Химия (стр. 1 )

Министерство сельского хозяйства РФ

Департамент научно-технологической политики и образования

ФГБОУ ВПО Волгоградский государственный
аграрный университет

Кафедра «Химия»

ХИМИЯ

Волгоград

2013

УДК 54

ББК 24

Х-46

Х-46 Химия. Учебно-методическое пособие для студентов заочного отделения инженерных направлений 110800б «Агроинженерия», 140400б «Электроэнергетика и электротехника» / Сост. , , ВолГАУ: Волгоград, 2013. — 110 с.

Пособие предназначено для выполнения контрольной работы студентами-заочниками инженерных направлений 110800 «Агроинженерия», 140400 «Электроэнергетик и электротехника» и содержит контрольные задания по восьми темам учебной программы с теоретическим материалом по этим темам.

Рекомендовано методической комиссией факультета биотехнологий и ветеринарной медицины ВолГАУ, протокол № , от г

УДК 54

ББК 24

© , , 2013

© ФГБОУ ВПО Волгоградский ГАУ, 2013

Введение

Современная жизнь ставит перед химией и другими науками, техникой и промышленностью теоретические и производственные задачи.

Химия — наука, изучающая состав, строение, свойства и превращение веществ. Современная химия дает знание основных химических законов, владение техникой химических расчетов и лабораторным экспериментам, что позволяет достичь высокого уровня развития новым производствам и технологиям. К настоящему времени химия в такой степени вошла в жизнь каждого человека, что невозможно назвать область деятельности, где не использовались бы химические процессы и вещества, полученные с их помощью.

Данное пособие адресуется студентам-заочникам направлений «Агроинженерия», «Электроэнергетика и электротехника» для выполнения контрольной работы. Контрольную работу студенты оформляют в отдельной тетради, с обязательным указанием шифра, условий заданий. Время сдачи контрольной работы на проверку ведущему преподавателю фиксируется в специальном журнале на кафедре.

В пособии рассматриваются вопросы специальной части учебной программы по химии соответственно федеральному государственному образовательному стандарту ВПО.

Правила оформления и хранения контрольной работы

Контрольная работа выполняется в отдельной тетради, на обложке которой указывается предмет «Химия», факультет, заочная форма обучения, фамилия, имя, отчество и шифр - номер зачетной книжки (студенческого билета).

В каждом разделе имеются контрольные задания (всего нужно выполнить 12 заданий), которые определяются по шифру. Записав условие задания, студент приводит подробный ответ: излагает теоретический материал, приводит необходимые реакции, формулы и расчеты. Контрольную работу студент сдает лаборанту кафедры, который записывает её в специальный журнал.

Зачтенная контрольная работа отдается ведущим преподавателем студенту, который при выполненных лабораторных работах допускается к экзамену. На экзамене преподаватель может провести собеседование по контрольной работе.

Если по результатам проверки необходима доработка отдельных заданий контрольной работы, студент вторично сдает работу лаборанту кафедры с фиксацией даты в специальном журнале.

После проведения экзамена контрольные работы поступают для хранения на кафедру согласно существующей инструкции.

Раздел 1. Состав и строение атомов

При самостоятельном изучении данной темы необходимо обратить внимание на следующие вопросы: ядерная модель атома по Э. Резерфорду; состав атомных ядер; физический смысл порядкового номера элемента; изобары; изотопы; квантовые числа, характеризующие состояние электрона в атоме; принцип Паули; электронные и электронно-структурные формулы атомов; правило Хунда; современная формулировка периодического закона; энергия ионизации и сродство к электрону; электроотрицательность.

