Періодична система

Група

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

Період

1

1 H

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 Cs

56 Ba

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87 Fr

88 Ra

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Fl

115 Uup

116 Lv

117 Uus

118 Uuo

Лантаноїди

*

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

Актиноїди

**

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

	Лужні метали	Лужноземельні метали	Лантаноїди	Актиноїди	Перехідні метали
	Метали	Напівметали (напівпровідники, металоїди)	Галогени	Інертні гази	Неметали

Деякі властивості окремих елементів чи їх груп можна передбачити за їх місцем у періодичній системі:

• Маса — збільшується зверху до низу і зліва направо (Винятки: Ar перед K, Te перед I, Co перед Ni, Th перед Pa)

• Атомний радіус — збільшується зверху до низу і зліва направо (у елементах головних груп)

• Електронегативність — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується (виняток Інертні гази)

• Енергія іонізації — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується

• Металевий характер елемента — збільшується зверху до низу і зліва направо зменшується

• Основність оксидів — зростає зверху до низу і зліва направо зменшується

Елемент № 82 (Свинець) є останнім елементом у якого існують стабільні нерадіоактивні ізотопи. Усі вищі ізотопи з порядковими номерами 83 і більше є радіоактивні і нестабільні. При цьому Вісмут (№ 83) знаходиться на межі і має їзотопи з дуже довгим періодом напіврозпаду. Проте між 1 та 82 елементами відомі два винятки: № 43 (Технецій) та 61 (Прометій). Отже залишається лише 80 стабільних елементів які існують у природі. З радіоактивних елементів зустрічаються Вісмут, Торій та Уран, що є у відносно великих кількостях оскільки мають період напіврозпаду великої тривалості. Інші радіоактивні (за виключенням одного ізотопа Плутонію) елементи є лише продуктами радіоактивного розпаду Урану чи Торію. Елементи з порядковим номером більше 94 можна добути (синтезувати при ядерній реакції) лише штучно.

О́кисно-відно́вна реа́кція (заст. оки́снювально-відно́вна реа́кція ) — хімічна реакція, яка відбувається зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів, і реалізується перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.

Опис

У процесі окисно-відновної реакції відновник віддає електрони, тобто окиснюється; окисник приєднує електрони, тобто відновлюється. Причому будь-яка окисно-відновна реакція являє собою єдність двох протилежних перетворень — окиснення та відновлення, що відбуваються одночасно та без відриву одне від одного.

Окиснення: Речовина A як відновник віддає один електрон.

Відновлення: Речовина В як окисник приймає електрон.

Окисно-відновна реакція: Речовина А віддає електрон речовині В.

Окиснення

При окисненні речовини в результаті віддачі електронів збільшується її ступінь окиснення. Атоми окисника називаються акцепторами електронів на противагу атомам відновника, що втрачають електрони і тому називаються донорами. У деяких випадках, молекула вихідної сполуки може стати нестабільною та розпастися на стабільніші та дрібніші складові. При цьому деякі з атомів мають більш високий ступінь окиснення, ніж ті ж самі атоми у вихідній молекулі.

Окисник, коли приймає електрони, набуває відновних властивостей та перетворюється в спряжений відновник:

окисник + e− ↔ спряжений відновник.

Відновлення

Докладніше: Відновлення

При відновленні атоми та йони приєднують електрони. При цьому відбувається пониження ступеня окиснення елементу. Приклади: відновлення оксидів металів до вільних металів за допомогою водню, вуглецю, інших речовин; відновлення органічних кислот в альдегіди та спирти; гідрогенізація жирів та ін.

Відновник, що віддає електрони, набуває окиснювальних властивостей та перетворюється у спряжений окисник:

відновник - e− ↔ спряжений окисник.

Види окисно-відновних реакцій

• міжмолекулярні — реакції, в яких атоми, що відновлюються та окиснюються знаходяться в різних молекулах, наприклад:

• внутрішньо молекулярні — реакції, в яких атоми, що відновлюються та окиснюються знаходяться в одній і тій ж самій молекулі, наприклад:

• репропорціонування (компропорціонування)

• диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення) - реакції, в яких атоми одного елементу перетворюються на речовину (речовини) зі змінною ступенів окиснення, наприклад:

Окисно-відновна реакці

Поділяється на дві напівреакції:

1) Окиснення:

2) Відновлення:

Атоми та йони, які в даній реакції приєднують електрони є окисниками, а які віддають електрони — відновниками.

Властивості вищих оксидів

Оксиди металів являють собою кристалічні речовини. Оксиди неметалів — це, навпаки, переважно легкі речовини і гази.

Осно́вні оксиди

Основні оксиди - це оксиди, яким відповідають основи. Основними оксидами є, наприклад, Na2O, CaO, MgO, K2O. Декотрі оксиди легко взаємодіють з водою з утворенням відповідних основ:

CaO + H2O → Ca(OH)2

K2O + H2O → 2KOH.

Оксиди Fe2O3, CuO, Ag2O з водою не взаємодіють, однак вони нейтралізують кислоти і тому вважаються основними.

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Характерною хімічною властивісттю основних оксидів є їхня взаємодія з кислотами, при цьому, як правило, утворюються сіль і вода

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад:

СаО + СО2 = СаСО3

Na2O + ZnO = Na2ZnO2

Основні оксиди утворюються тільки металами з низькою валентністю (не вище 3+ ). Більшість основних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за винятком оксидів лужних і лужноземельних металів, які реагують з водою. Усім основним оксидам відповідають основи, тобто гідроксиди, які проявляють властивості основ.

Луг

Луги́ — розчинні у воді сильні, а іноді слабкі основи, які дисоціюючи в розчині створюють велику концентрацію іонів OH-. До них зазвичай відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів. Луги — безбарвні кристалічні речовини.

Гідроксиди лужних метлів — їдкі луги — добре розчинні у воді (гірше — LiOH), гідроксиди лужноземельних металів — гірше. Сила основ і їх розчинність у воді в кожній групі періодичної системи зростають зверху вниз з збільшенням радіуса катіона. Їдкі луги розчинні також в етанолі і метанолі. Їдкі луги (за винятком LiOH) термічно стійкі до температури вище 1000 °С, гідроксиди лужноземельних металів і гідроксид літію розкладаються при нижчих температурах.

Луги жадібно поглинають з повітря воду, СО2, SO2, H2S і NO2. При доступі повітря, вони завжди будуть містити кристалізаційну воду, домішки карбонату, сульфату, сульфіду, нітрату і нітриту. Для обезводнення луги нагрівають в атмосфері, вільній від СО2, від домішок карбонату в їдких лугах позбуваються перекристалізацією з етанолу. Водні розчини їдких лугів руйнують скло, розплави — фарфор і платину. Плавлять їдкі луги в посудинах з срібла, нікелю або заліза, зберігають в поліетиленових посудинах.

Їдкі луги отримують електролізом хлоридів лужних металів, реакціями обміну між солями лужних металів і гідроксидами лужноземельних металів; інші луги отримують дією води на оксиди лужноземельних металів. Луги визначають за допомогою кислотно-основних індикаторів.

Тверді луги і їхні концентровані розчини руйнують живі тканини, особливо небезпечним є потрапляння частинок твердого лугу в очі.

До лугів деколи відносять також солі сильних основ і слабких кислот, водні розчини яких мають лужну реакцію внаслідок гідролізу, наприклад гідросульфіди NaSH і KSH, карбонати Na2СО3, а також ТlОН, аміачну воду.

19.09.2012

Хімічний зв'язок, основні типи хімічного зв’язку, механізми утворення ковалентно неполярного, полярного та йонного зв’язків. Кристалічні ґратки. Залежність властивостей речовин від типу кристалічної ґратки.

Хімічний зв'язок

Хімі́чний зв'язо́к — взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі.

Хімічні зв'язки є результатом складної взаємодії електронів та ядер атомів і описуються квантовою механікою. В останні десятиліття виникла окрема галузь хімії, предметом якої є вивчення структури молекул і кристалів за допомогою квантово-механічних розрахунків: квантова хімія.

Теорія хімічної будови органічних сполук Бутлерова

Термін «хімічна будова» вперше ввів О. М. Бутлеров в 1861 року. Також він заклав основи теорії хімічної будови. Головні положення даної теорії наступні:

• Атоми в молекулах зв'язані один з одним в певній послідовності. Зміна цієї послідовності приводить до утворення нової речовини з новими властивостями.

• З'єднання атомів відбувається відповідно до їх валентності.

• Властивості речовин залежать не тільки від їх складу, а й від «хімічної будови», тобто від порядку з'єднання атомів в молекулах і характеру їх взаємного впливу. Найбільш сильно впливають один на одного атоми, які безпосередньо пов'язані між собою.