Nowoczesna formuła prawo okresowe : nieruchomości proste substancje, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości ładunku jąder ich atomów ( numer seryjny).

    Właściwości okresowe to na przykład promień atomowy, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność atomu, a także niektóre właściwości fizyczne pierwiastki i związki (temperatura topnienia i wrzenia, przewodność elektryczna itp.).

    Wyrażeniem prawa okresowości jest

     układ okresowy pierwiastków .

    Najpopularniejsza opcja krótkiej formy układ okresowy, w którym elementy są podzielone na 7 okresów i 8 grup.

    Obecnie otrzymano jądra atomów pierwiastków do liczby 118. Nazwa pierwiastka o numerze seryjnym 104 to rutherford (Rf), 105 – dubn (Db), 106 – seaborg (Sg), 107 – bohr (Bh) ), 108 – has (Hs ), 109 – meitner ( Mt), 110 - darmsztadt (Ds), 111 - roentgen (Rg), 112 - kopernik (Cn).
    W dniu 24 października 2012 roku w Moskwie, w Centralnym Domu Naukowców Rosyjskiej Akademii Nauk, odbyła się uroczysta ceremonia nadania 114. pierwiastkowi nazwy „flerow” (Fl), a „livermorium” (Lv) element 116.

    Okresy 1, 2, 3, 4, 5, 6 zawierają odpowiednio 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementy. Siódmy okres nie został ukończony. Nazywa się okresy 1, 2 i 3 mały, reszta - duży.

    W okresach od lewej do prawej właściwości metaliczne stopniowo słabną, a właściwości niemetaliczne rosną, ponieważ wraz ze wzrostem dodatniego ładunku jąder atomowych wzrasta liczba elektronów w zewnętrznej warstwie elektronicznej i obserwuje się zmniejszenie promieni atomowych.

    Na dole tabeli znajduje się 14 lantanowców i 14 aktynowców. Ostatnio lantan i aktyn zostały sklasyfikowane odpowiednio jako lantanowce i aktynowce.

    Grupy są podzielone na podgrupy - główne, lub podgrupy A i skutki uboczne, lub podgrupa B. Podgrupa VIII B – specjalny, zawiera triady pierwiastki tworzące rodziny żelaza (Fe, Co, Ni) i metali platynowych (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

    Od góry do dołu w głównych podgrupach właściwości metaliczne rosną, a właściwości niemetaliczne słabną.

    Numer grupy zwykle wskazuje liczbę elektronów, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Takie jest fizyczne znaczenie numeru grupy. Elementy podgrup bocznych mają elektrony walencyjne nie tylko w warstwach zewnętrznych, ale także w przedostatnich. Jest to główna różnica we właściwościach elementów podgrup głównych i drugorzędnych.

    Układ okresowy i wzory elektroniczne atomów

    Aby przewidzieć i wyjaśnić właściwości pierwiastków, trzeba umieć napisać elektroniczną formułę atomu.

    W atomie zlokalizowanym w stanie gruntowym, każdy elektron zajmuje wolny orbital o najniższej energii. Stan energetyczny zależy przede wszystkim od temperatury. Temperatura na powierzchni naszej planety jest taka, że ​​atomy znajdują się w stanie podstawowym. W wysokich temperaturach inne stany atomów, tzw podekscytowany.

    Kolejność ułożenia poziomów energii według rosnącej energii znana jest z wyników rozwiązywania równania Schrödingera:

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

    Rozważmy konfiguracje elektroniczne atomów niektórych pierwiastków czwartego okresu (ryc. 6.1).

    Ryż. 6.1. Rozkład elektronów na orbitali niektórych pierwiastków czwartego okresu

    Należy zauważyć, że istnieją pewne funkcje struktura elektroniczna atomy pierwiastków czwartego okresu: dla atomów Cr i C u o 4 S-powłoka zawiera nie dwa elektrony, ale jeden, tj. "awaria" zewnętrzny S -elektron do poprzedniego skorupa d.

    Wzory elektroniczne atomów 24 Cr i 29 Cu można przedstawić w następujący sposób:

    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 .

    Fizyczna przyczyna „naruszenia” porządku napełniania związana jest z różną zdolnością przenikania elektronów do warstw wewnętrznych, a także szczególną stabilnością konfiguracji elektronicznych d 5 i d 10, f 7 i f 14.

    Wszystkie elementy są podzielone na cztery typy

         :

    1. W atomach elementy S wypełnione s - zewnętrzna warstwa skorupy ns . Są to dwa pierwsze elementy każdego okresu.

    2. Na atomach elementy p elektrony wypełniają powłoki p zewnętrznego poziomu np . Należą do nich ostatnie 6 elementów każdego okresu (z wyjątkiem pierwszego i siódmego).

    3. U elementy d wypełniony elektronami, D -podpoziom drugiego poziomu zewnętrznego ( n-1)d . Są to elementy dziesięcioleci interkalarnych dużych okresów znajdujących się pomiędzy elementy s i p.

    4. U elementy f wypełniony elektronami F -podpoziom trzeciego poziomu zewnętrznego ( n-2)f . Są to lantanowce i aktynowce.

    Zmiany właściwości kwasowo-zasadowych związków pierwiastkowych według grup i okresów układu okresowego
    (schemat Kossela)

    Aby wyjaśnić naturę zmiany właściwości kwasowo-zasadowych związków pierwiastków, Kossel (Niemcy, 1923) zaproponował zastosowanie prostego schematu opartego na założeniu, że istnieje czysty wiązanie jonowe i istnieje oddziaływanie kulombowskie pomiędzy jonami. Schemat Kossela opisuje właściwości kwasowo-zasadowe związków zawierających wiązania E–H i E–O–H w zależności od ładunku jądra i promienia tworzącego je pierwiastka.

    Diagram Kossela dla dwóch wodorotlenków metali (dla cząsteczek LiOH i KOH ) pokazano na ryc. 6.2. Jak widać z zaprezentowanego wykresu, promień jonu Li + mniejszy niż promień jonu K+ i och Grupa - - jest mocniej związana z jonem litu niż z jonem potasu. Dzięki temu KOH będzie łatwiej dysocjować w roztworze, a podstawowe właściwości wodorotlenku potasu będą bardziej wyraźne.

    Ryż. 6.2. Diagram Kossela dla cząsteczek LiOH i KOH

    W podobny sposób można przeanalizować schemat Kossela dla dwóch zasad CuOH i Cu(OH) 2 . Ponieważ promień jonu Cu 2+ mniejszy, a ładunek jest większy niż jonu Cu+, OH - - grupa będzie mocniej trzymana przez jon Cu 2+ .
    W rezultacie podstawa     Cu(OH)2 będzie słabszy od CuOH.

    Zatem, siła zasad wzrasta wraz ze wzrostem promienia kationu i spadkiem jego ładunku dodatniego .

    Diagram Kossela dla dwóch kwasów beztlenowych HCl i HI pokazany na ryc. 6.3.

    Ryż. 6.3. Diagram Kossela dla cząsteczek HCl i HI

    Ponieważ promień jonu chlorkowego jest mniejszy niż promień jonu jodkowego, jon H+ jest silniej związany z anionem w cząsteczce kwasu solnego, który będzie słabszy niż kwas jodowodorowy. Zatem siła kwasów beztlenowych wzrasta wraz ze wzrostem promienia jonu ujemnego.

    Siła kwasy zawierające tlen zmienia się w odwrotny sposób. Zwiększa się wraz ze zmniejszaniem się promienia jonu i wzrostem jego ładunku dodatniego. Na ryc. Rysunek 6.4 przedstawia diagram Kossela dla dwóch kwasów HClO i HClO 4.

    Ryż. 6.4. Diagram Kossela dla HClO i HClO 4

    Jon C1 7+ jest mocno związany z jonem tlenu, więc proton będzie łatwiej odszczepiony w cząsteczce HC1O 4 . Jednocześnie wiązanie jonu C1+ z jonem O 2- słabszy, a w cząsteczce HC1O proton będzie silniej zatrzymywany przez anion O 2- . W rezultacie HClO 4 jest silniejszym kwasem niż HClO.

    Zatem, Wzrost stopnia utlenienia pierwiastka i zmniejszenie promienia jonu pierwiastka zwiększają kwasowy charakter substancji. Wręcz przeciwnie, zmniejszenie stopnia utlenienia i zwiększenie promienia jonów poprawiają podstawowe właściwości substancji.

    Przykłady rozwiązywania problemów

         Ułóż elektroniczne wzory atomu i jonów cyrkonu     O 2–, Al 3+, Zn 2+ . Określ, do jakiego rodzaju pierwiastków należą atomy 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 – element d, O – element p, Zn – element d, Al – element p.

    Ułóż atomy pierwiastków według rosnącej energii jonizacji: K, Mg, Be, Ca. Uzasadnij odpowiedź.

    Rozwiązanie. Energia jonizacji– energia potrzebna do usunięcia elektronu z atomu w stanie podstawowym. W okresie od lewej do prawej energia jonizacji rośnie wraz ze wzrostem ładunku jądrowego, w głównych podgrupach od góry do dołu maleje wraz ze wzrostem odległości elektronu od jądra.

    Zatem energia jonizacji atomów tych pierwiastków wzrasta w szeregach K, Ca, Mg, Be.

     Ułóż atomy i jony w rosnącej kolejności ich promieni: Ca 2+, Ar, Cl –, K +, S 2– . Uzasadnij odpowiedź.

    Rozwiązanie. W przypadku jonów zawierających tę samą liczbę elektronów (jonów izoelektronowych) promień jonu będzie się zwiększał w miarę zmniejszania się jego ładunku dodatniego i zwiększania ładunku ujemnego. W konsekwencji promień rośnie w kolejności Ca 2+, K +, Ar, Cl –, S 2–.

    Określ, jak zmieniają się promienie jonów i atomów w szeregu Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + oraz Na, Mg, Al, Si, P, S.

    Rozwiązanie. W szeregu Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ promień jonów rośnie wraz ze wzrostem liczby warstw elektronowych jonów tego samego znaku o podobnej strukturze elektronowej.

    W szeregu Na, Mg, Al, Si, P, S promień atomów maleje, ponieważ przy tej samej liczbie warstw elektronów w atomach wzrasta ładunek jądra, a zatem przyciąganie elektronów przez jądro wzrasta.

     Porównaj moc kwasów H 2 SO 3 i H 2 SeO 3 oraz zasad Fe(OH) 2 i Fe(OH) 3.

    Rozwiązanie. Według schematu Kossela H 2 SO 3 więcej mocny kwas, niż H 2 SeO 3 , ponieważ promień jonu SE4+ większy niż promień jonu S 4+, czyli wiązanie S 4+ – O 2– jest silniejszy niż więź Se 4+ – O 2– .

    Według schematu Kossela Fe(OH)

     2 silniejsza zasada od promienia jonu Fe 2+ więcej niż jon Fe 3+ . Ponadto ładunek jonu Fe 3+ większa niż dla jonów Fe 2+ . W rezultacie powstaje wiązanie Fe 3+ – О 2– jest silniejszy od Fe 2+ – O 2– i JON – łatwiej rozszczepić się na cząsteczkę Fe(OH)2.

