Comment les propriétés chimiques changent. Comment les propriétés des éléments chimiques changent dans les sous-groupes du système périodique de Mendeleev. Matériel de référence pour réussir le test
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Test sur le thème: "Information et processus d'information"
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programmation informatique
la relation des phénomènes dans la nature
Technologies informatiques
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l'information est intangible
l'information est le reflet du monde réel
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manipuler.
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discours humain
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afin d'extraire des informations d'un message, une personne utilise des connaissances
le traitement de l'information est une modification de son contenu
lors de l'enregistrement d'informations, les propriétés du support changent
6. Qu'est-ce que le codage?
outil de recherche d'informations
enregistrement d'informations dans un autre système de signes
distorsion de l'information
changer le type d'informations
modification de la quantité d'informations
sélection des éléments requis
réorganiser les éléments
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résoudre certains problèmes?
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7. Quelle phrase peut être utilisée pour définir le tri?
sélection des éléments requis
organisation des éléments de liste dans un ordre donné
arrangement alphabétique des chaînes
réorganiser les éléments
suppression des éléments inutiles
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résoudre certains problèmes?
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11. Quel est le nom des idées d'une personne sur la nature, la société et lui-même
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les informations reçues dépendent de la connaissance du destinataire
les informations reçues ne dépendent que du message reçu
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les connaissances n'augmentent que lorsque les informations reçues sont partiellement connues
les mêmes informations peuvent être présentées sous différentes formes
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systèmes?
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Régularités des changements des propriétés chimiques des éléments et de leurs composés par périodes et groupes
Listons les régularités des changements de propriétés, manifestés dans les périodes:
- les propriétés métalliques diminuent;
- les propriétés non métalliques sont améliorées;
- l'état d'oxydation des éléments en oxydes supérieurs passe de $ + 1 $ à $ + 7 $ ($ + 8 $ pour $ Os $ et $ Ru $);
- l'état d'oxydation des éléments dans les composés hydrogénés volatils passe de -4 $ à $ -1 $;
- les oxydes basiques à amphotères sont remplacés par des oxydes acides;
- les hydroxydes d'alcalins à amphotères sont remplacés par des acides.
D.I. Mendeleev en 1869 $, a fait une conclusion - a formulé la loi périodique, qui ressemble à ceci:
Les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement des masses atomiques relatives des éléments.
Systématisant les éléments chimiques sur la base de leurs masses atomiques relatives, Mendeleev a également accordé une grande attention aux propriétés des éléments et des substances qu'ils forment, en répartissant les éléments ayant des propriétés similaires dans des colonnes verticales - des groupes.
Parfois, en violation du modèle révélé par lui, Mendeleev a mis des éléments plus lourds avec des valeurs inférieures de masses atomiques relatives. Par exemple, il a noté dans son tableau le cobalt avant le nickel, le tellure avant l'iode et, lorsque des gaz inertes (nobles) étaient découverts, l'argon avant le potassium. Mendeleev a estimé que cet arrangement était nécessaire car sinon ces éléments tomberaient dans des groupes d'éléments qui ne leur ressemblent pas en propriétés, en particulier le potassium de métal alcalin tomberait dans le groupe des gaz inertes et le gaz inerte argon - dans le groupe des métaux alcalins.
DI Mendeleev ne pouvait pas expliquer ces exceptions à la règle générale, ne pouvait pas expliquer la raison de la périodicité des propriétés des éléments et des substances formées par eux. Cependant, il a prévu que cette raison réside dans la structure complexe de l'atome, dont la structure interne n'a pas été étudiée à ce moment-là.
Conformément aux idées modernes sur la structure de l'atome, la base de la classification des éléments chimiques est les charges de leurs noyaux atomiques, et la formulation moderne de la loi périodique est la suivante:
Les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement des charges de leurs noyaux atomiques.
La périodicité de l'évolution des propriétés des éléments s'explique par la récurrence périodique dans la structure des niveaux d'énergie externes de leurs atomes. C'est le nombre de niveaux d'énergie, le nombre total d'électrons situés sur eux et le nombre d'électrons au niveau externe qui reflètent le symbolisme adopté dans le tableau périodique, c'est-à-dire révéler la signification physique du numéro de période, du numéro de groupe et du numéro de série de l'élément.
La structure de l'atome explique également les raisons de l'évolution des propriétés métalliques et non métalliques des éléments en périodes et en groupes.
La loi périodique et le tableau périodique des éléments chimiques de DI Mendeleev résument les informations sur les éléments chimiques et les substances qu'ils forment et expliquent la périodicité du changement de leurs propriétés et la raison de la similitude des propriétés des éléments du même groupe. Ces deux valeurs importantes de la loi périodique et du système périodique sont complétées par une autre, qui est la capacité de prédire, c.-à-d. prédire, décrire les propriétés et indiquer les moyens de découvrir de nouveaux éléments chimiques.
