Порівняння хімічних елементів в групі і періоді. Закономірності зміни хімічних властивостей елементів і їх з'єднань за періодами і групам. Хімічні елементи - метали

Основна закономірність цього зміни полягає в посиленні металевого характеру елементів у міру зростання Z. Особливо чітко ця закономірність проявляється в ІІІА-VIIa-підгрупах. Для металів I А-III А-підгруп спостерігається зростання хімічної активності. У елементів IVА - VIIа-підгруп у міру збільшення Z спостерігається ослаблення хімічної активності елементів. У елементів b-підгруп зміна хімічної активності більш складно.

Теорія періодичної системи була розроблена Н. Бором та іншими вченими в 20-х рр. ХХ ст. і заснована на реальній схемі формування електронних конфігурацій атомів. Відповідно до цієї теорії, у міру зростання Z заповнення електронних оболонок і подоболочек в атомах елементів, що входять в періоди періодичної системи, відбувається в такій послідовності:

номери періодів
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

На підставі теорії періодичної системи можна дати наступне визначення періоду: період є сукупність елементів, що починається елементом із значенням n. рівним номеру періоду, і l \u003d 0 (s-елементи) і закінчується елементом з тим же значенням n і l \u003d 1 (р-елементи) (див. Атом). Виняток становить перший період, який містить лише 1s-елементи. З теорії періодичної системи слідують і числа елементів в періодах: 2, 8, 8. 18, 18, 32 ...

На малюнку символи елементів кожного типу (s-, р-, d- і f-елементи) зображені на певному колірному тлі: s-елементи - на червоному, р-елементи - на помаранчевому, d-елементи - на синьому, f-елементи - на зеленому. У кожній клітині наведені порядкові номери і атомні маси елементів, а також електронні конфігурації зовнішніх електронних оболонок, які в основному і визначають хімічні властивості елементів.

З теорії періодичної системи слід, що до а -подгруппам належать елементи з і, рівним номеру періоду, і l \u003d 0 і 1. До b -подгруппам відносяться ті елементи, в атомах яких відбувається добудова оболонок, раніше залишалися незавершеними. Саме тому перший, другий і третій періоди не містять елементів b-підгруп.

Структура періодичної системи хімічних елементівтісно пов'язана з будовою атомів хімічних елементів. У міру зростання Z періодично повторюються подібні типи конфігурації зовнішніх електронних оболонок. А саме вони визначають основні особливості хімічної поведінки елементів. Ці особливості по-різному проявляються для елементів A-підгруп (s- і р-елементи), для елементів b-підгруп (перехідні d-елементи) і елементів f-сімейств - лантаноїдів і актиноїдів. Особливий випадок представляють елементи першого періоду - водень і гелій. Для водню характерна висока хімічна активність, тому що його єдиний b-електрон легко відщеплюється. У той же час конфігурація гелію (1st) досить стійка, що обумовлює його повну хімічну бездіяльність.

У елементів А-підгруп відбувається заповнення зовнішніх електронних оболонок (з n, рівним номеру періоду); тому властивості цих елементів помітно змінюються в міру зростання Z. Так, у другому періоді літій (конфігурація 2s) - активний метал, легко втрачає єдиний валентний електрон; берилій (2s ~) - також метал, але менш активний внаслідок того, що його зовнішні електрони більш міцно пов'язані з ядром. Далі, бор (2з "р) має слабо виражений металевий характер, а всі наступні елементи другого періоду, у яких відбувається побудова 2р -подоболочки, є вже неметалами. Восьміелектронная конфігурація зовнішньої електронної оболонки неону (2s ~ р ~) - інертного газу - дуже міцна.

Хімічні властивості елементів другого періоду пояснюються прагненням їх атомів придбати електронну конфігурацію найближчого інертного газу (конфігурацію гелію - для елементів від літію до вуглецю або конфігурацію неону - для елементів від вуглецю до фтору). Ось чому, наприклад, кисень не може проявляти вищого рівня окислення, що дорівнює номеру групи: адже йому легше досягти конфігурації неону шляхом придбання додаткових електронів. Такий же характер зміни властивостей проявляється у елементів третього періоду і у s- і р-елементів всіх наступних періодів. У той же час ослаблення міцності зв'язку зовнішніх електронів з ядром в А-підгрупах зі зростанням Z проявляється у властивостях відповідних елементів. Так, для s-елементів відзначається помітне зростання хімічної активності в міру зростання Z, а для р-елементів - наростання металевих властивостей.

В атомах перехідних d-елементів добудовуються не завершені раніше оболонки зі значенням головного квантового числа і, на одиницю меншим номери періоду. За окремими винятками, конфігурація зовнішніх електронних оболонок атомів перехідних елементів - ns. Тому все d-елементи є металами, і саме тому зміни властивостей 1-елементів у міру зростання Z не так різання, як ми це бачили у s і р-елементів. У вищих ступенях окислення d-елементи проявляють певну схожість з р-елементами відповідних груп періодичної системи.

Особливості властивостей елементів тріад (VIII b-підгрупа) пояснюються тим, що d -подоболочки близькі до завершення. Ось чому залізо, кобальт, нікель і платинові метали, як правило, не схильні давати з'єднання вищих ступенів окислення. Виняток становлять лише рутеній і осмій, що дають оксиди RuO4 і OsO4. У елементів I- і II B-підгруп d-подоболочка фактично виявляється завершеною. Тому вони виявляють ступеня окислення, рівні номеру групи.