    Problemy do samodzielnego rozwiązania

    6.1.Twórz wzory elektroniczne dla pierwiastków o ładunku jądrowym +19, +47, +33 oraz tych w stanie podstawowym. Wskaż, do jakiego rodzaju elementów należą. Jakie stany utlenienia są charakterystyczne dla pierwiastka o ładunku jądrowym +33?

    6.2.Zapisz wzór elektroniczny jonu Cl – .

Głównym wzorem tej zmiany jest wzmocnienie metalicznego charakteru pierwiastków w miarę wzrostu Z. Ten wzór jest szczególnie wyraźnie widoczny w podgrupach IIIa-VIIa. W przypadku podgrup metali I A-III A następuje wzrost aktywność chemiczna. Dla pierwiastków podgrup IVA – VIIA wraz ze wzrostem Z obserwuje się osłabienie aktywności chemicznej pierwiastków. W przypadku pierwiastków podgrupy b zmiana aktywności chemicznej jest bardziej złożona.

Teoria układu okresowego został opracowany przez N. Bohra i innych naukowców w latach dwudziestych XX wieku. XX wiek i opiera się na rzeczywistym schemacie tworzenia konfiguracji elektronowych atomów. Zgodnie z tą teorią, wraz ze wzrostem Z, wypełnienie powłoki elektroniczne i podpowłoki w atomach pierwiastków wchodzących w skład okresów układu okresowego występuje w następującej kolejności:

Numery okresów
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

Opierając się na teorii układu okresowego, można podać następującą definicję okresu: okres to zbiór elementów, zaczynając od elementu o wartości n. równy numerowi okresu i l=0 (elementy s) i kończący się elementem o tej samej wartości n i l = 1 (elementy p) (patrz Atom). Wyjątkiem jest pierwszy okres, który zawiera tylko elementy 1s. Z teorii układu okresowego liczba pierwiastków w okresach jest następująca: 2, 8, 8. 18, 18, 32...

Na rysunku symbole elementów każdego typu (elementy s, p, d i f) przedstawiono na określonym tle kolorystycznym: elementy s - na czerwono, elementy p - na pomarańczowo, elementy d - na niebiesko, f-elementy - na zielono. Każda komórka pokazuje liczby atomowe i masy atomowe pierwiastków, a także konfiguracje elektroniczne zewnętrznych powłok elektronowych, które głównie determinują Właściwości chemiczne elementy.

Z teorii układu okresowego wynika, że ​​podgrupy a obejmują elementy z numerem okresu i równym, a l = 0 i 1. Podgrupy b obejmują te pierwiastki, w atomach których uzupełnienie powłok, które wcześniej pozostały występuje niekompletność. Dlatego pierwszy, drugi i trzeci okres nie zawierają elementów podgrup b.

Struktura układu okresowego pierwiastki chemiczne jest ściśle powiązana ze strukturą atomów pierwiastków chemicznych. Wraz ze wzrostem Z okresowo powtarzają się podobne typy konfiguracji zewnętrznych powłok elektronowych. Mianowicie określają główne cechy chemicznego zachowania pierwiastków. Cechy te manifestują się odmiennie dla elementów podgrup A (elementy s i p), dla elementów podgrup b (elementy przejściowe d) oraz elementów rodzin f - lantanowców i aktynowców. Szczególny przypadek reprezentują pierwiastki pierwszego okresu - wodór i hel. Wodór jest wysoce reaktywny, ponieważ jego pojedynczy elektron b można łatwo usunąć. Jednocześnie konfiguracja helu (1.) jest bardzo stabilna, co decyduje o jego całkowitej nieaktywności chemicznej.


W przypadku elementów podgrup A zewnętrzne powłoki elektronowe są wypełnione (przy n równym liczbie okresu); dlatego właściwości tych pierwiastków zmieniają się zauważalnie wraz ze wzrostem Z. Zatem w drugim okresie lit (konfiguracja 2s) jest metalem aktywnym, który łatwo traci swój jedyny elektron walencyjny; beryl (2s~) jest również metalem, ale mniej aktywnym ze względu na to, że jego zewnętrzne elektrony są mocniej związane z jądrem. Ponadto bor (23”p) ma słabo wyrażony charakter metaliczny, a wszystkie kolejne elementy drugiego okresu, w których zbudowana jest podpowłoka 2p, są już niemetalami. Ośmioelektronowa konfiguracja zewnętrznej powłoki elektronowej neonu (2s~p~) - gaz obojętny - jest bardzo trwały.

Właściwości chemiczne pierwiastków drugiego okresu tłumaczone są chęcią nabycia ich atomów elektroniczna Konfiguracja najbliższy gaz obojętny (konfiguracja helu dla pierwiastków od litu do węgla lub konfiguracja neonu dla pierwiastków od węgla do fluoru). Dlatego np. tlen nie może wykazywać wyższego stopnia utlenienia, równego liczbie jego grupy: łatwiej jest mu uzyskać konfigurację neonową poprzez pozyskanie dodatkowych elektronów. Ten sam charakter zmian właściwości przejawia się w elementach trzeciego okresu oraz w elementach s i p wszystkich kolejnych okresów. Jednocześnie osłabienie siły wiązania między zewnętrznymi elektronami a jądrem w podgrupach A wraz ze wzrostem Z objawia się we właściwościach odpowiednich pierwiastków. Zatem dla pierwiastków s zauważalny jest wzrost aktywności chemicznej wraz ze wzrostem Z, a dla pierwiastków p następuje wzrost właściwości metalicznych.

