Изменение металлических и неметаллических свойств в периодах и группах. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам

(Z ) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие значения:

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов - к увеличению. Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Например:

Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона:

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра:

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

б)Энергия ионизации и сродство к электрону . В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы . Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону .

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:

X - e → X +

Энергия ио низации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах1 эВ = 1,602 . 10 -19 Дж или 96,485 кДж/моль. (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:

X + - e → X 2+

Поэтому второй потенциал ионизации I 2 больше, чем первый (I 2 >I 1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.

В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:

Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой “металличности ” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства .

В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают:

Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:

Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.

Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядраЗаряд ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. , от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.

Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. Энергию отрыва электрона от отрицательного однозарядного иона в процессеX - - e → X 0 называют сродством атома к электрону (A ), измеряемым в кДж/моль или эВ . При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением - сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ио ны (O 2- , S 2- , N 3- и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.

Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов .

В)Электроотрицательность . Эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе - к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ1 электронвольт = 1,602 . 10 -19 Дж или 96,485 кДж/моль. ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону :АЭО=I +A . На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности , равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):

А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова

Свойства химических элементов зависят от числа электронов на внешнем энергетическом уровне атома (валентных электронов). Количество электронов на внешнем уровне химического элемента равно номеру группы в коротком варианте Периодической системы. Таким образом, в каждой подгруппе химические элементы имеют сходное электронное строение внешнего уровня, а значит и сходные свойства.

Энергетические уровни атомов стремятся оказаться завершенными, т. к. в этом случае они обладают повышенной устойчивостью. Внешние уровни устойчивы, когда обладают восемью электронами. У инертных газов (элементов VIII группы) внешний уровень завершен. Поэтому они практически не вступают в химические реакции. Атомы других элементов стремятся присоединить или отдать внешние электроны, чтобы оказаться в устойчивом состоянии.

Когда атомы отдают или принимают электроны, они становятся заряженными частицами ионами. Если атом отдает электроны, то становится положительно заряженным ионом - катионом. Если принимает, то отрицательно заряженным - анионом.

У атомов щелочных металлов на внешнем электронном уровне находится только один электрон. Поэтому их проще отдать один, чем принимать 7 других для завершения. При этом они легко его отдают, поэтому считаются активными металлами. В результате катионы щелочных металлов имеют электронное строение схожее с инертными газами в предыдущем периоде.

Атомы элементов металлов имеют на внешнем уровне не более 4 электронов. Поэтому в соединениях они обычно их отдают, превращаясь в катионы.

Атомы неметаллов, особенно галогенов, имеют больше внешних электронов. А для завершения внешнего уровня им недостает меньше. Поэтому им проще присоединить электроны. В результате в соединениях с металлами они чаще являются анионами. Если же соединение образуют два неметалла, то более электроотрицательных оттягивает на себя электроны. У такого атома недостающих электронов меньше, чем у другого.

Кроме стремления к тому, чтобы внешний электронный уровень был устойчивым, в периодах есть другая закономерность. В периодах слева направо, т. е. с увеличением порядкового номера, радиус атомов уменьшается (за исключением первого периода), несмотря на то, что масса возрастает. В результате электроны к ядру притягиваются сильнее, и атом труднее их отдает. Таким образом возрастают неметаллические свойства в периодах.

Однако в подгруппах радиус атомов увеличивается сверху вниз. Как следствие, сверху вниз увеличиваются металлические свойства, атомы легче отдают внешние электроны.

Таким образом, наибольшие металлические свойства наблюдаются у самого нижнего элемента слева (франций Fr), а наибольшие неметаллические - у самого верхнего справа (фтор F, галогены инертны).

