Изменение свойств элементов и их соединений в периодах и главных подгруппах

Свойства элементов и их соединений определяются: 1 - зарядов ядер атомов, 2 - атомными радиусами.

Малые периоды. Рассмотрим изменение некоторых свойств элементов и их соединений на примере II периода (см. табл. 3). Во втором периоде с увеличением положительного заряда ядер атомов происходит последовательное увеличение числа электронов на внешнем уровне, который наиболее удален от ядра атома и поэтому легко деформируется, что приводит к быстрому уменьшению радиуса атомов. Этим объясняется быстрое ослабление металлических и восстановительных свойств элементов, усиление неметаллических и окислительных свойств, нарастание кислотных свойств оксидов и гидроксидов и уменьшение основных свойств. Завершается период благородным газом (Ne). В третьем периоде свойства элементов и их соединений изменяются так же, как и во втором, так как у атомов элементов данного периода повторяются электронные структуры атомов элементов второго периода (3s- и 3p-подуровни)

Большие периоды (IV, V). В четных рядах больших периодов (IV, V), начиная с третьего элемента происходит последовательное увеличение числа электронов на предпоследнем уровне, а структура внешнего уровня остается неизменной. Предпоследний уровень расположен ближе к ядру атома и поэтому деформируется в меньшей степени. Это приводит к более медленному ­уменьшению радиуса атомов, табл. 1.

Таблица 1 – Пример изменения радиуса атома

Группа	IV	V	VI	VII	VIII
Элемент	Ti	V	Cr	Mn	Fe Co Ni
Радиус атома, нм	0,146	0,134	0,127	0,130	0,126 0,125 0,124

Следствием медленного изменения радиуса атомов и одинакового числа электронов на внешнем уровне является и медленное убывание металлических и восстановительных свойств элементов и их соединений. Так, в четном ряду IV периода K - Mn - активные металлы Fe - Ni - металлы средней активности (сравните с элементами II периода, где третий элемент - бор - уже неметалл).

А начиная с III группы нечетного ряда свойства элементов и их соединений изменяются также, как в малых периодах, т. к. начинает застраиваться внешний уровень. Таким образом, структура энергетического уровня является определяющей в свойствах элементов и их соединений. Завершается каждый рассматриваемый период также благородным газом.

Рассмотрев изменение некоторых свойств элементов и их соединений в периодах, можно сделать следующие выводы:

1. Каждый период начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

2. Свойства элементов и их соединений периодически повторяются потому, что периодически повторяются строения энергетических уровней, В этом физический смысл периодического закона.

В главных подгруппах увеличивается число энергетических уровней, это приводит к возрастанию атомных радиусов. Поэтому в главных подгруппах (сверху вниз) уменьшается электроотрицательность, возрастают мегалитические и восстановительные свойства элементов, а неметаллические и окислительные - убывают, основные свойства оксидов и гидроксидов увеличиваются, а кислотные - уменьшаются. Для примера рассмотрим главную подгруппу II группы, табл. 2.

Таким образом, свойства элемента и его соединений являются промежуточными между двух соседних с ним элементов по периоду и подгруппе.

Таблица 2 – Классификация по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды

	Радиус атома, нм	Электроотри-цательность	Свойства оксидов и гидроксидов
Be	0,113	1,5	BeO   амфотерный	Be(OH)2 слабое амфотерное основание H2BeO2
Mg	0,160	1,2	MgO основной	Mg(OH)2 основание средней силы
Ca	0,197	1,0	CaO основной	Ca(OH)2 сильное основание
...	...	...	...	...
Ba	0,221	0,9	BaO основной	Ba(OH)2 очень сильное основание

По координатам (номер периода и номер группы) элемента в периодической системе Д. И. Менделеева можно определить электронную структуру его атома, а, следовательно, предвидеть его главные свойства.

1. число электронных уровней в атоме определяет № периода, в котором находится соответствующий элемент.

2. Суммарное число электронов, находящихся в s- и p-орбиталях внешнего уровня (для элементов главных подгрупп) и в d-орбиталях предвнешнего и s-орбиталях внешнего уровня (для элементов побочных подгрупп; исключения:

Со [3d74s2],	Ni [3d84s2] -	IV период
Rh [4d85s1],	Pd [4d105s0] -	V период
Ir [5d76s2],	Pt [5d96s1] -	VI период

определяет № группы.