W atomach pierwiastków przejściowych d-elementów uzupełniane są wcześniej niekompletne powłoki o wartości głównej liczby kwantowej i o jeden mniejszej od liczby okresu. Z kilkoma wyjątkami konfiguracja zewnętrznych powłok elektronowych atomów pierwiastków przejściowych wynosi ns. Dlatego wszystkie pierwiastki d są metalami i dlatego zmiany właściwości pierwiastków 1 wraz ze wzrostem Z nie są tak dramatyczne, jak widzieliśmy w przypadku pierwiastków s i p. Na wyższych stopniach utlenienia pierwiastki d wykazują pewne podobieństwo do pierwiastków p odpowiednich grup układu okresowego.

Osobliwości właściwości elementów triad (podgrupa VIII b) tłumaczy się faktem, że podpowłoki d są bliskie ukończenia. Dlatego też metale żelaza, kobaltu, niklu i platyny z reguły nie mają tendencji do wytwarzania związków na wyższych stopniach utlenienia. Jedynymi wyjątkami są ruten i osm, które dają tlenki RuO4 i OsO4. W przypadku elementów podgrup I i ​​II B podpowłoka d jest właściwie kompletna. Dlatego wykazują stopnie utlenienia równe liczbie grupowej.

W atomach lantanowców i aktynowców (wszystkie są metalami) wcześniej niekompletne powłoki elektronowe uzupełniane są o wartość głównej liczby kwantowej i o dwie jednostki mniejszą od liczby okresu. W atomach tych pierwiastków konfiguracja zewnętrznej powłoki elektronowej (ns2) pozostaje niezmieniona. Jednocześnie f elektrony nie mają praktycznie żadnego wpływu na właściwości chemiczne. Dlatego lantanowce są tak podobne.

W przypadku aktynowców sytuacja jest znacznie bardziej skomplikowana. W zakresie ładunków jądrowych Z = 90 - 95 elektronów bd i 5/ może brać udział interakcje chemiczne. Wynika z tego, że aktynowce wykazują znacznie szerszy zakres stopni utlenienia. Na przykład w przypadku neptunu, plutonu i ameryku znane są związki, w których pierwiastki te występują w stanie siedmiowartościowym. Tylko dla pierwiastków zaczynających się od kiru (Z = 96) stan trójwartościowy staje się stabilny. Zatem właściwości aktynowców znacznie różnią się od właściwości lantanowców i dlatego obu rodzin nie można uznać za podobne.

Rodzina aktynowców kończy się na pierwiastku o Z = 103 (lawren). Ocena właściwości chemicznych kurchatovium (Z = 104) i nilsboru (Z = 105) wskazuje, że pierwiastki te powinny być analogami odpowiednio hafnu i tantalu. Dlatego naukowcy uważają, że po rodzinie aktynowców w atomach rozpoczyna się systematyczne wypełnianie podpowłoki 6d.

Ostateczny numer pierwiastki objęte układem okresowym są nieznane. Problem jego górnej granicy jest być może główną zagadką układu okresowego. Najcięższym pierwiastkiem odkrytym w przyrodzie jest pluton (Z = 94). Osiągnięto granicę sztucznej syntezy jądrowej - pierwiastek o liczbie atomowej 107. Otwartym pozostaje pytanie: czy uda się otrzymać pierwiastki o dużych liczbach atomowych, jakich i ile? Na to pytanie nie można jeszcze odpowiedzieć z całą pewnością.

Okresowość właściwości pierwiastków chemicznych

W nowoczesna nauka Tabela D. I. Mendelejewa nazywana jest układem okresowym pierwiastków chemicznych, ponieważ istnieją ogólne wzorce zmian właściwości atomów, proste i substancje złożone, utworzone przez pierwiastki chemiczne, powtarzają się w tym układzie w pewnych odstępach czasu - okresach. Zatem wszystkie pierwiastki chemiczne istniejące na świecie podlegają jednemu, obiektywnie działającemu w przyrodzie prawu okresowemu, którego graficzną reprezentacją jest okresowy układ pierwiastków. To prawo i system zostały nazwane na cześć wielkiego rosyjskiego chemika D.I. Mendelejewa.

Okresy- są to rzędy elementów ułożonych poziomo, o tej samej maksymalnej wartości głównej liczby kwantowej elektronów walencyjnych. Numer okresu odpowiada liczbie poziomów energii w atomie pierwiastka. Okresy składają się z określonej liczby elementów: pierwszy - z 2, drugi i trzeci - z 8, czwarty i piąty - z 18, szósty okres obejmuje 32 elementy. Zależy to od liczby elektronów na zewnętrznym poziomie energii. Siódmy okres jest niekompletny. Wszystkie okresy (z wyjątkiem pierwszego) zaczynają się od metalu alkalicznego (pierwiastka S), a kończą na gazie szlachetnym. Kiedy nowy poziom energii zaczyna się wypełniać, rozpoczyna się nowy okres. W okresie wraz ze wzrostem numeru seryjnego pierwiastka chemicznego od lewej do prawej właściwości metaliczne substancji prostych maleją, a właściwości niemetalicznych rosną.

Właściwości metaliczne to zdolność atomów pierwiastka do tworzenia się wiązanie chemiczne oddają swoje elektrony, a właściwości niemetaliczne to zdolność atomów pierwiastka do przyłączania elektronów innych atomów podczas tworzenia wiązania chemicznego. W metalach zewnętrzny podpoziom s jest wypełniony elektronami, co potwierdza metaliczne właściwości atomu. Niemetaliczne właściwości prostych substancji ujawniają się podczas tworzenia i wypełniania elektronami zewnętrznego podpoziomu p. Niemetaliczne właściwości atomu są wzmacniane poprzez wypełnienie podpoziomu p (od 1 do 5) elektronami. Atomy z całkowicie wypełnioną zewnętrzną warstwą elektronową (ns 2 np 6) tworzą grupę Gazy szlachetne, które są chemicznie obojętne.

W krótkich okresach, gdy wzrasta ładunek dodatni jąder atomowych, wzrasta liczba elektronów na poziomie zewnętrznym(od 1 do 2 - w pierwszym okresie i od 1 do 8 - w drugim i trzecim okresie), co wyjaśnia zmianę właściwości pierwiastków: na początku okresu (z wyjątkiem pierwszego okresu) następuje metalem alkalicznym, wówczas właściwości metaliczne stopniowo słabną, a właściwości niemetaliczne rosną. W długich okresach Wraz ze wzrostem ładunku jąder, napełnianie poziomów elektronami staje się trudniejsze, co wyjaśnia również bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu z elementami o małych okresach. Zatem w równych rzędach długich okresów, wraz ze wzrostem ładunku, liczba elektronów na poziomie zewnętrznym pozostaje stała i wynosi 2 lub 1. Dlatego też, natomiast poziom obok zewnętrznego (drugi od zewnątrz) jest wypełniony elektronami , właściwości elementów w rzędach parzystych zmieniają się niezwykle powoli. Tylko w nieparzystych rzędach, gdy liczba elektronów na poziomie zewnętrznym rośnie wraz ze wzrostem ładunku jądrowego (od 1 do 8), właściwości pierwiastków zaczynają się zmieniać w taki sam sposób, jak właściwości typowych.

Grupy- są to pionowe kolumny pierwiastków o tej samej liczbie elektronów walencyjnych równej numerowi grupy. Istnieje podział na podgrupy główne i drugorzędne. Główne podgrupy składają się z elementów małych i dużych okresów. Elektrony walencyjne tych pierwiastków znajdują się na zewnętrznych podpoziomach ns i np. Podgrupy boczne składają się z elementów o dużych okresach. Ich elektrony walencyjne znajdują się w zewnętrznym podpoziomie ns i wewnętrznym (n – 1) podpoziomie d (lub podpoziomie (n – 2) f). W zależności od tego, który podpoziom (s-, p-, d- czy f-) jest wypełniony elektronami walencyjnymi, pierwiastki dzielą się na:

1) elementy s - elementy głównej podgrupy grup I i ​​II;

2) elementy p - elementy głównych podgrup grup III-VII;

3) elementy d – elementy podgrup wtórnych;

4) pierwiastki f - lantanowce, aktynowce.

Z góry na dół w głównych podgrupach właściwości metaliczne rosną, a właściwości niemetaliczne słabną. Elementy grup głównych i drugorzędnych różnią się właściwościami. Numer grupy wskazuje najwyższą wartościowość pierwiastka. Wyjątkami są tlen, fluor, pierwiastki z podgrupy miedzi i grupy ósmej. Wzory wyższych tlenków (i ich hydratów) są wspólne dla pierwiastków podgrupy głównej i drugorzędnej. W wyższych tlenkach i ich hydratach pierwiastków z grup I-III (z wyjątkiem boru) dominują właściwości zasadowe, od IV do VIII - właściwości kwasowe. W przypadku pierwiastków głównych podgrup wzory na związki wodoru są wspólne. Elementy z grup I-III ciała stałe- wodorki, ponieważ stopień utlenienia wodoru wynosi -1. Pierwiastki z grup IV-VII są gazowe. Związki wodorowe pierwiastków głównych podgrup grupy IV (EN 4) są obojętne, grupa V (EN3) to zasady, grupy VI i VII (H 2 E i NE) to kwasy.

Promienie atomowe, ich okresowe zmiany w układzie pierwiastków chemicznych

Promień atomu maleje wraz ze wzrostem ładunku jąder atomowych w okresie, ponieważ wzrasta przyciąganie powłok elektronowych przez jądro. Następuje swego rodzaju „kompresja”. Od litu do neonu ładunek jądra stopniowo wzrasta (od 3 do 10), co powoduje wzrost sił przyciągania elektronów do jądra i zmniejszanie się rozmiarów atomów. Dlatego na początku okresu znajdują się pierwiastki o małej liczbie elektronów w zewnętrznej warstwie elektronowej i dużym promieniu atomowym. Elektrony znajdujące się dalej od jądra łatwo się od niego oddzielają, co jest typowe dla elementów metalowych.

W tej samej grupie wraz ze wzrostem liczby okresu zwiększają się promienie atomowe, ponieważ zwiększenie ładunku atomu ma odwrotny skutek. Z punktu widzenia teorii budowy atomu o tym, czy pierwiastki należą do metali, czy do niemetali, decyduje zdolność ich atomów do oddawania lub pozyskiwania elektronów. Atomy metali stosunkowo łatwo oddają elektrony i nie mogą ich dodać, aby uzupełnić swoją zewnętrzną warstwę elektronową.


D.I. Mendelejew sformułował w 1869 r. prawo okresowe, które brzmi następująco: właściwości pierwiastków chemicznych i utworzonych przez nie substancji są okresowo zależne od względnych mas atomowych pierwiastków. Systematyzując pierwiastki chemiczne na podstawie ich względnych mas atomowych, Mendelejew przywiązywał także dużą wagę do właściwości pierwiastków i utworzonych przez nie substancji, rozdzielając pierwiastki o podobnych właściwościach w pionowe kolumny - grupy. Zgodnie ze współczesnymi wyobrażeniami o budowie atomu podstawą klasyfikacji pierwiastków chemicznych są ich ładunki jądra atomowe, I nowoczesna formuła prawo okresowe jest następująca: właściwości pierwiastków chemicznych i substancji przez nie utworzonych są okresowo zależne od ładunków ich jąder atomowych. Okresowość zmian właściwości pierwiastków tłumaczy się okresowym powtarzaniem się w strukturze zewnętrznych poziomów energii ich atomów. To liczba poziomów energetycznych, całkowita liczba elektronów znajdujących się na nich oraz liczba elektronów na poziomie zewnętrznym odzwierciedlają symbolikę przyjętą w układzie okresowym.


a) Prawidłowości związane z właściwościami metalicznymi i niemetalicznymi pierwiastków.