Caractéristiques générales des métaux des principaux sous-groupes des groupes I ± III en relation avec leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev et les caractéristiques structurelles de leurs atomes
Éléments chimiques - métaux
La plupart des éléments chimiques sont classés comme des métaux - 92 $ des 114 $ éléments connus.
Tous les métaux, à l'exception du mercure, sont normalement solides et ont un certain nombre de propriétés communes.
Les métaux Sont des substances malléables, ductiles et visqueuses qui ont un éclat métallique et sont capables de conduire la chaleur et le courant électrique.
Les atomes des éléments métalliques donnent des électrons de la couche d'électrons externe (et une partie de la couche pré-externe), se transformant en ions positifs.
Cette propriété des atomes métalliques, comme vous le savez, est déterminée par le fait qu'ils ont des rayons relativement grands et un petit nombre d'électrons (principalement de 1 $ à 3 $ sur la couche externe).
Les seules exceptions sont les métaux à 6 $: les atomes de germanium, d'étain, de plomb sur la couche externe ont des électrons de 4 $, des atomes d'antimoine et de bismuth - 5 $, les atomes de polonium - 6 $.
Les atomes métalliques sont caractérisés par de petites valeurs d'électronégativité (de 0,7 $ à 1,9 $) et des propriétés extrêmement réductrices, c'est-à-dire la capacité de donner des électrons.
Vous savez déjà que dans le tableau périodique des éléments chimiques de DI Mendeleev, les métaux se trouvent en dessous de la diagonale bore-astatine, ainsi qu'au-dessus, dans des sous-groupes latéraux. Dans les périodes et sous-groupes principaux, les régularités connues de vous opèrent dans le changement du métal, et donc, des propriétés réductrices des atomes des éléments.
Les éléments chimiques situés près de la diagonale bore-astatine ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $) ont des propriétés doubles: dans certains de leurs composés, ils se comportent comme des métaux, dans d'autres, ils présentent les propriétés de non-métaux.
Dans les sous-groupes secondaires, les propriétés réductrices des métaux diminuent le plus souvent avec l'augmentation du numéro de série.
Cela peut s'expliquer par le fait que la force de la liaison des électrons de valence avec le noyau des atomes de ces métaux est davantage influencée par l'ampleur de la charge nucléaire, et non par le rayon de l'atome. L'ampleur de la charge nucléaire augmente considérablement, l'attraction des électrons vers le noyau augmente. Dans le même temps, le rayon de l'atome augmente, mais pas aussi significativement que pour les métaux des principaux sous-groupes.
Les substances simples formées par des éléments chimiques - les métaux et les substances complexes contenant des métaux jouent un rôle important dans la «vie» minérale et organique de la Terre. Il suffit de rappeler que les atomes (ions) d'éléments métalliques font partie intégrante des composés qui déterminent le métabolisme dans le corps humain et les animaux. Par exemple, 76 $ des éléments se trouvent dans le sang humain, dont seulement 14 $ ne sont pas des métaux. Dans le corps humain, certains éléments - métaux (calcium, potassium, sodium, magnésium) sont présents en grandes quantités, c'est-à-dire sont macronutriments. Et des métaux tels que le chrome, le manganèse, le fer, le cobalt, le cuivre, le zinc, le molybdène sont présents en petites quantités, c'est-à-dire ce oligo-éléments.
Caractéristiques de la structure des métaux des principaux sous-groupes des groupes I-III.
Métaux alcalins - ce sont des métaux du sous-groupe principal du groupe I. Leurs atomes au niveau d'énergie externe ont chacun un électron. Les métaux alcalins sont de puissants agents réducteurs. Leur capacité réductrice et leur réactivité augmentent avec l'augmentation du nombre ordinal de l'élément (c'est-à-dire de haut en bas dans le tableau périodique). Ils ont tous une conductivité électronique. La force de liaison entre les atomes de métal alcalin diminue avec une augmentation du nombre ordinal de l'élément. Leurs points de fusion et d'ébullition diminuent également. Les métaux alcalins interagissent avec de nombreuses substances simples - les agents oxydants. En réaction avec l'eau, ils forment des bases hydrosolubles (alcalis).
Les éléments alcalino-terreux sont des éléments du sous-groupe principal du groupe II. Les atomes de ces éléments contiennent deux électrons chacun au niveau d'énergie externe. Ce sont des agents réducteurs et ont un état d'oxydation de $ + 2 $. Dans ce sous-groupe principal, les modèles généraux de changement des propriétés physiques et chimiques associés à une augmentation de la taille des atomes dans le groupe de haut en bas sont observés, et la liaison chimique entre les atomes s'affaiblit également. Avec une augmentation de la taille de l'ion, les propriétés acides s'affaiblissent et les propriétés basiques des oxydes et hydroxydes augmentent.
Le sous-groupe principal du groupe III est composé des éléments bore, aluminium, gallium, indium et thallium. Tous les éléments font référence à des éléments $ p $. Au niveau de l'énergie externe, ils ont chacun trois électrons $ (s ^ 2p ^ 1) $, ce qui explique la similitude des propriétés. État d'oxydation $ + 3 $. Au sein d'un groupe, avec une augmentation de la charge nucléaire, les propriétés métalliques augmentent. Le bore est un élément non métallique, tandis que l'aluminium possède déjà des propriétés métalliques. Tous les éléments forment des oxydes et des hydroxydes.
Caractérisation des éléments de transition ± cuivre, zinc, chrome, fer par leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev et caractéristiques structurelles de leurs atomes
La plupart des éléments métalliques se trouvent dans les groupes latéraux du tableau périodique.
Dans la quatrième période, une quatrième couche d'électrons apparaît dans les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau $ 4s $ est rempli, car il a une énergie inférieure au sous-niveau $ 3d $. $ K, Ca sont des éléments s $ appartenant à des sous-groupes principaux. Dans les atomes de $ Sc $ à $ Zn $, le sous-niveau $ 3d $ est rempli d'électrons.
Considérons quelles forces agissent sur un électron, qui est ajouté à un atome avec une augmentation de la charge nucléaire. D'une part, il y a attraction par le noyau atomique, ce qui fait que l'électron occupe le niveau d'énergie libre le plus bas. En revanche, répulsion par les électrons déjà présents. Lorsqu'il y a des électrons $ 8 $ au niveau d'énergie (les orbitales $ s- $ et $ p- $ sont occupées), leur effet répulsif général est si fort que l'électron suivant tombe au lieu de l'énergie inférieure à $ d- $ orbitale au $ s- $ supérieur orbitale du niveau suivant. La structure électronique des niveaux d'énergie externes pour le potassium est $ ... 3d ^ (0) 4s ^ 1 $, pour le calcium - $ ... 3d ^ (0) 4s ^ 2 $.
L'ajout ultérieur d'un électron de plus au scandium conduit au début du remplissage de l'orbitale $ 3d $ au lieu des orbitales $ 4p $ d'énergie encore plus élevée. Cela s'avère énergétiquement plus bénéfique. Le remplissage de l'orbitale $ 3d $ se termine par du zinc, qui a une structure électronique $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (10) 4s ^ 2 $. Il est à noter que pour les éléments cuivre et chrome, on observe le phénomène de "dip" d'électrons. Dans l'atome de cuivre, le dixième électron $ d $ passe au troisième sous-niveau $ 3d $.
La formule électronique du cuivre est $ ... 3d ^ (10) 4s ^ 1 $. Un atome de chrome au quatrième niveau d'énergie ($ s $ -orbital) doit avoir 2 $ d'un électron. Cependant, l'un des deux électrons va au troisième niveau d'énergie, à l'orbitale $ d $ non rempli, sa formule électronique est $ ... 3d ^ (5) 4s ^ 1 $.
Ainsi, contrairement aux éléments des sous-groupes principaux, où se produit le remplissage progressif des orbitales atomiques du niveau externe avec des électrons, les orbitales $ d $ de l'avant-dernier niveau d'énergie des éléments des sous-groupes secondaires sont remplies. D'où le nom: $ d $ -elements.
Toutes les substances simples formées par les éléments des sous-groupes du tableau périodique sont des métaux. En raison du plus grand nombre d'orbitales atomiques que celui des éléments métalliques des sous-groupes principaux, les atomes des éléments $ d $ forment un grand nombre de liaisons chimiques entre eux et créent donc un réseau cristallin plus fort. Il est plus résistant à la fois mécaniquement et par rapport au chauffage. Par conséquent, les métaux des sous-groupes secondaires sont les plus forts et les plus réfractaires parmi tous les métaux.
On sait que si un atome a plus de trois électrons de valence, alors l'élément présente une valence variable. Cette clause s'applique à la plupart des éléments $ d $. Leur valence maximale, comme dans les éléments des sous-groupes principaux, est égale au numéro de groupe (bien qu'il y ait des exceptions). Les éléments avec un nombre égal d'électrons de valence sont inclus dans le groupe sous le même nombre $ (Fe, Co, Ni) $.
Dans les éléments $ d $, le changement des propriétés de leurs oxydes et hydroxydes en une période en se déplaçant de gauche à droite, i.e. avec une augmentation de leur valence, il provient des propriétés basiques en passant par l'amphotère à l'acide. Par exemple, le chrome a des valences $ + 2, +3, + 6 $; et ses oxydes: $ CrO $ - basique, $ Cr_ (2) O_3 $ - amphotère, $ CrO_3 $ - acide.
Caractéristiques générales des non-métaux des principaux sous-groupes IV ± VII des groupes en relation avec leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev et les caractéristiques structurelles de leurs atomes
Éléments chimiques - non métalliques
La toute première classification scientifique des éléments chimiques a été leur division en métaux et non-métaux. Cette classification n'a pas perdu de son importance à l'heure actuelle.
