Основы общей химии. Тема 1

1.

ТЕМА 1
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
атом, молекула, вещество, химический элемент.
строение атома, изотопы, ионы,
периодический закон Д.И. Менделеева,
электронный слой, провал электрона, валентность,
радиус атома, электроотрицательность,
металлические и неметаллические свойства,
химическая связь, степень окисления,
состояние вещества, аллотропия.
наша почта:
[email protected]
группа вконтакте: #_химия_на_сто
https://vk.com/chem_na_100
ссылка на анкету автора:
https://profi.ru/profile/PolkovnikovNV

2.

ОГЛАВЛЕНИЕ
ТАБЛИЦЫ
1
2
3
ПРОМЕЖУТОЧНЫЕ ЗАДАНИЯ
ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ
РАДИУС АТОМА
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
СТРОЕНИЕ АТОМА
ХИМИЧЕСКАЯ
СВЯЗЬ
ВМ
ММ
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д.И. Менделеева
степень окисления
ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ
СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА
порядок
заполнения
провал
электрона
ВАЛЕНТНОСТЬ
АЛЛОТРОПИЯ
C P S Sn
ИТОГОВЫЕ ЗАДАНИЯ

3.

оглавление

4.

оглавление
периодическая система элементов
Д.И. Менделеева
(длиннопериодная форма)

5.

оглавление
периодическая система элементов
Д.И. Менделеева
(полностью развернутая форма)

6.

ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ
оглавление
Химия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о
веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в
результате химических реакций, а также законах, которым эти
превращения подчиняются.
Вещество — это любая совокупность атомов и молекул, находящаяся в
определенном агрегатном состоянии.
ВЕЩЕСТВА
ПРОСТЫЕ
СЛОЖНЫЕ
– в их состав входят атомы
только одного элемента
– в их состав входят атомы
нескольких элементов
Атом — это электронейтральная частица, состоящая из положительно
заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Молекула — это наименьшая электронейтральная замкнутая
совокупность атомов, образующих определенную структуру с
помощью химических связей.
— это группа атомов, соединённых между собой химическими
связами согласно их валентности и имеющая заряд ноль.
Химический элемент — это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

7.

СТРОЕНИЕ АТОМА
оглавление
Атом состоит из ядра и находящихся около ядра электронов.
Ядро состоит из нуклонов - протонов и нейтронов:
ПРОТОН (р) – элементарная частица
имеет массу 1 а.е.м. и заряд +1
НЕЙТРОН (n) – элементарная частица
имеет массу 1 а.е.м. и заряд 0
ЭЛЕКТРОН (ē) – элементарная частица
имеет массу 0 а.е.м. и заряд -1
заряд = 0
(на самом деле масса электрона равна 1/1836 а.е.м., но эта
величина настолько мала, что ей можно пренебречь, тем более
если принимать во внимание корпускулярно-волновой дуализм)
Таким образом, можно сделать следующие выводы:
1. вся масса атома заключена в его ядре;
2. т.к. заряд атома всегда равен 0, число электронов равно числу протонов;
3. число нейтронов равно разности между массой атома и числом протонов.

8.

Атом Li
оглавление
ПРИМЕРЫ:
число ē = числу р = № п/п (№ п/п - порядковый номер)
число n = Ar – число р
Атом P
(Ar – атомная масса)
Li находится во 2-м периоде IА группе,
имеет № п/п = 3 и Ar = 7 а.е.м.
следовательно в атоме Li: 3ē, 3р, 7-3=4n
Р находится во 3-м периоде VА группе,
имеет № п/п = 15 и Ar = 31 а.е.м.
следовательно в атоме P: 15ē, 15р, 31-15=16n

9.

