Какие свойства характерны для высшего оксида 3 периода
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.
Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны
«вручную», располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое «сходство»:
- B5 — 1s22s22p1
- Al13 — 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия — 3s23p1, галия — 4s24p1,
индия — 5s25p1 и таллия — 6s26p1. За «n» мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».
Длина связи
Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а
HI — самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации —
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы — R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
а) Литий
1) Название химического элемента — литий, химический знак Li, относительная атомная масса 7.
2) Атомный (порядковый) номер в периодической системе 3, элемент 2-го периода (малого), IA-группы (главной).
3) Заряд ядра атома 3+ , оно содержит 3 прогона; в ядре нуклида 37Limathrm{^7_3Li}37Li 4 нейтрона. Так как заряд ядра лития равен 3+, то у него 3 электрона, которые размещаются на двух электронных слоях: 3Li  2e−, 1e−.mathrm{_3Li,, 2e^-,, 1e^-.}3Li2e−,1e−. На внешнем (незавершенном) слое — один электрон.
4) Элемент относится к группе металлов. Его простое вещество при обычны условиях находится в твердом агрегатном состоянии. Формула простого вещества — Li.
5) Валентноеть лития в высшем оксиде равна 1, летучих водородных соединений не образует.
6) Формула высшего оксида — Li2Omathrm{Li_2O}Li2O. Taк как литий является типичным металлом, то этот оксид принадлежит к основным оксидам. Гидроксид, соответствующий ему, представляет собой основание (щелочь) — LiOHmathrm{LiOH}LiOH.
7) Летучего водородного соединения не образует.
б) Азот
1) Название химического эле мента — азот, химический знак N, относительная масса 14,0.
2) Атомный (порядковый) номер в периодической системе 7, элемент 2-го периода (малого), VA-группы (главной).
3) Заряд ядра атома 7+, оно содержит 7 протонов; в ядре нуклида 714Nmathrm{^{14}_7N}714N 7 нейтронов. Так как заряд ядра азота равен 7+, то у него 7 электронов, которые размещаются на двух электронных слоях: 7N  2e−, 5e−.mathrm{_7N,, 2e^-,, 5e^-}.7N2e−,5e−. На внешнем (незавершенном) слое — пять электронов.
4) Элемент относится к группе неметаллов. Его простое вещество при обычных условиях находится в газообразном агрегатном состоянии. Формула простого вещества N2mathrm{N_2}N2.
5) Валентность азота в высшем оксиде равна V, так как это элемент V группы. Валентность в летучем водородном соединении равна III.
6) Формула высшего оксида — N2O5mathrm{N_2O_5}N2O5. Он принадлежит к кислотным оксидам. Гидроксид, соответствующий ему, предел являет собой кислоту HNO3mathrm{HNO_3}HNO3.
7) Формула летучего водородного соединения — NH3mathrm{NH_3}NH3.
в) Алюминий
1) Название химического элемента — алюминий, химический знак Al, относительная масса 27.
2) Атомный (порядковый) номер в периодической системе 13, элемент 3-го периода (малого), IIIA-группы (главной).
3) Заряд ядра атома 13+, оно содержит 13 протонов; в ядре нуклида 1327Al  14mathrm{_{13}^{27}Al,, 14}1327Al14 нейтронов. Так как заряд ядра алюминия равен 13+, то у него 13 электронов, которые размещаются на трех электронных слоях: 13Al  2e−, 8e−, 3e−mathrm{_{13}Al,, 2e^-,, 8e^-,, 3e^-}13Al2e−,8e−,3e−. На внешнем (незавершенном) слое — три электрона.
4) Элемент относится к группе металлов. Его простое вещество при обычных условиях находится в твердом агрегатном состоянии. Формула простого вещества — Al.
5) Валентность алюминия в высшем оксиде равна III, летучих водородных соединений не образует.
6) Формула высшего оксида A12O3mathrm{A1_2O_3}A12O3, оксид принадлежит к амфотерным оксидам. Гидроксид, соответствующий ему, проявляет амфотерные свойства — Al(OH)3mathrm{Al(OH)_3}Al(OH)3 или HAlO2mathrm{HAlO_2}HAlO2.
7) Летучего водородного соединения не образует.
г) Хлор
1) Название химического эле мента — хлор, химический знак Cl, относительная масса 35.
2) Атомный (порядковый) номер в периодической системе 17, элемент 3-го периода (малого), VIIA-группы (главной).
3) Заряд ядра атома 17+, оно содержит 17 протонов; в ядре нуклида 1735Clmathrm{^{35}_{17}Cl}1735Cl 18 нейтронов. Так как заряд ядра хлора равен 17+, то у него 17 электронов, которые размещаются на трех электронных слоях: 17Cl  2e−, 8e−, 7e−.mathrm{_{17}Cl,, 2e^-,, 8e^-,, 7e^-.}17Cl2e−,8e−,7e−. На внеш нем (незавершенном) слое семь электронов.
4) Элемент относится к группе неметаллов. Его простое вещество при обычных условиях находится в газообразном агрегатном состоянии. Формула простого вещества — Cl2mathrm{Cl_2}Cl2.
5) Валентность хлора в высшем оксиде равна VII, так как это элемент VII-А группы. Валентность в летучем водородном соединении равна I.
6) Формула высшего оксида — Cl2O7mathrm{Cl_2O_7}Cl2O7. Он принадлежит к кислотным оксидам. Гидроксид, соответствующий ему, представляет собой кислоту — HClO4mathrm{HClO_4}HClO4.
7) Формула летучего водородного соединения — HClmathrm{HCl}HCl.