Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).
Что такое металлические и неметаллические свойства
Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.
Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;
- натрия;
- калия;
- лития;
- франция и так далее.
С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами . Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.
Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:
- фтор;
- кислород;
- азот;
- хлор;
- бром.
Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.
Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.
Как изменяются металлические свойства в периодической системе
Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.
Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.
Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.
В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.
Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.
Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).
Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе
Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.
Усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.
Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).
Сравним, к примеру, серу и мышьяк . Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.
Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.
Видео
Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.
Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам
Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:
— металлические свойства уменьшаются;
— неметаллические свойства усиливаются;
— степень окисления элементов в высших оксидах возрастает от $+1$ до $+7$ ($+8$ для $Os$ и $Ru$);
— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от $-4$ до $-1$;
— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами;
— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.
Д. И. Менделеев в $1869$ г. сделал вывод — сформулировал Периодический закон, который звучит так:
Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.
Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы.
Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов.
Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено.
В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова:
Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.
Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в Периодической системе символику, т.е. раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента.
Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах.
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т.е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов.
Общая характеристика металлов главных подгрупп I±III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов
Химические элементы — металлы
Большинство химических элементов относят к металлам — $92$ из $114$ известных элементов.
Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств.
Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.
Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.
Это свойство атомов металлов, как вы знаете, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от $1$ до $3$ на внешнем слое).
Исключение составляют лишь $6$ металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют $4$ электрона, атомы сурьмы и висмута — $5$, атомы полония — $6$.
Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от $0.7$ до $1.9$) и исключительно восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны.
Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.
Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$), обладают двойственными свойствами: в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.
В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.
Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.
Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено $76$ элементов, из них только $14$ не являются металлами. В организме человека некоторые элементы- металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т.е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т.е. это микроэлементы.
Особенности строения металлов главных подгрупп I-III групп.
Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т.е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).
Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления $+2$. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.
Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к $p$-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три $(s^2p^1)$ электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления $+3$. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.
Характеристика переходных элементов ± меди, цинка, хрома, железа по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов
Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.
В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. $K, Ca — s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами $3d$-подуровень.
Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается $8$ электронов (заняты $s-$ и $р-$орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже $d-$орбитали на более высокую $s-$орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия $...3d^{0}4s^1$, у кальция — $...3d^{0}4s^2$.
Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения $3d$-орбитали вместо еще более высоких по энергии $4р$-орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение $3d$-орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{10}4s^2$. Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала » электрона. У атома меди десятый $d$-электрон перемещается на третий $3d$-подуровень.
Электронная формула меди $...3d^{10}4s^1$. У атома хрома на четвертом энергетическом уровне ($s$-орбиталь) должно быть $2$ электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную $d$-орбиталь, его электронная формула $...3d^{5}4s^1$.
Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются $d$-орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: $d$-элементы.
Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы $d$-элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают более прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.
Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству $d$-элементов. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером $(Fe, Co, Ni)$.
У $d$-элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т.е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности $+2, +3, +6$; а его оксиды: $CrO$ — основной, $Cr_{2}O_3$ — амфотерный, $CrO_3$ — кислотный.
Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV±VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов
Химические элементы - неметаллы
Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время.
Неметаллы —это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.
Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при $t°= -268,9 °С$.
Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.
Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от $2$ до $4$. Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно $р$-элементы, исключение составляет водород — s-элемент.
Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор $F$, а основанием — диагональ $B — At$.
Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация $1s^1$), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.
В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления $+1$. Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, до завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления — $1$ в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами — галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.
Свойства атомов элементов - неметаллов
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.
Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.
Конфигурация внешнего электронного слоя.
Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.
Химических элементов-неметаллов всего $16$! Совсем немного, если учесть, что известно $114$ элементов. Два элемента-неметалла составляют $76%$ массы земной коры. Это кислород ($49%$) и кремний ($27%$). В атмосфере содержится $0.03%$ массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют $98.5%$ массы растений, $97.6%$ массы тела человека. Неметаллы $C, H, O, N, S, Р$ — органогены, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород $О_2$, азот $N_2$, углекислый газ $СО_2$, водяные пары $Н_2О$ и др.).
Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только $0.88%$. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых $100$ атомов на Земле $17$ — атомы водорода.
Радиусы атомов элементов и ионов вычисляются исходя из межядерных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от характера химической связи между ними и от агрегатного состояния вещества.
Радиусы атомов и одинаково заряженных ионов в периоде с увеличением зарядов ядра в основном (за несколькими исключениями) уменьшаются в связи с увеличением сил кулоновского притяжения из-за роста числа, а следовательно, и суммарного заряда электронов в электронных оболочках и ядер.