3. Периодический закон и периодическая система химических элементов

3.4. Периодическое изменение свойств веществ

Периодически изменяются следующие свойства простых и сложных веществ:

• строение простых веществ (вначале немолекулярное, например от Li к C, а затем молекулярное: N 2 - Ne);
• температуры плавления и кипения простых веществ: при движении слева направо по периоду t пл и t кип вначале, в целом, возрастают (алмаз - самое тугоплавкое вещество), а затем уменьшаются, что связано с изменением строения простых веществ (см. выше);
• металлические и неметаллические свойства простых веществ. По периоду с ростом Z способность атомов отдавать электрон уменьшается (Е и растет), соответственно металлические свойства простых веществ ослабевают (неметаллические - усиливаются, поскольку увеличивается Е ср атомов). Сверху вниз по группам А, напротив, металлические свойства простых веществ усиливаются, а неметаллические - ослабевают;
• состав и кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов (табл. 3.1–3.2).

Таблица 3.1

Состав высших оксидов и простейших водородных соединений элементов А-групп

Как видно из табл. 3.1, состав высших оксидов изменяется плавно в соответствии с постепенным возрастанием ковалентности (степени окисления) атома.

С ростом заряда ядра атома в периоде основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные - усиливаются. Переход от основных оксидов и гидроксидов к кислотным в каждом периоде происходит постепенно, через амфотерные оксиды и гидроксиды. В качестве примера в табл. 3.2 показано изменение свойств оксидов и гидроксидов элементов 3-го периода.

Таблица 3.2

Оксиды и гидроксиды, образованные элементами 3-го периода, и их классификация

В группах А с ростом заряда ядра атома происходит усиление основных свойств оксидов и гидроксидов. Например, для IIA-группы имеем:

1. BeO, Be(OH) 2 - амфотерные (слабые основные и кислотные свойства).

2. MgO, Mg(OH) 2 - слабые, основные свойства.

3. CaO, Ca(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).

4. SrO, Sr(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).

5. BaO, Ba(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).

6. RaO, Ra(OH) 2 - выраженные основные свойства (щелочи).

Такие же тенденции прослеживаются и для элементов других групп (состав и кислотно-основные свойства бинарных водородных соединений см. в табл. 3.1). В целом с ростом атомного номера по периоду основные свойства водородных соединений ослабевают, а кислотные свойства их растворов усиливаются: гидрид натрия растворяется в воде с образованием щелочи:

NaH + H 2 O = NaOH + H 2 ,

а водные растворы H 2 S и HCl - кислоты, причем более сильной является хлороводородная кислота.

1. В группах А с ростом заряда ядра атома сила бескислородных кислот также возрастает.

2. В водородных соединениях число атомов водорода в молекуле (или формульной единице) сначала возрастает от 1 до 4 (группы IA–IVA), а затем уменьшается от 4 до 1 (группы IVA–VIIA).

3. Летучими (газообразными) при н.у. являются только водородные соединения элементов IVA–VIIA групп (кроме H 2 O и HF)

Описанные тенденции в изменении свойств атомов химических элементов и их соединений суммированы в табл. 3.3

Таблица 3.3

Изменение свойств атомов элементов и их соединений с ростом заряда ядра атома

Пример 3.3. Укажите формулу оксида с наиболее выраженными кислотными свойствами:

Решение. Кислотные свойства оксидов усиливаются слева направо по периоду, а сверху вниз по группе А ослабевают. С учетом этого приходим к выводу, что кислотные свойства наиболее выражены у оксида Cl 2 O 7 .

Ответ : 4).

Пример 3.4. Анион элемента Э 2− имеет электронную конфигурацию атома аргона. Укажите формулу высшего оксида атома элемента:

Решение. Электронная конфигурация атома аргона 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 , следовательно электронная конфигурация атома Э (атом Э содержит на 2 электрона меньше, чем ион Э 2−) – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 , что отвечает атому серы. Элемент сера находится в VIA-группе, формула высшего оксида элементов этой группы ЭО 3 .

Ответ : 1).

Пример 3.5. Укажите символ элемента, атом которого имеет три электронных слоя и образует летучее (н.у.) соединение состава ЭН 2 (H 2 Э):

Решение. Водородные соединения состава ЭН 2 (H 2 Э) образуют атомы элементов IIA- и VIA-групп, однако летучими при н.у. являются соединения элементов VIA-группы, к числу которых относится сера.

Ответ : 3).

Охарактеризованные тенденции в изменении кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов можно понять на основании анализа следующих упрощенных схем строения оксидов и гидроксидов (рис. 3.1).

Из упрощенной схемы реакции

следует, что эффективность взаимодействия оксида с водой с образованием основания возрастает (согласно закону Кулона) с увеличением заряда на ионе Э n + . Величина же этого заряда увеличивается по мере усиления металлических свойств элементов, т.е. справа налево по периоду и сверху вниз по группе. Именно в таком порядке увеличиваются и основные свойства элементов.

Рис. 3.1. Схема строения оксидов (а ) и гидроксидов (б )

Рассмотрим причины, лежащие в основе описанных изменений кислотно-основных свойств гидроксидов.

При возрастании степени окисления элемента +n и уменьшении радиуса иона Э n + (это как раз и наблюдается с ростом заряда ядра атома элемента слева направо по периоду) связь Э–О упрочняется, а связь О–Н ослабевает; более вероятным становится процесс диссоциации гидроксида по кислотному типу.

Сверху вниз по группе радиус Э n + возрастает, а значение n + не изменяется, в результате прочность связи Э–О уменьшается, облегчается ее разрыв и более вероятным становится процесс диссоциации гидроксида по основному типу.

Тема: «Изменение свойств элементов и их соединений в зависимости от положения в Периодической системе»

Тип урока: усвоение новых знаний.

Цели урока:

Обучающая: закрепить знание причины изменения свойств элементов на основании положения в системе; научить обоснованно объяснять и сравнивать свойства элементов, а также образованных ими простых и сложных веществ; научить давать полную характеристику химического элемента в ПСХЭ.

Развивающая: продолжить формирование умений сравнивать, обобщать, прогнозировать и объяснять свойства веществ, устанавливать причинно-следственные связи, делать выводы, уметь выделять главное из общего. Совершенствование коммуникативных умений и информационно-познавательной компетентности, развивать самостоятельность и творчество при решении практических задач.

Воспитательная: воспитание ответственного отношения к учёбе, трудолюбия, работоспособности, правильной самооценки, умение работать в коллективе, осуществление экологического, гигиенического и нравственного воспитания, формирование здорового образа жизни.

Ход урока

Организационный момент (1 мин)

Актуализация знаний (10 мин)

Проверка знаний учащихся.

Порядковый номер показывает…

Номер периода показывает…

Номер группы показывает…

Положение элемента в ПСХЭ (период, группа).

Строение атома кислорода.

Химический диктант по вариантам : предполагает быструю работу, используя ПСХЭ Д.И. Менделеева.

1. Указать элемент, в атоме которого:

а) 25 протонов (марганец) б) 13 электронов (алюминий)

а) 41 протон (ниобий) б) 20 электронов (кальций)

2. Назвать два элемента, в атоме которых:

три энергетических уровня (любой элемент третьего периода)

пять энергетических уровней (любой элемент пятого периода)

3. Определить два элемента, в атоме которых на последнем энергетическом уровне:

4 валентных электронов (любой элемент четвертой группы главной подгруппы)

7 валентных электронов (любой элемент седьмой группы главной подгруппы)

4. Указать место положения элементов в ПСХЭ: период и группа.

а) № 37 (рубидий) б) № 30 (цинк)

а) № 24 (хром) б) № 50 (олово)

5. Привести строение атома с порядковым номером

14 (кремний 2; 8; 4)

16 (сера 2; 8; 6)

Проверка.

II. Изучение нового материала (32 мин)

План изложения

1. Причины изменения свойств элементов на основании положения в ПСХЭ:

а) в периодах (малых, больших);

б) группах, главных подгруппах;

2. Изменение свойств химических элементов и образованных ими соединений:

а) в периодах;

б) группах, главных подгруппах.

3. Значение Периодического закона и Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

4. План характеристики химического элемента на основании его положения в ПСХЭ.

Формулировка Периодического закона Д. И. Менделеева.

Раздать таблицы!