Периодический закон Д. И. Менделеева
оглавление
«свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых
ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости
от величины зарядов ядер их атомов».
Заряд ядра определяется числом протонов
– это число всегда постоянно для каждого элемента
– изменяться может число нейтронов (изотопы) или электронов (ионы)
Изотопы – атомы одного и того же элемента, содержащие в своих ядрах
одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.
1
1
H
протий
1p 0n 1ē
2
1
H
дейтерий
1p 1n 1ē
3
1
H
тритий
1p 2n 1ē
Ион – частица («атом», либо группа атомов), имеющая заряд.
(в результате принятия [анион] или отдачи [катион] электронов)
металлы – всегда отдают электроны неметаллам
неметаллы – всегда берут электроны у металлов
правило октета
каждый атом стремится к достижению 8-ми электронной внешней оболочки,
подобной оболочке инертного газа (VIIIA) – наиболее устойчивая конфигурация
–[ nS2 nP6 ]– (этого можно добиться путем принятия или отдачи атомом электронов)

10.

ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ
оглавление
Электроны в атоме расположены в строго определенном порядке,
на электронных слоях (энергетических уровнях).
Число электронных слоёв (энергетических уровней) равно номеру периода,
в котором находится атом хим. элемента.
Внешний электронный слой – валентный, на нем находятся электроны, которые
участвуют в образовании химических связей с другими атомами.
Внутри электронного слоя электроны располагаются на электронных орбиталях
(это равноценно выражению – энергетический уровень делится на подуровни).
Орбиталь – область вокруг ядра, в которой наиболее вероятно нахождение
электрона (т. е. та область, где электрон чаще всего находится).
Каждая орбиталь имеет одну квантовую ячейку,
в которой может находиться 0, 1 или 2 электрона.
1x
s
max = 2ē
3x
p
max = 6ē
5x
d
max = 10ē
7x
f
max = 14ē

11.

ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ
электронно-графическая
форма записи
(электронная форма записи)
/ 1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p /
/ 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p /
/ 7s 5f 6d 7p /
2
2
6
2
6
2
2
10
6
2
14
10
2
14
10
10
6
6
6
4
3
http://xumuk.ru/esa
2
16
8
O
79
34
Se
оглавление
1s2 2s2 2p4
2 6
O
1
2 8 18
6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4
4
3
79
34
40
18
Se Ar 4s 3d 4p
2
10
4
2
1
Se

12.

оглавление
ОБЩИЙ ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ
СОГЛАСНО ЭНЕРГИИ ЭЛЕКТРОНА
Е
7
6
f
5
4
d
3
p
2
1
s
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

13.

ПРОВАЛ (ПРОСКОК) ЭЛЕКТРОНА
52
24
40
18
Cr Ar 4s 3d 4p
2
4
0
4
3
52
24
40
18
2
Cr Ar 4s 3d 4p
64
29
40
18
1
5
0
1
Cu Ar 4s 3d 4p
2
9
0
4
3
64
29
40
18
Cu Ar 4s 3d 4p
1
10
2
0
1
оглавление

14.

оглавление
ВАЛЕНТНОСТЬ
16
8
С
1s2 2s2 2p2
2 4
основное
состояние
атома
16
8
С
2 4
Вал = II
C
2
1
1s2 2s1 2p3
возбуждённое
состояние
атома
Вал = IV
C
2
1
Валентность – число связей, которые образует атом хим. элемента с др. атомами.
валентность
ПОСТОЯННАЯ
– атом хим. элемента образует
постоянное число ковалентных связей
ПЕРЕМЕННАЯ
– атом хим. элемента образует
различное число ковалентных связей
(напр. атом O имеет только вал = II)
(напр. атом С имеет вал = II и IV)
С О
О
О
С О
О

15.

оглавление
ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ
ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
– ОБОБЩЕСТВЛЕНИЕ НЕСПАРЕННЫХ ЭЛЕКТРОНОВ
ОТДЕЛЬНЫХ АТОМОВ В ОБЩИЕ ЭЛЕКТРОННЫЕ ПАРЫ
14
7
N
1s2 2s2 2p3
2 5
2
N
2
1
1
N
N
N

16.

