Изменяются свойства в ряду. Как изменяются металлические свойства элементов в периодах, группах и подгруппах? Что такое металлические и неметаллические свойства

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

Что такое металлические и неметаллические свойства

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

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

натрия;
калия;
лития;
франция и так далее.

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

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

фтор;
кислород;
азот;
хлор;
бром.

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

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

Как изменяются металлические свойства в периодической системе

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

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

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

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

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

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

Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе

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

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

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

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

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

Видео

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

Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам

Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

— металлические свойства уменьшаются;

— неметаллические свойства усиливаются;

— степень окисления элементов в высших оксидах возрастает от $+1$ до $+7$ ($+8$ для $Os$ и $Ru$);

— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от $-4$ до $-1$;

— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами;

— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.

Д. И. Менделеев в $1869$ г. сделал вывод — сформулировал Периодический закон, который звучит так:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.

Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы.

Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов.

Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено.

В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.

Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в Периодической системе символику, т.е. раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента.

Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах.

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т.е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов.

Общая характеристика металлов главных подгрупп I±III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы — металлы

Большинство химических элементов относят к металлам — $92$ из $114$ известных элементов.

Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств.

Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.

Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Это свойство атомов металлов, как вы знаете, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от $1$ до $3$ на внешнем слое).

Исключение составляют лишь $6$ металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют $4$ электрона, атомы сурьмы и висмута — $5$, атомы полония — $6$.

Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от $0.7$ до $1.9$) и исключительно восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны.

Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$), обладают двойственными свойствами: в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.

В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено $76$ элементов, из них только $14$ не являются металлами. В организме человека некоторые элементы- металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т.е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т.е. это микроэлементы.

Особенности строения металлов главных подгрупп I-III групп.

Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т.е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).

Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления $+2$. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к $p$-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три $(s^2p^1)$ электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления $+3$. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.

Характеристика переходных элементов ± меди, цинка, хрома, железа по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.

В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. $K, Ca — s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами $3d$-подуровень.

Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается $8$ электронов (заняты $s-$ и $р-$орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже $d-$орбитали на более высокую $s-$орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия $...3d^{0}4s^1$, у кальция — $...3d^{0}4s^2$.

Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения $3d$-орбитали вместо еще более высоких по энергии $4р$-орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение $3d$-орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{10}4s^2$. Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала » электрона. У атома меди десятый $d$-электрон перемещается на третий $3d$-подуровень.

Электронная формула меди $...3d^{10}4s^1$. У атома хрома на четвертом энергетическом уровне ($s$-орбиталь) должно быть $2$ электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную $d$-орбиталь, его электронная формула $...3d^{5}4s^1$.

Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются $d$-орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: $d$-элементы.

Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы $d$-элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают более прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.

Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству $d$-элементов. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером $(Fe, Co, Ni)$.

У $d$-элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т.е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности $+2, +3, +6$; а его оксиды: $CrO$ — основной, $Cr_{2}O_3$ — амфотерный, $CrO_3$ — кислотный.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV±VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы - неметаллы

Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время.

Неметаллы —это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при $t°= -268,9 °С$.

Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.

Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от $2$ до $4$. Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно $р$-элементы, исключение составляет водород — s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор $F$, а основанием — диагональ $B — At$.

Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация $1s^1$), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления $+1$. Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, до завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления — $1$ в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами — галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

Свойства атомов элементов - неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.

Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.

Конфигурация внешнего электронного слоя.

Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

Химических элементов-неметаллов всего $16$! Совсем немного, если учесть, что известно $114$ элементов. Два элемента-неметалла составляют $76%$ массы земной коры. Это кислород ($49%$) и кремний ($27%$). В атмосфере содержится $0.03%$ массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют $98.5%$ массы растений, $97.6%$ массы тела человека. Неметаллы $C, H, O, N, S, Р$ — органогены, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород $О_2$, азот $N_2$, углекислый газ $СО_2$, водяные пары $Н_2О$ и др.).

Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только $0.88%$. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых $100$ атомов на Земле $17$ — атомы водорода.

Пояснительная записка Тематический тест « Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам» предназначен для подготовки учащихся к Единому Государственному экзамену по химии. Целевая аудитория - 11 класс. Формулировки тестовых заданий соответствуют демонстрационной версии контрольно-измерительных материалов по химии 2018 года.