  • Podczas ruchu Z PRAWEJ DO LEWEJ przed siebie OKRES METALU właściwości p-pierwiastków ZWIĘKSZONY. W odwrotny kierunek- zwiększają się niemetaliczne. Wyjaśnia to fakt, że po prawej stronie znajdują się elementy, których powłoki elektroniczne są bliżej oktetu. Pierwiastki po prawej stronie okresu rzadziej oddają swoje elektrony, aby utworzyć wiązanie metaliczne i ogólnie w reakcjach chemicznych.
  • Na przykład węgiel jest bardziej wyraźnym niemetalem niż jego sąsiadujący z okresem bor, a azot ma jeszcze wyraźniejsze właściwości niemetaliczne niż węgiel. Od lewej do prawej w danym okresie ładunek jądrowy również wzrasta. W konsekwencji wzrasta przyciąganie elektronów walencyjnych do jądra, a ich uwolnienie staje się trudniejsze. Wręcz przeciwnie, elementy s po lewej stronie tabeli mają niewiele elektronów w zewnętrznej powłoce i niższy ładunek jądrowy, co sprzyja tworzeniu się wiązania metalicznego. Z oczywistym wyjątkiem wodoru i helu (ich powłoki są prawie kompletne lub kompletne!), wszystkie pierwiastki S są metalami; pierwiastkami p mogą być zarówno metale, jak i niemetale, w zależności od tego, czy znajdują się po lewej, czy po prawej stronie stołu.
  • Jak wiemy, elementy d i f mają „rezerwowe” elektrony z „przedostatnich” powłok, co komplikuje prosty obraz charakterystyczny dla elementów s i p. Ogólnie rzecz biorąc, pierwiastki d i f znacznie łatwiej wykazują właściwości metaliczne.
  • Przeważająca liczba elementów to metale i tylko 22 elementy są sklasyfikowane jako niemetale: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, a także wszystkie halogeny i gazy obojętne. Niektóre pierwiastki, ze względu na to, że mogą wykazywać jedynie słabe właściwości metaliczne, zaliczane są do półmetali. Co to są półmetale? Jeśli wybierzesz p-pierwiastki z układu okresowego i zapiszesz je w osobnym „bloku” (odbywa się to w „długiej” formie tabeli), znajdziesz wzór pokazany w Lewa dolna część bloku zawiera typowe metale, w prawym górnym rogu - typowe niemetale. Nazywa się pierwiastki zajmujące miejsca na granicy metali i niemetali półmetale.
  • Półmetale znajdują się w przybliżeniu wzdłuż przekątnej przechodzącej przez elementy p od lewego górnego do prawego dolnego rogu układu okresowego
  • Półmetale mają charakter kowalencyjny sieci krystalicznej w obecności przewodnictwa metalicznego (przewodnictwa elektrycznego). Albo nie mają wystarczającej liczby elektronów walencyjnych, aby utworzyć pełnoprawny „oktet” wiązanie kowalencyjne(jak w przypadku boru) lub nie są wystarczająco mocno trzymane (jak w przypadku telluru lub polonu) ze względu na duży rozmiar atomu. Dlatego wiązanie w kryształach kowalencyjnych tych pierwiastków ma charakter częściowo metaliczny. Niektóre półmetale (krzem, german) są półprzewodnikami. Właściwości półprzewodnikowe tych pierwiastków tłumaczy się wieloma złożonymi przyczynami, ale jedną z nich jest znacznie niższa (choć nie zerowa) przewodność elektryczna, tłumaczona słabym wiązaniem metalicznym. Rola półprzewodników w technice elektronicznej jest niezwykle istotna.
  • Podczas ruchu GÓRA DÓŁ wzdłuż grup METAL JEST WZMOCNIONY właściwości elementów. Wynika to z faktu, że niżej w grupach znajdują się elementy, które mają już całkiem sporo wypełnionych powłok elektronowych. Ich zewnętrzne powłoki znajdują się dalej od rdzenia. Oddzielone są od jądra grubszą „płaszczą” niższych powłok elektronowych i elektronów poziomy zewnętrzne są słabsze.

B) Prawidłowości związane z właściwościami redoks. Zmiany elektroujemności pierwiastków.