В 1911 г. Резерфорд открыл в ядре протоны (+11р). В 1932г. Д. Чедвик открыл в ядре нейтральную частицу – нейтрон при реакции:

В том же 1932 г. появилась протонно-нейтронная теория состава ядра атомов: «Ядра атомов всех элементов, кроме водорода, состоят из протонов и нейтронов». Она была одновременно предложена русскими учёными и и немецким учёным В. Гейзенбергом. Число протонов в ядре определяет его положительный заряд(Z), а суммарное число протонов и нейтронов равно атомной массе (А). Если число нейтронов обозначить N, то атомная масса равна A=Z+N, отсюда N=A - Z.

Вместе протоны и нейтроны называются – нуклоны (ядерные частицы). Вычислим нуклонный состав ядра атома Al:

1327Al A=27y. e. Z=13 (+11р); N=27-13=14(01n))

Протоны и нейтроны при определённых условиях могут переходить друг в друга, давая при этом ℮- или ℮+, т. е. это два состояния одной и той же частицы: при одинаковой массе одно состояние имеет заряд (+11р), а другое состояние – не имеет заряда (01n).

Протонно-нейтронная теория состава ядер атомов объяснила существование изотопов, изобаров, и изотонов.

Изотопы – разновидность атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковое зарядовое число, но различную атомную массу (-const). Например:

изотоп	протий	дейтерий	тритий	хлор-35	хлор-17
символ	11Н	1 2Н (Д)	1 3 Н (Т)	1735Cl	1737Cl
протонов	1	1	1	17	17
нейтронов	0	1	2	18	20

Как видно, изотопы отличаются по числу нейтронов. Дробные значения атомных масс в таблице Менделеева объясняются наличием изотопов у элементов, т. е. атомные массы элементов занесены в периодическую систему – это среднее арифметическое значение из атомных масс всех изотопов данного элемента с учетом распространения изотопов в природе. Так для изотопов хлора (распространение 35Cl – 75,53%, 37Cl – 24,47%) среднее арифметическое значение атомной массы рассчитывается: 35∙0,7553+37∙0,2447=35,453 а. е.м. Это значение и заносится в таблицу.

Изобары – разновидность атомов различных элементов, имеющих различное зарядовое число, но одинаковую атомную массу. (Z+N=const).

Э. Резерфорд не только обнаружил ядро в атоме, но и определил заряд ядер атомов некоторых металлов. Оказалось, что заряд ядер совпадал с порядковым номером элемента в периодической системе. В дальнейшем Г. Мозли подтвердил это открытие и отсюда появилась необходимость установить физический смысл порядкового номера элемента. Порядковый номер – важнейшая константа элемента, выражающая положительный заряд ядра атома элемента, а поскольку атом электронейтрален, то указывает и на число электронов в атоме.

Установлено и строение электронной оболочки атомов. Положение каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами.

n – главное квантовое число. Определяет энергию и размеры электронных орбиталей, т. е. чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Принимает значение от 1 до ∞, указывает на число энергетических уровней.

l – орбитальное (побочное) квантовое число. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому «» характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке. Рассчитывается «» как n-1 и, принимая целостные значения, указывает на число подуровней на уровне. Различная форма энергетических подуровней обозначаются буквами: s – сферическая форма; р – гантелеобразная форма; d – две скрещенные гантели; f – три скрещенные гантели. Соответственно по месту нахождения существуют s-, p-, d-, f- электроны.

m– магнитное квантовое число. Характеризует ориентацию орбитали в пространстве и принимает значение от – до + , через «0».

Спиновое квантовое число – m. Определяет вращение электрона вокруг собственной оси и не связано с движением электрона вокруг ядра. Принимает только два значения 1/2, что соответствует направлению вращения вокруг оси. Спин - величина векторная и его условно обозначают противоположно направленными стрелками .

Положение электрона в атоме, характеризующиеся определёнными значениями квантовых чисел n, , – называются атомной орбиталью (АО). Условно АО изображают в виде энергетической ячейки, .

В 1925 г. швейцарский физик Вольфганг Паули сформулировал принцип (запрет) Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех (n, l, , ms) квантовых чисел.

Из этого следует, что два электрона в атоме могут занимать одну атомную орбиталь при условии, что их спины антипараллельны (различное ms).

