16
3 период
6 группа. Главная подгруппа
неметалл
кислотный
гидрооксида нет есть серная и сернистая и сероводородная кислоты
h2s
Это точно 9 класс?
тяжело тебе будет. Особенно когда органика начнется

1. Порядковый номер - 5 (заряд +5, протонов - 5, электронов -5)
2. B (бор
3. Относ. Атом. Масса - 11
4. Число нейтронов: 11-5 = 6 (относ. Атом. Масса минус протоны
5. Номер периода - второй (малый, вроде
6. Номер ряда - 2 ряд
7. Номер группы - 3 группа (III)
8. Подгруппа - главная
9. Распределение электронов по энергетич. Уровням - 1s (два 2s (один
10. Число валентных электронов - 3
11. Ме, неМе, амфотерный - неМе
12. Формула высшего оксида - B2О3
13. Характер оксида - амфотерный
14. Формула гидроксида - Н3ВОЗ
15. Характер гидроксида - амфотерный/кислотный
16. Формула летучего водородного соединения - В2Н6

Железо – один из элементов периодической системы Д. И. Менделеева, и входит в число тех металлов, которые имеют особое значение как в функционировании живых организмов, так и в промышленности.
Железо - это элемент восьмой группы (по старой классификации - побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe ( Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия.
Взаимодействие с кислородом:
на воздухе покрывается ржавчиной: 4Fe+3O2 = 2Fe2O3 — оксид железа (3)(условная запись, на самом деле там переменный состав
при сгорании образуется более окисленная форма: Fe3O4При нагревании реагирует почти со всеми неметаллами:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3C кислотными оксидами (или с несолеобразующими железо проявляет восстановительные свойства:
Fe + CO2 = FeO (оксид железа (2) + COВзаимодействие с кислотами: c кислотами-окислителями: Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + … см. Свойства азотной кислоты  — возможны варианты оксидов азота + H2O
2Fe + 6H2SO4(конц = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + H2SO4(разб = FeSO4 + H2 с другими кислотами:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Обратите внимание -при взаимодействии с окислителями железо окисляется и образует соединения со степенью окисления +3, при реакциях с обычными кислотами — со степенью окисления +2.

Химические свойства оксидов железа

Fe(OH)2 — основание

Соли Fe(2+)  — светло-зеленого цвета

Fe(OH)3 — слабоамфотерное соединение

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O

Если систематизировать все химические свойства железа и его соединений, то наблюдается общая для всех элементов закономерность: с увеличением степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства соединений железа:

Na - сильный метал
1 группа
3 период
СО в соединениях +1
атомная масса 22.99
заряд 11
N - сильный неметалл
5 группа
2 период
СО в соед обычно +4 (NO2)
атомная масса 14.007
заряд 7

НАТРИЙ – (Natrium) Na, химический элемент 1-й (Ia) группы Периодической системы, относится к щелочным элементам. Атомный номер 11, относительная атомная масса 22,98977. В природе имеется один стабильный изотоп 23Na. Известны шесть радиоактивных изотопов этого элемента, причем два из них представляют интерес для науки и медицины. Натрий-22 с периодом полураспада 2,58 года используют в качестве источника позитронов. Натрий-24 (его период полураспада около 15 часов применяют в медицине для диагностики и для лечения некоторых форм лейкемии.
Степень окисления +1. 
Соединения натрия известны с древних времен. Хлорид натрия – необходимейший компонент человеческой пищи. Cчитается, что человек начал употреблять его в неолите, т.е. Около 5–7 тыс. Лет назад.
В Ветхом завете упоминается некое вещество «нетер». Это вещество использовалось как моющее средство. Скорее всего, нетер – это сода, карбонат натрия, который образовывался в соленых египетских озерах с известковыми берегами. Об этом же веществе, но под названием «нитрон» писали позже греческие авторы Аристотель и Диоскорид, а древнеримский историк Плиний Старший, упоминая это же вещество, называл его уже «нитрум». 
В 18 в. Химикам было известно уже очень много различных соединений натрия. Соли натрия широко применялись в медицине, при выделке кож, при крашении тканей.
Металлический натрий получил впервые английский химик и физик Гемфри Дэви электролизом расплавленного гидроксида натрия (с использованием вольтова столба из 250 пар медных и цинковых пластин. Название «sodium», выбранное Дэви для этого элемента, отражает его происхождение из соды Na2CO3. Латинское и русское названия элемента произведены от арабского «натрун» (природная сода.
Распространение натрия в природе и его промышленное извлечение. Натрий – седьмой из наиболее распространенных элементов и пятый из наиболее распространенных металлов (после алюминия, железа, кальция и магния. Его содержание в земной коре составляет 2,27%. Большая часть натрия находится в составе различных алюмосиликатов.
Огромные отложения солей натрия в сравнительно чистом виде существуют на всех континентах. Они являются результатом испарения древних морей. Этот процесс по-прежнему продолжается в озере Солт-Лейк (штат Юта, Мертвом море и других местах. Натрий встречается в виде хлорида NaCl (галит, каменная соль, а также карбоната Na2CO3·NaHCO3·2H2O (трона, нитрата NaNO3 (селитра, сульфата Na2SO4·10H2O (мирабилит, тетрабората Na2B4O7·10 H2O (бура и Na2B4O7·4H2O (кернит и других солей.
Неиссякаемые запасы хлорида натрия есть в природных рассолах и океанических водах (около 30 кг м–3). Подсчитано, что каменная соль в количестве, эквивалентном содержанию хлорида натрия в Мировом океане, занимала бы объем 19 млн. Куб. Км (на 50% больше, чем общий объем Североамериканского континента выше уровня моря. Призма такого объема с площадью основания 1 кв. Км может достичь Луны 47 раз.
Сейчас суммарное производство хлорида натрия из морской воды достигло 6–7 млн. Т в год, что составляет около трети общей мировой добычи.
В живом веществе в среднем содержится 0,02% натрия; в животных его больше, чем в растениях.
Характеристика простого вещества и промышленное получение металлического натрия. Натрий – серебристо-белый металл, в тонких слоях с фиолетовым оттенком, пластичен, даже мягок (легко режется ножом, свежий срез натрия блестит. Величины электропроводности и теплопроводности натрия достаточно высоки, плотность равна 0,96842 г/см3 (при 19,7° С, температура плавления 97,86° С, температура кипения 883,15° С.
У тройного сплава, содержащего 12% натрия, 47% калия и 41% цезия, – самая низкая температура плавления для металлических систем, равная –78° С.
Натрий и его соединения окрашивают пламя в ярко-желтый цвет. Двойная линия в спектре натрия отвечает переходу 3s1–3p1 в атомах элемента.
Химическая активность натрия высока.

