Изменение свойств веществ в периодах и группах. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам

Закономерности изменения свойств химических

элементов и их соединений по периодам и группам

Химические свойства элементов (а уж тем более их соединений!) напрямую зависят от строения атома.

Не надо учить наизусть химические свойства каждого атома, не надо зазубривать химические реакции… ответ на любой вопрос по химии находится в Периодической системе элементов .

Как изменяются электронные конфигурации , p-элементов (по группам и периодам) и d-элементов , тоже можно почитать отдельно.

Давайте рассмотрим, как изменяются свойства химических элементов в группах и в периодах.

1. Изменения свойств химических элементов и их соединений в группах:

В группах все элементы имеют сходное электронное строение. Различий в наполнении внешнего энергетического уровня электронами нет.

• Меняется размер атома - сверху вниз в группе радиусы атомов увеличиваются !

Что это означает? Это означает, что

1) внешние электроны все слабее притягиваются к ядру атома;

2) возрастает способность атома отдавать электроны .

3) способность отдавать электроны=металлические свойства , т.е.

• В группах сверху вниз возрастают металлические свойства элементов
• усиливаются основные свойства их соединений

Изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах:

В периодах наблюдается несколько другая картина:

1) Слева направо в периодах радиусы атомов уменьшаются ;

2) количество электронов на внешнем слое при этом увеличивается;

3) электроотрицательность элементов = неметаллические свойства увеличивается

• В периодах слева направо возрастают неметаллические свойства элементов, электроотрицательность;
• усиливаются кислотные свойства их соединений

Исходя из этих соображений получается, что звание «Король Неметаллов» у нас присуждается… (барабанная дробь)… F ! Рядом с ним даже кислород (O) проявляет положительную степень окисления: OF2 — бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом.

Итак, подведем итог:

С увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Есть еще элементы, которые образуют так называемые амфотерные соединения . Они проявляют как металлические, так и неметаллические свойства.

Свойства химических элементов зависят от числа электронов на внешнем энергетическом уровне атома (валентных электронов). Количество электронов на внешнем уровне химического элемента равно номеру группы в коротком варианте Периодической системы. Таким образом, в каждой подгруппе химические элементы имеют сходное электронное строение внешнего уровня, а значит и сходные свойства.

Энергетические уровни атомов стремятся оказаться завершенными, т. к. в этом случае они обладают повышенной устойчивостью. Внешние уровни устойчивы, когда обладают восемью электронами. У инертных газов (элементов VIII группы) внешний уровень завершен. Поэтому они практически не вступают в химические реакции. Атомы других элементов стремятся присоединить или отдать внешние электроны, чтобы оказаться в устойчивом состоянии.

Когда атомы отдают или принимают электроны, они становятся заряженными частицами ионами. Если атом отдает электроны, то становится положительно заряженным ионом - катионом. Если принимает, то отрицательно заряженным - анионом.

У атомов щелочных металлов на внешнем электронном уровне находится только один электрон. Поэтому их проще отдать один, чем принимать 7 других для завершения. При этом они легко его отдают, поэтому считаются активными металлами. В результате катионы щелочных металлов имеют электронное строение схожее с инертными газами в предыдущем периоде.

Атомы элементов металлов имеют на внешнем уровне не более 4 электронов. Поэтому в соединениях они обычно их отдают, превращаясь в катионы.

Атомы неметаллов, особенно галогенов, имеют больше внешних электронов. А для завершения внешнего уровня им недостает меньше. Поэтому им проще присоединить электроны. В результате в соединениях с металлами они чаще являются анионами. Если же соединение образуют два неметалла, то более электроотрицательных оттягивает на себя электроны. У такого атома недостающих электронов меньше, чем у другого.

Кроме стремления к тому, чтобы внешний электронный уровень был устойчивым, в периодах есть другая закономерность. В периодах слева направо, т. е. с увеличением порядкового номера, радиус атомов уменьшается (за исключением первого периода), несмотря на то, что масса возрастает. В результате электроны к ядру притягиваются сильнее, и атом труднее их отдает. Таким образом возрастают неметаллические свойства в периодах.

Однако в подгруппах радиус атомов увеличивается сверху вниз. Как следствие, сверху вниз увеличиваются металлические свойства, атомы легче отдают внешние электроны.

Таким образом, наибольшие металлические свойства наблюдаются у самого нижнего элемента слева (франций Fr), а наибольшие неметаллические - у самого верхнего справа (фтор F, галогены инертны).

Основная закономерность этого изменения заключается в усилении металлического характера элементов по мере роста Z. Особенно отчетливо эта закономерность проявляется в IIIа-VIIa-подгруппах. Для металлов I А-III А-подгрупп наблюдается рост химической активности. У элементов IVА - VIIА-подгрупп по мере увеличения Z наблюдается ослабление химической активности элементов. У элементов b-подгрупп изменение химической активности более сложно.

