Взаємозв’язок між розмiщенням елементів у перiодичній системі та властивостями хімічних елементів, простих речовин, сполук елементів з Гідрогеном та Оксигеном. Поняття про радіус атома та електронегативність елементів
Розглянемо взаємозв’язок між положенням елементів у перiодичній системі та такими властивостями хімічних елементів, як атомний радіус, електронегативність, металічні та неметалічні властивості.
Атомний радіус є величиною, яка показує розмір електронної оболонки атома. Це дуже важлива величина, від якої залежать властивості атомів хімічних елементів. У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома відбувається збільшення числа електронних рівнів, тому атомний радіус зі збільшенням порядкового номера в головних підгрупах збільшується. У періодах відбувається збільшення заряда ядра атома хімічного елемента, що призводить до підсилення притяжіння зовнішніх електронів до ядра. Крім того, зі збільшенням заряда ядра збільшується число електронів на зовнішньому рівні, проте число електронних рівнів не збільшується. Зазначені закономірності призводять до зжаття електронної оболонки навколо ядра. Тому атомний радіус зі збільшенням порядкового номеру в періодах зменшується.
Наприклад, розташуємо хімічні елементи O (Оксиген), C (Карбон), Li (Літій), F (Флуор), N (Нітроген) у порядку зменшення атомних радіусів. Наведені хімічні елементи знаходяться в другому періоді. У періоді атомні радіуси зі збільшенням порядкового номеру зменшуються. Отже, зазначені хімічні елементи треба записати в порядку зростання їх порядкових номерів: Li, C, N, O, F (Літій, Карбон, Нітроген, Оксиген, Флуор)
Електронегативність – це здатність атома в сполуках притягувати до себе валентні електрони, тобто ті електрони, за допомогою яких утворюються хімічні зв’язки між атомами. Електронегативність залежить від здатності атомного ядра притягувати електрони зовнішнього енергетичного рівня. Чим це притяжіння є сильнішим, тим електронегативність більша. Сила притяжіння електронів зовнішнього енергетичного рівня тим більша, чим менший атомний радіус. Отже, зміна електронегативності в періодах та головних підгрупах буде протилежна зміні атомних радіусів. Тому, в головних підгрупах електронегативність зі збільшенням порядкового номеру зменшується. У періодах зі збільшенням порядкового номеру електронегативність збільшується.
Наприклад, розташуємо хімічні елементи Br (Бром), F (Флуор), I (Йод), Cl (Хлор) у порядку збільшення електронегативностей. Наведені хімічні елементи знаходяться в головній підгрупі сьомої групи. У головних підгрупах електронегативність зі збільшенням порядкового номеру зменшується. Отже, зазначені хімічні елементи треба записати в порядку зменшення їх порядкових номерів: I, Br, Cl, F (Йод, Бром, Хлор, Флуор).
Металічні властивості – це властивості атомів хімічних елементів віддавати електрони. Хімічні елементи, які виявляють металічні властивості, як правило, мають на зовнішньому рівні від одного до трьох електронів. Неметалічні властивості – це властивості атомів хімічних елементів приймати електрони. Хімічні елементи, які виявляють неметалічні властивості, як правило, мають на зовнішньому рівні від чотирьох до восьми електронів. Металічні властивості тим більші та, відповідно, неметалічні властивості тим менші, чим легше віддається електрон із зовнішнього енергетичного рівня. Віддати електрон із зовнішнього енергетичного рівня тим легше, чим більший атомний радіус завдяки тому, що сила притяжіння ядра та електронів зменшується зі зростанням відстані між ними. Отже, зміна металічних властивостей хімічних елементів буде аналогічна зміні їх атомних радіусів. Тому в головних підгрупах металічні властивості зі збільшенням порядкового номеру збільшуються, а в періодах зі збільшенням порядкового номера металічні властивості зменшуються. Неметалічні властивості, навпаки, в головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера зменшуються, а в періодах зі збільшенням порядкового номера збільшуються.
Наприклад, розташуємо хімічні елементи Al, S, Mg, Cl, Na в порядку збільшення неметалічних властивостей. Наведені хімічні елементи знаходяться у третьому періоді. У періодах неметалічні властивості зі збільшенням порядкового номера збільшуються. Отже, зазначені хімічні елементи треба записати в порядку збільшення їх порядкових номерів: Na, Mg, Al, S, Cl Розглянемо взаємозв’язок між положенням хімічних елементів у перiодичній системі та властивостями оксидів і відповідних гідроксидів, які утворюють ці хімічні елементи, на прикладі елементів третього періоду. До третього періоду належать хімічні елементи: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar
Ці елементи утворюють вищі оксиди наступного складу (інертний хімічний елемент Аргон оксид не утворює): Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7.
Натрій оксид і магній оксид виявляють властивості основних оксидів, алюміній оксид є амфотерним оксидом, усі інші оксиди (силіцій (IV) оксид, фосфор (V) оксид, сульфур (VI) оксид, хлор (VII) оксид) виявляють властивості кислотних оксидів. Крім того, в ряді Na2O – MgO основні властивості послаблюються, а в ряді SiO2 – P2O5 – SO3 – Cl2O7 кислотні властивості посилюються.
Так само можна проаналізувати характер зміни в періоді властивостей гідроксидів, які відповідають вищим оксидам: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4.
Натрій гідроксид і магній гідроксид виявляють властивості основ, алюміній гідроксид є амфотерним гідроксидом, усі інші гідроксиди виявляють властивості кислот: силікатна кислота, ортофосфатна кислота, сульфатна кислота, хлорутна кислота. Крім того, в ряді NaOH – Mg(OH)2 основні властивості послаблюються, а в ряді H2SiO3 – H3PO4 – H2SO4 – HClO4 кислотні властивості посилюються.
Отже, в ряду елементів певного періоду послаблюються властивості основних оксидів та відповідних їм гідроксидів, а кислотні властивості в тому самому напрямку посилюються. Перехід від основних до кислотних оксидів, та, відповідно, від основ до кислот здійснюється в періоді через амфотерний оксид або гідроксид. Така закономірність є справедливою для другого та третього періодів періодичної системи. Для елементів великих періодів спостерігаються складніші закономірності.