у періодах зліва направо:
· Радіус атомів зменшується;
· Електронегативність елементів збільшується;
· Кількість валентних електронів збільшується від 1 до 8 (рівно номеру групи);
· Вищий ступінь окислення збільшується (рівна номеру групи);
· Число електронних шарів атомів не змінюється;
· Металеві властивості зменшується;
· Неметалічні властивості елементів збільшується.
Зміна деяких характеристик елементів у групі зверху вниз:
· Заряд ядер атомів збільшується;
· Радіус атомів збільшується;
· Число енергетичних рівнів (електронних шарів) атомів збільшується (рівно номеру періоду);
· Число електронів на зовнішньому шарі атомів однаково (рівно номеру групи);
· Міцність зв'язку електронів зовнішнього шару з ядром зменшується;
· Електронегативність зменшується;
· Металевість елементів збільшується;
· Неметалічність елементів зменшується.
Елементи, що у одній підгрупі, є елементами-аналогами, т.к. вони мають деякі загальні властивості (однакову високу валентність, однакові форми оксидів та гідроксидів та ін.). Ці загальні характеристики пояснюються будовою зовнішнього електронного шару.
Докладніше про закономірності зміни властивостей елементів за періодами та групами
Кислотно — основні властивості гідроксидів залежать від того, який із двох зв'язків у ланцюжку Е −О − Н є менш міцним.
Якщо менш міцний зв'язок Е-О, то гідроксид виявляє основнівластивості, якщо О-Н − кислотні.
Чим менш міцні ці зв'язки, тим більше сила відповідної основи чи кислоти. Міцність зв'язків Е-О та О-Н у гідроксиді залежить від розподілу електронної щільності в ланцюжку Е-О-H. На останню найбільш сильно впливають ступінь окислення елемента та іонний радіус. Збільшення ступеня окислення елемента та зменшення його іонного радіусу викликають зміщення електронної щільності до атома.
елемента в ланцюжку Е ← Про ←Н. Це призводить до ослаблення зв'язку О-Н та посилення зв'язку Е-О. Тому основні властивості гідроксиду слабшають, а кислотні посилюються.
Властивості елементів та їх сполук визначаються: 1 – зарядів ядер атомів, 2 – атомними радіусами.
Малі періоди. Розглянемо зміну деяких властивостей елементів та їх сполук з прикладу II періоду (див. табл. 3). У другому періоді зі збільшенням позитивного заряду ядер атомів відбувається послідовне збільшення числа електронів на зовнішньому рівні, який найбільше віддалений від ядра атома і тому легко деформується, що призводить до швидкого зменшення радіусу атомів. Цим пояснюється швидке ослаблення металевих та відновлювальних властивостей елементів, посилення неметалічних та окисних властивостей, наростання кислотних властивостей оксидів та гідроксидів та зменшення основних властивостей. Завершується період благородним газом (Ne). У третьому періоді властивості елементів та їх сполук змінюються так само, як і в другому, так як у атомів елементів даного періоду повторюються електронні структури атомів елементів другого періоду (3s- та 3p-підрівні)
Великі періоди (IV, V). У парних рядах великих періодів (IV, V), починаючи з третього елемента, відбувається послідовне збільшення числа електронів на передостанньому рівні, а структура зовнішнього рівня залишається незмінною. Передостанній рівень розташований ближче до ядра атома і тому деформується меншою мірою. Це призводить до повільнішого зменшення радіусу атомів. Наприклад:
Наслідком повільної зміни радіусу атомів та однакового числа електронів на зовнішньому рівні є і повільне спадання металевих та відновлювальних властивостей елементів та їх сполук. Так, у парному ряду IV періоду K – Mn – активні метали Fe – Ni – метали середньої активності (порівняйте з елементами II періоду, де третій елемент – бір – вже неметал).
А починаючи з III групи непарного ряду властивості елементів та його сполук змінюються також, як і малих періодах, т. до. починає забудовуватися зовнішній рівень. Таким чином, структура енергетичного рівня є визначальною у властивостях елементів та їх сполук. Завершується кожен аналізований період також благородним газом.
Розглянувши зміну деяких властивостей елементів та їх сполук у періодах, можна зробити такі висновки:
1. Кожен період починається лужним металом, а закінчується благородним газом.
2. Властивості елементів та його сполук періодично повторюються оскільки періодично повторюються будови енергетичних рівнів, У цьому фізичний сенс періодичного закону.
