1. Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Реши задание на изображении
Сверь числа и знаки с фото.
Проверьте свои знания
- Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева.
- Какие типы кристаллических решёток вы знаете? Какие из них характерны для простых веществ неметаллов? Приведите примеры неметаллов с различным типом кристаллической решётки, укажите различия в физических свойствах этих веществ.
- Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств металлов? Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота и водорода.
Краткий ответ
Строение атомов металлов и неметаллов.
У металлов на внешнем энергетическом уровне обычно 1–3 электрона, радиус атома больше; они легче отдают электроны. У неметаллов — обычно 4–7 электронов, радиус меньше; они сильнее притягивают электроны. У благородных газов внешний слой завершён: 2 электрона у гелия и 8 у остальных.
В Периодической системе неметаллы расположены преимущественно в правой верхней части — в главных подгруппах III–VIII групп. Условная граница «металл — неметалл» проходит по диагонали B — Si — As — Te — At; неметаллы находятся выше и правее неё. Водород и благородные газы тоже относят к неметаллам.Типы кристаллических решёток.
Различают ионную, атомную (ковалентную), молекулярную и металлическую решётки. Для простых веществ-неметаллов типичны атомная и молекулярная.- Молекулярная решётка: \(O_2\), \(N_2\), \(H_2\), \(Cl_2\), \(I_2\), \(S_8\), белый фосфор \(P_4\). Такие вещества обычно легкоплавкие, летучие, часто являются газами или жидкостями, плохо проводят электрический ток.
- Атомная решётка: алмаз \(C\), кремний \(Si\), бор \(B\). Они твёрдые, тугоплавкие, прочные, обычно не проводят ток; кремний — полупроводник.
Графит — особый случай: у него слоистая атомная решётка, поэтому он мягкий и проводит электрический ток.
Физические свойства неметаллов и металлов.
Металлы пластичны, ковки, имеют металлический блеск, хорошо проводят тепло и электрический ток, часто плотные и тугоплавкие. Неметаллы обычно хрупкие, плохо проводят тепло и ток, не имеют характерного металлического блеска; среди них много газов и легкоплавких веществ.Кислород \(O_2\), азот \(N_2\) и водород \(H_2\) при нормальных условиях — бесцветные газы без запаха, малорастворимые в воде. Они построены из двухатомных молекул; в твёрдом состоянии имеют молекулярные решётки.
| Вещество | \(t_{\text{пл}}\), °C | \(t_{\text{кип}}\), °C | Плотность при н. у., г/л | Сравнение с воздухом | Особенность |
|---|---|---|---|---|---|
| \(O_2\) | \(-219\) | \(-183\) | 1,43 | тяжелее | поддерживает горение |
| \(N_2\) | \(-210\) | \(-196\) | 1,25 | немного легче | малоактивен |
| \(H_2\) | \(-259\) | \(-253\) | 0,09 | самый лёгкий | горит |
Как понять принцип
- Строение атома связано с положением элемента: для главных подгрупп номер группы показывает число внешних электронов. Чем правее элемент, тем сильнее выражены неметаллические свойства; чем выше, тем меньше радиус атома.
- Тип решётки определяет физические свойства: молекулярная — слабые силы между молекулами, поэтому низкие температуры плавления и кипения; атомная — прочные ковалентные связи, поэтому высокая твёрдость и тугоплавкость; металлическая — свободные электроны, поэтому электропроводность и пластичность.
- При описании газа удобно идти по плану: агрегатное состояние, цвет, запах, плотность относительно воздуха, растворимость в воде, температуры плавления и кипения, особые свойства.
Проверка:
\(M(O_2)=32\) г/моль, \(M(N_2)=28\) г/моль, \(M(H_2)=2\) г/моль. Поэтому \(O_2\) тяжелее воздуха, \(N_2\) немного легче, а \(H_2\) — самый лёгкий газ. Температуры кипения растут в ряду \(H_2\) → \(N_2\) → \(O_2\): \(-253\), \(-196\), \(-183\) °C.
Обсуждение
6 сообщенийЧем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе
Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе
Кратко: главное различие — число электронов на внешнем уровне, радиус атома и способность отдавать или принимать электроны.
1. Строение атомов металлов и неметаллов
| Признак | Металлы | Неметаллы |
|---|---|---|
| Внешние электроны | обычно 1–3 | обычно 4–7; у благородных газов внешний слой завершён: у He — 2, у остальных — 8 |
| Радиус атома | сравнительно большой | сравнительно маленький |
| Электроотрицательность | низкая | высокая |
| Поведение в реакциях | легче отдают электроны, образуют катионы | сильнее притягивают электроны, образуют анионы или общие электронные пары |
Причина: металлы удерживают внешние электроны слабо, поэтому проявляют восстановительные свойства. Неметаллы, наоборот, удерживают их прочнее и чаще выступают окислителями.
2. Положение неметаллов в Периодической системе
Неметаллы расположены преимущественно в правой верхней части Периодической системы: в главных подгруппах III–VIII групп, чаще всего — IV–VII групп.
- Водород находится в I группе.
- Бор — в III группе.
- Благородные газы — в VIII группе.
- Условная граница между металлами и неметаллами проходит по диагонали B — Si — As — Te — At: элементы выше и правее неё — неметаллы.
Закономерность:
- в периоде слева направо металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются;
- в главной подгруппе сверху вниз неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.
1. Различие в строении атомов металлов и неметаллов
Главное различие — в строении внешнего электронного слоя и в способности атома отдавать или принимать электроны.
- У типичных металлов главных подгрупп на внешнем уровне обычно 1–3 электрона, радиус атома больше, электроотрицательность меньше. Они легче отдают электроны и образуют положительные ионы — катионы.
- У неметаллов на внешнем уровне обычно 4–7 электронов, радиус атома меньше, электроотрицательность больше. Они сильнее притягивают электроны, могут принимать электроны или образовывать ковалентные связи.
Есть исключения: у водорода 1 внешний электрон, у гелия — 2, у благородных газов внешний слой завершён — 2 или 8 электронов, поэтому они химически малоактивны.
2. Положение элементов-неметаллов в Периодической системе
Неметаллы расположены преимущественно в правой верхней части Периодической системы — в главных подгруппах III–VIII групп.
Водород находится в IA группе, но является неметаллом; благородные газы — в VIIIA группе.
Условная граница между металлами и неметаллами проходит по диагонали:
\[ \mathrm{B} \rightarrow \mathrm{Si} \rightarrow \mathrm{As} \rightarrow \mathrm{Te} \rightarrow \mathrm{At} \]
Неметаллы находятся преимущественно выше и правее этой линии.
Как понять принцип:
В периодах слева направо заряд ядра увеличивается, радиус атома уменьшается, поэтому неметаллические свойства усиливаются. В главных подгруппах сверху вниз радиус атома увеличивается, и неметаллические свойства ослабевают.
Это продолжение той же учебной темы: на фотографии задания 4–9 с той же страницы по химии неметаллов. Решаю их.
4. Какой элемент?
В ядре \(76\) нейтронов, и это на \(24\) больше числа протонов:
\[
N=p+24 \Rightarrow p=76-24=52.
\]
Заряд ядра \(Z=p=52\), значит, элемент № 52 — теллур \(\mathrm{Te}\).
Массовое число: \(A=52+76=128\), то есть \(\mathrm{^{128}Te}\).
5. Уравнения реакций
а) Бром и сероводород: \[ \mathrm{Br_2 + H_2S \rightarrow S\downarrow + 2HBr} \]
б) Углерод и оксид цинка: \[ \mathrm{2ZnO + C \rightarrow 2Zn + CO_2} \] При избытке углерода и высокой температуре возможно также образование угарного газа: \[ \mathrm{ZnO + C \rightarrow Zn + CO} \]
в) Кислород и сульфид меди(II): \[ \mathrm{2CuS + 3O_2 \rightarrow 2CuO + 2SO_2} \]
6. Метод электронного баланса
а)
\[
\mathrm{4NH_3 + 3O_2 \rightarrow 2N_2 + 6H_2O}
\]
Азот: \(\mathrm{N^{-3}-6e^- \rightarrow N_2^0}\), окисляется.
Кислород: \(\mathrm{O_2^0+4e^- \rightarrow 2O^{-2}}\), восстанавливается.
Восстановитель — \(\mathrm{NH_3}\), окислитель — \(\mathrm{O_2}\).
б)
\[
\mathrm{3Br_2 + 6NaOH \rightarrow 5NaBr + NaBrO_3 + 3H_2O}
\]
Пять атомов брома принимают по одному электрону и переходят в \(\mathrm{Br^-}\), один атом брома отдаёт пять электронов и переходит в \(\mathrm{Br^{+5}}\).
И окислитель, и восстановитель — \(\mathrm{Br_2}\).
в)
\[
\mathrm{Na_2SO_3 + Cl_2 + H_2O \rightarrow Na_2SO_4 + 2HCl}
\]
Сера: \(\mathrm{S^{+4}-2e^- \rightarrow S^{+6}}\), окисляется.
Хлор: \(\mathrm{Cl_2^0+2e^- \rightarrow 2Cl^-}\), восстанавливается.
Восстановитель — \(\mathrm{Na_2SO_3}\), окислитель — \(\mathrm{Cl_2}\).
7. Объём углекислого газа
Чистого метана: \[ V(\mathrm{CH_4})=800\cdot(1-0{,}05)=760\ \text{л}. \] Реакция горения: \[ \mathrm{CH_4+2O_2 \rightarrow CO_2+2H_2O} \] По уравнению объём углекислого газа равен объёму метана: \[ V(\mathrm{CO_2})=760\ \text{л}=0{,}76\ \text{м}^3. \]
Ответ: 760 л \(\mathrm{CO_2}\) при н. у.
8. Массовые доли веществ в растворе
Сера: \[ n(\mathrm{S})=\frac{0{,}8}{32}=0{,}025\ \text{моль}. \] При горении: \[ \mathrm{S+O_2 \rightarrow SO_2} \] значит, \(n(\mathrm{SO_2})=0{,}025\) моль.
Масса и количество щёлочи: \[ m(\mathrm{NaOH})=100\cdot0{,}04=4\ \text{г}, \] \[ n(\mathrm{NaOH})=\frac{4}{40}=0{,}1\ \text{моль}. \]
Реакция со щёлочью: \[ \mathrm{SO_2+2NaOH \rightarrow Na_2SO_3+H_2O} \] На \(0{,}025\) моль \(\mathrm{SO_2}\) нужно \(0{,}05\) моль \(\mathrm{NaOH}\), то есть щёлочь в избытке.
Осталось \(\mathrm{NaOH}\): \[ 0{,}1-0{,}05=0{,}05\ \text{моль}, \quad m=0{,}05\cdot40=2\ \text{г}. \] Образовалось \(0{,}025\) моль \(\mathrm{Na_2SO_3}\): \[ m(\mathrm{Na_2SO_3})=0{,}025\cdot126=3{,}15\ \text{г}. \] Масса раствора после поглощения \(\mathrm{SO_2}\): \[ m(\text{раствора})=100+0{,}025\cdot64=101{,}6\ \text{г}. \]
Массовые доли: \[ w(\mathrm{Na_2SO_3})=\frac{3{,}15}{101{,}6}\cdot100\%\approx3{,}10\%, \] \[ w(\mathrm{NaOH})=\frac{2}{101{,}6}\cdot100\%\approx1{,}97\%. \]
Ответ: \(\mathrm{Na_2SO_3}\) — \(3{,}10\%\), \(\mathrm{NaOH}\) — \(1{,}97\%\); остальное — вода.
9. Краткое сообщение «Из истории создания спичек»
Спички — сравнительно молодое изобретение. После открытия фосфора в XVII веке появились первые попытки получать огонь с помощью фосфорных смесей. В 1680 году Роберт Бойль описал приспособление, в котором бумагу, покрытую фосфором, поджигали трением, но это ещё не были современные спички.
В 1826 году англичанин Джон Уокер создал первые удобные тёрочные спички. Их головка содержала хлорат калия, сульфид сурьмы и связующее вещество; спичка зажигалась при трении о шероховатую поверхность. В 1830-е годы начали применять белый фосфор — такие спички загорались очень легко, но были опасны: белый фосфор ядовит, а его производство вызывало тяжёлые заболевания.
В 1844 году шведский химик Густав Эрик Пасх предложил безопасные спички, в которых белый фосфор заменили красным и разделили горючую смесь: на головке спички находился окислитель, а на коробке — красный фосфор. В 1855 году производство таких спичек наладил Йохан Эдвард Лундстрём. Современные безопасные спички работают по этому же принципу.
