Модерна формулација периодичен закон : својства едноставни материи, како и формите и својствата на соединенијата на елементите периодично зависат од големината на полнежот на јадрата на нивните атоми ( сериски број).

    Периодични својства се, на пример, атомски радиус, енергија на јонизација, афинитет на електрони, електронегативност на атомот, како и некои физички својстваелементи и соединенија (точки на топење и вриење, електрична спроводливост итн.).

    Изразот на Периодниот закон е

     периодниот систем на елементи .

    Најчестата опција за кратки форми периодниот систем, во која елементите се поделени во 7 периоди и 8 групи.

    Во моментов се добиени јадрата на атоми на елементите до број 118. Името на елементот со сериски број 104 е рутерфордиум (Rf), 105 – дубниум (Db), 106 – морски боргиум (Sg), 107 – бохриум (Bh ), 108 - хасиум (Hs ), 109 – меитнериум ( Mt), 110 - дармстадиум (Ds), 111 - ренген (Rg), 112 - копернициум (Cn).
    На 24 октомври 2012 година, во Москва, во Централниот дом на научниците на Руската академија на науките, се одржа свечена церемонија на доделување на името „флеровиум“ (Fl) на 114-тиот елемент и „ливермориум“ (Lv) на 116-тиот елемент.

    Периодите 1, 2, 3, 4, 5, 6 содржат 2, 8, 8, 18, 18, 32 елементи, соодветно. Седмиот период не е завршен. Се нарекуваат периоди 1, 2 и 3 мали,остатокот - големо.

    Во периодите од лево кон десно, металните својства постепено слабеат и неметалните својства се зголемуваат, бидејќи со зголемување на позитивното полнење на атомските јадра, бројот на електрони во надворешниот електронски слој се зголемува и се забележува намалување на атомските радиуси.

    На дното на табелата се 14 лантаниди и 14 актиниди. Неодамна, лантан и актиниум се класифицирани како лантаниди и актиниди, соодветно.

    Групите се поделени во подгрупи - главните,или подгрупите А и несакани ефекти,или подгрупа Б. Подгрупа VIII Б – посебно, содржи тријадиелементи кои ги сочинуваат фамилиите на железо (Fe, Co, Ni) и платина метали (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

    Од врвот до дното во главните подгрупи, металните својства се зголемуваат, а неметалните својства слабеат.

    Бројот на групата обично го означува бројот на електрони кои можат да учествуваат во формирањето на хемиски врски. Ова е физичкото значење на бројот на групата. Елементите на страничните подгрупи имаат валентни електрони не само во надворешните слоеви, туку и во претпоследните слоеви. Ова е главната разлика во својствата на елементите на главните и секундарните подгрупи.

    Периодичен систем и електронски формули на атоми

    За да ги предвидите и објасните својствата на елементите, мора да бидете способни да ја напишете електронската формула на атомот.

    Во атом кој се наоѓа во приземна состојба, секој електрон зафаќа празна орбитала со најмала енергија. Енергетската состојба се одредува првенствено од температурата. Температурата на површината на нашата планета е таква што атомите се во основна состојба. На високи температури, други состојби на атомите, кои се нарекуваат возбуден.

    Редоследот на распоредот на енергетските нивоа по редослед на зголемување на енергијата е познат од резултатите од решавањето на Шредингеровата равенка:

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

    Да ги разгледаме електронските конфигурации на атомите на некои елементи од четвртиот период (сл. 6.1).

    Ориз. 6.1. Распределба на електрони над орбиталите на некои елементи од четвртиот период

    Треба да се напомене дека има некои карактеристики во електронска структураатоми на елементи од четвртиот период: за атомите Cr и C u за 4 с-школка не содржи два електрони, туку еден, т.е. "неуспех" надворешенс -електрон на претходниот d-школка.

    Електронски формули од 24 Cr и 29 Cu атоми може да се претстави на следниов начин:

    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 .

    Физичката причина за „прекршувањето“ на редоследот на полнење е поврзана со различната способност на електроните да навлезат во внатрешните слоеви, како и со посебната стабилност на електронските конфигурации d 5 и d 10, f 7 и f 14.

    Сите елементи се поделени во четири типа

         :

    1. Во атомите s-елементипополнети с - школка од надворешен слој ns . Ова се првите два елементи од секој период.

    2. Кај атомите p-елементиелектроните ги пополнуваат p-обвивките на надворешното np ниво . Тие ги вклучуваат последните 6 елементи од секој период (освен првиот и седмиот).

    3. У d-елементиисполнет со електрони г -подниво на второто надворешно ниво ( n-1)г . Ова се елементи на интеркаларни децении големи периоди лоцирани помеѓу s- и p-елементи.

    4. У f-елементи исполнет со електрониѓ -подниво на трето надворешно ниво ( n-2) ѓ . Тоа се лантаниди и актиниди.

    Промени во киселинско-базните својства на елементарните соединенија по групи и периоди на периодичниот систем
    (Косел дијаграм)

    За да се објасни природата на промената на киселинско-базните својства на соединенијата на елементите, Косел (Германија, 1923) предложил користење на едноставна шема заснована на претпоставката дека постои чиста јонска врскаи постои Кулонова интеракција помеѓу јоните. Шемата на Косел ги опишува киселинско-базните својства на соединенијата што содржат E-H и E-O-H врски, во зависност од полнежот на јадрото и радиусот на елементот што ги формира.

    Косел дијаграм за два метални хидроксиди (за LiOH и KOH молекули ) е прикажано на сл. 6.2. Како што може да се види од претставениот дијаграм, радиусот на Li јонот + помал од јонскиот радиус К+ и OH Групата - - е поцврсто поврзана со јонот на литиум отколку со јонот на калиум. Како резултат на тоа, KOH ќе биде полесно да се дисоцира во раствор и основните својства на калиум хидроксид ќе бидат поизразени.

    Ориз. 6.2. Косел дијаграм за LiOH и KOH молекули

    На сличен начин, можете да ја анализирате шемата на Косел за две бази CuOH и Cu(OH) 2 . Од радиусот на Cu јонот 2+ помал, а полнежот е поголем од оној на јонот Cu+, OH - - групата ќе се држи поцврсто од јонот Cu 2+ .
    Како резултат на тоа, основата     Cu(OH)2 ќе биде послаб од CuOH.

    Така, јачината на базите се зголемува како што се зголемува радиусот на катјонот и се намалува неговиот позитивен полнеж .

    Косел дијаграм за две киселини без кислород HCl и HI прикажано на сл. 6.3.

    Ориз. 6.3. Косел дијаграм за HCl и HI молекули

    Бидејќи радиусот на хлоридниот јон е помал од оној на јодидниот јон, јонот H+ е посилно врзан за анјонот во молекулата на хлороводородна киселина, која ќе биде послаба од јодоводната киселина. Така, јачината на аноксичните киселини се зголемува со зголемување на радиусот на негативниот јон.

    Сила киселини кои содржат кислородсе менува на спротивен начин. Се зголемува како што се намалува радиусот на јонот и се зголемува неговиот позитивен полнеж. На сл. Слика 6.4 го прикажува Коселовиот дијаграм за две киселини HClO и HClO 4.

    Ориз. 6.4. Косел дијаграм за HClO и HClO 4

    Јон C1 7+ е цврсто врзан за кислородниот јон, така што протонот полесно ќе се раздели во молекулата HC1O 4 . Во исто време, врската на јонот C1+ со O 2- јон помалку силен, а во молекулата HC1O протонот ќе биде посилно задржан од анјонот O 2-. Како резултат на тоа, HClO 4 е посилна киселина од HClO.

    Така, Зголемувањето на состојбата на оксидација на елементот и намалувањето на радиусот на јонот на елементот ја зголемуваат киселата природа на супстанцијата. Напротив, намалувањето на состојбата на оксидација и зголемувањето на јонскиот радиус ги подобруваат основните својства на супстанциите.

    Примери за решавање проблеми

         Составете електронски формули на атомот и јоните на циркониум     O 2–, Al 3+, Zn 2+ . Определи на кој тип на елементи припаѓаат атомите на 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-елемент, O – p-елемент, Zn – d-елемент, Al – p-елемент.

    Подреди ги атомите на елементите по редослед на зголемување на нивната енергија на јонизација: K, Mg, Be, Ca. Оправдајте го одговорот.

    Решение. Енергија на јонизација– енергијата потребна за отстранување на електрон од атом во основна состојба. Во периодот од лево кон десно, енергијата на јонизација се зголемува со зголемување на нуклеарното полнење; во главните подгрупи од врвот до дното се намалува како што се зголемува растојанието од електронот до јадрото.

    Така, енергијата на јонизација на атомите на овие елементи се зголемува во серијата K, Ca, Mg, Be.

    Подредете ги атомите и јоните по зголемен редослед на нивните радиуси: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Оправдајте го одговорот.

    Решение. За јони кои содржат ист број на електрони (изоелектронски јони), радиусот на јонот ќе се зголеми како што се намалува неговиот позитивен полнеж и се зголемува неговиот негативен полнеж. Следствено, радиусот се зголемува по редоследот Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

    Определи како се менуваат радиусите на јоните и атомите во серијата Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + и Na, Mg, Al, Si, P, S.

    Решение. Во серијата Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + радиусот на јони се зголемува како што се зголемува бројот на електронски слоеви на јони со ист знак со слична електронска структура.

    Во серијата Na, Mg, Al, Si, P, S, радиусот на атомите се намалува, бидејќи со ист број на електронски слоеви во атомите, полнежот на јадрото се зголемува и, според тоа, привлекувањето на електроните од страна на јадрото се зголемува.

    Споредете ја јачината на киселините H 2 SO 3 и H 2 SeO 3 и базите Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3.

    Решение. Според шемата на Косел H 2 SO 3 повеќе силна киселина, отколку Х 2 SeO 3 , од јонскиот радиус SE 4+ поголем од јонскиот радиус S 4+, што значи врска S 4+ – O 2– е посилна од врскатаСе 4+ – О 2– .

