Änderungsmuster der chemischen Eigenschaften von Elementen. Eigenschaften von Elementen. Änderungsmuster der chemischen Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen nach Perioden und Gruppen. Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente der zweiten Periode

Vorlesung: Änderungsmuster der Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen nach Perioden und Gruppen

Der russische Wissenschaftler D. I. Mendeleev arbeitete erfolgreich in vielen Bereichen der Wissenschaft. Seinen größten Ruhm erlangte er jedoch durch die einzigartige Entdeckung des periodischen Gesetzes der chemischen Elemente im Jahr 1869. Anfangs klang es so: „Die Eigenschaften aller Elemente und damit die Eigenschaften des Einfachen und Komplexen.“ Stoffe, die sie bilden, sind periodisch von ihrem Atomgewicht abhängig.“

Derzeit ist der Wortlaut des Gesetzes unterschiedlich. Tatsache ist, dass die Wissenschaftler zum Zeitpunkt der Entdeckung des Gesetzes keine Ahnung von der Struktur des Atoms hatten und das Atomgewicht als das Gewicht eines chemischen Elements angesehen wurde. Nachdem wir das Atom aktiv untersucht und neue Informationen über seine Struktur erhalten hatten, wurde ein Gesetz abgeleitet, das heute relevant ist: „Eigenschaften chemischer Atome. Elemente und einfache Stoffe, die von ihnen in periodischer Abhängigkeit von den Ladungen der Kerne ihrer Atome gebildet werden.“

Das Gesetz wird auch grafisch ausgedrückt. Die Tabelle zeigt es deutlich:

Periodensystem D.I. Mendelejew

In dieser Lektion lernen wir, daraus Informationen zu extrahieren, die für das Verständnis der Wissenschaft wichtig und notwendig sind. Sie sehen Linien darin. Das Perioden. Insgesamt gibt es sieben davon. Erinnern Sie sich an die vorherige Lektion, dass die Zahl jeder Periode die Anzahl der Energieniveaus angibt, in denen sich die Elektronen eines Atoms eines chemischen Elements befinden. Beispielsweise befinden sich Natrium (Na) und Magnesium (Mg) in der dritten Periode, was bedeutet, dass sich ihre Elektronen in drei Energieniveaus befinden. Alle Perioden, mit Ausnahme der 1., beginnen mit einem Alkalimetall und enden mit einem Edelgas.

Elektronische Konfiguration:

Alkalimetall - ns 1,

Edelgas - NS 2 S. 6, mit Ausnahme von Helium (He) - 1s 2.

Wo N - ist die Periodennummer.

Wir sehen auch vertikale Spalten in der Tabelle – das sind Gruppen. In manchen Tabellen sieht man 18 Gruppen, nummeriert mit arabischen Ziffern. Diese Form der Tabelle wird als lang bezeichnet; sie erschien, nachdem die Unterschiede zwischen d-Elementen und s- und p-Elementen entdeckt wurden. Aber die traditionelle, von Mendelejew geschaffene Form ist die Kurzform, bei der die Elemente in 8 Gruppen gruppiert und mit römischen Ziffern nummeriert sind:

Welche Informationen geben uns Gruppennummern? Aus der Zahl ermitteln wir die Anzahl der Elektronen, die chemische Bindungen eingehen. Sie heißen Wertigkeit. 8 Gruppen sind in zwei Untergruppen unterteilt: Haupt- und Nebengruppen.

Das Hauptelement umfasst Elektronen der s- und p-Unterebenen. Dies sind die Untergruppen IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA und VIIIA. Beispielsweise hat Aluminium (Al), ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe III, ... 3s 2 3p 1 Valenzelektronen.

Elemente in Nebenuntergruppen enthalten Elektronen der d-Unterebene. Die Nebenwirkungen sind den Gruppen IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB und VIIIB zugeordnet. Mangan (Mn), ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, hat beispielsweise ...3d 5 4s 2 Valenzelektronen.

In der kurzen Tabelle werden S-Elemente in Rot, P-Elemente in Gelb, D-Elemente in Blau und F-Elemente in Weiß angezeigt.

• Welche weiteren Informationen können wir der Tabelle entnehmen? Sie sehen, dass jedem Element eine Seriennummer zugeordnet ist. Es ist auch kein Zufall. Anhand der Elementnummer können wir die Anzahl der Elektronen in einem Atom eines bestimmten Elements beurteilen. Beispielsweise hat Kalzium (Ca) die Nummer 20, was bedeutet, dass sein Atom 20 Elektronen enthält.

Eine weitere Schlussfolgerung, die sich aus der Tabelle ziehen lässt, ist, dass der Radius des Atoms umso kleiner ist, je höher die Ordnungszahl eines Elements ist. Warum? Tatsache ist, dass mit zunehmender Gesamtzahl der Elektronen der Radius des Atoms abnimmt. Je mehr Elektronen vorhanden sind, desto höher ist die Energie ihrer Bindung an den Kern. Beispielsweise hält der Kern des Phosphoratoms (P) die Elektronen seiner äußeren Ebene viel stärker als der Kern des Natriumatoms (Na), der ein Elektron in der äußeren Ebene hat. Und wenn Phosphor- und Natriumatome reagieren, entzieht Phosphor Natrium dieses Elektron, weil Phosphor elektronegativer ist. Dieser Vorgang wird Elektronegativität genannt. Denken Sie daran, dass beim Bewegen nach rechts entlang einer Reihe von Elementen in der Tabelle deren Elektronegativität zunimmt und innerhalb einer Untergruppe abnimmt. Auf diese Eigenschaft von Elementen werden wir in den folgenden Lektionen ausführlicher eingehen.

Erinnern:

• Zunahme der Kernladung und Abnahme des Atomradius;
• Erhöhung der Anzahl externer Elektronen;
• erhöhte Ionisierung und Elektronegativität;
• eine Zunahme der nichtmetallischen Oxidationseigenschaften und eine Abnahme der metallischen Reduktionseigenschaften;
• ein Anstieg des Säuregehalts und eine Abschwächung der Basizität von Hydroxiden und Oxiden.

• Erhöhung der Kernladung und Vergrößerung des Atomradius;
• Verringerung der Ionisation und Elektronegativität;
• eine Abnahme der nichtmetallischen Oxidationseigenschaften und eine Zunahme der metallischen Reduktionseigenschaften;
• Erhöhung der Basizität und Abschwächung der Säure von Hydroxiden und Oxiden.

Ionisation ist der Prozess der Umwandlung von Atomen in Ionen (positiv geladene Kationen oder negativ geladene Anionen) während einer chemischen Reaktion.

Elektronegativität ist die Fähigkeit des Atoms Zu Anziehung eines Elektrons von einem anderen Atom bei chemischen Reaktionen.

Oxidation- der Prozess der Übertragung eines Elektrons von einem reduzierenden Atom (Elektronendonor) auf ein oxidierendes Atom (Elektronenakzeptor) und der Erhöhung des Oxidationszustands eines Atoms einer Substanz.

• Bei einer hohen Elektronegativität eines Elements zieht es Elektronen stärker an und seine Atome nehmen eine negative Oxidationsstufe an (z. B. hat Fluor immer die Oxidationsstufe 1);
• bei niedriger Elektronegativität gibt das Element Elektronen ab und nimmt eine positive Oxidationsstufe an (alle Metalle haben einen +-Grad, zum Beispiel Kalium +1, Calcium +2, Aluminium +3);
• Atome einfacher Substanzen, die aus einem Element bestehen; Atome mit hohen und freien Atomen haben den Grad Null.

