періодичність властивостей хімічних елементів

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

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

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

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

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

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

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

3) d-елементи - елементи побічних підгруп;

4) f-елементи - лантаноїди, актиноїди.

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

Радіуси атомів, їх періодичні зміни в системі хімічних елементів

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

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


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


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

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

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

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

г) Закономірності, пов'язані з валентністю елементів.

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

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

Зміна деяких характеристик елементів у періодах зліва направо:

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

Зміна деяких характеристик елементів в групі зверху вниз:

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

Z - порядковий номер, дорівнює числу протонів; R - радіус атома; ЕО - електронний торгівельний; Вал е--кількість валентних електронів; Ок. св. - окисні властивості; Вос. св. - відновлювальні властивості; Ен. ур. - енергетичний рівні; Ме - металеві властивості; Немі - неметалічні властивості; ВСО - найвищий рівень окислення

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Властивості елементів і їх з'єднань визначаються: 1 - зарядів ядер атомів, 2 - атомними радіусами.

малі періоди. Розглянемо зміну деяких властивостей елементів і їх з'єднань на прикладі II періоду (див. Табл. 3). У другому періоді зі збільшенням позитивного заряду ядер атомів відбувається послідовне збільшення числа електронів на зовнішньому рівні, який найбільш віддалений від ядра атома і тому легко деформується, що призводить до швидкого зменшення радіусу атомів. Цим пояснюється швидке ослаблення металевих і відновлювальних властивостей елементів, посилення неметалічних і окисних властивостей, наростання кислотних властивостей оксидів і гідроксидів і зменшення основних властивостей. Завершується період благородним газом (Ne). У третьому періоді властивості елементів і їх з'єднань змінюються так само, як і в другому, так як у атомів елементів даного періоду повторюються електронні структури атомів елементів другого періоду (3s- і 3p-підрівні)

Великі періоди (IV, V). У парних рядах великих періодів (IV, V), починаючи з третього елемента відбувається послідовне збільшення числа електронів на передостанньому рівні, а структура зовнішнього рівня залишається незмінною. Передостанній рівень розташований ближче до ядра атома і тому деформується в меншій мірі. Це призводить до більш повільного зменшення радіусу атомів. наприклад:

Наслідком повільного зміни радіуса атомів і однакового числа електронів на зовнішньому рівні є і повільне спадання металевих і відновлювальних властивостей елементів і їх сполук. Так, в парному ряду IV періоду K - Mn - активні метали Fe - Ni - метали середньої активності (порівняйте з елементами II періоду, де третій елемент - бор - вже неметалл).

А починаючи з III групи непарного ряду властивості елементів і їх з'єднань змінюються також, як в малих періодах, т. К. Починає забудовуватися зовнішній рівень. Таким чином, структура енергетичного рівня є визначальною у властивостях елементів і їх з'єднань. Завершується кожен розглянутий період також благородним газом.

Розглянувши зміна деяких властивостей елементів і їх сполук в періодах, можна зробити наступні висновки:

1. Кожен період починається лужним металом, а закінчується благородним газом.

2. Властивості елементів і їх з'єднань періодично повторюються тому, що періодично повторюються будови енергетичних рівнів, В цьому фізичний зміст періодичного закону.

У головних підгрупах збільшується число енергетичних рівнів, це призводить до зростання атомних радіусів. Тому в головних підгрупах (зверху вниз) зменшується електронегативність, зростають мегалітичні і відновні властивості елементів, а неметалеві і окисні - зменшуються, основні властивості оксидів і гідроксидів збільшуються, а кислотні - зменшуються. Для прикладу розглянемо головну підгрупу II групи.

Таким чином, властивості елемента і його сполук є проміжними між двох сусідніх з ним елементів за періодом і підгрупі.

За координатами (номер періоду і номер групи) елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва можна визначити електронну структуру його атома, а, отже, передбачити його основні характеристики.

1. число електронних рівнів в атомі визначає № періоду, В якому знаходиться відповідний елемент.

2. Сумарне число електронів, Що знаходяться в s- і p-орбіталях зовнішнього рівня (для елементів головних підгруп) і в d-орбіталях предвнешнего і s-орбіталях зовнішнього рівня (для елементів побічних підгруп; виключення:

визначає № групи.

3. f-елементи розташовуються або в побічної підгрупи III групи (короткопериодной варіант), або між IIА- і IIIВ-групами (длінноперіодних варіант) - лантаноїди(№ 57-70), актиноїди(№ 89-102).

4. атоми елементів різних періодів, але однієї підгрупи мають однакову будову зовнішніх і предвнешнего електронних рівнів і, отже, мають близькі хімічними властивостями.

5. максимальне окислительное число елемента співпадає з номером групи, в якій елемент знаходиться. Характер утворених елементом оксидів і гідроксидів залежить від окисного числа елементів в них. Оксиди і гідроксиди, в яких елемент знаходиться в ступені окислення:

Чим більше ступінь окислення кислотоутворюючого елемента, тим яскравіше виражені кислотні властивості оксидів і гідроксидів.

Отже: оксиди та гідроксиди елементів I-III груп переважно амфотерні. Оксиди і гідроксиди елементів IV-VII груп переважно кислотні (при максимальному ступені окислення). Оксиди і гідроксиди тих же елементів, але з нижчою ступенем окислення можуть бути різного характеру.

6. З'єднання елементів з воднем можуть бути поділені на 3 великі групи:

а) солеподібні гідриди активних металів (LiH - , CaH - та ін.);

б) ковалентні водневі сполуки р-елементів (B 2 H 6, CH 4, NH 3, H 2 O, HF та ін.);

в) металлоподобниє фази, що утворюються d- і f-елементами; останні зазвичай є Нестехіометричні сполуками і часто важко вирішити, чи зараховувати їх до індивідуальних сполук або твердих розчинів.

Водневі з'єднання елементів IV групи (СН 4 -метан, SiН 4 - силан) не взаємодіють з кислотами і підставами, практично не розчиняються у воді.

Водневі з'єднання елементів V групи (NН 3 -амміак) при розчиненні у воді утворюють підстави.

Водневі з'єднання елементів VI і VII груп (Н 2 S, НF) при розчиненні у воді утворюють кислоти.

7. елементи другого періоду, в атомах яких заповнюється 2-й електронний шар, сильно відрізняються від всіх інших елементів. Це пояснюється тим, що енергія електронів у другому шарі значно нижче енергії електронів в наступних шарах, і тим, що в другому шарі не може перебувати більше восьми електронів.

8. d-елементи одного періоду менше відрізняються один від одного, ніж елементи головних підгруп, у яких забудовуються зовнішні електронні шари.

9. відмінності у властивостях лантаноїдів, в атомах яких забудовується f-оболонка, що належить до третього з зовні шару, є незначними.

кожен період (За винятком першого) починається типовим металом і закінчується благородним газом, якому передує типовий неметалл.

Зміна властивостей елементів в межах періоду:


1) ослаблення металевих властивостей;

2) зменшення радіуса атома;

3) посилення окисних властивостей;

4) зростає енергія іонізації;

5) збільшується спорідненість до електрону;

6) збільшується електронегативність;

7) наростають кислотні властивості оксидів і гідроксидів;

8) починаючи з IV групи (для р-елементів) збільшується стійкість водневих з'єднань і посилюються їх кислотні властивості.

Зміна властивостей елементів в межах групи:

1) зростають металеві властивості;

2) збільшується радіус атома;

3) посилення відновлювальних властивостей;

4) зменшується енергія іонізації;

5) зменшується спорідненість до електрону;

6) зменшується електронегативність;

7) наростають основні властивості оксидів і гідроксидів;

8) починаючи з IV групи (для р-елементів) зменшується стійкість водневих з'єднань, посилюються їх кислотні та окисні властивості.

валентність - здатність атомів елементів утворювати хімічні зв'язки. Кількісно валентність визначається числом не спарених електронів.

У 1852 р англійський хімік Едуард Франкленд ввів поняття про сполучної силі. Це властивість атомів пізніше стали називати валентністю.

валентність дорівнює 2, т. к. є 2 цієї статті не спарених електрона.

СТУПІНЬ ОКИСЛЕННЯ- умовний заряд атома, який обчислюють виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів.

На відміну від валентності ступінь окислення має знак.

Звичайний ступінь окислення дорівнює числу відтягнутих (відданих) електронів від даного атома. Атом може віддавати все не спарені електрони.

негативна ступінь окисленнядорівнює числу притягнутих (приєднаних) електронів до даного атому; її виявляють тільки неметали. Атоми неметалів приєднують таку кількість електронів, яке необхідно для утворення стійкої восьми електронної конфігурації зовнішнього рівня.

Наприклад: N -3; S -2; Cl -; C -4.

Пояснювальна записка Тематичний тест «закономірності зміни хімічних властивостей елементів і їх з'єднань за періодами і групам » призначений для підготовки учнів до Єдиного державного іспиту з хімії. Цільова аудиторія - 11 клас. формулювання тестових завдань відповідають демонстраційній версії контрольно-вимірювальних матеріалів по хімії 2018 року.

