|
п. 2
Al - металл.
Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.
Согласно второму утверждению, переходные элементы имеют либо незаконченную d-подоболочку, либо имеют способность к формированию незаконченной d-подоболочки. Алюминий не являестя ни переходным, ни постпереходным металлом, так как он не имеет d-подоболочки и расположен выше переходных элементов в таблице.
Лёгкие металлы
13 14 15 16
Al Алюминий
GaГаллий
Ge Германий
In Индий
Sn Олово
Sb Сурьма
Tl Таллий
Pb Свинец
Bi Висмут
Po Полоний
Uut Унунтрий
Uuq Унунквадий
Uup Унунпентий
Uuh Унунгексий
Германий, сурьма, полоний, унунтрий, унунквадий,
унунпентий и унунгексий — постпереходные металлы.
Остальные — лёгкие металлы.
Тривиальное название лёгкие металлы иногда описывает металлы, которые расположены в p-блоке в периодической таблице. Их температуры плавления и температуры кипения отличаются от переходных металлов. Их электроотрицательность выше по сравнению с переходными металлами; лёгкие металлы являются менее твёрдыми по сравнению с ними. Они отличаются от металлоидов, однако, по их значительно большей температуре кипения они находятся в одной строке расширенной таблицы.
Термин «лёгкие металлы» не утверждён номенклатурой ИЮПАК. В данную группу принято включать алюминий, галлий, индий, олово, таллий, свинец и висмут. Иногда сюда включают германий, сурьму и полоний, хоть они и считаются металлоидами или «полуметаллами».
Al - 3s2 3p1, степень окисления - 3
Al, химический элемент III группы периодической системы Менделеева; атомный номер 13, атомная масса 26,9815; серебристо-белый лёгкий металл. Состоит из одного стабильного изотопа 27 Al. Отличается высокой химической активностью. Это переходный металл. Обладая большим сродством к кислороду, Аl. на воздухе покрывается тонкой, но очень прочной плёнкой окиси Al2O3, защищающей металл от дальнейшего окисления и обусловливающей его высокие антикоррозионные свойства. Аl стоек к действию атмосферной коррозии, морской и пресной воды, практически не взаимодействует с концентрированной или сильно разбавленной азотной кислотой,с органическими кислотами, пищевыми продуктами.
Внешняя электронная оболочка атома Аl состоит из 3 электронов и имеет строение 3s23р. В обычных условиях Аl в соединениях 3-валентен, но при высоких температурах может быть одновалентным, образуя т. н. субсоединения. Субгалогениды Аl, AIF и AlCl, устойчивые лишь в газообразном состоянии, в вакууме или в инертной атмосфере, при понижении температуры распадаются (диспропорционируют) на чистый Al и AlF3 или AlCl3
Сера - является неметаллом. электронная конфигурация - 3s2 3p4
Степени окисления +6, +4, +2, 0, -1, −2
Немета́ллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Расположение их в главных подгруппах соответствующих периодов следующее:
Группа III IV V VI VII VIII
2-й период B C N O F Ne
3-й период Si P S Cl Ar
4-й период As Se Br Kr
5-й период Te I Xe
6-й период At Rn
Кроме того, к неметаллам относят также водород и гелий.
Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов, и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.
Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал.
Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов, их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В отличие от преимущественно ионной природы строения соединений типичных металлов, простые неметаллические вещества, а также соединения неметаллов имеют ковалентную природу строения.
В периодах (т.е. по горизонтали) слева направо уменьшаются размеры атомов, а справа налево естественно увеличиваются.
про галогены:
Галоге́ны — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов (элементы главной подгруппы VII группы).
Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I−, At- уменьшается.
Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.
Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.
Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли.
От фтора к йоду в группе увеличивается атомный радиус, именно за счёт этого снижается активность (от фтора к йоду).
Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи (151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (Cl2 243, Br2 199, I2 150,7, At2 117 кДж/моль). От хлора к иоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса.
Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов,При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме: Hal2 + F2 = 2НalF
Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.
Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.
Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:
I2 + I− → I−3.
Образующийся раствор называется раствором Люголя.
Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.
Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к иоду. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов
Бром - электронная конфигурация - 3d10 4s2 4p5
Степени окисления 7, 5, 3, 1 , 0, -1
Йод - электронная конфигурация 4d10 5s2 5p5
Степени окисления 7, 5, 3, 1, 0, −1
Природный иод состоит только из одного изотопа — иода-127. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s2 p5. В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).
|
Вход
Регистрация
FAQ
А в школе меня в пример ставили по химии еще несколько лет после того как закончил
) и был оч силным математиком и физиком.
можно было просто из общей массы 200г отнять M(CaO)112г=88
под воздействием температуры 
