Какие свойства элементов не изменяются в подгруппах

Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.

В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодический закон звучал так: «Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы.» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.

Более поздние исследования показали, что свойства атомаов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома.

Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:

«Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов«.

Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.

Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом.

Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра. 

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.

В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.

Как следствие,

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.

В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H+. Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H2 и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:

2Na + H2  →  2NaH

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементыа с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до гадолиния Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номерому.

Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные, или подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:

В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается устойчивость соединений элементов в низшей степени окисления.

В побочных подгруппах наоборот: сверху вниз металлические свойства ослабевают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.

У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все жлементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-XIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.

Из строения атомов и электронных оболочек вытекают следующие закономерности:

Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.

Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).

Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!

О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?

Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.

Рассмотрим, как меняется атомный радиус. Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.

Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.

Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .

Орбитальный радиус – это  теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления  наружных электронов.

Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.

Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.

Например, в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.

Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.

Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:

Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.

Например, в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.

В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.

В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.

В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.

Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов: катионов и анионов.

Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.

Например, радиус иона Na+ меньше радиуса атома натрия Na:

Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.

 Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.

Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.

Например, радиус иона Cl– больше радиуса атома хлора Cl.

Изоэлектронные ионы – это  ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.

Например: частицы Na+ и F‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na+ меньше радиуса иона F ‒.

Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО). 

Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.

По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).

В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.

В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.

 Основные закономерности изменения свойств в периодах:

1. Возрастает электроотрицательность элемента, т.е. уменьшается способность атомов терять электроны и увеличивается способность присоединять их. Это связано с увеличением заряда ядра, вследствие чего внешние электроны, находящиеся на одном уровне, все сильнее притягиваются ядром. В результате в начале периода находятся типичные электроположительные элементы (металлы), а в конце периода, перед инертными газами – типичные электроотрицательные элементы (неметаллы).

2. Увеличивается максимальная положительная степень окисления, равная числу электронов на внешнем уровне, т.е. номеру группы, за исключением кислорода и фтора. 

3. Для электроотрицательных элементов убывает по абсолютной величине отрицательная степень окисления, равная восьми минус номер группы.

4. Ослабевают основные свойства оксидов и гидроксидов элементов и одновременно усиливаются их кислотные свойства.

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра свойства элементов, а также соответствующих им простых веществ и соединений изменяются следующим образом:

1. Уменьшается электроотрицательность элемента, соответственно усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Например, в V группе азот – типичный неметалл, фосфор – неметалл, у которого одно из аллотропных видоизменений обладает значительной электропроводностью (черный фосфор), мышьяк и сурьма – элементы, занимающие промежуточное положение между типичными металлами и типичными неметаллами, и, наконец, висмут – металл.

2. Усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов. (Следует помнить, что кислотно-основные свойства оксида или гидроксида зависят еще и от степени окисления элемента. Поэтому сравнивать следует соединения с одинаковыми степенями окисления элементов-аналогов).

Изменение атомных радиусов: 

Закономерности Периодической таблицы, связанные с электроотрицательностью, металлическими и окислительно-восстановительными свойствами элементов