В подгруппах с увеличением заряда ядра (движение сверху вниз) атомные и ионные радиусы, как правило, увеличиваются, что связанно с увеличением числа электронных уровней.
Энергия ионизации (I) (потенциал ионизации) в периоде возрастает с ростом заряда ядра, в главных и третьей побочной подгруппах – убывает сверху вниз в связи с появлением нового энергетического уровня. В остальных побочных подгруппах энергия ионизации возрастает с ростом заряда ядра.
Сродством к электрону (Е) (энергия, которая выделяется при присоединении дополнительного электрона к атому, иону или молекуле). Максимальна у атомов галогенов. Сродство к электрону зависит не только от заряда ядра атома, но и от степени заполнения внешних электронных уровней.
Электроотрицательность (ЭО) - обобщенная характеристика элемента, определяемая как сумма энергии ионизации и сродства к электрону.
Относительную ЭО по Полингу определяют как отношение ЭО элемента к ЭО атома лития. Относительная электроотрицательность в периоде возрастает, а в подгруппах уменьшается с ростом заряда ядра.
Окислительная способность элемента меняется так же как и электроотрицательность, а восстановительная способность в обратном порядке.
Плотность простых веществ в периоде обычно проходит через максимум, лежащий примерно в середине периода, возрастает в подгруппах с ростом заряда ядра.
Основные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов в периоде закономерно ослабляются, что связано с увеличением силы притяжения гидроксид-ионов к центральному атому с ростом заряда его ядра и уменьшением атомного радиуса, а в подгруппе, как правило, усиливаются, потому что атомный радиус элементов возрастает.
Кислотные свойства этих соединений изменяются в обратном направлении.
Неметаллические свойства в периоде, как правило, усиливаются слева направо, а в подгруппе – ослабевают сверху вниз, металлические – наоборот. Граница между металлами и неметаллами в таблице проходит по диагонали B-At таким образом, что все неметаллы находятся в верхней правой части таблицы (исключение составляют d- элементы).
| Предыдущие материалы: |
Лекция: Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам
Закон Д.И. Менделеева
Русский ученый Д. И. Менделеев
успешно работал во многих областях науки. Однако наибольшую известность ему принесло уникальное открытие периодического закона химических элементов в 1869 г. Изначально, он звучал таким образом: «Свойства всех элементов, а вследствие и качества образуемых ими простых, а также сложных веществ, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
В настоящее время формулировка закона иная. Дело в том, что во времена открытия закона ученые не имели представления о строении атома, а за атомный вес принимался вес химического элемента. Впоследствии активного изучения атома и получения новых сведений о его строении, был выведен закон, имеющий актуальность в наши дни: «Свойства атомов хим. элементов и образованных ими простых веществ в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».
Закон так же выражен графически. Наглядно его изображает таблица:
Периодическая таблица Д.И. Менделеева
На данном уроке мы научимся извлекать из неё важную и нужную для постижения науки информацию. В ней вы видите строки. Это периоды . Всего их семь. Вспомните из предыдущего урока, что номер каждого периода демонстрирует количество энергетических уровней, на которых размещаются электроны атома химического элемента. Например, натрий (Na) и магний (Mg) находятся в третьем периоде, значит их электроны размещены на трех энергетических уровнях. Все периоды, за исключением 1 – го берут начало со щелочного металла, и завершаются благородным газом.
Электронная конфигурация:
щелочного металла - ns 1 ,
благородного газа -ns 2 p 6 , за исключением гелия (Не) - 1s 2 .
Где n - является номером периода.
Еще мы видим в таблице вертикальные столбцы – это группы . В одних таблицах вы можете увидеть 18 групп, нумерованных арабскими цифрами. Такая форма таблица называется длинной, она появилась после обнаружения отличий d-элементов от s- и p-элементов. Но традиционной, созданной Менделеевым является короткая форма, где элементы сгруппированы в 8 групп, нумерованных римскими цифрами:
В дальнейшем мы будем пользоваться уже знакомой и привычной для вас короткой таблицей.
Итак, какую информацию нам дают номера групп? Из номера мы узнаем число электронов, образующих химические связи. Они называются валентными . 8 групп подразделены на две подгруппы: главная и побочная.
- Какую еще информацию мы можем извлечь из таблицы? Вы видите, что каждому элементу присвоен порядковый номер. Тоже не случайно. Судя по номеру элемента, мы можем судить о количестве электронов в атоме данного элемента. К примеру, кальций (Ca) находится под номером 20, значит электронов в его атоме 20.
