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 (ns²np⁶).

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 р- подуровня – на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на р- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns²np⁶) 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-, р-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на : s- элементы (элементы главной подгруппы І и ІІ групп), р- элементы (элементы главных подгрупп ІІІ- VΙΙ 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 О, 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 Ι – ΙΙΙ групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с ΙV по VΙΙΙ – кислотные.

Группа	Ι	ΙΙ	ΙΙΙ	ΙV	V	VΙ	VΙΙ	VΙΙΙ (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 Ι – ΙΙΙ групп образуют твердые вещества – гидриды (водород в степени окисления – 1), а ΙV – VΙΙ групп – газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп ΙV группы (ЭН₄) – нейтральны, V группы (ЭН₃) – основания, VΙ и VΙΙ групп (Н₂Э и НЭ) – кислоты.

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус – по периоду 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 р₁¹, нейтронов n₀¹ и электронов ç; 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).

а) Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): ⁶⁵₂₁Sc - + 21; число протонов Р₁¹: ₂₁Sc – 21 р₁^1; число электронов ç: ₂₁Sc - 21 ç; число нейтронов n₀¹ = А_r – Z = 65 – 21 = 44 – 44n₁⁰

Формула состава атома

⁶⁵₂₁Sc 21р₁¹;

(44n₁⁰ ;21 ç)

Состав ядра

Скандий находится в ΙV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней – 4.

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

Электронная формула скандия

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3d¹

₂₁Sc

3p⁶4s²

[Ar]

или в виде сокращенной записи: [Ar] 3d¹4s²

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 ΙV периоде, значит, в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной подгруппе VΙ группы; его валентные электроны распределены на 4s- и 4р - подуровнях.

Электронная формула селена:

₃₄Se 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁴

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

Селен – р- элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла.

Высший оксид SeO_3, его гидроксид H₂SeO₄ и газообразное водородное соединение Н₂Se имеют кислотный характер.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Неорганические вещества_________

Простые	Металлы
	Неметаллы
Сложные	Оксиды
	Основания
	Кислоты
	Соли

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Аллотропия

Аллотропия – способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

С – алмаз, графит, карбид.

О – кислород, озон.

S – ромбическая, моноклинная, пластическая.

Р – белый, красный, черный.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

1) различным числом атомов в молекуле, например, кислород О₂ и озон О₃

2) образованием различных кристаллических форм, например, алмаз и графит.

ОСНОВАНИЯ

Основания –сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH₄⁺) и гидроксид – анионы ОН^‾).

Классификация. Растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.

Получение

1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂

3. Электролиз водных растворов солей

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂

Химические свойства

Щёлочи	Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы
Лакмус – синий Метилоранж – жёлтый Фенолфталеин - малиновый	___
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2КОН + СО2 = К2СО3 + Н2О КОН + СО2 = КНСО3	___
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O	Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH)2 + K2SO4 = 2KOH + BaSO4 3KOH + Fe(NO3)3 = Fe(OH)3 + 3KNO3	___
5. Термический распад.
―	Сu(OH)2 – t CuO + H2O

ОКСИДЫ

Классификация

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОКСИДЫ

Несолеобразующие СО₂, N₂O, NO

Солеобразующие Основные

-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2

Na₂O; MgО; СиО

Амфотерные

(обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды

ZnO; Al₂O₃; Cr₂O₃; SnO₂

Кислотные

-это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до + 7

SO₂; SO₃; P₂O₅; Mn₂O₇; CrO₃

Основным оксидам соответствуют основания,

кислотным –кислоты,

амфотерным – и те и другие

Получение

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

2Mg + O₂ = 2MgO

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

S + O₂ = SO₂

2CO + O₂ = 2CO₂

2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

4NH₃ + 5O₂ – ^кат. = 4NO + 6H₂O

2. Разложение некоторых кислородосодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

Cu(OH)₂ – ^t = CuO + H₂O

(CuOH)₂CO₃ – ^t = 2CuO + CO₂ + H₂O

2Pb(NO₃)₂ – ^t = 2PbO + 4NO₂ + O₂

2HMnO₄ – ^{t; H2SO4(конц.)} = Mn₂O₇ + H₂O

Химические свойства

Основные оксиды	Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание: Na2O + H2O = 2NaOH CaO + H2O = Ca(OH)2	Образуется кислота: SO3 + H2O = H2SO4 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2. Взаимодействием с кислотой или основанием:
При реакции с кислотой Образуется соль и вода MgO + H2SO4 – t MgSO4 + H2O CuO + 2HCl – t CuCl2 + H2O	При реакции с основанием Образуется соль и вода CO2 + Ba(OH)2 = BaCO3 + H2O SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
С кислотами как основные: ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O	C основаниями как кислотные: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O (ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4])
3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.
Na2O + CO2 = Na2CO3
4. Восстановление до простых веществ:
3СuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O P2O5 + 5C = 2P + 5CO

Занятие 3.