Non-métaux- ce sont des éléments chimiques dont les atomes sont caractérisés par la capacité d'accepter des électrons jusqu'à l'achèvement de la couche externe en raison de la présence, en règle générale, de quatre électrons ou plus sur la couche d'électrons externe et du petit rayon des atomes par rapport aux atomes métalliques.
Cette définition laisse de côté les éléments du groupe VIII du sous-groupe principal - les gaz inertes ou nobles, dont les atomes ont une couche électronique externe complète. La configuration électronique des atomes de ces éléments est telle qu'ils ne peuvent être attribués ni aux métaux ni aux non-métaux. Ce sont les objets qui séparent les éléments en métaux et non-métaux, occupant une position limite entre eux. Les gaz inertes ou nobles (la «noblesse» est exprimée en inertie) sont parfois appelés non-métaux, mais formellement, selon des caractéristiques physiques. Ces substances restent gazeuses jusqu'à de très basses températures. Ainsi, l'hélium ne passe pas à l'état liquide à $ t ° \u003d -268,9 ° С $.
L'inertie chimique de ces éléments est relative. Pour le xénon et le krypton, des composés contenant du fluor et de l'oxygène sont connus: $ KrF_2, XeF_2, XeF_4 $, etc. Sans aucun doute, dans la formation de ces composés, des gaz inertes ont joué le rôle d'agents réducteurs.
De la définition des non-métaux, il s'ensuit que leurs atomes sont caractérisés par des valeurs élevées d'électronégativité. Il varie de 2 $ à 4 $. Les non-métaux sont des éléments des principaux sous-groupes, principalement des éléments $ p $, à l'exception de l'hydrogène - élément s.
Tous les éléments non métalliques (à l'exception de l'hydrogène) occupent le coin supérieur droit du tableau périodique des éléments chimiques de D.I.
Cependant, une attention particulière doit être accordée à la double position de l'hydrogène dans le tableau périodique: dans les principaux sous-groupes des groupes I et VII. Ce n’est pas une coïncidence. D'une part, l'atome d'hydrogène, comme les atomes de métaux alcalins, a un électron sur la couche électronique externe (et uniquement pour elle) (configuration électronique $ 1s ^ 1 $), qu'il est capable de donner, présentant les propriétés d'un réducteur.
Dans la plupart de ses composés, l'hydrogène, comme les métaux alcalins, présente un état d'oxydation $ + 1 $. Mais le retour d'un électron par un atome d'hydrogène est plus difficile que celui des atomes de métal alcalin. D'autre part, l'atome d'hydrogène, comme les atomes d'halogène, manque d'un électron avant l'achèvement de la couche d'électrons externe, de sorte que l'atome d'hydrogène peut accepter un électron, présentant les propriétés d'un agent oxydant et l'état d'oxydation caractéristique de l'halogène - 1 $ en hydrures (composés avec des métaux comme des composés métaux avec halogènes - halogénures). Mais l'attachement d'un électron à un atome d'hydrogène est plus difficile qu'avec les halogènes.
Propriétés des atomes d'éléments - non-métaux
Les atomes des non-métaux sont dominés par des propriétés oxydantes, c'est-à-dire la capacité d'attacher des électrons. Cette capacité est caractérisée par la valeur de l'électronégativité, qui change régulièrement en périodes et en sous-groupes.
Le fluor est l'agent oxydant le plus puissant, ses atomes dans les réactions chimiques ne sont pas capables de donner des électrons, c'est-à-dire montrent des propriétés réparatrices.
Configuration de la couche d'électrons externe.
D'autres non-métaux peuvent présenter des propriétés réductrices, bien qu'à un degré significativement plus faible que les métaux; dans les périodes et sous-groupes, leur capacité réductrice change dans l'ordre inverse par rapport à l'oxydation.
Éléments chimiques-non-métaux seulement 16 $! Pas grand chose quand on considère que les articles à 114 $ sont connus. Deux éléments non métalliques représentent 76% de la masse de la croûte terrestre. Ce sont l'oxygène (49 $% $) et le silicium (27% $). L'atmosphère contient 0,03% $ de la masse d'oxygène de la croûte terrestre. Les non-métaux représentent 98,5% $ du poids de la plante, 97,6% $ du poids corporel humain. Les non-métaux $ C, H, O, N, S, P $ sont des organogènes qui forment les substances organiques les plus importantes d'une cellule vivante: protéines, graisses, glucides, acides nucléiques. L'air que nous respirons comprend des substances simples et complexes, également formées d'éléments non métalliques (oxygène $ O_2 $, azote $ N_2 $, dioxyde de carbone $ СО_2 $, vapeurs d'eau $ Н_2О $, etc.).
