Какие свойства химических элементов в зависимости от порядкового номера
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.
Периодическая система химических элементов
Д. И. Менделеева
Основные понятия:
1. Порядковый номер химического элемента — номер, данный элементу при его
нумерации. Показывает общее число электронов в атоме и число протонов в
ядре, определяет заряд ядра атома данного химического элемента.
2. Период – химические элементы, расположенные в строчку
(периодов всего 7). Период определяет количество энергетических уровней в атоме.
Малые периоды (1 – 3) включают только s- и p- элементы
(элементы главных подгрупп) и состоят из одной строчки; большие (4 – 7)
включают не только s- и p- элементы (элементы главных
подгрупп), но и d- и f- элементы (элементы побочных
подгрупп) и состоят из двух строчек.
3. Группы – химические элементы, расположенные в столбик (групп
всего 8). Группа определяет количество электронов внешнего уровня для
элементов главных подгрупп, а так же число валентных электронов в атоме
химического элемента.
Главная подгруппа (А) – включает элементы больших и малых
периодов (только s- и p- элементы).
Побочная подгруппа (В) – включает элементы только больших
периодов (только d- или f- элементы).
4. Относительная атомная масса (Ar) – показывает, во сколько раз данный атом
тяжелее 1/12 части атома 12С, это безразмерная величина (для
расчётов берут округлённое значение).
5. Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического
элемента, отличающиеся друг от друга только своей массой, с одинаковым
порядковым номером.
Строение атома
Основные понятия:
1. Электронное облако – это модель квантовой механики,
описывающая движение электрона в атоме.
2. Орбиталь (s, p, d, f) – часть атомного пространства, в котором вероятность
нахождения данного электрона наибольшая (~ 90%).
3. Энергетический уровень – это энергетический слой с
определённым уровнем энергии находящихся на нём электронов.
Число энергетических уровней в атоме химического
элемента равно номеру периода, в котором этот элемент расположен.
4. Максимально возможное число электронов на данном энергетическом уровне
определяется по формуле:
N = 2n2 , где n – номер периода
5. Распределение орбиталей по уровням представлено схемой:
6. Химический элемент – это вид атомов с определённым
зарядом ядра.
7. Состав атома:
Частица | Заряд | Масса | ||
Кл | условные единицы | г | а.е.м. | |
Электрон (ē) | -1.6 ∙ 10 -19 | -1 | 9.10 ∙ 10-28 | 0.00055 |
Протон (p) | 1.6 ∙ 10 -19 | +1 | 1.67 ∙ 10-24 | 1.00728 |
Нейтрон (n) | 1.67 ∙ 10-24 | 1.00866 | ||
8. Состав атомного ядра:
·В состав ядра входят элементарные частицы –
протоны (p) и нейтроны
(n).
·Т.к. практически вся масса атома сосредоточена в ядре, то округлённое
значение Ar химического элемента равно сумме
протонов и нейтронов в ядре.
9. Общее число электронов в электронной оболочке атома равно числу протонов в
ядре и порядковому номеру химического элемента.
Порядок
заполнения уровней и подуровней электронами
I. Электронные формулы атомов химических элементов
составляют в следующем порядке:
·
Сначала по
номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в
атоме;
·
Затем по
номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических
уровней;
·
Уровни
разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами в соответствии Принципом
наименьшей энергии
·
Для удобства
электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись
формулой N=2n2 и с учётом того, что:
1. у
элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на
внешнем уровне равно номеру группы.
2. у
элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно два
электрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, у которых на внешнем уровне один
электрон, у Pd на внешнем уровне ноль электронов);
3. число
электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус
число электронов на всех остальных уровнях.
II. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей
определяется:
1.Принципом
наименьшей энергии
Шкала
энергий:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…
2. Состояние
атома с полностью или наполовину заполненным подуровнем (т. е. когда на
каждой орбитали имеется по одному неспаренному электрону) является более
устойчивым.
Этим
объясняется «провал» электрона. Так, устойчивому состоянию атома хрома
соответствует следующее распределение электронов:
Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5, ане 1s22s22p63s23p64s23d4,
т. е.
происходит «провал» электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.
III. Семейства химических элементов.
— Элементы,
в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего
энергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента
каждого периода, составляющие главные подгруппы I иII групп.
— Элементы,
в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего
энергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов
каждого периода (за исключением Iи VII), составляющие главные подгруппы III—VIII групп.
— Элементы,
в которых заполняется d-подуровень второго снаружи
уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.
— Элементы,
в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня,
называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и
актиноиды.
Периодический закон Д. И. Менделеева
1 марта 1869г. Формулировка периодического закона Д.И.
Менделеева.
Свойства простых веществ, а также формы и свойства
соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных
весов элементов.
Современная формулировка периодического закона.
Свойства химических элементов и их соединений
находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов,
выражающейся в периодической повторяемости структуры внешней валентной
электронной оболочки.
Основные положения
1. В периоде слева направо:
1)
Относительная атомная масса – увеличивается
2)
Заряд ядра – увеличивается
3)
Количество энергоуровней – постоянно
4)
Количество электронов на внешнем уровне — увеличивается
5)
Радиус атомов – уменьшается
6)
Электроотрицательность – увеличивается
Следовательно, внешние электроны
удерживаются сильнее, и металлические (восстановительные) свойства ослабевают,
а неметаллические (окислительные) усиливаются.
2. В группе, в главной подгруппе
сверху вниз:
1)
Относительная атомная масса – увеличивается
2)
Число электронов на внешнем уровне – постоянно
3)
Заряд ядра – увеличивается
4)
Количество энергоуровней – увеличивается
5)
Радиус атомов — увеличивается
6)
Электроотрицательность – уменьшается.
Следовательно, внешние электроны
удерживаются слабее, и металлические (восстановительные) свойства элементов усиливаются,
неметаллические (окислительные) —
ослабевают.
3.
Изменение свойств летучих водородных соединений:
1) в группах главных подгруппах с
ростом заряда ядра прочность летучих водородных соединений уменьшается, а
кислотные свойства их водных растворов усиливаются (основные свойства
уменьшаются);
2) в периодах слева направо
кислотные свойства летучих водородных соединений в водных растворах усиливаются
(основные уменьшаются), а прочность уменьшается;
3) в группах с ростом заряда ядра в главных
подгруппах валентность элемента в летучих
водородных соединениях не изменяется, в периодах слева направо уменьшается от IV до I.
4.
Изменение свойств высших оксидов и соответствующих им гидроксидов (кислородсодержащие
кислоты неметаллов и основания металлов):
1) в периодах слева направо свойства
высших оксидов и соответствующих им гидроксидов изменяются от основных через
амфотерные к кислотным;
2) кислотные свойства высших оксидов
и соответствующих им гидроксидов с ростом заряда ядра в периоде усиливаются,
основные уменьшаются, прочность уменьшается;
3) в группах главных подгруппах у
высших оксидов и соответствующих им гидроксидов с ростом заряда ядра прочность
растёт, кислотные свойства уменьшаются, основные усиливаются;
4) в группах с ростом заряда ядра в главных
подгруппах валентность элемента в высших оксидах не изменяется, в периодах слева
направо увеличивается от I
до VIII.
5. Завершенность внешнего уровня –
если на внешнем уровне атома 8 электронов (для водорода и гелия 2 электрона)
6. Металлические свойства – способность атома
отдавать электроны до завершения внешнего уровня.
7. Неметаллические свойства — способность атома
принимать электроны до завершения внешнего уровня.
8. Электроотрицательность – способность атома в молекуле
притягивать к себе электроны
9. Семейства элементов:
Щелочные
металлы (1 группа «А») – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Галогены
(7 группа «А») – F, Cl, Br, I
Инертные
газы (8 группа «А») – He, Ne, Ar, Xe, Rn
Халькогены
(6 группа «А») – O,
S,
Se,
Te,
Po
Щелочноземельные
металлы (2 группа «А») – Ca, Sr, Ba, Ra
10. Радиус атома – расстояние от ядра атома
до внешнего уровня
План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И. Менделеева
Задания для закрепления: