(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

Все элементы периодической системы делятся на металлы . Атомы металла имеют маленькое количество на внешнем уровне, которые удерживаются притяжением ядра. Положительный заряд ядра равен количеству электронов на внешнем уровне. Связь электронов с ядром достаточно слабая, поэтому они легко отделяются от ядра. Металлические свойства характеризуются способностью атома вещества легко отдавать электроны с внешнего уровня.В Менделеева верхний горизонтальный ряд, обозначенный римскими , показывает количество свободных электронов на внешнем уровне. В с I по III расположены металлы. С увеличением периода (увеличением количества электронов на внешнем уровне) металлические свойства ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.Вертикальные ряды таблицы Менделеева (группы) показывают изменение металлических свойств в зависимости от радиуса атома вещества. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, потому что увеличивается радиус орбиты движения электронов; от этого связь электронов с ядром уменьшается. Электрон на последнем уровне в этом случае очень легко отделяется от ядра, что характеризуется как проявление металлических свойств.Также номер группы указывает на способность атома вещества присоединять атомы другого вещества. Способность присоединять атомы называется валентностью. Присоединение атомов кислорода называется окислением. Окисление является проявлением металлических свойств. По номеру можно определить, сколько атомов кислорода может присоединить атом металла: чем больше атомов присоединяется, тем сильнее металлические свойства. Все металлы обладают схожими свойствами. У всех имеется металлический блеск. Это объясняется отражением любого света электронным газом, который образуется свободными электронами, движущимися между атомами в кристаллической решетке. Наличие свободных подвижных электронов дает свойство электропроводности металлов.

Видео по теме

Совет 2: Почему изменяются свойства элементов в пределах периода

Каждому химическому элементу в Таблице Менделеева отведено строго определенное место. Горизонтальные строки Таблицы называются Периодами, а вертикальные – Группами. Номер периода соответствует номеру валентной оболочки атомов всех элементов, находящихся в этом Периоде. А валентная оболочка постепенно заполняется, от начала к концу Периода. Именно этим объясняется изменение свойств элементов, находящихся в пределах одного Периода.

Рассмотрите пример изменения свойств элементов третьего Периода. Он состоит (в порядке , слева направо) из натрия, магния, алюминия, кремния, серы, хлора, . Первый элемент – Na (натрий). Чрезвычайно активный щелочной металл. Чем же объясняются его ярко выраженные металлические свойства и, особенно, чрезвычайная активность? Тем, что на его внешней (валентной) оболочке всего один электрон. Вступая в реакцию с другими элементами, натрий легко отдает его, положительно заряженным ионом с внешней оболочкой.Второй элемент – Mg (магний). Также весьма активный металл, хоть и существенно уступающий по этому показателю натрию. На его внешней оболочке – два электрона. Их он также сравнительно легко отдает, приобретая устойчивую электронную конфигурацию. Третий элемент – Al (алюминий). Имеет три электрона на внешней оболочке. Это тоже довольно активный металл, хотя в обычных условиях его поверхность быстро покрывается окисной пленкой, которая препятствует вступлению алюминия в реакции. Однако в ряде соединений алюминий проявляет не только металлические, то и кислотные свойства, то есть фактически является амфотерным элементом. Четвертый элемент – Si (кремний). Имеет четыре электрона на внешней оболочке. Это уже неметалл, малоактивный при обычных условиях (из-за образования окисной пленки на поверхности). Пятый элемент – фосфор. Ярко выраженный неметалл. Легко можно понять, что, имея пять электронов на внешней оболочке, ему гораздо легче «принимать» чужие электроны, нежели отдавать свои.Шестой элемент – сера. Имея шесть электронов на внешнем уровне, она проявляет еще более ярко выраженные неметаллические свойства, нежели фосфор. Седьмой элемент – хлор. Один из самых активных неметаллов. Чрезвычайно сильный окислитель. Принимая один-единственный чужой электрон, он достраивает свою внешнюю оболочку до устойчивого состояния. И, наконец, замыкает Период инертный газ аргон. У него полностью заполненный внешний электронный уровень. Поэтому, как легко понять, ему нет необходимости ни отдавать электроны, ни принимать их.

Видео по теме

Источники:

• как и почему изменяются свойства химических элементов

Совет 3: Почему в периодической системе изменяются металлические свойства

Характерное свойство элементов-металлов – способность отдавать свои электроны, находящиеся на внешнем электронном уровне. Таким образом, металлы достигают устойчивого состояния (получая полностью заполненный предыдущий электронный уровень). Элементы-неметаллы же, напротив, стремятся не отдать свои электроны, а принять чужие, чтобы заполнить свой внешний уровень до устойчивого состояния.

Если вы посмотрите в Таблицу Менделеева, то увидите, что металлические свойства элементов, находящихся в одном Периоде, ослабевают слева направо. И причиной тому именно количество внешних (валентных) электронов у каждого элемента. Чем больше их, тем слабее выражены металлические свойства. Все Периоды (кроме самого первого) начинаются со щелочного металла и заканчиваются инертным газом. Щелочной металл, имеющий всего один электрон, легко расстается с ним, превращаясь в положительно заряженный ион. Инертные же газы и так имеют полностью укомплектованный внешний электронный слой, находятся в самом устойчивом состоянии – зачем им принимать или отдавать электроны? Этим и объясняется их чрезвычайная инертность. Но это изменение, так сказать, по горизонтали. А есть ли изменение по вертикали? Да, есть, и очень хорошо выраженное. Рассмотрите самые «металлические» металлы - щелочные. Это литий, натрий, рубидий, цезий, . Впрочем, самый последний можно не рассматривать, так как франций чрезвычайно мало распространен. Как увеличивается их химическая активность? Сверху вниз. Тепловой эффект реакций увеличивается точно таким же образом. К примеру, на уроках химии часто показывают, как натрий реагирует с водой: кусочек металла буквально «бегает» по поверхности воды, тает с кипением. С калием такой демонстрационный опыт проводить уже рискованно: слишком уж сильное кипение. Рубидий же лучше для таких опытов вовсе не использовать. И не только потому что он гораздо дороже калия, но и из-за того, что реакция протекает чрезвычайно бурно, с воспламенением. Что уж говорить про цезий. Почему, по какой причине? Потому что радиус атомов увеличивается. А чем дальше внешний электрон от ядра, тем легче атом «отдает» его (то есть тем сильнее металлические свойства).

Видео по теме

Совет 4: Почему в периодической системе изменяются неметаллические свойства

Упрощенно любой атом можно представить в виде крохотного, но массивного ядра, вокруг которого по круговым или эллиптическим орбитам вращаются электроны. Химические свойства элемента зависят от внешних «валентных» электронов, принимающих участие в образовании химической связи с другими атомами. Атом может «отдать» свои электроны, а может и «принять» чужие. Во втором случае это означает, что атом проявляет неметаллические свойства, то есть, является неметаллом. Отчего это зависит?

Прежде всего, от количества электронов на внешнем уровне. Ведь наибольшее число электронов, которое может там быть – 8 (как у всех инертных газов, кроме ). Тогда возникает очень устойчивое состояние атома. Соответственно, чем ближе количество валентных электронов к 8, тем легче атому элемента «достроить» свой внешний уровень. То есть, тем сильнее выражены у него неметаллические свойства. Исходя из этого, совершенно очевидно, что у элементов, находящихся в одном Периоде, неметаллические свойства будут возрастать в направлении слева направо. В этом легко можно убедиться, посмотрев в Таблицу Менделеева. Слева, в первой группе, находятся щелочные металлы, во второй - (то есть их металлические свойства уже слабее). В третьей группе – элементы. В четвертой – преобладают неметаллические свойства. Начиная с пятой группы, идут уже ярко выраженные , в шестой группе их неметаллические свойства еще сильнее, а в седьмой группе располагаются , имеющие семь электронов на внешнем уровне. Только ли в горизонтальном порядке меняются неметаллические свойства? Нет, еще и в вертикальном. Характерный пример – те самые галогены. Вблизи правого верхнего угла Таблицы вы видите знаменитый фтор - элемент, обладающий настолько сильной реакционной способностью, что химики неофициально дали ему уважительное прозвище: «Все разгрызающий». Ниже фтора – хлор. Это также очень активный неметалл, но все-таки не столь сильный. Еще ниже – бром. Его реакционная способность существенно ниже, чем у хлора, и тем более фтора. Далее – йод (закономерность та же). Последний элемент – астат. Отчего же неметаллические свойства ослабевают «сверху вниз»? Все дело в радиусе атома. Чем ближе к ядру внешний электронный слой, тем легче «притянуть» чужой электрон. Поэтому чем «правее» и «выше» элемент в Таблице Менделеева, тем более сильный это неметалл.

