H3r в какой группе находится

Ответ на Тест Параграф 51 ГДЗ Рудзитис Фельдман 8 класс (Химия)

©Reshak.ru — сборник решебников для учеников старших классов. Здесь можно найти решебники, ГДЗ, переводы текстов по школьной программе. Практически весь материал, собранный на сайте — авторский с подробными пояснениями профильными специалистами. Вы сможете скачать гдз, решебники, улучшить школьные оценки, повысить знания, получить намного больше свободного времени.

Главная задача сайта: помогать школьникам и родителям в решении домашнего задания. Кроме того, весь материал совершенствуется, добавляются новые сборники решений.

Формула летучего водородного соединения химического элемента H3R.В какой периодической таблице находится этот элемент?

Исходя из условия, нас интересует газ, который в своем составе имеет три атома водорода. Если посмотреть на периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева, можно понять, что не так много газообразных соединений образуется. Гидриды нас не интересуют, ибо это нелетучие соединения.

И из ряда соединения, таких как силан, фосфин, герман, аммиак, арсин, хлористый или бромистый водород, сероводород и т.д. можно отметить три вещества, которые подходят под нужную формулу. Это:

H3r в какой группе находится

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА — периодическая система химических элементов

Таблица Менделеева (периодическая система химических элементов) — это такая таблица, в которой классифицируются химические элементы по различным свойствам в зависимости от заряда их атомного ядра. Таблица является графическим изображением периодического закона, который открыл Дмитрий Иванович Менделеев в 1869 году. Изначальный вариант этой таблицы 1869 — 1871 гг. и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомной массы. На данный момент элементы сводятся в двумерную таблицу, в которой каждый столбец — это группа, определяющая основные физико-химические свойства, а строки — это периоды, схожие друг с другом. Наиболее распространены 2 формы таблицы: короткая и длинная.

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Периодическая таблица Менделеева в классическом варианте (или короткая форма), основана на параллелизме степеней окисления химических элементов главных и побочных подгрупп. В каждой ячейке таблицы указан символ элемента, порядковый номер, относительная атомная масса, и название элемента.

Порядковый номер элемента — это число равное числу протонов в ядре атома и числу электронов, которые вращаются вокруг него.

Чтобы посмотреть все свойства конкретного химического элемента нужно перейти по ссылке нажав на символ элемента в таблице.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Расшифровка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева:

Число элементов в периоде – максимальная емкость соответствующего энергетического уровня:

2 элемента (1s 2 )

18 элементов (5s 2 4d 10 5p 6 )

8 элементов (2s 2 2p 6 )

32 элемента (6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 )

8 элементов (3s 2 3p 6 )

32 элемента (6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 )

18 элементов (4s 2 3d 10 4p 6 )

Построение периодов – в начале: два s-элемента, в конце: шесть р- элементов. В четвертом и пятом периодах между ними помещается по десять d-элементов, а в шестом и седьмом к ним добавляются четырнадцать f-элементов (формы электронных орбиталей).

В периоде – свойства химических элементов различаются между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов различны.

В подгруппе – свойства элементов сходны между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов сходны.

Причина периодичности свойств химических элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигураций внешних энергетических уровней.

Формы электронных орбиталей (электронные семейства)

Классификация химических элементов по электронным конфигура­циям их атомов (электронные орбитали)

внешний (n) s-подуровень

внешний (n) р-подуровень

предвнешний (n–1 ) d-подуровень

(n-2)f 1–14 (n-1)d 1–10 ns 1–2

третий снаружи (n–2) f-подуровень

Графическое изображение орбиталей

Свойства элементов таблицы Менделеева

Металлы – элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 1 до 3 (подгруппы IA, IIA, IIIА, кроме элемента бора), а также германий, олово, свинец, сурьма, висмут и полоний.

Неметаллы – бор и элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 4 до 7 (подгруппы IVA, VA, VIA, VIIA) кроме германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония.

Переходные элементы – элементы побочных подгрупп (IB-VIIB); в виде простых веществ ведут себя как металлы.

Благородные газы – элементы подгруппы VIIIA, полностью застро­енные энергетические подуровни s 2 p 6 , для гелия s 2 .

Галогены – элементы подгруппы VII(a) таблицы Менделеева, реагируют со всеми простыми веществами, кроме некот. неметаллов, являются энергичными окислителями, к ним относят F, Cl, Br, I, At, Ts.

Лантанойды – 15 элементов III группы 6-го периода, металлы с атомными номерами 57–71. Все они имеют стабильные изотопы, кроме прометия.

Актинойды – 15 радиоактивных элементов III группы 7-го периода с атомными номерами 89–103.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

В периодах с увеличением порядкового номера элемента прослеживается следующая закономерность:

Все элементы таблицы Менделеева, исключая гелий, неон и аргон, образуют кислородные соединения, которые изображены общими формулами под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где R — обозначает элемент группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения: RH₄, RH₃, RH₂, RH. Соединения RH₄ имеют нейтральный характер; RH₃ – слабоосновной; RH₂ – слабокислый; RH – сильнокислый характер.

История открытия периодического закона Менделеевым Д.И.

Самый важный вклад в систематизацию химических элементов внёс русский выдающийся химик Дмитрий Иванович Менделеев, автор труда «Основы химии», который в марте 1869 года представил Русскому химическому обществу (РХО) периодический закон химических элементов, изложенный в нескольких основных положениях.

В 1871 году Менделеев в итоговой статье «Периодическая законность химических элементов» дал формулировку Периодического закона: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомного веса». Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице классический вид (короткая таблица, смотрите ниже).

В современном изложении периодический закон химических элементов звучит так: «Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).»

Периодическая таблица элементов Менделеева длинная форма

Длинная форма таблицы Менделеева (или длиннопериодная форма) состоит из 18 групп с лева на право от щелочных металов до благородных газов. считается официальной версией с 1989 года.

Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве скачать

Вы можете скачать таблицу Менделеева на выбор короткую или длинную форму в цветном и черно-белом цвете, для этого откройте по ссылке ниже изображение и сохраните его себе на компьютер.

____________

Источник информации:

1. Большой химический справочник / А.И.Волков, — М.: 2005.

2. Большая энциклопедия химических элементов. Периодическая таблица Менделеева / И.А.Леенсон. — Москва : 2014.

Ответ на Тест Параграф 51 ГДЗ Рудзитис Фельдман 8 класс (Химия)

©Reshak.ru — сборник решебников для учеников старших классов. Здесь можно найти решебники, ГДЗ, переводы текстов по школьной программе. Практически весь материал, собранный на сайте — авторский с подробными пояснениями профильными специалистами. Вы сможете скачать гдз, решебники, улучшить школьные оценки, повысить знания, получить намного больше свободного времени.

Главная задача сайта: помогать школьникам и родителям в решении домашнего задания. Кроме того, весь материал совершенствуется, добавляются новые сборники решений.

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения. Это метан, силан, аммиак, фосфин, арсин, сероводород, вода, галогеноводороды. Способы получения и химические свойства.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды) при нормальных условиях.

CH4 — метан	NH3 — аммиак	H2O — вода	HF –фтороводород
SiH4 — силан	PH3 — фосфин	H2S — сероводород	HCl –хлороводород
AsH3 — арсин	H2Se — селеноводород	HBr –бромоводород
H2Te — теллуроводород	HI –иодоводород

Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.