Пользуясь принципом Паули можно рассчитать максимальное число электронов на различных уровнях и подуровнях в атоме, то есть емкость уровней и подуровней. Максимальное число электронов на уровне равно 2n2 (n-главное квантовое число), максимальное число электронов на подуровне рассчитывается по формуле 2 (2 l +1):

l = 0	максимальное число электронов на s-подуровне 2 ē
l = 1	максимальное число электронов на p-подуровне 6 ē
l = 2	максимальное число электронов на d-подуровне 10 ē
l = 3	максимальное число электронов на f-подуровне 14 ē

Запись распределения электронов в атоме по оболочкам, подоболочкам и орбиталям получила название электронной конфигурации элемента. В основе заполнения электронной оболочки атома лежат: принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Хунда и Клечковского.

Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наименьшей энергией.

Правило Хунда: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронных подуровней (подоболочек) так, чтоб их суммарный спин был максимален. Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одного подуровня для наиболее устойчивого состояния атома. Например:

Клечковского.

Первое правило: электрон обладает наименьшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел n+l минимальна.

Второе правило: электрон обладает наименьшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа.

Располагая орбитали в порядке увеличения энергии, получим очередность их заполнения:

1s<2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 5d1< 4f1-14< 5d2-10< 6p < 7s< 6d1< 5f1-14< 6d2-10< 7p

Следуя вышеприведенным указаниям, запишем электронные формулы некоторых атомов:

20Ca s-элемент

21Sc d-элемент

31Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 p-элемент

По мере роста заряда ядра атома происходит закономерная периодическая повторяемость сходных электронных конфигураций, а следовательно и повторяемость свойств элементов: все периоды начинаются s-элементами и заканчиваются p-элементами. Поэтому главной причиной периодичности свойств элементов является периодическое появление однотипных электронных конфигураций внешних электронных подоболочек с ростом заряда ядра атома элемента. В связи с этим современная формулировка периодического закона гласит:

Cвойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Химические свойства элементов определяются числом электронов на внешнем энергетическом уровне, а так же способностью отдавать или присоединять электроны. Различают: металлы, неметаллы, благородные газы. Металлы имеют на наружном энергетическом уровне от 1 до 3ē (кроме Н, Не, В). Для атомов металлов характерна отдача электронов и превращение их в положительно зараженные ионы (катионы): Ag0-e → Ag+.

Для отрыва электрона требуется некоторая энергия. С количественной стороны способность атома отдавать электроны характеризуется энергией ионизации.

Энергия ионизации – энергия необходимая для отрыва электрона от атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при T=00K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии. Обозначается Еu, измеряется в кДж/моль или электрон-вольтах (эВ). Энергия ионизации зависит от заряда ядра и радиуса атома. Чем больше заряд и меньше радиус, тем больше энергия ионизации. У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается, поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, с максимумом у благородных газов, а восстановленные свойства ослабевают.

В группе сверху вниз (подгруппа А) энергия ионизации уменьшается, т. к. увеличивается радиус атомов (хоть и увеличивается заряд ядер атомов) за счет увеличения числа энергетических уровней.

Энергия ионизации – мера металличности, у металлов она минимальная.

У неметаллов на наружном энергетическом уровне от 4 до 7ē (включая H и В). Основное свойство неметаллов - способность присоединять электроны: Cl0+e→Cl-