Видео по теме

Современная формулировка Периодического закона : свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов (порядкового номера).

Периодическими свойствами являются, например, радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность атома, а также некоторые физические свойства элементов и соединений (температуры плавления и кипения, электропроводность и т.д.).

Выражением Периодического закона является

периодическая система элементов .

Наиболее распространен вариант короткой формы периодической системы, в котором элементы разделены на 7 периодов и 8 групп.

В настоящее время получены ядра атомов элементов до номера 118. Название элемента с порядковым номером 104 – резерфордий (Rf), 105 – дубний (Db), 106 – сиборгий (Sg), 107 – борий (Bh), 108 – хассий (Hs), 109 – мейтнерий (Mt), 110 - дармштадтий (Ds), 111 - рентгений (Rg), 112 - коперниций (Cn).
24 октября 2012 года в Москве в Центральном доме ученых РАН состоялась торжественная церемония присвоения 114-му элементу имя "флеровий" (Fl), а 116-му - "ливерморий" (Lv).

Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента. Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, остальные – большими.

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем электронном слое и наблюдается уменьшение радиусов атомов.

В нижней части таблицы помещаются 14 лантаноидов и 14 актиноидов. В последнее время лантан и актиний стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам.

Группы 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).

Сверху вниз в главных подгруппах усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Номер группы, как правило, указывает на число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних слоёв. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Периодическая система и электронные формулы атомов

Для предсказания и объяснения свойств элементов необходимо уметь записывать электронную формулу атома.

В атоме, находящемся в основном состоянии , каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией. Энергетическое состояние определяется, прежде всего, температурой. Температура на поверхности нашей планеты такова, что атомы находятся в основном состоянии. При высоких температурах основными уже будут другие состояния атомов, которые называются возбуждёнными .

Последовательность расположения энергетических уровней в порядке возрастания энергии известна из результатов решения уравнения Шредингера:

1s < 2s < 2p < 3s < Зр < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s 5d 4f < 6p.

Рассмотрим электронные конфигурации атомов некоторых элементов четвертого периода (рис. 6.1).



Рис. 6.1. Распределение электронов по орбиталям некоторых элементов четвёртого периода

Следует отметить существование некоторых особенностей в электронном строении атомов элементов четвёртого периода: у атомов Сr и С u на 4 s -оболочке находятся не два электрона, а один, т. е. происходит “провал” внешнего s-электрона на предшествующую d-оболочку.

Электронные формулы атомов 24 Cr и 29 Cu можно представить следующим образом:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .

Физическая причина “нарушения” порядка заполнения связана с разной проникающей способностью электронов во внутренние слои, а также особой устойчивостью электронных конфигураций d 5 и d 10 , f 7 и f 14 .

Все элементы подразделяются на четыре типа

:

1. У атомов s-элементов заполняются s-оболочки внешнего слоя ns. Это первые два элемента каждого периода.

2. У атомов р-элементов электронами заполняются р-оболочки внешнего уровня np. К ним относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. У d-элементов заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня (n-1)d. Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и p-элементами.

4. У f-элементов заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня (n-2)f. Это - лантаноиды и актиноиды.

Изменение кислотно-основных свойств соединений элементов по группам и периодам периодической системы
(схема Косселя)

Для объяснения характера изменения кислотно-основных свойств соединений элементов Коссель (Германия, 1923 г.) предложил использовать простую схему, основанную на предположении о том, что в молекулах существует чисто ионная связь и между ионами имеет место кулоновское взаимодействие. Схема Косселя описывает кислотно-основные свойства соединений, содержащих связи Э–Н и Э–О–Н, в зависимости от заряда ядра и радиуса образующего их элемента.

