Почему заряды атомных ядер элементов в периодической системе менделеева?

8 ответов на вопрос “Почему заряды атомных ядер элементов в периодической системе менделеева?”

  1. Grizan Ответить

    Источник:

    Решебник
    по
    химии
    за 9 класс (О.С.Габриелян, 2011 год),
    задача №11
    к главе «Введение. Общая характеристика химических элементов. § 3(3). Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева».
    Все задачи >

    11 Приведите три формулировки Периодического закона, в которых за основу систематизации химических элементов взяты относительная атомная масса, заряд атомного ядра и строение внешних энергетических уровней в электронной оболочке атома.

    1. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.
    2. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов.
    3. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней в электронной оболочке атома.
    ← 10 Почему заряды атомных ядер элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева изменяются монотонно, т. е. заряд ядра каждого последующего элемента возрастает на единицу по сравнению с зарядом атомного ядра предыдущего элемента, а свойства элементов и о
    1 Назовите семь чудес света и укажите, какую роль играли металлы в их создании. >
    Вконтакте
    Facebook

  2. Karan Ответить

    Упражнение: 2

    Назовите
    химический элемент, в атоме, которого электроны
    располагаются по уровням согласно ряду чисел: 2,5. Какое простое
    вещество образует этот элемент? Какую формулу имеет водородное
    соединение и как оно называется? Какую формулу имеет высший оксид этого
    элемента, каков его характер? Запишите уравнения реакций,
    характеризующих свойства этого оксида.

    Азот +7 N 2e, 5e
    Простое
    вещество азот N2
    Водородное
    соединение NH3 – аммиак
    Высший оксид N2O5-
    кислотный
    1. N2O5
    + H2O = 2HNO3
    2. N2O5 + CaO = Ca(NO3)2
    3. N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O
    Упражнение: 3
    Бериллий раньше относили к элементам III
    группы, его относительная
    атомная масса считалась равной 13,5. Почему Д.И. Менделеев перенес его
    во II группу и исправил атомную массу бериллия с 13,5 на 9?

    Д.И.
    Менделеев перенес Be
    во II группу на основании химических свойств бериллия и на основании
    периодичности изменения свойств, иначе бериллий попал бы в группу
    несходных ему по свойствам элементам.
    Упражнение: 4

    Напишите
    уравнения реакций между простым веществом, образованным
    химическим элементом, в атоме которого электроны распределены по
    энергетическим уровням согласно ряду чисел: 2,8,8,2 и простыми
    веществами, образованными элементами №7 и №8 в Периодической системе.
    Каков тип химической связи в продуктах реакции? Какое кристаллическое
    строение имеют исходные простые вещества и продукты их взаимодействия?

    Распределение
    электронов по энергетическим уровням согласно ряду чисел: 2,8,8,2
    соответствует кальцию (Ca) – металлическая кристаллическая решетка.
    №7 – азот
    (N), простое вещество N2 – молекулярная кристаллическая решетка,
    ковалентная неполярная хим. связь
    №8 – кислород
    (O), простое вещество O2 – молекулярная кристаллическая решетка,
    ковалентная неполярная хим. связь
    3Ca + N2
    = Ca3N2     –
    ионная химическая связь, ионная кристаллическая решетка
    2Ca + O2
    = 2CaO     -ионная химическая
    связь, ионная кристаллическая решетка.
    Упражнение: 5

    Расположите
    в порядке усиления металлических свойств, следующие элементы: As, Sb,
    N, P, Bi.
    Обоснуйте полученный ряд, исходя из строения атомов этих элементов.

    N < P < As < Sb < Bi > металлические свойства возрастают так как:
    На внешнем
    энергетическом уровне у всех элементов по 5 электронов, но от N до Bi
    возрастают радиусы атомов.
    Чем
    больше радиус атома, тем слабее притяжение внешних электронов к ядру,
    тем сильнее проявляются металлические свойства (способность отдавать
    электроны).
    Упражнение: 6

    Расположите
    в порядке усиления неметаллических свойств, следующие элементы: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na.
    Обоснуйте
    полученный ряд, исходя из строения атомов этих элементов.