L'hydrogène est l'élément principal de l'Univers. De nombreux objets spatiaux (nuages \u200b\u200bde gaz, étoiles, dont le Soleil) sont composés à plus de la moitié d'hydrogène. Sur Terre, elle, y compris l'atmosphère, l'hydrosphère et la lithosphère, n'est que de 0,88 $% $. Mais c'est en masse, et la masse atomique d'hydrogène est très petite. Par conséquent, sa faible teneur n'est qu'apparente, et sur chaque tranche de 100 $ d'atomes sur Terre, 17 $ sont des atomes d'hydrogène.
La régularité principale de ce changement réside dans le renforcement du caractère métallique des éléments avec la croissance de Z. Cette régularité se manifeste particulièrement clairement dans les sous-groupes IIIa-VIIa. Pour les métaux des sous-groupes I A-III A, une augmentation de l'activité chimique est observée. Dans les sous-groupes des éléments IVА - VIIА, lorsque Z augmente, on observe un affaiblissement de l'activité chimique des éléments. Pour les éléments des sous-groupes b, le changement d'activité chimique est plus difficile.
Théorie des systèmes périodiques a été développé par N. Bohr et d'autres scientifiques dans les années 20. XX siècle. et repose sur un schéma réel de formation de configurations électroniques d'atomes. Selon cette théorie, à mesure que Z grandit, le remplissage des couches électroniques et des sous-couches dans les atomes des éléments inclus dans les périodes du tableau périodique se produit dans la séquence suivante:
Numéros de période
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p
Sur la base de la théorie du système périodique, la définition suivante d'une période peut être donnée: une période est un ensemble d'éléments, commençant par un élément avec une valeur de n. égal au nombre de la période, et l \u003d 0 (s-éléments) et se terminant par un élément avec la même valeur de n et l \u003d 1 (p-éléments) (voir Atom). La seule exception est la première période contenant seulement 1s-éléments. Le nombre d'éléments dans les périodes découle de la théorie du système périodique: 2, 8, 8.18, 18, 32 ...
Sur la figure, les symboles des éléments de chaque type (éléments s, p, d et f) sont représentés sur un fond de couleur spécifique: éléments s - sur rouge, éléments p - sur orange, éléments d - sur bleu, éléments f - sur le vert. Chaque cellule contient les numéros de série et les masses atomiques des éléments, ainsi que les configurations électroniques des couches électroniques externes, qui déterminent principalement les propriétés chimiques des éléments.
De la théorie du système périodique, il s'ensuit que les sous-groupes a comprennent des éléments avec et égaux au nombre de périodes, et l \u003d 0 et 1. Les sous-groupes b incluent les éléments dans les atomes desquels les coquilles sont complétées, qui étaient auparavant incomplets. C'est pourquoi les première, deuxième et troisième périodes ne contiennent pas d'éléments de b-sous-groupes.
La structure du tableau périodique des éléments chimiquesétroitement lié à la structure des atomes des éléments chimiques. Au fur et à mesure que Z grandit, des types similaires de configurations des couches électroniques externes sont périodiquement répétés. À savoir, ils déterminent les principales caractéristiques du comportement chimique des éléments. Ces caractéristiques se manifestent de différentes manières pour les éléments des sous-groupes A (éléments s et p), pour les éléments des sous-groupes b (éléments d de transition) et les éléments des familles f - lanthanides et actinides. Les éléments de la première période - l'hydrogène et l'hélium - représentent un cas particulier. L'hydrogène est très réactif car son seul électron b se sépare facilement. Dans le même temps, la configuration de l'hélium (1er) est très stable, ce qui détermine son inactivité chimique complète.
Pour les éléments des sous-groupes A, le remplissage des coques électroniques externes se produit (avec n égal au numéro de la période); par conséquent, les propriétés de ces éléments changent nettement à mesure que Z augmente. Ainsi, dans la seconde période, le lithium (configuration 2s) est un métal actif qui perd facilement un seul électron de valence; le béryllium (2s ~) est également un métal, mais moins actif du fait que ses électrons extérieurs sont plus fermement liés au noyau. En outre, le bore (2s "p) a un caractère métallique faiblement exprimé, et tous les éléments suivants de la deuxième période, dans laquelle une sous-couche 2p est formée, sont déjà non métalliques. La configuration à huit électrons de la couche externe d'électrons du néon (2s ~ p ~), un gaz inerte, est très durable.
Propriétés chimiques des éléments de la deuxième période s'expliquent par la volonté de leurs atomes d'acquérir la configuration électronique du gaz inerte le plus proche (la configuration de l'hélium - pour les éléments du lithium au carbone ou la configuration du néon - pour les éléments du carbone au fluor). C'est pourquoi, par exemple, l'oxygène ne peut pas présenter l'état d'oxydation le plus élevé égal au nombre de groupe: après tout, il lui est plus facile de réaliser la configuration du néon en acquérant des électrons supplémentaires. La même nature du changement de propriétés se manifeste dans les éléments de la troisième période et dans les éléments s et p de toutes les périodes ultérieures. Dans le même temps, l'affaiblissement de la force de liaison des électrons externes avec le noyau dans les sous-groupes A avec l'augmentation de Z se manifeste dans les propriétés des éléments correspondants. Ainsi, pour les éléments s, il y a une augmentation notable de l'activité chimique avec une augmentation de Z, et pour les éléments p, une augmentation des propriétés métalliques.
