1. Системa д.И.Менделеева

Св-ва элементов и их соед находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов. Периодич система состоит из периодов. В настоящее время включает семь периодов. Первые три называются малыми, остальные – большими. Первый вкл в себя 2 элемента, второй и третий периоды – по 8 элементов, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32. Все периоды начинаются со щелочных ме и заканч инертным газом. В периоде по мере возраст порядкового номера эл происходит переход от типичных ме (щел ме) к типичным неме (галогены, инертные газы). Большие периоды в отл от малых вкл в себя вставные декады. В сост вставных декад входят только ме. VI и VII периоды вкл еще по 14 элементов – лантаноиды в шестом периоде (Ce – Lu) и актиноиды в VII периоде (Th – Lr). Эти группы эл-тов вынесены за рамки таблицы. Расположение эл-тов по периодам в рамках периодич системы приводит к тому, что сходные по своим св-вам эл-ты располагаются в вертикальных столбцах. Такие последовательности эл-тов обр группы. Группы подразделяются на подгруппы (основные и побочные). Основные подгруппы вкл в себя эл-ты всех периодов. Побочные подгруппы обр-ны эл-тами вставных декад. Поскольку в декады входит десять эл-тов, то и таких подгрупп тоже десять. Семь первых эл-тов вводятся в семь основных подгрупп, а три последние входят в состав восьмой группы. Семейства – эл-ты, схожие по хим св-вам. Эл-ты расположены по своим сходным св-вам, образуя группы: главные и побочные. Энергия ионизации - min энергия, необход для удаления электрона из атома. В группах эл-тов ПСХЭ потенциалы ионизации уменьш с возраст порядкового номера (только для s- и p- элементов) Энергия, которая выделяется или поглощается при присоед электрона к атому-энергия сродства к электрону. опред строением электронных оболочек атомов. наиболее высокая энергия сродства характерна для галогенов.

Слева на правo R атома уменьш, Еи (энергия ионизации) увелич, Еср (энергия сродства) увелич, ОЭО (относ электроотр) увеличивается, восст-ные св-ва уменьш, окисл-ные увелич.

Сверху вниз R атома увелич, Еи уменьш, Еср уменьш, ОЭО уменьш, восст св-ва увелич, окисл уменьш, металлич св-ва увелич, неме уменьш.

Билет 2. 2.Соед галогенов с со +5 (кислоты, соли). Методы получ, кислотно-основные, о-в св-ва этих соед.

Для Cl Br I в CO V известны кислоты хлорноватая, HClO3, бромноватая, HBrO3, йодноватая, HIO3, и соответствующие соли: хлораты, броматы, йодаты. К-ты НГО3 – сильные электролиты, однако в ряду HClO3, HBrO3, HIO3 кисл свойства несколько ослабевают. Хлорноватая и бромноватая к-ты неустойчивы, сущ только в р-ре. Выпариванием в вакууме можно получить относительно устойчивые р-ры с массовой долей к-ты менее 50%. В более конц р-рах эти кислоты разлагаются со взрывом. Получить к-ы можно из соответствующих солей:

Ba(ClO3)2+H2SO4=BaSO4+2HClO3

5AgBrO3+3Br2+3H2O=5AgBr+6HBrO3

Йодноватую к-ту получают окислением йода:

I2+10HNO3=2HIO3+10NO2+4H2O

I2+5Cl2+6H2O=2HClO3+10HClO3+10HCl

Её выделяют в свободном сост в виде расплывающихся на воздухе бесцв кристаллов. В р-ре йодноватая к-та обр ассоциаты (HIO3)n, где n=2-3, в связи с чем она легко кристаллизуется с солями, обр кислые соли, напр, KIO3*2HlO3. При нагревании до 200 ̊ С HlO3 разлагается: 2HIO3=I2O5+H2O

Для HClO3, HBrO3 ангидриды не получены.

Окисл-ные св-ва в ряду HClO3, HBrO3, HIO3 уменьш.

Хлораты, броматы, йодаты получ при вз-вии свободных галогенов с горяч р-рами щелочей: 3Г2+6NaOH=5NaГ+NaГO3+3H2O

Окисл способность солей ниже, чем соотв к-т, и в р-рах проявл только в кислой среде: KClO3+6HCl=3Cl2+3H2O+KCl

Наиболее применение в кач-ве ок-ля имеет хлорат калия- «бертолетова» соль. При нагр KClO3 диспропорц: 4KClO3=3KClO4+KCl, а в присутствии кат-ров MnO2 разлагается: 2KClO3=2KCl+3O2

При быстром нагр выше 400 ̊С разложение идёт со взрывом. При сплавл хлорат калия окисляет многие в-ва: 6P+5KClO3=5KCl+3P2O5 и исп в производстве спичек, пиротехнике.

Билет 3