У основних підгрупах збільшується кількість енергетичних рівнів, це призводить до зростання атомних радіусів. Тому в головних підгрупах (згори донизу) зменшується електронегативність, зростають мегалітичні та відновлювальні властивості елементів, а неметалеві та окисні – зменшуються, основні властивості оксидів та гідроксидів збільшуються, а кислотні – зменшуються. Наприклад розглянемо головну підгрупу ІІ групи.
Таким чином, властивості елемента та його сполук є проміжними між двох сусідніх з ним елементів за періодом та підгрупою.
За координатами (номер періоду та номер групи) елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва можна визначити електронну структуру його атома, а отже, передбачати його основні властивості.
1. число електронних рівнів в атомівизначає № періоду, В якому знаходиться відповідний елемент.
2. Сумарна кількість електронів, що знаходяться в s-і p-орбіталях зовнішнього рівня (для елементів головних підгруп) та в d-орбіталях переднього та s-орбіталях зовнішнього рівня (для елементів побічних підгруп; винятки:
визначає № групи.
3. f-елементи розташовуютьсяабо в побічній підгрупі III групи (короткоперіодний варіант), або між IIА-і IIIВ-групами (довгоперіодний варіант) - лантаноїди(№ 57-70), актиноїди(№ 89-102).
4. Атомиелементів різних періодів, але однієї підгрупимають однакова будова зовнішніх та зовнішніх електронних рівніві, отже, мають близькі хімічні властивості.
5. максимальне окисне число елемента Зівпадає зномером групи, де елемент знаходиться. Характер утворюваних елементом оксидів та гідроксидів залежить відокислювального числа елементів у них. Оксиди та гідроксиди, в яких елемент знаходиться в ступені окислення:
Чим більший ступінь окислення кислотоутворюючого елемента, тим яскравіше виражені кислотні властивості оксидів та гідроксидів.
Отже: оксиди та гідроксиди елементів І-ІІІ груп переважно амфотерні. Оксиди та гідроксиди елементів IV-VII груп переважно кислотні (при максимальній мірі окислення). Оксиди та гідроксиди тих же елементів, але з нижчим ступенем окислення можуть бути різного характеру.
6. З'єднання елементів з воднем можуть бутипідрозділені на 3 великі групи:
а) солеподібні гідриди активних металів (LiH - , CaH - та ін.);
б) ковалентні водневі сполуки р-елементів (B 2 H 6 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF та ін.);
в) металоподібні фази, що утворюються d-і f-елементами; останні зазвичай є нестехіометричними сполуками і часто важко вирішити, чи відносити їх до індивідуальних сполук або твердих розчинів.
Водневі сполуки елементів IV групи (СН 4 -метан, SiН 4 - силан) не взаємодіють із кислотами та основами, практично не розчиняються у воді.
Водневі сполуки елементів V групи (NН 3 -аміак) при розчиненні у воді утворюють основи.
Водневі сполуки елементів VI та VII груп (Н2S, НF) при розчиненні у воді утворюють кислоти.
7. Елементи другого періоду, в атомах яких заповнюється 2-й електронний шар, сильно відрізняються від усіх інших елементів. Це пояснюється тим, що енергія електронів у другому шарі значно нижча за енергію електронів у наступних шарах, і тим, що в другому шарі не може знаходитися більше восьми електронів.
8. d-елементи одного періоду менше відрізняються один від одного, ніж елементи головних підгруп, у яких забудовуються зовнішні електронні шари.
9. відмінності у властивостях лантаноїдів, в атомах яких забудовується f-оболонка, що належить до третього із зовні шару, є незначними.
Кожен період(за винятком першого) починається типовим металом і закінчується благородним газом, якому передує типовий неметал.
Зміна властивостей елементів у межах періоду:
1) ослаблення металевих властивостей;
2) зменшення радіусу атома;
3) посилення окисних властивостей;
4) зростає енергія іонізації;
5) збільшується спорідненість до електрона;
6) збільшується електронегативність;
7) наростають кислотні властивості оксидів та гідроксидів;
8) починаючи з IV групи (для р-елементів) збільшується стійкість водневих сполук та посилюються їх кислотні властивості.
Зміна властивостей елементів у межах групи:
1) зростають металеві властивості;
2) збільшується радіус атома;
3) посилення відновлювальних властивостей;
4) зменшується енергія іонізації;
5) зменшується спорідненість до електрона;
6) зменшується електронегативність;
7) наростають основні властивості оксидів та гідроксидів;
8) починаючи з IV групи (для р-елементів) зменшується стійкість водневих сполук, посилюються їх кислотні та окисні властивості.