    Na < Mg < Al < Si < P < S < Cl > неметаллические свойства возрастают
    так как:
    Число
    энергетических уровней постоянно.
    Увеличивается число электронов на внешнем уровне, и увеличивается заряд
    ядра. (от 11 у Na до 17 у Cl )
    Следовательно притяжение электронов к ядру увеличивается, и радиус,
    немного уменьшается.
    Из-за
    усиления притяжения электронов к ядру металлические свойства
    (способность отдавать электроны) уменьшается, а неметаллические
    свойства увеличиваются.
    Упражнение: 7

    Расположите
    в порядке ослабления кислотных свойств, оксиды, формулы которых: SiO2, P2O5,
    Al2O3, Na2O, MgO Cl2O7.
    Обоснуйте полученный ряд.
    Запишите
    формулы гидроксидов, соответствующих этим оксидам. Как изменяется их
    кислотный характер в предложенном ряду?

    Cl2O7
    < P2O5 < SiO2 < Al2O3 < MgO < Na2O > ослабление кислотных свойств.
    HClO4
    < H3PO4 < H2SiO3 < Al(OH)3 < Mg(OH)2 < NaOH > ослабление
    кислотных свойств возрастание основных.
    Упражнение: 8

    Напишите
    формулы оксидов бора, бериллия и лития и расположите их в
    порядке возрастания основных свойств. Запишите формулы гидроксидов,
    соответствующих этим оксидам. Каков их химический характер?

    B2O3
    < BeO < Li2O > основные свойства возрастают.
    H3BO3 – борная кислота, характер
    кислотный.
    Be(OH)2 – гидроксид бериллия, характер
    амфотерный.
    LiOH – гидроксид лития, характер
    основный.
    Упражнение: 9

    Что такое
    изотопы? Как открытие изотопов способствовало становлению
    Периодического Закона?

    Разновидности
    атомов одного и того же химического элемента, имеющие
    одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называют изотопами.
    Изотопы
    имеют различное массовое число, но одинаковый заряд атома и
    одинаковые свойства. Следовательно химические свойства элеменов
    определяются зарядом атома, а не его массовым числом.
    Д.И.Менделеев при
    построении таблицы учитывал свойства элементов именно поэтому калий, он
    поставил после аргона, хотя его относительная атомная масса с меньше,
    чем аргона. Дальнейшие открытия подтвердили правильность такого
    рассположения: Заряд
    атома калия +19, заряд атома аргона +18.
    Упражнение: 10

    Почему
    заряды атомных ядер элементов в Периодической системе
    Д.И.Менделеева изменяются монотонно, т.е. заряд ядра каждого
    последующего элемента возрастает на единицу по сравнению с зарядом
    атомного ядра предыдущего элемента, а свойства элементов образуемых ими
    веществ изменяются периодически?

    Периодичность
    в изменении свойств элементов объясняется периодичностью в строении
    внешних энергетических уровней атомов элементов.
    Так
    у атомов щелочных металлов Li, Na, K,
    Rb, Cs, Fr на последнем слое
    находится по 1 электрону, поэтому они обладают схожими свойствами (все
    эти элементы являются сильными восстановителями), т.е. в каждом
    периоде свойства
    периодически повторяются.
    Упражнение: 11

    Приведите
    три формулировки Периодического закона, в которых за
    основу систематизации химических элементов взяты относительная атомная
    масса, заряд, атомного ядра и строение внешних энергетических уровней в
    электронной оболочке атома.

    I.
    Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в
    периодической зависимости от относительных
    атомных масс элементов.
    II. Свойства
    химических элементов и образованных ими веществ находятся в
    периодической зависимости от зарядов
    их атомных ядер.
    III. Свойства
    химических элементов и образованных ими веществ находятся
    в периодической зависимости от строения
    внешних энергетических уровней
    атомов элементов.

