома

Порядковый номер:

\[ Z=32 \]

\[ p^+=32,\qquad e^-=32 \]

Относительная атомная масса:

\[ A_r(Ge)\approx72{,}6\approx73 \]

Число нейтронов в школьном расчёте:

\[ n^0=73-32=41 \]

Электронная формула:

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,3d^{10}\,4s^2\,4p^2 \]

Распределение электронов по слоям:

\[ 2,\ 8,\ 18,\ 4 \]

На внешнем уровне — 4 электрона.

II. Положение в таблице

• \(Ge\) — полуметалл, или металлоид;
• 4-й период;
• 14-я группа, или IVA;
• главная подгруппа;
• \(p\)-элемент.

Наиболее характерная валентность — IV, также встречается II.

Степени окисления:

\[ -4,\ +2,\ +4 \]

III. Соединения германия

С кислородом:

\[ GeO_2 \]

оксид германия(IV).

С неметаллом, например хлором:

\[ GeCl_4 \]

хлорид германия(IV).

С водородом:

\[ GeH_4 \]

гидрид германия, или герман.

С гидроксогруппой:

\[ Ge(OH)_4 \]

гидроксид германия(IV).

IV. Изменение свойств

В 14-й группе сверху вниз металлические и восстановительные свойства усиливаются:

\[ Si < Ge < Sn \]

Значит:

• германий — более сильный восстановитель и более «металлический», чем кремний;
• германий — менее сильный восстановитель и менее металлический, чем олово.

Неметаллические и окислительные свойства, наоборот, сверху вниз ослабевают:

\[ Si > Ge > Sn \]

V–VII. Классы соединений

\[ GeO_2 \]

— амфотерный оксид;

\[ Ge(OH)_4 \]

— амфотерный гидроксид;

\[ GeH_4 \]

— гидрид германия;

\[ GeCl_4 \]

— бинарное соединение германия с неметаллом.

Германий \(Ge\)

1. Строение атома

Порядковый номер:

\[ Z=32 \]

\[ p^+=32,\qquad e^-=32 \]

Для школьного расчёта берём массовое число \(A\approx73\):

\[ n^0=73-32=41 \]

Электронная формула:

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,3d^{10}\,4s^2\,4p^2 \]

Распределение электронов по слоям:

\[ 2,\ 8,\ 18,\ 4 \]

На внешнем уровне — 4 электрона.

2. Положение в таблице

• 4-й период;
• 14-я группа, или IV группа;
• главная подгруппа;
• \(p\)-элемент;
• полуметалл.

Валентность:

\[ II,\ IV \]

Степени окисления:

\[ -4,\ +2,\ +4 \]

3. Соединения германия

С кислородом:

\[ GeO_2 \]

оксид германия(IV).

С неметаллом, например хлором:

\[ GeCl_4 \]

хлорид германия(IV).

С водородом:

\[ GeH_4 \]

герман — гидрид германия.

Гидроксид:

\[ Ge(OH)_4 \]

гидроксид германия(IV).

4. Изменение свойств

В 14-й группе сверху вниз металлические и восстановительные свойства усиливаются:

\[ Si < Ge < Sn \]

Значит, германий:

• более сильный восстановитель, чем кремний;
• менее сильный восстановитель, чем олово.

Неметаллические и окислительные свойства при движении вниз ослабевают.

5. Характер соединений

\[ GeO_2 \]

— амфотерный оксид;

\[ Ge(OH)_4 \]

— амфотерный гидроксид;

\[ GeH_4 \]

— гидрид германия.

Если ты имеешь в виду соединения азота \(N\), то для школьной схемы можно записать:

1. С кислородом: \[ N_2O_3 \] оксид азота(III);

\[ N_2O_5 \] оксид азота(V).

2. С другим неметаллом, например хлором: \[ NCl_3 \] хлорид азота(III).

3. С водородом: \[ NH_3 \] аммиак, или гидрид азота.

Азот может проявлять степени окисления от \(-3\) до \(+5\).

Если ты имеешь в виду соединение азота с группой \(OH\), то для азота записывают кислоты:

\[ HNO_2 \]

— азотистая кислота, азот имеет степень окисления \(+3\);

\[ HNO_3 \]

— азотная кислота, азот имеет степень окисления \(+5\).

Соответствие:

\[ N_2O_3 \rightarrow HNO_2 \]

\[ N_2O_5 \rightarrow HNO_3 \]

Формулу \(N(OH)_3\) обычно не используют как обычный гидроксид азота.