Физический смысл химической периодичности

   Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

   Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns² np⁶).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns² np⁶) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns² - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns² - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.

 

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных газов)
Высший оксид	Э2О	ЭО	Э2О3	ЭО2	Э2О5	ЭО3	Э2О7	ЭО4
Гидрат высшего оксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	Н3ЭО4	Н2ЭО4	НЭО4	Н4ЭО4

 

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН₄) - нейтральны, V группы (ЭН₃) - основания, VI и VII групп (Н₂Э и НЭ) - кислоты.

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:

 

 

Пример

На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и 34.

Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть:

1. Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса).

2. Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов p₁¹, нейтронов n₀¹ и электронов ē; число энергетических уровней и подуровней; написать формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента).

3. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; водородных соединений).

4. Сравнить с соседями (по периоду, по группе).

a) Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): ⁶⁵₂₁Sc – +21; число протонов p₁¹: ₂₁Sc – 21p₁¹; число электронов ē: ₂₁Sc – 21ē; число нейтронов n₀¹ = A_r – Z = 65 – 21 = 44 – 44n₁⁰

Формула состава атома

 

^6521Sc (	21p1^1; 44n1^0	; 21ē)
	состав ядра

 

Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4.

Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях.

   Электронная формула скандия

 

21Sc	1s^22s^22p^63s^2 3p^6	3d^14s^2
	[Ar]

 

или в виде сокращенной записи: [Ar] 3d¹4s²

   Электронная формула в виде квантовых ячеек:

 

21Sc [Ar]

 

Скандий – d- элемент. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства.

Формула высшего оксида – Sc₂O₃, гидроксида – Sc(OH)₃ обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует.

 

b) Порядковый номер 34 имеет селен Se. Элемент находится в IV периоде, значит в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной подгруппе VI группы; его валентные электроны распределены на 4s и 4p-подуровнях.

Электронная формула селена:

 

₃₄Se 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁴

 

Внешний уровень в виде квантовых ячеек имеет вид:

 

 

Атом селена имеет 6 валентных электронов; поэтому высшая валентность равна 6, что соответствует номеру группы.

Селен - p- элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла.

Высший оксид SeO₃, его гидроксид H₂SeO₄ и газообразное водородное соединение H₂Se имеют кислотный характер.

 

Контрольные вопросы:

1. Как изменяются в периоде слева направо количество электронов на внешнем уровне?

2.  Как изменяются в периоде слева направо количество энергетических уровней?

3. Как изменяются в периоде слева направо радиусы атомов?

4. Почему Аргон называют инертным атомом?

5. Как изменяются металлические и неметаллические свойства элементов в периоде? Что при этом происходит?

6. Как изменяются вгруппе радиус атомов элементов?

7. Опишите свойства простых веществ: фтора, брома, йода.

8. Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева.

 

Литература

1. Буринська Н.М., Депутат В.М., Сударєва Г.Ф., Чайченко Н.Н. Хімія: Підручник для 10 класу загальноосвітніх навчальних закладів (профільний рівень). – К.: Педагогічна думка, 2010. – 352 с., іл., табл.

2. Величко Л.П. Хімія: підручник для 11 класу загальноосвітніх начальних закладаів: Академічний рівень. – К.: Освіта, 2011. – 223 с.

3. Габриелян О.С. Химия. 9, 10, 11 кл. – М., 2000, 2003.

4. Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия для профессий и специальностей социально-экономического и гуманитарного профилей: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования. — М., 2014.

5. Габриелян О.С. Химия. Практикум: учеб. пособие. — М., 2014.

6. Габриелян О.С. и др. Химия. Тесты, задачи и упражнения: учеб. пособие. — М., 2014.

7. Габриелян О.С. Химия. Пособие для подготовки к ЕГЭ: учеб. пособие. — М., 2014.

8. Ерохин Ю. М. Химия: Задачи и упражнения: учеб. пособие для студ. учреждений сред. проф. образования. — М., 2014.

9. Ерохин Ю. М. Сборник тестовых заданий по химии: учеб. пособие для студ. Учреждений сред. проф. образования. — М., 2014.

10. Попель П.П., Крикля Л.С. Хімія: підручник для 10 класу загальноосвітніх навчальних закладів. – К.: ВЦ «Академія», 2010. – 208 с.: іл.

11. Попель П.П., Крикля Л.С. Хімія: підручник для 11 класу загальноосвітніх навчальних закладаів (академічний рівень). – К.: ВЦ «Академія, 2011. – 352 с.: іл.

12. Попель П.П., Крикля Л.С, Савченко І.О. Хімія: підручник для 11 класу загальноосвітніх навчальних закладів. – К.: ВЦ «Академія», 2007. – 272 с.

13. Савинкина Е.В., Логинова Г.П. Химия для школ и классов гуманитарного профиля. 10, 11 кл. – М., 2001-2002.

14. Химия: электронный учебно-методический комплекс. — М., 2014.

15. Ярошенко О.Г. Хімія: Підручник для 10 класу загальноосвітніх начальних закладів (рівень стандарту, академічний рівень). – К.: Грамота, 2010. – 224 с.: іл.