3. f-элементы располагаются либо в побочной подгруппе III группы (короткопериодный вариант), либо между IIА- и IIIВ-группами (длиннопериодный вариант) - лантаноиды (№ 57-70), актиноиды (№ 89-102).

4. Атомы элементов разных периодов, но одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних и предвнешних электронных уровней и, следовательно, обладают близкими химическими свойствами.

5. максимальное окислительное число элемента совпадает с номером группы, в которой элемент находится. Характер образуемых элементом оксидов и гидроксидов зависит от окислительного числа элементов в них. Оксиды и гидроксиды, в которых элемент находится в степени окисления:

+1	основные
+2 и +3	основные или амфотерные
больше +3	преимущественно кислотные

Чем больше степень окисления кислотообразующего элемента, тем ярче выражены кислотные свойства оксидов и гидроксидов.

Следовательно: оксиды и гидроксиды элементов I-III групп преимущественно амфотерные. Оксиды и гидроксиды элементов IV-VII групп преимущественно кислотные (при максимальной степени окисления). Оксиды и гидроксиды тех же элементов, но с низшей степенью окисления могут быть разного характера.

6. Соединения элементов с водородом могут быть подразделены на 3 большие группы:

а) солеподобные гидриды активных металлов (LiH ^-, CaH ^- и др.);

б) ковалентные водородные соединения р-элементов (B₂H₆, CH₄, NH₃, H₂O, HF и др.);

в) металлоподобные фазы, образуемые d- и f-элементами; последние обычно являются нестехиометрическими соединениями и часто трудно решить, относить ли их к индивидуальным соединениям или твердым растворам.

Водородные соединения элементов IV группы (СН₄ -метан, SiН₄ - силан) не взаимодействуют с кислотами и основаниями, практически не растворяются в воде.

Водородные соединения элементов V группы (NН₃ -аммиак) при растворении в воде образуют основания.

Водородные соединения элементов VI и VII групп (Н₂S, НF) при растворении в воде образуют кислоты.

7. элементы второго периода, в атомах которых заполняется 2-й электронный слой, сильно отличаются от всех других элементов. Это объясняется тем, что энергия электронов во втором слое значительно ниже энергии электронов в последующих слоях, и тем, что во втором слое не может находиться более восьми электронов.

8. d-элементы одного периода меньше отличаются друг от друга, чем элементы главных подгрупп, у которых застраиваются внешние электронные слои.

9. различия в свойствах лантаноидов, в атомах которых застраивается f-оболочка, принадлежащая к третьему с наружи слою, являются незначительными.

Каждый период (за исключением первого) начинается типичным металлом и заканчивается благородным газом, которому предшествует типичный неметалл.

Изменение свойств элементов в пределах периода:

1) ослабление металлических свойств;

2) уменьшение радиуса атома;

3) усиление окислительных свойств;

4) возрастает энергия ионизации;

5) увеличивается сродство к электрону;

6) увеличивается электроотрицательность;

7) нарастают кислотные свойства оксидов и гидроксидов;

8) начиная с IV группы (для р-элементов) увеличивается устойчивость водородных соединений и усиливаются их кислотные свойства.

Изменение свойств элементов в пределах группы:

1) возрастают металлические свойства;

2) увеличивается радиус атома;

3) усиление восстановительных свойств;

4) уменьшается энергия ионизации;

5) уменьшается сродство к электрону;

6) уменьшается электроотрицательность;

7) нарастают основные свойства оксидов и гидроксидов;

8) начиная с IV группы (для р-элементов) уменьшается устойчивость водородных соединений, усиливаются их кислотные и окислительные свойства.

Амфотерные гидроксиды:
Zn(OH)2	Al(OH)3	Sn(OH)4
Be(OH)2	Ga(OH)3
Ge(OH)2	Cr(OH)3
Pb(OH)2	Fe(OH)3 слабо амфотерный
Cu(OH)2 слабо амфотерный

ВАЛЕНТНОСТЬ - способность атомов элементов образовывать химические связи. Количественно валентность определяется числом не спаренных электронов.

В 1852 г. английский химик Эдуард Франкленд ввел понятие о соединительной силе. Это свойство атомов позже стали называть валентностью.

валентность равна 2, т. к. есть 2 не спаренных электрона.

У углерода на внешнем энергетическом уровне есть свободная 2р-орбиталь, поэтому при возбуждении один электрон с 2s-орбитали перейдет на свободную 2р-орбиталь:

В этом случае у углерода валентность равна 4 (4 не спаренных электрона).

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ - условный заряд атома, который вычисляют исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

В отличие от валентности степень окисления имеет знак.

Положительная степень окисления равна числу оттянутых (отданных) электронов от данного атома. Атом может отдавать все не спаренные электроны.

Отрицательная степень окисления равна числу притянутых (присоединенных) электронов к данному атому; ее проявляют только неметаллы. Атомы неметаллов присоединяют такое количество электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьми электронной конфигурации внешнего уровня.

Например: N^-3; S^-2; Cl^-; C^-4.

Для определения степени окисления атома в соединении следует исходить из следующих положений:

1. Степень окисления атомов в простых веществах (т. е. в соединениях с неполярными связями: H₂^o, Cl₂^o, N₂^o и др.), а также металлов и неметаллов в элементарном состоянии равна нулю (S^o, P^o, Al^o, Na^o и т. д.), т. к. распределение электронной плотности у них равномерно.

2. При определении степени окисления атомов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значения их электроотрицательностей. (Электроотрицательность - это способность атомов притягивать к себе связывающие электроны при образовании химической связи). При образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов. В периодической системе элементов внутри периода электроны смещаются от атомов левостоящего элемента к атомам правостоящего элемента; в главных подгруппах от атомов н6ижестоящегог элемента к атомам вышестоящего.

Например: С ⁺⁴O₂^-2 , N ⁺²O^-2 , S ⁺⁴O₂^-2 .

3. Степень окисления водорода в соединениях равна +1 (исключение - солеобразующие гидриды активных металлов - Na⁺H^-, Ca⁺²H₂^-).

4. Кислород в соединениях проявляет степень окисления - 2

[исключения: а)пероксиды H₂⁺¹O₂^-1, Na₂⁺¹O₂^-1; б) соединения с фтором O⁺²F₂^-1, т. к. фтор самый электроотрицательный элемент]

5. Щелочные металлы в соединениях всегда имеют степень окисления +1 (Na⁺Cl^- , K⁺OH^-); металлы 2-й группы в соединениях всегда имеют степень окисления +2 (Сa⁺²Cl₂^- , Zn⁺²S^-2); алюминий в соединениях всегда имеют степень окисления +3 (Al⁺³Cl₃^- ).

6. Молекула любого вещества электронейтральна, поэтому алгебраическая сумма положительных степеней окислен6ия должна быть равна алгебраической сумме отрицательных степеней окисления. Пользуясь этим правилом, можно определить степень окисления любого атома в соединении.

Например, K⁺Mn^xO₄^-2

+1 + x + (-2) ^. 4 = 0

x = 8 - 1

x =+7

7. Алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окислен6ия в сложном ионе должна быть равна заряду иона.

Например: (Cr₂ ^x O₇ ^-2) ^-2

2x + (-2) ^. 7 = -2

2x = 12

x = +6

Таблица 3 – Некоторые свойства элементов и их соединений (II период)

Группа	I	II	III	V	VI	VII
Элемент и его порядковый номер	3Li	4Be	5B	7N	8O	9F
Радиус атома, нм	0,155	0,113	0,091	0,071	0,066	0,064
Внешний энергетический уровень	2s1	2s2	2s22p1	2s22p3	2s22p4	2s22p5
Электроотрицательность	1,0	1,5	2,0	3,0	3,5	4,0
Природа элемента	щелочной металл	металл	неметалл	более активный неметалл	активный неметалл	очень активный неметалл
Окислительно-восстановительные свойства	активный восстановитель	восстановитель	слабый окислитель	окислитель	сильный окислитель	очень сильный окислитель
Свойства оксидов	Li2O основной	BeO амфотерный	B2O3 кислотный	N2O5 кислотный	–	–
Свойства гидроксидов	LiOH сильное основание	Be(OH)2 слабое амфотерное основание	H3BO3 слабая кислота	HNO3 сильная кислота

Заряды ядер атомов и количество электронов на внешнем уровне увеличиваются, радиусы атомов уменьшаются, электроотрицательность элементов возрастает, металлические и восстановительные свойства элементов убывают, неметаллические и окислительные свойства элементов увеличиваются, основные свойства оксидов и гидроксидов уменьшаются, кислотные свойства оксидов и гидроксидов увеличиваются.