  3. MrYouTube Ответить

    4.1. Периодический закон Д.И. Менделеева
    Периодический закон – величайшее достижение химической науки, основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение.
    Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 г. Ученый сформулировал этот закон так: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».
    Более детальное изучение строения вещества показало, что периодичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электронным строением атомов.
    Заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов. Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера (от величины заряда ядра их атомов).
    Выражением Периодического закона является периодическая система элементов.
    4.2. Периодическая система Д. И. Менделеева
    Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра. Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента. Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, остальные – большими.
    Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует типичный неметалл. В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне.
    В первом периоде, кроме гелия, имеется только один элемент – водород. Его условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Сходство водорода со щелочными металлами проявляется в том, что водород, как и щелочные металлы является восстановителем и, отдавая один электрон, образует однозарядный катион. Больше общего у водорода с галогенами: водород, как и галогены неметалл, его молекула двухатомна, он может проявлять окислительные свойства, образуя с активными металлами солеподобные гидриды, например, NaH, CaH2.
    В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (декада Sc – Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода (Ga – Кг). Аналогично построен пятый период. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d– или f–электронами.
    Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположена вставная декада d–элементов (La – Hg), причем после первого переходного элемента La следуют14 f–элементов – лантаноидов ( Се – Lu). После Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl – Rn).
    В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th – Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.
    Таким образом, каждый элемент в периодической системе занимает строго определенное положение, которое отмечается порядковым, или атомным, номером.
    В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы – главные, или подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
    Сходство элементов внутри каждой подгруппы – наиболее заметная и важная закономерность в периодической системе. В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. При этом происходит увеличение устойчивости соединений элементов в низшей для данной подгруппы степени окисления. В побочных подгруппах – наоборот – сверху вниз металлические свойства ослабевают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.
    4.3. Периодическая система и электронные конфигурации атомов
    Поскольку при химических реакциях ядра реагирующих атомов не изменяются, то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек.
    Заполнение электронных слоев и электронных оболочек атомов происходит в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.
    Принцип Паули (запрет Паули)
    Два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа (на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов).
    Принцип Паули определяет максимальное число электронов, обладающих данным главным квантовым числом n (т.е. находящихся на данном электронном слое): Nn = 2n2. На первом электронном слое (энергетическом уровне) может быть не больше 2 электронов, на втором – 8, на третьем – 18 и т. д.
    В атоме водорода, например, имеется один электрон, который находится на первом энергетическом уровне в 1s – состоянии. Спин этого электрона может быть направлен произвольно (ms = +1/2 или ms = –1/2). Следует подчеркнуть еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня – 1s, второй энергетический уровень – из двух подуровней – 2s и 2р, третий – из трех подуровней – 3s, 3p, 3d и т.д. Подуровень, в свою очередь, содержит орбитали, число которых определяется побочным квантовым числом l и равно (2l + 1). Каждая орбиталь условно обозначается клеткой, находящийся на ней электрон – стрелкой, направление которой указывает на ориентацию спина этого электрона. Значит, состояние электрона в атоме водорода можно представить как 1s1 или изобразить в виде квантовой ячейки, рис. 4.1:

    Рис. 4.1. Условное обозначение электрона в атоме водорода на 1s орбитали
    Для обоих электронов атома гелия n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 и –1/2. Следовательно, электронная формула гелия 1s2. Электронная оболочка гелия завершена и очень устойчива. Гелий – благородный газ.
    Согласно принципу Паули, на одной орбитали не может быть двух электронов с параллельными спинами. Третий электрон в атоме лития занимает 2s-орбиталь. Электронная конфигурация Li: 1s22s1, а у бериллия 1s22s2. Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора занимает 2р-орбиталь. При n = 2 побочное (орбитальное) квантовое число l принимает значения 0 и 1. При l = 0 (2s-состояние) ml = 0, а при l = 1 (2p – состояние) ml может быть равным +1; 0; –1. Состоянию 2р соответствуют три энергетические ячейки, рис. 4.2.