ВАЛЕНТНІСТЬ- здатність атомів елементів утворювати хімічні зв'язки. Кількісно валентність визначається кількістю не спарених електронів.
У 1852 р. англійський хімік Едуард Франкленд увів поняття про сполучну силу. Цю властивість атомів пізніше стали називати валентністю.
валентність дорівнює 2, тому що є 2 не спарених електрона.
СТУПІНЬ ОКИСЛЕННЯ- Умовний заряд атома, який обчислюють виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів.
На відміну від валентності, ступінь окислення має знак.
Позитивний ступінь окисленнядорівнює числу відтягнутих (відданих) електронів від цього атома. Атом може віддавати всі спарені електрони.
Негативний ступінь окисленнядорівнює числу притягнутих (приєднаних) електронів до цього атома; її виявляють лише неметали. Атоми неметалів приєднують таку кількість електронів, яка потрібна для утворення стійкої восьми електронної конфігурації зовнішнього рівня.
Наприклад: N -3; S-2; Cl -; C-4.
Питання № 3 Як змінюються властивості хімічних елементіву періодах та головних підгрупах? Поясніть ці закономірності з погляду теорії будови тому.
Відповідь:
I. Зі зростанням порядкового номера елемента в періоді зменшуються металеві властивості елементів та збільшуються неметалічні, крім цього, у періодах (малих) валентність елементів у з'єднаннях з киснем зростає від 1 до 7, зліва направо. Ці явища пояснюються будовою атомів:
1) Зі збільшенням порядкового номера в періоді поступово заповнюються електронами зовнішні енергетичні рівні, кількість електронів на останньому рівні відповідає номеру групи та вищої валентності у з'єднаннях з киснем.
2) Зі збільшенням порядкового номера в періоді збільшується заряд ядра, що викликає збільшення сил тяжіння електронів до ядра.
Перелічимо закономірності зміни властивостей, що виявляються в межах періодів:
- Металеві властивості зменшуються;
- Неметалічні властивості посилюються;
— ступінь окислення елементів у вищих оксидах зростає від $+1$ до $+7$ ($+8$ для $Os$ та $Ru$);
- Ступінь окислення елементів у летких водневих сполуках зростає від $-4$ до $-1$;
- Оксиди від основних через амфотерні змінюються кислотними оксидами;
- Гідроксиди від лугів через амфотерні змінюються кислотами.
Д. І. Менделєєв у $1869$ р. зробив висновок - сформулював Періодичний закон, який звучить так:
Властивості хімічних елементів та 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 властивостям елементів і речовин, що утворюються, розподіляючи елементи зі подібними властивостями у вертикальні стовпці — групи.
Іноді, порушуючи виявлену 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 було відкрито інертні (шляхетні) гази, — аргон перед калієм. Такий порядок розташування Менделєєв вважав за необхідне тому, що інакше ці елементи потрапили б у групи несхожих з ними за властивостями елементів, зокрема лужний метал, калій потрапив би до групи інертних газів, а інертний газ аргон — до групи лужних металів.
Д. І. Менделєєв було пояснити ці винятки із загального правила, було пояснити і причину причину періодичності властивостей елементів і утворених ними речовин. Однак він передбачав, що ця причина криється у складній будові атома, внутрішня будоваякого на 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 таке:
Властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їх атомних ядер.
Періодичність у зміні властивостей елементів пояснюється періодичною повторюваністю у будові зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів. Саме кількість енергетичних рівнів, загальна кількість розміщених ними електронів і число електронів зовнішньому рівні відбивають прийняту Періодичної системі символіку, тобто. розкривають фізичний зміст номера періоду, номери групи та порядкового номера елемента.
Будова атома дозволяє пояснити і причини зміни металевих та неметалічних властивостей елементів у періодах та групах.
Періодичний закон та Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва узагальнюють відомості про хімічні елементи та утворені ними речовини і пояснюють періодичність у зміні їх властивостей та причину подібності властивостей елементів однієї і тієї ж групи. Ці два найважливіших значенняПеріодичного закону та Періодичної системи доповнює ще одне, яке полягає у можливості прогнозувати, тобто. передбачати, описувати властивості та вказувати шляхи відкриття нових хімічних елементів.
Більшість хімічних елементів відносять до металів — $92$ із $114$ відомих елементів.
Всі метали, крім ртуті, у звичайному стані — тверді речовини і мають низку загальних властивостей.
