2.2 Периодическая система элементов и аналитическая классификация ионов

1.Наиболее четко периодичность химических свойств элементов проявляется в образовании ими определенных химических соединений. Состав соединений обусловлен степенью окисления элементов, образующих эти соединения. Положительная и отрицательная степени окисления элементов определяются их положением в периодической системе элементов им. Д.И.Менделеева.

В соединениях с неметаллами водород проявляет степень окисления +1; кислород, как с металлами, так и с неметаллами в большинстве случаев проявляет степень окисления –2.

Максимальная степень окисления элемента определяется номером группы в периодической системе элементов. Исключение представляют большие периоды. Например, элементы подгруппы I B, у атомов которых предпоследний электронный слой имеет 18 ē, проявляют не только степень окисления +1, но и +2 и +3.

Металлы не дают соединений, в которые они входили бы в виде отрицательных ионов. Неметаллы образуют соединения, в которые они входят в виде отрицательных ионов, причем максимальная отрицательная степень окисления их равна: 8 минус номер группы периодической системы, в которую входит данный элемент.

2.Периодичность химических свойств ясно проявляется в отношении кислотно-основных функций образуемых элементами гидроксидов и соединений с водородом. Основные свойства гидроксидов возрастают по мере увеличения электроположительного характера образующих их элементов. Наиболее сильные основания – это гидроксиды элементов I и II групп. В главных подгруппах электроположительный характер элементов убывает по мере увеличения номера группы. В пределах одной главной подгруппы электроположительный характер элементов усиливается с увеличением порядкового номера элемента (по мере увеличения радиуса иона).

Атомы побочных подгрупп (В) отличаются меньшими радиусами, чем соответствующие элементы главных подгрупп. Поэтому у элементов побочных подгрупп энергия химической связи с кислородом больше, чем у элементов главных подгрупп. Вследствие этого гидроксиды элементов побочных подгрупп (В) являются более слабыми основаниями.

Кислотный характер гидроксидов проявляется тем сильнее, чем более ослаблена связь О – Н. В одном ряду периодической системы для сравниваемых элементов сила образуемых ими кислородсодержащих кислот возрастает слева направо (H₂SiO₃ < H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₄) и убывает в пределах одной группы сверху вниз (HNO₃ > H₃PO₄ > H₃AsO₄ > H₃SbO₄ > H₃BiO₄).

Кислотный характер соединений с водородом возрастает по мере увеличения электроотрицательного характера связанных с водородом элементов (в каждом ряду слева – направо; в каждой группе сверху – вниз).

3.Очень четко периодичность химических свойств элементов проявляется в отношении их окислительно-восстановительных свойств.

Чтобы оторвать электрон от атома, нужно затратить энергию, мерой которой является потенциал ионизации. У щелочных металлов он имеет наименьшее значение, у инертных газов – наибольшее. В тесной связи с потенциалом ионизации находятся восстановительные свойства атомов: они понижаются в периодах слева – направо, а в группах: снизу – вверх, по мере возрастания потенциала ионизации. Наиболее сильные восстановители – это щелочные металлы и некоторые другие элементы.

Окислительные свойства элементов, атомы которых имеют на внешнем уровне ≥ 4 ē, увеличиваются в периодах с увеличением порядкового номера элемента, а в группах снизу – вверх. Наиболее сильные окислители: фтор, хлор, кислород и др. элементы (неметаллы), находящиеся в VI и VII группах главных подгрупп.

Восстановительные свойства также проявляют отрицательно заряженные ионы (I^–, S^2– и др.). Восстановительная способность данных ионов растет в подгруппах по мере увеличения радиуса иона. Среди них самыми сильными восстановителями являются анионы иодида, имеющие наибольший радиус; самыми слабыми – анионы фторида.

Ясно выраженные восстановительные свойства проявляются у положительно заряженных катионов металлов, способных окисляться в более положительно заряженные ионы (Cr²⁺, Sn²⁺, Fe²⁺ и др.).

Сильными окислителями являются сложные кислородсодержащие ионы неметаллов (ClO₃⁻, NO₃⁻) и металлов (CrO₄²⁻, Cr₂O₇²⁻, MnO₄⁻ и др.), производные ионов неметаллов и металлов с максимальным положительным зарядом и отрицательно заряженными ионами кислорода.

4.Определенные закономерности наблюдаются в способности элементов к комплексообразованию. Элементы, отличающиеся наиболее стабильными электронными оболочками (нулевая группа, главные подгруппы I и VII групп), обладают минимумом способности к комплексообразованию. Максимальная способность к комплексообразованию – у элементов VIII группы (Fe, Co, Ni, Ru и др.), а также у элементов, расположенных в центре больших периодов (Cr, Mn, Cu); (Mo, Ag, Cd); (W, Re, Hg) и др.

В главных подгруппах I и II групп способность к комплексообразованию падает с увеличением порядкового номера элемента; а в главных подгруппах IV – VII групп растет с увеличением порядкового номера; главная подгруппа III группы занимает промежуточное положение.

В ряде побочных подгрупп наблюдается увеличение способности к комплексообразованию по мере увеличения порядкового номера элемента (Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Ga, In, Tl).