Характеристика свойств элементов по положению их в периодической системе

Задача 769. 

По какому принципу элементы объединяются в группы и подгруппы?

Решение:

В вертикальных столбцах (или в группах) периодической системы химических элементов располагаются элементы,
обладающие сходным строением и сходными свойствами. Поэтому каждая вертикальная группа элементов представляет собой как бы естественное семейство элементов, Всего в таблице таких групп элементов восемь.

Элементы, входящие в группу, образуют оксиды сообразно их наибольшей валентности, которая равна, за немногим исключением, номеру группы.

Начиная с пятого ряда каждый элемент, обнаруживает наибольшее сходство не с элементом, расположенным непосредственно под или над ним, а с элементами, отделенными от него одной клеткой. Например, в первой группе рубидий не примыкает непосредственно к калию и цезию, а отделён от калия медью, а от цезия – серебром. Такая закономерность наблюдается во всех группах. Это объясняется тем, что с четвёртого ряда начинаются большие периоды, состоящие из двух рядов элементов, расположенных один над другим.  направо, то понятно, что в каждом большом периоде у элементов верхнего (чётного) ряда они выражены сильнее, чем у элементов нижнего (начетного) ряда. Чтобы отметить различие между рядами, элементы первых рядов больших периодов сдвинуты в таблице влево, а элементы вторых – вправо.

Таким образом, начиная с четвёртого периода каждую группу периодической системы можно разбить на две подгруппы: «чётную», состоящую из элементов верхних рядов, и «нечётную», образованную элементами нижних рядов. Что же касается элементов малых периодов, то в первой и второй группах они ближе примыкают по своим свойствам к элементам чётных рядов и сдвинуты влево, в других – к элементам нечётных рядов и сдвинуты вправо. Поэтому элементы малых периодов (типические элементы) обычно объединяют со сходными с ними элементами чётных или нечётных рядов в одну главную подгруппу, а другая подгруппа называется побочной.

При построении периодической системы химических элементов Д.И. Менделеев руководствовался принципом расположения элементов по возрастающим атомным массам. В последствии было установлено, что элементы с одинаковыми конфигурациями валентных оболочек образуют вертикально расположенные в периодической системе подгруппы и группы. Так у всех элементов главных подгрупп заполняются либо внешние ns — оболочки (I и II группы) – эти элементы называются s – элементами, либо внешние np – оболочки (III и IV группы); такие элементы называют р – элементами. У элементов побочных подгрупп заполняются внутренние (n – 1)d – оболочки. Элементы побочных подгрупп образуют вставные декады – 21(Sc) – 30(Zn); 39(Y) – 48(Cd); 57(La), 72(Hf) – 80(Hg); начало четвёртой вставной декады 89(Ас) – в незавершённом 7 периоде. Элементы этих декад называют d – элементами. Элементы ряда лантана  и актиния вынесены отдельно и расположены внизу таблиц и названы соответственно «лантаноиды» и «актиноиды». У элементов 58(Се) – 71(Lu) и актиноидов 90(Th) – 103(Lr) происходит заполнение (n – 2)f — оболочек, поэтому эти элементы называют f – элементами.

Задача 770. 
Почему у элемента VII группы марганца преобладают металлические свойства, тогда как стоящие в той же группе галогены являются типичными неметаллами? Дать ответ, исходя из строения атомов указанных элементов.
Решение:
Марганец имеет конфигурацию валентного слоя: 3d⁵4s², т.е. в наружном электронном слое находятся всего два s-электрона, то в отличие от марганца и его аналогов, образуют соединения с водородом. Однако высшие соединения марганца и галогенов до некоторой степени сходны, так как в образовании связей с кислородом у марганца, как у  галогенов, могут участвовать семь электронов, два (4 s-электрона) с наружного 4s- и пять (3d-электрона) с предпоследнего 3d-подуровня. Поэтому у марганца высшая степень окисления, как и у галогенов, равна +7.

