Закономірності зміни хімічних властивостей елементів
Закономірності зміни хімічних властивостей елементів і їх з'єднань за періодами і групам
Перерахуємо закономірності зміни властивостей, що виявляються в межах періодів:
- металеві властивості зменшуються;
- неметалеві властивості посилюються;
- ступінь окислення елементів у вищих оксидах зростає від $ + 1 $ до $ + 7 $ ($ + 8 $ для $ Os $ і $ Ru $);
- ступінь окислення елементів в летючих водневих з'єднаннях зростає від $ -4 $ до $ -1 $;
- оксиди від основних через амфотерні змінюються кислотними оксидами;
- гідроксиди від лугів через амфотерні змінюються кислотами.
Д. І. Менделєєв в $ 1869 $ м зробив висновок - сформулював Періодичний закон, який звучить так:
Властивості хімічних елементів і утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від відносних атомних мас елементів.
Систематизуючи хімічні елементи на основі їх відносних атомних мас, Менделєєв приділяв велику увагу також властивостями елементів і утворених ними речовин, розподіляючи елементи з подібними властивостями в вертикальні стовпці - групи.
Іноді, в порушення виявленої їм закономірності, Менделєєв ставив важчі елементи з меншими значеннями відносних атомних мас. Наприклад, він записав у свою таблицю кобальт перед нікелем, телур перед йодом, а коли були відкриті інертні (благородні) гази, - аргон перед калієм. Такий порядок розташування Менделєєв вважав за необхідне тому, що інакше ці елементи потрапили б в групи несхожих з ними по властивостях елементів, зокрема лужної метал калій потрапив би в групу інертних газів, а інертний газ аргон - в групу лужних металів.
Д. І. Менделєєв не міг пояснити ці винятки із загального правила, не міг пояснити і причину причину періодичності властивостей елементів і утворених ними речовин. Однак він передбачав, що ця причина криється в складному будову атома, внутрішню будову якого в той час не було вивчено.
Відповідно до сучасних уявлень про будову атома, основою класифікації хімічних елементів є заряди їх атомних ядер, і сучасне формулювання періодичного закону така:
Властивості хімічних елементів і утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їх атомних ядер.
Періодичність в зміні властивостей елементів пояснюється періодичної повторюваністю в будові зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів. Саме число енергетичних рівнів, загальна кількість розташованих на них електронів і число електронів на зовнішньому рівні відображають прийняту в Періодичній системі символіку, тобто розкривають фізичний зміст номера періоду, номера групи і порядкового номера елемента.
Будова атома дозволяє пояснити і причини зміни металевих і неметалевих властивостей елементів в періодах і групах.
Періодичний закон і Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва узагальнюють відомості про хімічні елементи і утворених ними речовинах і пояснюють періодичність в зміні їх властивостей і причину подібності властивостей елементів однієї і тієї ж групи. Ці два найважливіших значення періодичного закону і періодичної системи доповнює ще одне, яке полягає в можливості прогнозувати, тобто передбачати, описувати властивості і вказувати шляхи відкриття нових хімічних елементів.
Загальна характеристика металів головних підгруп I ± III груп в зв'язку з їх становищем в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів
Хімічні елементи - метали
Більшість хімічних елементів відносять до металів - $ 92 $ з $ 114 $ відомих елементів.
Всі метали, крім ртуті, в звичайному стані - тверді речовини і мають ряд загальних властивостей.
Метали - це ковкі, пластичні, тягучі речовини, що мають металевий блиск і здатні проводити тепло і електричний струм.
Атоми елементів-металів віддають електрони зовнішнього (а деякі і предвнешнего) електронного шару, перетворюючись в позитивні іони.
Це властивість атомів металів, як ви знаєте, визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси і мале число електронів (в основному від $ 1 $ до $ 3 $ на зовнішньому шарі).
Виняток становлять лише $ 6 $ металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають $ 4 $ електрона, атоми сурми і вісмуту - $ 5 $, атоми полонію - $ 6 $.
Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності (від $ 0.7 $ до $ 1.9 $) і виключно відновні властивості, тобто здатність віддавати електрони.
Ви вже знаєте, що в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва метали знаходяться нижче діагоналі бор - астат, а також вище її, в побічних підгрупах. У періодах і головних підгрупах діють відомі вам закономірності в зміні металевих, а значить, відновлювальних властивостей атомів елементів.
Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $), мають подвійні властивостями: в одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших проявляють властивості неметалів.
У побічних підгрупах відновні властивості металів зі збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.
Це можна пояснити тим, що на міцність зв'язку валентних електронів з ядром у атомів цих металів в більшій мірі впливає величина заряду ядра, а не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоча і збільшується, але не настільки значно, як у металів головних підгруп.
Прості речовини, утворені хімічними елементами - металами, і складні металлосодержащие речовини відіграють найважливішу роль в мінеральної та органічної «життя» Землі. Досить згадати, що атоми (іони) елементів металів є складовою частиною з'єднань, що визначають обмін речовин в організмі людини, тварин. Наприклад, в крові людини знайдено $ 76 $ елементів, з них тільки $ 14 $ не є металами. В організмі людини деякі елементи-метали (кальцій, калій, натрій, магній) присутні у великій кількості, тобто є макроелементами. А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден присутні в невеликих кількостях, тобто це мікроелементи.
Особливості будови металів головних підгруп I-III груп.
Лужні метали - це метали головної підгрупи I групи. Їх атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали - сильні відновники. Їх відновна здатність і хімічна активність зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (тобто зверху вниз в Періодичної таблиці). Всі вони володіють електронною провідністю. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується зі збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення і кипіння. Лужні метали взаємодіють з багатьма простими речовинами - окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді підстави (луги).
Лужноземельними елементами називаються елементи головної підгрупи II групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрона. Вони є відновниками, мають ступінь окислення $ + 2 $. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності в зміні фізичних і хімічних властивостей, пов'язані зі збільшенням розміру атомів по групі зверху вниз, також слабшає і хімічний зв'язок між атомами. Зі збільшенням розміру іона слабшають кислотні і посилюються основні властивості оксидів і гідроксидів.
Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій і талій. Всі елементи відносяться до $ p $ -елементом. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по три $ (s ^ 2p ^ 1) $ електрона, чим пояснюється схожість властивостей. Ступінь окислювання $ + 3 $. Усередині групи зі збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор - елемент-неметалл, а у алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди і гідроксиди.
Характеристика перехідних елементів ± міді, цинку, хрому, заліза по їх положенню в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів
Більшість елементів-металів знаходиться в побічних групах періодичної системи.
У четвертому періоді у атомів калію і кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється $ 4s $ -подуровень, так як він має меншу енергію, ніж $ 3d $ -подуровень. $ K, Ca - s $ -елементи, що входять в головні підгрупи. У атомів від $ Sc $ до $ Zn $ заповнюється електронами $ 3d $ -подуровень.
Розглянемо, які сили діють на електрон, який додається в атом при зростанні заряду ядра. З одного боку, тяжіння атомним ядром, що змушує електрон займати найнижчий вільний енергетичний рівень. З іншого боку, відштовхування вже наявними електронами. Коли на енергетичному рівні виявляється $ 8 $ електронів (зайняті $ s- $ і $ р- $ орбіталі), їх загальна відразливе дію так сильно, що наступний електрон потрапляє замість розташованої по енергії нижче $ d- $ орбіталі на більш високу $ s- $ орбиталь наступного рівня. Електронна будова зовнішніх енергетичних рівнів у калію $. 3d ^ 4s ^ 1 $, у кальцію - $. 3d ^ 4s ^ 2 $.
Подальше додаток ще одного електрона у скандію призводить до початку заповнення $ 3d $ орбіталі замість ще більш високих по енергії $ 4р $ -орбіталей. Це виявляється енергетично вигідніше. Заповнення $ 3d $ орбіталі закінчується у цинку, що має електронну будову $ 1s ^ 2s ^ 2p ^ 3s ^ 3p ^ 3d ^ 4s ^ 2 $. Слід зазначити, що у елементів міді і хрому спостерігається явище «провалу» електрона. У атома міді десятий $ d $ електрон переміщується на третій $ 3d $ -подуровень.
Електронна формула міді $. 3d ^ 4s ^ 1 $. У атома хрому на четвертому енергетичному рівні ($ s $ орбіталь) має бути $ 2 $ електрона. Однак один з двох електронів переходить на третій енергетичний рівень, на незаповнену $ d $ орбіталь, його електронна формула $. 3d ^ 4s ^ 1 $.
Таким чином, на відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами атомних орбіталей зовнішнього рівня, у елементів побічних підгруп заповнюються $ d $ орбіталі передостаннього енергетичного рівня. Звідси і назва: $ d $ -елементи.
Всі прості речовини, утворені елементами підгруп Періодичної системи, є металами. Завдяки більшій кількості атомних орбіталей, ніж у елементів-металів головних підгруп, атоми $ d $ -елементів утворюють велику кількість хімічних зв'язків між собою і тому створюють більш міцну кристалічну решітку. Вона міцніше і механічно, і по відношенню до нагрівання. Тому метали побічних підгруп - найміцніші і тугоплавкі серед всіх металів.
Відомо, якщо атом має більше трьох валентних електронів, то елемент проявляє змінну валентність. Це положення відноситься до більшості $ d $ -елементів. Максимальна їх валентність, як у елементів головних підгруп, дорівнює номеру групи (хоча є й винятки). Елементи з рівним числом валентних електронів входять в групу під одним номером $ (Fe, Co, Ni) $.
У $ d $ -елементів зміна властивостей їх оксидів і гідроксидів в межах одного періоду при русі зліва направо, тобто зі збільшенням їх валентності, походить від основних властивостей через амфотерні до кислотних. Наприклад, хром має валентності $ + 2, +3, + 6 $; а його оксиди: $ CrO $ - основний, $ Cr_O_3 $ - амфотерний, $ CrO_3 $ - кислотний.
Загальна характеристика неметалів головних підгруп IV ± VII груп в зв'язку з їх становищем в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів
Хімічні елементи - неметали
Найпершою науковою класифікацією хімічних елементів був поділ їх на метали і неметали. Ця класифікація не втратила своєї значущості і в даний час.
Неметали - це хімічні елементи, для атомів яких характерна здатність приймати електрони до завершення зовнішнього шару завдяки наявності, як правило, на зовнішньому електронному шарі чотирьох і більше електронів і малому радіусу атомів у порівнянні з атомами металів.
Це визначення залишає осторонь елементи VIII групи головної підгрупи - інертні, або благородні, гази, атоми яких мають завершений зовнішній електронний шар. Електронна конфігурація атомів цих елементів така, що їх не можна віднести ні до металів, ні до неметалів. Вони є тими об'єктами, які поділяють елементи на метали і неметали, займаючи між ними прикордонне положення. Інертні, або благородні, гази ( «благородство» виражається в інертності) іноді відносять до неметалів, але формально, за фізичними ознаками. Ці речовини зберігають газоподібний стан аж до дуже низьких температур. Так, гелій Чи не переходить в рідкий стан при $ t ° = -268,9 ° С $.
Інертність в хімічному відношенні у цих елементів відносна. Для ксенону і криптону відомі сполуки з фтором і киснем: $ KrF_2, XeF_2, XeF_4 $ і ін. Безсумнівно, в освіті цих з'єднань інертні гази виступали в ролі відновників.
З визначення неметалів слід, що для їх атомів характерні високі значення електронегативності. Вона змінюється в межах від $ 2 $ до $ 4 $. Неметали - це елементи головних підгруп, переважно $ р $ -елементи, виняток становить водень - s-елемент.
Всі елементи-неметали (крім водню) займають в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва верхній правий кут, утворюючи трикутник, вершиною якого є фтор $ F $, а підставою - діагональ $ B - At $.
Однак слід особливо зупинитися на неоднозначному становищі водню в періодичної системи: в головних підгрупах I і VII груп. Це не випадково. З одного боку, атом водню, подібно до атомів лужних металів, має на зовнішньому (і єдиному для нього) електронному шарі один електрон (електронна конфігурація $ 1s ^ 1 $), який він здатний віддавати, проявляючи властивості відновника.
У більшості своїх з'єднань водень, як і лужні метали, проявляє ступінь окислення $ + 1 $. Але віддача електрона атомом водню відбувається важче, ніж у атомів лужних металів. З іншого боку, атому водню, як і атомам галогенів, до завершення зовнішнього електронного шару бракує одного електрона, тому атом водню може приймати один електрон, проявляючи властивості окислювача і характерну для галогену ступінь окислення - $ 1 $ в гидридах (з'єднаннях з металами, подібних з'єднань металів з галогенами - галогенидам). Але приєднання одного електрона до атома водню відбувається важче, ніж у галогенів.
Властивості атомів елементів - неметалів
У атомів неметалів переважають окисні властивості, тобто здатність приєднувати електрони. Цю здатність характеризує значення електронегативності, яка закономірно змінюється в періодах і підгрупах.
Фтор - найсильніший окислювач, його атоми в хімічних реакціях не здатні віддавати електрони, тобто проявляти відновні властивості.
Конфігурація зовнішнього електронного шару.
У періоді:
- заряд ядра збільшується;
- радіус атома зменшується;
- число електронів на зовнішньому шарі збільшується;
- електронний торгівельний збільшується;
- окисні властивості посилюються;
- неметалеві властивості посилюються.
У головній підгрупі:
- заряд ядра збільшується;
- радіус атома збільшується;
- число електронів на зовнішньому шарі не змінюється;
- електронний торгівельний зменшується;
- окисні властивості слабшають;
- неметалеві властивості слабшають.
Інші неметали можуть проявляти відновні властивості, хоча і в значно більш слабкому ступені в порівнянні з металами; в періодах і підгрупах їх відновна здатність змінюється в зворотному порядку в порівнянні з окислювальним.
Хімічних елементів-неметалів всього $ 16 $! Зовсім небагато, якщо врахувати, що відомо $ 114 $ елементів. Два елементи-неметали становлять $ 76% $ маси земної кори. Це кисень ($ 49% $) і кремній ($ 27% $). В атмосфері міститься $ 0.03% $ маси кисню в земній корі. Неметали становлять $ 98.5% $ маси рослин, $ 97.6% $ маси тіла людини. Неметали $ C, H, O, N, S, Р $ - органогени, які утворюють найважливіші органічні речовини живої клітини: білки, жири, вуглеводи, нуклеїнові кислоти. До складу повітря, яким ми дихаємо, входять прості і складні речовини, також утворені елементами-неметалами (кисень $ О_2 $, азот $ N_2 $, вуглекислий газ $ СО_2 $, водяні пари $ Н_2О $ і ін.).