    Рис. 4.2. Расположение электронов атома бора на орбиталях
    Для атома азота (электронная конфигурация 1s22s22p3 два электрона на первом уровне, пять – на втором) возможны два следующих варианта электронного строения, рис. 4.3:

    Рис. 4.3. Возможные варианты расположения электронов атома азота на орбиталях
    В первой схеме, рис.4.3а, суммарный спин равен 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), во второй (рис.4.3б) суммарный спин равен 3/2 (+1/2 +1/2 +1/2). Расположение спинов определяется правилом Хунда , которое гласит: заполнение энергетических уровней происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
    Таким образом, из двух приведенных схем строения атома азота устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первая, где все р-электроны занимают различные орбитали. Орбитали подуровня заполняются так: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
    Начиная с натрия, заполняется третий энергетический уровень с n = 3. Распределение электронов атомов элементов третьего периода на орбиталях показано на рис. 4.4.

    Рис. 4.4. Распределение электронов на орбиталях для атомов элементов третьего периода в основном состоянии
    В атоме каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его наибольшей связи с ядром. В 1961 г. В.М. Клечковский сформулировал общее положение, согласно которому энергия электронных орбиталей возрастает в порядке увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l), причем в случае равенства этих сумм, меньшей энергией обладает орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n .
    Последовательность энергетических уровней в порядке возрастания энергии примерно следующая:
    1s < 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p. Рассмотрим распределение электронов на орбиталях атомов элементов четвертого периода (рис. 4.5).
    Рис. 4.5. Распределение электронов по орбиталям атомов элементов четвертого периода в основном состоянии
    После калия (электронная конфигурация 1s22s22p63s23p64s1) и кальция (электронная конфигурация 1s22s22p63s23p64s2) происходит заполнение электронами внутренней 3d-оболочки (переходные элементы Sc – Zn). Следует отметить существование двух аномалий: у атомов Сr и Сu на 4 s -оболочке находятся не два электрона, а один, т.е. происходит так называемый «провал» внешнего 4s-электрона на предшествующую 3d-оболочку. Электронное строение атома хрома можно представить следующим образом (рис. 4.6).


    Рис. 4.6. Распределение электронов по орбиталям для атома хрома
    Физическая причина «нарушения» порядка заполнения связана с различной проникающей способностью электронных орбиталей к ядру, особой устойчивостью электронных конфигураций d5 и d10, f7 и f14, отвечающих заполнению электронных орбиталей одним или двумя электронами, а также экранирующим действием внутренних электронных слоев заряда ядра.
    Электронные конфигурации атомов Mn, Fe, Co, Ni, Cu и Zn отражены следующими формулами:
    25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2,
    26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2,
    27Co 1s22s22p63s23p63d74s2,
    28Ni 1s22s22p63s23p63d84s2,
    29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1,
    30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2.
    После цинка, начиная с 31 элемента – галлия вплоть до 36 элемента – криптона продолжается заполнение четвертого слоя (4р – оболочки). Электронные конфигурации этих элементов имеют следующий вид:
    31Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1,
    32Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2,
    33As 1s22s22p63s23p63d104s24p3,
    34Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4,
    35Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5,
    36Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6.
    Следует отметить, что если не нарушается запрет Паули, в возбужденных состояниях электроны могут располагаться на других орбиталях атомов.
    4.4. Типы химических элементов
    Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа:
    1. У атомов s–элементов заполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода.
    2. У атомов р–элементов электронами заполняются р–оболочки внешнего уровня (np). К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого).
    3. У d–элементов заполняется электронами d–оболочка второго снаружи уровня (n–1) d . Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s– и p– элементами.
    4. У f–элементов заполняется электронами f–подуровень третьего снаружи уровня (n–2) f . К семейству f–элементов относятся лантаноиды и актиноиды.
    Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:
    Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последующих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом и седьмом периодах.
    Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.
    s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – побочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов. Таким образом, подгруппа включает элементы, атомы которых обычно имеют сходное строение не только внешнего, но и предвнешнего слоя (за исключением элементов, в которых имеет место «провал» электрона).
    Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних оболочек. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.
    Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными.
    Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.


