Тема №7239 Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

Периодический закон Д. И. Менделеева (1869):

| Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента.

♦    Периодическая таблица Д. И. Менделеева — графическое изображение Периодического закона. Периодическая таблица является классификацией химических элементов по электронным структурам их атомов.

Периодическая таблица состоит из семи периодов и восьми групп.

♦    Период — совокупность химических элементов с одинаковым числом заполняемых электронных уровней в атомах, равным номеру периода.

Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого) и заканчивается благородным (инертным) газом. Начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового электронного энергетического уровня атомов.

Атомы щелочных металлов содержат на внешнем уровне один электрон и имеют электронную конфигурацию ns1, где n — номер периода.

Атомы инертных газов имеют завершенный внешний электронный уровень, который содержит 8 электронов. Электронная конфигурация инертных газов ns2np6, где n — номер периода. Завершенный электронный уровень атома гелия содержит 2 электрона (электронная конфигурация 1s2).

♦    Группа — совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов.

Для большинства химических элементов число валентных электронов равно номеру группы.

Валентными называются электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Валентные электроны определяют свойства химических элементов.

У элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего электронного уровня, число которых равно номеру группы.

Например, у атомов серы (VI группа) валентными будут шесть электронов третьего электронного уровня — два s- и четыре р-электрона:

16S 1s22s22p63s2V

44 валентные электроны

Химические элементы, расположенные в одной главной подгруппе, обладают рядом общих свойств (одинаковая высшая степень окисления, одинаковые формы оксидов и гидроксидов), что объясняется одинаковым строением внешнего электронного уровня их атомов.

У элементов побочных подгрупп (d-элементов) валентными являются электроны внешнего уровня, а также все или некоторые d-электроны предвнешнего уровня. Например, у атомов марганца (VII группа) валентными будут семь электронов: два s-электрона четвертого уровня и пять d-электронов третьего уровня:

25Mn 1s22s22p63s23p64s23d5

\ валентные электроны

С ростом порядкового номера происходит последовательное (монотонное) увеличение общего числа электронов в атомах химических элементов, а число внешних электронов у атомов элементов каждого периода (кроме первого) изменяется периодически: от 1 у атомов щелочных металлов до 8 у атомов инертных газов. Таким образом, физический смысл периодичности заключается в том, что с ростом заряда ядра происходит периодическое изменение строения электронных оболочек атомов, что вызывает периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений.

Важнейшими характеристиками химических элементов являются:

•    электроотрицательность;

•    металлические свойства;

•    неметаллические свойства.

♦ Электроотрицательность — способность атомов химического

элемента притягивать электроны от других атомов.

При определении значений относительной электроотрицательности (ЭО) химических элементов (по Полингу) за единицу принята электроотрицательность лития. Наиболее электроотрицательным химическим элементом является фтор (ЭО = 4).

Значения относительной электроотрицательности по шкале Полинга для элементов главных подгрупп I — IV периодов представлены в табл. 3.

Относительная электроотрицательность элементов главных подгрупп

I—IV периодов по шкале Полинга

 

I

II

III

IV

V

VI

VII

I

H

2,1

 

 

 

 

 

 

II

Li

Be

B

C

N

O

F

 

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

3,5

4,0

III

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

 

0,9

1,2

1,5

1,8

2,0

2,5

3,0

IV

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

 

0,8

1,0

1,6

1,8

1,9

2,4

2,8

Металлические свойства характеризуются способностью атомов химического элемента отдавать электроны. Металлические свойства тем выше, чем меньше значение электроотрицательности химического элемента.

Атомы типичных металлов легко отдают валентные электроны и превращаются при этом в простые катионы:

Na ...3s1 — e-    —> Na+ ...3s0

Ba .6s2 — 2e-    —> Ba2+ ...6s°

A1 .3s23p1 — 3e— —> Al3+ .3s°3p°

Zn .4s2 — 2e—    —> Zn2+ .4s°

Неметаллические свойства характеризуются способностью атомов химического элемента присоединять электроны. Неметаллические свойства тем выше, чем больше значение электроотрицательности химического элемента.