    Според Коселската шема Fe(OH)

     2 посилна основа од радиусот на јонот Fe 2+ повеќе од Fe јон 3+ . Покрај тоа, полнењето на јонот на Fe 3+ поголема од онаа на Fe јон 2+ . Како резултат на тоа, врската Fe 3+ – О 2– е посилен од Fe 2+ – O 2– и ION – полесно да се раздели во молекула Fe(OH)2.

    Проблеми кои треба да се решаваат самостојно

    6.1.Составете електронски формули за елементи со нуклеарно полнење +19, +47, +33 и оние во основна состојба. Наведете на кој тип на елементи припаѓаат. Кои состојби на оксидација се карактеристични за елемент со нуклеарен полнеж +33?

    6.2.Напиши ја електронската формула на јонот Cl – .

Главниот образец на оваа промена е зајакнувањето на металниот карактер на елементите како што се зголемува Z. Оваа шема особено јасно се манифестира во подгрупите IIIa-VIIa. За метали I A-III A-подгрупи има пораст хемиска активност. За елементите на подгрупите IVA - VIIA, како што се зголемува Z, се забележува слабеење на хемиската активност на елементите. За елементите од b-подгрупата, промената во хемиската активност е посложена.

Теорија на периодниот систембеше развиен од Н. Бор и други научници во 20-тите години. XX век и се заснова на вистинска шема за формирање на електронски конфигурации на атомите. Според оваа теорија, како што Z се зголемува, полнењето електронски обвивкиа подобвивките во атомите на елементите вклучени во периодите на периодичниот систем се јавуваат во следнава низа:

Броеви на периоди
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

Врз основа на теоријата на периодичниот систем, може да се даде следнава дефиниција за период: период е збир на елементи, почнувајќи со елемент со вредност n. еднаков на периодот број, и l=0 (s-елементи) и завршува со елемент со иста вредност n и l = 1 (p-елементи) (види Атом). Исклучок е првиот период, кој содржи само 1s елементи. Од теоријата на периодичниот систем следува бројот на елементите во периодите: 2, 8, 8. 18, 18, 32...

На сликата, симболите на елементите од секој тип (s-, p-, d- и f-елементи) се прикажани на одредена позадина во боја: s-елементи - на црвено, p-елементи - на портокалова, d-елементи - на сино, f-елементи - на зелено. Секоја ќелија ги прикажува атомските броеви и атомските маси на елементите, како и електронските конфигурации на надворешните електронски обвивки, кои главно одредуваат Хемиски својстваелементи.

Од теоријата на периодичниот систем произлегува дека а-подгрупите вклучуваат елементи со и еднакви на периодот број, а l = 0 и 1. b-подгрупите ги опфаќаат оние елементи во чии атоми завршувањето на лушпите што претходно останале се јавува нецелосно. Затоа првиот, вториот и третиот период не содржат елементи од б-подгрупи.

Структура на периодниот систем хемиски елементи е тесно поврзана со структурата на атомите на хемиските елементи. Како што Z се зголемува, слични типови на конфигурација на надворешните електронски обвивки периодично се повторуваат. Имено, тие ги одредуваат главните карактеристики на хемиското однесување на елементите. Овие карактеристики се манифестираат различно за елементите на A-подгрупите (s- и p-елементи), за елементите на b-подгрупите (преодните d-елементи) и елементите на f-семејствата - лантаниди и актиниди. Посебен случај е претставен со елементите од првиот период - водород и хелиум. Водородот е многу реактивен бидејќи неговиот единечен б електрон лесно се отстранува. Во исто време, конфигурацијата на хелиумот (1-ви) е многу стабилна, што ја одредува неговата целосна хемиска неактивност.


За елементите на А-подгрупите, надворешните електронски обвивки се пополнуваат (со n еднаков на бројот на периодот); затоа, својствата на овие елементи значително се менуваат како што се зголемува Z. Така, во вториот период, литиумот (конфигурација 2s) е активен метал кој лесно го губи својот единствен валентен електрон; берилиумот (2s~) е исто така метал, но помалку активен поради фактот што неговите надворешни електрони се поцврсто врзани за јадрото. Понатаму, борот (23"p) има слабо изразен метален карактер, а сите последователни елементи од вториот период, во кој е изградена подобвивката 2p, се веќе неметали. Конфигурацијата од осум електрони на надворешната електронска обвивка на неонот (2s~p~) - инертен гас - е многу издржлив.

Хемиски својства на елементи од вториот периодсе објаснуваат со желбата на нивните атоми да се здобијат електронска конфигурацијанајблискиот инертен гас (конфигурација на хелиум за елементи од литиум до јаглерод или неонска конфигурација за елементи од јаглерод до флуор). Ова е причината зошто, на пример, кислородот не може да покаже повисока состојба на оксидација еднаква на неговиот групен број: полесно му е да ја постигне неонската конфигурација со стекнување дополнителни електрони. Истата природа на промените во својствата се манифестира во елементите од третиот период и во s- и p-елементите на сите наредни периоди. Во исто време, слабеењето на јачината на врската помеѓу надворешните електрони и јадрото во A-подгрупите како што се зголемува Z се манифестира во својствата на соодветните елементи. Така, за s-елементите има забележливо зголемување на хемиската активност како што се зголемува Z, а за p-елементите има зголемување на металните својства.

