Периодический закон и Периодическая система химических элементов
Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам
Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:
— металлические свойства уменьшаются;
— неметаллические свойства усиливаются;
— степень окисления элементов в высших оксидах возрастает от до ( для и );
— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от до ;
— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами;
— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.
Д. И. Менделеев в г. сделал вывод — 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 образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы.
Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов.
Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено.
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, т.е. раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента.
Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах.
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т.е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов.
Общая характеристика металлов главных подгрупп I±III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов
Химические элементы — металлы
Большинство химических элементов относят к металлам — из известных элементов.
Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств.
Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.
Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.
Это свойство атомов металлов, как вы знаете, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от до на внешнем слое).
Исключение составляют лишь металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют электрона, атомы сурьмы и висмута — , атомы полония — .
Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от до ) и исключительно восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны.
Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.
Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат (), обладают двойственными свойствами: в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.
В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.
Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.
Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено элементов, из них только не являются металлами. В организме человека некоторые элементы- металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т.е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т.е. это микроэлементы.
Особенности строения металлов главных подгрупп I–III групп.
Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т.е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).
Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления . В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.
Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к -элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления . Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.
Характеристика переходных элементов ± меди, цинка, хрома, железа по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов
Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.
В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется -подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем -подуровень. -элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от до заполняется электронами -подуровень.
Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается электронов (заняты и орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже орбитали на более высокую орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия , у кальция — .
Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения -орбитали вместо еще более высоких по энергии -орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение -орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение . Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала » электрона. У атома меди десятый -электрон перемещается на третий -подуровень.
Электронная формула меди . У атома хрома на четвертом энергетическом уровне (-орбиталь) должно быть электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную -орбиталь, его электронная формула .
Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются -орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: -элементы.
Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы -элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают более прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.
Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству -элементов. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером .
У -элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т.е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности ; а его оксиды: — основной, — амфотерный, — кислотный.
Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV±VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов
Химические элементы – неметаллы
Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время.
Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.
Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при .
Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.
Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от до . Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно -элементы, исключение составляет водород — s-элемент.
Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор , а основанием — диагональ .
Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация ), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.
В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления . Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, до завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления — в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами — галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.
Свойства атомов элементов – неметаллов
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.
Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.
Конфигурация внешнего электронного слоя.
В периоде: — заряд ядра увеличивается; — радиус атома уменьшается; — число электронов на внешнем слое увеличивается; — электроотрицательность увеличивается; — окислительные свойства усиливаются; — неметаллические свойства усиливаются. |
В главной подгруппе: — заряд ядра увеличивается; — радиус атома увеличивается; — число электронов на внешнем слое не изменяется; — электроотрицательность уменьшается; — окислительные свойства ослабевают; — неметаллические свойства ослабевают. |
Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.
Химических элементов-неметаллов всего ! Совсем немного, если учесть, что известно элементов. Два элемента-неметалла составляют массы земной коры. Это кислород () и кремний (). В атмосфере содержится массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют массы растений, массы тела человека. Неметаллы — органогены, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород , азот , углекислый газ , водяные пары и др.).
Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только . Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых атомов на Земле — атомы водорода.