1. Строение атомов химических элементов и закономерности в изменении и свойств на примере: а) элементов одного периода; б) элементов главной подгруппы.

Таблица «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева» позволяет описать строение атомов элементов, предсказать свойства образованных ими простых веществ, состав и свойства наиболее характерных соединений, высших оксидов, соответствующих им гидроксидов, а также летучих водородных соединений (если элемент их образует).

Кроме того, следует подчеркнуть, что химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе, а также он определяет число электронов в атоме. Следовательно, от заряда ядра атом химического элемента зависит от его строения, а значит, свойства, как самого химического элемента, так и образованных им соединений.

Для изображения схем строения атомов следует вспомнить, что электронные слои атомов инертных газов называют завершенными, они содержат 2, 8 или 18 электронов, которые образуют устойчивую систему, придавая атому неспособность образовывать химические соединения. Чем ближе к ядру расположены электрон, тем прочнее они связаны с ядром.

Увеличение положительного заряда ядра атомов приводит к накоплению числа электронов на внешнем слое атома (у некоторых элементов больших периодов – на предвнешнем) и периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего электронного слоя (энергетического уровня). А поскольку от числа электронов строение внешнего слоя зависят свойства элементов, то и они периодически повторяются.

Рассмотренные выше положения позволяют охарактеризовать строение атомов химических элементов на примере: а) одного периода; б) одной подгруппы (лучше главной).

Можно воспользоваться схемами строения атомов 2-го и 3-го периодов.

По своему желанию можно охарактеризовать строение атомов большого (например, 4-го) периода. При этом в зависимости от уровня подготовки можно изображать строение атома схемами, в которых указан заряд ядра и распределение электронов по слоям (₉F 2, 7), или электронными формулами (₉F 1s²2s³2p⁵), либо графически (₉F ).

Покажем закономерность в изменении свойств химических элементов на примере 4-го, большого периода в зависимости от строения атомов.

Четвертый период, в отличии от третьего, представляют элементы как главных подгрупп, так и побочных. У элементов главных подгрупп наблюдаются заполнение внешних электронных слоев, а у элементов побочных подгрупп – предвнешних. Так, если у элементов главных подгрупп (от элемента к элементу) происходит монотонное увеличение числа внешних электронов: ₁₉K 2, 8, 8, 1 (электронная формула ₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹); ₂₀Ca 2, 8, 8, 2 (электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²), то у элементов побочных подгрупп на внешнем электронном слое находиться не более двух электронов, а их накопление идет на предвнешнем слое. Например, строение атома скандия ₂₁Sc 2, 8, 9, 2 (электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²), цинка ₃₀Zn 2, 8, 18, 2 (электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²).

Из схем строения атомов элементов одного периода видно, что заряд ядра и число электронов в атоме возрастает на единицу при переходе от элемента к элементу. В связи с этим закономерно изменяются свойства (в большом периоде это изменение идет медленней, чем в малом):

1. металлические свойства простых веществ ослабевают и усиливаются неметаллические, которые наиболее выражены у галогенов; инертные элементы химических соединений почти не образуют;

2. высшая валентность (продолжительная степень окисления) атомов элементов в оксидах возрастает от I до VII;

3. валентность атомов неметаллов (отрицательная степень окисления) в летучих водородных соединениях убывает от VI до I;

4. основные свойства высших оксидов и соответствующих им гидроксидов (см. таблицу в билете №1, вопрос 1) сменяются амфорными, а затем кислотными.

Закономерности изменения свойств химических элементов в подгруппах можно также рассмотреть на примере любой подгруппы по желанию.

Так, в главной подгруппе первой группы периодической системы находиться щелочные металлы:

₃Li 2, 1 (1s²2s¹); ₁₁Na 2, 8, 1 (1s²2s²2p⁶3s¹);

₁₉K 2, 8, 8, 1 (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁰4s¹);

₃₇Rb 2, 8, 18, 8, 1 (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d⁰5s¹)

(строение атомов остальных щелочных металлов аналогично).

В группах, как видно из строения атомов щелочных металлов, сверху вниз возрастает число электронных слоев (оно равно номеру периода), а, следовательно, увеличивается радиус атома. Оторвать электрон с внешнего слоя атома, имеющего большой радиус, легче, так как его связь с ядром ослаблена из-за большего удаления от него.

Поэтому в группах с увеличением номера периода (сверху вниз) усиливаются металлические (восстановительные) свойства и химическая активность. Атомы неметаллов, тем более щелочные, в химических реакциях легко отдают электроны внешнего слоя и проявляют степень окисления от +1 до +3. Оксиды и гидроксиды металлов проявляют основные (щелочные) свойства.

Такие же закономерности проявляются и в других подгруппах. Например, элемент V группы азот обладает типичными неметаллическими свойствами, простое вещество N₂ и водородное соединение NH₃ аммиак – газы, высший оксид N₂O₅ и гидроксид висмута (III) Bi(OH)₃ обладают основными свойствами, хотя водородное соединение висмута BiH₃ газообразно. Только высший оксид висмута Bi₂O₅ – кислотный, он способен реагировать со щелочами.

Таким образом, можно утверждать, что количественные изменения (число протонов в ядре и электронов на внешнем слое) связаны с качественными (свойствами простых веществ и соединений, образованных химическим элементом). Это общий закон природы.

Билет № 28