(20 мин) В чем же причины изменения свойств химических элементов? Каковы причины периодичности? Чтобы ответить на данные вопросы сравним атомы элементов:

а ) Na – Al - P

б ) Na – K - Rb

1. Какой заряд ядра данных атомов, что с ним происходит?

2. Определить количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Что наблюдается?

3. Сколько энергетических уровней в атомах данных элементов, что наблюдается?

4. Как Вы считаете, что же происходит с атомным радиусов, вследствие данных изменений?

а) к концу периода;

б) к концу группы, главной подгруппы.

Ответ:

а) к концу периода атомный радиус уменьшается вследствие усиленного взаимопритяжения ядра атома и электронов внешнего энергетического уровня (работа с таблицей).

б) к концу группы, главной подгруппы атомный радиус возрастает т. к. увеличивается количество энергетических уровней в атоме.

5. Сказываются ли такие изменения атомных радиусов в периодах и группах, главных подгруппах на способность атомов отдавать электроны, или их присоединениях?

Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва слабо связанного электрона от атома.

Металличность – способность легко отдавать электроны.

Неметалличность – способность легко принимать электроны.

Ответ: При уменьшении атомного радиуса ослабевает способность атомов отдавать электроны, усиливается способность принимать электроны. К концу периода атомы элементов легче принимают электроны, что обеспечивает проявление неметалличности. При увеличении атомного радиуса возрастает способность атомов отдавать электроны. К концу группы, главной подгруппы атомы элементов легче отдают электроны, что обеспечивает проявление металличности.

6. Электроотрицательность – способность атомов элементов в соединениях оттягивать на себя электронную плотность. Самый электроотрицательный элемент – фтор.

Элетроотрицательность при движении в периодах слева направо увеличивается, в группах сверху вниз – уменьшается.

7. В чем же причина периодичностного изменения свойств элементов?

Причиной периодичности и является изменение строения внешнего, а также предвнешнего энергетического уровня; повторение числа электронов внешнего (предвнешнего) энергетического уровня.

Периодичность изменения свойств элементов сказывается и на свойствах простых веществ, образованных ими и на свойствах более сложных соединений: оксидов и гидроксидов.

По периоду слева направо

По группе сверху вниз

Заряд ядра

Число валентных электронов

Число энергетических уровней

Атомный радиус (самый маленький атомный радиус имеет F фтор)

Энергия ионизации (самая высокая энергия ионизации у Fr франция)

Металлические свойства, восстановительная активность (самый сильный металл - Fr франций)

Неметаллические свойства, окислительная активность (самый сильный неметалл - F фтор)

Электроотрицательность (самый электроотрицательный элемент - F фтор)

Основные свойства оксидов и гидроксидов (относительно Fr франция)

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов (относительно F фтора)

На данном уроке мы познакомимся с планом характеристики химического элемента по его положению в ПСХЭ.

В данной характеристике учащиеся показывают свои знания периодического закона Периодической системы и умения ими пользоваться правильно.

(12 мин) План характеристики химического элемента по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева

1. Название элемента, химический знак, порядковый номер, относительная атомная масса; номер периода (большой или малый), номер группы, подгруппа (главная или побочная).

2. Строение атома элемента:

а) заряд ядра атома; количество протонов, нейтронов в ядре атома; количество электронов в атоме;

б) электронная формула атома и электронно-графическое изображение; семейство s-, р-, d-, f-элементов.

3. Металлический или неметаллический элемент.

4. Высшая валентность.

5. Высший оксид, характер высшего оксида (основный, кислотный, амфотерный); химические свойства высшего оксида (предложить несколько уравнений реакций).

6. Высший гидроксид, характер гидроксида (основание, кислота); химические свойства гидроксида (составить несколько уравнений реакций).

7. Летучее водородное соединение (для неметаллов).

В качестве примера для закрепления учащимися знаний можно предложить характеристики металлического (магния) и неметаллического (серы) элементов.

III. Домашнее задание (2 мин)

Учить записи в тетради.

Дидактические материалы стр. 41 вариант 1.

Дайте характеристика по 7 пунктам элементам с порядковыми номерами: 3, 6.

Хомченко 6.36, 6.37.

Одним из важнейших законов природы является периодический закон, открытый в 1869 г. Менделеевым, который он сформулировал так: "Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов".

С развитием квантовой химии периодический закон получил строгое теоретическое обоснование, а с ним и новую формулировку: "Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов".

До Менделеева многие пытались систематизировать элементы, наиболее близко подошел Майер (Германия). В 1864 г. в своей книге он привел таблицу, в которой элементы были также расположены в порядке возрастания их атомных масс, но в эту таблицу Майер поместил всего 27 элементов, меньше половины, известных в то время. Заслуга Менделеева, что в его таблице нашлось место не только всем известным элементам, но были оставлены пустые места для еще не открытых элементов (экабор – Sc, экаалюминий – Ga, экасилиций – Ge).

С точки зрения электронного строения атома:

Периодом называют горизонтальную последовательность элементов, начинающуюся со щелочного металла и заканчивающуюся благородным газом с тем же максимальным значением главного квантового числа, равного номеру периода.

Число элементов в периоде определяется емкостью подуровней.

Группой элементов называют вертикальную совокупность элементов, обладающую однотипной электронной конфигурацией и определенным химическим сходством. Номер группы (за исключением I, II, VIII побочных подгрупп) равен сумме валентных электронов.

Кроме деления по периодам (определяемое главным квантовым числом) существует деление на семейства , определяемое орбитальным квантовым числом. Если у элемента заполняется s-подуровень, то s-семейство или s-элемент; p-подуровень – p‑элемент; d-подуровень – d-элемент; f-подуровень – f-элемент.

В короткопериодной форме периодической системы 8 групп, каждая из которых делится на главную и побочную подгруппы. I и II главные подгруппы заполняются s-элементами; III‑VIII главные подгруппы – р-элементами. d-элементы находятся в побочных подгруппах. f-элементы вынесены в отдельные группы.

Таким образом, каждый элемент в периодической системе элементов занимает строго определенное место, которое отмечается порядковым номером и связано со строением электронных оболочек атома.

1.2.1. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам

Экспериментальными исследованиями была установлена зависимость химических и физических свойств элементов от их положения в периодической системе.

Энергией ионизации называется энергия, которую надо затратить для отрыва и удаления электрона от атома, иона или молекулы. Она выражается в Дж или эВ (1эВ=1,6 . 10 -19 Дж).

Энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома. Чем ниже значение энергии ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Атомы, теряя электрон, превращаются в положительно заряженные ионы.

Сродство к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу.

Энергия сродства к электрону атомов закономерно изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. В группах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается.

Галогены отличаются самым высоким сродством к электрону, т.к. присоединяя один электрон к нейтральному атому, она приобретает законченную электронную конфигурацию благородного газа.

Характеристика о том, какой из атомов легче отдает или присоединяет электрон, называется электроотрицательностью которая равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону.

Электроотрицательность возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы ПС.

Атомные и ионные радиусы

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому определяют условные радиусы атомов и ионов, связанных друг с другом химической связью в кристаллах.

Радиусы атомов металлов в периодах с ростом порядкового номера элементов уменьшаются , т.к. при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, а, следовательно, и притяжение им электронов.

В пределах каждой группы элементов, как правило, радиусы атомов увеличиваются сверху вниз , т.к. возрастает число энергетических уровней. Радиусы ионов также находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента.

Пример. Как изменяются размеры атомов внутри периода, при переходе от одного периода к другому и в пределах одной группы? Какие элементы имеют минимальное и максимальное значения размера атома?

Внутри периода (слева направо) размеры атомов уменьшаются, т.к. увеличивается заряд ядра и электроны сильнее притягиваются к ядру. В главных подгруппах размеры атомов увеличиваются, т.к. увеличивается число электронных слоев. В побочных подгруппах такие изменения меньше заметны, за счет d -сжатия, а при переходе из V в VI период происходит даже уменьшение уменьшение размеров атомов за счет f -сжатия.

Согласно этим правилам минимальное значение размера атома имеет гелий , а максимальное – цезий . Франций не имеет долгоживущих изотопов (природный изотоп радиоактивен, период полураспада 21 минута).

Металлы и неметаллы. Деление элементов и простых веществ на металлы и неметаллы в известной степени условно.

По физическим свойствам металлы характеризуются высокой теплопроводностью и электрической проводимостью, отрицательным температурным коэффициентом проводимости, специфическим металлическим блеском, ковкостью, пластичностью и т.п.

По химическим свойствам металлы характеризуются основными свойствами оксидов и гидроксидов и восстановительными свойствами.

Подобные различия в свойствах простых веществ связаны с характером химической связи при их образовании. Металлическая связь в металлах образуется при дефиците валентных электронов, а ковалентная в неметаллах при их достаточном количестве. Исходя из этого, можно провести вертикальную границу между элементами IIIA и IV групп. Слева – элементы с дефицитом валентных электронов, справа – с избытком. Это граница Цинтля.

Пример. Чем отличаются типичные металлы от неметаллов? Почему и как изменяются металлические свойства с увеличением порядкового номера элементов?

В периодической системе элементов в основном находятся металлы, неметаллов немного (всего 22). К металлам относятся все s -элементы. Это связано с наличием у них малого числа валентных электронов (1 или 2), в результате этого дефицита электронов образуется металлическая связь.

Все d - и f -элементы тоже являются металлами. При образовании химических связей в качестве валентных электронов у атомов d -элементов выступают s -электроны внешнего энергетического уровня и часть или все d -электроны предпоследнего уровня, причем d -электроны участвуют в образовании химических связей лишь после того, как будут связаны все внешние s -электроны. Кроме того, легкости удаления s -электронов способствует эффект экранирования заряда ядра. Он состоит в уменьшении воздействия на электрон положительного заряда ядра из-за наличия между рассматриваемым электроном и ядром других электронов (это d - или f -электроны).

У р-элементов происходит конкуренция между увеличением числа валентных электронов (неметаллические свойства) и экранированием заряда ядра (усиливаются металлические свойства). В связи с этим у р-элементов по подгруппе сверху вниз увеличивается устойчивость низших степеней окисления.

По периоду справа налево увеличиваются неметаллические свойства атомов, за счет увеличения заряда ядра атома и трудности отдачи электронов. По подгруппе сверху вниз увеличиваются металлические свойства, т. к. ослабевает связь внешних электронов с ядром.

Свойства соединений подразделяются на кислотно-основные и окислительно-восстановительные. Периодическая система элементов хорошо объясняет эти закономерности. Рассмотрим это на примере гидроксидов.

Если элемент имеет степень окисления маленькую (+1 или +2), например, Na-O-H, то связь Na-O менее прочная, чем O-H и разрыв связи происходит по менее прочной связи.

Na-O-H  Na + + OH - . Соединение обладает основными свойствами.

Если степень окисления элемента большая (от +5 до +7), то связь элемент – кислород прочнее, чем связь О-Н и соединение обладает кислотными свойствами. В азотной кислоте степень окисления азота большая (+5).

 H + + NO 3 -

Соединения в степени окисления +3 и +4 проявляют амфотерные свойства, т.е. в зависимости от партнера по реакции могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Но есть исключения Zn +2 , Be +2 , Sn +2 , Pb +2 , Ge +2 имеют степень окисления +2, но являются амфотерными соединениями.

По периоду справа налево увеличивается высшая степень окисления, равная номеру группы, поэтому увеличиваются неметаллические и кислотные свойства .

По подгруппе сверху вниз увеличиваются металлические и основные свойства , т.к. увеличивается размер атома и связь с соседним атомом ослабляется.

Таким образом, периодическая система позволяет проанализировать положение простых веществ в связи с особенностями их свойств (металлы, неметаллы).

Периодический закон Менделеева дает возможность определять и свойства простых веществ в химических соединениях. Впервые предсказание свойств было осуществлено самим Менделеевым. Он рассчитал свойства и тех элементов, которые еще не были открыты.