Во атомите на преодните d-елементи се пополнуваат претходно нецелосни обвивки со вредност на главниот квантен број и еден помал од бројот на периодот. Со неколку исклучоци, конфигурацијата на надворешните електронски обвивки на атомите на преодниот елемент е ns. Затоа, сите d-елементи се метали, и затоа промените во својствата на 1-елементите како што се зголемува Z не се толку драматични како што видовме за s и p-елементите. Во повисоките состојби на оксидација, d-елементите покажуваат одредена сличност со p-елементите од соодветните групи на периодниот систем.

Особеностите на својствата на елементите на тријадите (VIII b-подгрупа) се објаснуваат со фактот дека d-подобвивките се блиску до завршување. Ова е причината зошто металите на железо, кобалт, никел и платина, по правило, немаат тенденција да произведуваат соединенија во повисоки состојби на оксидација. Единствен исклучок се рутениумот и осмиумот, кои ги даваат оксидите RuO4 и OsO4. За елементите на I- и II B-подгрупите, d-подобвивката е всушност комплетна. Затоа, тие покажуваат состојби на оксидација еднакви на бројот на групата.

Во атомите на лантанидите и актинидите (сите се метали), претходно нецелосните електронски обвивки се комплетираат со вредност на главниот квантен број и две единици помали од бројот на периодот. Во атомите на овие елементи, конфигурацијата на надворешната електронска обвивка (ns2) останува непроменета. Во исто време, f електроните всушност немаат ефект врз хемиските својства. Ова е причината зошто лантанидите се толку слични.

За актинидите ситуацијата е многу посложена. Во опсегот на нуклеарни полнежи Z = 90 - 95 електрони bd и 5/ можат да учествуваат во хемиски интеракции. Од ова произлегува дека актинидите покажуваат многу поширок опсег на состојби на оксидација. На пример, за нептуниум, плутониум и америциум, познати се соединенијата каде што овие елементи се појавуваат во седумвалентна состојба. Само за елементи кои започнуваат со куриум (Z = 96) тривалентната состојба станува стабилна. Така, својствата на актинидите значително се разликуваат од својствата на лантанидите и затоа двете фамилии не можат да се сметаат за слични.

Фамилијата на актиниди завршува со елементот со Z = 103 (лавренциум). Проценката на хемиските својства на курчатовиум (Z = 104) и нилсбориум (Z = 105) покажува дека овие елементи треба да бидат аналози на хафниум и тантал, соодветно. Затоа, научниците веруваат дека по семејството на актиниди во атомите, започнува систематското полнење на 6d подшколка.

Краен бројелементи што ги опфаќа периодниот систем е непознат. Проблемот со неговата горна граница е можеби главната мистерија на периодниот систем. Најтешкиот елемент што е откриен во природата е плутониумот (Z = 94). Постигната е границата на вештачка нуклеарна фузија - елемент со атомски број 107. Останува отворено прашањето: дали ќе може да се добијат елементи со голем атомски број, кои и колку? На ова сè уште не може да се одговори со сигурност.

Периодичноста на својствата на хемиските елементи

ВО модерната наукаТабелата на Д.И. Менделеев се нарекува периодичен систем на хемиски елементи, бидејќи постојат општи обрасци во промените во својствата на атомите, едноставни и комплексни супстанции, формирани од хемиски елементи, се повторуваат во овој систем во одредени интервали - периоди. Така, сите хемиски елементи што постојат во светот се предмет на единствен периодичен закон кој објективно функционира во природата, чијшто графички приказ е периодичниот систем на елементи. Овој закон и систем се именувани по големиот руски хемичар Д.И. Менделеев.

Периодите- ова се редови на елементи лоцирани хоризонтално, со иста максимална вредност на главниот квантен број на валентни електрони. Бројот на периодот одговара на бројот на нивоа на енергија во атомот на елементот. Периодите се состојат од одреден број елементи: првиот - од 2, вториот и третиот - од 8, четвртиот и петтиот - од 18, шестиот период вклучува 32 елементи. Тоа зависи од бројот на електрони во надворешното енергетско ниво. Седмиот период е нецелосен. Сите периоди (со исклучок на првиот) започнуваат со алкален метал (с-елемент) и завршуваат со благороден гас. Кога новото ниво на енергија почнува да се пополнува, започнува нов период. Во период со зголемување на серискиот број на хемиски елемент од лево кон десно, металните својства на едноставните материи се намалуваат, а неметалните се зголемуваат.

Метални својствае способноста на атомите на елементот да се формираат хемиска врскасе откажат од своите електрони, а неметалните својства се способноста на атомите на елементот да прикачуваат електрони од други атоми при формирање на хемиска врска. Кај металите, надворешното s-подно ниво е исполнето со електрони, што ги потврдува металните својства на атомот. Неметалните својства на едноставните материи се манифестираат при формирање и пополнување на надворешното p-подниво со електрони. Неметалните својства на атомот се зајакнуваат со пополнување на p-поднивото (од 1 до 5) со електрони. Атомите со целосно исполнет надворешен електронски слој (ns 2 np 6) формираат група благородни гасови, кои се хемиски инертни.

Во кратки периоди, како што се зголемува позитивниот полнеж на атомските јадра, бројот на електрони во надворешното ниво се зголемува(од 1 до 2 - во првиот период и од 1 до 8 - во вториот и третиот период), што ја објаснува промената на својствата на елементите: на почетокот на периодот (освен првиот период) постои алкален метал, потоа металните својства постепено слабеат и неметалните својства се зголемуваат. Во долги периоди Како што се зголемува полнењето на јадрата, пополнувањето на нивоата со електрони станува потешко, што ја објаснува и покомплексната промена во својствата на елементите во споредба со елементите од мали периоди. Така, во парни редови на долги периоди, со зголемување на полнежот, бројот на електрони во надворешното ниво останува константен и е еднаков на 2 или 1. Затоа, додека нивото до надворешното (второто однадвор) се полни со електрони , својствата на елементите во парните редови се менуваат исклучително бавно. Само во непарни редови, кога бројот на електрони во надворешното ниво се зголемува со зголемување на нуклеарното полнење (од 1 до 8), својствата на елементите почнуваат да се менуваат на ист начин како оние на типичните.

Групи- ова се вертикални колони на елементи со ист број на валентни електрони еднаков на бројот на групата. Постои поделба на главни и секундарни подгрупи. Главните подгрупи се состојат од елементи на мали и големи периоди. Валентните електрони на овие елементи се наоѓаат на надворешните ns и np поднивоа. Страничните подгрупи се состојат од елементи на големи периоди. Нивните валентни електрони се наоѓаат во надворешното ns подниво и внатрешното (n – 1) d подниво (или (n – 2) f подниво). Во зависност од тоа кое подниво (s-, p-, d- или f-) е исполнето со валентни електрони, елементите се поделени на:

1) s-елементи - елементи од главната подгрупа на групите I и II;

2) p-елементи - елементи на главните подгрупи на III-VII групи;

3) d-елементи - елементи на секундарни подгрупи;

4) ф-елементи - лантаниди, актиниди.

Одозгора надолуво главните подгрупи, металните својства се зголемуваат, а неметалните својства слабеат. Елементите на главната и секундарната група се разликуваат по својства. Бројот на групата ја означува највисоката валентност на елементот. Исклучок се кислородот, флуорот, елементите од подгрупата на бакар и групата осум. Формулите на повисоките оксиди (и нивните хидрати) се заеднички за елементите на главните и секундарните подгрупи. Во повисоките оксиди и нивните хидрати на елементите од групите I-III (со исклучок на бор), преовладуваат основни својства; од IV до VIII - киселински својства. За елементите на главните подгрупи, формулите за водородни соединенија се вообичаени. Елементи од групите I-III форма цврсти материи- хидриди, бидејќи оксидационата состојба на водородот е -1. Елементите од групите IV-VII се гасовити. Водородните соединенија на елементите од главните подгрупи од групата IV (EN 4) се неутрални, групата V (EN3) се бази, групите VI и VII (H 2 E и NE) се киселини.

Атомски радиуси, нивни периодични промени во системот на хемиски елементи

Радиусот на атомот се намалува со зголемување на полнежот на атомските јадра во еден период, бидејќи се зголемува привлечноста на електронските обвивки од јадрото. Се јавува еден вид „компресија“. Од литиум до неон, полнењето на јадрото постепено се зголемува (од 3 на 10), што предизвикува зголемување на силите на привлекување на електроните кон јадрото, а големината на атомите се намалува. Затоа, на почетокот на периодот има елементи со мал број на електрони во надворешниот електронски слој и голем атомски радиус. Електроните лоцирани подалеку од јадрото лесно се одвојуваат од него, што е типично за металните елементи.

Во истата група, како што се зголемува бројот на периодот, атомските радиуси се зголемуваат, бидејќи зголемувањето на полнежот на атомот има спротивен ефект. Од гледна точка на теоријата на атомската структура, дали елементите припаѓаат на метали или неметали, се определува со способноста на нивните атоми да се откажат или да добијат електрони. Металните атоми релативно лесно се откажуваат од електроните и не можат да ги додадат за да го завршат својот надворешен електронски слој.