В главную входят электроны s- и p-подуровней. Это подгруппы IА, IIА, IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА. Например, аллюминий (Al) – элемент главной подгруппы III группы имеет … 3s 2 3p 1 валентных электрона.
Элементы, располагающиеся в побочных подгруппах, содержат электроны d - подуровня. Побочными являются группы IБ, IIБ, IIIБ, IVБ, VБ, VIБ, VIIБ и VIIIБ. Например, марганец (Mn) – элемент главной подгруппы VII группы имеет …3d 5 4s 2 валентных электрона.
В короткой таблице s- элементы обозначены красным, p-элементы желтым, d-элементы синим и f-элементы белым цветами.
Еще из таблицы можно сделать и такой вывод, чем выше порядковый номер элемента, тем меньше радиус атома. Почему? Дело в том, что при увеличении общего количества электронов, происходит уменьшение радиуса атома. Чем больше электронов, тем выше энергия их связи с ядром. Например, ядро атома фосфора (Р) намного сильнее удерживает электроны своего внешнего уровня, чем ядро атома натрия (Na), имеющего один электрон на внешнем уровне. И если атомы фосфора и натрия вступят в реакцию, фосфор отберет этот электрон у натрия, потому что фосфор более электроотрицательный. Этот процесс называется электроотрицательностью. Запомните, при движении вправо по одному ряду элементов таблицы их электроотрицательность возрастает, а внутри одной подгруппы она уменьшается. О данном свойстве элементов мы подробнее скажем на следующих уроках.
Запомните:
1. В периодах с увеличением порядкового номера мы можем наблюдать:- увеличение ядерного заряда и уменьшение атомного радиуса;
- увеличение числа внешних электронов;
- увеличение ионизации и электроотрицательности;
- возрастание неметаллических окислительных свойств и убывание металлических восстановительных свойств;
- возрастание кислотности и ослабевание основности гидроксидов и оксидов.
- увеличение ядерного заряда и увеличение атомного радиуса;
- уменьшение ионизации и электроотрицательности;
- убывание неметаллических окислительных свойств и возрастание металлических восстановительных свойств;
- возрастание основности и ослабевание кислотности гидроксидов и оксидов.
Ионизация - это процесс превращения атомов в ионы (положительно заряженные катионы или отрицательно заряженные анионы) во время химической реакции.
Электроотрицательность - это способность атома к притягиванию электрона другого атома во время химических реакций.
Окисление - процесс передачи электрона атома восстановителя (донора электрона) атому окислителя (акцептору электрона) и увеличение степени окисления атома вещества.
Существуют три значения степени окисления:
- при высокой электроотрицательности элемента, он сильнее притягивает к себе электроны и его атомы приобретают отрицательную степень окисления (к примеру, фтор всегда имеет степень окисления - 1);
- при низкой электроотрицательности, элемент отдает электроны и приобретает положительную степень окисления (все металлы имеют +степень, к примеру, калий +1, кальций +2, алюминий +3);
- атомы простых веществ, состоящих из одного элемента у атомов с высокими и свободные атому имеют нулевую степень.
в периодах слева направо:
· радиус атомов уменьшается;
· электроотрицательность элементов увеличивается;
· количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
· высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
· число электронных слоев атомов не изменяется;
· металлические свойства уменьшается;
· неметаллические свойства элементов увеличивается.
Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:
· заряд ядер атомов увеличивается;
· радиус атомов увеличивается;
· число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
· число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
· прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
· электроотрицательность уменьшается;
· металличность элементов увеличивается;
· неметалличность элементов уменьшается.
Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются элементами-аналогами, т.к. они имеют некоторые общие свойства (одинаковую высшую валентность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются строением внешнего электронного слоя.
Подробнее про закономерности изменения свойств элементов по периодам и группам
Кислотно — основные свойства гидроксидов зависят от того, какая из двух связей в цепочке Э −О − Н является менее прочной.
Если менее прочна связь Э−О, то гидроксид проявляет основные
свойства, если О−Н − кислотные.
Чем менее прочны эти связи, тем больше сила соответствующего основания или кислоты. Прочность связей Э−О и О−Н в гидроксиде зависит от распределения электронной плотности в цепочке Э−О− H. На последнюю наиболее сильно влияют степень окисления элемента и ионный радиус. Увеличение степени окисления элемента и уменьшение его ионного радиуса, вызывают смещение электронной плотности к атому
элемента в цепочке Э ← О ←Н. Это приводит к ослаблению связи О−Н и усилению связи Э−О. Поэтому основные свойства гидроксида ослабевают, а кислотные − усиливаются.
