Періодичність властивостей простих речовин і сполук

Металічні властивості простих речовин

Металічні  властивості — здатність атомів віддавати електрони.

Саме наявністю вільних електронів пояснюються загальні фізичні властивості металів: висока електропровідність і теплопровідність, характерний металічний блиск, ковкість.

Металічні властивості посилюються в групах зверху вниз.

У кожній головній підгрупі найбільш виражені металічні властивості в елементах сьомого періоду.

У періодах зліва направо відбувається послаблення металічних властивостей.

У кожному періоді найсильніші металічні властивості у елементів IA групи, тобто у елементів лужних металів.

У періодах металічні властивості слабшають, а в групах — посилюються.

Зверни увагу!

Найсильніші металічні властивості проявляє Францій.

Неметалічні властивості простих речовин

Неметалічні властивості є протилежними металічним.

Неметалічні властивості — здатність атомів приймати електрони.

У групі зверху вниз неметалічні властивості слабшають.

Найсильніший неметалічний елемент кожної групи розташовується вгорі (у другому періоді).

Неметалічні властивості в періодах посилюються зліва направо.

У кожному періоді найбільш виражені неметалічні властивості у елементів VIIA групи (у галогенів).

У періодах неметалічні властивості посилюються, а в групах — слабшають.

Зверни увагу!

Найсильніший неметалічні властивості проявляє Флуор.

Склад і властивості вищих оксидів і гідроксидів. Сполуки з Гідрогеном

Загальні формули вищих оксидів і сполук з Гідрогеном

Основні властивості сполук визначаються металічними властивостями хімічних елементів. Їх зміна відбувається так само.

Основні властивості сполук з ростом порядкового номера посилюються в групах і слабшають у періодах.

Кислотні властивості оксидів і гідроксидів визначаються неметалічними властивостями елементів.

Кислотні властивості сполук зі збільшенням порядкового номера слабшають у групах і посилюються в періодах.

Закономірності зміни властивостей простих речовин і

сполук

Періодичність зміни радіусів атомів хімічних елементів

Теорія:

Однією з найважливіших характеристик атома є його радіус.

Зміна радіусів атомів в групах

Радіус атома визначається числом енергетичних рівнів в ньому. Чим більше рівнів заповнено електронами, тим більше радіус атома.

Згадаємо будову електронних оболонок елементів IA та IIA груп:

Li3)2)1;    Na11)2)8)1;    K19)2)8)8)1;

Be4)2)2;    Mg12)2)8)2;    Ca20)2)8)8)2.

Зі збільшенням порядкового номера в групі радіуси атомів збільшуються. У кожній групі найбільші радіуси у елементів сьомого періоду.

Зміна радіусів атомів в періодах

В елементах одного періоду число енергетичних рівнів в атомах є однаковим. Збільшуються заряд ядра і число зовнішніх електронів.

Na11)2)8)1;    Si14)2)8)4;    Cl17)2)8)7.

Зовнішні електрони все сильніше притягуються до позитивно зарядженого ядра, атоми стискаються, і за рахунок цього їх радіуси зменшуються. Найбільші радіуси в кожному періоді — в елементах IA групи (у лужних металів).

Періодичність зміни властивостей атомів

Теорія:

Основні характеристики атомів хімічних елементів:

• заряд ядра;

• число електронних шарів;

• число електронів на зовнішньому рівні;

• радіус атома;

• вища валентність в сполуках з Оксигеном;

• валентність в летких сполуках з Гідрогеном;

• здатність віддавати електрони;

• здатність приймати електрони.

Заряд ядра атома хімічного елемента дорівнює порядковому номеру. Він послідовно зростає від одного елемента до іншого.

Число електронних шарів дорівнює номеру періоду, до якого відноситься хімічний елемент.

Інші властивості змінюються періодично.

Число зовнішніх електронів є однаковим в елементів, що містяться в одній A групі (однакові для елементів однієї головної підгрупи) і співпадає з її номером. У періоді число зовнішніх електронів збільшується від 1 до 8.

Вищі валентності хімічних елементів в сполуках з Оксигеном, як правило, збігаються з номером групи, та в кожному періоді збільшуються.

Валентності в сполуках з Гідрогеном (для неметалів), навпаки, зменшуються і дорівнюють різниці 8 – № групи.

Радіуси атомів в кожному періоді зменшуються зліва на право, а в групі збільшуються зверху до низу.

Хімічні властивості атомів обумовлені їх здатністю віддавати електрони або їх приймати.

Здатність атомів віддавати валентні електрони

Чим більше радіус атома, тим слабше утримуються його зовнішні електрони. Тому здатність віддавати електрони посилюється в групах зверху до низу.

У малих періодах зі збільшенням зарядів ядер радіус атомів зменшується, а число електронів на зовнішньому рівні збільшується. Вони все сильніше притягуються до ядра і важче відриваються від атома.

Найлегше відриваються електрони від атомів лужних металів, особливо Франція.

Схематично посилення здатності віддавати електрони можна зобразити наступним чином:

‖⇓Fr⇐

Здатність атомів притягувати електрони

В елементах однієї групи ця здатність знижується зі збільшенням числа електронних шарів.

У періоді зі збільшенням заряду ядра радіус атома зменшується, число валентних електронів і їх притягування до ядра росте, і атомам все легше приєднувати додаткові електрони на зовнішній рівень.

Найбільш активно приймають електрони атоми галогену Флуору.

Зміна здатності приймати електрони показує схема:

⇒F⇑‖

Інертні гази (елементи VIIIA групи) відрізняються від інших елементів за властивостями . Їх атоми мають заповнені зовнішні енергетичні рівні і тому не віддають і не приймають електрони.

Підведемо підсумки.

Закономірності зміни властивостей атомів