Металлические свойства элементов в группе сверху вниз усиливаются, т.к. увеличивается количество энергетических уровней, отсюда увеличивается радиус атома , ослабевает притяжение электронов последнего энергетического уровня, уменьшается электроотрицательность, и следовательно усиливаются металлические свойства. В периоде от начала периода к концу металлические свойства ослабевают Т.К. возрастает заряд ядра атома элемента, усиливается притяжение электронов последнего энергетического уровня , возрастает электроотрицательность и ослабевают металлические свойства.
Окислительно-восстановительные свойства. В периодах слева направо с увеличением числа электронов на внешнем уровне восстановительные свойства элементов уменьшаются, а окислительные свойства увеличиваются. В группах сверху вниз с увеличением радиуса атома окислительные свойства элементов уменьшаются, а восстановительные свойства — увеличиваются.
Радиус-атом
в группе сверху вниз радиус атома увеличивается. Число электронов остается постоянным равным номеру группы. Чем меньше электронов на внешнем уровне и чем дальше эти электроны находятся от ядра, тем слабее электростатические силы между «+» ядром и электронами легче атом элемента отдает эти электроны. Элементы легко отдающие электроны проявляют металлические свойства, восстановительные свойства. Их оксиды и гидроксиды проявляют основные свойства (реже амфотерные) 2) В периоде слева направо радиус атома уменьшается, т.к. число энергетических уровней в пределах одного периода постоянно, но увеличивается число электронов на внешнем уровне. Следовательно электростатическое взаимодействие между «+» ядром и электронами усиливается, а радиус уменьшается (эффект р-сжатия). В связи с этим элементы конца периода будут легче принимать электроны. Такие элементы проявляют неметаллические и окислительные свойства. Их оксиды носят кислотный характер.
Энергия ионизации возрастает в периодах от щелочных металлов к благородным газам и уменьшается в группах сверху вниз. Наименьшие энергии ионизации имеют щелочные металлы, начинающие периоды, а наибольшие – благородные газы, заканчивающие периоды. Энергии ионизации элементов, находящихся в главной подгруппе одной и той же группы уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента. Для d- и f-элементов закономерности более сложные.
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.
При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
План характеристики элемента по положению в Периодической системе д.И. Менделеева
1. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы, обоснуйте положение в подгруппе.
2. Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство; отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.
3. Изобразите графически электронную структуру элемента. Для многоэлектронных атомов (с порядковым номером больше 20) достаточно изобразить два последних уровня.
4. Укажите число и тип (s-, p-, d-) валентных электронов.
5. Изобразите графически все возможные спинвалентные состояния.
6. Перечислите возможные валентности и степени окисления.
7. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства элемента и способность к комплексообразованию – образованию дополнительных связей по донорно-акцепторному механизму.
8. Составьте формулы оксидов и гидроксидов для всех возможных валентных состояний. Опишите их физические свойства.
9. Укажите химический характер всех возможных оксидов и гидроксидов; подтвердите его уравнениями реакций.
10. Приведите формулу водородного соединения; опишите его физические свойства и химический характер.
11. Укажите массовые числа и распространенность в природе основных изотопов элемента; число протонов и нейтронов в ядре; атомные и ионные радиусы; энергии ионизации; энергии сродства к электрону; электроотрицательность и другие свойства элемента.
Пример характеристики элемента по положению в Периодической системе д. И. Менделеева
Вариант №: элемент селен
1. Элемент находится в 4-м периоде – у него 4-й внешний энергетический уровень; в 6-й группе – на внешнем уровне 6 электронов; в главной подгруппе, так как является p-элементом.
Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.
2. Полная электронная формула:
34Se 1s2 2s2 2р6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 .
Электронное семейство: p-элемент, так как в стадии заполнения p-орбитали; простое вещество – неметалл.
3. Электронно-графическая формула:
|
|
4. Валентные электроны: два s-электрона и четыре p-электрона, последнего (4-го) энергетического уровня.
5. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:
а) в основном состоянии:
s p
-
n = 4
¯
¯
спинвалентность равна 2 (два неспаренных p-электрона); степень окисления 0.
б) в возбужденном состоянии:
s p d
-
n* = 4
¯
спинвалентность – 4 (четыре неспаренных электрона за счет возможных 4 d-орбиталей);
в)
s p d
-
n* = 4
спинвалентность – 6 (шесть неспаренных электронов: p- и s-электроны переходят на 4 d-орбиталь).
6. Возможные спинвалентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 2, 4, 6 (или II, IV, VI).
Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) ±2, +4,+6; характерные (наиболее устойчивые) -2, +4.
7. В двухвалентном состоянии Se(II) (в степени окисления -2) селен достаточно сильный восстановитель (Ео= -0,92 В), отдавая два электрона, он окисляется до Se0, следовательно, Se0 – слабый окислитель.
В высшем валентном состоянии Se(VI) (степень окисления +6) селен является довольно сильным окислителем, принимает шесть электронов восстанавливаясь до Se0.
Находясь в 4-валентном (промежуточном) состоянии, Se(IV) может проявлять двойственные окислительно-восстановительные свойства:
|
|
8. Формулы оксидов и соответствующих гидроксидов:
SeO |
SeO2 |
SeO3 |
|
твердое белое вещество; возгоняется при t = 337 °С |
твердое белое вещество; tпл = 121 °С
|
|
H2SеО3 |
H2SеО4 |
|
твердое белое вещество |
кристаллическое белое вещество; tпл = 62,4 °С. |
9. Химический характер оксидов:
SeO |
SeO2 |
SeO3 |
несолеобразующий |
среднекислотный |
сильнокислотный |
Химический характер гидроксидов:
H2SеО3 |
H2SеО4 |
кислота средней силы К1 = 1,8×10–3 |
более сильная кислота . К1 = 1,2×10–2 |
Уравнения реакций, подтверждающих кислотный характер оксидов и гидроксидов:
SeO2(т) |
+ |
ВаO(т) |
|
ВаSеО3 |
кислотный оксид
|
|
основной оксид |
соль – селенит бария |
|
SeO3(т) |
+ |
ВаO(т) |
|
ВаSеО4 |
кислотный оксид
|
|
основной оксид |
соль – селенат бария |
|
H2SеО3(в) |
+ |
2NaOH(в) |
|
NaSеО3(в) +H2О(ж) |
кислота |
|
основание |
соль – селенит натрия
|
|
H2SеО4(в) |
+ |
2NaOH(в) |
|
NaSеО4(в) +H2О(ж) |
кислота |
|
основание |
соль – селенат натрия |
10. Формула водородного соединения:
H2Sе – селеноводород; ядовитый бесцветный газ с неприятным запахом; в водном растворе образует слабую двухосновную кислоту с К1= 1 ×10-4; легко окисляется кислородом воздуха при обычной температуре: 2H2Sе(г) + O2(г) ® 2Sе(т) + H2О(г).
11. Массовые числа природных изотопов и распространенность в земной коре (массовая доля в природной смеси):
74 (0, 87); 76 (9, 02); 77 (7, 58); 78 (29, 52); 80 (49, 82); 82 (9, 19).
Относительная атомная масса: Мr = 78,96.
Радиус иона, нм: Sе2- – 0,198; Sе2+ – 0,050; Sе6+ – 0,035.
Сродство к электрону, эВ: 2,0201.
Электроотрицательность: 2,48.
Приведенные характеристики свидетельствуют о том, что селен имеет шесть устойчивых изотопов и занимает промежуточное положение между своими электронными аналогами – кислородом, типичным неметаллом и полонием – металлом. Радиусы ионов Sе4+ и Sе6+ обусловливают кислотный характер оксидов и гидроксидов.