Задания составлены по аналогии с тестами, опубликованными в пособии «ЕГЭ. Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов/ под ред. А.А. Кавериной», вышедшем в издательстве «Национальное образование» (Москва, 2017 год)

Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам

1) Cl

2) K

3) Si

4) S

5) O

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их электроотрицательности.
Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Ответ:

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одной группе. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания кислотных свойств их водородных соединений.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одной группе. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их металлических свойств.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания кислотных свойств их высших гидроксидов.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке увеличения числа внешних электронов в атомах этих элементов.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке усиления окислительных свойств их атомов.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одной группе. Расположите выбранные элементы в порядке усиления основных свойств образуемых ими оксидов.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три металла. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения восстановительных свойств.

Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одной группе.
Расположите эти элементы в порядке увеличения силы притяжения валентных электронов.

Ответы

Вопрос 1

Вопрос 2

Вопрос 3

Здесь собраны задачи к разделу Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система химических элементов

Задача 1. Как изменяются свойства гидроксидов элементов в периодах и группах с увеличением порядкового номера? Почему?

Решение. Металлы могут образовывать и основные, и кислотные, и амфотерные гидроксиды. При этом с увеличением степени окисления металла (при движении слева направо в основной характер его оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный усиливается.

Например

Сила оснований слева направо уменьшается, а сверху вниз растет, так же как металлические свойства растут сверху вниз.

Например , Cs (цезий) более активный металл, чем К (калий), так как у Cs валентный электрон находится дальше от ядра, чем у К (калия) и Cs легче отдает электрон (так как притяжение ядра ослабевает).

Если один элемент может иметь разные степени окисления, то с увеличением степени окисления элемента сила основания уменьшается, больше проявляется кислотный характер образуемого соединения, например

Cr +2 (OH) 2 Cr +3 (OH) 3 ≡H 3 CrO 3 H 2 CrO 4

основание амфотерный гидроксид кислота

основной характер ослабляется, кислотный характер усиливается

Неметаллы не образуют основные и амфотерные оксиды. Практически все оксиды неметаллов являются кислотными.

Например , Na 2 O – основной оксид, NaOH – основание

SO 3 – кислотный оксид, H 2 SO 4 – кислота

Al 2 O 3 – амфотерный оксид, может образовывать, как основание (Al(OH) 3), так и кислоту HAlO 2 или H 3 AlO 3 .

Задача 2. Какова современная формулировка Периодического закона? В чем причина периодической зависимости свойств элементов и образуемых ими соединений от заряда ядра атомов?

Решение. : Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома, или порядкового номера элемента.

Свойства элементов , в первую очередь, определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов. Поэтому элементы одной подгруппы имеют сходные свойства.

При увеличении порядкового номера (заряда ядра) в атомах элементов последовательно увеличивается общее число электронов, а число электронов на внешнем электронном слое изменяется периодически, что приводит к периодическому изменению свойств химических элементов.

Деление элементов на периоды обусловлено числом энергетических уровней: в одном периоде объединены элементы, имеющие одинаковое число энергетических уровней (электронных слоев), равное номеру периода.

Деление на группы и подгруппы обусловлено порядком заполнения электронами уровней и подуровней: элементы главных подгрупп состоят из s- и p- элементов (т.е. из элементов, у которых заполняется либо s-, либо р- подуровень).

Элементы побочных подгрупп состоят из d- и f- элементов (заполняется d- или f- подуровень).

Многие свойства элемента (радиус атома, электроотрицательность, степень окисления, энергия ионизации, сродство к электрону) связаны со строением электронных оболочек, поэтому вместе с последними обладают периодичностью.

Свойства элементов, в первую очередь, определяются структурой внешнего электронного слоя их атомов. Поэтому элементы одной подгруппы имеют сходные свойства.

Задача 3. Проанализируйте изменения величины зарядов ядер, радиусов. Атомов, электроотрицательностей и степеней окисления 4 периода. Каковы закономерности этих изменений при движении — по группе сверху вниз или по периоду слева направо? Как изменяется в этом направлении металличность элементов и характер их оксидов и гидроксидов?

Решение. Номер периода показывает число электронных слоев, номер внешнего электронного слоя, число энергетических уровней, номер высшего энергетического уровня, значение главного квантового числа для высшего энергетического уровня.

Элементы четвертого периода имеют главное квантовое число n = 4.

Электронных слоев – 4.

Четвертый период заканчивается благородным газом. После двух s-элементов (К и Са) следуют 10 элементов (от Sc до Zn), в атомах которых электроны в последнюю очередь заполняют d-подуровень предвнешнего электронного слоя (d-элементы). У Cr и Cu наблюдается проскок электрона. Завершают период p-элементы.

Слева направо заряд ядра растет, так как идет заполнение орбиталей и число электронов и протонов растет.

Слева направо атомные радиусы элементов уменьшаются, так как растет атомное притяжение.

Энергия ионизации увеличивается . Так как элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, чтобы походить на ближайший благородный газ (приобрести устойчивую структуру), поэтому для отрыва электрона не требуется много энергии. Элементы с правой стороны таблицы стремятся приобрести электрон. Следовательно, для отрыва электрона требуется больше энергии.

В группах сверху вниз металичность элементов усиливается, а энергия ионизации уменьшается. Причина этого в том, что электроны с низких энергетических уровней отталкивают от ядра электроны с высоких энергетических уровней, поскольку и те и другие имеют отрицательный заряд.

Так как в каждом следующем ряду на один энергетический уровень больше, чем в предыдущем, атомные радиусы увеличиваются (сверху вниз).

Высшая степень окисления и металлов и неметаллов, как правило, равна номеру группы. Низшая степень окисления металлов равна нулю (в простых веществах – металлах). Низшая степень окисления неметаллов равна 8 – номер группы. Например, для брома степень окисления = 7 – 8 = -1.

Кислотными являются почти все оксиды неметаллов, а также оксиды металлов, в которых металл имеет степень окисления +5 и выше (CrO 3 , Mn 2 O 7).

Оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 в большинстве своем, являются амфотерными. И некоторые оксиды металлов со степенью окисления +2 (ZnO, MnO 2).

Неметаллы не образуют основные и амфотерные оксиды.

Основными оксидами и гидроксидами являются оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +1 (K 2 O), большинство оксидов и гидроксидов металлов со степенью окисления +2 (CaO) и некоторых оксидов металлов со степенью окисления +3.

Задача 4. Составьте формулы оксидов и гидроксидов марганца. Как изменяется кислотно-основной и окислительно-восстановительный характер этих соединений? Подчиняются ли эти соединения общей закономерности изменения свойств оксидов и гидроксидов?

Решение. Для марганца характерны степени окисления +2, +4,+7, существуют соединения в которых он проявляет степени окисления +3, +5, +6.

Соединения марганца могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости степени окисления Mn. Если в соединении марганец находится в своей высшей степени окисления, то он будет проявлять окислительные свойства, если в соединении марганец находится в своей низшей степени окисления, то он будет проявлять восстановительные свойства. И окислителем и восстановителем марганец выступает в своих промежуточных степенях окисления.

Свойства оксидов и гидроксидов также зависят от степени окисления Mn, с увеличением которой усиливаются кислотные свойства соединений:

MnO → Mn 2 O 3 → MnO 2 → Mn 2 O 7

основные амфотерный кислотный

Mn(OH) 2 → Mn(OH) 3 → Mn(OH) 4 → HMnO 4

основные амфотерный кислотный

Т.о. оксиды и гидроксиды марганца подчиняются общим закономерностям изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств.

Задача 5. Из оксидов As 2 O 3 , P 2 O 5 , GeO 2 , SO 3 , Al 2 O 3 , V 2 O 5 выберите два оксида с наиболее выраженными кислотными свойствами. Укажите валентные электроны выбранных элементов.

Решение. , так как растет атомное притяжение. Энергия ионизации увеличивается. Так как элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, чтобы походить на ближайший благородный газ (приобрести устойчивую структуру), поэтому для отрыва электрона не требуется много энергии. Элементы с правой стороны таблицы стремятся приобрести электрон. Следовательно, для отрыва электрона требуется больше энергии.

Электроотрицательность и металичность в главных подгруппах слева направо растет (благородные газы не имеют электроотрицательности).