Атомы типичных неметаллов легко присоединяют электроны, завершая при этом внешний электронный уровень, и превращаются в простые анионы:

Cl .3s23p5 + e—    —> Cl- .3s23p6

S .3s23p4 + 2e— —> S2— .3s23p6 N .3s23p3 + 3e— —> N3— .2s22p6

Изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов в малых периодах (II и III) с ростом заряда ядра атома (слева направо) представлена в табл. 4.

Изменение характеристик и свойств атомов химических элементов малых периодов с ростом заряда ядра

Характеристика или свойство атомов элемента

Изменение

характеристики

Число заполняемых электронных уровней в атомах

Не изменяется

Число электронов на внешнем электронном

Увеличивается

уровне атомов

от 1 до 8

Радиус атомов

Уменьшается

Прочность связи электронов внешнего уровня с ядром атома

Увеличивается

Электроотрицательность

Увеличивается

Металлические свойства химических элементов

Уменьшаются

Неметаллические свойства химических элементов

Увеличиваются

Изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов в главных подгруппах с ростом заряда ядра атома (сверху вниз) представлено в табл. 5.

Таблица 5

Изменение характеристик и свойств атомов химических элементов главных подгрупп с ростом от заряда ядра

Характеристика или свойство атомов элемента

Изменение

характеристики

Число заполняемых электронных уровней в атомах

Увеличивается

Число электронов на внешнем элек-

Одинаково(совпадает

тронном уровне атомов

с номером группы)

Радиус атомов

Увеличивается

Прочность связи электронов внешнего уровня с ядром атома

Уменьшается

Электроотрицательность

Уменьшается

Металлические свойства химических элементов

Увеличиваются

Неметаллические свойства химических элементов

Уменьшаются

Изменение свойств простых веществ, высших оксидов и соответствующих им гидроксидов, а также летучих водородных соединений элементов главных подгрупп в периодах с ростом заряда ядра атома (слева направо) представлено в табл. 6.

Таблица 6

Изменение свойств простых веществ и соединений атомов химических элементов главных подгрупп в периодах с ростом заряда ядра

Форма соединения

Изменение свойств соединения

Простое вещество

Металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства усиливаются

Высший оксид и соответствующий гидроксид

Основные свойства ослабевают, кислотные свойства усиливаются

Летучее водородное соединение

Кислотные свойства водного раствора увеличиваются

Изменение свойств простых веществ, высших оксидов и соответствующих им гидроксидов, а также летучих водородных соединений элементов в главных подгруппах с ростом заряда ядра атома (сверху вниз) представлено в табл. 7.

Таблица 7

Изменение свойств простых веществ и соединений атомов химических элементов в главных подгруппах с ростом заряда ядра

Форма соединения

Изменение свойств соединения

Простое вещество

Металлические свойства усиливаются,

неметаллические свойства ослабевают

Высший оксид и соответствующий гидроксид

Основные свойства усиливаются, кислотные свойства ослабевают

Летучее водородное соединение

Устойчивость ослабевает, кислотные свойства водного раствора увеличиваются

1.2.2—1.2.3. Общая характеристика металлов I—III групп и переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

В настоящее время известно 93 элемента-металла, которые составляют подавляющее большинство всех химических элементов.

В периодической таблице Д. И. Менделеева металлы расположены в главных подгруппах I—VI групп (Li — Fr; Be — Ra; Al — Tl; Ge, Sn, Pb; Sb, Bi; Po), а также в побочных подгруппах всех восьми групп. Таким образом, все переходные металлы, а также лантаноиды и актиноиды являются металлами.

I группа, главная подгруппа

Металлы I-й группы главной подгруппы называются щелочными. К ним относятся литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются.

Некоторые физические константы, характеризующие свойства щелочных металлов, представлены в табл. 8.

Таблица 8

Некоторые свойства щелочных металлов

Свойство

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Порядковый номер

3

11

19

37

55

87

Валентные электроны

2s1

3s1

4s1

5s1

6s1

7s1

Электроотрицательность

0,98

0,93

0,82

0,82

0,79

0,7

Степень окисления

+ 1

+ 1

+ 1

+ 1

+ 1

+ 1

Радиус атома (нм)

0,158

0,176

0,216

0,248

0,266

0,29

На внешней электронной оболочке атомов щелочных металлов находится по одному s-электрону, который относительно слабо связан с ядром. Легкость отдачи внешнего электрона характеризует щелочные металлы как элементы с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами.

Одинаковое строение внешней электронной оболочки атомов щелочных металлов обусловливает большое сходство свойств этих элементов. Вместе с тем, с увеличением заряда ядра, числа заполняемых электронных слоев и ростом радиуса атомов при переходе сверху вниз по подгруппе увеличивается легкость отдачи электронов внешнего уровня. Электроотрицательность атомов в пределах подгруппы сверху вниз уменьшается, а металлические свойства с возрастанием порядкового номера увеличиваются.

В пределах подгруппы радиусы атомов и ионов щелочных металлов увеличиваются в пределах подгруппы сверху вниз, т.е. от лития к францию.

Атомы щелочных металлов, отдавая электрон внешнего уровня, превращаются в однозарядные положительные ионы, имеющие устойчивую электронную структуру инертного газа: Li+ — структуру атома гелия, Na+ — атома неона, K+ — атома аргона и т. д.

Во всех соединениях щелочные металлы имеют степень окисления + 1. Щелочные металлы образуют оксиды состава Э2О, проявляющие типичные основные свойства. Оксидам щелочных металлов соответствуют гидроксиды состава ЭОН, которые хорошо растворяются в воде. Основные свойства оксидов и гидроксидов щелочных металлов возрастают от лития Li к цезию Cs.

II группа, главная подгруппа

В главную подгруппу II группы входят химические элементы бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радиоактивный радий Ra. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами, так как их оксиды («земли»), взаимодействуя с водой, образуют щелочи.

Некоторые физические константы, характеризующие свойства металлов главной подгруппы II группы, представлены в табл. 9.

Таблица 9

Некоторые свойства металлов главной подгруппы II группы

Свойство

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Порядковый номер

4

12

20

38

56

88

Валентные электроны

2s2

3s2

4s2

5s2

6s2

7s2

Электроотрицательность

1,57

1,31

1,00

0,95

0,89

0,9

Степень окисления

+2

+2

+2

+2

+2

+2

Радиус атома (нм)

0,103

0,129

0,167

0,187

0,221

0,235

На внешнем уровне атомов элементов II группы главной подгруппы содержатся два электрона, поэтому электронная конфигурация их атомов ns2. Изменение свойств атомов элементов II группы главной подгруппы подчиняется тем же закономерностям, что и изменение свойств щелочных металлов. С увеличением заряда ядра увеличивается радиус атома и соответствующего ему катиона. При переходе сверху вниз по подгруппе увеличивается легкость отдачи электронов внешнего уровня, электроотрицательность уменьшается и металлические свойства с возрастанием порядкового номера усиливаются.

Во всех соединениях металлы II группы главной подгруппы проявляют постоянную степень окисления +2. Они образуют оксиды состава ЭО, которым соответствуют гидроксиды Э(ОН)2. В ряду от бериллия к барию наблюдается усиление основных свойств оксидов и соответствующих им гидроксидов: ВеО и Ве(ОН)2 проявляют амфотерные свойства, все остальные оксиды и гидроксиды являются основными. Растворимость гидроксидов в воде увеличивается от бериллия к барию: гидроксиды бериллия и магния малорастворимы, растворы щелочноземельных металлов представляют собой щелочи.

III группа, главная подгруппа

В главную подгруппу III группы входят бор В, алюминий A1, галлий Ga, индий In и таллий T1. На внешнем уровне атомов этих элементов содержатся три электрона, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня их атомов ns2np'. Все элементы III группы главной подгруппы проявляют в соединениях степень окисления +3. Однако у таллия наиболее устойчива степень окисления +1.

Бор проявляет неметаллические свойства, алюминий, галлий, индий и таллий являются металлами.

От бора к таллию происходит уменьшение кислотных и увеличение основных свойств оксидов и соответствующих им гидроксидов. Бор, алюминий, галлий и индий образуют оксиды состава Э2О3. Оксид бора В2О3 проявляет кислотные свойства, ему соответствует ортоборная кислота Н3ВО3. Оксиды алюминия, галлия и индия и соответствующие им гидроксиды с общей формулой Э(ОН)3 являются амфотерными. Оксид таллия в степени окисления +3 Tl2O3 проявляет только основные свойства, соответствующий ему гидроксид неустойчив. Оксид таллия в степени окисления +1 Tl2O является основным. Ему соответствует растворимый в воде гидроксид TlOH, который является сильным основанием, по свойствам сходным с гидроксидом калия КОН.