Таким образом, склонность к отдаче электронов характеризует марганец и его аналоги как типичные металлы, а склонность к присоединению электронов характеризует галогены как типичные неметаллы.

Задача 771. 
Как изменяются валентные возможности и координационные числа элементов главных подгрупп с ростом заряда ядер их атомов? Разобрать на примере элементов VI группы. Написать формулы серной, селеновой и теллуровой кислот.
Решение:
Общая электронная формула валентных подуровней элементов VIА-подгруппы  ns2np4. Появление новых электронных слоёв с увеличением заряда ядер их атомов влечёт за собой увеличение радиуса атомов, уменьшение электроотрицательности, понижение окислительной активности незаряжённых атомов и усиление восстановительных свойств атомов со степенью окисленности равной 2. В целом с ростом заряда ядер атомов в главных подгруппах закономерно уменьшаются энергии ионизации и сродство к электрону.  

Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое:

Такая электронная структура атома кислорода не позволяет атому распаривать электроны, поэтому ковалентность кислорода, как правило, равна 2 (число неспаренных валентных электронов). Атомы  ₊₁₆S,  ₊₃₄Se, ₊₅₂Te и ₊₈₄Po на валентном электронном слое имеют свободные d-орбитали:

Такая электронная структура атомов позволяет атомам данных элементов распаривать электроны, поэтому в возбуждённом состоянии число неспаренных электронов увеличивается за счёт перевода s- и р- электронов на свободные d-орбитали. В связи с этим указанные элементы проявляют ковалентность равную не только 2, но и 4, и 6:

а) (ковалентность – 4)

б) (ковалентность – 4)

С ростом заряда ядер атомов закономерно увеличиваются ионные радиусы, что увеличивает и координационные числа элементов. Формулы серной, селеновой и теллуровой кислот соответственно имеют вид: H₂SO₄,  H₂SeO₄, H₂TeO₄.

Задача 772. 
Как изменяется устойчивость высших оксидов и гидроксидов в главных и побочных подгруппах с ростом заряда ядер атомов элемента? Ответ подтвердить примерами.
Решение:
В главных подгруппах радиусы атомов растут при переходе от элементов сверху вниз, так как возрастает число электронных слоев.

В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко второму происходит возрастание атомного радиуса, а при переходе от второго к третьему — иногда даже некоторое уменьшение. Так, в подгруппе титана Ti Zr, Hf соответственно равны 146, 160, 159 нм. Это объясняется лантаноидным сжатием.

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I — III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII — кислотные. Например, в группе IA все элементы образуют основные оксиды и гидроксиды, но наиболее резко основной характер выражен у элемента франция. Основные  свойства усиливаются в ряду:

LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH.
ВеО – амфотерный оксид.
Оксиды Mg, Ca, Sr, Ba – основные оксиды.
Основные  свойства усиливаются в ряду:
Ве(ОН)₂→ Mg(ОН)₂ → Ca(ОН)₂ → Sr(ОН)₂ → Вa(ОН)₂.

Гидроксид  цинка   также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)₂ + 2HCl  → ZnCl₂ + 2H₂O;
Zn(OH)₂ + 2NaOH →  Na₂[Zn(OH)₄]

Оксид кадмия  СdО  (коричневого цвета)  и  гидроксид кадмия Сd(ОН)₂ (белого цвета)  проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах:

CdO + 2HCl →  CdCl₂ + H₂O

Если металл образует несколько гидроксидов, находясь в различной степени окисления, то чем выше степень окисления металла, тем более слабыми основными свойствами обладает гидроксид.
Так, Cr(OH)₃ более слабое основание, чем Cr(OH)₂.

По группе кислородосодержащих кислот сверху вниз сила кислот уменьшается. Так угольная H₂CO₃ более сильная, чем кремниевая H₂SiO₃. 

Чем выше степень окисления кислотообразующего элемента, тем сильнее кислота:

H₂S⁶⁺O₄  → H₂S⁴⁺O³,серная кислота сильнее, чем сернистая.