Теория периодической системы была разработана Н. Бором и другими учеными в 20-х гг. ХХ в. и основана на реальной схеме формирования электронных конфигураций атомов. Согласно этой теории, по мере роста Z заполнение электронных оболочек и подоболочек в атомах элементов, входящих в периоды периодической системы, происходит в следующей последовательности:

Номера периодов
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

На основании теории периодической системы можно дать следующее определение периода: период есть совокупность элементов, начинающаяся элементом со значением n. равным номеру периода, и l=0 (s-элементы) и заканчивающаяся элементом с тем же значением n и l = 1 (р-элементы) (см. Атом). Исключение составляет первый период, содержащий только 1s-элементы. Из теории периодической системы следуют и числа элементов в периодах: 2, 8, 8. 18, 18, 32...

На рисунке символы элементов каждого типа (s-, р-, d- и f-элементы) изображены на определенном цветовом фоне: s-элементы - на красном, р-элементы - на оранжевом, d-элементы - на синем, f-элементы - на зеленом. В каждой клетке приведены порядковые номера и атомные массы элементов, а также электронные конфигурации внешних электронных оболочек, которые в основном и определяют химические свойства элементов.

Из теории периодической системы следует, что к а-подгруппам принадлежат элементы с и, равным номеру периода, и l=0 и 1. К b-подгруппам относятся те элементы, в атомах которых происходит достройка оболочек, ранее остававшихся незавершенными. Именно поэтому первый, второй и третий периоды не содержат элементов b-подгрупп.

Структура периодической системы химических элементов тесно связана со строением атомов химических элементов. По мере роста Z периодически повторяются сходные типы конфигурации внешних электронных оболочек. А именно они определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности по-разному проявляются для элементов A-подгрупп (s- и р-элементы), для элементов b-подгрупп (переходные d-элементы) и элементов f-семейств - лантаноидов и актиноидов. Особый случай представляют элементы первого периода - водород и гелий. Для водорода характерна высокая химическая активность, потому что его единственный b-электрон легко отщепляется. В то же время конфигурация гелия (1st) весьма устойчива, что обусловливает его полную химическую бездеятельность.

У элементов А-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода); поэтому свойства этих элементов заметно изменяются по мере роста Z. Так, во втором периоде литий (конфигурация 2s) - активный металл, легко теряющий единственный валентный электрон; бериллий (2s~) - также металл, но менее активный вследствие того, что его внешние электроны более прочно связаны с ядром. Далее, бор (2з"р) имеет слабо выраженный металлический характер, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит построение 2р-подоболочки, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки неона (2s~р~) - инертного газа - очень прочна.

Химические свойства элементов второго периода объясняются стремлением их атомов приобрести электронную конфигурацию ближайшего инертного газа (конфигурацию гелия - для элементов от лития до углерода или конфигурацию неона - для элементов от углерода до фтора). Вот почему, например, кислород не может проявлять высшей степени окисления, равной номеру группы: ведь ему легче достичь конфигурации неона путем приобретения дополнительных электронов. Такой же характер изменения свойств проявляется у элементов третьего периода и у s- и р-элементов всех последующих периодов. В то же время ослабление прочности связи внешних электронов с ядром в А-подгруппах по мере роста Z проявляется в свойствах соответствующих элементов. Так, для s-элементов отмечается заметный рост химической активности по мере роста Z, а для р-элементов - нарастание металлических свойств.

В атомах переходных d-элементов достраиваются не завершенные ранее оболочки со значением главного квантового числа и, на единицу меньшим номера периода. За отдельными исключениями, конфигурация внешних электронных оболочек атомов переходных элементов - ns . Поэтому все d-элементы являются металлами, и именно поэтому изменения свойств 1-элементов по мере роста Z не так резки, как мы это видели у s и р-элементов. В высших степенях окисления d-элементы проявляют определенное сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы.

Особенности свойств элементов триад (VIII b-подгруппа) объясняются тем, что d-подоболочки близки к завершению. Вот почему железо, кобальт, никель и платиновые металлы, как правило, не склонны давать соединения высших степеней окисления. Исключение составляют лишь рутений и осмий, дающие оксиды RuO4 и OsO4. У элементов I- и II B-подгрупп d-подоболочка фактически оказывается завершенной. Поэтому они проявляют степени окисления, равные номеру группы.

В атомах лантаноидов и актиноидов (все они металлы) происходит достройка ранее не завершенных электронных оболочек со значением главного квантового числа и на две единицы меньше номера периода. В атомах этих элементов конфигурация внешней электронной оболочки (ns2) сохраняется неизменной. В то же время f-электроны фактически не оказывают влияния на химические свойства. Вот почему лантаноиды так сходны.

