Як посилюються окисні властивості в таблиці Менделєєва. Як змінюються властивості хімічних елементів у підгрупах періодичної системи Менделєєва

(Z) має періодичний характер. У межах одного періоду із збільшенням Zпроявляється тенденція до зменшення розмірів атомів. Наприклад, у другому періоді атомні радіуси мають такі значення:

r , нм	0,155	0,113	0,091	0,077	0,071	0,066	0,064

Це збільшенням тяжіння електронів зовнішнього шару до ядра у міру зростання заряду ядра. У підгрупах згори донизу атомні радіуси зростають, т.к. збільшується кількість електронних шарів:

	r , нм		r , нм
	0,155		0,071
	0,189		0,130
	0,236		0,148
	0,248		0,161
	0,268		0,182

Втрата атомом електронів призводить до зменшення його ефективних розмірів, а приєднання надлишкових електронів до збільшення. Тому радіус позитивного іона (катіону) завжди менший, а радіус негативного іона (аніону) завжди більший, ніж радіус відповідного електронейтральногоатома. Наприклад:

	r , нм		r , нм
	0,236	Cl 0	0,099
	0,133	Cl -	0,181

Радіус іона тим сильніше відрізняється від радіусу атома, чим більший заряд іона:

	Cr 0	Cr 2+	Cr 3+
r , нм	0,127	0,083	0,064

У межах однієї підгрупи радіуси іонів однакового заряду зростають із збільшенням заряду ядра:

	r , нм		r , нм
Li +	0,068		0,133
Na +	0,098	Cl -	0,181
	0,133	Br -	0,196
Rb +	0,149		0,220

Така закономірність пояснюється збільшенням числа електронних шарів і видаленням зовнішніх електронів від ядра, що зростає.

б) Енергія іонізації та спорідненість до електрона. У хімічних реакціях ядра атомів не піддаються зміні, електронна оболонка перебудовується, причому атоми здатні перетворюватися на позитивно і негативно заряджені іони. Ця здатність може бути кількісно оцінена енергією іонізації атома та його спорідненістю до електрона.

Енергією іонізації (потенціалом іонізації) Iназивається кількість енергії, необхідне відриву електрона від незбудженого атома з утворенням катіона:

X - e→ X +

Енерг ія іонізації вимірюється в кДж/моль або електронвольтах 1 еВ = 1,602. 10-19 Дж або 96,485 кДж/моль.(ЕВ). Відрив другого електрона відбувається складніше, ніж першого, т.к. другий електрон відривається немає від нейтрального атома, як від позитивного іона:

X + - e→ X 2+

Тому другий потенціал іонізації I 2 більше, ніж перший ( I 2 >I 1). Очевидно, що видалення кожного наступного електрона вимагатиме більших енергетичних витрат, ніж видалення попереднього. Для характеристики властивостей елементів зазвичай беруть до уваги енергію відриву першого електрона.

У групах потенціал іонізації зменшується із збільшенням атомного номера елемента:

I, ЕВ	6,39	5,14	4,34	4,18	3,89

Це пов'язано з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра і, отже, з їх легшим відривом зі збільшенням кількості електронних шарів. Величина потенціалу іонізації може бути мірою “металлічності” елемента: що менше потенціал іонізації, то легше видалити електрон з атома, тим більше виражені металеві властивості .

У періодах ліворуч заряд ядра зростає, а радіус атома зменшується. Тому потенціал іонізації поступово збільшується, а металеві властивості слабшають:

I, ЕВ	5,39	9,32	8,30	11,26	14,53	13,61	17,42	21,56

Порушення тенденції зростання Iспостерігається для атомів із повністю заповненим зовнішнім енергетичним підрівнем, або для атомів, у яких зовнішній енергетичний підрівень заповнений рівно наполовину:

Це свідчить про підвищену енергетичну стійкість електронних конфігурацій з повністю або рівно наполовину зайнятими підрівнями.

Ступінь тяжіння електрона до ядра і, отже, потенціал іонізації залежить від низки чинників, і від заряду ядра Заряд ядра дорівнює порядковому номеру елемента таблиці Менделєєва., від відстані між електроном та ядром, від екрануючого впливу інших електронів. Так, у всіх атомів, крім елементів першого періоду, вплив ядра на електрони зовнішнього шару екранований електронами внутрішніх шарів.