Метали- це ковкі, пластичні, тягучі речовини, що мають металевий блиск і здатні проводити тепло та електричний струм.
Атоми елементів-металів віддають електрони зовнішнього (а деякі переднього) електронного шару, перетворюючись на позитивні іони.
Ця властивість атомів металів, як ви знаєте, визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси та малу кількість електронів (переважно від $1$ до $3$ на зовнішньому шарі).
Виняток становлять лише $6$ металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають $4$ електрона, атоми сурми та вісмуту – $5$, атоми полонію – $6$.
Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності (від $0.7$ до $1.9$) і лише відновлювальні 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 за неї, в побічних підгрупах. У періодах і основних підгрупах діють відомі вам закономірності у зміні металевих, отже, відновлювальних властивостей атомів елементів.
Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $), мають подвійні властивості: в одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших виявляють властивості неметалів.
У побічних підгрупах відновлювальні властивості металів із збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.
Це можна пояснити тим, що на міцність зв'язку валентних електронів з ядром атомів цих металів більшою мірою впливає величина заряду ядра, а не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоч і збільшується, але не так значно, як у металів головних підгруп.
Прості речовини, утворені хімічними елементами — металами, та складні металовмісні речовини відіграють найважливішу роль у мінеральному та органічному «житті» Землі. Досить, що атоми (іони) елементів металів є складовою сполук, визначальних обмін речовин, у організмі людини, тварин. Наприклад, у крові людини знайдено $76$ елементів, їх лише $14$ є металами. В організмі людини деякі елементи-метали(кальцій, калій, натрій, магній) є у великій кількості, тобто. є макроелементів.А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден є у невеликих кількостях, тобто. це мікроелементи.
Особливості будови металів основних підгруп I-III груп.
Лужні метали- Це метали головної підгрупи I групи. Їхні атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали – сильні відновники. Їх відновлювальна здатність та хімічна активність зростають із збільшенням порядкового номера елемента (тобто зверху вниз у Періодичній таблиці). Всі вони мають електронну провідність. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується із збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення та кипіння. Лужні метали взаємодіють із багатьма простими речовинами - окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді основи (луги).
Лужноземельними елементами називаються елементи головної підгрупи ІІ групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрони. Вони є відновниками, мають рівень окислення $+2$. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності у зміні фізичних та 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 та посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів.
Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій та талій. Всі елементи відносяться до $p$-елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають три $(s^2p^1)$ електрона, чим пояснюється подібність властивостей. Ступінь окиснення $+3$. Усередині групи із збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор - елемент-неметал, а в алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди та гідроксиди.
Більшість елементів-металів перебувають у побічних групах Періодичної системи.
У четвертому періоді у атомів калію і кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, оскільки він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. $K, Ca — s$-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами $3d$-підрівень.
Розглянемо, які сили діють на електрон, який додається до атома при зростанні заряду ядра. З одного боку, тяжіння атомним ядром, що змушує електрон займати найнижчий вільний енергетичний рівень. З іншого боку, відштовхування наявними електронами. Коли на енергетичному рівні виявляється $8$ електронів (зайняті $s-$ і $р-$орбіталі), їхня загальна відразлива дія так сильно, що наступний електрон потрапляє замість розташованої по енергії нижче $d-$орбіталі на більш високу $s-$ орбіталь наступного рівня. Електронна будова зовнішніх енергетичних рівнів у калію $...3d^(0)4s^1$, у кальцію - $...3d^(0)4s^2$.
Наступне збільшення ще одного електрона у скандія призводить до початку заповнення $ 3d $ -орбіталі замість ще більш високих по енергії $ 4 р $ -орбіталей. Це виявляється енергетично вигіднішим. Заповнення $3d$-орбіталі закінчується у цинку, що має електронну будову $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s^2$. Слід зазначити, що з елементів міді і хрому спостерігається явище «провалу» електрона. У атома міді десятий $d$-електрон переміщається на третій $3d$-підрівень.
Електронна формула міді $...3d^(10)4s^1$. У атома хрому на четвертому енергетичному рівні ($s$-орбіталь) має бути $2$ електрона. Однак один із двох електронів переходить на третій енергетичний рівень, на незаповнену $d$-орбіталь, його електронна формула $...3d^(5)4s^1$.
Таким чином, на відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами атомних орбіталей зовнішнього рівня, елементи побічних підгруп заповнюються $d$-орбіталі передостаннього енергетичного рівня. Звідси й назва: $d$-елементи.