Это кадмий. Порядковый номер 48; атомная масса 112,40 а. Е. М.; высокотоксичен; электроотрицательность 1,69 по шкале Полинга;
температура плавления 600градусов кельвина, температура кипения 1100 градусов кельвина.

Характеристика калия:

 Калий в ПСЭ №19
1) Химический  символ - K, порядковый номер - № 19, название элемента - калий, атомная масса Ar = 39
2)  Группа - 1, подгруппа- главная, четвертый  период
3) Исходя из вышеизложенного напишем строение атома калия.
Строение атома калия:
Заряд ядра атома калия +19 (в ядре 19 протона- p⁺ и 20 нейтрона - n⁰)
Вокруг ядра атома 4 энергетических уровня, на которых располагаются 19 электрона. ₊₁₉K )₂)₈)₈)₁ 
электронная формула калия ₊₁₉ K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹
4) Калий металл, валентность калия  равна 1, степень окисления+1
5) Формула высшего оксида - K₂O
6) Формула гидроксида  KOH - это щелочь
7) Летучего соединения с водородом не образует, а соединение калия с водородом - это гидрид калия KH - кристаллическое  вещество белого цвета.

Химический элемент IV группы периодической системы Менделеева; атомный номер 82, атомная масса 207,2. Свинец - тяжелый металл голубовато-серого цвета, очень пластичный, мягкий (режется ножом, царапается ногтем. Природный Свинец состоит из 5 стабильных изотопов с массовыми числами 202 (следы, 204 (1,5%), 206 (23,6%), 207 (22,6%), 208 (52,3%). Последние три изотопа - конечные продукты радиоактивных превращений 238U, 235U и 232Th. При ядерных реакциях образуются многочисленные радиоактивные изотопы Свинца.

Неметаллы находятся в правом верхнем углу период. Таблицы. В периоде слева направо увеличивается число электронов на внешнем уровне. Радиус возрастает незаметно. Поэтому усиливаются неметаллические свойства и кислотные свойство высших оксидов. В группе - радиус растет сверху вниз. Поэтому неметаллические свойства ослабевают. Окислительные свойства меняются по тому же принципу. Самый сильный окислитель - фтор. Углерод проявляет как окислительные. Так и восстановительные свойства. С увеличением степени окисления неметаллов кислотные свойства их оксидов усиливаются. H2SO H2SO3 - серная кислота сильнее. Чем сернистая.

Na, натрий
1. №11, I группа, главная подгруппа, 3 период
2. См. Вложение.
Количество протонов и электронов = 11, нейтронов = 23 - 11 = 12 (p = 11, e = 11, n = 12)
3. Типичный восстановитель. Типичная степень окисления +1. 
2Na + Cl₂ → 2NaCl
$$ Cl_2^0 + 2e = 2Cl^- $$ | 2 | 1 - окислитель
4. Оксид: Na₂O, основный. Реагирует с кислотами, водой, амфотерными и кислотными оксидами.
Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O
Na₂O + H₂O → 2NaOH
Na₂O + Al₂O₃ → 2NaAlO₂
Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄
Гидроксид: NaOH, щёлочь. Реагирует с кислотами, амфотерными оксидами и гидроксидами, кислотными оксидами, солями
NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O
2NaOH + Al₂O₃ → 2NaAlO₂ + H₂O
NaOH + Al₂O₃ + H₂O → 2Na[Al(OH)₄]
2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O
6NaOH + Al₂(SO₄)₃ → 3Na₂SO₄ + 2Al(OH)₃↓
Соли натрия - хорошо растворимы.
5. Содержится в земной коре, в морской воде (в соединениях, в минералах (каменная соль, глауберова соль, криолит и т. П. ), в пищевой промышленности (пищевая сода, поваренная соль)