Поле ядра атома, що утримує електрони, притягує також вільний електрон, якщо він опиниться поблизу атома. Щоправда, цей електрон зазнає відштовхування з боку електронів атома. Для багатьох атомів енергія тяжіння додаткового електрона до ядра перевищує енергію відштовхування його від електронних оболонок. Ці атоми можуть приєднувати електрон, утворюючи стійкий однозарядний аніон. Енергію відриву електрона від негативного однозарядного іона в процесі X - - e → X 0 називають спорідненістю атома до електрона ( A), що вимірюється в кДж/моль або еВ. При приєднанні двох і більше електронів до атома відштовхування переважає над тяжінням - спорідненість атома до двох і більше електронів завжди негативно. Тому одноатомні багатозарядні негативні іони (O2-, S2-, N3-і т.п.) у вільному стані існувати не можуть.

Спорідненість до електрона відома не для всіх атомів. Максимальною спорідненістю до електрона мають атоми галогенів.

В) Електронегативність. Ця величина характеризує здатність атома в молекулі притягувати себе сполучні електрони. Електронегативністьне слід плутати із спорідненістю до електрона: перше поняття відноситься до атома у складі молекули, а друге - до ізольованого атома. Абсолютна електронегативність(кДж/моль або еВ 1 електронвольт = 1,602. 10-19 Дж або 96,485 кДж/моль.) дорівнює сумі енергії іонізації та спорідненості до електрона :АЕО = I+A. Насправді часто застосовується величина відносної електронегативності, рівна відношенню АЕО даного елемента до АЕО літію (535 кДж/моль):

А.І. Хлєбніков, І.М. Аржанова, О.А. Напілкова

Радіуси атомів елементів та іонів обчислюються виходячи з міжядерних відстаней, які залежать не тільки від природи атомів, але також і від характеру хімічного зв'язку між ними та від агрегатного стану речовини.

Радіуси атомів та однаково заряджених іонівв періоді зі збільшенням зарядів ядра в основному (за кількома винятками) зменшуються у зв'язку зі збільшенням сил кулонівського тяжіння через зростання числа, а отже, і сумарного заряду електронів в електронних оболонках та ядер.

У підгрупах зі збільшенням заряду ядра (рух зверху донизу) атомні та іонні радіуси, як правило, збільшуються, що пов'язано зі збільшенням числа електронних рівнів.

Енергія іонізації (I) (потенціал іонізації)у періоді зростає із зростанням заряду ядра, у головних і третій побічній підгрупах – зменшується зверху вниз у зв'язку з появою нового енергетичного рівня. В інших побічних підгрупах енергія іонізації зростає із зростанням заряду ядра.

Спорідненістю до електрона (Е) (енергія, що виділяється при приєднанні додаткового електрона до атома, іона чи молекули). Максимальна у атомів галогенів. Спорідненість до електрона залежить не тільки від заряду ядра атома, а й від ступеня заповнення зовнішніх електронних рівнів.

Електронегативність (ЕО)- узагальнена характеристика елемента, що визначається як сума енергії іонізації та спорідненості до електрона.

Відносну ЕО з Полінгувизначають як відношення ЕО елемента до ЕО атома літію. Відносна електронегативність у періоді зростає, а в підгрупах зменшується зі зростанням заряду ядра.

Окислювальна здатність елементазмінюється так само як і електронегативність, а відновна здатність у зворотному порядку.

Щільність простих речовину період зазвичай проходить через максимум, що лежить приблизно в середині періоду, зростає в підгрупах зі зростанням заряду ядра.

Основні властивості вищих оксидів та гідроксидів елементівв період закономірно послаблюються, що пов'язано зі збільшенням сили тяжіння гідроксид-іонів до центрального атома зі зростанням заряду його ядра і зменшенням атомного радіусу, а в підгрупі, як правило, посилюються, тому що атомний радіус елементів зростає.

Кислотні властивостіцих сполук змінюються у зворотному напрямку.