  • Powody wymienione powyżej wyjaśniają dlaczego OD LEWEJ DO PRAWEJ WZROST UTLENIANIA właściwości i podczas przenoszenia Z GÓRY W DÓŁ - REGENERACJA właściwości elementów.
  • Ten ostatni schemat dotyczy nawet tak niezwykłych pierwiastków, jak gazy obojętne. Z „ciężkich” gazów szlachetnych kryptonu i ksenonu, znajdujących się w dolnej części grupy, można „wyselekcjonować” elektrony i utworzyć ich związki z silnymi utleniaczami (fluorem i tlenem), ale w przypadku „lekkiego” helu , neon i argon nie da się tego zrobić.
  • W prawym górnym rogu tabeli znajduje się najbardziej aktywny niemetalowy utleniacz fluor (F), a w lewym dolnym rogu najbardziej aktywny metal redukujący cez (Cs). Pierwiastek frans (Fr) powinien być jeszcze bardziej aktywnym środkiem redukującym, ale jego właściwości chemiczne są niezwykle trudne do zbadania ze względu na szybki rozpad radioaktywny.
  • Z tego samego powodu, co właściwości utleniające pierwiastków, ich ELEKTROujemność wzrasta To samo OD LEWEJ DO PRAWEJ, osiągając maksimum dla halogenów. Nie najmniejszą rolę odgrywa w tym stopień kompletności powłoki walencyjnej, jej bliskość do oktetu.
  • Podczas ruchu GÓRA DÓŁ według grup SPADA ELEKTROujemność. Dzieje się tak na skutek wzrostu liczby powłok elektronowych, na ostatniej z których elektrony są przyciągane do jądra słabszego i słabszego.
  • c) Prawidłowości związane z rozmiarami atomów.
  • Rozmiary atomowe (PROMIEŃ ATOMOWY) podczas ruchu OD LEWEJ DO PRAWEJ wzdłuż okresu ZREDUKOWANY. Wraz ze wzrostem ładunku jądrowego elektrony są coraz bardziej przyciągane do jądra. Nawet wzrost liczby elektronów w powłoce zewnętrznej (na przykład we fluorze w porównaniu z tlenem) nie prowadzi do wzrostu wielkości atomu. Wręcz przeciwnie, wielkość atomu fluoru jest mniejsza niż atomu tlenu.
  • Podczas ruchu OD GÓRY DO DÓŁU PROMIEŃ ATOMOWY elementy ROZWÓJ, ponieważ zapełnionych jest więcej powłok elektronowych.

d) Regularności związane z wartościowością pierwiastków.

  • Elementy tego samego PODGRUPY mają podobną konfigurację zewnętrznych powłok elektronowych, a co za tym idzie, tę samą wartościowość w związkach z innymi pierwiastkami.
  • Elementy s mają wartościowości odpowiadające numerowi grupy.
  • Elementy p mają najwyższą możliwą wartościowość, równą numerowi grupy. Ponadto mogą mieć wartościowość równą różnicy między liczbą 8 (oktet) a numerem ich grupy (liczbą elektronów w powłoce zewnętrznej).
  • Elementy d wykazują wiele różnych wartościowości, których nie można dokładnie przewidzieć na podstawie numeru grupy.
  • Nie tylko pierwiastki, ale także wiele ich związków – tlenki, wodorki, związki z halogenami – wykazuje okresowość. Dla każdego GRUPY pierwiastki można pisać wzory na związki, które okresowo się „powtarzają” (to znaczy można je zapisać w formie uogólnionego wzoru).

Podsumujmy zatem wzorce zmian właściwości przejawiających się w obrębie okresów:

Zmiany niektórych cech pierwiastków w okresach od lewej do prawej:

  • promień atomów maleje;
  • wzrasta elektroujemność pierwiastków;
  • liczba elektronów walencyjnych wzrasta od 1 do 8 (równa numerowi grupy);
  • najwyższy stopień wzrost utleniania (równy liczbie grup);
  • liczba warstw elektronowych atomów nie zmienia się;
  • właściwości metaliczne są zmniejszone;
  • zwiększają się właściwości niemetaliczne pierwiastków.

Zmiana niektórych cech elementów w grupie od góry do dołu:

  • wzrasta ładunek jąder atomowych;
  • promień atomów wzrasta;
  • wzrasta liczba poziomów energetycznych (warstw elektronowych) atomów (równa liczbie okresu);
  • liczba elektronów na zewnętrznej warstwie atomów jest taka sama (równa liczbie grup);
  • siła wiązania między elektronami warstwy zewnętrznej a jądrem maleje;
  • elektroujemność maleje;
  • wzrasta metaliczność pierwiastków;
  • niemetaliczność pierwiastków maleje.

Z jest numerem seryjnym równym liczbie protonów; R jest promieniem atomu; EO - elektroujemność; Val e - liczba elektronów walencyjnych; OK. Św. — właściwości utleniające; Wos. Św. — właściwości regeneracyjne; En. ur. - poziomy energii; Me - właściwości metaliczne; NeMe - właściwości niemetaliczne; HCO - najwyższy stopień utlenienia

Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:

Tablica Mendelejewa

Tabela rozpuszczalności

Zmiana właściwości metalicznych pierwiastków chemicznych będzie podobna do zmiany ich promieni atomowych. Zatem w głównych podgrupach właściwości metaliczne rosną wraz ze wzrostem numeru seryjnego, a w okresach wraz ze wzrostem numeru seryjnego właściwości metaliczne maleją. Natomiast właściwości niemetaliczne w głównych podgrupach maleją wraz ze wzrostem numeru seryjnego, a w okresach wraz ze wzrostem numeru seryjnego rosną. w wielu pierwiastkach o pewnym okresie właściwości zasadowych tlenków i odpowiadających im wodorotlenków są osłabione, oraz właściwości kwasowe w tym samym kierunku nasilają się. Przejście od tlenków zasadowych do tlenków kwasowych i odpowiednio od zasad do kwasów następuje w tym okresie tlenek amfoteryczny lub wodorotlenek. Ten wzór obowiązuje dla drugiego i trzeciego okresu układu okresowego. W przypadku elementów o długich okresach obserwuje się złożone wzorce. Podczas przejścia z jednego okresu do drugiego konfiguracja zewnętrznej warstwy elektronowej powtarza się okresowo, przy tych samych właściwościach pierwiastków chemicznych, ich prostych substancji i ich związków. To jest główne wyjaśnienie znaczenia okresowego prawa D.I. Mendelejewa.