Änderungsmuster der chemischen Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen nach Perioden und Gruppen

Lassen Sie uns die Muster von Eigenschaftsänderungen auflisten, die innerhalb von Zeiträumen auftreten:

— metallische Eigenschaften nehmen ab;

— die nichtmetallischen Eigenschaften werden verbessert;

— der Oxidationsgrad von Elementen in höheren Oxiden steigt von $+1$ auf $+7$ ($+8$ für $Os$ und $Ru$);

— der Grad der Oxidation von Elementen in flüchtigen Wasserstoffverbindungen steigt von -4 $ auf -1 $;

- Oxide von basisch bis amphoter werden durch saure Oxide ersetzt;

- Hydroxide von Alkalien bis hin zu amphoteren werden durch Säuren ersetzt.

D. I. Mendeleev kam 1869 zu einer Schlussfolgerung – er formulierte das Periodengesetz, das so klingt:

Die Eigenschaften chemischer Elemente und der aus ihnen gebildeten Stoffe hängen periodisch von den relativen Atommassen der Elemente ab.

Mendeleev systematisierte chemische Elemente anhand ihrer relativen Atommassen und legte großen Wert auf die Eigenschaften der Elemente und der von ihnen gebildeten Substanzen, indem er Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in vertikale Spalten – Gruppen – verteilte.

Manchmal platzierte Mendeleev entgegen dem von ihm entdeckten Muster schwerere Elemente mit geringeren relativen Atommassen. Beispielsweise schrieb er in seiner Tabelle Kobalt vor Nickel, Tellur vor Jod und als Edelgase entdeckt wurden, Argon vor Kalium. Mendelejew hielt diese Anordnungsreihenfolge für notwendig, da diese Elemente sonst in Gruppen von Elementen fallen würden, die ihnen in ihren Eigenschaften unähnlich sind, insbesondere würde das Alkalimetall Kalium in die Gruppe der Inertgase und das Edelgas Argon in die Gruppe der Inertgase fallen Alkali Metalle.

D. I. Mendeleev konnte weder diese Ausnahmen von der allgemeinen Regel erklären, noch konnte er den Grund für die Periodizität der Eigenschaften von Elementen und den von ihnen gebildeten Substanzen erklären. Er sah jedoch voraus, dass dieser Grund in der komplexen Struktur des Atoms lag, dessen innere Struktur zu diesem Zeitpunkt noch nicht untersucht wurde.

In Übereinstimmung mit modernen Vorstellungen über die Struktur des Atoms sind die Ladungen ihrer Atomkerne Grundlage für die Klassifizierung chemischer Elemente, und die moderne Formulierung des Periodengesetzes lautet wie folgt:

Die Eigenschaften chemischer Elemente und der aus ihnen gebildeten Stoffe hängen periodisch von der Ladung ihrer Atomkerne ab.

Die Periodizität der Änderungen der Eigenschaften von Elementen wird durch die periodische Wiederholung der Struktur der externen Energieniveaus ihrer Atome erklärt. Es ist die Anzahl der Energieniveaus, die Gesamtzahl der darauf befindlichen Elektronen und die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene, die die im Periodensystem verwendete Symbolik widerspiegeln, d. h. offenbaren die physikalische Bedeutung der Periodennummer, Gruppennummer und Ordnungszahl des Elements.

Die Struktur des Atoms ermöglicht es, die Gründe für Veränderungen der metallischen und nichtmetallischen Eigenschaften von Elementen in Perioden und Gruppen zu erklären.

Das Periodengesetz und das Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew fassen Informationen über chemische Elemente und die von ihnen gebildeten Stoffe zusammen und erklären die Periodizität der Änderungen ihrer Eigenschaften und den Grund für die Ähnlichkeit der Eigenschaften von Elementen derselben Gruppe. Diese beiden wichtigsten Bedeutungen des Periodengesetzes und des Periodensystems werden durch eine weitere ergänzt, nämlich die Fähigkeit zur Vorhersage, d. h. Eigenschaften vorhersagen, beschreiben und Möglichkeiten zur Entdeckung neuer chemischer Elemente aufzeigen.

Allgemeine Eigenschaften von Metallen der Hauptuntergruppen der Gruppen I±III im Zusammenhang mit ihrer Stellung im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den Strukturmerkmalen ihrer Atome

Chemische Elemente - Metalle

Die meisten chemischen Elemente werden als Metalle klassifiziert – 92 der 114 bekannten Elemente.

Alle Metalle außer Quecksilber sind im Normalzustand Feststoffe und haben eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften.

Metalle- Dabei handelt es sich um formbare, plastische, viskose Stoffe mit metallischem Glanz, die Wärme und elektrischen Strom leiten können.

Atome von Metallelementen geben Elektronen aus der äußeren (und einige aus der äußeren) Elektronenschicht ab und verwandeln sich in positive Ionen.

Wie Sie wissen, wird diese Eigenschaft von Metallatomen durch die Tatsache bestimmt, dass sie relativ große Radien und eine kleine Anzahl von Elektronen haben (meistens von 1 $ bis 3 $ in der äußeren Schicht).

Die einzigen Ausnahmen sind $6$-Metalle: Germanium-, Zinn- und Bleiatome auf der äußeren Schicht haben $4$-Elektronen, Antimon- und Wismutatome haben $5$, Poloniumatome haben $6$.

Metallatome zeichnen sich durch niedrige Elektronegativitätswerte (von 0,7 $ bis 1,9 $) und ausschließlich reduzierende Eigenschaften aus, d. h. Fähigkeit, Elektronen abzugeben.

Sie wissen bereits, dass sich im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew die Metalle sowohl unterhalb als auch oberhalb der Bor-Astat-Diagonale in sekundären Untergruppen befinden. In den Perioden und Hauptuntergruppen gibt es bekannte Muster in den Veränderungen der metallischen und damit reduzierenden Eigenschaften der Atome der Elemente.

Chemische Elemente in der Nähe der Bor-Astatin-Diagonale ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$) haben doppelte Eigenschaften: In einigen ihrer Verbindungen verhalten sie sich wie Metalle, in anderen weisen sie die Eigenschaften von Nichtmetallen auf.

In sekundären Untergruppen nehmen die reduzierenden Eigenschaften von Metallen meist mit zunehmender Ordnungszahl ab.

Dies kann dadurch erklärt werden, dass die Stärke der Bindung zwischen den Valenzelektronen und dem Kern der Atome dieser Metalle weitgehend von der Größe der Kernladung und nicht vom Radius des Atoms beeinflusst wird. Die Kernladung nimmt deutlich zu und die Anziehungskraft von Elektronen auf den Kern nimmt zu. In diesem Fall nimmt der Atomradius zwar zu, ist aber nicht so signifikant wie bei den Metallen der Hauptuntergruppen.

Einfache Substanzen, die aus chemischen Elementen – Metallen – bestehen, und komplexe metallhaltige Substanzen spielen eine wichtige Rolle im mineralischen und organischen „Leben“ der Erde. Es genügt, sich daran zu erinnern, dass Atome (Ionen) von Metallelementen ein wesentlicher Bestandteil von Verbindungen sind, die den Stoffwechsel im Körper von Mensch und Tier bestimmen. Beispielsweise wurden im menschlichen Blut 76 $ an Elementen gefunden, von denen nur 14 $ keine Metalle sind. Im menschlichen Körper sind einige Elemente – Metalle (Kalzium, Kalium, Natrium, Magnesium) – in großen Mengen vorhanden, d.h. Sind Makroelemente. Und Metalle wie Chrom, Mangan, Eisen, Kobalt, Kupfer, Zink, Molybdän sind in geringen Mengen vorhanden, d.h. Das Mikroelemente.

Merkmale der Struktur von Metallen der Hauptuntergruppen der Gruppen I-III.

Alkali Metalle- Dies sind Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe I. Ihre Atome haben auf der äußeren Energieebene jeweils ein Elektron. Alkalimetalle sind starke Reduktionsmittel. Ihre Reduktionskraft und chemische Aktivität nehmen mit zunehmender Ordnungszahl des Elements zu (d. h. von oben nach unten im Periodensystem). Alle von ihnen verfügen über elektronische Leitfähigkeit. Die Stärke der Bindung zwischen Alkalimetallatomen nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements ab. Auch ihr Schmelz- und Siedepunkt sinkt. Alkalimetalle interagieren mit vielen einfachen Substanzen – Oxidationsmitteln. Bei Reaktionen mit Wasser bilden sie wasserlösliche Basen (Laugen).

Erdalkalielemente sind die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe II. Die Atome dieser Elemente enthalten auf der äußeren Energieebene zwei Elektronen. Sie sind Reduktionsmittel und haben eine Oxidationsstufe von $+2$. In dieser Hauptuntergruppe werden allgemeine Muster bei Änderungen der physikalischen und chemischen Eigenschaften beobachtet, die mit einer Vergrößerung der Atome in der Gruppe von oben nach unten einhergehen und auch die chemische Bindung zwischen Atomen schwächen. Mit zunehmender Größe des Ions werden die sauren Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden schwächer und die basischen verstärkt.

Die Hauptuntergruppe der Gruppe III besteht aus den Elementen Bor, Aluminium, Gallium, Indium und Thallium. Alle Elemente sind $p$-Elemente. Auf dem äußeren Energieniveau haben sie drei $(s^2p^1)$-Elektronen, was die Ähnlichkeit der Eigenschaften erklärt. Oxidationsstufe $+3$. Innerhalb einer Gruppe nehmen mit zunehmender Kernladung die metallischen Eigenschaften zu. Bor ist ein nichtmetallisches Element, während Aluminium bereits metallische Eigenschaften besitzt. Alle Elemente bilden Oxide und Hydroxide.

Eigenschaften der Übergangselemente - Kupfer, Zink, Chrom, Eisen entsprechend ihrer Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den Strukturmerkmalen ihrer Atome

Die meisten Metallelemente kommen in Nebengruppen des Periodensystems vor.

In der vierten Periode erscheint eine vierte Elektronenschicht in den Kalium- und Calciumatomen und die $4s$-Unterebene wird gefüllt, da sie eine niedrigere Energie als die $3d$-Unterebene hat. $K, Ca sind s$-Elemente, die in den Hauptuntergruppen enthalten sind. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die Unterebene $3d$ mit Elektronen gefüllt.

Betrachten wir, welche Kräfte auf ein Elektron wirken, das einem Atom mit zunehmender Kernladung hinzugefügt wird. Einerseits gibt es eine Anziehung durch den Atomkern, die das Elektron dazu zwingt, das niedrigste freie Energieniveau einzunehmen. Andererseits Abstoßung durch bereits vorhandene Elektronen. Wenn sich $8$-Elektronen auf dem Energieniveau befinden (die $s-$- und $p-$-Orbitale sind besetzt), ist ihre insgesamt abstoßende Wirkung so stark, dass das nächste Elektron im höheren $s-$-Orbital statt im landet Energieniveau niedriger als das $d-$-Orbital. Orbital des nächsten Niveaus. Die elektronische Struktur der äußeren Energieniveaus von Kalium ist $...3d^(0)4s^1$ und die von Kalzium ist $...3d^(0)4s^2$.

Die anschließende Zugabe eines weiteren Elektrons zum Scandium führt zum Beginn der Füllung des $3d$-Orbitals anstelle der noch energiereicheren $4p$-Orbitale. Dies erweist sich als energetisch günstiger. Die Füllung des $3d$-Orbitals endet mit Zink, das die elektronische Struktur $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s hat ^2$. Es ist zu beachten, dass die Elemente Kupfer und Chrom das Phänomen des Elektronen-„Versagens“ aufweisen. In einem Kupferatom bewegt sich das zehnte $d$-Elektron auf die dritte $3d$-Unterebene.

Die elektronische Formel von Kupfer lautet $...3d^(10)4s^1$. Ein Chromatom im vierten Energieniveau ($s$-Orbital) sollte $2$-Elektronen haben. Eines der beiden Elektronen bewegt sich jedoch auf das dritte Energieniveau, auf ein unbefülltes $d$-Orbital, seine elektronische Formel lautet $...3d^(5)4s^1$.

Im Gegensatz zu den Elementen der Hauptuntergruppen, bei denen die Atomorbitale des äußeren Niveaus nach und nach mit Elektronen gefüllt werden, werden bei den Elementen der Nebenuntergruppen die $d$-Orbitale des vorletzten Energieniveaus gefüllt. Daher der Name: $d$-Elemente.

Alle einfachen Stoffe, die aus Elementen der Nebengruppen des Periodensystems bestehen, sind Metalle. Aufgrund der größeren Anzahl an Atomorbitalen als die der Metallelemente der Hauptnebengruppen gehen die Atome der $d$-Elemente eine Vielzahl chemischer Bindungen untereinander ein und bilden dadurch ein stärkeres Kristallgitter. Es ist sowohl mechanisch als auch hitzebeständiger. Daher sind Metalle sekundärer Nebengruppen die stärksten und feuerfeststen aller Metalle.

Es ist bekannt, dass, wenn ein Atom mehr als drei Valenzelektronen hat, das Element eine variable Valenz aufweist. Dies gilt für die meisten $d$-Elemente. Ihre maximale Wertigkeit ist, wie die der Elemente der Hauptuntergruppen, gleich der Gruppennummer (es gibt jedoch Ausnahmen). Elemente mit gleicher Anzahl an Valenzelektronen werden in die Gruppe unter der gleichen Zahl $(Fe, Co, Ni)$ aufgenommen.

Bei $d$-Elementen ändern sich die Eigenschaften ihrer Oxide und Hydroxide innerhalb einer Periode, wenn man sich von links nach rechts bewegt, d. h. Mit zunehmender Wertigkeit geht es von basischen Eigenschaften über amphoter zu sauer über. Chrom hat beispielsweise die Wertigkeiten $+2, +3, +6$; und seine Oxide: $CrO$ – basisch, $Cr_(2)O_3$ – amphoter, $CrO_3$ – sauer.

Allgemeine Eigenschaften von Nichtmetallen der Hauptuntergruppen der Gruppen IV–VII im Zusammenhang mit ihrer Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den Strukturmerkmalen ihrer Atome

Chemische Elemente – Nichtmetalle

Die allererste wissenschaftliche Klassifizierung chemischer Elemente war ihre Einteilung in Metalle und Nichtmetalle. Diese Klassifizierung hat bis heute nicht an Bedeutung verloren.

Nichtmetalle- Dies sind chemische Elemente, deren Atome durch die Fähigkeit gekennzeichnet sind, Elektronen vor der Fertigstellung der äußeren Schicht aufzunehmen, da in der Regel vier oder mehr Elektronen auf der äußeren elektronischen Schicht vorhanden sind und der Atomradius im Vergleich dazu klein ist Metallatome.

Diese Definition lässt die Elemente der Gruppe VIII der Hauptuntergruppe außer Acht – inerte oder edle Gase, deren Atome eine vollständige äußere Elektronenschicht haben. Die elektronische Konfiguration der Atome dieser Elemente ist so, dass sie weder als Metalle noch als Nichtmetalle klassifiziert werden können. Es handelt sich um Objekte, die Elemente in Metalle und Nichtmetalle unterteilen und eine Grenzposition zwischen ihnen einnehmen. Inerte oder edle Gase („Adel“ wird in Trägheit ausgedrückt) werden manchmal als Nichtmetalle klassifiziert, allerdings formal nach ihren physikalischen Eigenschaften. Diese Stoffe bleiben bis zu sehr niedrigen Temperaturen gasförmig. Somit geht Helium He bei $t°= -268,9 °C$ in einen flüssigen Zustand über.

Die chemische Inertheit dieser Elemente ist relativ. Für Xenon und Krypton sind Verbindungen mit Fluor und Sauerstoff bekannt: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ usw. Zweifellos fungierten bei der Bildung dieser Verbindungen Inertgase als Reduktionsmittel.

Aus der Definition von Nichtmetallen folgt, dass ihre Atome durch hohe Elektronegativitätswerte gekennzeichnet sind. Es variiert zwischen 2$ und 4$. Nichtmetalle sind Elemente der Hauptuntergruppen, hauptsächlich $p$-Elemente, mit Ausnahme von Wasserstoff, einem s-Element.

Alle nichtmetallischen Elemente (außer Wasserstoff) nehmen die obere rechte Ecke im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew ein und bilden ein Dreieck, dessen Spitze Fluor $F$ und dessen Basis die Diagonale $B - At$ ist .

Besonderes Augenmerk sollte jedoch auf die Doppelstellung von Wasserstoff im Periodensystem gelegt werden: in den Hauptuntergruppen der Gruppen I und VII. Das ist kein Zufall. Einerseits verfügt das Wasserstoffatom wie Alkalimetallatome über ein Elektron auf seiner äußeren (und einzigen) Elektronenschicht (elektronische Konfiguration $1s^1$), das es abgeben kann und die Eigenschaften eines Reduktionsmittels aufweist .

Wasserstoff weist in den meisten seiner Verbindungen wie Alkalimetalle eine Oxidationsstufe von $+1$ auf. Der Verlust eines Elektrons durch ein Wasserstoffatom ist jedoch schwieriger als der durch Alkalimetallatome. Andererseits fehlt dem Wasserstoffatom, wie den Halogenatomen, ein Elektron, bevor die äußere Elektronenschicht vervollständigt wird, so dass das Wasserstoffatom ein Elektron aufnehmen kann, wodurch es die Eigenschaften eines Oxidationsmittels und die für ein Halogen charakteristische Oxidationsstufe von $1 aufweist $ in Hydriden (Verbindungen mit Metallen, ähnlich wie Verbindungen von Metallen mit Halogenen – Halogenide). Allerdings ist die Anlagerung eines Elektrons an ein Wasserstoffatom schwieriger als bei Halogenen.

Eigenschaften von Atomen von Elementen - Nichtmetallen

Nichtmetallatome haben überwiegend oxidierende Eigenschaften, d. h. Fähigkeit, Elektronen hinzuzufügen. Diese Fähigkeit ist durch den Wert der Elektronegativität gekennzeichnet, der sich natürlicherweise in Perioden und Untergruppen ändert.

Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel; seine Atome sind bei chemischen Reaktionen nicht in der Lage, Elektronen abzugeben, d.h. weisen restaurative Eigenschaften auf.

Konfiguration der äußeren elektronischen Schicht.

Andere Nichtmetalle können reduzierende Eigenschaften aufweisen, wenn auch in viel schwächerem Ausmaß als Metalle; In Perioden und Untergruppen verändert sich ihre Reduktionsfähigkeit im Vergleich zur Oxidationsfähigkeit in umgekehrter Reihenfolge.

Chemische Elemente-Nichtmetalle nur 16 $! Ziemlich viel, wenn man bedenkt, dass 114 $ an Elementen bekannt sind. Zwei nichtmetallische Elemente machen 76 % der Masse der Erdkruste aus. Dies sind Sauerstoff (49 %$) und Silizium (27 %$). Die Atmosphäre enthält 0,03 % der Sauerstoffmasse der Erdkruste. Nichtmetalle machen 98,5 % der Pflanzenmasse und 97,6 % der menschlichen Körpermasse aus. Nichtmetalle $C, H, O, N, S, P$ sind Organogene, die die wichtigsten organischen Substanzen einer lebenden Zelle bilden: Proteine, Fette, Kohlenhydrate, Nukleinsäuren. Die Zusammensetzung der Luft, die wir atmen, umfasst einfache und komplexe Substanzen, die auch aus nichtmetallischen Elementen bestehen (Sauerstoff $O_2$, Stickstoff $N_2$, Kohlendioxid $CO_2$, Wasserdampf $H_2O$ usw.).

Wasserstoff ist das Hauptelement des Universums. Viele Weltraumobjekte (Gaswolken, Sterne, einschließlich der Sonne) bestehen zu mehr als der Hälfte aus Wasserstoff. Auf der Erde, einschließlich Atmosphäre, Hydrosphäre und Lithosphäre, beträgt er nur 0,88 %$. Aber das ist massebezogen, und die Atommasse von Wasserstoff ist sehr klein. Daher ist sein geringer Anteil nur scheinbar, und von 100 $ Atomen auf der Erde sind 17 $ Wasserstoffatome.

in Perioden von links nach rechts:

· der Radius der Atome nimmt ab;
· Die Elektronegativität der Elemente nimmt zu;
· die Zahl der Valenzelektronen steigt von 1 auf 8 (entspricht der Gruppenzahl);
· die höchste Oxidationsstufe steigt (entspricht der Gruppenzahl);
· die Anzahl der elektronischen Atomschichten ändert sich nicht;
· metallische Eigenschaften nehmen ab;
· Die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente werden erhöht.

Einige Elementeigenschaften ändern in einer Gruppe von oben nach unten:
· die Ladung der Atomkerne nimmt zu;
· der Radius der Atome nimmt zu;
· die Zahl der Energieniveaus (elektronischen Schichten) der Atome nimmt zu (entspricht der Periodenzahl);
· die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Atomschicht ist gleich (gleich der Gruppenzahl);
· die Stärke der Bindung zwischen den Elektronen der äußeren Schicht und dem Kern nimmt ab;
die Elektronegativität nimmt ab;
· Die Metallizität der Elemente nimmt zu;
· Die Nichtmetallizität der Elemente nimmt ab.

Elemente, die in derselben Untergruppe sind, sind analoge Elemente, weil Sie haben einige gemeinsame Eigenschaften (die gleiche höhere Wertigkeit, die gleichen Formen von Oxiden und Hydroxiden usw.). Diese allgemeinen Eigenschaften werden durch die Struktur der äußeren elektronischen Schicht erklärt.

