Главные подгруппы побочные подгруппы

состоят из s- и p-элементов состоят из d-элементов (и f-)

Металлические свойства элементов обусловлены легкостью отдачи электронов (эл-т эл-т х+): чем легче атом отдает электроны, тем более активным металлом он будет. Рассмотрим, как меняются металлические свойства в Периодической системе.

По периоду слева направо радиус атома уменьшается и растет число валентных электронов, и чем больше их становится, тем труднее их отдача. Следовательно, по периоду слева направо металлические свойства ослабевают.

По группе (берем элементы главных подгрупп, подгрупп А, содержащих s- и p-элементы) сверху вниз число валентных электронов постоянно, но радиус атома увеличивается. И чем дальше расположены валентные электроны от ядра, тем легче их оторвать от атома и тем сильнее металлические свойства. (В побочных подгруппах, т.е. для d-элементов, за исключением 3-Б группы, изменение энергии ионизации носит обратный характер: она увеличивается сверху вниз). Следовательно, самый активный металл в Периодической системе - франций (Fr).

Потенциал ионизации (I, эВ) - та энергия, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома. Чем меньше I, тем активнее металл (I минимален у Fr).

Неметаллические свойства элементов обусловлены способностью элементов присоединять к себе электроны (в итоге атомы достраивают свой валентный слой, приобретают отрицательный заряд, а их электронная оболочка становится, как у инертного газа (эл-т эл-т х-).

Неметаллические свойства обратны металлическим.

По периоду слева направо для завершения внешнего электронного слоя до восьми электронов атому нужно принять все меньше электронов, этот процесс осуществляется все легче и неметаллические свойства возрастают.

По группе снизу вверх радиус атома уменьшается, ядро все активнее притягивает к себе недостающие до октета электроны и неметаллические свойства возрастают. Самый активный неметалл в Периодической системе - фтор (F).

Энергия сродства к электрону (Е, эВ) - та энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Чем больше Е, тем активнее неметалл (Е максимальна у F).

Вопросы для закрепления материала :

1.У какого элемента (алюминия или галлия) сильнее выражены металлические свойства?

2.Почему элементы ванадий и галлий находятся в разных подгруппах Периодической системы?

Деление групп на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и р-элементы, а побочную подгруппу - d и f-элементы. Например в IV группу Периодической системы элементов входят следующие элементы:

Итак, в каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые валентные электроны.

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом физический смысл номера группы.

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням в атомах 9F (1s2 2s2 2р5) и 53J (1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали - в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали - в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом, по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

2. Изменение в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы

Формулировка закона, данная Д.И. Менделеевым, не могла быть точной и полной с современной точки зрения так как она соответствовала состоянию науки на тот период времени, когда не было известно строение атома. Поэтому новые научные открытия вступили с ней в противоречие. Так были открыты изотопы.

Изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа. Сумму чисел протонов и нейтронов в ядре атома называют массовым числом обозначают буквой А. Следовательно, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра, то есть содержащих одинаковое число протонов.

3. Строение электронных оболочек атомов

Заполнение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии , принципом Паули и правилом Хунда .

Электроны заполняют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии . Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и так далее …

Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства-т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.

Электроны в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.

В случае s-орбитали электронное облако сферическое:

В случае p-орбиталей форма электронного облака гантелеобразная

Внутри атомных орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая электронная плотность . Пространство вне объема орбиталей соответствует малой электронной плотности.

В каждой атомной орбитали может размещаться максимально два электрона (принцип Паули ).

При наличии орбиталей с одинаковой энергией (например, трех р-орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р-подуровне не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Хунда ).

Для изображения электронной конфигурации атома нужно распределить его электроны по подуровням так, чтобы каждой атомной орбитали соответствовала одна квантовая ячейка, и в соответствии с тремя указанными правилами заселения

Электронные конфигурации атомов

Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s- и p- подуровни (s2p6). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s- и p- подуровни - незавершенные , например у хлора: 17Cl = 3s2 3p5. Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными , поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.

f-Элементы. Открытие новых элементов. Ядерные реакции.

Итак, с увеличением атомного номера неизбежно наступает момент, когда у элементов начинают заполняться f-орбитали. Это происходит после заполнения 6s-орбиталей - сразу после элемента 56Ba с валентной оболочкой.6s2.

Поскольку при заполнении семи f-орбиталей образуется целых 14 элементов, то как в форме Периодической таблицы f-элементы вынесены отдельными строчками внизу. В нижней части любой таблицы одна строчка из f-элементов “лантаноидов” (по имени элемента лантана La, открывающего ряд f-элементов) и строчка из f-элементов “актиноидов” (по имени элемента актиния Ac). У лантаноидов постепенно заполняются 4f-орбитали, у актиноидов – 5f-орбитали.

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Национальный минерально-сырьевой университет «Горный»

Кафедра общей и физической химии

ОБщая и неорганическая химИя Свойства элементов побочных подгрупп

Методические указания к лабораторным работам

для студентов, обучающихся по направлению подготовки бакалавриата240100

САНКТ-ПЕТЕРБУРГ

УДК 546 (076.5)

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП: Методические указания к лабораторным работам / Национальный минерально-сырьевой университет «Горный». Сост.:Д.Э. Чиркст, Т.Е. Литвинова, И.В. Берлинский, Д.С. Луцкий.

Изложены методики проведения опытов по свойствам элементов периодической системы и обработки результатов экспериментальных работ. Лабораторные работы предназначены для студентов, обучающихся по направлению подготовки бакалавриата 2400100 «Химическая технология».

Библиогр.:8

Научный редактор: проф. Чиркст Д.Э.

© Национальный минерально-сырьевой

университет «Горный» , 2012 г.

Свойства элементов побочных подгрупп Общие сведения

Побочные подгруппы периодической системы включают d -элементы до актиния включительно, все лантаноиды и первые четыре элемента ряда актиноидов.

У элементов побочных подгрупп наблюдается ряд характерных особенностей:

все элементы побочных подгрупп являются металлами;

многие элементы побочных подгрупп могут существовать в разных валентных состояниях (явление переменной валентности);

соединения большинства элементов побочных подгрупп обладают парамагнитными свойствами;

сходство по свойствам с элементами главных подгрупп как правило проявляется у соединений элементов с максимальной степенью окисления;

сходство свойств достаточно велико для элементов III–VIIгрупп периодической таблицы и мало заметно для элементовVIII–IIгрупп;

элементы побочных подгрупп способны к образованию окрашенных ионов типа Me z + – это свойство у металлов главных подгрупп отсутствует;

у элементов побочных подгрупп наблюдается сходство свойств в рядах по горизонтали, например Fe–Co–Ni, особенно характерное для элементовVIIIгруппы;

в подгруппах сверху вниз наблюдается изменение свойств от более активного металла к менее активному.

Ввиду того, что появление побочных подгрупп начинается в третьей группе, изучение элементов побочных подгрупп также логично начинать с изучения свойств элементов IIIВ группы.

Лабораторная работа № 7. Свойства элементовVii а группы. Галогены

Цель работы : изучение химических свойств галогенов.

Общие сведения

Входящие в VIIА подгруппу элементы фтор, хлор, бром, иод, астат называются галогены (солеобразующие). Такое название элементыVIIА подгруппы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей типаMeГ n , где Ме – металл, Г – атом галогена.

Атомы галогенов содержат семь электронов на внешнем электронном уровне, следовательно, легко могут присоединять единственный электрон. Аналогичное строение внешнего электронного слоя обусловливает большое сходство галогенов друг с другом:

все галогены – типичные неметаллы;

у всех галогенов большое значение электроотрицательности;

в бинарных соединениях проявляют валентность, равную 1;

в бинарных соединениях с менее электроотрицательными элементами проявляют степень окисления −1;

все галогены являются сильными окислителями.

Увеличение радиуса атома сверху вниз по группе приводит к тем же закономерностям, что и у элементов других главных подгрупп. С повышением порядкового номера элементов в ряду F–At

уменьшается электроотрицательность;

ослабевают неметаллические свойства;

ослабевает окислительная способность простых веществ: более легкие галогены в виде простых веществ окисляют галогенид-ионы более тяжелых галогенов;

усиливается восстановительная способность галогенид-ионов: более тяжелые галогены в виде Г − восстанавливают более легкие галогены из их кислородных соединений;

изменяется агрегатное состояние простых веществ: фтор и хлор – газы, бром – тяжелая жидкость, иод, астат – кристаллические вещества.

появление положительной степени окисления (фтор в своих соединениях всегда находится в степени окисления −1);

изменение состояния галогеноводородов: HF– жидкость, водный раствор образует слабую кислоту; остальные галогеноводороды – газообразные вещества, водные растворы образуют сильные кислоты;

изменения растворимости галогенидов: фториды щелочно-земельных элементов мало растворимы, фторид серебра – растворим; для остальных галогенов – наоборот.

фтор – единственный из галогенов, который не образует кислородных соединений. Остальные галогены образуют оксиды, носящие кислотный характер и являющиеся сильными окислителями, а также кислородные кислоты. Сами кислородные кислоты галогенов и их соли являются как правило сильными окислителями.