В связи с этим, кислотные свойства оксидов увеличиваются в главных подгруппах снизу вверх, в периоде – слева направо. Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона делают оксид более кислотным.

Из приведенных оксидов As 2 O 3 , P 2 O 5 , GeO 2 , SO 3 , Al 2 O 3 , V 2 O 5 наиболее выражены кислотные свойства у P 2 O 5 и SO 3. следующее:

P+15 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0 валентность 3

P * +15 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 валентность 5

S+16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 валентность 2

S*+16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 валентность 4

S*+16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 валентность 6

Задача 6. Из оксидов BaO, K 2 O, TiO 2 , CaO, Al 2 O 3 , MgO, ZnO выберите два оксида с наиболее выраженными основными свойствами. Укажите валентные электроны выбранных элементов.

Решение. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат 3 и менее электронов (металлы) имеют оксиды, которые обладают основными свойствами .

Слева направо атомные радиусы элементов уменьшаются , так как растет атомное притяжение. Энергия ионизации увеличивается. Так как элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, чтобы походить на ближайший благородный газ (приобрести устойчивую структуру), поэтому для отрыва электрона не требуется много энергии. Элементы с правой стороны таблицы стремятся приобрести электрон. Следовательно, для отрыва электрона требуется больше энергии. Электроотрицательность и металичность в главных подгруппах слева направо растет (благородные газы не имеют электроотрицательности).

В связи с этим, основные свойства оксидов увеличиваются в главных подгруппах сверху вниз , в периоде – справа налево. Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона делают оксид более кислотным.

Из приведенных оксидов BaO, K 2 O, TiO 2 , CaO, Al 2 O 3 , MgO, ZnO наиболее выражены основные свойства у, K 2 O и BaO. следующее:

K+19 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0

Ba+56 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2

Задача 7. Приведите современную формулировку периодического закона. Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, помещены соответственно перед калием, хотя имеют бóльшую атомную массу. Как называются пары таких элементов?

Положение элементов в Периодической таблице не зависит от атомной массы элемента, а зависит от заряда ядра, поэтому Ar+18 помещен перед K+19, Co+27 – перед Ni +28, Te+52 – перед I+53, Th+90 – перед Pa+91 (хотя аргон, кобальт, теллур и торий имеют большую массу, чем калий, никель, йод и протактиний соответственно).

Пары элементов с различным числом протонов и нейтронов, но с одинаковым числом нуклонов называют изобарами, например

Категории ,

Периодический закон изменения свойств химических элементов был открыт в 1869 году великим русским ученым Д.И. Менделеевым и в первоначальной формулировке звучал следующим образом:

«… свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Атомным весом в те времена называли атомную массу химического элемента. Следует отметить, что в то время не было ничего известно о реальном строении атома и господствовала идея о его неделимости, в связи с чем Д.И. Менделеев сформулировал свой закон периодичного изменения свойств химических элементов и образованных ими соединений исходя из массы атомов. Позже после установления строения атома закон был сформулирован в следующей формулировке актуальной и в настоящий момент.

Свойства атомов химических элементов и образованных ими простых веществ находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.

Графическим изображением периодического закона Д.И. Менделеева можно считать периодическую таблицу химических элементов, впервые построенную самим великим химиком, но несколько усовершенствованную и доработанную последующими исследователями. Фактически используемый в настоящее время вариант таблицы Д.И. Менделеева отражает современные представления и конкретные знания о строении атомов разных химических элементов.

Рассмотрим более детально современный вариант периодической системы химических элементов:

В таблице Д.И. Менделеева можно видеть строки, называемые периодами; всего их насчитывается семь. Фактически номер периода отражает число энергетических уровней, на которых расположены электроны в атоме химического элемента. Например, такие элементы, как фосфор, сера и хлор, обозначаемые символами P, S, и Cl, находятся в третьем периоде. Это говорит о том, что электроны в этих атомах расположены на трех энергетических уровнях или, если говорить более упрощенно, образуют трехслойную электронную оболочку вокруг ядер.

Каждый период таблицы, кроме первого, начинается щелочным металлом и заканчивается благородным (инертным) газом.

Все щелочные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего электронного слоя ns1, а благородные газы — ns 2 np 6 , где n – номер периода, в котором находится конкретный элемент. Исключением из благородных газов является гелий (He) с электронной конфигурацией 1s 2 .

Также можно заметить, что помимо периодов таблица делится на вертикальные столбцы — группы, которых насчитывается восемь. Большинство химических элементов имеет равное номеру группы количество валентных электронов. Напомним, что валентными электронами в атоме называются те электроны, которые принимают участие в образовании химических связей.

В свою очередь, каждая группа в таблице делится на две подгруппы – главную и побочную.

Для элементов главных групп количество валентных электронов всегда равно номеру группы. Например, у атома хлора, расположенного в третьем периоде в главной подгруппе VII группы, количество валентных электронов равно семи:

Элементы побочных групп имеют в качестве валентных электроны внешнего уровня или нередко электроны d-подуровня предыдущего уровня. Так, например, хром, находящийся в побочной подгруппе VI группы, имеет шесть валентных электронов – 1 электрон на 4s-подуровне и 5 электронов на 3d-подуровне:

Общее количество электронов в атоме химического элемента равно его порядковому номеру. Другими словами, общее количество электронов в атоме с номером элемента возрастает. Тем не менее, количество валентных электронов в атоме изменяется не монотонно, а периодически – от 1-го у атомов щелочных металлов до 8-ми для благородных газов.

Иными словами, причина периодического изменения каких-либо свойств химических элементов связана с периодическими изменениями в строении электронных оболочек.

При движении вниз по подгруппе атомные радиусы химических элементов возрастают ввиду увеличения количества электронных слоев. Тем не менее, при движении по одному ряду слева направо, то есть с ростом количества электронов для элементов, расположенных в одном ряду, происходит уменьшение радиуса атома. Данный эффект объясняется тем, что при последовательном заполнении одной электронной оболочки атома ее заряд, как и заряд ядра, увеличивается, что приводит к усилению взаимного притяжения электронов, в результате чего электронная оболочка «поджимается» к ядру:

Вместе с тем, внутри одного периода с ростом количества электронов происходит уменьшение радиуса атома, а также возрастает энергия связи каждого электрона внешнего уровня с ядром. Это означает, что, например, ядро атома хлора будет удерживать электроны своего внешнего уровня намного сильнее, чем ядро атома натрия единственный электрон внешнего электронного уровня. Более того, при столкновении атома натрия и хлора хлор «отберет» единственный электрон у атома натрия, то есть электронная оболочка хлора станет такой же, как у благородного газа аргона, а у натрия — такой же, как у благородного газа неона. Способность атома какого-либо химического элемента оттягивать на себя «чужие» электроны при столкновении с атомами другого химического элемента называется электроотрицательностью. Более подробно про электроотрицательность будет рассказано в главе, посвященной химическим связям, но нужно отметить, что, электроотрицательность, как и многие другие параметры химических элементов, также подчиняется периодическому закону Д.И. Менделеева. Внутри одной подгруппы химических элементов электроотрицательность убывает, а при движении по ряду одного периода вправо электроотрицательность возрастает.

Следует усвоить один полезный мнемонический прием, позволяющий восстановить в памяти то, как меняются те или иные свойства химического элемента. Заключается он в следующем. Представим себе циферблат обычных круглых часов. Если его центр поместить в правый нижний угол таблицы Д.И. Менделеева, то свойства химических элементов будут однообразно изменяться при движении по ней вверх и вправо (по часовой стрелке) и противоположно вниз и влево (против часовой стрелки):

Попробуем применить данный прием к размеру атома. Допустим, что вы точно помните, что при движении вниз по подгруппе в таблице Д.И. Менделеева радиус атома увеличивается, поскольку растет число электронных оболочек, но напрочь забыли, как изменяется радиус при движении влево и вправо.

Тогда нужно действовать следующим образом. Поставьте большой палец правой руки в правый нижний угол таблицы. Движение вниз по подгруппе будет совпадать с движением указательного пальца против часовой стрелки, как и движение влево по периоду, то есть радиус атома при движении влево по периоду, как и при движении вниз по подгруппе, увеличивается.

Аналогично и для других свойств химических элементов. Точно зная, как изменяется то или иное свойство элемента при движении вверх-вниз, благодаря данному методу вы сможете восстановить в памяти то, как меняется это же свойство при движении влево или вправо по таблице.