Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений

Цели урока

• Формулировать Периодический закон в современной формулировке
• Объяснять физический смысл номера периода, группы и порядкового номера элемента
• Сравнивать свойства элементов по периоду и группе
• Прогнозировать характер оксидов и гидроксидов
• Объяснять причины периодичности
• Анализировать закономерности изменения кислотно-основных свойств

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задание 2 ЕГЭ целиком посвящено периодическим закономерностям. Вас могут попросить расположить элементы в порядке возрастания электроотрицательности, сравнить радиусы атомов, определить, какой элемент обладает наиболее выраженными металлическими свойствами. Понимание логики Периодической системы позволяет не заучивать свойства каждого элемента по отдельности, а предсказывать их, зная положение в таблице.

Теория

Периодический закон: от Менделеева к современности

Д.И. Менделеев (1869) сформулировал закон так: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома (порядкового номера). Замена «атомного веса» на «заряд ядра» стала возможна после открытия строения атома (Мозли, 1913) и устранила противоречия (Ar/K, Co/Ni, Te/I расположены не по возрастанию масс, но по возрастанию $Z$).

Физическая причина периодичности: по мере роста заряда ядра электронные оболочки заполняются закономерно, и через определённые интервалы (периоды) возвращается аналогичная конфигурация внешнего уровня → аналогичные химические свойства.

Структура Периодической системы

Периоды

Период – горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом (или водородом) и заканчивающийся благородным газом.

• 1-й период: 2 элемента (H, He) – заполняется $1s$-подуровень
• 2-й период: 8 элементов (Li–Ne) – заполняются $2s$ и $2p$
• 3-й период: 8 элементов (Na–Ar) – заполняются $3s$ и $3p$
• 4-й период: 18 элементов (K–Kr) – заполняются $4s$, $3d$, $4p$
• 5-й период: 18 элементов (Rb–Xe)
• 6-й период: 32 элемента (Cs–Rn) – включая лантаноиды ($4f$)
• 7-й период: 32 элемента (Fr–Og) – включая актиноиды ($5f$)

Физический смысл номера периода: номер периода равен числу энергетических уровней (электронных слоёв) в атоме и числу главного квантового числа $n$ внешнего уровня.

Группы и подгруппы

Группа – вертикальный столбец элементов с одинаковым числом валентных электронов (для главных подгрупп).

В короткопериодном (классическом) варианте таблицы 8 групп, каждая делится на:

• Главную подгруппу (А) – $s$- и $p$-элементы
• Побочную подгруппу (B) – $d$-элементы

В длиннопериодном варианте – 18 групп (1–18), без деления на подгруппы.

Физический смысл номера группы (для главных подгрупп): равен числу электронов на внешнем уровне и совпадает с высшей валентностью элемента в оксиде (кроме O и F).

Порядковый номер

Физический смысл порядкового номера $Z$:

• заряд ядра атома
• число протонов в ядре
• число электронов в нейтральном атоме
• определяет принадлежность к конкретному элементу

Определение электронного строения по положению в таблице

По положению элемента в Периодической системе можно восстановить его электронную конфигурацию:

1. Номер периода → число электронных слоёв
2. Номер группы (главная подгруппа) → число электронов на внешнем уровне
3. Тип элемента ($s$, $p$, $d$) → какой подуровень заполняется последним

Пример: фосфор P стоит в 3-м периоде, VA группе → 3 уровня, 5 внешних электронов, $p$-элемент → конфигурация заканчивается на $\ldots\,3s^2\,3p^3$.

Пример: титан Ti стоит в 4-м периоде, IVB группе → $d$-элемент, 4 уровня, конфигурация $[Ar]\,3d^2\,4s^2$.

Семейства элементов

Периодическая система естественно группирует элементы по свойствам:

• Щелочные металлы (IA, кроме H): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – 1 электрон на внешнем уровне, максимальная активность
• Щелочноземельные металлы (IIA): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – 2 внешних электрона
• Галогены (VIIA): F, Cl, Br, I, At – 7 внешних электронов, сильные окислители
• Благородные газы (VIIIA): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn – завершённый внешний уровень, химически инертны
• Переходные металлы – $d$-элементы: Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn и др.

Диагональное сходство

Элементы, расположенные по диагонали (Li–Mg, Be–Al, B–Si), обнаруживают сходство свойств, не объясняемое только группой или периодом. Причина: при движении вправо по периоду и вниз по группе эффекты роста заряда ядра и роста радиуса частично компенсируют друг друга.