Менделеев формулираше периодичен закон во 1869 година, кој звучи вака: својствата на хемиските елементи и супстанциите формирани од нив периодично зависат од релативните атомски маси на елементите. Систематизирајќи ги хемиските елементи врз основа на нивните релативни атомски маси, Менделеев исто така посветил големо внимание на својствата на елементите и супстанциите формирани од нив, дистрибуирајќи елементи со слични својства во вертикални колони - групи. Во согласност со современите идеи за структурата на атомот, основата за класификацијата на хемиските елементи се нивните полнежи атомски јадра, И модерна формулација периодичен законе како што следува: својствата на хемиските елементи и супстанците формирани од нив периодично зависат од полнежите на нивните атомски јадра. Периодичноста на промените во својствата на елементите се објаснува со периодичното повторување во структурата на надворешните енергетски нивоа на нивните атоми. Тоа е бројот на енергетските нивоа, вкупниот број на електрони лоцирани на нив и бројот на електрони на надворешното ниво кои ја одразуваат симболиката усвоена во периодниот систем.


а) Правилности поврзани со металните и неметалните својства на елементите.

  • При движење ОД ДЕСНО НА ЛЕВОзаедно ПЕРИОДЕН МЕТАЛсвојства на p-елементите ЗГОЛЕМЕН. ВО обратна насока- се зголемуваат неметалните. Ова се објаснува со фактот дека десно се елементи чии електронски школки се поблиску до октетот. Елементите од десната страна на периодот се со помала веројатност да се откажат од своите електрони за да формираат метални врски и воопшто во хемиските реакции.
  • На пример, јаглеродот е поизразен неметален од неговиот периоден сосед бор, а азотот има уште поизразени неметални својства од јаглеродот. Од лево кон десно во одреден период, нуклеарното полнење исто така се зголемува. Следствено, привлекувањето на валентни електрони кон јадрото се зголемува и нивното ослободување станува потешко. Напротив, s-елементите од левата страна на табелата имаат малку електрони во надворешната обвивка и помал нуклеарен полнеж, што промовира формирање на метална врска. Со очигледен исклучок на водородот и хелиумот (нивните лушпи се блиску до целосна или целосна!), сите s-елементи се метали; p-елементите можат да бидат и метали и неметали, во зависност од тоа дали се наоѓаат на левата или десната страна на табелата.
  • d- и f-елементите, како што знаеме, имаат „резервни“ електрони од „претпоследната“ обвивка, што ја комплицира едноставната слика карактеристична за s- и p-елементите. Општо земено, d- и f-елементите многу полесно покажуваат метални својства.
  • Огромниот број на елементи се металиа само 22 елементи се класифицирани како неметали: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, како и сите халогени и инертни гасови. Некои елементи, поради фактот што можат да покажат само слаби метални својства, се класифицирани како полуметали. Што се полуметали? Ако изберете p-елементи од Периодниот систем и ги напишете во посебен „блок“ (ова се прави во „долгата“ форма на табелата), ќе најдете шема прикажана во Долниот лев дел од блокот содржи типични метали, горе десно - типични неметали. Елементите кои заземаат места на границата помеѓу металите и неметалите се нарекуваат полуметали.
  • Полуметалите се наоѓаат приближно по должината на дијагоналата што поминува низ p-елементите од горниот лев до долниот десен агол на Периодниот систем
  • Полуметалите имаат ковалентни кристална решеткаво присуство на метална спроводливост (електрична спроводливост). Тие или немаат доволно валентни електрони за да формираат полноправна „октет“ ковалентна врска(како кај борот), или не се држат доволно цврсто (како во телуриум или полониум) поради големата големина на атомот. Затоа, врската во ковалентни кристали на овие елементи е делумно метална по природа. Некои полуметали (силициум, германиум) се полупроводници. Полупроводничките својства на овие елементи се објаснуваат со многу сложени причини, но една од нив е значително помалата (иако не нула) електрична спроводливост, објаснета со слабата метална врска. Улогата на полупроводниците во електронската технологија е исклучително важна.
  • При движење ГОРЕ ДОЛУдолж групите МЕТАЛОТ Е ЗАЈАКНУВАНсвојства на елементите. Ова се должи на фактот што пониски во групите има елементи кои веќе имаат доста пополнети електронски обвивки. Нивните надворешни обвивки се подалеку од јадрото. Тие се одвоени од јадрото со подебел „облог“ од пониски електронски обвивки и електрони надворешни нивоасе држат послаби.

б)Регуларности поврзани со редокс својства. Промени во електронегативноста на елементите.

  • Причините наведени погоре објаснуваат зошто ОКСИДАТИВНО СЕ ЗГОЛЕМУВА ОД ЛЕВО НА ДЕСНОсвојства, и при движење ВРВ ДО ДОЛО - РЕСТОРАТИВНОсвојства на елементите.
  • Последната шема дури и се однесува на такви необични елементи како што се инертни гасови. Од „тешките“ благородни гасови криптон и ксенон, кои се во долниот дел на групата, можно е да се „изберат“ електрони и да се формираат нивните соединенија со силни оксидирачки агенси (флуор и кислород), но за „лесниот“ хелиум , неон и аргон ова не може да се направи.
  • Во горниот десен агол на табелата е најактивниот неметален оксидирачки агенс флуор (F), а во долниот лев агол е најактивниот редукционен метал цезиум (Cs). Елементот франциум (Fr) треба да биде уште поактивен редукционен агенс, но неговите хемиски својства се исклучително тешки за проучување поради неговото брзо радиоактивно распаѓање.
  • Од истата причина како и оксидирачките својства на елементите, нивните ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТА СЕ ЗГОЛЕМУВАИсто ОД ЛЕВО НА ДЕСНО, достигнувајќи максимум за халогени. Не најмалку улога во ова игра степенот на комплетноста на валентната обвивка, нејзината близина до октетот.
  • При движење ГОРЕ ДОЛУпо групи ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТА СЕ НАМАЛУВА. Ова се должи на зголемувањето на бројот на електронски обвивки, од кои на последната електроните се послаби и послаби се привлекуваат кон јадрото.
  • в) Регуларности поврзани со големини на атомите.
  • Атомски големини (АТОМСКИ РАДИУС)при движење ОД ЛЕВО НА ДЕСНОво текот на периодот НАМАЛЕНИ. Електроните се повеќе се привлекуваат кон јадрото како што се зголемува нуклеарното полнење. Дури и зголемувањето на бројот на електрони во надворешната обвивка (на пример, во флуор во споредба со кислород) не доведува до зголемување на големината на атомот. Напротив, големината на атом на флуор е помала од онаа на атом на кислород.
  • При движење ОД ГОРЕ ДО ДОЛУ АТОМСКИ РАДИУСелементи РАСТЕЊЕ, бидејќи се полни повеќе електронски обвивки.

г) Правилности поврзани со валентноста на елементите.

  • Елементи на истите ПОДГРУПИимаат слична конфигурација на надворешните електронски обвивки и, според тоа, иста валентност во соединенијата со други елементи.
  • s-елементите имаат валенции што одговараат на нивниот број на група.
  • p-елементите имаат најголема можна валентност за нив, еднаква на бројот на групата. Покрај тоа, тие можат да имаат валентност еднаква на разликата помеѓу бројот 8 (октет) и нивниот групен број (бројот на електрони во надворешната обвивка).
  • d-Елементите покажуваат многу различни валентности кои не можат точно да се предвидат со бројот на групата.
  • Не само елементите, туку и многу нивни соединенија - оксиди, хидриди, соединенија со халогени - покажуваат периодичност. За секој ГРУПИелементи, можете да напишете формули за соединенија кои периодично „се повторуваат“ (односно, тие можат да бидат напишани во форма на генерализирана формула).

Значи, да ги сумираме моделите на промени во својствата што се манифестираат во периоди:

Промени во некои карактеристики на елементите во периоди од лево кон десно:

  • радиусот на атомите се намалува;
  • се зголемува електронегативноста на елементите;
  • бројот на валентни електрони се зголемува од 1 до 8 (еднаков на бројот на групата);
  • највисок степеноксидацијата се зголемува (еднакво на бројот на групата);
  • бројот на електронски слоеви на атоми не се менува;
  • металните својства се намалуваат;
  • неметалните својства на елементите се зголемуваат.

Промена на некои карактеристики на елементите во групата од врвот до дното:

  • полнењето на атомските јадра се зголемува;
  • радиусот на атомите се зголемува;
  • бројот на енергетски нивоа (електронски слоеви) на атомите се зголемува (еднаков на бројот на периодот);
  • бројот на електрони на надворешниот слој на атомите е ист (еднаков на бројот на групата);
  • јачината на врската помеѓу електроните на надворешниот слој и јадрото се намалува;
  • електронегативноста се намалува;
  • металноста на елементите се зголемува;
  • неметалноста на елементите се намалува.

Z е серискиот број, еднаков на бројот на протони; R е радиусот на атомот; ЕО - електронегативност; Val e - бројот на валентни електрони; ДОБРО. Св. — оксидирачки својства; Вос. Св. — ресторативни својства; En. ur. — нивоа на енергија; Мене - метални својства; NeMe - неметални својства; HCO - највисока состојба на оксидација

Референтен материјал за полагање на тестот:

Табела на Менделеев

Табела за растворливост

Промената на металните својства на хемиските елементи ќе биде слична на промената на нивните атомски радиуси. Затоа, во главните подгрупи, металните својства се зголемуваат со зголемување на серискиот број, а во периоди со зголемување на серискиот број, металните својства се намалуваат. Неметалните својства, напротив, во главните подгрупи се намалуваат со зголемување на серискиот број, а во периоди со зголемување на серискиот број тие се зголемуваат. во голем број елементи од одреден период ослабени се својствата на основните оксиди и нивните соодветни хидроксиди, и киселински својстваво иста насока се интензивираат. Преминот од базични во кисели оксиди и, соодветно, од бази во киселини се случува во периодот до амфотеричен оксидили хидроксид. Оваа шема важи за вториот и третиот период од периодичниот систем. За елементи на долги периоди, се забележуваат сложени обрасци. За време на преминот од еден период во друг периодично се повторува конфигурацијата на надворешниот електронски слој, со истите својства на хемиските елементи, нивните едноставни супстанции и нивните соединенија. Ова е главното објаснување на значењето на периодичниот закон на Д.И. Менделеев.

