Структура периодической системы
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева имеет строгую структуру, состоящую из периодов и групп.
Периоды
Период — горизонтальный ряд системы, представляющий собой последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки.
Всего в таблице 7 периодов, из которых:
Малые периоды — первый (2 элемента), второй и третий (по 8 элементов)
Большие периоды — четвёртый, пятый, шестой и седьмой (18 и более элементов)
Группы
Группа — вертикальный столбец системы, объединяющий элементы со схожим электронным строением.
Каждая группа состоит из главной (А) и побочной (В) подгрупп:
История создания периодического закона
С древних времён учёные пытались систематизировать известные химические элементы. По мере открытия новых элементов эта необходимость становилась всё более насущной.Многие химики из разных стран предлагали свои варианты классификации, но наиболее успешным оказался подход русского учёного Дмитрия Ивановича Менделеева. Величие открытия Менделеева заключается в том, что он не просто упорядочил известные элементы, но создал систему, обладающую предсказательной силой. На момент создания таблицы в ней оставались пустые ячейки для ещё не открытых элементов. Менделеев предсказал свойства этих элементов (например, галлия, скандия и германия) задолго до их фактического открытия.
Первоначальная формулировка периодического закона, данная Менделеевым, гласила:
«Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов»
После открытия строения атома и установления роли заряда ядра, формулировка закона была уточнена.Современная формулировка периодического закона:
«Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента»
Периодичность свойств элементов
Периодичность — это повторяемость химических и некоторых физических свойств простых веществ и соединений при изменении порядкового номера элемента. У элементов главных подгрупп периодически изменяются следующие свойства:
- Число валентных электронов
- Радиус атома
- Электроотрицательность
- Металлические/неметаллические свойства
- Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов
- Кислотно-основные свойства летучих водородных соединений
Число внешних и валентных электронов
При увеличении заряда ядра увеличивается общее число электронов в атоме и
периодически изменяется конфигурация валентных электронов, что приводит к
периодическому изменению свойств элементов. Для элементов главных подгрупп слева направо число внешних и валентных электронов увеличивается (и их число будет равно номеру группы).
Важно! У фтора (F), кислорода (O) и азота (N) максимальная валентность не равна номеру группы. Это связано с тем, что эти атомы не способны переходить в возбужденное состояние.
Для элементов побочных подгрупп понятия «внешние» и «валентные» электроны различны:
Важно отметить, что общее количество валентных электронов не всегда равно максимальной валентности элемента, особенно для элементов побочных подгрупп.
Радиус атома
По группе вниз
При движении вниз по группе радиус атома увеличивается. Это связано с тем, что с ростом номера периода в атомах элементов увеличивается количество энергетических уровней, что приводит к увеличению размера атома.
По периоду вправо
При движении по периоду слева направо радиус атома уменьшается.
При переходе от элемента к элементу увеличивается заряд ядра, усиливается притяжение электронов к ядру, а число энергетических уровней остаётся неизменным.
Электроотрицательность
Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе электроны другого атома.
- Высокая электроотрицательность: атомы притягивают/принимают электроны
(характерно для неметаллов) - Низкая электроотрицательность: атомы легко отдают свои электроны (характерно для металлов)
У атома фтора маленький радиус, электроны сильно притягиваются ядром. До завершения энергетического уровня не хватает одного электрона, этим обусловлена высокая способность фтора “отбирать” электрон другого атома.
На внешнем слое атома франция всего один электрон, который в виду большого радиуса слабо удерживается ядром и “легко уходит” другому атому.
Металлические и неметаллические свойства
Металлические свойства
Способность атомов химического элемента отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.
Неметаллические свойства
Способность атомов химического элемента присоединять электроны, т.е.
проявлять окислительные свойств.
Периодическая система делится на блок металлов и блок неметаллов условной
диагональю, проведённой от бора (B) к астату (At). Все элементы главных подгрупп, расположенные выше этой диагонали, — типичные неметаллы, а все элементы ниже — типичные металлы. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов
Существует связь между металлическими/неметаллическими свойствами элементов и кислотно-основными свойствами их соединений:
- Чем сильнее выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства его оксидов и гидроксидов
- Чем сильнее выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства его оксидов и гидроксидов
Каждый период начинается с типичного металла, который образует основные соединения, и заканчивается типичным неметаллом, образующим кислотные оксиды и кислоты.
Изменение свойств оксидов в пределах периода (на примере 3-го периода и 3 группы):
Кислотно-основные свойства летучих водородных соединений
Летучие водородные соединения (ЛВС) образуют элементы-неметаллы.
При движении слева направо по периоду кислотные свойства ЛВС увеличиваются, что связано с увеличением поляризации связи. Чем больше разность электроотрицательностей между элементом и водородом, тем легче происходит кислотная диссоциация. Рассмотрим свойства соединений неметаллов второго периода:
Кислотные свойства летучих водородных соединений по группе сверху вниз
усиливаются. Это объясняется увеличением размера атома галогена (F < Cl < Br < I), что приводит к ослаблению химической связи H-Hal. Ослабление связи облегчает диссоциацию молекулы и отщепление ионаводорода (H⁺), тем самым повышая кислотность соединения.
Итоги. Правило “фтор-франций”
Правило «фтор-франций» помогает запомнить периодические закономерности свойств элементов. Оно основано на том, что фтор (F) и франций (Fr), находясь в противоположных углах Периодической системы, демонстрируют самые крайние, противоположные значения многих химических свойств.
Обратите особое внимание на изменение кислотных свойств водородных соединений:
Важное для 2 задания ЕГЭ по химии
В учебниках таблицу Менделеева рисуют компактно, большие периоды занимают две строки. Однако, для 2 задания в ЕГЭ большие периоды (4, 5, 6) нужно мысленно «вытянуть в одну строку» - от щелочного металла до инертного газа, включая все d-элементы в середине. Этот приём позволяет правильно определять, какой элемент стоит левее (сильнее восстановитель) или правее (слабее восстановитель) в периоде - даже если таблица нарисована в две строки.
Всем удачи в подготовке к экзамену!
Заглядывайте в мою группу ВК - там много тренажёров, конспектов и разборов сложных заданий. Будет полезно 😉