Медь, цинк, железо и хром

Медь Cu, цинк Zn, железо Fe и хром Cr — переходные металлы, являются представителями d-элементов. Расположены в побочных подгруппах.

Медь Cu находится в IV периоде в побочной подгруппе I группы. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов меди в основном состоянии 3d104s1 («проскок» электрона). Наиболее устойчива степень окисления меди в соединениях +2, возможна также степень окисления +1. Медь образует оксиды CuO и Cu2O, которым соответствуют гидроксиды Cu(OH)2 и CuOH. Оксид меди (I) Cu2O и гидроксид меди (I) CuOH проявляют основные свойства, оксид меди (II) CuO и гидроксид меди (II) Cu(OH)2 — амфотерные, с преобладанием основных свойств.

Цинк Zn находится в IV периоде в побочной подгруппе II группы. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов цинка в основном состоянии 3d104s2. В соединениях проявляет единственную степень окисления +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(OH)2 амфотерны.

Хром Cr находится в IV периоде в побочной подгруппе VI группы. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов хрома в основном состоянии 3d54s1 («проскок» электрона). Характерные степени окисления хрома в соединениях +2, +3, +6. С ростом степени окисления хрома ослабевают основные и возрастают кислотные свойства его оксидов и соответствующих им гидроксидов. Оксид хрома (II) CrO и гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 проявляют основные свойства; оксид хрома (III) Cr2O3 и гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 — амфотерные; оксид хрома (VI) CrO3— кислотные, гидроксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты — хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7. Наиболее устойчива степень окисления хрома +3, соединения хрома (VI) являются сильными окислителями.

Железо Fe находится в IV периоде в побочной подгруппе VIII группы. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов железа в основном состоянии 3d64s2. В соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3, +6. Наиболее устойчивой является степень окисления +3, соединения железа (VI) являются сильными окислителями. У оксида железа (II) FeO и гидроксида железа (II) Fe(OH)2 преобладают основные свойства; оксид железа (III) Fe2O3 и гидроксид железа (III) Fe(OH)3 проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных.

1.2.4. Общая характеристика неметаллов

IV—VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

IV    группа, главная подгруппа

Элементами-неметаллами IV группы главной подгруппы являются углерод и кремний. Атомы углерода имеют электронную конфигурацию валентных орбиталей 2s22p2, атомы кремния — 3s23p2. Наличие четырех валентных электронов обусловливает максимальную степень окисления атомов этих элементов +4. В том случае, когда в образовании химических связей участвуют только два неспаренных р-электрона (в невозбужденном состоянии), возможна также степень окисления +2. Минимальная степень окисления углерода и кремния равна —4 и обусловлена нехваткой четырех электронов до завершения внешнего уровня атомов этих элементов. В органических соединениях степень окисления углерода может принимать значения от —4 до +4.

Высшие оксиды углерода и кремния с общей формулой ЭО2 проявляют кислотные свойства, им соответствуют слабые кислоты Н2ЭО3 — угольная Н2СО3 и кремниевая H2SiO3 (последняя формула — условная, на самом деле существует несколько кремниевых кислот, состав которых описывается общей формулой SiO2 • nH2O). Кислотные свойства оксида углерода (IV) CO2 и угольной кислоты Н2СО3 выражены сильнее, чем у оксида кремния (IV) SiO2 и кремниевой кислоты H2SiO3 соответственно. В отличие от газообразного оксида углерода (IV) CO2 молекулярного строения оксид кремния (IV) SiO2 является твердым тугоплавким веществом с атомной кристаллической решеткой.

Углерод и кремний образуют также оксиды общего состава ЭО, в которых углерод и кремний проявляют степень окисления +2. Оксид углерода (II) СО и оксид кремния (II) SiO являются несолеобразующими.

Углерод и кремний образуют летучие водородные соединения — метан СН4 и силан SiH4. В отличие от метана, силан обладает значительно меньшей устойчивостью и легко окисляется кислородом воздуха, иногда с самовоспламенением.

V    группа, главная подгруппа

Элементами-неметаллами V группы главной подгруппы являются азот N, фосфор P и мышьяк As. Атомы этих элементов содержат на внешнем уровне пять электронов и имеют электронную конфигурацию ns2np3. Высшая степень окисления атомов азота, фосфора и мышьяка в соединениях равна +5, а низшая составляет —3.

В отличие от фосфора и мышьяка, атом азота не может проявлять валентность, равную V, так как не имеет d-подуровня на втором энергетическом электронном уровне. Высшая валентность азота равна IV, так как атом азота за счет неподеленной электронной пары может быть донором электронов и способен к образованию четвертой ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

В ряду азот — фосфор — мышьяк с ростом заряда ядра увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность и происходит ослабление неметаллических свойств.

Азот, фосфор и мышьяк образуют высшие оксиды общего состава Э2О5, которые, как и соответствующие им гидроксиды, проявляют кислотные свойства.

С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют летучие водородные соединения состав ЭН3. Полярность и прочность связи Э — Н в ряду аммиак NH3 — фосфин PH3 — арсин AsH3 ослабевает, устойчивость соединений уменьшается.

VI группа, главная подгруппа

Элементами-неметаллами VI группы главной подгруппы являются кислород O, сера S, селен Se и теллур Те. Атомы этих элементов содержат на внешнем уровне шесть электронов и имеют электронную конфигурацию ns2np4. Высшая степень окисления атомов этих элементов, кроме кислорода, равна +6, а низшая составляет —2. Высшую степень окисления, равную +2, кислород проявляет в соединении с фтором — фториде кислорода OF2. Отрицательные степени окисления —2 и —1 сера, селен и теллур проявляют в соединениях с водородом и металлами.

В ряду кислород — сера — селен — теллур с ростом заряда ядра увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, происходит ослабление неметаллических свойств, окислительная способность простых веществ уменьшается, а восстановительная — возрастает.

Сера, селен и теллур образуют высшие оксиды общего состава ЭО3, которым соответствуют гидроксиды состава Н2ЭО4, проявляющие сильные кислотные свойства.

С водородом сера, селен и теллур образуют летучие водородные соединения состава Н2Э. Полярность и прочность связи Э—Н в летучих водородных соединениях ослабевает от Н2О к H2Te. Вода Н2О является слабым амфотерным электролитом. Водные растворы летучих водородных соединений серы, селена и теллура проявляют кислотные свойства, причем сила кислот возрастает в ряду H2S — H2Se — H2Te.

VII группа, главная подгруппа

Элементы VII группы главной подгруппы, называемые галогенами, фтор F, хлор C1, бром Br и иод I, — типичные неметаллы. Атомы этих элементов содержат на внешнем уровне семь электронов и имеют электронную конфигурацию ns2np5. Высшая степень окисления атомов этих элементов, кроме фтора, равна +7, а низшая составляет —1.

В пределах каждого периода галогены обладают наибольшей электроотрицательностью, при этом фтор — самый электроотрицательный из всех элементов. Во всех соединениях фтор имеет степень окисления —1.

В ряду фтор — хлор — бром — иод с ростом заряда ядра увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, происходит ослабление неметаллических свойств.

Галогены образуют простые вещества — двухатомные молекулы состава Г2, в которых атомы соединены друг с другом одинарной связью. В ряду галогенов от фтора к иоду температуры плавления и кипения, а также интенсивность окраски простых веществ увеличиваются. Фтор F2 — газ бледно-зеленого цвета, хлор Cl2 — газ желто-зеленого цвета, бром Br2 — темно-коричневая жидкость, иод I2 — кристаллическое вещество темно-серого цвета с фиолетовым оттенком и металлическим блеском.

Окислительная способность галогенов в ряду F2 — Cl2 — Br2 — I2 уменьшается, что наиболее ярко проявляется в том, что каждый последующий галоген может вытеснять предыдущий из соответствующих галогенидов, например:

С12 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2

Галогены, кроме фтора, образуют высшие оксиды состава Э2О7, проявляющие кислотные свойства. Им соответствуют сильные кислоты состава НЭО4.

С водородом фтор, хлор, бром и иод образуют летучие водородные соединения состава НЭ. Полярность и прочность связи Э—Н в летучих водородных соединениях ослабевает от HF к HI. Водные растворы летучих водородных соединений галогенов проявляют кислотные свойства, причем сила кислот возрастает в ряду HF — HC1 — HBr — HI.


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016) Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0

Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar