Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам

 

В целом, внешние структуры атомов периодически повторяются.

По электронному строению элементы делят на группы:

s -элементы – последним заполняется s -подуровень, предыдущие энергетические уровни полностью заполнены, на внешнем энергетическом уровне находятся 1 или 2 электрона. Это элементы I периода Периодической системы: водород и гелий и элементы главных подгрупп 1 и 2 группы: щелочные и щелочноземельные металлы.

К семейству р -элементов относят элементы, у которых последними заполняются р -орбитали. Это элементы главных подгрупп 3, 4, 5, 6, 7, 8 групп.

У d -элементов электроны заполняют d -орбитали предвнешнего уровня. Это элементы побочных подгрупп, начиная с 4 периода.

Электроны, относящиеся к последнему (внешнему) заполняемому энергетическому уровню, называются внешними электронами. Именно эти электроны главным образом принимают участие в образовании химических связей. Но участие в образовании связей могут принимать и d -электроны предпоследнего (предвнешнего) уровня – они близки по энергии к электронам внешнего слоя. Валентные электроны – электроны, которые могут принимать участие в образовании химической связи, это электроны, относящиеся к последнему (или, для d -элементов, к последним) заполняемому энергетическому уровню.

Строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов. Эта закономерность отражена в Периодическом законе Д. И. Менделеева.

 

Периодический закон и Периодическая система
химических элементов Д.И. Менделеева

В 1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев увидел периодичность в свойствах простых веществ и их соединений по мере увеличения атомного веса. Открытие строения атома связало эту периодичность с количеством электронов в атоме и их распределением по энергетическим уровням.

Периодический закон Д.И. Менделеева (современная формулировка). Свойства элементов (простых веществ) и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома (порядкового номера) элемента.

Графическим отображением периодического закона является периодическая система (таблица) Д.И. Менделеева. На ЕГЭ к тексту задания предлагается классический (короткий) вариант таблицы, см. Приложение А [2].

Таблица состоит из горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп. В коротком варианте 8 групп, они разделены на подгруппы – главные и побочные. Главные подгруппы начинаются с элемента 2 периода.

По номеру периода можно определить число энергетических уровней, заполненных электронами. Номер периода – это номер внешнего энергетического уровня n.

В большинстве случаев, по номеру группы можно определить число внешних электронов:

– для элементов главных подгрупп номер группы – это общее количество s и p электронов на внешнем энергетическом уровне n:

 

номер группы = ns + np

 

– для элементов побочных подгрупп номер группы – это общее количество s на внешнем энергетическом уровне и d электронов на предвнешнем (n –1), если он не заполнен:

 

номер группы = ns + (n –1) d

 

Например, элемент бериллий – элемент 2 периода, находится во второй группе, главной подгруппы. Внешний уровень – второй, на нем два s -электрона:

₄Be 1 s ² 2 s ²

 

Элемент хлор – элемент 3 периода, находится в седьмой группе, главной подгруппы. Внешний уровень – третий, на нем два s -электрона и пять p -электронов:

₁₇Cl 1 s ² 2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁵

 

Элемент титан – элемент 4 периода, находится в четвертой группе, побочной подгруппе. Внешний уровень – четвертый, на нем два s -электрона, предвнешний – третий, на нем 2 d -электрона:

 

₂₂Ti 1 s ² 2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶3 d ² 4 s ²

 

Элемент железо – элемент 4 периода, находится в восьмой группе, побочной подгруппе. Внешний уровень – четвертый, на нем два s -электрона, предвнешний – третий, на нем 6 d -электронов:

 

₂₆Fe 1 s ² 2 s ²2 p ⁶ 3 s ²3 p ⁶3 d ⁶ 4 s ²

 

В группе (сверху вниз):

– число электронов на последнем энергетическом уровне не изменяется;

– электроотрицательность, в целом, уменьшается (электроны внешнего слоя находятся дальше от ядра и для их отрыва требуется меньше энергии);

– металлические, восстановительные свойства усиливаются;

– неметаллические, окислительные свойства ослабевают;

– оснóвные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются;

– кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают.

Таким образом, в группах формируются элементы со сходным электронным строением и проявляющие похожие (но не идентичные) свойства.

В периоде (слева направо):

– число энергетических уровней не меняется, количество электронов на данном энергетическом уровне увеличивается;

– радиусы атомов, в целом, уменьшаются (внешний электронный слой содержит больше электронов и сильнее притягивается к ядру);

– электроотрицательность увеличивается;

– металлические, восстановительные свойства простых веществ уменьшаются;

– неметаллические, окислительные свойства усиливаются;

– оснóвные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают;

– кислотные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются.

Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон на энергетическом уровне, номер которого равен номеру этого периода. Заканчивается период элементом, в атоме которого до конца заполнен этот же энергетический уровень. Таким образом, период начинается типичным металлом (1 период – водородом), и заканчивается благородным газом.

Элементы, стоящие рядом в одном периоде, достаточно сильно отличаются по свойствам. В группах элементы имеют ряд общих свойств, у многих главных подгрупп есть название. Рассмотрим общие характеристики и характерные степени окисления для всех групп Периодической системы.