Головна ⇒ 📌Довідник з хімії ⇒ Основні закономірності Зміни властивостей елементів

Основні закономірності Зміни властивостей елементів

ХІМІЯ – Комплексна підготовка до зовнішнього незалежного оцінювання

РОЗДІЛ І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

5. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва

Пошуки основ для класифікації хімічних елементів почалися доволі давно. На момент відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєвим (1834-1907) і створення першого варіанта періодичної системи – 1 березня 1869 р. – було відомо більше 60 властивостей елементів, з урахуванням яких було створено безліч класифікацій. При створенні своєї Д. І. Менделєєв (як і його попередники)

долав певні труднощі:

– було відкрито не всі хімічні елементи (лише 63);

– для багатьох елементів значення атомних мас були визначені неправильно;

– деякі хімічні елементи та їхні сполуки були недостатньо вивчені.

Менделєєв, порівнюючи між собою несхожі природні групи елементів, виявив періодичну зміну властивостей елементів залежно від зміни значень їхніх атомних мас.

У процесі складання таблиці Д. І. Менделєєву довелось залишати місця (незаповнені клітинки) для невідкритих на той момент елементів; деяким з них він дав назви та описав властивості: екабор (тепер Скандій), екаалюміній

(Галій), екасиліцій (Германій). Окрім цього, він був змушений перевіряти значення атомних мас низки елементів і в ході проведення експериментів уточнив атомні маси 15 елементів.

У процесі розвитку науки, зокрема ядерної фізики, зазнало певних змін вчення про будову атома, що розкрило фізичний зміст періодичного закону. Було з’ясовано, що основною характеристикою елемента є не його атомна маса, а заряд ядра (і, відповідно, електронної оболонки). Отже, періодична система є класифікацією хімічних елементів за електронною структурою їхніх атомів. У зв’язку з цим виникла необхідність змінити формулювання періодичного закону, який сьогодні звучить так: властивості хімічних елементів, а тому й властивості утворених ними простих і складних речовин, перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їхніх атомів.

Графічним зображенням періодичного закону є періодична таблиця хімічних елементів. Оскільки знання людства про речовину постійно зростають, робота над удосконаленням періодичної системи не припиняється (зараз відомо більше 400 варіантів таблиці). Найпоширенішими є короткий і довгий варіанти періодичної таблиці.

Короткий варіант1 використовують і досі, оскільки він компактніший, зручніший і несе більше інформації. Кожний елемент розміщено в певній комірці періодичної системи, у якій подані такі дані:

Основними складовими періодичної системи є періоди і групи.

Період – це горизонтальний фрагмент таблиці хімічних елементів, що починається лужним металічним елементом (крім першого) і закінчується інертним елементом. Кожний варіант періодичної таблиці має сім періодів. У довгому варіанті період займає один горизонтальний рядок системи, а в короткому – один або два сусідні горизонтальні ряди (парний і непарний). Періоди нумерують арабськими цифрами.

Перший (у ньому 2 елементи), другий і третій періоди (містять по 8 елементів) називають малими, а четвертий, п’ятий (по 18 елементів), шостий (32 елементи) і сьомий (у ньому поки що 29 елементів) – великими.

В елементів першого періоду (Гідрогену Н і Гелію Не) електрони заповнюють єдиний (перший) енергетичний рівень. В елементів другого періоду (від Літію Li до Неону Ne) електрони заповнюють два енергетичні рівні (перший і другий). В елементів третього періоду (від Натрію Na до Аргону Аr) електрони заповнюють три енергетичні рівні, четвертого (від Калію К до Криптону Кr) – чотири і т. д. Таким чином кількість електронних шарів атома дорівнює номеру періоду. І навпаки, номер періоду, в якому розміщений елемент, вказує на кількість енергетичних рівнів у його атомі. Отже, можна сформулювати осучаснене його визначення: період – це послідовність елементів, атоми яких мають однакову кількість енергетичних рівнів.

У малих періодах (перший, другий і третій) зі збільшенням позитивного заряду ядер поступово збільшується кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні, чим і пояснюється зміна властивостей елементів: від металічних до неметалічних. Великі періоди складають з двох рядів – непарних (верхніх) і парних (нижніх).

У великих періодах (четвертий, п’ятий і шостий) заповнення електронних шарів відбувається складніше, чим і пояснюється складніша зміна властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів. У парних рядах великих періодів зі збільшенням зарядів ядер елементів кількість електронів у зовнішньому електронному шарі залишається незмінною (два або один, де є “провал” електрона). А тому властивості елементів у цих рядах змінюється дуже повільно. У непарних рядах зі зростанням заряду ядра збільшується кількість електронів у зовнішньому електронному шарі (від 1 до 8) і властивості елементів змінюються так, як і в елементів малих періодів.

Група – це вертикальний стовпчик періодичної таблиці, у якому розміщені елементи з однотипною електронною будовою в послідовності збільшення заряду ядра.

Короткий варіант періодичної таблиці містить 8 груп, які прийнято нумерувати римськими цифрами (I-VIII). Кожна група тут розділена на 2 підгрупи: головну(А) і побічну (В). Символи елементів головних підгруп зміщено ліворуч від центру клітинок, а символи елементів побічних підгруп – праворуч. До головних підгруп входять лише s – і p-елементи (які можуть бути як металічними, так і неметалічними). У цих елементів кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи:

Номер групи	ІА	ІІА	ІІІА	IVA	VA	VIA	VIIA	VIIIA
Електронна формула зовнішнього електронного шару (n – номер періоду)	Ns1	Ns2	Ns2np1	Ns2np2	Ns2np3	Ns2np4	Ns2np5	Ns2np6

Отже, номер групи (головної підгрупи) вказує на кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні, а також на значення вищої валентності (за винятком Оксигену, Флуору та більшості інертних елементів).

Побічними називають підгрупи, що складаються з елементів, у яких заповнюється d-підрівень. їхні атоми містять у зовнішньому рівні по два електрони (або по одному – у разі “провалу”). Побічні підгрупи не містять елементів перших трьох періодів. До їхнього складу входять лише металічні елементи, які називають перехідними: вони розміщені всередині великих періодів (парних рядів).

Усі елементи, залежно від того, який підрівень заповнюється, поділили на чотири електронні родини:

1) s-елементи – це елементи, в атомах яких останнім забудовується s-підрівень зовнішнього електронного шару. Перші два елементи кожного періоду – це s-елементи;

2) р-елементи – це елементи, в атомах яких останнім забудовується р-підрівень зовнішнього електронного шару. У кожному періоді (крім 1 і 7-го) є шість p-елементів (вони складають головні підгрупи III-VIII груп короткого варіанта періодичної таблиці);

3) d-елементи – це елементи, в атомах яких заповнюється d-підрівень другого зовні енергетичного рівня, а в зовнішньому електронному шарі залишається один або два електрони (розміщені у побічних підгрупах усіх груп);

4) f-елементи – це елементи, в атомах яких заповнюється f-підрівень третього зовні енергетичного рівня, а в зовнішньому електронному шарі залишається два електрони. Розрізняють 4f-елементи, лантаноїди (тобто схожі на Лантан), і 5f-елементи, актиноїди (тобто схожі на Актиній). Щоб не збільшувати довжину таблиці, вони винесені за межі її основного поля і розташовані в нижній частині короткого варіанта періодичної таблиці у двох окремих рядах по 14 елементів (довгого – по 15).

Відмінність електронної будови головних і побічних підгруп однієї групи зумовлює і відмінність властивостей елементів у цих підгрупах. Так, наприклад, в елементів VIIA групи (галогенів) у зовнішньому електронному шарі атоми містять сім електронів, а в елементів VIIB групи (підгрупи Мангану) – по два. Тому прості речовини, утворені галогенами, належать до типових неметалів, а елементами підгрупи Мангану – до типових металів.

Довгий варіант періодичної таблиці містить 18 груп, які пронумеровані арабськими цифрами:

Періодична таблиця елементів (довгий варіант)

1 Стандартні атомні маси (2005)

2 Елементи не мають стабільних ізотопів

3 110-й елемент отримав назву Дармштадтій, 111-й – Рентгеній, а 112-й – Коперніцій (2009). Елементи з атомними номерами 113 і вище зареєстровані, але остаточно не затверджені

Крім вищевказаних, традиційно виділяють такі сукупності (групи) елементів (не плутати з групами власне періодичної таблиці), схожих за своїми фізичними і хімічними властивостями:

_______________________________________________________________

1 Офіційно відмінений IUPAC у 1989 р.

5.1. Основні закономірності Зміни властивостей елементів

Від розміщення елементів у періодичній системі залежить характер і властивості простих речовин.

У межах окремих періодів зі збільшенням заряду ядер:

– зменшується атомний радіус, тому що зростає сила притягання електронів до ядра;

– послаблюються металічні властивості елементів і посилюються неметалічні;

– енергія іонізації для елементів одного періоду зростає зліва направо;

– збільшується максимальний позитивний ступінь окиснення елемента (за винятком Оксигену і Флуору, в яких немає ступенів окисненя +6 і +7 відповідно);

– послаблюються основні властивості оксидів і гідроксидів елементів, одночасно підвищуються їхні кислотні властивості.

У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядер:

– електронегативність зменшується;

– зростає атомний радіус і кількість електронних шарів;

– посилюються металічні властивості елементів і послаблюються неметалічні;

– енергія іонізації спадає внаслідок збільшення відстані між електронами зовнішнього енергетичного шару і ядра;

– посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів.

Урахувавши зміну властивостей елементів у періодах і головних підгрупах, неважко дійти висновку, що найтиповіші металічні елементи мають перебувати в лівій нижній частині періодичної таблиці (Францій, Цезій, Радій), а найтиповіші неметалічні елементи – у правій верхній (Флуор, Хлор, Оксиген).