Энергия выделяющаяся (или поглощающаяся) при присоединении электрона к атому, иону, радикалу или молекуле в газовой фазе при Т=0 К, без передачи частице кинетической энергии, называется сродством к электрону. Обозначается Eē, выражается так как и Eu, в эВ или кДж/моль. Сродство к электрону атомов s, d,f элементов (металлы), как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для большинства из них присоединение электронов энергетически не выгодно. Сродство же к электрону атомов p-элементов (неметаллов) всегда положительно с наибольшим значением у самого типичного неметалла – фтора. Сродство к электрону зависит от заряда ядра и радиуса атома. Чем больше заряд ядра атомов и меньше радиус, тем больше сродство к электрону. Такую закономерность мы имеем слева направо по периоду. Вдоль каждого периода заряд ядра атомов увеличивается, а радиус атомов уменьшается – сродство к электрону увеличивается, усиливается окислительные свойства. Сверху вниз по группе сродство к электрону уменьшается, т. к. увеличивается радиус атомов, что приводит к увеличению восстановительных свойств. Сродство к электрону – мера неметалличности: чем больше неметалличность, тем больше сродство к электрону.

Суммируя сказанное, нужно отметить, что оба показателя (Eu и Ee) по периоду увеличиваются, а по группе уменьшаются. Для решения вопроса какой из атомов легче присоединяет электрон следует учитывать оба показателя: Eu и Ee. Малликену полусумма этих величин называется электроотрицательностью (ЭО):

ЭО =

Электроотрицательность показывает на способность атома присоединить электроны: по периоду увеличивается, а по группе – уменьшается. Сложность использования подхода Малликена заключается в том, что нет надежных методов количественного определения энергии сродства к электрону. Полинг предложил вместо абсолютных значений ЭО использовать относительные значения. Он принял за единицу ЭОLi и рассчитал ОЭО для других элементов.

Контрольные задания

1.1 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. Покажите распределение элементов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

1.2 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 26. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

1.3 Какое максимальное число электронов могут находиться на s-, p-, d - и f-орбиталях энергетического уровня? Почему?

1.4 Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 31.

1.5 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 34. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

1.6 Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4р? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.

1.7 Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или 5p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43.

1.8 Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность p-элементов в периоде, группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему? Запишите электронную формулу атома наиболее электроотрицательного элемента.

1.9 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных 3d- орбиталей у атомов последнего элемента?

1.10 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 15 и 28. Чему равен максимальный спин р-электронов у атомов первого и d-электронов у атомов второго элемента?

1.11 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных 3d - орбиталей у атомов этих элементов?

1.12 Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число ml при орбитальном числе l = 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической системе называют s - р-, d - и f - элементами? Приведите примеры.

1.13 Какие значения могут принимать квантовые числа n, l , ml характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния?

1.14 Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента неверны: а) 1s22s22p53s1; б) 1s22s22p6; в) ls22s22p63s23p63d4; г) 1s22s22p63s23p64s2;д) 1s22s22p63s23d2? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы?

1.15 Напишите электронные формулы атомов элементов с новыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит «провал» одного 4s-электрона на 3d-подуровень. Чему равен максимальный спин d - электронов у атомов первого и р - электронов у атомов второго элемента?

1.16 Квантовые числа для электронов внешнего энергетического уровня атомов некоторых элементов имеют следующие значения: n= 4; l= 0; тl = 0; ms = ± ½. Напишите электронные формулы атомов этих элементов и определите сколько свободных 3d- орбиталей содержит каждый из них.

1.17 В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-либо подуровне атома р7- или d12-электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.

1.18 Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит «провал» одного 5s-электрона на 4d-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

1.19 Какие значения принимает спиновое квантовое число s? В чем заключается правило Хунда? Приведите графические схемы распределения электронов по квантовым ячейкам (орбиталям) в невозбужденных атомах марганца и сурьмы. Чему равна сумма спинов электронов в каждом из них?

1.20 Используя правило Клечковского, расположите в порядке возрастания энергии подуровни 4р, 4s, 3d. Составьте электронные формулы атомов калия, скандия, галлия. К каким электронным семействам они относятся?

1.21 Почему квантовая механика исключает понятие орбиты как траектории электрона в атоме? Чем отличаются понятия орбита и орбиталь? В атоме какого элемента реализуется структура двух последних квантовых уровней: 4s24p64d105s2? Составьте полную электронную формулу.