В атомах лантаноїдів і актиноїдів (всі вони метали) відбувається добудова раніше незавершених електронних оболонок зі значенням головного квантового числа і на дві одиниці менше номера періоду. В атомах цих елементів конфігурація зовнішньої електронної оболонки (ns2) зберігається незмінною. У той же час f-електрони фактично не впливають на хімічні властивості. Ось чому лантаноїди так схожі.

У актиноидов все набагато складніше. В інтервалі зарядів ядер Z \u003d 90 - 95 електрони бd і 5 / можуть брати участь в хімічних взаємодіях. А це означає, що актиноїди проявляють набагато ширший діапазон ступенів окислення. Наприклад, для нептунію, плутонію і америцію відомі сполуки, де ці елементи виступають в семи валентних станів. Тільки у елементів, починаючи з кюрія (Z \u003d \u003d 96), стає стійким трехвалентное стан. Таким чином, властивості актиноїдів значно відрізняються від властивостей лантаноїдів, і обидва сімейства тому не можна вважати подібними.

Сімейство актиноидов закінчується елементом з Z \u003d 103 (лоуренсій). оцінка хімічних властивостей Курчатова (Z \u003d 104) і нильсборий (Z \u003d 105) показує, що ці елементи повинні бути аналогами відповідно гафнію і танталу. Тому вчені вважають, що після сімейства актиноїдів в атомах починається систематичне заповнення 6d -подоболочки.

Кінцеве число елементів, яке охоплює періодична система, невідомо. Проблема її верхньої межі - це, мабуть, основна загадка періодичної системи. Найбільш важкий елемент, який вдалося виявити в природі, - це плутоній (Z \u003d \u003d 94). Досягнутий межа штучного ядерного синтезу - елемент з порядковим номером 107. Залишається відкритим питання: чи вдасться отримати елементи з великими порядковими номерами, які і скільки? На нього не можна поки відповісти скільки-небудь виразно.

Періодичний закон зміни властивостей хімічних елементів був відкритий в 1869 році великим російським ученим Д.І. Менделєєвим і в первісної формулюванні звучав так:

«... властивості елементів, а тому і властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичній залежності від їх атомної ваги».

Атомним вагою в ті часи називали атомну масу хімічного елементу. Слід зазначити, що в той час не було нічого відомо про реальний будову атома і панувала ідея про його неподільності, в зв'язку з чим Д.І. Менделєєв сформулював свій закон періодичного зміни властивостей хімічних елементів і утворених ними сполук виходячи з маси атомів. Пізніше після встановлення будови атома закон був сформульований в наступному формулюванні актуальною і зараз.

Властивості атомів хімічних елементів і утворених ними простих речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер їх атомів.

Графічним зображенням періодичного закону Д.І. Менделєєва можна вважати періодичну таблицю хімічних елементів, вперше побудовану самим великим хіміком, але кілька вдосконалену і доопрацьовану наступними дослідниками. Фактично використовуваний в даний час варіант таблиці Д.І. Менделєєва відображає сучасні уявлення і конкретні знання про будову атомів різних хімічних елементів.

Розглянемо більш детально сучасний варіант періодичної системи хімічних елементів:

У таблиці Д.І. Менделєєва можна бачити рядки, звані періодами; всього їх налічується сім. Фактично номер періоду відображає число енергетичних рівнів, на яких розташовані електрони в атомі хімічного елемента. Наприклад, такі елементи, як фосфор, сірка і хлор, що позначаються символами P, S, і Cl, знаходяться в третьому періоді. Це говорить про те, що електрони в цих атомах розташовані на трьох енергетичних рівнях або, якщо говорити більш спрощено, утворюють тришарову електронну оболонку навколо ядер.

Кожен період таблиці, крім першого, починається лужним металом і закінчується благородним (інертним) газом.

Всі лужні метали мають електронну конфігурацію зовнішнього електронного шару ns1, а благородні гази - ns 2 np 6, де n - номер періоду, в якому знаходиться конкретний елемент. Винятком з благородних газів є гелій (He) з електронною конфігурацією 1s 2.

Також можна помітити, що крім періодів таблиця ділиться на вертикальні стовпці - групи, яких налічується вісім. Більшість хімічних елементів має рівне номеру групи кількість валентних електронів. Нагадаємо, що валентними електронами в атомі називаються ті електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків.

У свою чергу, кожна група в таблиці ділиться на дві підгрупи - головну і побічну.

Для елементів головних груп кількість валентних електронів завжди дорівнює номеру групи. Наприклад, у атома хлору, розташованого в третьому періоді в головній підгрупі VII групи, кількість валентних електронів дорівнює семи:

Елементи побічних груп мають в якості валентних електрони зовнішнього рівня або нерідко електрони d-підрівні попереднього рівня. Так, наприклад, хром, що знаходиться в побічної підгрупи VI групи, має шість валентних електронів - 1 електрон на 4s-підрівні і 5 електронів на 3d-підрівні:

Загальна кількість електронів в атомі хімічного елемента дорівнює його порядковому номеру. Іншими словами, загальна кількість електронів в атомі з номером елемента зростає. Проте, кількість валентних електронів в атомі змінюється монотонно, а періодично - від 1-го у атомів лужних металів до 8-ми для благородних газів.

Іншими словами, причина періодичного зміни будь-яких властивостей хімічних елементів пов'язана з періодичними змінами в будові електронних оболонок.

При русі вниз по підгрупі атомні радіуси хімічних елементів зростають через збільшення кількості електронних шарів. Проте, при русі по одному ряду зліва направо, тобто з ростом кількості електронів для елементів, розташованих в одному ряду, відбувається зменшення радіуса атома. Даний ефект пояснюється тим, що при послідовному заповненні однієї електронної оболонки атома її заряд, як і заряд ядра, збільшується, що призводить до посилення взаємного тяжіння електронів, в результаті чого електронна оболонка «поджимается» до ядра:

Разом з тим, всередині одного періоду з ростом кількості електронів відбувається зменшення радіуса атома, а також зростає енергія зв'язку кожного електрона зовнішнього рівня з ядром. Це означає, що, наприклад, ядро \u200b\u200bатома хлору буде утримувати електрони свого зовнішнього рівня набагато сильніше, ніж ядро \u200b\u200bатома натрію єдиний електрон зовнішнього електронного рівня. Більш того, при зіткненні атома натрію і хлору хлор «відбере» єдиний електрон у атома натрію, тобто електронна оболонка хлору стане такою ж, як у благородного газу аргону, а у натрію - такий же, як у благородного газу неону. Здатність атома будь-якого хімічного елемента відтягувати на себе «чужі» електрони при зіткненні з атомами іншого хімічного елемента називається електронегативні. Більш докладно про електронний торгівельний буде розказано в розділі, присвяченому хімічним зв'язкам, але потрібно відзначити, що, електронний торгівельний, як і багато інших параметрів хімічних елементів, також підпорядковується періодичному закону Д.І. Менделєєва. Усередині однієї підгрупи хімічних елементів електронегативність убуває, а при русі по ряду одного періоду вправо електронний торгівельний зростає.

Слід засвоїти один корисний мнемонічний прийом, що дозволяє відновити в пам'яті те, як змінюються ті чи інші властивості хімічного елемента. Полягає він в наступному. Уявімо собі циферблат звичайних круглих годин. Якщо його центр помістити в правий нижній кут таблиці Д.І. Менделєєва, то властивості хімічних елементів будуть одноманітно змінюватися при русі по ній вгору і вправо (за годинниковою стрілкою) і протилежно вниз і вліво (проти годинникової стрілки):

Спробуємо застосувати цей прийом до розміру атома. Припустимо, що ви точно пам'ятаєте, що при русі вниз по підгрупі в таблиці Д.І. Менделєєва радіус атома збільшується, оскільки зростає число електронних оболонок, але геть забули, як змінюється радіус при русі вліво і вправо.

Тоді потрібно діяти наступним чином. Поставте великий палець правої руки в правий нижній кут таблиці. Рух вниз по підгрупі буде збігатися з рухом вказівного пальця проти годинникової стрілки, як і рух вліво по періоду, тобто радіус атома при русі вліво по періоду, як і при русі вниз по підгрупі, збільшується.

Аналогічно і для інших властивостей хімічних елементів. Точно знаючи, як змінюється ту чи іншу властивість елемента при русі вгору-вниз, завдяки цьому методу ви зможете відновити в пам'яті те, як змінюється це ж властивість при русі вліво або вправо по таблиці.

В сучасній науці таблицю Д. І. Менделєєва називають періодичною системою хімічних елементів, т. к. загальні закономірності в зміні властивостей атомів, простих і складних речовин, утворених хімічними елементами, повторюються в цій системі через певні інтервали - періоди. Таким чином, всі існуючі в світі хімічні елементи підпорядковуються єдиному об'єктивно чинному в природі періодичному закону, графічним відображенням якого є періодична система елементів. Цей закон і система носять ім'я великого російського хіміка Д. І. Менделєєва.

періоди - це ряди елементів, розташовані горизонтально, з однаковим максимальним значенням головного квантового числа валентних електронів. Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів в атомі елемента. Періоди складаються з певної кількості елементів: перший - з 2, другий і третій - з 8, четвертий і п'ятий - з 18, шостий період включає 32 елемента. Це залежить від кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Сьомий період є незавершеним. Всі періоди (виняток становить перший) починаються лужним металом (s-елементом), а закінчуються благородним газом. Коли починає заповнюватися новий енергетичний рівень, починається новий період. У періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента зліва направо металеві властивості простих речовин зменшуються, а неметалеві зростають.

металеві властивості- це здатність атомів елемента при утворенні хімічного зв'язку віддавати свої електрони, а неметалічні властивості - це здатність атомів елемента при утворенні хімічного зв'язку приєднувати електрони інших атомів. У металів електронами заповнюється зовнішній s-підрівень, що підтверджує металеві властивості атома. Неметалічні властивості простих речовин проявляються при формуванні та заповненні електронами зовнішнього р-підрівні. Неметалічні властивості атома посилюються в процесі заповнення електронами р-підрівні (від 1 до 5). Атоми з повністю заповненим зовнішнім електронним шаром (ns 2 np 6) утворюють групу благородних газів, Які є хімічно інертними.