Jak aktywność metalu zależy od jego położenia w układzie okresowym i wartości potencjałów jonizacyjnych?

Wartości potencjałów elektrochemicznych są funkcją wielu zmiennych i dlatego wykazują złożoną zależność od położenia metali w układzie okresowym. Zatem potencjał utleniający kationów wzrasta wraz ze wzrostem energii atomizacji metalu, wzrostem całkowitego potencjału jonizacji jego atomów i spadkiem energii hydratacji jego kationów.

Metale znajdujące się na początku okresów charakteryzują się niskimi wartościami potencjałów elektrochemicznych i zajmują miejsca po lewej stronie szeregu napięć. W takim przypadku naprzemienność (alkaliczna i metale ziem alkalicznych odzwierciedla zjawisko podobieństwa diagonalnego. Metale znajdujące się bliżej środka okresów charakteryzują się dużymi wartościami potencjału i zajmują miejsca w prawej połowie rzędu. Stały wzrost potencjału elektrochemicznego (od –3,395 V dla pary Eu2+/Eu do +1,691 V dla pary Au+/Au) odzwierciedla spadek aktywności redukującej metali (zdolności oddawania elektronów) i wzrost zdolność utleniająca ich kationów (zdolność do pozyskiwania elektronów). Zatem najsilniejszym środkiem redukującym jest metaliczny europ, a najsilniejszym utleniaczem są kationy złota Au+.

Wodór jest tradycyjnie zaliczany do szeregu napięć, ponieważ praktyczny pomiar potencjałów elektrochemicznych metali odbywa się za pomocą standardowej elektrody wodorowej.

Co to są metalidy?

Metallidy – związki metali, fazy międzymetaliczne, fazy pośrednie, związki chemiczne metale między sobą. Połączenia przylegają do M. metale przejściowe z niemetalami (H, B, C, N itp.). W takich połączeniach połączenie metalowe. Metale otrzymuje się poprzez bezpośrednie oddziaływanie ich składników podczas ogrzewania, poprzez reakcje rozkładu wymiennego itp. Powstawanie metali obserwuje się podczas izolowania nadmiaru składnika z roztworów stałych lub w wyniku uporządkowania układu atomów składników ciała stałego rozwiązania.

Jakimi metodami można określić skład powstałego metalidu?

Skład metali zwykle nie odpowiada formalnej wartościowości ich składników i może zmieniać się w znacznych granicach. Wyjaśnia to fakt, że wiązania jonowe są rzadkie w metalach i dominują wiązania metaliczne.

Zverev V. B-23

Niezależna praca №7

Co to jest korozja?

Korozja to samoistne niszczenie metali w wyniku interakcji chemicznych lub fizykochemicznych środowisko. Ogólnie rzecz biorąc, jest to zniszczenie dowolnego materiału, czy to metalu, ceramiki, drewna czy polimeru. Przyczyną korozji jest termodynamiczna niestabilność materiałów konstrukcyjnych na działanie substancji znajdujących się w środowisku, z którymi się z nimi stykają. Przykładem jest korozja tlenowa żelaza w wodzie: 4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3. Uwodniony tlenek żelaza Fe(OH)3 nazywany jest rdzą.

w okresach od lewej do prawej:

· promień atomów maleje;
· wzrasta elektroujemność pierwiastków;
· liczba elektronów walencyjnych wzrasta od 1 do 8 (równa numerowi grupy);
· wzrasta najwyższy stopień utlenienia (równy numerowi grupy);
· liczba warstw elektronowych atomów nie ulega zmianie;
· spadek właściwości metalicznych;
· Zwiększone są niemetaliczne właściwości pierwiastków.

Zmiana niektórych cech elementów w grupie od góry do dołu:
· wzrasta ładunek jąder atomowych;
· promień atomów wzrasta;
· zwiększa się liczba poziomów energetycznych (warstw elektronowych) atomów (równa liczbie okresu);
· liczba elektronów na zewnętrznej warstwie atomów jest taka sama (równa numerowi grupy);
· zmniejsza się siła wiązania pomiędzy elektronami warstwy zewnętrznej a jądrem;
elektroujemność maleje;
· wzrasta metaliczność pierwiastków;
· Zmniejsza się niemetaliczność pierwiastków.

Elementy należące do tej samej podgrupy są elementami analogicznymi, ponieważ mają trochę właściwości ogólne(ta sama wyższa wartościowość, te same formy tlenków i wodorotlenków itp.). Te ogólne właściwości tłumaczy się strukturą zewnętrznej warstwy elektronicznej.

Przeczytaj więcej na temat wzorców zmian właściwości pierwiastków według okresów i grup

Właściwości kwasowo-zasadowe wodorotlenków zależą od tego, które z dwóch wiązań w łańcuchu E–O–H jest słabsze.
Jeśli wiązanie E – O jest słabsze, wówczas pojawia się wodorotlenek podstawowy właściwości jeśli O−H − kwaśny.
Im słabsze są te wiązania, tym większa jest siła odpowiedniej zasady lub kwasu. Siła wiązań E–O i O–H w wodorotlenku zależy od rozkładu gęstości elektronów w łańcuchu E–O–H, na który największy wpływ ma stopień utlenienia pierwiastka i promień jonowy. Wzrost stopnia utlenienia pierwiastka i zmniejszenie jego promienia jonowego powodują przesunięcie gęstości elektronowej w kierunku atomu
element łańcucha E ← O ←N. Prowadzi to do osłabienia wiązania O–H i wzmocnienia wiązania E–O. Dlatego podstawowe właściwości wodorotlenku są osłabione, a właściwości kwasowe wzmocnione.