Пример: литий по свойствам ближе к магнию, чем к натрию – его карбонат разлагается при нагревании ($Li_2CO_3$), как и $MgCO_3$, в отличие от $Na_2CO_3$.

Атомный радиус

Атомный радиус – условная характеристика размера атома (половина расстояния между ядрами в простом веществе). Точно измерить радиус сложно (электронное облако не имеет чёткой границы), но тенденции отчётливые:

По периоду (слева направо): атомный радиус уменьшается. Причина: число электронных слоёв одинаковое, но заряд ядра растёт → электроны сильнее притягиваются к ядру → облако сжимается. Пример:

$$Li\ (152\ \text{пм}) > Be\ (112) > B\ (87) > C\ (77) > N\ (75) > O\ (73) > F\ (71)$$

По группе (сверху вниз): атомный радиус увеличивается. Причина: добавляется новый электронный слой, который расположен дальше от ядра, несмотря на рост заряда. Пример:

$$F\ (71\ \text{пм}) < Cl\ (99) < Br\ (114) < I\ (133)$$

Радиусы ионов: при потере электронов (образование катиона) радиус резко уменьшается. При приобретении (анион) – увеличивается. $Na^+$ намного меньше $Na^0$, а $Cl^-$ больше $Cl^0$.

Энергия ионизации

Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома в газовой фазе.

По периоду: в целом возрастает (чем меньше радиус и больше заряд ядра, тем труднее оторвать электрон). Исключения: Be > B (у бора отрывается единственный $p$-электрон, который экранирован $s$-электронами) и N > O (у азота полузаполненный $2p^3$ – стабильная конфигурация).

По группе: уменьшается (чем больше радиус, тем слабее связан внешний электрон).

Элементы с низкой энергией ионизации – типичные металлы, с высокой – неметаллы. Благородные газы имеют максимальную энергию ионизации в каждом периоде.

Электроотрицательность (ЭО)

Электроотрицательность – способность атома притягивать к себе общие электронные пары в молекуле. Наиболее распространена шкала Полинга, в которой ЭО фтора принята за 4,0.

По периоду: ЭО возрастает (радиус уменьшается → сильнее притяжение к электронам).

По группе: ЭО уменьшается (радиус растёт → слабее притяжение).

Самый электроотрицательный элемент – фтор (4,0). Далее: O (3,5), N и Cl (3,0), Br (2,8), S (2,5), C (2,5).

ЭО определяет тип химической связи: большая разность ЭО → ионная связь, небольшая → ковалентная полярная, нулевая → ковалентная неполярная.

Металлические и неметаллические свойства

Металлические свойства – способность атома легко отдавать электроны (низкая энергия ионизации, большой радиус).

По периоду: металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (радиус уменьшается, ЭО растёт).

По группе: металлические свойства усиливаются, неметаллические – ослабевают (радиус увеличивается, внешние электроны слабее связаны).

Следствие: самые сильные металлы – в левом нижнем углу таблицы (Fr, Cs, Ba), самые сильные неметаллы – в правом верхнем (F, O, Cl).

Диагональ от Be до At примерно разделяет металлы и неметаллы. Элементы вблизи этой диагонали (B, Si, Ge, As, Sb, Te) проявляют промежуточные свойства и называются полуметаллами (металлоидами).

Характер оксидов и гидроксидов

Тип оксида и гидроксида определяется положением элемента в Периодической системе:

По периоду (слева направо): характер оксидов меняется от основного через амфотерный к кислотному.

Пример для 3-го периода:

Соответствующие гидроксиды:

По группе (сверху вниз): основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются, кислотные – ослабевают. Пример: в IVA группе $CO_2$ – кислотный оксид, $SiO_2$ – кислотный, $GeO_2$ – амфотерный, $SnO_2$ и $PbO_2$ – амфотерные с нарастающими основными свойствами.

Высшая и низшая степени окисления

Высшая степень окисления элементов главных подгрупп обычно совпадает с номером группы.

Низшая степень окисления неметаллов $=$ номер группы $- 8$. Примеры:

• Хлор (VII группа): высшая $+7$, низшая $-1$
• Сера (VI группа): высшая $+6$, низшая $-2$
• Азот (V группа): высшая $+5$, низшая $-3$

Исключения: кислород ($-2$, но не $-6$), фтор (только $-1$), благородные газы.