У малих періодах із зростанням позитивного заряду ядер атомів зростає число електронів на зовнішньому рівні(Від 1 до 2 - в першому періоді і від 1 до 8 - у другому і третьому періодах), що пояснює зміну властивостей елементів: на початку періоду (крім першого періоду) знаходиться лужної метал, потім металеві властивості поступово слабшають і посилюються неметалічні. У великих періодах з ростом заряду ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше, Що пояснює і більш складне зміна властивостей елементів в порівнянні з елементами малих періодів. Так, в парних рядах великих періодів із зростанням заряду число електронів на зовнішньому рівні залишається постійним і дорівнює 2 або 1. Тому, поки йде заповнення електронами наступного за зовнішнім (другого зовні) рівня, властивості елементів в парних рядах змінюються вкрай повільно. Лише в непарних рядах, коли із зростанням заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому рівні (від 1 до 8), властивості елементів починають змінюватися так само, як у типових.

Групи - це вертикальні стовпці елементів з однаковим числом валентних електронів, рівних номеру групи. Існує поділ на головні і побічні підгрупи. Головні підгрупи складаються з елементів малих і великих періодів. Валентні електрони цих елементів розташовані на зовнішніх ns- і nр-підрівні. Побічні підгрупи складаються з елементів великих періодів. Їх валентні електрони перебувають на зовнішньому ns-підрівні і внутрішньому (n - 1) d -подуровне (або (n - 2) f-підрівні). Залежно від того, який підрівень (s-, p-, d- або f-) заповнюється валентними електронами, елементи поділяються на:

1) s-елементи - елементи головної підгрупи I і II груп;

2) р-елементи - елементи головних підгруп Ш-VII груп;

3) d-елементи - елементи побічних підгруп;

4) f-елементи - лантаноїди, актиноїди.

Зверху внизв головних підгрупах металеві властивості посилюються, а неметалічні слабшають. Елементи головних і побічних груп відрізняються за властивостями. Номер групи показує вищу валентність елемента. Виняток становлять кисень, фтор, елементи підгрупи міді і восьмий групи. Спільними для елементів головних і побічних підгруп є формули вищих оксидів (і їх гідратів). У вищих оксидів і їх гідратів елементів I-III груп (виняток становить бор) переважають основні властивості, з IV по VIII - кислотні. Для елементів головних підгруп формули водневих з'єднань загальні. Елементи I-III груп утворюють тверді речовини - гідриди, так як ступінь окислення водню -1. Елементи IV-VII груп - газоподібні. Водневі з'єднання елементів головних підгруп IV групи (ЕН 4) - нейтральні, V групи (ЕН3) є підставами, VI і VII груп (Н 2 Е і НЕ) - кислотами.

Радіуси атомів, їх періодичні зміни в системі хімічних елементів

Радіус атома зі збільшенням зарядів ядер атомів в періоді зменшується, Т. К. Тяжіння ядром електронних оболонок посилюється. Відбувається своєрідне їх «стиснення». Від літію до неону заряд ядра поступово збіль-чивается (від 3 до 10), що зумовлює зростання сил тяжіння електронів до ядра, розміри атомів зменшуються. Тому на початку періоду розташовані елементи з невеликим числом електронів на зовнішньому електронному шарі і великим радіусом атома. Електрони, що знаходяться далі від ядра, легко від нього відриваються, що характерно для елементів-металів.

В одній і тій же групі зі збільшенням номера періоду атомні радіуси зростають, Т. К. Збільшення заряду атома надає протилежний ефект. З точки зору теорії будови атомів приналежність елементів до металів або неметалів визначається здатністю їх атомів віддавати або приєднувати електрони. Атоми металів порівняно легко віддають електрони і не можуть їх приєднувати для добудовування свого зовнішнього електронного шару.

Д. І. Менделєєв в 1869 р сформулював періодичний закон, який звучить так: властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від відносних атомних мас елементів. Систематизуючи хімічні елементи на основі їх відносних атомних мас, Менделєєв приділяв велику увагу також властивостями елементів і утворених ними речовин, розподіляючи елементи з подібними властивостями в вертикальні стовпці - групи. Відповідно до сучасних уявлень про будову атома, основою класифікації хімічних елементів є заряди їх атомних ядер, і сучасне формулювання періодичного закону така: властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їх атомних ядер. Періодичність в зміні властивостей елементів пояснюється періодичної повторюваністю в будові зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів. Саме число енергетичних рівнів, загальна кількість розташованих на них електронів і число електронів на зовнішньому рівні відображають прийняту в періодичній системі символіку.

a) Закономірності, пов'язані з металевими і неметалевими властивостями елементів.

• при переміщенні СПРАВА НАЛІВО уздовж ПЕРІОДУ МЕТАЛЕВІ властивості р-елементів посилюється. У зворотному напрямку - зростають неметалеві. Це пояснюється тим, що правіше знаходяться елементи, електронні оболонки яких ближче до октету. Елементи в правій частині періоду менш схильні віддавати свої електрони для утворення металевого зв'язку і взагалі в хімічних реакціях.
• Наприклад, вуглець - більш виражений неметалл, ніж його сусід по періоду бор, а азот володіє ще більш яскравими неметаллическими властивостями, ніж вуглець. Зліва направо в періоді також збільшується і заряд ядра. Отже, збільшується тяжіння до ядра валентних електронів і ускладнюється їх віддача. Навпаки, s-елементи в лівій частині таблиці мають мало електронів на зовнішній оболонці і менший заряд ядра, що сприяє утворенню саме металевої зв'язку. За зрозумілим винятком водню і гелію (їх оболонки близькі до завершення або завершені!), Все s-елементи є металами; p-елементи можуть бути як металами, так і неметалами, в залежності від того - в лівій або правій частині таблиці вони знаходяться.
• У d- і f-елементів, як ми знаємо, є «резервні» електрони з «передостанніх» оболонок, які ускладнюють просту картину, характерну для s- і p-елементів. В цілому d- і f-елементи набагато охочіше виявляють металеві властивості.
• Переважна кількість елементів є металамиі тільки 22 елемента відносять до неметаллам: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а також всі галогени та інертні гази. Деякі елементи в зв'язку з тим, що вони можуть проявляти лише слабкі металеві властивості, відносять до напівметал. Що таке напівметали? Якщо вибрати з Періодичної таблиці p-елементи і записати їх в окремий «блок» (це зроблено в "довгій" формі таблиці), то виявиться закономірність, показана на Ліва нижня частина блоку містить типові метали, Права верхня - типові неметали. Елементи, що займають місця на кордоні між металами і неметалами, називаються напівметал.
• Напівметали розташовані приблизно уздовж діагоналі, що проходить по p-елементів від лівого верхнього до правого нижнього кута Періодичної таблиці
• Напівметали мають ковалентний кристалічну решітку при наявності металевої провідності (електропровідності). Валентних електронів у них або недостатньо для утворення повноцінної «октетное» ковалентного зв'язку (Як в борі), або вони не утримуються досить міцно (як в тeллуре або полоній) через великі розмірів атома. Тому зв'язок в ковалентних кристалах цих елементів має частково металевий характер. Деякі напівметали (кремній, германій) є напівпровідниками. Напівпровідникові властивості цих елементів пояснюються багатьма складними причинами, але одна з них - суттєво менша (хоча і не нульова) електропровідність, яка пояснюється слабкою металевим зв'язком. Роль напівпровідників в електронній техніці надзвичайно важлива.
• при переміщенні ЗВЕРХУ ВНИЗ вздовж груп посилюється МЕТАЛЕВІвластивості елементів. Це пов'язано з тим, що нижче в групах розташовані елементи, які мають вже досить багато заповнених електронних оболонок. Їх зовнішні оболонки знаходяться далі від ядра. Вони відокремлені від ядра товщою «шубою» з нижніх електронних оболонок і електрони зовнішніх рівнів утримуються слабше.

б) Закономірності, пов'язані з окислювально-відновні властивості. Зміни електронегативності елементів.

• Перераховані вище причини пояснюють, чому ЛІВОРУЧ ПРАВОРУЧ підсилює окислювально властивості, а при русі Зверху вниз - ВІДНОВЛЮВАЛЬНІ властивості елементів.
• Остання закономірність поширюється навіть на такі незвичайні елементи, як інертні гази. У «важких» благородних газів криптону і ксенону, які знаходяться в нижній частині групи, вдається «відібрати» електрони і отримати їх з'єднання з сильними окислювачами (фтором і киснем), а для «легких» гелію, неону і аргону це здійснити не вдається.
• У правому верхньому кутку таблиці знаходиться найактивніший неметалл-окислювач фтор (F), а в лівому нижньому кутку - найактивніший метал-відновник цезій (Cs). Елемент франций (Fr) повинен бути ще більш активним відновником, але його хімічні властивості вивчати вкрай важко через швидке радіоактивного розпаду.
• З тієї ж причини, що і окисні властивості елементів, їх ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНІСТЬ ЗРОСТАЄ теж ЗЛІВА НАПРАВО, Досягаючи максимуму у галогенів. Не останню роль в цьому відіграє ступінь завершеності валентної оболонки, її близькість до октету.
• при переміщенні ЗВЕРХУ ВНИЗ по групам ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНІСТЬ ЗМЕНШУЄТЬСЯ. Це пов'язано зі зростанням числа електронних оболонок, на останній з яких електрони притягуються до ядра все слабкішими і слабкішими.
• в) Закономірності, пов'язані з розмірами атомів.
• розміри атомів (Атомний радіус) при переміщенні ЗЛІВА НАПРАВО вздовж періоду зменшується. Електрони все сильніше притягуються до ядра в міру зростання заряду ядра. Навіть збільшення числа електронів на зовнішній оболонці (наприклад, у фтору в порівнянні з киснем) не призводить до збільшення розмірів атома. Навпаки, розміри атома фтору менше, ніж атома кисню.
• при переміщенні Зверху вниз атомний радіус елементів РОСТУТЬ, Тому що заповнене більше електронних оболонок.

г) Закономірності, пов'язані з валентністю елементів.

• Елементи однієї і тієї ж ПІДГРУПИмають аналогічну конфігурацію зовнішніх електронних оболонок і, отже, однакову валентність в з'єднаннях з іншими елементами.
• s-Елементи мають валентності, що збігаються з номером їх групи.
• p-Елементи мають найбільшу можливу для них валентність, що дорівнює номеру групи. Крім того, вони можуть мати валентність, рівну різниці між числом 8 (октет) і номером їх групи (число електронів на зовнішній оболонці).
• d-Елементи виявляють багато різних валентностей, які не можна точно передбачити по номеру групи.
• Не тільки елементи, але і багато їх сполуки - оксиди, гідриди, з'єднання з галогенами - виявляють періодичність. Для кожного ГРУПИелементів можна записати формули сполук, які періодично «повторюються» (тобто можуть бути записані у вигляді узагальненої формули).