Неметалічні властивостіу періоді, як правило, посилюються зліва направо, а в підгрупі – слабшають зверху донизу, металеві -навпаки. Кордон між металами та неметалами в таблиці проходить по діагоналі B-At таким чином, що всі неметали знаходяться у верхній правій частині таблиці (виняток становлять d-елементи).

Механізм утворення хімічного зв'язку може бути змодельований у різний спосіб.

Збільшення ступеня окислення елемента та зменшення радіуса його іона (при цьому відбувається зменшення ефективного негативного заряду на цьому кисні) роблять оксид кислотнішим. Це пояснює закономірне зміна властивостей оксидів від основних до амфотерним і далі кислотним.

1) В одному періоді зі збільшенням порядкового номера відбувається посилення кислотних властивостей оксидів та збільшення сили відповідних їм кислот.

2) У головних підгрупах періодичної системи при переході від одного елемента до іншого зверху донизу спостерігається посилення нових властивостей оксидів:

3) При підвищенні ступеня окислення елемента посилюються кислотні властивості оксиду та слабшають основні

Хімічні властивості оксидів

Основні оксиди

До основних оксидів відносяться:

Оксиди всіх металів головної підгрупи першої групи (лужні метали Li - Fr)

Головної підгрупи другої групи, починаючи з магнію (Mg – Ra)

Оксиди перехідних металів у нижчих ступенях окиснення, наприклад, MnO, FeO.

Більшість основних оксидів є твердими кристалічними речовинами іонного характеру, у вузлах кристалічної решітки розташовані іони металів, досить міцно пов'язані з оксид-іонами О2-, тому оксиди типових металів мають високі температури плавлення і кипіння.

Зазначимо одну характерну для оксидів особливість. Близькість іонних радіусів багатьох іонів металів призводить до того, що в кристалічній решітці оксидів частина іонів одного металу може бути замінена на іони іншого металу. Це призводить до того, що для оксидів часто не виконується закон сталості складу та можуть існувати змішані оксиди змінного складу.

Більшість основних оксидів не розпадається при нагріванні, виняток становлять оксиди ртуті та благородних металів:

2HgO = 2Hg + O 2

2Ag2O = 4Ag + O2

Основні оксиди при нагріванні можуть вступати в реакції кислотними та амфотерними оксидами, з кислотами:

ОО + SiO 2 = SiO 3 ,

МgО + Аl 2 Про 3 = Мg(AlO 2) 2 ,

ZnО + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О.

Оксиди лужних та лужноземельних металів безпосередньо реагують з водою:

Як і інші типи оксидів, основні оксиди можуть вступати в окисно-відновлювальні реакції:

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

Основні оксиди найбільш активних металів (лужних та лужноземельних, починаючи з оксиду кальцію) при взаємодії з водою (реакція гідратації) утворюють відповідні гідроксиди (основи). Наприклад, при розчиненні оксиду кальцію (негашеного вапна) у воді утворюється гідроксид кальцію – сильна основа:

СаO + H 2 O → Са(OH) 2

Основні оксиди взаємодіють із кислотами, утворюючи відповідні солі:

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

До утворення солей також призводить реакція основних оксидів із кислотними оксидами:

Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

І з амфотерними оксидами:

Li 2 O+Al 2 O 3 → 2LiAlO 2

Кислотні оксиди

Більшість оксидів неметалів є кислотними оксидами (CO2, SO3, P4O10). Оксиди перехідних металів у вищих ступенях окиснення виявляють переважно також властивості кислотних оксидів, наприклад: CrO3, Mn2O7, V2O5.

Кислотні оксиди представляють її оксиди неметалів або перехідних металів у високих ступенях окиснення і можуть бути отримані методами, аналогічними методам отримання основних оксидів, наприклад:

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

Більшість кислотних оксидів безпосередньо взаємодіє з водою з утворенням кислот:

Найбільш типовими для кислотних оксидів є їх реакції з основними та амфотерними оксидами, з лугами:

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

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 ↓ + Н 2 О.

Вище згадувалося, що кислотні оксиди можуть вступати в численні окислювально-відновні реакції, наприклад:

2SO 2 +O 2 2SO 3

SО 2 + 2Н 2 S = 3S + 2Н 2 О,

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

Практично всі кислотні оксиди при взаємодії з водою (гідратації) утворюють відповідні кислотні гідроксиди (кислородосодержащіе кислоти). Наприклад, при розчиненні оксиду сірки (VI) у воді утворюється сірчана кислота:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Кислотні оксиди можуть бути одержані з відповідної кислоти:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Амфотерні оксиди

Амфотерність (від грец. Amphoteros – і те й інше) – здатність хімічних сполук (оксидів, гідроксидів, амінокислот) виявляти як кислотні властивості, і основні властивості, залежно від властивостей другого реагенту, що у реакції.

Амфотерні оксиди реагують із сильними кислотами, утворюючи солі цих кислот. Такі реакції є проявом основних властивостей амфотерних оксидів, наприклад:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Вони також реагують із сильними лугами, виявляючи цим свої кислотні властивості, наприклад:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерні оксиди можуть реагувати з лугами подвійно: в розчині та в розплаві.

При реакції з лугом у розплаві утворюється звичайна середня сіль (як показано на прикладі вище).

При реакції з лугом у розчині утворюється комплексна сіль.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (У даному випадку утворюється тетрагідроксоалюмінат натрію)

До кожного амфотерного металу є своє координаційне число.

Для Be та Zn - це 4; для Al - це 4 або 6; для Cr - це 6 або (дуже рідко) 4;

Амфотерні оксиди зазвичай не розчиняються у воді і не реагують із нею.

Амфотерні оксиди мають двоїстої природою: вони одночасно здатні до реакцій, які вступають як основні, і кислотні оксиди, тобто. реагують і з кислотами, і з лугами:

Аl 2 Про 3 + 6НСl = 2АlСl 3 + ДТ 2 О,

Аl 2 Про 3 + 2NаОН + ДТ 2 Про = 2Nа[Аl(ОН) 4 ].

До амфотерних оксидів відносяться оксид алюмінію Аl2О3, оксид хрому (III) Сr2О3, оксид берилію ВеО, оксид цинку ZnО, оксид заліза (III) Fe2О3 та ряд інших.

Ідеально амфотерним оксидом є вода Н2О, яка дисоціює з утворенням однакових кількостей іонів водню (кислотні властивості) та гідроксид-іону (основні властивості). Амфотерні властивості води яскраво виявляються при гідролізі розчинених у ній солей:

Сu 2+ + Н 2 Про Сu(ОН) + + Н + ,

3 2- + Н 2 Про НСО 3- + ОН - .

Дмитро Іванович Менделєєв відкрив періодичний закон, згідно з яким властивості елементів та утворюваних ними змінюються періодично. Дане відкриття було графічно відображено у таблиці Менделєєва. По таблиці дуже добре і наочно видно, як властивості елементів змінюються за періодом, після чого повторюються наступного періоду.

Для вирішення завдання №2 ЄДІ з хімії нам лише потрібно зрозуміти і запам'ятати, які властивості елементів у яких напрямках змінюються і як.

Все це відображено на малюнку нижче.

Зліва направо зростають електронегативність, неметалічні властивості, вищі ступеня окиснення і т.д. А металеві властивості та радіуси зменшуються.

Зверху вниз навпаки: зростають металеві властивості та радіуси атомів, а електронегативність падає. Вищий ступінь окислення, що відповідає кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні, у цьому напрямі не змінюється.

Розберемо на прикладах.

приклад 1.У ряді елементів Na→Mg→Al→Si
А) зменшуються радіуси атомів;
Б) зменшується кількість протонів у ядрах атомів;
В) збільшується кількість електронних шарів в атомах;
Г) зменшується вищий ступінь окислення атомів;

Якщо подивитися в таблицю Менделєєва, ми побачимо, що це елементи цього ряду перебувають у періоді і перелічені тому порядку, як вони стоять у таблиці зліва направо. Щоб відповісти на питання такого роду потрібно просто знати кілька закономірностей змін властивостей у періодичній таблиці. Так зліва направо за періодом металеві властивості падають, неметалеві ростуть, електронегативність зростає, енергія іонізації зростає, радіус атомів зменшується. По групі зверху вниз металеві та відновлювальні властивості зростають, електронегативність падає, енергія іонізації зменшується, радіус атомів зростає.

Якщо ви були уважні, то вже зрозуміли, що в цьому випадку зменшуються радіуси атомів. Відповідь А.

приклад 2.У порядку посилення окисних властивостей елементи розташовані у рядку:
А. F→O→N
Б. I→Br→Cl
Ст Cl→S→P
Г. F→Cl→Br

Як ви знаєте, у періодичній таблиці Менделєєва окислювальні властивості зростають зліва направо за періодом і знизу вгору по групі. У варіанті Б наведені елементи однієї групи в порядку знизу вгору. Значить, Б підходить.

приклад 3.Валентність елементів у вищому оксиді збільшується в ряді:
А. Cl→Br→I
Би. Cs→K→Li
Ст Cl→S→P
Г. Al→C→N

У вищих оксидах елементи виявляють свій високий ступінь окислення, який збігатиметься з валентністю. А найвищий ступінь окислення зростає зліва направо по таблиці. Дивимося: у першому та другому варіантах нам дано елементи, що знаходяться в одних групах, там вищий ступінь окислення і відповідно валентність в оксидах не змінюється. Cl→S→P – розташовані праворуч наліво, тобто у них навпаки валентність у вищому оксиді падатиме. А ось у ряді Al→C→N елементи розташовані ліворуч – праворуч, валентність у вищому оксиді збільшується у них. Відповідь: Г

приклад 4.У ряді елементів S→Se→Te
А) збільшується кислотність водневих сполук;
Б) збільшується вищий ступінь окислення елементів;
В) збільшується валентність елементів у водневих сполуках;
Г) зменшується кількість електронів на зовнішньому рівні;

Відразу дивимося розташування цих елементів у таблиці Менделєєва. Сірка, селен та телур знаходяться в одній групі, одній підгрупі. Наведено у порядку зверху вниз. Дивимось ще раз на діаграму вище. Зверху вниз у періодичній таблиці зростають металеві властивості, зростають радіуси, падає електронегативність, енергія іонізації та неметалічні властивості, кількість електронів на зовнішньому рівні не змінюється. Варіант Г одразу виключаємо. Якщо число зовнішніх електронів не змінюється, то валентні можливості та вищий ступінь окислення теж не змінюється, Б і В – виключаємо.

Залишається варіант А. Перевіряємо для порядку. За схемою Косселя сила безкисневих кислот зростає із зменшенням ступеня окиснення елемента та збільшенням радіуса його іона. Ступінь окислення у всіх трьох елементів однакова у водневих сполуках, а ось радіус зверху вниз зростає, отже, і сила кислот зростає.
Відповідь - А.

Приклад 5.У порядку ослаблення основних властивостей оксиди розташовані у рядку:
А. Na 2 O→K 2 O→Rb 2 O
Б. Na 2 O→MgO→Al 2 O 3
Ст BeO→BaO→CaO
Г. SO 3 →P 2 O 5 →SiO 2

Основні властивості оксидів слабшають синхронно з ослабленням металевих властивостей елементів їх утворюючих. А Ме-властивості слабшають зліва направо або знизу вгору. Na, Mg і Al розташовані зліва направо. Відповідь Б.

Одним з найважливіших законів природи є періодичний закон, відкритий в 1869 р. Менделєєвим, який він сформулював так: "Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук перебувають у періодичній залежності від атомних ваг елементів".

З розвитком квантової хімії періодичний закон отримав суворе теоретичне обґрунтування, а з ним і нове формулювання: "Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їхніх атомів".

До Менделєєва багато хто намагався систематизувати елементи, найближче підійшов Майєр (Німеччина). У 1864 р. у своїй книзі він навів таблицю, в якій елементи були розташовані в порядку зростання їх атомних мас, але в цю таблицю Майєр помістив всього 27 елементів, менше половини, відомих на той час. Заслуга Менделєєва, що у його таблиці знайшлося місце як усім відомим елементам, але залишили порожні місця ще не відкритих елементів (екабор – Sc, екаалюміній – Ga, екасилиций – Ge).

З погляду електронної будови атома:

Періодомназивають горизонтальну послідовність елементів, що починається з лужного металу і закінчується благородним газом тим самим максимальним значенням головного квантового числа, що дорівнює номеру періоду.

Число елементів у періоді визначається ємністю підрівнів.

Групоюелементів називають вертикальну сукупність елементів, що володіє однотипною електронною конфігурацією та певною хімічною подібністю. Номер групи (за винятком I, II, VIII побічних підгруп) дорівнює сумі валентних електронів.

Крім розподілу за періодами (визначається головним квантовим числом) існує розподіл на сімейства, Яке визначається орбітальним квантовим числом. Якщо елемент заповнюється s-підрівень, то s-сімейство або s-елемент; p-підрівень – p-елемент; d-підрівень – d-елемент; f-підрівень – f-елемент.

У короткоперіодній формі періодичної системи 8 груп, кожна з яких поділяється на головну та побічну підгрупи. I та II головні підгрупи заповнюються s-елементами; III-VIII основні підгрупи – р-елементами. d-елементи перебувають у побічних підгрупах. f-елементи винесені до окремих груп.

Таким чином, кожен елемент у періодичній системі елементів займає строго певне місце, яке відзначається порядковим номером і пов'язане із будовою електронних оболонок атома.

1.2.1. Закономірності зміни властивостей елементів та їх сполук за періодами та групами

Експериментальними дослідженнями було встановлено залежність хімічних і фізичних властивостей елементів від своїх становища у періодичної системі.

Енергією іонізаціїназивається енергія, яку треба витратити для відриву та видалення електрона від атома, іона чи молекули . Вона виявляється у Дж чи еВ (1эВ=1,6 . 10 -19 Дж).

Енергія іонізації є мірою відновлювальної здатностіатома. Чим нижче значення енергії іонізації, тим вища відновна здатність атома. Атоми, втрачаючи електрон, перетворюються на позитивно заряджені іони.

Спорідненість до електронаназивається енергія, яка виділяється при приєднанні електрона до атома, молекули або радикалу.

Енергія спорідненості з електроном атомів закономірно змінюється відповідно до характеру електронних структур атомів елементів. У періодах зліва направо спорідненість до електрона та окисні властивості елементів зростають.У групах зверху вниз спорідненість до електрона, як правило, зменшується.

Галогени відрізняються найвищим спорідненістю до електрону, т.к. приєднуючи один електрон до нейтрального атома, вона набуває закінченої електронної конфігурації благородного газу.

Характеристика у тому, який із атомів легше віддає чи приєднує електрон, називається електронегативністюяка дорівнює напівсумі енергії іонізації та спорідненості до електрона.

Електронегативність зростає в напрямку зліва направо для елементів кожного періоду і зменшується в напрямку зверху вниз для елементів однієї групи ПС.

Атомні та іонні радіуси

Атоми та іони не мають чітко визначених меж внаслідок хвильової природи електронів. Тому визначають умовні радіуси атомів та іонів, пов'язаних один з одним хімічним зв'язком у кристалах.

Радіуси атомів металів у періодах із зростанням порядкового номера елементів зменшуються, т.к. при однаковій кількості електронних верств зростає заряд ядра, отже, і тяжіння їм електронів.

У межах кожної групи елементів, як правило, радіуси атомів збільшуються зверху донизу, т.к. зростає кількість енергетичних рівнів. Радіуси іонів також знаходяться в періодичній залежності від порядкового номера елемента.

приклад.Як змінюються розміри атомів усередині періоду при переході від одного періоду до іншого і в межах однієї групи? Які елементи мають мінімальне та максимальне значення розміру атома?

Усередині періоду (зліва направо) розміри атомів зменшуються, т.к. збільшується заряд ядра та електрони сильніше притягуються до ядра. У основних підгрупах обсяги атомів збільшуються, т.к. збільшується кількість електронних верств. У побічних підгрупах такі зміни менш помітні, за рахунок d-стиснення, а при переході з V в VI період відбувається навіть зменшення зменшення розмірів атомів за рахунок f-стиснення.

Згідно з цими правилами мінімальне значення розміру атома має гелій, а максимальне – цезій. Францій немає довгоживучих ізотопів (природний ізотоп радіоактивний, період напіврозпаду 21 хвилина).

Метали та неметали.Розподіл елементів та простих речовин на метали та неметали певною мірою умовно.

За фізичними властивостями метали характеризуються високою теплопровідністю та електричною провідністю, негативним температурним коефіцієнтом провідності, специфічним металевим блиском, ковкістю, пластичністю тощо.

За хімічними властивостями метали характеризуються основними властивостями оксидів та гідроксидів та відновними властивостями.

Подібні відмінності у властивостях простих речовин пов'язані з характером хімічного зв'язку за її утворення. Металевий зв'язок у металах утворюється при дефіциті валентних електронів, а ковалентний у неметаллах за їх достатньої кількості. Виходячи з цього, можна провести вертикальну межу між елементами IIIA та IV груп. Ліворуч – елементи з дефіцитом валентних електронів, праворуч – з надлишком. Це межа Цинтля.

приклад.Чим відрізняються типові метали від неметалів? Чому та як змінюються металеві властивості зі збільшенням порядкового номера елементів?

У періодичній системі елементів переважно знаходяться метали, неметалів небагато (всього 22). До металів відносяться всі s-елементи. Це з наявністю вони малого числа валентних електронів (1 чи 2), внаслідок цього дефіциту електронів утворюється металева зв'язок.

Всі d-і f-елементи теж є металами. При утворенні хімічних зв'язків як валентні електрони у атомів d-елементів виступають s-електрони зовнішнього енергетичного рівня і частина або всі d-електрони передостаннього рівня, причому d-електрони беруть участь в утворенні хімічних зв'язків лише після того, як будуть пов'язані всі зовнішні s- електрони. Крім того, легкість видалення s-електронів сприяє ефект екранування заряду ядра. Він полягає у зменшенні впливу на електрон позитивного заряду ядра через наявність між електроном, що розглядається, і ядром інших електронів (це d - або f -електрони).

У р-елементів відбувається конкуренція між збільшенням числа валентних електронів (неметалічні властивості) та екрануванням заряду ядра (підсилюються металеві властивості). У зв'язку з цим у р-елементів підгрупою зверху вниз збільшується стійкість нижчих ступенів окислення.

По періоду праворуч наліво збільшуються неметалеві властивості атомів, рахунок збільшення заряду ядра атома і проблеми віддачі електронів. По підгрупі зверху вниз збільшуються металеві властивості, оскільки слабшає зв'язок зовнішніх електронів з ядром.

Властивості сполук поділяються на кислотно-основні та окислювально-відновні. Періодична система елементів добре пояснює ці закономірності. Розглянемо це з прикладу гидроксидов.

Якщо елемент має ступінь окислення маленьку (+1 або +2), наприклад Na-O-H, то зв'язок Na-O менш міцна, ніж O-H і розрив зв'язку відбувається по менш міцного зв'язку.

Na-O-H  Na + + OH - . З'єднання має основні властивості.

Якщо ступінь окислення елемента більша (від +5 до +7), то зв'язок елемент – кисень міцніший, ніж зв'язок О-Н і сполука має кислотні властивості. В азотній кислоті ступінь окиснення азоту більша (+5).

 H + + NO 3 -

З'єднання ступеня окислення +3 і +4 виявляють амфотерні властивості, тобто. залежно від партнера з реакції можуть виявляти як кислотні, і основні властивості. Але є винятки Zn +2 Be +2 Sn +2 Pb +2 Ge +2 мають ступінь окислення +2 але є амфотерними сполуками.

За періодомправоруч ліворуч збільшується вищий ступінь окислення, що дорівнює номеру групи, тому збільшуються неметалічні та кислотні властивості.

За підгрупоюзверху вниз збільшуються металеві та основні властивості, т.к. збільшується розмір атома та зв'язок із сусіднім атомом послаблюється .

Таким чином, періодична система дозволяє проаналізувати становище простих речовин у зв'язку з особливостями їх властивостей (метали, неметали).

Періодичний закон Менделєєва дає можливість визначати властивості простих речовин у хімічних сполуках. Вперше передбачення властивостей було здійснено самим Менделєєвим. Він розрахував властивості і тих елементів, які ще були відкриті.