Периодичность изменения свойств элементов

Периодичность свойств элементов объясняется периодическим изменением строения внешних электронных оболочек атомов.

Окислительно-восстановительные свойства. В химических реакциях металлы в виде простых веществ являются восстановителями, а неметаллы ─ окислителями. Мерой восстановительной активности является энергия ионизации, а окислительной активности ─ сродство к электрону.

Энергия ионизации и сродство к электрону в периодах возрастает с увеличением порядкового номера элемента, а в главных подгруппах снизу вверх (рис. 2.2).

Металлические свойства элемента выражены тем сильнее, чем легче он отдаёт электрон, т.е. чем меньше у него энергия ионизации. Следовательно, в периоде с возрастанием порядкового номера элемента металлические свойства уменьшаются, а неметаллические возрастают. В главных подгруппах более активные металлы расположены ниже, а более активные неметаллы ─ выше.

С точки зрения изменения металлических и неметаллических свойств период ─ это серия химических элементов с полным циклом развития свойств от активного металла через активный неметалл до инертного газа.

В малых периодах этот цикл завершается через восемь элементов, а в больших (четвёртом и пятом) ─ через восемнадцать элементов. Эти периоды содержат побочные подгруппы из десяти d-элементов, которые относятся к металлам, имея на внешнем электронном уровне, в основном, два электрона (табл. 2.5).

Рис. 2.2 ─ Изменение энергии ионизации и сродства к электрону

в главных подгруппах периодической системе элементов

Таблица 2.5

Расположение металлов и неметаллов в периодической системе

Группы и подгруппы элементов

IA

IIA

III B…VIII B, I B, II B

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

I

H

He

II

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

III

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

IV

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

V

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

VI

Cs

Ba

La Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

VII

Fr

Ra

Ac Lr

Ku

Ns

лантаноиды

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

актиноиды

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атомов притягивать к себе электронное облако при образовании химической связи. Такой наибольшей способностью обладает фтор, его относительная электроотрицательность принята равной 4,0. Элементы, расположенные в главных подгруппах левее и ниже фтора, обладают меньшей электроотрицательностью. Чем выше ЭО элемента, тем сильнее выражены его неметаллические свойства. Значения ЭО атомов главных подгрупп 1–7 групп первых пяти периодов периодической системы приведены в табл. 2.6.

Таблица 2.6

Относительная электроотрицательность атомов элементов главных подгрупп I-V периодов

Период	Группы
	1	2	3	4	5	6	7
I	H 2,10
II	Li 0,98	Be 1,50	B 2,00	C 2,50	N 3,07	O 3,50	F 4,00
III	Na 0,93	Mg 1,20	Al 1,60	Si 1,80	P 2,20	S 2,60	Cl 3,00
IV	K 0,91	Ca 1,04	Ga 1,80	Ge 1,80	As 2,10	Se 2,50	Br 2,80
V	Rb 0,89	Sr 0,99	In 1,50	Sn 1,80	Sb 1,80	Te 2,10	J 2,60

На примере третьего периода можно рассмотреть изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов (рис. 2.3).

Рис. 2.3 ─ Кислотно-основные свойства соединений элементов III периода

Представим оксиды и гидроксиды элементов, имеющих валентность, равную номеру группы периодической системы, в которой расположен элемент. В периоде с увеличением заряда ядра атома имеется тенденция к уменьшению радиуса атома, уменьшению металлических и возрастанию неметаллических свойств простых веществ. Свойства оксидов и гидроксидов в высшей степени окисления закономерно изменяются в пределах периода от активно оснóвных через амфотерные к кислотным.