У актиноидов дело обстоит гораздо сложнее. В интервале зарядов ядер Z = 90 - 95 электроны бd и 5/ могут принимать участие в химических взаимодействиях. А отсюда следует, что актиноиды проявляют гораздо более широкий диапазон степеней окисления. Например, для нептуния, плутония и америция известны соединения, где эти элементы выступают в семи валентном состоянии. Только у элементов, начиная с кюрия (Z = = 96), становится устойчивым трехвалентное состояние. Таким образом, свойства актиноидов значительно отличаются от свойств лантаноидов, и оба семейства поэтому нельзя считать подобными.

Семейство актиноидов заканчивается элементом с Z = 103 (лоуренсий). Оценка химических свойств курчатовия (Z = 104) и нильсбория (Z = 105) показывает, что эти элементы должны быть аналогами соответственно гафния и тантала. Поэтому ученые полагают, что после семейства актиноидов в атомах начинается систематическое заполнение 6d-подоболочки.

Конечное число элементов, которое охватывает периодическая система, неизвестно. Проблема ее верхней границы - это, пожалуй, основная загадка периодической системы. Наиболее тяжелый элемент, который удалось обнаружить в природе,- это плутоний (Z = = 94). Достигнутый предел искусственного ядерного синтеза - элемент с порядковым номером 107. Остается открытым вопрос: удастся ли получить элементы с большими порядковыми номерами, какие и сколько? На него нельзя пока ответить сколь-либо определенно.

В разделе на вопрос химия. как изменяются металлические и неметаллические свойства в группе и в периоде. заданный автором Невролог лучший ответ это в пределах одного и тогоже периода металлические свойства ослабевают, а неметалические усиливаются,
В пределах одной и той же группы (в главной подгруппе) металические свойства усиливаются, а неметалические ослабевают

Ответ от Натурфилософия [активный]
1. При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении - возрастают неметаллические.
Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.
2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

Ответ от упроститься [гуру]
В периоде с возрастанием заряда ядра атома металлические свойства ослабевают, т. к. увеличивается число электронов на последнем слое.
В подгруппе с возрастанием заряда ядра металлические свойства усиливаются, т. к. увеличивается радиус атома и отдавать электроны становится легче. . Наиболее активным металлом является франций.

Ответ от Олеся кувалина [новичек]
Ого

Период периодической системы на Википедии
Период периодической системы

Периодическая система химических элементов на Википедии
Посмотрите статью на википедии про Периодическая система химических элементов

а) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

1. При перемещении вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО металлические свойства элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении возрастают неметаллические.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

1. СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.

2. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО , достигая максимума у галогенов.

3. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ . Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

в) Закономерности, связанные с размерами атомов.

1. Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ .

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ , потому что заполнено больше электронных оболочек.

Вопрос 3.

Строение вещества. Гибридизация орбиталей. Типы химических связей. Потенциал ионизации и электроотрицательность.

Строение вещества

Все тела состоят из отдельных частиц - молекул и атомов. Молекулы - это наименьшие частицы вещества. Молекулы состоят из атомов.

Основные сведения о составе вещества:

1) Все тела состоят из отдельных частиц (молекул и атомов), между которыми есть промежутки.

2) Молекулы непрерывно и хаотично движутся.

3) Молекулы взаимодействуют между собой (притягиваются и отталкиваются).

Свойства молекул:

1) Молекулы одного и того же вещества одинаковы.

2) При нагревании промежутки между молекулами увеличиваются, а при охлаждении - уменьшаются.

3) С увеличением температуры, скорость движения молекул возрастает.

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные . Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные.

По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).

Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.

Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 и другие простые вещества; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO 2 , SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)

Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде.

Гибридизация орбиталей

Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.

sp 3 - Гибридизация . Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109°28". Молекулы, в которых осуществляется sp 3 - гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).
sp 2 - Гибридизация . Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120°.
Молекулы, в которых осуществляется sp 2 - гибридизация, имеют плоскую геометрию.
sp- Гибридизация . Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную геометрию.

Типы химических связей.

1) Ионная (металл + неметалл)

2) Ковалентная (неметалл + неметалл с помощью общих электронных пар)
Виды: * полярная (разные неметаллы)
* неполярная (одинаковые неметаллы)
Виды: * образована обменным механизмом
* образована донорно-акцепторным механизмом

Обменный механизм - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. Каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:

Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) - химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) .

3) Металлическая (между атомами металлов, между ионами металлов и общими свободными электронами)

4) Водородная (между водородом одной молекулы и другим более электроотрицательным элементом (O, S, N, F) и с другой молекулой)

Потенциал ионизации атома - минимальная разность потенциалов U , которую должен пройти электрон в ускоряющем электрическом поле, чтобы приобрести кинетическую энергию, достаточную для ионизации атома.

Электроотрицательность (ЭО) – относительная способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.