Отже, підсумуємо закономірності зміни властивостей, що виявляються в межах періодів:

Зміна деяких характеристик елементів у періодах зліва направо:

• радіус атомів зменшується;
• електронегативність елементів збільшується;
• кількість валентних електронів збільшується від 1 до 8 (дорівнює номеру групи);
• найвищий рівень окислення збільшується (дорівнює номеру групи);
• число електронних шарів атомів не змінюється;
• металеві властивості зменшується;
• неметалічні властивості елементів збільшується.

Зміна деяких характеристик елементів в групі зверху вниз:

• заряд ядер атомів збільшується;
• радіус атомів збільшується;
• число енергетичних рівнів (електронних шарів) атомів збільшується (дорівнює номеру періоду);
• число електронів на зовнішньому шарі атомів однаково (дорівнює номеру групи);
• міцність зв'язку електронів зовнішнього шару з ядром зменшується;
• електронегативність зменшується;
• металічність елементів збільшується;
• неметаллічность елементів зменшується.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Закономірності зміни хімічних властивостей елементів і їх з'єднань за періодами і групам

Перерахуємо закономірності зміни властивостей, що виявляються в межах періодів:

- металеві властивості зменшуються;

- неметалеві властивості посилюються;

- ступінь окислення елементів у вищих оксидах зростає від $ + 1 $ до $ + 7 $ ($ + 8 $ для $ Os $ і $ Ru $);

- ступінь окислення елементів в летючих водневих з'єднаннях зростає від $ -4 $ до $ -1 $;

- оксиди від основних через амфотерні змінюються кислотними оксидами;

- гідроксиди від лугів через амфотерні змінюються кислотами.

Д. І. Менделєєв в $ 1869 $ м зробив висновок - сформулював Періодичний закон, який звучить так:

Властивості хімічних елементів і утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від відносних атомних мас елементів.

Систематизуючи хімічні елементи на основі їх відносних атомних мас, Менделєєв приділяв велику увагу також властивостями елементів і утворених ними речовин, розподіляючи елементи з подібними властивостями в вертикальні стовпці - групи.

Іноді, в порушення виявленої їм закономірності, Менделєєв ставив важчі елементи з меншими значеннями відносних атомних мас. Наприклад, він записав у свою таблицю кобальт перед нікелем, телур перед йодом, а коли були відкриті інертні (благородні) гази, - аргон перед калієм. Такий порядок розташування Менделєєв вважав за необхідне тому, що інакше ці елементи потрапили б в групи несхожих з ними по властивостях елементів, зокрема лужної метал калій потрапив би в групу інертних газів, а інертний газ аргон - в групу лужних металів.

Д. І. Менделєєв не міг пояснити ці винятки із загального правила, не міг пояснити і причину причину періодичності властивостей елементів і утворених ними речовин. Однак він передбачав, що ця причина криється в складному будову атома, внутрішню будову якого в той час не було вивчено.

Відповідно до сучасних уявлень про будову атома, основою класифікації хімічних елементів є заряди їх атомних ядер, і сучасне формулювання періодичного закону така:

Властивості хімічних елементів і утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їх атомних ядер.

Періодичність в зміні властивостей елементів пояснюється періодичної повторюваністю в будові зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів. Саме число енергетичних рівнів, загальна кількість розташованих на них електронів і число електронів на зовнішньому рівні відображають прийняту в Періодичній системі символіку, тобто розкривають фізичний зміст номера періоду, номера групи і порядкового номера елемента.

Будова атома дозволяє пояснити і причини зміни металевих і неметалевих властивостей елементів в періодах і групах.

Періодичний закон і Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва узагальнюють відомості про хімічні елементи і утворених ними речовинах і пояснюють періодичність в зміні їх властивостей і причину подібності властивостей елементів однієї і тієї ж групи. Ці два найважливіших значення періодичного закону і періодичної системи доповнює ще одне, яке полягає в можливості прогнозувати, тобто передбачати, описувати властивості і вказувати шляхи відкриття нових хімічних елементів.

Загальна характеристика металів головних підгруп I ± III груп в зв'язку з їх становищем в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів

Хімічні елементи - метали

Більшість хімічних елементів відносять до металів - $ 92 $ з $ 114 $ відомих елементів.

Всі метали, крім ртуті, в звичайному стані - тверді речовини і мають ряд загальних властивостей.

метали - це ковкі, пластичні, тягучі речовини, що мають металевий блиск і здатні проводити тепло і електричний струм.

Атоми елементів-металів віддають електрони зовнішнього (а деякі і предвнешнего) електронного шару, перетворюючись в позитивні іони.

Це властивість атомів металів, як ви знаєте, визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси і мале число електронів (в основному від $ 1 $ до $ 3 $ на зовнішньому шарі).

Виняток становлять лише $ 6 $ металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають $ 4 $ електрона, атоми сурми і вісмуту - $ 5 $, атоми полонію - $ 6 $.

Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності (від $ 0.7 $ до $ 1.9 $) і виключно відновні властивості, тобто здатність віддавати електрони.

Ви вже знаєте, що в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва метали знаходяться нижче діагоналі бор - астат, а також вище її, в побічних підгрупах. У періодах і головних підгрупах діють відомі вам закономірності в зміні металевих, а значить, відновлювальних властивостей атомів елементів.

Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $), мають подвійні властивостями: в одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших проявляють властивості неметалів.

У побічних підгрупах відновні властивості металів зі збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.

Це можна пояснити тим, що на міцність зв'язку валентних електронів з ядром у атомів цих металів в більшій мірі впливає величина заряду ядра, а не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоча і збільшується, але не настільки значно, як у металів головних підгруп.

Прості речовини, утворені хімічними елементами - металами, і складні металлосодержащие речовини відіграють найважливішу роль в мінеральної та органічної «життя» Землі. Досить згадати, що атоми (іони) елементів металів є складовою частиною з'єднань, що визначають обмін речовин в організмі людини, тварин. Наприклад, в крові людини знайдено $ 76 $ елементів, з них тільки $ 14 $ не є металами. В організмі людини деякі елементи-метали (кальцій, калій, натрій, магній) присутні у великій кількості, тобто є макроелементами. А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден присутні в невеликих кількостях, тобто це мікроелементи.

Особливості будови металів головних підгруп I-III груп.

лужні метали - це метали головної підгрупи I групи. Їх атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали - сильні відновники. Їх відновна здатність і хімічна активність зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (тобто зверху вниз в Періодичної таблиці). Всі вони володіють електронною провідністю. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується зі збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення і кипіння. Лужні метали взаємодіють з багатьма простими речовинами - окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді підстави (луги).

Лужноземельними елементами називаються елементи головної підгрупи II групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрона. Вони є відновниками, мають ступінь окислення $ + 2 $. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності в зміні фізичних і хімічних властивостей, пов'язані зі збільшенням розміру атомів по групі зверху вниз, також слабшає і хімічний зв'язок між атомами. Зі збільшенням розміру іона слабшають кислотні і посилюються основні властивості оксидів і гідроксидів.

Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій і талій. Всі елементи відносяться до $ p $ -елементом. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по три $ (s ^ 2p ^ 1) $ електрона, чим пояснюється схожість властивостей. Ступінь окислювання $ + 3 $. Усередині групи зі збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор - елемент-неметалл, а у алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди і гідроксиди.

Характеристика перехідних елементів ± міді, цинку, хрому, заліза по їх положенню в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів

Більшість елементів-металів знаходиться в побічних групах періодичної системи.

У четвертому періоді у атомів калію і кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється $ 4s $ -подуровень, так як він має меншу енергію, ніж $ 3d $ -подуровень. $ K, Ca - s $ -елементи, що входять в головні підгрупи. У атомів від $ Sc $ до $ Zn $ заповнюється електронами $ 3d $ -подуровень.

Розглянемо, які сили діють на електрон, який додається в атом при зростанні заряду ядра. З одного боку, тяжіння атомним ядром, що змушує електрон займати найнижчий вільний енергетичний рівень. З іншого боку, відштовхування вже наявними електронами. Коли на енергетичному рівні виявляється $ 8 $ електронів (зайняті $ s- $ і $ р- $ орбіталі), їх загальна відразливе дію так сильно, що наступний електрон потрапляє замість розташованої по енергії нижче $ d- $ орбіталі на більш високу $ s- $ орбиталь наступного рівня. Електронна будова зовнішніх енергетичних рівнів у калію $ ... 3d ^ (0) 4s ^ 1 $, у кальцію - $ ... 3d ^ (0) 4s ^ 2 $.

Подальше додаток ще одного електрона у скандію призводить до початку заповнення $ 3d $ орбіталі замість ще більш високих по енергії $ 4р $ -орбіталей. Це виявляється енергетично вигідніше. Заповнення $ 3d $ орбіталі закінчується у цинку, що має електронну будову $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (10) 4s ^ 2 $. Слід зазначити, що у елементів міді і хрому спостерігається явище «провалу» електрона. У атома міді десятий $ d $ електрон переміщується на третій $ 3d $ -подуровень.

Електронна формула міді $ ... 3d ^ (10) 4s ^ 1 $. У атома хрому на четвертому енергетичному рівні ($ s $ орбіталь) має бути $ 2 $ електрона. Однак один з двох електронів переходить на третій енергетичний рівень, на незаповнену $ d $ орбіталь, його електронна формула $ ... 3d ^ (5) 4s ^ 1 $.

Таким чином, на відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами атомних орбіталей зовнішнього рівня, у елементів побічних підгруп заповнюються $ d $ орбіталі передостаннього енергетичного рівня. Звідси і назва: $ d $ -елементи.

Всі прості речовини, утворені елементами підгруп Періодичної системи, є металами. Завдяки більшій кількості атомних орбіталей, ніж у елементів-металів головних підгруп, атоми $ d $ -елементів утворюють велику кількість хімічних зв'язків між собою і тому створюють більш міцну кристалічну решітку. Вона міцніше і механічно, і по відношенню до нагрівання. Тому метали побічних підгруп - найміцніші і тугоплавкі серед всіх металів.

Відомо, якщо атом має більше трьох валентних електронів, то елемент проявляє змінну валентність. Це положення відноситься до більшості $ d $ -елементів. Максимальна їх валентність, як у елементів головних підгруп, дорівнює номеру групи (хоча є й винятки). Елементи з рівним числом валентних електронів входять в групу під одним номером $ (Fe, Co, Ni) $.

У $ d $ -елементів зміна властивостей їх оксидів і гідроксидів в межах одного періоду при русі зліва направо, тобто зі збільшенням їх валентності, походить від основних властивостей через амфотерні до кислотних. Наприклад, хром має валентності $ + 2, +3, + 6 $; а його оксиди: $ CrO $ - основний, $ Cr_ (2) O_3 $ - амфотерний, $ CrO_3 $ - кислотний.

Загальна характеристика неметалів головних підгруп IV ± VII груп в зв'язку з їх становищем в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів

Хімічні елементи - неметали

Найпершою науковою класифікацією хімічних елементів був поділ їх на метали і неметали. Ця класифікація не втратила своєї значущості і в даний час.

Неметалице хімічні елементи, для атомів яких характерна здатність приймати електрони до завершення зовнішнього шару завдяки наявності, як правило, на зовнішньому електронному шарі чотирьох і більше електронів і малому радіусу атомів у порівнянні з атомами металів.

Це визначення залишає осторонь елементи VIII групи головної підгрупи - інертні, або благородні, гази, атоми яких мають завершений зовнішній електронний шар. Електронна конфігурація атомів цих елементів така, що їх не можна віднести ні до металів, ні до неметалів. Вони є тими об'єктами, які поділяють елементи на метали і неметали, займаючи між ними прикордонне положення. Інертні, або благородні, гази ( «благородство» виражається в інертності) іноді відносять до неметалів, але формально, за фізичними ознаками. Ці речовини зберігають газоподібний стан аж до дуже низьких температур. Так, гелій Чи не переходить в рідкий стан при $ t ° \u003d -268,9 ° С $.

Інертність в хімічному відношенні у цих елементів відносна. Для ксенону і криптону відомі сполуки з фтором і киснем: $ KrF_2, XeF_2, XeF_4 $ і ін. Безсумнівно, в освіті цих з'єднань інертні гази виступали в ролі відновників.

З визначення неметалів слід, що для їх атомів характерні високі значення електронегативності. Вона змінюється в межах від $ 2 $ до $ 4 $. Неметали - це елементи головних підгруп, переважно $ р $ -елементи, виняток становить водень - s-елемент.

Всі елементи-неметали (крім водню) займають в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва верхній правий кут, утворюючи трикутник, вершиною якого є фтор $ F $, а підставою - діагональ $ B - At $.

Однак слід особливо зупинитися на неоднозначному становищі водню в періодичної системи: в головних підгрупах I і VII груп. Це не випадково. З одного боку, атом водню, подібно до атомів лужних металів, має на зовнішньому (і єдиному для нього) електронному шарі один електрон (електронна конфігурація $ 1s ^ 1 $), який він здатний віддавати, проявляючи властивості відновника.

У більшості своїх з'єднань водень, як і лужні метали, проявляє ступінь окислення $ + 1 $. Але віддача електрона атомом водню відбувається важче, ніж у атомів лужних металів. З іншого боку, атому водню, як і атомам галогенів, до завершення зовнішнього електронного шару бракує одного електрона, тому атом водню може приймати один електрон, проявляючи властивості окислювача і характерну для галогену ступінь окислення - $ 1 $ в гидридах (з'єднаннях з металами, подібних з'єднань металів з галогенами - галогенидам). Але приєднання одного електрона до атома водню відбувається важче, ніж у галогенів.

Властивості атомів елементів - неметалів

У атомів неметалів переважають окисні властивості, тобто здатність приєднувати електрони. Цю здатність характеризує значення електронегативності, яка закономірно змінюється в періодах і підгрупах.

Фтор - найсильніший окислювач, його атоми в хімічних реакціях не здатні віддавати електрони, тобто проявляти відновні властивості.

Конфігурація зовнішнього електронного шару.

Інші неметали можуть проявляти відновні властивості, хоча і в значно більш слабкому ступені в порівнянні з металами; в періодах і підгрупах їх відновна здатність змінюється в зворотному порядку в порівнянні з окислювальним.

Хімічних елементів-неметалів всього $ 16 $! Зовсім небагато, якщо врахувати, що відомо $ 114 $ елементів. Два елементи-неметали становлять $ 76% $ маси земної кори. Це кисень ($ 49% $) і кремній ($ 27% $). В атмосфері міститься $ 0.03% $ маси кисню в земній корі. Неметали становлять $ 98.5% $ маси рослин, $ 97.6% $ маси тіла людини. Неметали $ C, H, O, N, S, Р $ - органогени, які утворюють найважливіші органічні речовини живої клітини: білки, жири, вуглеводи, нуклеїнові кислоти. До складу повітря, яким ми дихаємо, входять прості і складні речовини, також утворені елементами-неметалами (кисень $ О_2 $, азот $ N_2 $, вуглекислий газ $ СО_2 $, водяні пари $ Н_2О $ і ін.).

Водень - головний елемент Всесвіту. Багато космічні об'єкти (газові хмари, зірки, в тому числі і Сонце) більш ніж наполовину складаються з водню. На Землі його, включаючи атмосферу, гідросферу і літосферу, тільки $ 0.88% $. Але це по масі, а атомна маса водню дуже мала. Тому невеликий вміст його тільки здається, і з кожних $ 100 $ атомів на Землі $ 17 $ - атоми водню.