Усі прості речовини, утворені елементами підгруп Періодичної системи є металами. Завдяки більшому числуатомних орбіталей, ніж у елементів-металів головних підгруп, атоми $d$-елементів утворюють велику кількість хімічних зв'язків між собою і тому створюють міцнішу кристалічну решітку. Вона міцніша і механічно, і щодо нагрівання. Тому метали побічних підгруп - найміцніші та тугоплавкіші серед усіх металів.
Відомо, якщо атом має понад три валентні електрони, то елемент виявляє змінну валентність. Це положення стосується більшості $d$-елементів. Максимальна їх валентність, як і елементів головних підгруп, дорівнює номеру групи (хоча є й винятки). Елементи з рівним числом валентних електронів входять у групу під одним номером $(Fe, Co, Ni)$.
У $d$-елементів зміна властивостей їх оксидів і гідроксидів у межах періоду під час руху зліва направо, тобто. зі збільшенням їх валентності, походить від основних властивостей через амфотерні до кислотних. Наприклад, хром має валентність $+2, +3, +6$; а його оксиди: $ CrO $ - основний, $ Cr_ (2) O_3 $ - амфотерний, $ CrO_3 $ - кислотний.
Найпершою науковою класифікацією хімічних елементів було поділ їх на метали та неметали. Ця класифікація не втратила своєї значимості й у час.
Неметалице 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 та неметали, займаючи між ними прикордонне положення. Інертні, або благородні, гази («шляхетність» виражається в інертності) іноді відносять до неметал, але формально, за фізичними ознаками. Ці речовини зберігають газоподібний стан до дуже низьких температур. Так, гелій не переходить у рідкий стан при $ t ° = -268,9 ° С $.
Інертність у хімічному відношенні цих елементів відносна. Для ксенону і криптону відомі сполуки з фтором і киснем: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ та інших. Безсумнівно, освіти цих сполук інертні гази виступали ролі відновників.
З визначення неметалів слід, що з 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.
Усі елементи-неметали (крім водню) займають у Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва верхній правий кут, утворюючи трикутник, вершиною якого є фтор $F$, а основою діагональ $B - At$.
Однак слід особливо зупинитися на двоїстому положенні водню в Періодичній системі: 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 сполук водень, як і лужні метали, виявляє ступінь окислення $+1$. Але віддача електрона атомом водню відбувається складніше, ніж в атомів лужних металів. З іншого боку, атому водню, як і атомам галогенів, до завершення зовнішнього електронного шару не вистачає одного електрона, тому атом водню може приймати один електрон, виявляючи властивості окислювача і характерний для галогену ступінь окислення — $1$ у гідридах (з'єднаннях з металами, подібними до сполук металів з галогенами - галогеніди). Але приєднання одного електрона до атома водню відбувається складніше, ніж у галогенів.
У атомів неметалів переважають окисні властивості, тобто. здатність приєднувати електрони. Цю здатність характеризує значення електронегативності, яка закономірно змінюється у періодах та підгрупах.
Фтор - найсильніший окислювач, його атоми хімічних реакціяхнеспроможні віддавати електрони, тобто. виявляти відновлювальні властивості.
Конфігурація зовнішнього електричного шару.
Інші неметали можуть виявляти відновлювальні властивості, хоча й значно слабкіше порівняно з металами; у періодах та підгрупах їх відновна здатність змінюється у зворотному порядку порівняно з окисною.
Хімічних елементів-неметалів лише $16$! Зовсім небагато, якщо врахувати, що відомо $114$ елементів. Два елементи-неметалу складають $76% маси земної кори. Це кисень ($49% $) та 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 речовиниживі клітини: білки, жири, вуглеводи, нуклеїнові кислоти. До складу повітря, яким ми дихаємо, входять прості та складні речовини, також утворені елементами-неметалами (кисень $О_2$, азот $N_2$, вуглекислий газ $СО_2$, водяні пари $Н_2О$ та ін.).
Водень - головний елемент Всесвіту. Багато космічні об'єкти(Газові хмари, зірки, у тому числі і Сонце) більш ніж наполовину складаються з водню. На Землі його, включаючи атмосферу, гідросферу та літосферу, лише $0.88%$. Але це за масою, а атомна масаводню дуже мала. Тому невеликий вміст його тільки здається, і з кожних $100$ атомів на Землі $17$ атоми водню.
Лекція: Закономірності зміни властивостей елементів та їх сполук за періодами та групами
Російський учений Д. І. Менделєєв успішно працював у багатьох галузях науки. Однак найбільшу популярність йому принесло унікальне відкриття періодичного закону хімічних елементів у 1869 р. Спочатку, він звучав таким чином: «Властивості всіх елементів, а внаслідок і якості утворених ними простих, а також складних речовин, стоять у періодичній залежності від їхньої атомної ваги».
Нині формулювання закону інше. Справа в тому, що за часів відкриття закону вчені не мали уявлення про будову атома, а за атомну вагу приймалася вага хімічного елемента. Згодом активного вивчення атома та отримання нових відомостей про його будову було виведено закон, що має актуальність у наші дні: «Властивості атомів хім. елементів та утворених ними простих речовин у періодичній залежності від зарядів ядер їх атомів».
Закон також виражений графічно. Наочно його зображує таблиця:
Періодична таблиця Д.І. Менделєєва
На цьому уроці ми навчимося витягувати з неї важливу і необхідну для розуміння науки інформацію. У ній ви бачите рядки. Це періоди. Усього їх сім. Згадайте з попереднього уроку, що номер кожного періоду демонструє кількість енергетичних рівнів, де розміщуються електрони атома хімічного елемента. Наприклад, натрій (Na) і магній (Mg) знаходяться у третьому періоді, отже їх електрони розміщені на трьох енергетичних рівнях. Усі періоди, крім 1 – го беруть початок з лужного металу, і завершуються благородним газом.
Електронна конфігурація:
лужного металу - ns 1,
благородного газу - ns 2 p 6, за винятком гелію (Не) - 1s 2.
Де n – є номером періоду.
Ще ми бачимо у таблиці вертикальні стовпці – це групи. В одних таблицях можна побачити 18 груп, нумерованих арабськими цифрами. Така форма таблиця називається довгою, вона з'явилася після виявлення відмінностей d-елементів від s- та p-елементів. Але традиційною, створеною Менделєєвим, є коротка форма, де елементи згруповані в 8 груп, нумерованих римськими цифрами:
Надалі ми користуватимемося вже знайомою та звичною для вас короткою таблицею.Яку інформацію нам дають номери груп? З номера дізнаємося кількість електронів, що утворюють хімічні зв'язки. Вони називаються валентними. 8 груп поділені на дві підгрупи: головна та побічна.
У головну входять електрони s- та p-підрівнів. Це підгрупи ІА, ІІА, ІІІА, ІВА, VА, VIА, VIIА та VIIIА. Наприклад, алюміній (Al) – елемент головної підгрупи III групи має … 3s 2 3p 1 валентного електрона.
Елементи, що знаходяться в побічних підгрупах, містять електрони d - підрівня. Побічними є групи ІБ, ІІБ, ІІІБ, ІVБ, VБ, VIБ, VIIБ і VIIIБ. Наприклад, марганець (Mn) – елемент головної підгрупи VII групи має …3d 5 4s 2 валентних електрона.
У короткій таблиці s-елементи позначені червоним, p-елементи жовтим, d-елементи синім та f-елементи білим кольорами.
Ще з таблиці можна зробити і такий висновок, що вищий порядковий номер елемента, тим менше радіус атома. Чому? Справа в тому, що при збільшенні загальної кількості електронів відбувається зменшення радіусу атома. Чим більше електронів, тим вища енергія їхнього зв'язку з ядром. Наприклад, ядро атома фосфору (Р) набагато сильніше утримує електрони свого зовнішнього рівня, ніж ядро атома натрію (Na), що має один електрон на зовнішньому рівні. І якщо атоми фосфору та натрію вступлять у реакцію, фосфор відбере цей електрон у натрію, тому що фосфор більш електронегативний. Цей процес називається електронегативністю. Запам'ятайте, при русі праворуч по одному ряду елементів таблиці їхня електронегативність зростає, а всередині однієї підгрупи вона зменшується. Про цю властивість елементів ми докладніше скажемо на наступних уроках.
Запам'ятайте:
1. У періоди зі збільшенням порядкового номера ми можемо спостерігати:Іонізація- це процес перетворення атомів на іони (позитивно заряджені катіони або негативно заряджені аніони) під час хімічної реакції.
Електронегативність- це здатність атомадо притягування електрона іншого атома під час хімічних реакцій
Окислення- процес передачі електрона атома відновника (донора електрона) атому окислювача (акцептору електрона) та збільшення ступеня окислення атома речовини.