Схема Косселя для двух гидроксидов металлов (для молекул LiOH и KOH) показана на рис. 6.2. Как видно из представленной схемы, радиус иона Li + меньше радиуса иона К + и ОН - -группа связана прочнее с ионом лития, чем с ионом калия. В результате КОН будет легче диссоциировать в растворе и основные свойства гидроксида калия будут выражены сильнее.



Рис. 6.2. Схема Косселя для молекул LiOH и KOH

Аналогичным образом можно проанализировать схему Косселя для двух оснований CuOH и Cu(OH) 2 . Поскольку радиус иона Cu 2+ меньше, а заряд – больше, чем у иона Cu + , ОН - -группу будет прочнее удерживать ион Cu 2+ .
В результате основание Cu(OH) 2 будет более слабым, чем CuOH.

Таким образом, сила оснований возрастает при увеличении радиуса катиона и уменьшении его положительного заряда .

Схема Косселя для двух бескислородных кислот HCl и HI показана на рис. 6.3.



Рис. 6.3. Схема Косселя для молекул HCl и HI

Поскольку радиус хлорид-иона меньше, чем иодид-иона, ион Н + прочнее связан с анионом в молекуле хлороводородной кислоты, которая будет слабее, чем иодоводородная кислота. Таким образом, сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса отрицательного иона.

Сила кислородсодержащих кислот изменяется противоположным образом. Она увеличивается с уменьшением радиуса иона и с увеличением его положительного заряда. На рис. 6.4 представлена схема Косселя для двух кислот HClO и HClO 4 .



Рис. 6.4. Схема Косселя для HClO и HClO 4

Ион С1 7+ прочно связан с ионом кислорода, поэтому протон легче будет отщепляться в молекуле НС1О 4 . В то же время связь иона С1 + с ионом О 2- менее прочная, и в молекуле НС1О протон будет сильнее удерживаться анионом О 2- . В результате HClO 4 является более сильной кислотой, чем HClO.

Таким образом, увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса иона элемента усиливают кислотный характер вещества. Наоборот, уменьшение степени окисления и увеличение радиуса иона усиливают основные свойства веществ.

Примеры решения задач

Составить электронные формулы атома циркония и ионов O 2– , Al 3+ , Zn 2+ . Определить, к какому типу элементов относятся атомы Zr, O, Zn, Al .

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 ,

O 2– 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 ,

Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 ,

Zr – d-элемент , O – р -элемент , Zn – d-элемент , Al – р -элемент .

Расположить атомы элементов в порядке увеличения их энергии ионизации: K, Mg, Be, Ca. Ответ обосновать.

Решение. Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра, в главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, так как увеличивается расстояние от электрона до ядра.

Таким образом, величина энергии ионизации атомов этих элементов увеличивается в ряду K, Ca, Mg, Be.

Расположить атомы и ионы в порядке возрастания их радиусов: Ca 2+ , Ar, Cl – , K + , S 2– . Ответ обосновать.

Решение. Для ионов, содержащих одинаковое число электронов (изоэлектронных ионов), радиус иона будет увеличиваться с уменьшением положительного и возрастанием отрицательного его заряда. Следовательно, радиус возрастает в ряду Ca 2+ , K + , Ar, Cl – , S 2– .

Определите, как меняются радиусы ионов и атомов в рядах Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + и Na, Mg, Al, Si, P, S.

Решение. В ряду Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + радиус ионов увеличивается, так как возрастает число электронных слоев у ионов одинакового знака со сходным электронным строением.

В ряду Na, Mg, Al, Si, P, S радиус атомов уменьшается, так как при одинаковом числе электронных слоев в атомах увеличивается заряд ядра, а, значит и притяжение ядром электронов.

Сравнить силу кислот H 2 SO 3 и H 2 SeO 3 и оснований Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 .

Решение. Согласно схеме Косселя H 2 SO 3 более сильная кислота, чем H 2 SeO 3 , так как радиус иона Se 4+ больше радиуса иона S 4+ , значит, связь S 4+ – О 2– является более прочной, чем связь Se 4+ – О 2– .

Согласно схеме Косселя Fe(OH)

2 более сильное основание, поскольку радиус иона Fe 2+ больше, чем иона Fe 3+ . К тому же заряд иона Fe 3+ больше, чем у иона Fe 2+ . В результате связь Fe 3+ – О 2– является более прочной, чем Fe 2+ – О 2– и ион ОН – легче отщепляется в молекуле Fe(OH) 2 .

Задачи для самостоятельного решения

6.1. Составить электронные формулы элементов с зарядом ядра +19, +47, +33 и находящихся в основном состоянии. Указать, к какому типу элементов они относятся. Какие степени окисления характерны для элемента с зарядом ядра +33?




6.2. Составить электронную формулу иона Cl – .

Часть I

2. Металлы в стремлении получить завершённый внешний электронный слой атома отдают свои внешние электроны, а неметаллы принимают недостающие до 8 электроны.

3. В группе с ростом порядкового номера элементов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические, потому что:
1) увеличивается число энергетических уровней
2) постоянно число электронов на внешнем уровне
3) увеличивается радиус атома

4. В периоде с ростом порядкового номера элементов усиливаются неметаллические свойства и ослабевают металлические, потому что:
1) увеличивается число электронов на внешнем уровне
2) постоянно число уровней
3) увеличивается заряд атомных ядер

5. Заполните таблицу «Свойства химических элементов», указав усиление или ослабление свойств в ряду.

Часть II

1. Выберите символы химических элементов-неметаллов. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название чрезвычайно токсичного газа бледно-жёлтого цве¬та с резким запахом: фтор.

2. Верны ли следующие суждения?
А. По периоду слева направо радиус атома увеличивается.
Б. По группе снизу вверх радиус атома уменьшается.
3) верно только Б.

3. Обведите знак «больше» или «меньше», если речь идёт о металлических свойствах в первом случае и о неметаллических - во втором.

4. Составьте кроссворд на тему «Благородные газы», используя Интернет.

1. Этот инертный газ используют в энергосберегающих лампочках
2. Этим газом заполняют воздушный шары, он самый легкий среди инертных газов.
3. Этот инертный газ – третий по содержанию после азота и кислорода компонент воздуха, самый распространённый инертный газ в земной атмосфере.
4. При нормальных условиях - бесцветный инертный газ; радиоактивен, может представлять опасность для здоровья и жизни.
5. Трубки, заполненные смесью этого газа и азота, при пропускании через них электрического разряда дают красно-оранжевое свечение, в связи с чем они широко используются в рекламе.
6. По вертикали в цветных клетках вы получите название первого инертного газа, для которого были получены настоящие химические соединения.

5. Поиграйте в «крестики-нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют электронные схемы атомов:

6. Постройте график зависимости порядковых номеров химических элементов одного периода от радиусов их атомов, условно приняв изменение радиусов соседних элементов за 1. Сделайте вывод:
Радиусы атомов в пределах периодов с увеличением порядкового номера уменьшаются.

7. Постройте график зависимости порядковых номеров химических элементов одной группы от радиусов их атомов, условно приняв изменение радиусов соседних элементов за 1. Сделайте вывод:
В пределах группы радиусы атомов с увеличением порядкового номера увеличиваются.

В современной науке таблицу Д. И. Менделеева называют периодической системой химических элементов, т. к. общие закономерности в изменении свойств атомов, простых и сложных веществ, образованных химическими элементами, повторяются в этой системе через определенные интервалы - периоды. Таким образом, все существующие в мире химические элементы подчиняются единому, объективно действующему в природе периодическому закону, графическим отображением которого является периодическая система элементов. Этот закон и система носят имя великого русского химика Д. И. Менделеева.

Периоды - это ряды элементов, расположенные горизонтально, с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней в атоме элемента. Периоды состоят из определенного количества элементов: первый - из 2 , второй и третий - из 8 , четвертый и пятый - из 18, шестой период включает 32 элемента. Это зависит от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Седьмой период является незавершенным. Все периоды (исключение составляет первый) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом. Когда начинает заполняться новый энергетический уровень, начинается новый период. В периоде с увеличением порядкового номера химического элемента слева направо металлические свойства простых веществ уменьшаются, а неметаллические возрастают.