Erfahren Sie mehr über die Muster der Änderungen der Eigenschaften von Elementen nach Perioden und Gruppen

Die Säure-Base-Eigenschaften von Hydroxiden hängen davon ab, welche der beiden Bindungen in der E-O-H-Kette weniger stark ist.
Wenn die E-O-Bindung weniger stark ist, zeigt sich das Hydroxid Basic Eigenschaften, wenn O−H − sauer.
Je schwächer diese Bindungen sind, desto stärker ist die entsprechende Base oder Säure. Die Stärke der E-O- und O-H-Bindungen im Hydroxid hängt von der Verteilung der Elektronendichte in der E-O-H-Kette ab. Letztere wird am stärksten von der Oxidationsstufe des Elements und dem Ionenradius beeinflusst. Eine Erhöhung der Oxidationsstufe eines Elements und eine Verringerung seines Ionenradius führen zu einer Verschiebung der Elektronendichte zum Atom hin
Element in der Kette E ← O ←N. Dies führt zu einer Schwächung der O-H-Bindung und einer Stärkung der E-O-Bindung. Dadurch werden die basischen Eigenschaften des Hydroxids abgeschwächt und die sauren verstärkt.

In der modernen Wissenschaft wird die Tabelle von D. I. Mendeleev als Periodensystem der chemischen Elemente bezeichnet, da sich in diesem System in bestimmten Abständen – Perioden – allgemeine Muster bei Änderungen der Eigenschaften von Atomen, einfachen und komplexen Substanzen, die durch chemische Elemente gebildet werden, wiederholen. Somit unterliegen alle auf der Welt existierenden chemischen Elemente einem einzigen periodischen Gesetz, das objektiv in der Natur wirkt und dessen grafische Darstellung das Periodensystem der Elemente ist. Dieses Gesetz und System sind nach dem großen russischen Chemiker D. I. Mendelejew benannt.

Perioden- Dies sind horizontal angeordnete Reihen von Elementen mit demselben Maximalwert der Hauptquantenzahl der Valenzelektronen. Die Periodenzahl entspricht der Anzahl der Energieniveaus im Atom eines Elements. Die Perioden bestehen aus einer bestimmten Anzahl von Elementen: die erste – aus 2, die zweite und dritte – aus 8, die vierte und fünfte – aus 18, die sechste Periode umfasst 32 Elemente. Sie hängt von der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau ab. Die siebte Periode ist unvollständig. Alle Perioden (mit Ausnahme der ersten) beginnen mit einem Alkalimetall (S-Element) und enden mit einem Edelgas. Wenn sich ein neues Energieniveau zu füllen beginnt, beginnt eine neue Periode. In einem Zeitraum, in dem die Seriennummer eines chemischen Elements von links nach rechts zunimmt, nehmen die metallischen Eigenschaften einfacher Substanzen ab und die nichtmetallischen Eigenschaften zu.

Metallische Eigenschaften- Dies ist die Fähigkeit der Atome eines Elements, bei der Bildung einer chemischen Bindung ihre Elektronen abzugeben, und nichtmetallische Eigenschaften sind die Fähigkeit der Atome eines Elements, bei der Bildung einer chemischen Bindung Elektronen anderer Atome an sich zu binden. Bei Metallen ist die äußere S-Unterebene mit Elektronen gefüllt, was die metallischen Eigenschaften des Atoms bestätigt. Die nichtmetallischen Eigenschaften einfacher Stoffe manifestieren sich bei der Bildung und Füllung der äußeren p-Unterebene mit Elektronen. Die nichtmetallischen Eigenschaften des Atoms werden durch das Füllen der p-Unterebene (von 1 bis 5) mit Elektronen verbessert. Atome mit einer vollständig gefüllten äußeren Elektronenschicht (ns 2 np 6) bilden eine Gruppe Edelgase, die chemisch inert sind.

In kurzen Zeiträumen, wenn die positive Ladung der Atomkerne zunimmt, nimmt die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene zu(von 1 bis 2 – in der ersten Periode und von 1 bis 8 – in der zweiten und dritten Periode), was die Änderung der Eigenschaften der Elemente erklärt: Zu Beginn der Periode (außer der ersten Periode) gibt es B. ein Alkalimetall, dann werden die metallischen Eigenschaften allmählich schwächer und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen zu. In langen Zeiträumen Mit zunehmender Ladung der Kerne wird es schwieriger, diese mit Elektronen zu füllen, was auch die komplexere Änderung der Eigenschaften von Elementen im Vergleich zu Elementen kleiner Perioden erklärt. Somit bleibt in geraden Reihen langer Perioden mit zunehmender Ladung die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene konstant und beträgt 2 oder 1. Daher ist die Ebene neben der äußeren (zweite von außen) mit Elektronen gefüllt ändern sich die Eigenschaften der Elemente in den geraden Reihen extrem langsam. Erst in ungeraden Reihen, wenn die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene mit zunehmender Kernladung (von 1 auf 8) zunimmt, beginnen sich die Eigenschaften der Elemente auf die gleiche Weise zu ändern wie bei typischen Elementen.

Gruppen- Dies sind vertikale Säulen von Elementen mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen, die der Gruppennummer entspricht. Es gibt eine Unterteilung in Haupt- und Nebenuntergruppen. Die Hauptuntergruppen bestehen aus Elementen kleiner und großer Perioden. Die Valenzelektronen dieser Elemente befinden sich auf den äußeren ns- und np-Unterebenen. Nebenuntergruppen bestehen aus Elementen großer Perioden. Ihre Valenzelektronen befinden sich in der äußeren ns-Unterebene und der inneren (n – 1) d-Unterebene (oder (n – 2) f-Unterebene). Je nachdem, welche Unterebene (s-, p-, d- oder f-) mit Valenzelektronen gefüllt ist, werden Elemente unterteilt in:

1) S-Elemente – Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppen I und II;

2) p-Elemente – Elemente der Hauptuntergruppen der III-VII-Gruppen;

3) d-Elemente – Elemente sekundärer Untergruppen;

4) F-Elemente – Lanthaniden, Aktiniden.

Von oben nach unten In den Hauptuntergruppen nehmen die metallischen Eigenschaften zu und die nichtmetallischen Eigenschaften ab. Elemente der Haupt- und Nebengruppen unterscheiden sich in ihren Eigenschaften. Die Gruppennummer gibt die höchste Wertigkeit des Elements an. Ausnahmen sind Sauerstoff, Fluor, Elemente der Kupferuntergruppe und der Gruppe Acht. Die Formeln höherer Oxide (und ihrer Hydrate) sind den Elementen der Haupt- und Nebenuntergruppen gemeinsam. In höheren Oxiden und ihren Hydraten von Elementen der Gruppen I-III (mit Ausnahme von Bor) überwiegen basische Eigenschaften; von IV bis VIII - saure Eigenschaften. Für Elemente der Hauptuntergruppen sind die Formeln für Wasserstoffverbindungen üblich. Elemente der Gruppen I-III bilden Feststoffe – Hydride, da die Oxidationsstufe von Wasserstoff -1 ist. Elemente der Gruppen IV-VII sind gasförmig. Wasserstoffverbindungen von Elementen der Hauptuntergruppen der Gruppe IV (EN 4) sind neutral, Gruppe V (EN3) sind Basen, Gruppen VI und VII (H 2 E und NE) sind Säuren.

Atomradien, ihre periodischen Änderungen im System der chemischen Elemente

Der Radius eines Atoms nimmt mit zunehmender Ladung der Atomkerne in einem Zeitraum ab, weil die Anziehungskraft der Elektronenhüllen durch den Kern zunimmt. Es kommt zu einer Art „Komprimierung“. Von Lithium bis Neon nimmt die Ladung des Kerns allmählich zu (von 3 auf 10), was zu einer Zunahme der Anziehungskräfte der Elektronen auf den Kern führt und die Größe der Atome abnimmt. Daher gibt es zu Beginn der Periode Elemente mit einer geringen Anzahl von Elektronen in der äußeren Elektronenschicht und einem großen Atomradius. Weiter vom Kern entfernte Elektronen lassen sich leicht von diesem trennen, was typisch für Metallelemente ist.

In derselben Gruppe nehmen mit zunehmender Periodenzahl die Atomradien zu, denn eine Erhöhung der Ladung eines Atoms hat den gegenteiligen Effekt. Ob Elemente zu Metallen oder Nichtmetallen gehören, wird aus Sicht der Atomstrukturtheorie durch die Fähigkeit ihrer Atome bestimmt, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen. Metallatome geben relativ leicht Elektronen ab und können diese nicht hinzufügen, um ihre äußere Elektronenschicht zu vervollständigen.

D. I. Mendelejew formulierte 1869 ein periodisches Gesetz, das so klingt: Die Eigenschaften chemischer Elemente und der aus ihnen gebildeten Stoffe hängen periodisch von den relativen Atommassen der Elemente ab. Mendeleev systematisierte chemische Elemente anhand ihrer relativen Atommassen und legte großen Wert auf die Eigenschaften der Elemente und der von ihnen gebildeten Substanzen, indem er Elemente mit ähnlichen Eigenschaften in vertikale Spalten – Gruppen – verteilte. In Übereinstimmung mit modernen Vorstellungen über die Struktur des Atoms sind die Ladungen ihrer Atomkerne Grundlage für die Klassifizierung chemischer Elemente, und die moderne Formulierung des periodischen Gesetzes lautet wie folgt: die Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe sie sind periodisch von der Ladung ihrer Atomkerne abhängig. Die Periodizität der Änderungen der Eigenschaften von Elementen wird durch die periodische Wiederholung der Struktur der externen Energieniveaus ihrer Atome erklärt. Es ist die Anzahl der Energieniveaus, die Gesamtzahl der darauf befindlichen Elektronen und die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene, die die Symbolik des Periodensystems widerspiegeln.

a) Gesetzmäßigkeiten im Zusammenhang mit metallischen und nichtmetallischen Eigenschaften von Elementen.

• Beim Umzug VON RECHTS NACH LINKS entlang ZEITMETALL Eigenschaften von p-Elementen ERHÖHT. In der entgegengesetzten Richtung nehmen die nichtmetallischen zu. Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass sich rechts Elemente befinden, deren elektronische Hüllen näher am Oktett liegen. Bei Elementen auf der rechten Seite der Periode ist es weniger wahrscheinlich, dass sie ihre Elektronen zur Bildung metallischer Bindungen und bei chemischen Reaktionen im Allgemeinen abgeben.
• Beispielsweise ist Kohlenstoff ausgeprägter nichtmetallisch als sein damaliger Nachbar Bor, und Stickstoff weist noch ausgeprägtere nichtmetallische Eigenschaften auf als Kohlenstoff. Von links nach rechts in einem Zeitraum nimmt auch die Kernladung zu. Dadurch nimmt die Anziehungskraft der Valenzelektronen auf den Kern zu und ihre Freisetzung wird schwieriger. Im Gegensatz dazu haben die S-Elemente auf der linken Seite der Tabelle wenige Elektronen in der Außenhülle und eine geringere Kernladung, was die Bildung einer metallischen Bindung begünstigt. Mit der offensichtlichen Ausnahme von Wasserstoff und Helium (ihre Schalen sind nahezu vollständig oder vollständig!), sind alle S-Elemente Metalle; p-Elemente können sowohl Metalle als auch Nichtmetalle sein, je nachdem, ob sie sich auf der linken oder rechten Seite der Tabelle befinden.
• Wie wir wissen, verfügen die d- und f-Elemente über „Reserveelektronen“ aus den „vorletzten“ Schalen, was das einfache Bild, das für die s- und p-Elemente charakteristisch ist, erschwert. Im Allgemeinen zeigen d- und f-Elemente viel leichter metallische Eigenschaften.
• Die überwiegende Anzahl der Elemente ist Metalle und nur 22 Elemente werden als klassifiziert Nichtmetalle: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, sowie alle Halogene und Edelgase. Einige Elemente werden aufgrund der Tatsache, dass sie nur schwache metallische Eigenschaften aufweisen können, als Halbmetalle klassifiziert. Was sind Halbmetalle? Wenn Sie p-Elemente aus dem Periodensystem auswählen und sie in einen separaten „Block“ schreiben (dies geschieht in der „langen“ Form der Tabelle), finden Sie ein Muster, das im unteren linken Teil des Blocks angezeigt wird typische Metalle, oben rechts - typische Nichtmetalle. Als Elemente werden Elemente bezeichnet, die an der Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen liegen Halbmetalle.
• Halbmetalle befinden sich ungefähr entlang der Diagonale, die durch die p-Elemente von der oberen linken zur unteren rechten Ecke des Periodensystems verläuft
• Halbmetalle besitzen ein kovalentes Kristallgitter mit metallischer Leitfähigkeit (elektrische Leitfähigkeit). Entweder verfügen sie nicht über genügend Valenzelektronen, um eine vollständige kovalente „Oktett“-Bindung zu bilden (wie bei Bor), oder sie werden aufgrund der Größe des Atoms nicht fest genug gehalten (wie in Tellur oder Polonium). Daher ist die Bindung in kovalenten Kristallen dieser Elemente teilweise metallischer Natur. Einige Halbmetalle (Silizium, Germanium) sind Halbleiter. Die halbleitenden Eigenschaften dieser Elemente lassen sich durch viele komplexe Gründe erklären, aber einer davon ist die deutlich geringere (wenn auch nicht Null-) elektrische Leitfähigkeit, die durch die schwache Metallbindung erklärt wird. Die Rolle von Halbleitern in der elektronischen Technologie ist äußerst wichtig.
• Beim Umzug VON OBEN NACH UNTEN entlang der Gruppen METALL IST VERSTÄRKT Eigenschaften von Elementen. Dies liegt daran, dass es in den Gruppen weiter unten Elemente gibt, die bereits über recht viele gefüllte Elektronenschalen verfügen. Ihre Außenhülle ist weiter vom Kern entfernt. Sie sind durch eine dickere „Hülle“ aus unteren Elektronenschalen vom Kern getrennt und die Elektronen der äußeren Schichten werden weniger fest gehalten.

B) Mit Redoxeigenschaften verbundene Regelmäßigkeiten. Änderungen der Elektronegativität von Elementen.

• Die oben aufgeführten Gründe erklären, warum Von links nach rechts nimmt die Oxidation zu Eigenschaften und beim Umzug Von oben nach unten – regenerierend Eigenschaften von Elementen.
• Das letztere Muster gilt sogar für so ungewöhnliche Elemente wie Edelgase. Aus den „schweren“ Edelgasen Krypton und Xenon, die sich im unteren Teil der Gruppe befinden, ist es möglich, Elektronen zu „selektionieren“ und ihre Verbindungen mit starken Oxidationsmitteln (Fluor und Sauerstoff) zu bilden, mit Ausnahme des „leichten“ Heliums , Neon und Argon ist dies nicht möglich.
• In der oberen rechten Ecke der Tabelle befindet sich das aktivste nichtmetallische Oxidationsmittel Fluor (F) und in der unteren linken Ecke das aktivste reduzierende Metall Cäsium (Cs). Das Element Francium (Fr) dürfte ein noch aktiveres Reduktionsmittel sein, seine chemischen Eigenschaften sind jedoch aufgrund seines schnellen radioaktiven Zerfalls äußerst schwer zu untersuchen.
• Aus dem gleichen Grund wie die oxidierenden Eigenschaften der Elemente, ihre Die Elektronegativität nimmt zu Dasselbe VON LINKS NACH RECHTS, wobei für Halogene ein Maximum erreicht wird. Dabei spielt nicht zuletzt der Grad der Vollständigkeit der Valenzschale, ihre Nähe zum Oktett, eine Rolle.
• Beim Umzug VON OBEN NACH UNTEN nach Gruppen Die Elektronegativität nimmt ab. Dies ist auf eine Zunahme der Zahl der Elektronenhüllen zurückzuführen, auf deren letzteren die Elektronen immer schwächer vom Kern angezogen werden.
• c) Gesetzmäßigkeiten im Zusammenhang mit der Größe von Atomen.
• Atomgrößen (ATOMRADIUS) beim Umzug VON LINKS NACH RECHTS entlang der Periode REDUZIERT. Mit zunehmender Kernladung werden Elektronen zunehmend vom Kern angezogen. Selbst eine Erhöhung der Elektronenzahl in der Außenhülle (z. B. bei Fluor im Vergleich zu Sauerstoff) führt nicht zu einer Vergrößerung des Atoms. Im Gegenteil, die Größe eines Fluoratoms ist kleiner als die eines Sauerstoffatoms.
• Beim Umzug VON OBEN NACH UNTEN ATOMRADIUS Elemente WACHSEND, weil mehr Elektronenhüllen gefüllt sind.

d) Regelmäßigkeiten im Zusammenhang mit der Wertigkeit von Elementen.

• Elemente desselben UNTERGRUPPEN haben eine ähnliche Konfiguration der äußeren Elektronenschalen und daher die gleiche Wertigkeit in Verbindungen mit anderen Elementen.
• s-Elemente haben Valenzen, die ihrer Gruppennummer entsprechen.
• p-Elemente haben die für sie höchstmögliche Wertigkeit, gleich der Gruppennummer. Darüber hinaus können sie eine Wertigkeit haben, die der Differenz zwischen der Zahl 8 (Oktett) und ihrer Gruppennummer (der Anzahl der Elektronen in der Außenschale) entspricht.
• d-Elemente weisen viele verschiedene Wertigkeiten auf, die anhand der Gruppennummer nicht genau vorhergesagt werden können.
• Nicht nur Elemente, sondern auch viele ihrer Verbindungen – Oxide, Hydride, Verbindungen mit Halogenen – weisen Periodizität auf. Für jede GRUPPEN Elemente können Sie Formeln für Verbindungen schreiben, die sich periodisch „wiederholen“ (d. h. sie können in Form einer verallgemeinerten Formel geschrieben werden).

Fassen wir also die Muster der Eigenschaftsänderungen zusammen, die sich innerhalb von Zeiträumen manifestieren:

Änderungen einiger Eigenschaften von Elementen in Perioden von links nach rechts:

• der Radius der Atome nimmt ab;
• die Elektronegativität der Elemente nimmt zu;
• die Zahl der Valenzelektronen steigt von 1 auf 8 (entspricht der Gruppenzahl);
• die höchste Oxidationsstufe steigt (entspricht der Gruppenzahl);
• die Anzahl der elektronischen Atomschichten ändert sich nicht;
• metallische Eigenschaften werden reduziert;
• die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente nehmen zu.

Einige Eigenschaften von Elementen in einer Gruppe von oben nach unten ändern:

• die Ladung der Atomkerne nimmt zu;
• der Radius der Atome nimmt zu;
• die Anzahl der Energieniveaus (elektronische Schichten) der Atome nimmt zu (entspricht der Periodenzahl);
• die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Atomschicht ist gleich (gleich der Gruppennummer);
• die Stärke der Bindung zwischen den Elektronen der äußeren Schicht und dem Kern nimmt ab;
• die Elektronegativität nimmt ab;
• die Metallizität der Elemente nimmt zu;
• die Nichtmetallizität der Elemente nimmt ab.

Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:

Mendelejew-Tisch

Löslichkeitstabelle

Die Eigenschaften von Elementen und deren Verbindungen werden bestimmt: 1 - Ladungen von Atomkernen, 2 - Atomradien.

Kleine Perioden. Betrachten wir die Änderung einiger Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen am Beispiel der Periode II (siehe Tabelle 3). In der zweiten Periode kommt es mit zunehmender positiver Ladung der Atomkerne zu einem stetigen Anstieg der Elektronenzahl auf der äußeren Ebene, die am weitesten vom Atomkern entfernt ist und sich daher leicht verformt, was zu einer schnellen Abnahme führt im Radius der Atome. Dies erklärt die schnelle Schwächung der metallischen und reduzierenden Eigenschaften von Elementen, die Verstärkung der nichtmetallischen und oxidierenden Eigenschaften, die Zunahme der sauren Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden und die Abnahme der basischen Eigenschaften. Der Zeitraum endet mit einem Edelgas (Ne). In der dritten Periode ändern sich die Eigenschaften der Elemente und ihrer Verbindungen auf die gleiche Weise wie in der zweiten, da die Atome der Elemente dieser Periode die elektronischen Strukturen der Atome der Elemente der zweiten Periode wiederholen (3s- und 3p-Unterebenen)

Lange Zeiträume (IV, V). In den geraden Reihen großer Perioden (IV, V) kommt es ausgehend vom dritten Element zu einem stetigen Anstieg der Elektronenzahl auf der vorletzten Ebene, während die Struktur der äußeren Ebene unverändert bleibt. Die vorletzte Ebene liegt näher am Atomkern und verformt sich daher weniger stark. Dies führt zu einer langsameren Verringerung des Radius der Atome. Zum Beispiel:

Eine Folge der langsamen Änderung des Atomradius und der gleichen Anzahl von Elektronen auf der äußeren Ebene ist eine langsame Abnahme der metallischen und reduzierenden Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen. In der geraden Reihe der Periode IV sind also K – Mn aktive Metalle; Fe – Ni sind Metalle mit durchschnittlicher Aktivität (vergleiche mit den Elementen der Periode II, wo das dritte Element – ​​Bor – bereits ein Nichtmetall ist).

Und ab Gruppe III der ungeraden Reihe ändern sich die Eigenschaften der Elemente und ihrer Verbindungen auf die gleiche Weise wie in kleinen Perioden, da mit dem Aufbau der äußeren Ebene begonnen wird. Somit ist die Struktur des Energieniveaus entscheidend für die Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen. Jeder betrachtete Zeitraum endet auch mit einem Edelgas.

Nachdem wir die Änderung einiger Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen in Perioden untersucht haben, können wir folgende Schlussfolgerungen ziehen:

1. Jede Periode beginnt mit einem Alkalimetall und endet mit einem Edelgas.

2. Die Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen wiederholen sich periodisch, weil sich die Strukturen der Energieniveaus periodisch wiederholen. Dies ist die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes.

In den Hauptuntergruppen nimmt die Zahl der Energieniveaus zu, was zu einer Vergrößerung der Atomradien führt. Daher nimmt in den Hauptuntergruppen (von oben nach unten) die Elektronegativität ab, die megalithischen und reduzierenden Eigenschaften der Elemente nehmen zu, die nichtmetallischen und oxidierenden Eigenschaften nehmen ab, die basischen Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden nehmen zu und die sauren Eigenschaften nehmen ab. Betrachten Sie beispielsweise die Hauptuntergruppe der Gruppe II.

Somit liegen die Eigenschaften eines Elements und seiner Verbindungen hinsichtlich Periode und Untergruppe zwischen zwei benachbarten Elementen.

Mithilfe der Koordinaten (Periodennummer und Gruppennummer) eines Elements im Periodensystem von D. I. Mendeleev kann man die elektronische Struktur seines Atoms bestimmen und somit seine Haupteigenschaften vorhersagen.

1. Anzahl der Elektronenniveaus in einem Atom definiert Periode Nr., das das entsprechende Element enthält.

2. Gesamtzahl der Elektronen, befindet sich in den s- und p-Orbitalen der äußeren Ebene (für Elemente der Hauptuntergruppen) und in den d-Orbitalen der vorexternen und s-Orbitale der äußeren Ebene (für Elemente der Nebenuntergruppen; Ausnahmen:

definiert Gruppennummer.

3. f-Elemente befinden sich entweder in einer Nebenuntergruppe der Gruppe III (Kurzzeitoption) oder zwischen IIA- und IIIB-Gruppe (Langzeitoption) - Lanthanoide(№ 57-70), Aktiniden(№ 89-102).

4. Atome Elemente aus verschiedenen Epochen, aber eine Untergruppe haben identischer Aufbau von externen und vorexternen elektronischen Ebenen und haben daher ähnliche chemische Eigenschaften.

5. maximale Oxidationszahl eines Elements fällt zusammen mit die Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet. Die Art der vom Element gebildeten Oxide und Hydroxide hängt von der oxidative Anzahl der Elemente in ihnen. Oxide und Hydroxide, in denen das Element in der Oxidationsstufe vorliegt:

Je höher der Oxidationsgrad des säurebildenden Elements ist, desto ausgeprägter sind die sauren Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden.

Folglich: Oxide und Hydroxide von Elementen der Gruppen I-III sind überwiegend amphoter. Oxide und Hydroxide von Elementen der Gruppen IV-VII sind überwiegend sauer (bei maximaler Oxidationsstufe). Oxide und Hydroxide derselben Elemente, jedoch mit einer niedrigeren Oxidationsstufe, können unterschiedlicher Natur sein.

6. Verbindungen von Elementen mit Wasserstoff kann sein unterteilt in 3 große Gruppen:

a) salzartige Hydride aktiver Metalle (LiH - ,CaH - usw.);

b) kovalente Wasserstoffverbindungen von p-Elementen (B 2 H 6, CH 4, NH 3, H 2 O, HF usw.);

c) metallähnliche Phasen, die durch d- und f-Elemente gebildet werden; Letztere sind in der Regel nichtstöchiometrische Verbindungen und es ist oft schwierig zu entscheiden, ob man sie als einzelne Verbindungen oder als feste Lösungen klassifizieren soll.

Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppe IV (CH 4 -Methan, SiH 4 - Silan) interagieren nicht mit Säuren und Basen und sind in Wasser praktisch unlöslich.

Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppe V (NH 3 -Ammoniak) bilden beim Lösen in Wasser Basen.

Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen VI und VII (H 2 S, HF) bilden beim Lösen in Wasser Säuren.

7. Elemente der zweiten Periode, in deren Atomen die 2. Elektronenschicht gefüllt ist, unterscheiden sich stark von allen anderen Elementen. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass die Energie der Elektronen in der zweiten Schicht deutlich niedriger ist als die Energie der Elektronen in den nachfolgenden Schichten, und weil die zweite Schicht nicht mehr als acht Elektronen enthalten kann.

8. d-Elemente derselben Periode unterscheiden sich weniger voneinander als Elemente der Hauptuntergruppen, in denen äußere elektronische Schichten aufgebaut sind.

9. Die Unterschiede in den Eigenschaften der Lanthaniden, aus deren Atomen die f-Schale aufgebaut ist, die zur dritten Außenschicht gehört, sind unbedeutend.

Jede Periode(mit Ausnahme des ersten) beginnt mit einem typischen Metall und endet mit einem Edelgas, dem ein typisches Nichtmetall vorangestellt ist.

Eigenschaften von Elementen innerhalb eines Zeitraums ändern:

1) Schwächung der metallischen Eigenschaften;

2) Verringerung des Atomradius;

3) Verstärkung der oxidierenden Eigenschaften;

4) die Ionisierungsenergie nimmt zu;

5) die Elektronenaffinität nimmt zu;

6) die Elektronegativität nimmt zu;

7) die sauren Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden nehmen zu;

8) Ab Gruppe IV (für p-Elemente) nimmt die Stabilität von Wasserstoffverbindungen zu und ihre sauren Eigenschaften nehmen zu.

Ändern der Eigenschaften von Elementen innerhalb einer Gruppe:

1) metallische Eigenschaften nehmen zu;

2) der Radius des Atoms nimmt zu;

3) Stärkung der restaurativen Eigenschaften;

4) die Ionisierungsenergie nimmt ab;

5) die Elektronenaffinität nimmt ab;

6) die Elektronegativität nimmt ab;

7) die Grundeigenschaften von Oxiden und Hydroxiden nehmen zu;

8) Ab Gruppe IV (für p-Elemente) nimmt die Stabilität von Wasserstoffverbindungen ab, ihre sauren und oxidierenden Eigenschaften nehmen zu.

WERTIGKEIT- die Fähigkeit von Atomen von Elementen, chemische Bindungen einzugehen. Die Valenz wird quantitativ durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt.

Im Jahr 1852 führte der englische Chemiker Edward Frankland das Konzept der verbindenden Kraft ein. Diese Eigenschaft der Atome wurde später als Valenz bezeichnet.

Die Wertigkeit beträgt 2, da es zwei ungepaarte Elektronen gibt.

OXIDATIONSZUSTAND- die bedingte Ladung eines Atoms, die auf der Grundlage der Annahme berechnet wird, dass das Molekül nur aus Ionen besteht.

Im Gegensatz zur Wertigkeit hat die Oxidationszahl ein Vorzeichen.

Positiver Oxidationszustandgleich der Anzahl der Elektronen, die einem bestimmten Atom entzogen (gespendet) werden. Ein Atom kann alle seine ungepaarten Elektronen abgeben.

Negativer Oxidationszustandgleich der Anzahl der angezogenen (angehängten) Elektronen an ein bestimmtes Atom; nur Nichtmetalle weisen es auf. Nichtmetallatome fügen die erforderliche Anzahl an Elektronen hinzu, um eine stabile Acht-Elektronen-Konfiguration der äußeren Ebene zu bilden.

Zum Beispiel: N -3 ; S-2; Cl - ; C-4.