1.2.1. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам периодической таблицы химических элементов.
Закономерности изменения химических свойств элементов. Характеристика элементов
Подготовка к ЕГЭ по химии
Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов. Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы. Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные благородные газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено. В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова:. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в Периодической системе символику, то есть раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента. Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, то есть предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов. Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств. Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток. Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего а некоторые и предвнешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов. В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются. Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп. Достаточно вспомнить, что атомы ионы элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. В организме человека некоторые элементы- металлы кальций, калий, натрий, магний присутствуют в большом количестве, то есть являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, то есть это микроэлементы. Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента то есть сверху вниз в Периодической таблице. Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания щелочи. Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов. Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды. Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Это оказывается энергетически выгоднее. Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов. Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы хотя есть и исключения. Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время. Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов. Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей. Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Все элементы-неметаллы кроме водорода занимают в Периодической системе химических элементов Д. Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов. У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах. Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, то есть проявлять восстановительные свойства. Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной. Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты газовые облака, звезды, в том числе и Солнце более чем наполовину состоят из водорода. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Intro, "PT Sans", sans-serif; text-align: Все для самостоятельной подготовки к ЕГЭ. Закономерности изменения химических свойств элементов. Характеристика элементов Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов: В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова: Особенности строения металлов главных подгрупп I—III групп. Менделеева и особенностям строения их атомов Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы. Менделеева и особенностями строения их атомов Химические элементы — неметаллы Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Свойства атомов элементов — неметаллов У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Конфигурация внешнего электронного слоя. Как подготовиться к ЕГЭ по химии? Начни онлайн-курс ЕГЭ по химии прямо сейчас. Доступ для групп Написать нам. Русский язык Математика профильная Математика базовая Обществознание Физика История. Биология Химия География Информатика ОГЭ. Варианты Отзывы Партнерская программа Юридические документы. Вконтакте Одноклассники Facebook Google. Да, я хочу получать по email интересные новости от Экзамера. Пожалуйста, расскажите нам подробности:. Доступ до 1 июля г. Необходимо заполнить все поля, кроме телефона.
Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними. Зависимость атомных радиусов r от заряда ядра Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие значения: Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, так как увеличивается число электронных слоев: Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительного иона катиона всегда меньше, а радиус отрицательного иона аниона всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона: В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра: Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра. В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону. Энергией ионизации потенциалом ионизации I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона: Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, так как второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона: Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона. В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента: Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают: Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину: Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями. Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядра Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев. Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением — сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательн ые ио ны O 2— , S 2— , N 3— и т. Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов. Эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду. Ниже приведены относительные электроотрицательности некоторых элементов. Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор , наименьшее — цезий. Водород занимает промежуточное положение, то есть при взаимодействии с одними элементами например, с F он отдает электрон, а при взаимодействии с другими например, с Rb — приобретает электрон. Эти свойства определяются значениями энерг ии ио низации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные — атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, так как потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда точнее, степени окисления центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным: Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда степени окисления центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные — усиливаются: К оглавлению К предыдущему разделу. Li Be B C N O F r , нм 0, 0, 0, 0, 0, 0, 0, Li Na K Rb Cs I , эВ 6,39 5,14 4,34 4,18 3, Li Be B C N O F Ne I , эВ 5,39 9,32 8,30 11,26 14,53 13,61 17,42 21, Li Be B C N O F ОЭО 1,0 1,5 2,0 2,5 3,1 3,5 4,0. Na K Rb Cs ОЭО 0,9 0,8 0,8 0,7. Cl Br I ОЭО 3,0 2,8 2,6.
Расписание для первого класса
Право голоса в 2017 году
Вывести запоя без согласия
Высказывания о близких людях
Выкройка расклешенного рукава