Металлические свойства - это способность атомов элемента при образовании химической связи отдавать свои электроны, а неметаллические свойства - это способность атомов элемента при образовании химической связи присоединять электроны других атомов. У металлов электронами заполняется внешний s-подуровень, что подтверждает металлические свойства атома. Неметаллические свойства простых веществ проявляются при формировании и заполнении электронами внешнего р-подуровня. Неметаллические свойства атома усиливаются в процессе заполнения электронами р-подуровня (от 1 до 5). Атомы с полностью заполненным внешним электронным слоем (ns 2 np 6) образуют группу благородных газов , которые являются химически инертными.

В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 - в первом периоде и от 1 до 8 - во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические. В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее , что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.

Группы - это вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равных номеру группы. Существует деление на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Валентные электроны этих элементов расположены на внешних ns- и nр-подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns-подуровне и внутреннем (n — 1) d -подуровне (или (n — 2) f-подуровне). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы разделяются на:

1) s-элементы - элементы главной подгруппы I и II групп;

2) р-элементы - элементы главных подгрупп Ш-VII групп;

3) d -элементы - элементы побочных подгрупп;

4) f-элементы - лантаноиды, актиноиды.

Сверху вниз в главных подгруппах металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп отличаются по свойствам. Номер группы показывает высшую валентность элемента. Исключение составляют кислород, фтор, элементы подгруппы меди и восьмой группы . Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I-III групп (исключение составляет бор) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные. Для элементов главных подгрупп формулы водородных соединений общие. Элементы I-III групп образуют твердые вещества - гидриды, так как степень окисления водорода -1 . Элементы IV-VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН 4) - нейтральны, V группы (ЭН3) являются основаниями, VI и VII групп (Н 2 Э и НЭ) - кислотами.

Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов

Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается , т. к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. Происходит своеобразное их «сжатие». От лития к неону заряд ядра постепенно увели-чивается (от 3 до 10), что обуславливает возрастание сил притяжения электронов к ядру, размеры атомов уменьшаются. Поэтому в начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов.

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают , т. к. увеличение заряда атома оказывает противоположный эффект. С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам или неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны. Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя.

Д. И. Менделеев в 1869 г. сформулировал периодический закон, который звучит так: свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов. Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образованных ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы - группы. В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова: свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в периодической системе символику.

a) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

• 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, показанная на Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы , правая верхняя — типичные неметаллы . Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами .
• Полуметаллы расположены примерно вдоль диагонали, проходящей по p-элементам от левого верхнего к правому нижнему углу Периодической таблицы
• 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.
• 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.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

• Перечисленные выше причины объясняют, почему СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ — ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.
• Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У «тяжелых» благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается «отобрать» электроны и получить их соединения с сильными окислителями (фтором и кислородом), а для «легких» гелия, неона и аргона это осуществить не удается.
• В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу — самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада.
• По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО , достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ . Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
• в) Закономерности, связанные с размерами атомов.
• Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ . Электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ , потому что заполнено больше электронных оболочек.

г) Закономерности, связанные с валентностью элементов.

• Элементы одной и той же ПОДГРУППЫ имеют аналогичную конфигурацию внешних электронных оболочек и, следовательно, одинаковую валентность в соединениях с другими элементами.
• s-Элементы имеют валентности, совпадающие с номером их группы.
• p-Элементы имеют наибольшую возможную для них валентность, равную номеру группы. Кроме того, они могут иметь валентность, равную разности между числом 8 (октет) и номером их группы (число электронов на внешней оболочке).
• d-Элементы обнаруживают много разных валентностей, которые нельзя точно предсказать по номеру группы.
• Не только элементы, но и многие их соединения — оксиды, гидриды, соединения с галогенами — обнаруживают периодичность. Для каждой ГРУППЫ элементов можно записать формулы соединений, которые периодически «повторяются» (то есть могут быть записаны в виде обобщенной формулы).

Итак, подытожим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:

• радиус атомов уменьшается;
• электроотрицательность элементов увеличивается;
• количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
• высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
• число электронных слоев атомов не изменяется;
• металлические свойства уменьшается;
• неметаллические свойства элементов увеличивается.

Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:

• заряд ядер атомов увеличивается;
• радиус атомов увеличивается;
• число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
• число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
• прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
• электроотрицательность уменьшается;
• металличность элементов увеличивается;
• неметалличность элементов уменьшается.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости