Периодичность свойств химических элементов

В современной науке таблицу Д. И. Менделеева называют периодической системой химических элементов, т. к. общие закономерности в изменении свойств атомов, простых и сложных веществ, образованных химическими элементами, повторяются в этой системе через определенные интервалы - периоды. Таким образом, все существующие в мире химические элементы подчиняются единому, объективно действующему в природе периодическому закону, графическим отображением которого является периодическая система элементов. Этот закон и система носят имя великого русского химика Д. И. Менделеева.

Периоды - это ряды элементов, расположенные горизонтально, с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней в атоме элемента. Периоды состоят из определенного количества элементов: первый - из 2 , второй и третий - из 8 , четвертый и пятый - из 18, шестой период включает 32 элемента. Это зависит от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Седьмой период является незавершенным. Все периоды (исключение составляет первый) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом. Когда начинает заполняться новый энергетический уровень, начинается новый период. В периоде с увеличением порядкового номера химического элемента слева направо металлические свойства простых веществ уменьшаются, а неметаллические возрастают.

Металлические свойства - это способность атомов элемента при образовании химической связи отдавать свои электроны, а неметаллические свойства - это способность атомов элемента при образовании химической связи присоединять электроны других атомов. У металлов электронами заполняется внешний s-подуровень, что подтверждает металлические свойства атома. Неметаллические свойства простых веществ проявляются при формировании и заполнении электронами внешнего р-подуровня. Неметаллические свойства атома усиливаются в процессе заполнения электронами р-подуровня (от 1 до 5). Атомы с полностью заполненным внешним электронным слоем (ns 2 np 6) образуют группу благородных газов , которые являются химически инертными.

В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 - в первом периоде и от 1 до 8 - во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические. В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее , что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.

Группы - это вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равных номеру группы. Существует деление на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Валентные электроны этих элементов расположены на внешних ns- и nр-подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns-подуровне и внутреннем (n — 1) d -подуровне (или (n — 2) f-подуровне). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы разделяются на:

1) s-элементы - элементы главной подгруппы I и II групп;

2) р-элементы - элементы главных подгрупп Ш-VII групп;

3) d -элементы - элементы побочных подгрупп;

4) f-элементы - лантаноиды, актиноиды.

Сверху вниз в главных подгруппах металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп отличаются по свойствам. Номер группы показывает высшую валентность элемента. Исключение составляют кислород, фтор, элементы подгруппы меди и восьмой группы . Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I-III групп (исключение составляет бор) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные. Для элементов главных подгрупп формулы водородных соединений общие. Элементы I-III групп образуют твердые вещества - гидриды, так как степень окисления водорода -1 . Элементы IV-VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН 4) - нейтральны, V группы (ЭН3) являются основаниями, VI и VII групп (Н 2 Э и НЭ) - кислотами.

Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов

Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается , т. к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. Происходит своеобразное их «сжатие». От лития к неону заряд ядра постепенно увели-чивается (от 3 до 10), что обуславливает возрастание сил притяжения электронов к ядру, размеры атомов уменьшаются. Поэтому в начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов.

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают , т. к. увеличение заряда атома оказывает противоположный эффект. С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам или неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны. Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя.

Д. И. Менделеев в 1869 г. сформулировал периодический закон, который звучит так: свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов. Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образованных ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы - группы. В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова: свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в периодической системе символику.

a) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

• При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ . В обратном направлении — возрастают неметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.
• Например, углерод — более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод. Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача. Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того — в левой или правой части таблицы они находятся.
• У d- и f-элементов, как мы знаем, есть «резервные» электроны из «предпоследних» оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства.
• Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам : H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы. Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам. Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный «блок» (это сделано в “длинной” форме таблицы), то обнаружится закономерность, показанная на Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы , правая верхняя — типичные неметаллы . Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами .
• Полуметаллы расположены примерно вдоль диагонали, проходящей по p-элементам от левого верхнего к правому нижнему углу Периодической таблицы
• Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной «октетной» ковалентной связи (как в боре), либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер. Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них — существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой «шубой» из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

• Перечисленные выше причины объясняют, почему СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ — ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.
• Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У «тяжелых» благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается «отобрать» электроны и получить их соединения с сильными окислителями (фтором и кислородом), а для «легких» гелия, неона и аргона это осуществить не удается.
• В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу — самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада.
• По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО , достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ . Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
• в) Закономерности, связанные с размерами атомов.
• Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ . Электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ , потому что заполнено больше электронных оболочек.

