Какие свойства называются металлическими

Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

1. При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении — возрастают неметаллические.

Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

Например, углерод — более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!) , все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того — в левой или правой части таблицы они находятся.

У d- и f-элементов, как мы знаем, есть «резервные» электроны из «предпоследних» оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства.

Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы.

Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам.

Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный «блок» (это сделано в “длинной” форме таблицы) , то обнаружится закономерность. Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы, правая верхняя — типичные неметаллы. Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами.

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности) . Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной «октетной» ковалентной связи (как в боре) , либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них — существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой «шубой» из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

Источник: https://www.hemi.nsu.ru/text146.htm

Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).

Что такое металлические и неметаллические свойства

Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.

Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;

• натрия;
• калия;
• лития;
• франция и так далее.

С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами. Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

1. фтор;
2. кислород;
3. азот;
4. хлор;
5. бром.

Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.

Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.

Как изменяются металлические свойства в периодической системе

Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.

Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.

Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.

В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.

Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.

Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).

Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе

Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.

Неметаллические свойства усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.

Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).

Сравним, к примеру, серу и мышьяк. Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.

Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.

Видео

Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.

Âñå ïðîñòûå âåùåñòâà ïåðèîäè÷åñêîé ñèñòåìû Ä.È. Ìåíäåëååâà ïîäðàçäåëÿþòñÿ íà òðè êëàññà: ýëåìåíòû ñ ìåòàëëè÷åñêèìè ñâîéñòâàìè (ìåòàëëû), ýëåìåíòû ñ íåìåòàëëè÷åñêèìè ñâîéñòâàìè (íåìåòàëëû) è ïîëóìåòàëëû.

Ôèçè÷åñêèå è õèìè÷åñêèå ñâîéñòâà ïðîñòûõ âåùåñòâ, ïðèíàäëåæàùèõ ê ðàçëè÷íûì êëàññàì, ñèëüíî ðàçëè÷àþòñÿ ìåæäó ñîáîé, ÷òî îáóñëàâëèâàåò ðàçëè÷íûå îáëàñòè èõ ïðèìåíåíèÿ â ïðîìûøëåííîñòè è ñïîñîáû äîáû÷è.

Êîðîòêî îñòàíîâèìñÿ íà ìåòàëëàõ: èõ ìåòàëëè÷åñêèõ ñâîéñòâàõ, îñíîâíûõ ñïîñîáàõ äîáû÷è è îáðàáîòêè.

Ñâîéñòâà ìåòàëëè÷åñêèõ ýëåìåíòîâ

Ñ ôèçèêî-õèìè÷åñêîé òî÷êè çðåíèÿ, îñíîâíîå ñâîéñòâî ìåòàëëîâ çàêëþ÷àåòñÿ â ëåãêîñòè îòðûâà èõ âíåøíåãî ýëåêòðîíà îò àòîìà, äðóãèìè ñëîâàìè – ëåãêîñòü èîíèçàöèè àòîìà ìåòàëëà ïî óðàâíåíèþ:

Me=Me++ e-

Îáëàäàÿ äàííûì ñâîéñòâîì, ìåòàëëû â òâåðäîì ñîñòîÿíèè ïðåäñòàâëÿþò ñîáîé êðèñòàëëè÷åñêóþ ðåøåòêó, â óçëàõ êîòîðîé íàõîäÿòñÿ èîíû ìåòàëëîâ, à ìåæäó íèìè ñâîáîäíî äâèãàþòñÿ äåëîêàëèçîâàííûå ýëåêòðîíû, îáðàçóþùèå òàê íàçûâàåìûé ýëåêòðîííûé ãàç. Òàêîé òèï õèìè÷åñêîé ñâÿçè íàçûâàåòñÿ ìåòàëëè÷åñêîé ñâÿçüþ.

Èìåííî ìåòàëëè÷åñêàÿ ñâÿçü ïðèäàåò ýëåìåíòàì îñíîâíûå ìåòàëëè÷åñêèå ñâîéñòâà: âûñîêóþ ýëåêòðè÷åñêóþ ïðîâîäèìîñòü, òåïëîïðîâîäíîñòü, ïëàñòè÷íîñòü, êîâêîñòü, ìåòàëëè÷åñêèé áëåñê.

Ýëåìåíòû ñ íàèáîëåå ÿðêî âûðàæåííûìè ìåòàëëè÷åñêèìè ñâîéñòâàìè

Íàèáîëåå ÿðêî ìåòàëëè÷åñêèå ñâîéñòâà âûðàæåíû ó ùåëî÷íûõ ìåòàëëîâ (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), ÷òî îáóñëîâëåíî íèçêèì çíà÷åíèåì ýíåðãèé èîíèçàöèè èõ àòîìîâ. Ýòî î÷åíü ìÿãêèå ìåòàëëû (ìîæíî ðåçàòü íîæîì), îáëàäàþùèå ÷ðåçâû÷àéíî âûñîêîé õèìè÷åñêîé àêòèâíîñòüþ.

Óæå ïðè êîìíàòíîé òåìïåðàòóðå ìÿãêèå ìåòàëëû áûñòðî îêèñëÿþòñÿ êèñëîðîäîì âîçäóõà, ïîýòîìó èõ õðàíÿò ïîä ñëîåì êåðîñèíà. Ïîä âîäîé ùåëî÷íûå ìåòàëëû õðàíèòü íåëüçÿ.

Ñîåäèíåíèå ýëåìåíòîâ ñ âîäîé ïðèâîäèò ê âçðûâó. Ðåàêöèÿ ïðîòåêàåò ñ âûäåëåíèåì âîäîðîäà ïî óðàâíåíèþ:

2Na+2H2O=2NaOH+H2

Ïîñêîëüêó âîäîðîä îáðàçóåò ñ âîçäóõîì âçðûâîîïàñíûå ñìåñè, à ðåàêöèÿ ñîïðîâîæäàåòñÿ âûäåëåíèåì áîëüøîãî êîëè÷åñòâà òåïëà, êàê ïðàâèëî, ïðîèñõîäèò âçðûâ.

Äîáû÷à ìåòàëëè÷åñêèõ ýëåìåíòîâ

Ìíîãèå ìåòàëëû ñóùåñòâóþò â ïðèðîäíûõ óñëîâèÿõ â âèäå ñîåäèíåíèÿ ñ äðóãèìè õèìè÷åñêèìè ýëåìåíòàìè.  ñàìîðîäíîì âèäå, òî åñòü, êàê ïðîñòîå âåùåñòâî, â ïðèðîäå â îñíîâíîì âñòðå÷àþòñÿ òîëüêî çîëîòî (Au) è ïëàòèíà (Pt). Èíîãäà, íî ðåäêî è òîëüêî ÷àñòè÷íî, âñòðå÷àþòñÿ ñàìîðîäíîå ñåðåáðî (Ag), ìåäü (Cu), ðòóòü (Hg), îëîâî (Sn) è íåñêîëüêî äðóãèõ ìåòàëëîâ.

Ïîäàâëÿþùåå áîëüøèíñòâî ìåòàëëîâ äîáûâàþò èç ðóäû. Ñïîñîá äîáû÷è çàâèñèò îò õèìè÷åñêèõ ñâîéñòâ ìåòàëëà.

Îñíîâíûìè ìåòîäàìè ïðîìûøëåííîãî ïîëó÷åíèÿ ìåòàëëîâ èç ðóäû ÿâëÿþòñÿ âîññòàíîâëåíèå èõ ñîåäèíåíèé (íàïðèìåð, óãëåì, ìîíîîêñèäîì óãëåðîäà èëè àëþìèíèåì) è ýëåêòðîëèç.

Òàê, æåëåçî ìîæåò áûòü ïîëó÷åíî ïóòåì âîññòàíîâëåíèÿ ðóäû ïî îäíîìó èç äâóõ óðàâíåíèé:

Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2

Fe2O3+2Al=2Fe+Al2O3

Ìåòàëëè÷åñêàÿ ìåäü ìîæåò áûòü ïîëó÷åíà ïðè ýëåêòðîëèçå âîäíîãî ðàñòâîðà äèõëîðèäà (CuCl2) ïî óðàâíåíèþ:

Cu2++2e-=Cu

Ðàçðóøåíèå ìåòàëëè÷åñêèõ è æåëåçîáåòîííûõ ýëåìåíòîâ è êîíñòðóêöèé

Ìåòàëëû è ñïëàâû, èñïîëüçóåìûå â ñòðîèòåëüñòâå, ðàçðóøàþòñÿ ïîä âîçäåéñòâèåì ðàçëè÷íûõ ïðîöåññîâ êîððîçèè:

• àòìîñôåðíîé;
• ýëåêòðîõèìè÷åñêîé;
• ãàçîâîé;
• êîððîçèÿ â äðóãèõ àãðåññèâíûõ ñðåäàõ.

Íàëè÷èå çàùèòíîãî ñëîÿ óâåëè÷èâàåò ñðîê ñëóæáû ìåòàëëîêîíñòðóêöèé, íî ïðîöåññ êîððîçèè ïîëíîñòüþ íå îñòàíàâëèâàåòñÿ.

Îäíîé èç ïðè÷èí ðàçðóøåíèÿ æåëåçîáåòîííûõ êîíñòðóêöèé ÿâëÿåòñÿ êîððîçèÿ àðìàòóðû.

Ðàçðóøåíèå ñòàëüíûõ è æåëåçîáåòîííûõ êîíñòðóêöèé óñêîðÿåòñÿ ïîä íàãðóçêîé, ïðè ðåçêèõ êîëåáàíèÿõ òåìïåðàòóðû îêðóæàþùåé ñðåäû, è îñîáåííî ïðè ñîâìåñòíîì äåéñòâèè ýòèõ ôàêòîðîâ. Óâåëè÷åíèå óñòîé÷èâîñòè ìåòàëëîêîíñòðóêöèé ê ïðîöåññàì êîððîçèè ÿâëÿåòñÿ âàæíåéøåé çàäà÷åé ñîâðåìåííîãî ìàòåðèàëîâåäåíèÿ.

Áîëüøå îá îáðàáîòêå ìåòàëëè÷åñêèõ ýëåìåíòîâ íà âûñòàâêå

Ìåòàëëû è ñïëàâû ïîäâåðãàþòñÿ ðàçíûì âèäàì îáðàáîòêè òàêèõ, êàê:

• äàâëåíèå (êîâêà);
• ðåçàíèå;
• ëèòüå;
• òåðìè÷åñêîå âîçäåéñòâèå;
• ñâàðêà;
• ýëåêòðîèñêðîâûå è ýëåêòðîõèìè÷åñêèå ìåòîäû;
• âîçäåéñòâèå óëüòðàçâóêà.

Òåõíîëîãèÿ îáðàáîòêè ìåòàëëîâ è ñïëàâîâ ïîñòîÿííî ðàçâèâàåòñÿ. Ýòà îòðàñëü ïðîìûøëåííîñòè îòíîñèòñÿ ê íàóêîåìêîé ñôåðå, ãäå ïîñòîÿííî ïðîèñõîäÿò èçìåíåíèÿ.

Ïîñåùåíèå ñïåöèàëèçèðîâàííîé âûñòàâêè «Ìåòàëëîîáðàáîòêà»
– îäèí èç ëó÷øèõ ñïîñîáîâ íàõîäèòüñÿ â êóðñå ïîñëåäíèõ äîñòèæåíèé. Ýêñïîçèöèè ïðåäïðèÿòèé ñî âñåãî ìèðà äàþò âîçìîæíîñòü îçíàêîìèòüñÿ ñ ãëàâíûìè òåíäåíöèÿìè ðàçâèòèÿ îòðàñëè è óâèäåòü òåõíîëîãèè ñîâðåìåííîé îáðàáîòêè ìåòàëëè÷åñêèõ èçäåëèé.

×èòàéòå äðóãèå íàøè ñòàòüè:

Îãíåçàùèòà ìåòàëëè÷åñêèõ êîíñòðóêöèé
Äîðîæíîå ìåòàëëè÷åñêîå îãðàæäåíèå
Îêðàñêà è ïîêðàñêà ìåòàëëè÷åñêèõ èçäåëèé

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.