Завдання складено за аналогією з тестами, опублікованими в посібнику «ЄДІ. Хімія: типові екзаменаційні варіанти: 30 варіантів / під ред. А.А. Каверіною », що вийшов у видавництві« національна освіта»(Москва 2017 рік)

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

1) Cl

2) K

3) Si

4) S

5) O
  1. Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одному періоді. Розмістіть вибрані елементи в порядку зменшення їх електронегативності.
    Запишіть в поле відповіді номери обраних елементів в потрібній послідовності.

відповідь:

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одній групі. Розмістіть вибрані елементи в порядку зростання кислотних властивостей їх водневих з'єднань.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одній групі. Розмістіть вибрані елементи в порядку зменшення їх металевих властивостей.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одному періоді. Розмістіть вибрані елементи в порядку зростання кислотних властивостей їх вищих гідроксидів.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одному періоді. Розмістіть вибрані елементи в порядку збільшення числа зовнішніх електронів в атомах цих елементів.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одному періоді. Розмістіть вибрані елементи в порядку зростання радіуса їх атомів.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одному періоді. Розмістіть вибрані елементи в порядку посилення окисних властивостей їх атомів.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одній групі. Розмістіть вибрані елементи в порядку посилення основних властивостей утворюваних ними оксидів.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три металу. Розмістіть вибрані елементи в порядку зменшення відновлювальних властивостей.

Із зазначених в ряду хімічних елементів виберіть три елементи, які в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходяться в одній групі.
Розмістіть ці елементи в порядку збільшення сили тяжіння валентних електронів.

відповіді

питання 1

питання 2

питання 3

Властивості хімічних елементів залежать від числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні атома (валентних електронів). Кількість електронів на зовнішньому рівні хімічного елемента дорівнює номеру групи в короткому варіанті Періодичної системи. Таким чином, в кожній підгрупі хімічні елементи мають схожу електронна будова зовнішнього рівня, а значить і подібні властивості.

Енергетичні рівні атомів прагнуть опинитися завершеними, т. К. В цьому випадку вони мають підвищену стійкість. Зовнішні рівні стійкі, коли мають вісьмома електронами. У інертних газів (елементів VIII групи) зовнішній рівень завершено. Тому вони практично не вступають в хімічні реакції. Атоми інших елементів прагнуть приєднати або віддати зовнішні електрони, щоб опинитися в стійкому стані.

Коли атоми віддають або приймають електрони, вони стають зарядженими частинками іонами. Якщо атом віддає електрони, то стає позитивно зарядженим іоном - катіоном. Якщо приймає, то негативно зарядженим - аніоном.

У атомів лужних металів на зовнішньому електронному рівні знаходиться тільки один електрон. Тому їх простіше віддати один, ніж приймати 7 інших для завершення. При цьому вони легко його віддають, тому вважаються активними металами. В результаті катіони лужних металів мають електронну будову схоже з інертними газами в попередньому періоді.

Атоми елементів металів мають на зовнішньому рівні не більше 4 електронів. Тому в з'єднаннях вони зазвичай їх віддають, перетворюючись в катіони.

Атоми неметалів, особливо галогенів, мають більше зовнішніх електронів. А для завершення зовнішнього рівня їм бракує менше. Тому їм простіше приєднати електрони. В результаті в з'єднаннях з металами вони частіше є аніонами. Якщо ж з'єднання утворюють два неметалла, то більш електронегативний відтягує на себе електрони. У такого атома відсутніх електронів менше, ніж у іншого.

Крім прагнення до того, щоб зовнішній електронний рівень був стійким, в періодах є інша закономірність. У періодах зліва направо, т. Е. Зі збільшенням порядкового номера, радіус атомів зменшується (за винятком першого періоду), незважаючи на те, що маса зростає. В результаті електрони до ядра притягуються сильніше, і атом важче їх віддає. Таким чином зростають неметалеві властивості в періодах.

Однак в підгрупах радіус атомів збільшується зверху вниз. Як наслідок, зверху вниз збільшуються металеві властивості, атоми легше віддають зовнішні електрони.

Таким чином, найбільші металеві властивості спостерігаються у самого нижнього елемента зліва (Францій Fr), а найбільші неметалеві - у самого верхнього справа (фтор F, галогени інертні).

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

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

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

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

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

Розглянемо більш детально сучасний варіант періодичної системи хімічних елементів:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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