Dans les atomes des éléments d de transition, les coques non complétées auparavant sont complétées par la valeur du nombre quantique principal et, par un de moins que le nombre de période. À quelques exceptions près, la configuration des couches électroniques externes des atomes des éléments de transition est ns. Par conséquent, tous les éléments d sont des métaux, et c'est pourquoi les changements dans les propriétés des éléments 1 avec l'augmentation de Z ne sont pas aussi nets que nous l'avons vu avec les éléments s et p. Dans les états d'oxydation supérieurs, les éléments d présentent une certaine similitude avec les éléments p des groupes correspondants du système périodique.
Les particularités des propriétés des éléments des triades (VIII sous-groupe b) s'expliquent par le fait que les sous-couches d sont proches de l'achèvement. C'est pourquoi les métaux fer, cobalt, nickel et platine ont tendance à être réticents à donner des composés à des états d'oxydation plus élevés. Les seules exceptions sont le ruthénium et l'osmium, qui donnent des oxydes RuO4 et OsO4. Pour les éléments I et II des sous-groupes B, le sous-coque d est en fait complété. Par conséquent, ils présentent des états d'oxydation égaux au nombre de groupes.
Dans les atomes de lanthanides et d'actinides (ce sont tous des métaux), il se produit l'achèvement de couches électroniques auparavant incomplètes avec la valeur du nombre quantique principal et deux unités de moins que le nombre de période. Dans les atomes de ces éléments, la configuration de la couche externe d'électrons (ns2) reste inchangée. Dans le même temps, les électrons f n'ont pratiquement aucun effet sur les propriétés chimiques. C'est pourquoi les lanthanides sont si similaires.
Pour les actinides, la situation est beaucoup plus compliquée. Dans la gamme des charges nucléaires Z \u003d 90 - 95, les électrons bd et 5 / peuvent participer à des interactions chimiques. Par conséquent, il s'ensuit que les actinides présentent une gamme d'états d'oxydation beaucoup plus large. Par exemple, pour le neptunium, le plutonium et l'américium, des composés sont connus où ces éléments agissent dans un état à sept valences. Uniquement dans les éléments, à partir du curium (Z \u003d 96), l'état trivalent devient stable. Ainsi, les propriétés des actinides sont significativement différentes de celles des lanthanides, et donc les deux familles ne peuvent pas être considérées comme similaires.
La famille des actinides se termine par un élément avec Z \u003d 103 (lawrencia). Une évaluation des propriétés chimiques du curchatovium (Z \u003d 104) et du nielsborium (Z \u003d 105) montre que ces éléments devraient être analogues au hafnium et au tantale, respectivement. Par conséquent, les scientifiques pensent qu'après la famille des actinides dans les atomes, un remplissage systématique de la sous-coque 6d commence.
Le nombre fini d'éléments que couvre le système périodique est inconnu. Le problème de sa limite supérieure est peut-être le principal mystère du tableau périodique. L'élément le plus lourd trouvé dans la nature est le plutonium (Z \u003d 94). La limite atteinte de la fusion nucléaire artificielle est un élément de nombre ordinal 107. La question demeure: sera-t-il possible d'obtenir des éléments à grand nombre ordinal, lesquels et combien? Il ne peut pas encore être répondu de manière définitive.
Les propriétés des éléments et leurs connexions sont déterminées: 1 - charges de noyaux atomiques, 2 - rayons atomiques.
Petites périodes... Considérons le changement de certaines propriétés des éléments et de leurs composés en utilisant l'exemple de la période II (voir tableau 3). Dans la deuxième période, avec une augmentation de la charge positive des noyaux atomiques, il y a une augmentation séquentielle du nombre d'électrons au niveau externe, qui est le plus éloigné du noyau atomique et donc facilement déformé, ce qui conduit à une diminution rapide du rayon des atomes. Ceci explique l'affaiblissement rapide des propriétés métalliques et réductrices des éléments, une augmentation des propriétés non métalliques et oxydantes, une augmentation des propriétés acides des oxydes et hydroxydes et une diminution des propriétés de base. La période se termine par un gaz rare (Ne). Dans la troisième période, les propriétés des éléments et de leurs composés changent de la même manière que dans la seconde, puisque les atomes des éléments de cette période répètent les structures électroniques des atomes des éléments de la deuxième période (sous-niveaux 3s et 3p)
Grandes périodes (IV, V). Dans les rangées paires de grandes périodes (IV, V), à partir du troisième élément, il y a une augmentation séquentielle du nombre d'électrons à l'avant-dernier niveau, et la structure du niveau extérieur reste inchangée. L'avant-dernier niveau est situé plus près du noyau atomique et est donc moins déformé. Cela conduit à une diminution plus lente du rayon des atomes. Par exemple:
Une conséquence d'un changement lent du rayon des atomes et du même nombre d'électrons au niveau externe est une lente diminution des propriétés métalliques et réductrices des éléments et de leurs composés. Ainsi, dans une rangée paire de période IV K - Mn - métaux actifs Fe - Ni - métaux d'activité moyenne (à comparer avec les éléments de période II, où le troisième élément - le bore - est déjà un non-métal).
Et à partir du groupe III d'une série impaire, les propriétés des éléments et de leurs composés changent de la même manière que dans de petites périodes, puisque le niveau extérieur commence à s'accumuler. Ainsi, la structure du niveau d'énergie est déterminante dans les propriétés des éléments et de leurs composés. Chaque période considérée se termine également par un gaz rare.
Après avoir examiné le changement de certaines propriétés des éléments et de leurs composés au cours des périodes, les conclusions suivantes peuvent être tirées:
1. Chaque période commence par un métal alcalin et se termine par un gaz rare.
2. Les propriétés des éléments et de leurs composés se répètent périodiquement parce que les structures des niveaux d'énergie se répètent périodiquement, c'est le sens physique de la loi périodique.
Dans les principaux sous-groupes, le nombre de niveaux d'énergie augmente, ce qui conduit à une augmentation des rayons atomiques. Par conséquent, dans les principaux sous-groupes (de haut en bas), l'électronégativité diminue, les propriétés mégalithiques et réductrices des éléments augmentent et les propriétés non métalliques et oxydantes diminuent, les propriétés de base des oxydes et hydroxydes augmentent et les propriétés acides diminuent. Par exemple, considérons le sous-groupe principal du groupe II.
Ainsi, les propriétés d'un élément et de ses composés sont intermédiaires entre deux éléments voisins en termes de période et de sous-groupe.
Par les coordonnées (numéro de période et numéro de groupe) d'un élément dans le système périodique de D.I. Mendeleev, on peut déterminer la structure électronique de son atome, et donc prédire ses principales propriétés.
1. nombre de niveaux électroniques dans un atome définit Période no.dans lequel se trouve l'élément correspondant.
2. Le nombre total d'électronssitués dans les orbitales s et p du niveau externe (pour les éléments des sous-groupes principaux) et dans les orbitales d des orbitales pré-externe et s du niveau externe (pour les éléments des sous-groupes secondaires; exceptions:
définit Groupe no..
3. éléments f sont situés soit dans un sous-groupe secondaire du groupe III (option à court terme), soit entre les groupes IIA et IIIB (option à long terme) - lanthanides(№ 57-70), actinides(№ 89-102).
4. Atomes éléments de périodes différentes, mais un sous-groupe avoir la même structure de niveaux électroniques externes et pré-externes et, par conséquent, ont des propriétés chimiques similaires.
5. indice d'oxydation maximal d'un élément coïncide avec le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément. La nature des oxydes et hydroxydes formés par l'élément dépend de nombre oxydatif d'éléments en eux. Oxydes et hydroxydes, dans lesquels l'élément est à l'état d'oxydation:
Plus l'état d'oxydation de l'élément formant acide est élevé, plus les propriétés acides des oxydes et hydroxydes sont prononcées.
Par conséquent: les oxydes et hydroxydes d'éléments des groupes I-III sont majoritairement amphotères. Les oxydes et hydroxydes des éléments des groupes IV-VII sont majoritairement acides (à l'état d'oxydation maximal). Les oxydes et hydroxydes des mêmes éléments, mais avec un état d'oxydation inférieur, peuvent être de nature différente.
6. Connexions d'éléments avec hydrogène peut être subdivisé en 3 grands groupes:
a) hydrures de type sel de métaux actifs (LiH - , CaH - et etc.);
b) des composés hydrogène covalents d'éléments p (B 2 H 6, CH 4, NH 3, H 2 O, HF, etc.);
c) des phases de type métal formées par des éléments d et f; ces derniers sont généralement des composés non stoechiométriques et il est souvent difficile de décider de les classer en composés individuels ou en solutions solides.
Les composés hydrogénés des éléments du groupe IV (CH 4 -méthane, SiH 4 -silane) n'interagissent pas avec les acides et les bases, ne se dissolvent pratiquement pas dans l'eau.
Les composés hydrogénés d'éléments du groupe V (NH 3 -ammonia), lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, forment des bases.
Les composés hydrogénés des éléments VI et VII des groupes (H 2 S, HF) lorsqu'ils sont dissous dans l'eau forment des acides.
7. les éléments de la deuxième période, dans les atomes dont la deuxième couche d'électrons est remplie, sont très différents de tous les autres éléments. Ceci s'explique par le fait que l'énergie des électrons de la deuxième couche est bien inférieure à l'énergie des électrons des couches suivantes et par le fait qu'il ne peut y avoir plus de huit électrons dans la deuxième couche.
8. Les éléments d de la même période diffèrent moins les uns des autres que les éléments des sous-groupes principaux, dans lesquels les couches électroniques externes sont constituées.
9. Les différences dans les propriétés des lanthanides, dans les atomes dont la couche f est constituée, appartenant à la troisième couche de l'extérieur, sont insignifiantes.
Chaque période (sauf pour le premier) commence par un métal typique et se termine par un gaz rare, précédé d'un non-métal typique.
Modification des propriétés des éléments dans une période:
1) affaiblissement des propriétés métalliques;
2) diminution du rayon de l'atome;
3) renforcement des propriétés oxydantes;
4) l'énergie d'ionisation augmente;
5) l'affinité électronique augmente;
6) l'électronégativité augmente;
7) les propriétés acides des oxydes et hydroxydes augmentent;
8) à partir du groupe IV (pour les éléments p), la stabilité des composés hydrogènes augmente et leurs propriétés acides augmentent.
Modification des propriétés des éléments d'un groupe:
1) les propriétés métalliques augmentent;
2) le rayon de l'atome augmente;
3) amélioration des propriétés régénératrices;
4) l'énergie d'ionisation diminue;
5) l'affinité électronique diminue;
6) l'électronégativité diminue;
7) les propriétés de base des oxydes et des hydroxydes augmentent;
8) à partir du groupe IV (pour les éléments p), la stabilité des composés d'hydrogène diminue, leurs propriétés acides et oxydantes augmentent.
VALENCE - la capacité des atomes d'éléments à former des liaisons chimiques. Quantitativement, la valence est déterminée par le nombre d'électrons non appariés.
En 1852, le chimiste anglais Edward Frankland a introduit le concept de force de liaison. Cette propriété des atomes a plus tard été appelée valence.
la valence est de 2, car il y a 2 électrons non appariés.
DEGRÉ D'OXYDATION- la charge conditionnelle d'un atome, qui est calculée sur l'hypothèse qu'une molécule est constituée uniquement d'ions.
Contrairement à la valence, l'état d'oxydation a un signe.
État d'oxydation positif est égal au nombre d'électrons tirés (donnés) d'un atome donné. Un atome peut donner tous les électrons non appariés.
État d'oxydation négatifégal au nombre d'électrons attirés (attachés) à un atome donné; il n'est montré que par les non-métaux. Les atomes non métalliques attachent autant d'électrons que nécessaire pour former une configuration électronique stable à huit du niveau externe.
Par exemple: N -3; S -2; Cl -; C -4.
par périodes de gauche à droite:
· Le rayon des atomes diminue;
· L'électronégativité des éléments augmente;
· Le nombre d'électrons de valence augmente de 1 à 8 (égal au nombre de groupe);
· L'état d'oxydation le plus élevé augmente (égal au numéro de groupe);
· Le nombre de couches électroniques d'atomes ne change pas;
· Les propriétés métalliques sont réduites;
· Les propriétés non métalliques des éléments sont augmentées.
Modification de certaines caractéristiques des éléments dans un groupe de haut en bas:
· La charge des noyaux des atomes augmente;
· Le rayon des atomes augmente;
· Le nombre de niveaux d'énergie (couches électroniques) des atomes augmente (égal au nombre de la période);
· Le nombre d'électrons sur la couche externe des atomes est le même (égal au nombre de groupe);
· La force de liaison des électrons de la couche externe avec le noyau diminue;
· L'électronégativité diminue;
· La métallicité des éléments augmente;
· La non-métallicité des éléments est réduite.
Les éléments qui sont dans un sous-groupe sont des éléments analogues, car ils ont des propriétés communes (la même valence la plus élevée, les mêmes formes d'oxydes et d'hydroxydes, etc.). Ces propriétés générales s'expliquent par la structure de la couche externe d'électrons.
En savoir plus sur les régularités de changement des propriétés des éléments par périodes et groupes
Acide - les propriétés de base des hydroxydes dépendent de laquelle des deux liaisons de la chaîne E - O - H est la moins forte.
Si la liaison E - O est moins forte, alors l'hydroxyde présente le principal propriétés si О - Н - acide.
Moins ces liaisons sont fortes, plus la force de la base ou de l'acide correspondant est grande. La force des liaisons E - O et O - H dans l 'hydroxyde dépend de la distribution de densité électronique dans la chaîne E - O - H. Cette dernière est le plus fortement influencée par l' état d 'oxydation de l' élément et le rayon ionique. Une augmentation de l'état d'oxydation d'un élément et une diminution de son rayon ionique provoquent un déplacement de la densité électronique vers l'atome
élément de la chaîne E ← O ← N. Cela conduit à un affaiblissement de la liaison O - H et à une augmentation de la liaison E - O. Par conséquent, les propriétés de base de l'hydroxyde sont affaiblies et les propriétés acides sont améliorées.