г) Закономерности, связанные с валентностью элементов.

• Элементы одной и той же ПОДГРУППЫ имеют аналогичную конфигурацию внешних электронных оболочек и, следовательно, одинаковую валентность в соединениях с другими элементами.
• s-Элементы имеют валентности, совпадающие с номером их группы.
• p-Элементы имеют наибольшую возможную для них валентность, равную номеру группы. Кроме того, они могут иметь валентность, равную разности между числом 8 (октет) и номером их группы (число электронов на внешней оболочке).
• d-Элементы обнаруживают много разных валентностей, которые нельзя точно предсказать по номеру группы.
• Не только элементы, но и многие их соединения — оксиды, гидриды, соединения с галогенами — обнаруживают периодичность. Для каждой ГРУППЫ элементов можно записать формулы соединений, которые периодически «повторяются» (то есть могут быть записаны в виде обобщенной формулы).

Итак, подытожим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:

• радиус атомов уменьшается;
• электроотрицательность элементов увеличивается;
• количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
• высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
• число электронных слоев атомов не изменяется;
• металлические свойства уменьшается;
• неметаллические свойства элементов увеличивается.

Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:

• заряд ядер атомов увеличивается;
• радиус атомов увеличивается;
• число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
• число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
• прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
• электроотрицательность уменьшается;
• металличность элементов увеличивается;
• неметалличность элементов уменьшается.

Z — порядковый номер, равен числу протонов; R — радиус атома; ЭО — электроотрицательность; Вал е- -количество валентных электронов; Ок. св. — окислительные свойства; Вос. св. — востановительные свойства; Эн. ур. — энергитические уровни; Ме — металические свойства; НеМе — неметаллические свойства; ВСО — высшая степень окисления

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

С увеличением заряда ядра атомов наблюдается закономерное изменение в их электронной структуре, что приводит к закономерному изменению химических и тех физических свойств атомов элементов, которые зависят от электронного строения (радиус атома или иона, потенциал ионизации, температуры плавления, кипения, плотность, стандартная энтальпия образования и др.)

Изменение химических свойств . При химическом взаимодействии атомов любых элементов наибольшее участие в этом процессе принимают электроны внешних слоев, наиболее удаленных от ядра, наименее связанных с ним, называемые валентными . У s- и р-элементов валентными являются электроны только внешнего слоя (s- и р-). У d-элементов валентными являются s-электроны внешнего слоя (в первую очередь) и d-электроны предвнешнего слоя. У f-элементов валентными будут s-электроны внешнего слоя (в первую очередь) , d-электроны предвнешнего слоя (если они есть) и f-электроны предпредвнешнего слоя.

Элементы, расположенные в одной подгруппе ПСЭ , имеют одинаковую структуру одного (электронные аналоги ) или двух внешних слоев (полные электронные аналоги ) и характеризуются близкими химическими свойствами, являются химическими аналогами.

Рассмотрим элементы 7 группы главной подгруппы А:

F 2s 2 2p 5

Cl 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 электронные аналоги

Br 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

I 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 полные аналоги

Элементы, расположенные в одной группе ПСЭ, но в разных погруппах , являются неполными электронными аналогами , например, Cl и Mn, V и Р и др. Почему?

Электронное строение нейтральных атомов хлора и марганца отличаются совершенно и химические свойства этих веществ в свободном состоянии не похожи: Cl –это р-элемент, типичный неметалл, газ, Mn – d-металл. Ионы хлора и марганца со степенями окисления (+7) уже являются электронными аналогами и имеют много общего в химическом отношении:

Оксиды Кислоты Соли

Cl 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl (+7) 2s 2 2p 6 Cl 2 O 7 HClO 4 хлорная КClO 4 перхлорат калия

Mn 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 Mn(+7) 3s 2 3p 6 Mn 2 O 7 HMnO 4 марганцовая КMnO 4 перманганат калия

Закономерное изменение химических свойств элементов по периодам связано с закономерным изменением радиусов атомов и строения внешних и предвнешних электронных слоев атомов.