Како активноста на металот зависи од неговата позиција во периодниот систем и од вредностите на потенцијалите за јонизација?

Вредностите на електрохемиските потенцијали се функција на многу променливи и затоа покажуваат комплексна зависност од положбата на металите во периодниот систем. Така, потенцијалот на оксидација на катјоните се зголемува со зголемување на енергијата на атомизација на металот, со зголемување на вкупниот потенцијал на јонизација на неговите атоми и со намалување на енергијата на хидратација на неговите катјони.

Металите лоцирани на почетокот на периодите се карактеризираат со ниски вредности на електрохемиски потенцијали и заземаат места на левата страна на напонската серија. Во овој случај, алтернација (алкална и земноалкални металиго одразува феноменот на дијагонална сличност. Металите лоцирани поблиску до средината на периодите се карактеризираат со големи потенцијални вредности и заземаат места во десната половина од редот. Конзистентно зголемување на електрохемискиот потенцијал (од -3,395 V за парот Eu2+/Eu до +1,691 V за парот Au+/Au) го одразува намалувањето на редуцирачката активност на металите (способноста за донирање електрони) и зголемувањето на оксидирачка способност на нивните катјони (способност за добивање електрони). Така, најсилниот редукционен агенс е металниот европиум, а најсилното оксидирачко средство се златните катјони Au+.

Водородот традиционално е вклучен во напонската серија, бидејќи практичното мерење на електрохемиските потенцијали на металите се врши со помош на стандардна водородна електрода.

Што се металиди?

Металиди - метални соединенија, меѓуметални фази, средни фази, хемиски соединенијаметали меѓу себе. Врските се граничат со М. преодни металисо неметали (H, B, C, N, итн.). Во таквите врски метална врска. Металите се добиваат со директна интеракција на нивните компоненти при загревање, преку реакции на разложување на размена итн. Создавањето метали се забележува кога вишокот на компонента е изолиран од цврсти раствори или како резултат на редослед во распоредот на атомите на компонентите на цврстиот решенија.

Кои методи може да се користат за да се одреди составот на формираниот металид?

Составот на металите обично не одговара на формалната валентност на нивните компоненти и може да варира во значителни граници. Ова се објаснува со фактот дека јонските врски се ретки кај металите, а преовладуваат металните врски.

Зверев В. Б-23

Самостојна работа №7

Што е корозија?

Корозијата е спонтано уништување на металите како резултат на хемиска или физичко-хемиска интеракција со животната средина. Во принцип, ова е уништување на кој било материјал, било да е тоа метал или керамика, дрво или полимер. Причината за корозија е термодинамичката нестабилност на структурните материјали на ефектите на супстанциите во околината во контакт со нив. Пример е кислородната корозија на железото во вода: 4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3. Хидриран железен оксид Fe(OH)3 е она што се нарекува 'рѓа.

во периоди од лево кон десно:

· радиусот на атомите се намалува;
· се зголемува електронегативноста на елементите;
· бројот на валентни електрони се зголемува од 1 на 8 (еднаков на бројот на групата);
· се зголемува највисоката состојба на оксидација (еднаква на бројот на групата);
· бројот на електронски слоеви на атоми не се менува;
· се намалуваат металните својства;
· зголемени се неметалните својства на елементите.

Промена на некои карактеристики на елементите во група од врвот до дното:
· полнењето на атомските јадра се зголемува;
· се зголемува радиусот на атомите;
· се зголемува бројот на енергетски нивоа (електронски слоеви) на атомите (еднаков на бројот на периодот);
· бројот на електрони на надворешниот слој на атомите е ист (еднаков на бројот на групата);
· се намалува јачината на врската помеѓу електроните на надворешниот слој и јадрото;
електронегативноста се намалува;
· металноста на елементите се зголемува;
· неметаличноста на елементите се намалува.

Елементите кои се во иста подгрупа се аналогни елементи, бидејќи имаат некои општи својства(иста повисока валентност, исти форми на оксиди и хидроксиди итн.). Овие општи својства се објаснуваат со структурата на надворешниот електронски слој.

Прочитајте повеќе за моделите на промени во својствата на елементите по периоди и групи

Киселинско-базните својства на хидроксидите зависат од тоа која од двете врски во ланецот E-O-H е помалку силна.
Ако врската Е-О е помалку силна, тогаш хидроксидот се манифестира основнисвојства ако O−H − кисела.
Колку се послаби овие врски, толку е поголема јачината на соодветната база или киселина. Јачината на врските E-O и O-H во хидроксидот зависи од дистрибуцијата на густината на електроните во ланецот E-O-H. На последново најсилно влијае состојбата на оксидација на елементот и јонскиот радиус. Зголемувањето на оксидационата состојба на елементот и намалувањето на неговиот јонски радиус предизвикуваат поместување на густината на електроните кон атомот
елемент во синџирот E ← O ←N. Ова доведува до слабеење на O-H врската и зајакнување на E-O врската. Затоа основните својства на хидроксидот се ослабуваат, а киселите се зајакнуваат.