1.22 Составьте электронную формулу атома аргона. Приведите по два катиона и аниона с такой же электронной формулой. Расположите эти частицы в порядке возрастания их радиуса. Ответ мотивируйте.

1.23 Атомы, каких элементов имеют в невозбужденном состоянии на четвертом квантовом уровне только по два электрона? Напишите их электронные формулы. К каким электронным семействам относится каждый из них?

1.24 Сформулируйте протонно-нейтронную теорию состава ядра атома. Найдите нуклонный состав ядер следующих элементов: хрома и серебра.

1.25 У какого из p-элементов пятой группы (А) периодической системы – азота или мышьяка - сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений этих элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

Раздел 2. Периодический закон и периодическая система

Современная формулировка периодического закона такова:

Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены закономерным повторением электронной конфигурации атомов с последовательным увеличением заряда ядра.

Структура периодической системы

Периодическая система элементов состоит из семи горизонтальных рядов — периодов: один очень короткий (водород и гелий), два коротких по 8 элементов каждый, два длинных периода из 18 элементов каждый, один очень длинный из 32 элементов и один незаконченный.

Начало каждого периода сопровождается образованием нового электронного слоя. Период начинается щелочным металлом:
(Na...3s1) и заканчивается благородным газом (Ar...3s23p6). Электронные конфигурации элементов, относящихся к одному и тому же периоду, изменяются определенным образом.

Вертикальные столбцы (восемь столбцов) периодической таблицы называют группами химических элементов. Элементы, входящие в одну группу (главная А-подгруппа, побочная — В-подгруппа), обладают аналогией структур внешнего или соответственно внешнего и предвнешнего квантовых уровней.

В главных подгруппах (А) находятся элементы малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns - и np-подуровнях. Побочные подгруппы (В) состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns - подуровне и предвнешнем (n − 1) d-подуровне или (n − 2) f-подуровне. Химические свойства элементов побочных подгрупп как внутри периода, так и внутри группы меняются в значительно меньшей степени, чем у элементов главных подгрупп.

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элемента легко отдавать электроны (восстановительные свойства), а неметаллические — присоединять электроны (окислительные свойства). По периодам с возрастанием порядкового номера элемента усиливаются неметаллические и окислительные свойства, а металлические и восстановительные свойства ослабевают, это связано с тем, что число электронных слоев не изменяется, а заряд ядра возрастает и связь электронов с ядром усиливается. Характер оксидов и гидроксидов изменяется от основного через амфотерный к кислотному.

В группах с увеличением зарядов ядер атомов элементов неметаллические свойства убывают, металлические усиливаются. Характер оксидов и гидроксидов изменяется от кислотного через амфотерный к основному.

Элементы, занимающие левую часть и центр периодической системы элементов, являются металлами (1-3 электрона на внешнем энергетическом подуровне). В виде простых веществ они обладают металлическими свойствами: высокой электро - и теплопроводностью, металлическим блеском, ковкостью, гибкостью (их можно прокатывать в листы) и тягучестью (можно тянуть проволоку). Элементы, занимающие правую часть таблицы, называют неметаллами.

Номер группы соответствует максимально возможной степени окисления элемента. Исключение составляют кислород (VI группа), фтор (VII группа), а также элементы подгруппы меди (IB). Последние (Cu, Ag, Аи) относятся к d-элементам, d-электроны которых менее прочно связаны с ядром и поэтому они способны отдавать по одному, два или три электрона. Кислород в соединениях с металлами и неметаллами имеет степень окисления -2, т. е. атом принимает два электрона. (Исключение составляет соединение со фтором OF2, где степень окисления кислорода равна + 2).

Металлы не образуют соединений, в которых они проявляли бы отрицательную степень окисления. Их низшая степень окисления равна нулю (прил. 1).

расположил химические элементы по возрастанию атомной массы, рассмотрел их свойства, установил повторяемость валентности и химических свойств. Например:

Na → Mg → А1 → Si → Р → S → С1

I II III IV V VI VII

Na2О MgO AI2О3 SiО2 P2О5 SО3 C12О7

В этом ряду слева направо растет атомная масса и валентность от I до VII группы. В следующем периоде эта закономерность повторяется.

Свойства атомов элементов и периодичность их изменений

1. Атомная масса – изменяется непериодически;

2. Электронная конфигурация изменяется периодически;

3. Атомный радиус – расстояние от ядра до внешнего энергетического уровня, изменяется периодически. В периодах атомные радиусы уменьшаются, т. к. увеличивается притяжение электронов внешнего уровня к ядру по мере возрастания его заряда. В группах атомные радиусы сверху вниз по главной подгруппе растут за счет увеличения числа энергетических уровней.

Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается энергией ионизации и сродством к электрону.

4. Энергия ионизации Еu – энергия, необходимая для отрыва е от атома: Э° – ē → Э+ – Еu (эВ)

Величина энергии ионизации изменяется периодически: в
периодах от наименьшего у щелочных металлов, к наибольшему у благородных газов; в группах с возрастанием заряда ядра и атомного радиуса Еu уменьшается. Чем меньше энергия ионизации, тем ярче выражены металлические свойства (восстановительная способность).

5. Сродство к электрону Еср – количество энергии, выделяемое при присоединении е к атому.

Э° + ē → Э + Еср. (эВ)

Элементы, атомы которых содержат на внешнем уровне 4, 5, 6, 7 ē, а также Н и В, способны присоединять электроны. Превращение атомов в отрицательные ионы – характерное свойство неметаллов.

Сродство к электрону возрастает с уменьшением атомного радиуса, поэтому в группах неметаллов – снизу вверх, а в периодах – слева направо сродство к электрону увеличивается.

Контрольные задания

2.1 Какие высшие степени окисления проявляют элементы третьего периода периодической системы: Na, Mg, Al, Р, С1? Напишите формулы оксидов и гидроксидов этих элементов в высшей степени окисления. Как изменяются в периоде кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов с увеличением заряда ядра атомов этих элементов? Почему?

2.2 Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов IIA-подгруппы периодической системы? Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения, доказывающие амфотерность гидроксида бериллия.

2.3 Какие степени окисления проявляет марганец? Напишите формулы его оксидов и гидроксидов. Как и почему изменяются их кислотно-основные свойства с возрастанием степени окисления марганца? С какими степенями окисления марганца вещества могут проявлять свойства: а) только окислительные; б) только восстановительные; в) как окислительные, так и восстановительные? Приведите примеры соответствующих веществ.

2.4 Как изменяются окислительные и восстановительные свойства элементов VIIA-подгруппы периодической системы с увеличением заряда ядра атомов? Почему? Какая из двух реакций возможна:

1)  I2 + 5С12 + 6Н2О = 2НIО3 + 10НС1

2)  5I2 + С12 + 6Н2О = 10HI + 2НС1О3

2.5 Какие высшие и низшие степени окисления проявляют элементы третьего периода периодической системы: Si, Р, S, С1? Приведите примеры — напишите формулы соответствующих веществ. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства простых веществ в этом ряду? Почему?

2.6 Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: a) LiOH или КОН; б) Са(ОН)2 или Ва(ОН)2; в) Са(ОН)2 или Zn(OH)2? Почему?

2.7 Известно, что только один из s-элементов образует амфо - терный гидроксид. Дайте обоснованный ответ на вопрос, какой это элемент? В чем проявляется амфотерность гидроксида этого элемента? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.

2.8 Исходя из положения Германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета - и ортогерманиевой кислот, и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.

2.9 Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s- и р-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

2.10 Атомы, каких элементов четвертого периода периодической системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э2О5? Какой из них дает газообразное соединение с водородом? Составьте формулы кислот, отвечающих этим оксидам и изобразите их графически?