Рассмотрим на примере элементов 2, 3, 4 периодов.

Изменение атомных радиусов . Радиусы атомов не могут быть измерены непосредственно. Подразумевают так называемый “эффективный радиус”, который определяют экспериментально как ½ межъядерного расстояния для рассматриваемого элемента в кристалле. Самый малый радиус у атома водорода 0,53 о А (0,053 нм), самый большой – у Cs – 0,268 нм.

В пределах периода радиус атома уменьшается (®), т.к. увеличивается заряд ядра при том же числе электронных слоев (увеличивается притяжение электронов к ядру). В пределах подгруппы данной группы радиус атома увеличивается (¯), т.к. увеличивается число электронных слоев.

Рис.11. Изменение радиусов атомов элементов 2,3,4 периодов

Тенденция уменьшения радиуса по периоду повторяется (в каждом периоде), но на новом качественном уровне. В малых периодах, в которых только s- и p-элементы, изменение радиуса от элемента к элементу очень существенно, поскольку происходит изменение внешнего электронного слоя. У переходных d-элементов радиус меняется более монотонно, поскольку электронная структура внешнего слоя не меняется, а внутренние d-орбитали экранируют ядро и ослабляют влияние возрастающего заряда на внешние электронные слои атома. У f-элементов изменяется электронная структура еще более глубоко лежащего слоя, поэтому радиус изменяется еще менее значительно. Замедленное уменьшение размера атома с ростом заряда ядра за счет экранирующего действия на ядро d- и f-орбиталей называется d- и f-сжатием .

Рассмотрим теперь условное свойство, называемое «металличностью». Тенденция изменения этого свойства повторяет тенденцию изменения радиусов атомов, приведенных на рис.11.

Во 2, 3 периодах от элемента к элементу химические свойства меняются очень существенно: от активного металла Li (Na) через пять элементов к активному неметаллу F (Cl), поскольку от элемента к элементу происходит изменение структуры внешнего электронного слоя.

В 4 периоде за s-элементами К, Са следует группа переходных d-металлов от Sc до Zn, атомы которых отличаются структурой не внешнего, а предвнешнего слоя, что меньше отражается на изменении химических свойств. Начиная с Ga снова меняется внешний электронный слой и резко нарастают неметаллические свойства (Br).

У f-элементов изменяется предпредвнешний электронный слой, поэтому в химическом отношении эти элементы особенно близки. Отсюда – совместное нахождение их в природе, трудности разделения.

Таким образом, в любом периоде ПСЭ наблюдается закономерное, объясняемое с позиции электронного строения, изменение химических свойств элементов (а не простое повторение свойств).

Изменение характера оксидов по периоду (на примере 3 периода).

оксид: Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7

1444424443 + + +

Н 2 О Н 2 О в Н 2 О нерастворимы 3 Н 2 О Н 2 О Н 2 О

оксида: 2NaOH Mg(OH) 2 ¯ Al 2 O 3 ×3Н 2 Оº2Al(OH) 3 ¯ SiO 2 ×Н 2 ОºH 2 SiO 3 ¯ 2H 3 PO 4 H 2 SO 4 2HClO 4

Al 2 O 3 ×Н 2 Оº2HAlO 2 14444442444443

Свойства: основания кислоты

сильное слабое слабая средней сильная очень

(щелочь) труднораств труднораств силы сильная

Характер

оксида: основной основной амфотерный кисл кисл кисл кисл

Таким образом, в любом периоде характер оксидов (и других однотипных соединений) меняется закономерно: от основного к кислотному через амфотерный.

Амфотерность гидроксида алюминия проявляется в его способности реагировать как с кислотами, так и основаниями: Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O; Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O.

Поскольку оксид кремния непосредственно в воде не растворяется, соответствующая ему кислота может быть получена косвенном путем: Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SiO 3 ¯ + Na 2 SO 4 . Кислотный характер оксида проявляется в реакции со щелочью: SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O.

Ионизационные потенциалы. Энергия ионизации и сродства к электрон у.

Нейтральные атомы элементов при различных взаимодействиях обладают способностью отдавать или присоединять электроны, превращаясь при этом в положительно- или отрицательнозаряженные ионы.