Сила кислородсодержащих кислот

Для кислот одного элемента: чем выше степень окисления центрального атома, тем сильнее кислота.

$$HClO\ (Cl^{+1}) < HClO_2\ (Cl^{+3}) < HClO_3\ (Cl^{+5}) < HClO_4\ (Cl^{+7})$$ $$H_2SO_3\ (S^{+4}) < H_2SO_4\ (S^{+6})$$

Для кислот с одинаковой степенью окисления центрального атома: сила зависит от электроотрицательности и периода.

Примеры

Пример 1. Определение элемента по описанию

Задача: Элемент расположен в 3-м периоде, IIIA группе. Назовите элемент и запишите его электронную конфигурацию.

Решение: 3-й период, IIIA группа → алюминий Al ($Z = 13$). Конфигурация: $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^1$ или $[Ne]\,3s^2\,3p^1$.

Пример 2. Физический смысл

Задача: Элемент имеет порядковый номер 16. Определите число уровней, число внешних электронов, тип элемента.

Решение: $Z = 16$ → сера S. Стоит в 3-м периоде → 3 уровня. VIA группа → 6 внешних электронов. Заполняется $3p$ → это $p$-элемент.

Пример 3. Сравнение элементов

Задача: Расположите элементы Be, B, C, N в порядке убывания атомного радиуса.

Решение: Все в одном периоде (2-м). По периоду слева направо заряд ядра растёт → электроны сильнее притягиваются → радиус уменьшается. Порядок: $Be > B > C > N$.

Пример 4. Сравнение радиусов

Задача: Расположите в порядке возрастания атомного радиуса: S, Cl, P, Si.

Решение: Все элементы – в 3-м периоде. По периоду слева направо радиус уменьшается:

$$Si\ (Z = 14) > P\ (Z = 15) > S\ (Z = 16) > Cl\ (Z = 17)$$

Порядок возрастания: $Cl < S < P < Si$.

Пример 5. Характер оксидов

Задача: Определите характер высших оксидов Na, Al, S и расположите их в порядке усиления кислотных свойств.

Решение:

• $Na_2O$ – основный оксид
• $Al_2O_3$ – амфотерный оксид
• $SO_3$ – кислотный оксид

Порядок усиления кислотных свойств: $Na_2O < Al_2O_3 < SO_3$.

Вопросы для самопроверки

1. Почему Менделеев расположил аргон ($A_r = 40$) перед калием ($A_r = 39$)? Как современная формулировка закона устраняет это противоречие?
2. Какой физический смысл имеет номер периода? номер группы (главная подгруппа)? порядковый номер?
3. Определите элемент: 4-й период, IIB группа, $d$-элемент. Запишите его электронную конфигурацию.
4. Почему свойства элементов повторяются периодически? Какая характеристика атома отвечает за периодичность?
5. Объясните, почему литий по ряду свойств больше похож на магний, чем на натрий.

Краткий конспект

• Периодический закон (современная формулировка): свойства элементов зависят от заряда ядра ($Z$)
• Номер периода = число электронных уровней = главное квантовое число $n$
• Номер группы (A) = число внешних электронов = высшая валентность (как правило)
• $Z$ = число протонов = число электронов (нейтральный атом)
• Малые периоды (1–3): 2, 8, 8 элементов; большие (4–7): 18, 18, 32, 32
• $s$-элементы (IA, IIA), $p$-элементы (IIIA–VIIIA), $d$-элементы (IB–VIIIB), $f$-элементы (лантаноиды/актиноиды)
• Диагональное сходство: Li≈Mg, Be≈Al, B≈Si
• По периоду (→): радиус ↓, ЭО ↑, энергия ионизации ↑, металличность ↓, неметалличность ↑
• По группе (↓): радиус ↑, ЭО ↓, энергия ионизации ↓, металличность ↑, неметалличность ↓
• Характер оксидов по периоду: основный → амфотерный → кислотный
• Высшая степень окисления = номер группы (главная), низшая = группа $- 8$
• Сила кислородных кислот растёт с ростом степени окисления центрального атома
• Самые активные металлы – внизу слева (Cs, Fr), неметаллы – вверху справа (F, O)

Что изучать дальше

Знание периодических закономерностей понадобится в уроке 5 «Степени окисления» и во всех темах, связанных с химической связью: урок 6 «Ковалентная связь», урок 7 «Ионная, металлическая, водородная связи». Периодический закон – это основа для понимания свойств всех элементов курса.