оглавление
ЗАДАНИЕ
S, Si, P, Cl, As, Se
1. Укажите заряд ядра, число протонов, нейтронов и электронов, число
электронных слоёв и электронов на них.
2. Написать электронную и электронно-графическую формулы в
основном и всех возможных для элемента возбуждённых состояниях.
3. Построить структурные формулы:
для S – H2S, SO2, H2SO3, SO3, H2SO4
для Si – SiH4, H2SiO3
для P – PH3, H3PO4
для Cl – HCl, HClO, HClO2, HClO3, HClO4
для As – AsH3, H3AsO4
для Se – H2Se, SeO2, H2SeO3, SeO3, H2SeO4

17.

РАДИУС АТОМА
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
оглавление
Радиус атома (R атома) – расстояние от ядра до внешнего электронного слоя.
Электроотрицательность (эо) – способность атома хим. элемента «стягивать»
на себя общие с другими элементами электронные пары.
δ-
Н
N
+7
Н
F
О
+9
δ+
умен. R атома
увел. ЭО
увел. НеМет св.
(окислит-х)
(кислотных)
умен. Мет св.
(восстановит-х)
(оснóвных)
……………………………………………………………………………………...
Н
Br
……………………………………………………………………………………...
……………………………………………………………………………………..
H
H δ+
правило октета
каждый атом стремится к
достижению 8-ми электронной
внешней оболочки –[ nS2 nP6 ]–,
подобной оболочке инертного газа
+35
Металлы – всегда отдают
электроны неметаллам.
Неметаллы – всегда берут
электроны у металлов.
Между собой неметаллы делят
общие электроны согласно их ЭО.

18.

оглавление
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
внутримолекулярная
химическая связь
– электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул
1. ковалентная ( связь НеМет ― НеМет, но есть исключения )
свойства
осуществляется за счёт образования между двумя атомами общей эл. пары,
кот-я и связывает их друг с другом. Такая связь носит направленный характер.
• неполярная (кнп)
– между двумя одинаковыми НеМет,
нет смещения общей электронной пары
к какому-либо атому.
характеристики
• полярная (кп)
– между двумя разными НеМет,
есть смещение общей электронной пары в сторону
атома более электроотрицательного элемента.
δкп
кнп
О
О
δ+
ион
О
H
+
H δ+
Na
–
Cl
2. ионная ( связь Мет ― НеМет, вернее, типичный Мет – типичный НеМет )
осуществляется за счёт взаимного притяжения разноимённо заряженных частиц, вследствие
передачи электрона от атома менее электроотрицательного элемента к атому более электроотрицательного элемента. (Δ эо >2 по шк. Полинга). Свойства: ненаправленная и ненасыщенная.
3. металлическая ( связь Мет ― Мет )
эту связь образуют относительно свободные электроны между
ионами металлов, образующих кристаллическую решётку.
более подробно это будет разобрано
на слайде «СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА»

19.

оглавление
4. донорно-акцепторная
– тип ковалентной связи, где один из атомов является донором электронной
пары, а другой атом является её акцептором (т.е. как бы принимает электрон).
14
7
N
HNO3
1s2 2s2 2p3
2 5
16
8
т
O
1s2 2s2 2p4
2 6
16
8
О
азотная
кислота
N
О
N
–
О
O
+
с
O
1s2
2 6
2s2
2p4
N O
О
O
H

20.

оглавление
также донорно-акцепторная связь реализуется в
следующих соединениях:
молекула озона
O
O
O3
катион аммония
NH4+
HCl = H+ + Cl–
NH3 + H+ = NH4+
O
+
O
+
O
H
–
O
молекула
оксида углерода (II)
СO
C
O
C O
N
N
H
H
H
– +
H
H
+
H H
NH4+ + Cl– = NH4Cl
комплексные соединения

21.

оглавление
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ
ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
– ОБЪЕДИНЕНИЕ СВОБОДНОЙ ОРБИТАЛИ ОДНОГО АТОМА С ОРБИТАЛЬЮ
ДРУГОГО АТОМА, ИМЕЮЩЕГО НА НЕЙ ЭЛЕКТРОННУЮ ПАРУ.
H+
H
+
+
N
HHH
H
N H
H

22.

оглавление
МЕЖМОЛЕКУЛЯРНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
водородная – хим. связь, которая образуется между полярными молекулами
в результате притяжения разноименных зарядов, возникающих
за счет разницы в электроотрицательности между атомом
водорода и атомом более электроотрицательного эл-та (F, O, N).
H2O
NH3
δ-
δ-
δ+
O
δ+
δ+
H
H H
N
H
H
δ+
δ-
δ+
O
δ-
δ+
H H
t°кип = 100°С
Ткип = 373 К
δ+
δ+
H
t°кип = –33°С
Ткип = 240 К
N
δ+
H
H
δ+

23.

оглавление
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (со) – условный заряд на атоме элемента
при допущении, что все связи в молекуле ионные.
мах положительная со атома равна номеру его группы
• только для главных подгрупп, (в побочных эта зависимость не всегда соблюдается)
• есть исключения: O, F, инертные газы – He, Ne, Ar, Kr.
мах отрицательная со атома равна числу электронов, недостающих до завершения внешнего слоя (или мах положительная СО минус 8)
наиболее частые со
есть исключения:
со простого вещества = 0
со О в соединениях ≈ -2
со Н в соединениях ≈ +1
+1 +6 -2
+1 +6 -2
-1
H
K
KH и др гидриды,
H2O2 и др пероксиды
O2F2 и OF2
сумма со в молекуле = 0
+1 -2
-1
+1
+1
-1
O
O
H
+1
+2
+1
O
-1
H
O
F
-1
F
O
-1
F
+5 -2 –
+1 +5 -2 2–
K2Cr2O7
NO3
HPO4
NH4
0
0
0
-1
-2
+1
2–
KMnO4
F
-3 +1 +
H2SO4
Na2CO3
-1
сумма со в ионе = его заряду
Li2O
P2O3
+1
SiO3
–
HCO3
+
BaOH

24.

СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА
оглавление
кристаллическая решетка
аморфное вещество
– имеют четкую
упорядоченную структуру
– не имеют четкой
упорядоченной структуры
некоторые неорганические вещества
(аморфный кремний, аморфный углерод, стекло)
атомная
– многие простые в-ва и некот. сложные:
SiO2, SiC, BN, Fe3C, TaC, Pкрасн. и Рчёрн.
– в узлах находятся атомы НеМет
P
весь кристалл – «макромолекула»
– хим. связь – кнп или кп –
P
– прочная внутримолекулярная:
в-ва хрупкие, твердые, тугоплавкие
многие органические вещества и смеси
(воск, смола, клей, желатин, пластик, парафин)
P
металлическая
P
молекулярная
– в узлах находятся молекулы
O2
с кнп или кп хим. связью
– молекулы соединяет слабая
O2
межмолекулярная связь:
в-ва менее твердые, легкоплавкие
ионная
– в узлах находятся ионы
весь кристалл – «макромолекула»
– хим. связь – ионная –
– прочная связь в кристалле:
в-ва хрупкие, твердые, тугоплавкие
O2
HCl
HCl
O2
HCl
HCl
– в узлах находятся атомы Мет
– хим. связь – металлическая
(иногда говорят – ион-металлическая)
– гибкость, пластичность, относительная
мягкость, электропроводность (в в-ве
присутствует т. н. «электронный газ»)
Cr
Na
Cl
Na
Cl
Na
Cl
Na
Cl
Na
Cr
Cr
Cr
Cr
http://mugo.narod.ru/Fiziks/3.html

25.

АЛЛОТРОПИЯ
оглавление
Аллотро́пия (от др.-греч. ἄλλος — «другой», τρόπος — «поворот, свойство») —
существование двух и более простых веществ одного и того же химического
элемента, различных по строению и свойствам — так называемых аллотропных
(или аллотропических) модификаций или форм.
Явление аллотропии обусловлено либо различным составом молекул простого
вещества (аллотропия состава), либо способом размещения атомов или
молекул в кристаллической решётке (аллотропия формы).
Две аллотропные модификации: О2 — кислород и О3 — озон.
Кислород Кислород бесцветен, не имеет запаха; озон имеет выраженный запах, имеет
бледно-фиолетовый цвет, ядовит, он эффективно убивает плесень и бактерии.
Углерод
Множество модификаций – алмаз, графит, фуллерен, карбин, графен и др.
Точное число модификаций указать затруднительно вследствие разнообразия
форм связывания атомов углерода между собой.
Фосфор
Основные модификации: белый, красный и чёрный фосфор.
Белый фосфор ядовит, светится в темноте, способен самовоспламеняться,
красный фосфор не ядовит, не светится в темноте, не самовоспламеняется.
Сера
Большое число аллотропных модификаций, второе место после углерода.
Основные модификации: ромбическая, моноклинная и пластическая сера.
Олово
Образует три аллотропические модификации: ниже 13,2°C устойчиво α-олово
(серое олово) с кубической решёткой типа алмаза, выше 13,2°C устойчиво
β-олово (белое олово) с тетрагональной кристаллической решеткой.
Ромбическое γ-Олово — белое, в интервале температур 161°C—232°C
(температура плавления), металлическое, хрупкое..

26.

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ УГЛЕРОДА
Алмаз
Графит
http://www.bolshoyvopros.ru/questions/1975591-kakaja-formula-ugrafita-i-u-almaza-chto-delaet-eti-veschestva-raznymi.html
Карбин
оглавление
Фуллерены С60 С70 С72
https://murzim.ru/nauka/himiya/19924-uglerod.html
Аморфный углерод
Строение карбина
Линейный полимер,
полученный
искусственным путём
http://ppt-online.org/23013
http://ppt-online.org/23013

27.

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА
оглавление

28.

АЛЛОТРОПНЫЕ
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ
МОДИФИКАЦИИ СЕРЫ
СЕРЫ
оглавление
https://infourok.ru/integrirovanniy-urok-po-teme-sera-1339379.html

29.

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ОЛОВА
оглавление
Олово существует в трех аллотропных формах:
серое олово (α-олово), белое олово (β-олово) и ромбическое олово (γ-олово).
Аллотропия такого типа, как у олова,
называется энантиотропией.
Она имеет следующие особенностями:
1) превращение одного аллотропа в другой
происходит при определенной температуре,
называемой температурой перехода;
2) каждый аллотроп устойчив только в
определенном интервале температур.
процесс перехода белого олова в серое
называют оловянной чумой
http://img-fotki.yandex.ru/get/4133/134924539.18b/0_90a3a_fc90c823_L
http://pharmjournal.ru/articles/stati/nauchnyij-fundamentformaczevtiki-polimorfizm-substanczij-3-maj-2013

30.

ЗАДАНИЯ НА ДОМ
оглавление
1. а) P и Br
б) Fe и Cl
Для каждого элемента укажите заряд ядра, число протонов, нейтронов и
электронов, число электронных слоёв и электронов на них.
Напишите электронную и электронно-графическую формулы в основном
и всех возможных для каждого элемента возбуждённых состояниях.
Постройте структурные формулы:
а) PH3, H3PO4, HBr, Br2O, HBrO2, HBrO4 .
б) FeBr3, NaCl, KClO3, ClF3 .
2. ответьте на вопрос: почему молекулярный кислород в н.у. является
газом, а вода – жидкостью?
3. расставьте степени окисления а также определите тип химической
связи и тип кристаллической решетки в следующих веществах
(также отдельно укажите соединения, в которых есть донорно-акцепторная связь)
Br2, Al2O3, FeI2, Si, Na2S, NO2, Pb, CaC2, PBr3, SiO2, NH3, P, BaH2, BN,
SO2, OF2, P4, SiC, KH, HCl, BeO, N2O5, Sn, H2O2, O3, CBr4, Cl2O, Li3N.
H3PO4, SO2F2, Cr(NO3)3, CsOH, LiHS, HBrO3, CaSO4, Fe(OH)3, NH4Br,
HClO, H2SO4, K2Cr2O7, Ni(OH)2, MgCO3, COCl2, HMnO4, (NH4)2HPO4.

31.

оглавление
следите за новостями, акциями и
обновлениями в нашей группе вконтакте:
#_химия_на_сто
https://vk.com/chem_na_100
УСПЕХОВ В ОБУЧЕНИИ !!!

32.

оглавление
ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЕ
СЛАЙДЫ

33.

оглавление
ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭО АТОМОВ ПО ПОЛИНГУ
Группа
Период
1
2
3
4
5
6
7
I
A
H
2,1
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Rb
0,8
Cs
0,7
Fr
0,7
II
B
A
B
1,5
e
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
Ba
0,9
Ra
0,9
III
B
A
B
2,0
Al
1,5
Ga
1,6
In
1,7
Ti
1,8
IV
B
A
V
B
A
C
N
2,5
3,0
Si
P
1,8
2,1
Ge
As
1,8 1,52,0
Sn
Sb
1,8 1,41,9
Pb
Bi
1,9 1,31,9
VI
B
A
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
Te
2,1
Po
2,0
VII
B
A
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,5
At
2,2
B
VIII
B
B
B

34.

СТЕПЕНЬ ПОЛЯРНОСТИ СВЯЗИ
оглавление

35.

↺
СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
оглавление
1. направленность – определяет валентный
угол между связями и
характеризует химическое
строение веществ.
2. насыщаемость – способность атомов образовывать определённое число связей
(валентность).
3. полярность – смещение общей электронной
пары к атому более электроотрицательного элемента.
https://reader.lecta.rosuchebnik.ru/demo/8287/data/images/autogen_24584.jpg
4. поляризуемость – способность общей электронной пары смещаться под действием
внешнего электрического поля (в том числе и поля заряженной
частицы). Чем больше радиусы атомов, между которыми образована химическая связь, тем дальше от их ядер находится их общая
электронная пара и тем более она подвижна.

36.

↺
ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1. кратность – число общих электронных пар между двумя атомами.
H―H
H2C=CH2
N≡N
2. длина – расстояние между ядрами двух атомов, образующих химическую связь.
Она зависит от радиусов атомов и от кратности связи.
HF – 0.092 нм
HCl – 0.128 нм
HBr – 0.142 нм
HI – 0.162 нм
H3C―CH3 – 0.154 нм
H2C=CH2 – 0.134 нм
HC≡CH
– 0.120 нм
3. энергия - мера прочности ковалентной связи, определяется энергией необходимой
для её разрыва. Она зависит от длины, полярности и кратности связи.
HF – 536 кДж/моль
HCl – 432 кДж/моль
HBr – 360 кДж/моль
HI – 299 кДж/моль
H3C―CH3 – 343 кДж/моль
H2C=CH2 – 615 кДж/моль
HC≡CH
– 812 кДж/моль
оглавление

37.

хлор, бром, иод
ГАЛОГЕНЫ
элементы VII группы
главной подгруппы
Вал = I, III, V, VII
с.о. = -1, 0, +1, +3, +5, +7
фтор
F
Cl
Br
Вал = I
с.о. = -1, 0
I
• увеличивается радиус атома
• уменьшается электроотрицательность
• уменьшается неметаллические свойства
• уменьшается окислительные свойства
• уменьшается кислотные свойства
• увеличивается металлические свойства
• увеличивается восстановительные свойства
• увеличивается оснóвные свойства

38.

фосфор и др.
ПНИКТОГЕНЫ
элементы V группы
главной подгруппы
Вал = III, V.
с.о. = -3, 0, +1, +3, +5.
азот
Вал = III, IV (дон.-акц. механизм)
с.о. = -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
N
P
As
Sb
Bi
• увеличивается радиус атома
• уменьшается электроотрицательность
• уменьшается неметаллические свойства
• уменьшается окислительные свойства
• уменьшается кислотные свойства
• увеличивается металлические свойства
• увеличивается восстановительные свойства
• увеличивается оснóвные свойства

39.

оглавление
ОБЩИЙ ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ
СОГЛАСНО ЭНЕРГИИ ЭЛЕКТРОНА
Е
7
6
f
5
4
d
3
p
2
1
s
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6