Способность атомов отдавать электроны характеризуется величиной потенциала ионизации

I (эВ/атом) или энергии ионизации (энтальпии ионизации) DН иониз. (кДж/моль атомов).

Потенциал ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить, чтобы отделить электрон от атома (нейтрального, невозбужденного, газообразного) и увести его в бесконечность.

Энергию ионизации определяют путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То напряжение поля, при котором скорость электронов достаточна для ионизации атомов, называется ионизационным потенциалом . Ионизационный потенциал численно равен энергии ионизации, выраженной в эВ.

Н – е = Н + , I=13,6 эВ/атом, 1эВ = 1,6.10 -22 кДж, N A = 6,02.10 23

DН иониз. = 13,6 × 1,6.10 -22 × 6,02.10 23 » 1300кДж/моль

Обычно сравниваются только первые потенциалы ионизации, т.е. отрыв первого электрона. Отрыв последующих электронов требует большей энергии, например, для атома Са I 1 I 2 I 3

6,11®11,87® 151,2

По периоду (¾®) потенциал ионизации растет, что связано с уменьшением радиуса атомов.

В подгруппах ПСЭ ионизационные потенциалы изменяются неодинаково. В главных подгруппах потенциал уменьшается сверху вниз, что связано с возрастанием радиуса и эффектом экранирования ядра внутренними устойчивыми оболочками s 2 p 6 . В побочных подгруппах ионизационный потенциал возрастает сверху вниз, поскольку радиус меняется незначительно, а недостороенная оболочка плохо экранирует ядро.

В целом, для металлов характерны малые значения потенциала ионизации , т.е. атомы металлов легко отдают электроны (минимальный потенциал ионизации имеют Cs, Fr), для неметаллов – большие значения потенциала ионизации (максимальный у F).

Среди известных элементов больше металлов. Все s- (кроме H, He), d-, f-элементы – металлы. Среди р-элементов металлы: Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi.

Максимальное количество валентных электронов, которые атом может “отдать” при взаимодействии, приобретая при этом максимальную положительную степень окисления, соответствует № группы в ПСЭ.

3 гр. Al 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 -3e ------- Al(+3) 2s 2 2p 6

6 гр. S 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 -6e ------- S(+6) 2s 2 2p 6

6 гр. Cr 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 -2e -----Cr(+2) 3s 2 3p 6 3d 4 -1e ---- Cr(+3) 3s 2 3p 6 3d 3 - 3e ----- Cr(+6) 3s 2 3p 6

ИСКЛЮЧЕНИЕ: F - нет положительной степени окисления

О - максимальная положительная степень окисления +2 в соединении OF 2

Элементы 1 группы п/гр Б Au - максимально +3

Cu, Ag - максимально +2

Элементы 8 группы п/гр Б Co, Ni, Rh, Pd, Ir, Pt

Способность атома присоединять электроны характеризует энергия сродства к электрону –

Е (эВ/атом) или энтальпия сродства к электрону DН сродства (кДж/моль) – это та энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному невозбужденному атому с образованием отрицательно заряженного иона.

F 2s 2 2p 5 + e = F - 2s 2 2p 6 + Q

Энергию сродства к электрону измерить непосредственно нельзя. Вычисляют косвенными методами из цикла Борна-Габера.

В целом, неметаллы характеризуются большими значениями Е. В электронной структуре их атомов во внешнем слое 5 и более электронов и до устойчивой восьмиэлектронной конфигурации не хватает 1-3 электронов. Присоединяя электроны, атомы неметаллов приобретают отрицательные степени окисления, например, S (-2), N (-3), O (-2) и т.д. Металлы характеризуются малыми значениями Е. Металлы не имеют отрицательных степеней окисления!

Электроотрицательность . Для того, чтобы решить вопрос о перемещении электрона от одного атома к другому, необходимо учесть обе эти характеристики. Полусумма энергии ионизации и сродства к электрону (по модулю), получила название электроотрицательности (ЭО). Обычно используют не абсолютные значения, а относительные (ОЭО).

За единицу ОЭО берут ЭО атома Li или Са и вычисляют во сколько раз ЭО других элементов больше или меньше выбранного. Очевидно те атомы, которые прочно удерживают свои электроны и легко принимают чужие, должны иметь наибольшие значения ОЭО – это типичные неметаллы - фтор (ОЭО=4), кислород (ОЭО=3,5); у водород а ОЭО=2,1, а у калия - 0,9. По периоду ЭО увеличивается, по главным подгруппам – уменьшается. Металлы имеют малые значения ЭО и легко отдают свои электроны – восстановители. Неметаллы, наоборот, легко принимают электроны – окислители. Значения ОЭО приведены в справочнике. Мы будем их использовать для качественной оценки полярности химической связи.

* Примечание . Используя понятие электроотрицательности надо помнить, что значения ЭО нельзя считать постоянными, т.к. они зависят от степени окисления и от того, с каким атомом взаимодействует данный.

Все элементы периодической системы делятся на металлы . Атомы металла имеют маленькое количество на внешнем уровне, которые удерживаются притяжением ядра. Положительный заряд ядра равен количеству электронов на внешнем уровне. Связь электронов с ядром достаточно слабая, поэтому они легко отделяются от ядра. Металлические свойства характеризуются способностью атома вещества легко отдавать электроны с внешнего уровня.В Менделеева верхний горизонтальный ряд, обозначенный римскими , показывает количество свободных электронов на внешнем уровне. В с I по III расположены металлы. С увеличением периода (увеличением количества электронов на внешнем уровне) металлические свойства ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.Вертикальные ряды таблицы Менделеева (группы) показывают изменение металлических свойств в зависимости от радиуса атома вещества. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, потому что увеличивается радиус орбиты движения электронов; от этого связь электронов с ядром уменьшается. Электрон на последнем уровне в этом случае очень легко отделяется от ядра, что характеризуется как проявление металлических свойств.Также номер группы указывает на способность атома вещества присоединять атомы другого вещества. Способность присоединять атомы называется валентностью. Присоединение атомов кислорода называется окислением. Окисление является проявлением металлических свойств. По номеру можно определить, сколько атомов кислорода может присоединить атом металла: чем больше атомов присоединяется, тем сильнее металлические свойства. Все металлы обладают схожими свойствами. У всех имеется металлический блеск. Это объясняется отражением любого света электронным газом, который образуется свободными электронами, движущимися между атомами в кристаллической решетке. Наличие свободных подвижных электронов дает свойство электропроводности металлов.

Видео по теме

Совет 2: Почему изменяются свойства элементов в пределах периода

Каждому химическому элементу в Таблице Менделеева отведено строго определенное место. Горизонтальные строки Таблицы называются Периодами, а вертикальные – Группами. Номер периода соответствует номеру валентной оболочки атомов всех элементов, находящихся в этом Периоде. А валентная оболочка постепенно заполняется, от начала к концу Периода. Именно этим объясняется изменение свойств элементов, находящихся в пределах одного Периода.

Рассмотрите пример изменения свойств элементов третьего Периода. Он состоит (в порядке , слева направо) из натрия, магния, алюминия, кремния, серы, хлора, . Первый элемент – Na (натрий). Чрезвычайно активный щелочной металл. Чем же объясняются его ярко выраженные металлические свойства и, особенно, чрезвычайная активность? Тем, что на его внешней (валентной) оболочке всего один электрон. Вступая в реакцию с другими элементами, натрий легко отдает его, положительно заряженным ионом с внешней оболочкой.Второй элемент – Mg (магний). Также весьма активный металл, хоть и существенно уступающий по этому показателю натрию. На его внешней оболочке – два электрона. Их он также сравнительно легко отдает, приобретая устойчивую электронную конфигурацию. Третий элемент – Al (алюминий). Имеет три электрона на внешней оболочке. Это тоже довольно активный металл, хотя в обычных условиях его поверхность быстро покрывается окисной пленкой, которая препятствует вступлению алюминия в реакции. Однако в ряде соединений алюминий проявляет не только металлические, то и кислотные свойства, то есть фактически является амфотерным элементом. Четвертый элемент – Si (кремний). Имеет четыре электрона на внешней оболочке. Это уже неметалл, малоактивный при обычных условиях (из-за образования окисной пленки на поверхности). Пятый элемент – фосфор. Ярко выраженный неметалл. Легко можно понять, что, имея пять электронов на внешней оболочке, ему гораздо легче «принимать» чужие электроны, нежели отдавать свои.Шестой элемент – сера. Имея шесть электронов на внешнем уровне, она проявляет еще более ярко выраженные неметаллические свойства, нежели фосфор. Седьмой элемент – хлор. Один из самых активных неметаллов. Чрезвычайно сильный окислитель. Принимая один-единственный чужой электрон, он достраивает свою внешнюю оболочку до устойчивого состояния. И, наконец, замыкает Период инертный газ аргон. У него полностью заполненный внешний электронный уровень. Поэтому, как легко понять, ему нет необходимости ни отдавать электроны, ни принимать их.

Видео по теме

Источники:

• как и почему изменяются свойства химических элементов

Совет 3: Почему в периодической системе изменяются металлические свойства

Характерное свойство элементов-металлов – способность отдавать свои электроны, находящиеся на внешнем электронном уровне. Таким образом, металлы достигают устойчивого состояния (получая полностью заполненный предыдущий электронный уровень). Элементы-неметаллы же, напротив, стремятся не отдать свои электроны, а принять чужие, чтобы заполнить свой внешний уровень до устойчивого состояния.

Если вы посмотрите в Таблицу Менделеева, то увидите, что металлические свойства элементов, находящихся в одном Периоде, ослабевают слева направо. И причиной тому именно количество внешних (валентных) электронов у каждого элемента. Чем больше их, тем слабее выражены металлические свойства. Все Периоды (кроме самого первого) начинаются со щелочного металла и заканчиваются инертным газом. Щелочной металл, имеющий всего один электрон, легко расстается с ним, превращаясь в положительно заряженный ион. Инертные же газы и так имеют полностью укомплектованный внешний электронный слой, находятся в самом устойчивом состоянии – зачем им принимать или отдавать электроны? Этим и объясняется их чрезвычайная инертность. Но это изменение, так сказать, по горизонтали. А есть ли изменение по вертикали? Да, есть, и очень хорошо выраженное. Рассмотрите самые «металлические» металлы - щелочные. Это литий, натрий, рубидий, цезий, . Впрочем, самый последний можно не рассматривать, так как франций чрезвычайно мало распространен. Как увеличивается их химическая активность? Сверху вниз. Тепловой эффект реакций увеличивается точно таким же образом. К примеру, на уроках химии часто показывают, как натрий реагирует с водой: кусочек металла буквально «бегает» по поверхности воды, тает с кипением. С калием такой демонстрационный опыт проводить уже рискованно: слишком уж сильное кипение. Рубидий же лучше для таких опытов вовсе не использовать. И не только потому что он гораздо дороже калия, но и из-за того, что реакция протекает чрезвычайно бурно, с воспламенением. Что уж говорить про цезий. Почему, по какой причине? Потому что радиус атомов увеличивается. А чем дальше внешний электрон от ядра, тем легче атом «отдает» его (то есть тем сильнее металлические свойства).

Видео по теме

Совет 4: Почему в периодической системе изменяются неметаллические свойства

Упрощенно любой атом можно представить в виде крохотного, но массивного ядра, вокруг которого по круговым или эллиптическим орбитам вращаются электроны. Химические свойства элемента зависят от внешних «валентных» электронов, принимающих участие в образовании химической связи с другими атомами. Атом может «отдать» свои электроны, а может и «принять» чужие. Во втором случае это означает, что атом проявляет неметаллические свойства, то есть, является неметаллом. Отчего это зависит?

Прежде всего, от количества электронов на внешнем уровне. Ведь наибольшее число электронов, которое может там быть – 8 (как у всех инертных газов, кроме ). Тогда возникает очень устойчивое состояние атома. Соответственно, чем ближе количество валентных электронов к 8, тем легче атому элемента «достроить» свой внешний уровень. То есть, тем сильнее выражены у него неметаллические свойства. Исходя из этого, совершенно очевидно, что у элементов, находящихся в одном Периоде, неметаллические свойства будут возрастать в направлении слева направо. В этом легко можно убедиться, посмотрев в Таблицу Менделеева. Слева, в первой группе, находятся щелочные металлы, во второй - (то есть их металлические свойства уже слабее). В третьей группе – элементы. В четвертой – преобладают неметаллические свойства. Начиная с пятой группы, идут уже ярко выраженные , в шестой группе их неметаллические свойства еще сильнее, а в седьмой группе располагаются , имеющие семь электронов на внешнем уровне. Только ли в горизонтальном порядке меняются неметаллические свойства? Нет, еще и в вертикальном. Характерный пример – те самые галогены. Вблизи правого верхнего угла Таблицы вы видите знаменитый фтор - элемент, обладающий настолько сильной реакционной способностью, что химики неофициально дали ему уважительное прозвище: «Все разгрызающий». Ниже фтора – хлор. Это также очень активный неметалл, но все-таки не столь сильный. Еще ниже – бром. Его реакционная способность существенно ниже, чем у хлора, и тем более фтора. Далее – йод (закономерность та же). Последний элемент – астат. Отчего же неметаллические свойства ослабевают «сверху вниз»? Все дело в радиусе атома. Чем ближе к ядру внешний электронный слой, тем легче «притянуть» чужой электрон. Поэтому чем «правее» и «выше» элемент в Таблице Менделеева, тем более сильный это неметалл.

Видео по теме

Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).

Что такое металлические и неметаллические свойства

Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.

Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;

• натрия;
• калия;
• лития;
• франция и так далее.

С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами . Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

1. фтор;
2. кислород;
3. азот;
4. хлор;
5. бром.

Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.

Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.

Как изменяются металлические свойства в периодической системе

Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.

Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.

Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.

В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.

Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.

Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).

Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе

Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.

Усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.

Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).

Сравним, к примеру, серу и мышьяк . Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.

Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.

Видео

Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.

Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на этоме кислорода) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.

1) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

2) В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление новых свойств оксидов:

3) При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные

Химические свойства оксидов

Основные оксиды

К основным оксидам относятся:

Оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li - Fr)

Главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg - Ra)

Оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.

Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

ВаО + SiO 2 = ВаSiO 3 ,

МgО + Аl 2 О 3 = Мg(AlO 2) 2 ,

ZnО + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe 2 O 3 +2Al = Al 2 O 3 + 2Fe

3CuO+2NH 3 = 3Cu + N 2 +3H 2 O

4FeO+O 2 = 2Fe 2 + O 3

Основные оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с оксида кальция) при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им гидроксиды (основания). Например, при растворении оксида кальция (негашёной извести) в воде образуется гидроксид кальция – сильное основание:

СаO + H 2 O → Са(OH) 2

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соответствующие соли:

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

К образованию солей также приводит реакция основных оксидов с кислотными оксидами:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

И с амфотерными оксидами:

Li 2 O+Al 2 O 3 → 2LiAlO 2

Кислотные оксиды

Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (CO2, SO3, P4O10). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Кислотные оксиды представляют ее оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

4P+5O 2 = 2P 2 + O 5

2ZnS+3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓+ K 2 SО 4 +H 2 O

Nа 2 SiO 3 + 2НСl = 2NаСl + SiO 2 ↓ + Н 2 О

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, с щелочами:

P 2 O 5 +Al 2 O 3 = 2AlPO 4

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 ↓ + Н 2 О.

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

2SO 2 +O 2 2SO 3

SО 2 + 2Н 2 S = 3S + 2Н 2 О,

4CrO 3 + С 2 Н 5 ОН = 2Сr 2 О 3 + 2СО 2 + ЗН 2 О

Практически все кислотные оксиды при взаимодействии с водой (гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты). Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Кислотные оксиды могут быть получены из соответствующей кислоты:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Амфотерные оксиды

Амфотерность (от греч. Amphoteros – и тот и другой) – способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные свойства, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, учавствующего в реакции.

Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве.

При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше).

При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)

Для каждого амфотерного металла есть свое координационное число.

Для Be и Zn - это 4; для и Al - это 4 или 6; для и Cr - это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Аl 2 О 3 + 6НСl = 2АlСl 3 + ЗН 2 О,

Аl 2 О 3 + 2NаОН + ЗН 2 О = 2Nа[Аl(ОН) 4 ].

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnО, оксид железа (III) Fe2О3 и ряд других.

Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

Сu 2+ + Н 2 О Сu(ОН) + + Н + ,

СО 3 2- + Н 2 О НСО 3- + ОН - .