    4.5. Периодичность свойств атомов элементов
    Такие характеристики атомов, как их радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронным строением атома.
    Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы атомов неметаллов. Радиусы атомов металлов вычисляются на основе межатомных расстояний, которые хорошо известны для большинства металлов на основе экспериментальных данных. При этом радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов. Аналогичным образом вычисляются ковалентные радиусы неметаллов в молекулах и кристаллах простых веществ. Чем больше атомный радиус, тем легче отрываются от ядра внешние электроны (и наоборот). В отличие от атомных радиусов, радиусы ионов – условные величины.
    Слева направо в периодах величина атомных радиусов металлов уменьшается, а атомных радиусов неметаллов изменяется сложным образом, так как она зависит от характера химической связи. Во втором периоде, например, радиусы атомов сначала уменьшаются, а затем возрастают, особенно резко при переходе к атому благородного газа.
    В главных подгруппах радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных слоев.
    Радиус катиона меньше радиуса соответствующего ему атома, причем с увеличением положительного заряда катиона его радиус уменьшается. Наоборот, радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего ему атома. Изоэлектронными называют частицы (атомы и ионы), имеющие одинаковое число электронов. В ряду изоэлектронных ионов радиус снижается с уменьшением отрицательного и возрастанием положительного радиуса иона. Такое уменьшение имеет место, например в ряду: O2–, F–, Na+, Mg2+, Al3+.
    Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. Она обычно выражается в электронвольтах (1 эВ = 96,485 кДж/моль). В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, т. к. увеличивается расстояние электрона до ядра и возрастает экранирующее действие внутренних электронных слоев.
    В таблице 4.1 приведены значения энергий ионизации (энергий отрыва первого, второго и т.д. электронов) для некоторых атомов.
    Во втором периоде при переходе от Li к Ne энергия отрыва первого электрона возрастает (см. таблицу 4.1). Однако, как видно из таблицы, энергия ионизации возрастает неравномерно: у следующих за бериллием и азотом соответственно бора и кислорода наблюдается ее некоторое уменьшение, что обусловлено особенностями электронного строения атомов.
    Внешняя s–оболочка бериллия полностью заполнена, поэтому у следующего за ним бора электрон поступает на р-орбиталь. Этот р-электрон менее прочно связан с ядром, чем s–электрон, поэтому отрыв р–электронов требует меньшей затраты энергии.
    Таблица 4.1.
    Энергии ионизации I атомов некоторых элементов

  4. Частица Вселенной Ответить

    Решение. Номер периода показывает число электронных слоев, номер внешнего электронного слоя, число энергетических уровней, номер высшего энергетического уровня, значение главного квантового числа для высшего энергетического уровня.
    Элементы четвертого периода имеют главное квантовое число n = 4.
    Электронных слоев – 4.
    Четвертый период заканчивается благородным газом. После двух s-элементов (К и Са) следуют 10 элементов (от Sc до Zn), в атомах которых электроны в последнюю очередь заполняют d-подуровень предвнешнего электронного слоя (d-элементы). У Cr и Cu наблюдается проскок электрона. Завершают период p-элементы.
    Слева направо заряд ядра растет, так как идет заполнение орбиталей и число электронов и протонов растет.
    Слева направо атомные радиусы элементов уменьшаются, так как растет атомное притяжение.
    Энергия ионизации увеличивается. Так как элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, чтобы походить на ближайший благородный газ (приобрести устойчивую структуру), поэтому для отрыва электрона не требуется много энергии. Элементы с правой стороны таблицы стремятся приобрести электрон. Следовательно, для отрыва электрона требуется больше энергии.
    Электроотрицательность и металичность в главных подгруппах слева направо растет (благородные газы не имеют электроотрицательности).
    В группах сверху вниз металичность элементов усиливается, а энергия ионизации уменьшается. Причина этого в том, что электроны с низких энергетических уровней отталкивают от ядра электроны с высоких энергетических уровней, поскольку и те и другие имеют отрицательный заряд.
    Так как в каждом следующем ряду на один энергетический уровень больше, чем в предыдущем, атомные радиусы увеличиваются (сверху вниз).
    Высшая степень окисления и металлов и неметаллов, как правило, равна номеру группы. Низшая степень окисления металлов равна нулю (в простых веществах – металлах).  Низшая степень окисления неметаллов равна 8 – номер группы. Например, для брома степень окисления = 7 – 8 = -1.
    Кислотными являются почти все оксиды неметаллов, а также оксиды металлов, в которых металл имеет степень окисления +5 и выше (CrO3, Mn2O7).
    Оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 в большинстве своем, являются амфотерными. И некоторые оксиды металлов со степенью окисления +2 (ZnO, MnO2).
    Неметаллы не образуют основные и амфотерные оксиды.
    Основными оксидами и гидроксидами являются оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +1 (K2O), большинство оксидов и гидроксидов металлов со степенью окисления +2 (CaO) и некоторых оксидов металлов со степенью окисления +3.

  5. Shalirana Ответить


    Новейшие представления о строении атома расширили и уточнили сведения о периодическом законе, объяснили многие вопросы, ответы на которые не мог дать периодический закон в первоначальной формулировке Д. И. Менделеева. Представление о величине заряда ядра как об определяющем свойстве атома легло в основу современной формулировки периодического закона Д. И. Менделеева: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений этих элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Современная формулировка закона позволила объяснить кажущееся нарушение принципа расположения элементов в периодической системе в порядке возрастания атомных масс для четырех пар элементов Аг — К, Со — Ni, Те — I, Th — Ра. Она позволила объяснить причину периодического повторения свойств элементов, которая заключается в периодическом повторении строения электронных конфигураций атомов. По сходности строения электронных
    уровней атомов все элементы периодической системы разделили на четыре семейства: s-, р-, d- и f-элементы. В свете учения о строении атомов становится понятным расположение всех элементов в семи периодах, приведенное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических слоев, а последовательность размещения электронов по энергетическим слоям позволяет объяснить ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов слева направо в пределах одного периода. Легко объяснимым стал и тот факт, почему изменение химических свойств элементов больших периодов от типично металлических до неметаллических происходит значительно медленнее, чем в малых. Это связано с тем, что в четных рядах больших периодов по мере увеличения положительного заряда ядра количество электронов во внешнем слое остается постоянным (один или два электрона). Именно этим и обуславливаются металлические свойства переходных металлов (так называют элементы, у которых происходит заполнение d- или f-орбиталей).
    В нечетных рядах больших периодов, где заполнение предпоследнего электронного уровня уже закончено, происходит достройка внешнего слоя до восьми электронов; по мере увеличения заряда ядра и числа электронов в наружном слое металлические свойства переходят в неметаллические, как и в малых периодах.
    Легко объяснимо деление групп на подгруппы, также основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-, или р-подуровни внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняются более глубоко расположенные d- или f-подуровни. Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня..При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. Побочные же подгруппы включают элементы, атомы которых содержат на внешнем уровне по одному или по два электрона, Эти различия в строении обуславливают и различие в свойствах элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы. Но у элементов отдельных подгрупп периодической системы есть и общее свойство, которое заключается в том, что все они для образования химических связей могут максимально использовать количество электронов, равное номеру группы. При этом у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних уровней.
    Теория строения атома объясняет причину изменения свойств элементов в группах. Рост радиусов атомов элементов по мере увеличения положительного заряда ядер приводит к тому, что электроны удерживаются слабее. Поэтому в группах сверху вниз усиливаются металлические свойства элементов.
    Подводя итог рассмотрению данного вопроса, приведем таблицу 2, иллюстрирующую связь свойств элементов со строением их атомов и положением в периодической системе.
    Таблица 2
    Периодичность изменения химических и физических свойств элементов главных подгрупп
    Свойства Изменение
    В главных подгруппах В периодах
    Металлические возрастают | возрастают
    Неметаллические возрастают f возрастают -*
    Высшая валентность по кислороду постоянна возрастает I – VII
    Высшая валентность по водороду постоянна возрастает I IV VII
    Электроотрицательность в осн. возрастает t возрастает -»
    Плотность простых веществ возрастает возрастает I — IV — VII
    Температура плавления и кипения металлов возрастает f
    Температура плавления и кипения неметаллов возрастает 1 Вопросы и задачи для самостоятельного решения
    1. «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройки и развитие быть обещаются». Кому принадлежит данное высказывание?
    2. Кем и когда открыт периодический закон? Какова его формулировка?
    3. В какой группе периодической системы находится элемент, названный в честь России, и кем он был открыт?
    4. Что называется группой периодической системы? Что характеризует номер группы? Покажите изменение свойств элементов на примере подгруппы галогенов.
    5. Что называется периодом? Охарактеризуйте изменение свойств на примере элементов третьего периода.
    6. Почегду группа делится на главную и побочную подгруппы? Объясните на примере первой группы.
    7. Сколько элементов во II, V, VI периодах? Как изменяются свойства элементов при переходе от одного периода к началу следующего? Составьте электронные формулы атомов первого и последнего элементов V периода.
    8. В какдй части периодической системы находятся типичные металлы и типичные неметаллы?
    9. В первом периоде периодической системы находятся только два элемента — водород и гелий. Остальные клетки свободны. Можно ли ожидать открытия новых элементов, которые будут размещены в первом периоде? Сколько электронов максимально может быть на первом энергетическом уровне?
    10. В периодической системе элементов принято водород записывать дважды — в первой и седьмой группах. Какие свойства водорода служат основанием для того, чтобы считать его аналогом щелочных металлов и галогенов?
    11. Почему в периодах слева направо усиливаются неметаллические свойства? Составьте электронную схему и электронные формулы атомов:
    а) элемента, обладающего самыми сильными окислительными свойствами;
    б) элемента, обладающего самыми сильными восстановительными свойствами.
    12. Объясните, исходя из строения атомов, как изменяются окислительные и восстановительные свойства элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера.
    13. Составьте электронную формулу атома палладия. Какая особенность в строении электронной оболочки у атома этого элемента?
    14. Охарактеризуйте элементы V группы, исходя из строения атомов и положения их в периодической системе.
    15. Составьте формулы кислородных и водородных соединений элементов IV группы. Укажите их степени окисления.
    16. Атомная масса аргона (39,9) больше, чем калия (39,1), а атомная масса кобальта (58,9) больше, чем никеля (58,7), однако Д. И. Менделеев поставил в периодической системе аргон перед калием, а кобальт перед никелем. Докажите, что они правильно размещены в системе.
    17. В чем особенность электронного строения атомов лантаноидов и актиноидов? Какая связь существует между строением атомов и свойствами лантаноидов?
    18. В каких группах и подгруппах периодической системы расположены металлы? Составьте электронную схему атома металла IV периода, который может иметь максимальную степень окисления +7.
    19. Почему у элемента седьмой группы — марганца преобладают металлические свойства, тогда как стоящие в той же группе галогены являются типичными неметаллами?
    20. Какой из элементов четвертой группы, титан или германий, проявляет более выраженные металлические свойства?
    21. С каким из двух элементов молибден более сходен по строению атома — с селеном или хромом?
    22. Максимальная валентность элемента по кислороду семь, на внешней электронной оболочке два электрона. Образует ли этот элемент летучее соединение с водородом?
    23. Элемент, высший солеобразующий оксид которого имеет формулу Э02, образует с водородом соединение, где содержание водорода 25 %. Что это за элемент?
    Ответ: углерод.
    24. Оксид элемента пятой группы содержит 56,33 % кислорода. Назовите этот элемент.
    Ответ: фосфор.
    25. При отщеплении воды от 80 г одноосновной кислоты, образованной элементом пятой группы, получилось 71 г оксида. Каким элементом образована кислота? Какова формула кислоты?
    Ответ: НР03.

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *