Все свойства таблицы менделеева для егэ

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Еще в школе, сидя на уроках химии, все мы помним таблицу на стене класса или химической лаборатории. Эта таблица содержала классификацию всех известных человечеству химических элементов, тех фундаментальных компонентов, из которых состоит Земля и вся Вселенная. Тогда мы и подумать не могли, что таблица Менделеева бесспорно является одним из величайших научных открытий, который является фундаментом нашего современного знания о химии.

На первый взгляд, ее идея выглядит обманчиво просто: организовать химические элементы в порядке возрастания веса их атомов. Причем в большинстве случаев оказывается, что химические и физические свойства каждого элемента сходны с предыдущим ему в таблице элементом. Эта закономерность проявляется для всех элементов, кроме нескольких самых первых, просто потому что они не имеют перед собой элементов, сходных с ними по атомному весу. Именно благодаря открытию такого свойства мы можем поместить линейную последовательность элементов в таблицу, очень напоминающую настенный календарь, и таким образом объединить огромное количество видов химических элементов в четкой и связной форме. Разумеется, сегодня мы пользуемся понятием атомного числа (количества протонов) для того, чтобы упорядочить систему элементов. Это помогло решить так называемую техническую проблему «пары перестановок», однако не привело к кардинальному изменению вида периодической таблицы.

В периодической таблице Менделеева все элементы упорядочены с учетом их атомного числа, электронной конфигурации и повторяющихся химических свойств. Ряды в таблице называются периодами, а столбцы группами. В первой таблице, датируемой 1869 годом, содержалось всего 60 элементов, теперь же таблицу пришлось увеличить, чтобы поместить 118 элементов, известных нам сегодня.

Периодическая система Менделеева систематизирует не только элементы, но и самые разнообразные их свойства. Химику часто бывает достаточно иметь перед глазами Периодическую таблицу для того, чтобы правильно ответить на множество вопросов (не только экзаменационных, но и научных).

The YouTube ID of 1M7iKKVnPJE is invalid.

Периодический закон

Существуют две формулировки периодического закона химических элементов: классическая и современная.

Классическая, в изложении его первооткрывателя Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Современная: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).

Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов, которая представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов от зарядов их атомов. Наиболее распространёнными изображениями периодической системы элементов Д.И. Менделеева являются короткая и длинная формы.

Группы и периоды Периодической системы

Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ним по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов. Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров. В периодической системе имеются семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится соответственно 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвёртом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом — 32, а в седьмом (пока незавершенном) — 31 элемент. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

Физический смысл порядкового номера химического элемента: число протонов в атомном ядре и число электронов, вращающихся вокруг атомного ядра, равны порядковому номеру элемента.

Свойства таблицы Менделеева

Напомним, что группами называют вертикальные ряды в периодической системе и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

• усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические;
• возрастает атомный радиус;
• возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
• электроотрицательность падает.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения, существует всего восемь форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где символом R обозначают элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).

Оксиды состава R₂O проявляют сильные основные свойства, причём их основность возрастает с увеличением порядкового номера, оксиды состава RO (за исключением BeO) проявляют основные свойства. Оксиды состава RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇ проявляют кислотные свойства, причём их кислотность возрастает с увеличением порядкового номера.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Существуют четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH₄, RH₃, RH₂, RH.

Соединения RH₄ имеют нейтральный характер; RH₃ — слабоосновный; RH₂ — слабокислый; RH — сильнокислый характер.

Напомним, что периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.

В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента:

• электроотрицательность возрастает;
• металлические свойства убывают, неметаллические возрастают;
• атомный радиус падает.

Элементы таблицы Менделеева

Щелочные и щелочноземельные элементы

К ним относятся элементы из первой и второй группы периодической таблицы. Щелочные металлы из первой группы — мягкие металлы, серебристого цвета, хорошо режутся ножом. Все они обладают одним-единственным электроном на внешней оболочке и прекрасно вступают в реакцию. Щелочноземельные металлы из второй группы также имеют серебристый оттенок. На внешнем уровне помещено по два электрона, и, соответственно, эти металлы менее охотно взаимодействуют с другими элементами. По сравнению со щелочными металлами, щелочноземельные металлы плавятся и кипят при более высоких температурах.

Лантаниды (редкоземельные элементы) и актиниды

Лантаниды — это группа элементов, изначально обнаруженных в редко встречающихся минералах; отсюда их название «редкоземельные» элементы. Впоследствии выяснилось, что данные элементы не столь редки, как думали вначале, и поэтому редкоземельным элементам было присвоено название лантаниды. Лантаниды и актиниды занимают два блока, которые расположены под основной таблицей элементов. Обе группы включают в себя металлы; все лантаниды (за исключением прометия) нерадиоактивны; актиниды, напротив, радиоактивны.

Галогены и благородные газы

Галогены и благородные газы объединены в группы 17 и 18 периодической таблицы. Галогены представляют собой неметаллические элементы, все они имеют семь электронов во внешней оболочке. В благородных газахвсе электроны находятся во внешней оболочке, таким образом с трудом участвуют в образовании соединений. Эти газы называют «благородными, потому что они редко вступают в реакцию с прочими элементами; т. е. ссылаются на представителей благородной касты, которые традиционно сторонились других людей в обществе.

Переходные металлы

Переходные металлы занимают группы 3—12 в периодической таблице. Большинство из них плотные, твердые, с хорошей электро- и теплопроводностью. Их валентные электроны (при помощи которых они соединяются с другими элементами) находятся в нескольких электронных оболочках.

Металлоиды

Металлоиды занимают группы 13—16 периодической таблицы. Такие металлоиды, как бор, германий и кремний, являются полупроводниками и используются для изготовления компьютерных чипов и плат.

Постпереходными металлами

Элементы, называемые постпереходными металлами, относятся к группам 13—15 периодической таблицы. В отличие от металлов, они не имеют блеска, а имеют матовую окраску. В сравнении с переходными металлами постпереходные металлы более мягкие, имеют более низкую температуру плавления и кипения, более высокую электроотрицательность. Их валентные электроны, с помощью которых они присоединяют другие элементы, располагаются только на внешней электронной оболочке. Элементы группы постпереходных металлов имеют гораздо более высокую температуру кипения, чем металлоиды.

Неметаллы

Из всех элементов, классифицируемых как неметаллы, водород относится к 1-й группе периодической таблицы, а остальные — к группам 13—18. Неметаллы не являются хорошими проводниками тепла и электричества. Обычно при комнатной температуре они пребывают в газообразном (водород или кислород) или твердом состоянии (углерод).

А теперь закрепите полученные знания, посмотрев видео про таблицу Менделеева и не только.

Отлично, первый шаг на пути к знаниям сделан. Теперь вы более-менее ориентируетесь в таблице Менделеева и это вам очень даже пригодится, ведь Периодическая система Менделеева является фундаментом, на котором стоит эта удивительная наука.

Периодический закон

Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.

В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодический закон звучал так: «Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы.» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.

Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома.

Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:

«Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов«.

Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.

Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом.

Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.

1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра. 

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.

В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.

Как следствие,

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.

Пример. Выберите три элемента малых периодов и расположите эти элементы в порядке уменьшения  металлических свойств. 1) Li       2) Ca     3) Cs     4) N     5) S

Пример. Выберите три элемента одного периода и расположите эти элементы в порядке уменьшения  неметаллических свойств. 1) Be    2) Ba     3) Mg     4) N     5) F

В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H⁺. Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H₂ и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:

2Na + H₂  →  2NaH

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру.

Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные, или подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:

В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.

У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.

Из строения атомов и электронных оболочек вытекают следующие закономерности:

Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.

Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).

Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!

О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?

Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.

2. Радиус атома

Рассмотрим, как меняется атомный радиус. Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.

Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.

Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .

Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.

Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.

Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.

Например, в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.

Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.

Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:

Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.

Например, в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.

В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.

В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.

В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.

Пример. Выберите три элемента, которые в Периодической системе находятся в одной группе, и расположите эти элементы в порядке увеличения радиуса  атома   1) O         2) Se       3) F       4) S       5) Na

Решение:  В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S. В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142. Ответ: 142

Пример. Выберите три элемента, которые в Периодической системе находятся в одном периоде, и расположите эти элементы в порядке уменьшения радиуса атома   1) K         2) Li       3) F       4) B       5) Na

Решение:  В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na. В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243. Ответ: 243

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три р-элемента. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения радиуса их атомов. 1) Ca   2) P   3) N   4) О   5) Ti

Решение:  p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О. В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234. Ответ: 234

Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов: катионов и анионов.

Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.

Например, радиус иона Na⁺ меньше радиуса атома натрия Na:

Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.

 Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.

Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.

Например, радиус иона Cl^– больше радиуса атома хлора Cl.

Изоэлектронные ионы – это  ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.

Например: частицы Na⁺ и F^‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na⁺ меньше радиуса иона F ^‒.

3. Электроотрицательность

Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО). 

Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.

По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).

В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.

В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента-неметалла. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания их электроотрицательности. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности:   1) Mg         2) P       3) O       4) N       5) Ti

Решение:  Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N. Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243. Ответ: 243

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их электроотрицательности. 1)  As   2) P   3) Al  4) B   5) Na

Пример.Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева находятся в одном периоде. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения их электроотрицательности. 1) V   2) B   3) Li   4) C   5) He

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента-неметалла. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания их
электроотрицательности.

1) Mg   2) P   3) N   4) O   5) Ti

4. Окислительные и восстановительные свойства

Химические свойства простых веществ определяются не только электроотрицательностью, но и особенностями строения (химической связью, кристаллической решеткой и др.). Поэтому лишь с некоторой степенью упрощения можно сказать, что электроотрицательность определяет окислительные и восстановительные свойства простых веществ.

Окислительные свойства — это способность принимать электроны.

В главных подгруппах сверху вниз уменьшаются окислительные свойства простых веществ.

В периодах слева направо окислительные свойства простых веществ увеличиваются.

Важно отметить, что эти закономерности работают только в некоторых рядах, чаще всего для похожих по строению веществ.

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента-неметалла. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания окислительных свойств соответствующих им простых веществ. 1) F   2) Al   3) Br   4) Zn   5) H

Восстановительные свойства — это способность отдавать электроны.

В главных подгруппах сверху вниз увеличиваются восстановительные свойства простых веществ.

В периодах слева направо восстановительные свойства простых веществ уменьшаются.

А что насчет побочных подгрупп? В них расположены металлы. И как сравнивать восстановительные свойства металлов в главных подгруппах и в побочных подгруппах? Примерно сравнить восстановительные свойства простых веществ-металлов позволяет ряд активности металлов. 

Слева направо восстановительные свойства металлов уменьшаются.

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента-металла. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания восстановительных свойств этих металлов. 1) S   2) Na   3) Al   4) C   5) Mg

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента-металла. Расположите выбранные элементы в порядке возрастания восстановительных свойств соответствующих им простых веществ. Запишите номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Sn    2) K    3) B    4) C     5) Ca

5. Сводная таблица свойств химических элементов и простых веществ

Итак, резюмируем свойства элементов и простых веществ.

Проверьте себя: как меняются по синим стрелкам следующие свойства:

Свойство	Характер изменения
Металлические свойства
Неметаллические свойства
Окислительные свойства простых веществ
Восстановительные свойства простых веществ
Орбитальный радиус
Электроотрицательность

6. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

Периодически меняются не только свойства элементов и простых веществ, но и свойства сложных соединений. Рассмотрим закономерности изменения свойств высших оксидов и гидроксидов химических элементов 3 периода.

Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
основные свойства уменьшаются слева направо кислотные свойства увеличиваются слева направо
NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4

Легко заметить, что:

основные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются справа налево в периоде

кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются справа налево в периоде

 Аналогично изменяются свойства в главных подгруппах.

основные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются сверху вниз в главных подгруппах

кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются снизу вверх в главных подгруппах

Проверьте себя: как меняются по синим стрелкам следующие свойства:

Свойство	Характер изменения
Основные свойства высших оксидов
Кислотные свойства высших оксидов
Основные свойства высших гидроксидов
Кислотные свойства высших гидроксидов

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, в атомах которых электронами заполнено  одинаковое количество энергетических уровней, и расположите эти элементы в порядке уменьшения основных свойств их высших оксидов. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Li    2) N    3) Be    4) As    5) P

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне содержится одинаковое количество электронов, и расположите эти элементы в порядке уменьшения основных свойств высших оксидов, которые образуют эти элементы. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Al    2) Sr    3) In    4) Tl    5) Ge

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне содержится одинаковое количество электронов, и расположите эти элементы в порядке уменьшения основных свойств высших оксидов, которые образуют эти элементы. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Al    2) Sr    3) In    4) Tl    5) Ge

Пример.Из указанных в ряду химических элементов выберите три р-элемента. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения кислотных свойств их высших оксидов. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Zn   2) C   3) Al   4) Cl   5) Ti

7. Кислотно-основные свойства водородных соединений

Водород образует два типа бинарных соединений — солеобразные гидриды с металлами и летучие водородные соединения с неметаллами. 

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды) при нормальных условиях.

CH4 — метан	NH3 — аммиак	H2O — вода	HF –фтороводород
SiH4 — силан	PH3 — фосфин	H2S — сероводород	HCl –хлороводород
	AsH3 — арсин	H2Se — селеноводород	HBr –бромоводород
		H2Te — теллуроводород	HI –иодоводород

Свойства летучих водородных соединений изменяются нетипично.

Кислотные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются от NH₃ к HI

Основные свойства водородных соединений усиливаются от HI к аммиаку NH₃

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые образуют летучие водородные соединения. Расположите выбранные элементы в порядке увеличения валентности в их летучих водородных соединениях. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Ne   2) Be   3) N   4) C   5) O

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые образуют летучие водородные соединения. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения кислотного характера их летучих водородных соединений. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Cl   2) Zn   3) N   4) S   5) Mg

Пример.Из указанных в ряду химических элементов выберите три элемента, которые образуют летучие водородные соединения. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения кислотного характера их летучих водородных соединений. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности. 1) Ca   2) Cl   3) Si   4) S   5) Mn

Тренажер по теме «Периодический закон» —  10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Опорный конспект по теме:

 Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Основные понятия:

1. Порядковый номер химического элемента — номер, данный элементу при его нумерации. Показывает общее число электронов в атоме и число протонов в ядре, определяет заряд ядра атома данного химического элемента.

2. Период – химические элементы, расположенные в строчку (периодов всего 7). Период определяет количество энергетических уровней в атоме.

Малые периоды (1 – 3) включают только s- и p- элементы (элементы главных подгрупп) и состоят из одной строчки; большие (4 – 7) включают не только s- и p- элементы (элементы главных подгрупп), но и d- и f- элементы (элементы побочных подгрупп) и состоят из двух строчек.

3. Группы – химические элементы, расположенные в столбик (групп всего 8). Группа определяет количество электронов внешнего уровня для элементов главных подгрупп, а так же число валентных электронов в атоме химического элемента.

Главная подгруппа (А) – включает элементы больших и малых периодов (только s- и p- элементы).

Побочная подгруппа (В) – включает элементы только больших периодов (только d- или f- элементы).

4. Относительная атомная масса (Ar) – показывает, во сколько раз данный атом тяжелее 1/12 части атома 12С, это безразмерная величина (для расчётов берут округлённое значение).

5. Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического элемента, отличающиеся друг от друга только своей массой, с одинаковым порядковым номером.

Основные положения

1. В периоде слева направо:

1) Относительная атомная масса – увеличивается

2) Заряд ядра – увеличивается

3) Количество энергоуровней – постоянно

4) Количество электронов на внешнем уровне — увеличивается

5) Радиус атомов – уменьшается

6) Электроотрицательность – увеличивается

Следовательно, внешние электроны удерживаются сильнее, и металлические (восстановительные) свойства ослабевают, а неметаллические (окислительные)  усиливаются.

2. В группе, в главной подгруппе сверху вниз:

1) Относительная атомная масса – увеличивается

2) Число электронов на внешнем уровне – постоянно

3) Заряд ядра – увеличивается

4) Количество энергоуровней – увеличивается

5) Радиус атомов — увеличивается

6) Электроотрицательность – уменьшается.

Следовательно, внешние электроны удерживаются слабее, и металлические (восстановительные)  свойства элементов усиливаются, неметаллические (окислительные)  — ослабевают.

3. Изменение свойств летучих водородных соединений:

1)      в группах главных подгруппах с ростом заряда ядра прочность летучих водородных соединений уменьшается, а кислотные свойства их водных растворов усиливаются (основные свойства уменьшаются);

2)      в периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений в водных растворах усиливаются (основные уменьшаются), а прочность уменьшается;

3)      в группах с ростом заряда ядра в главных подгруппах валентность элемента в  летучих водородных соединениях не изменяется, в периодах слева направо уменьшается от IV до I.

4. Изменение свойств высших оксидов и соответствующих им гидроксидов (кислородсодержащие кислоты неметаллов и основания металлов):

1)      в периодах слева направо свойства высших оксидов и соответствующих им гидроксидов изменяются от основных через амфотерные к кислотным;

2)      кислотные свойства высших оксидов и соответствующих им гидроксидов с ростом заряда ядра в периоде усиливаются, основные уменьшаются, прочность уменьшается;

3)      в группах главных подгруппах у высших оксидов и соответствующих им гидроксидов с ростом заряда ядра прочность растёт, кислотные свойства уменьшаются, основные усиливаются;

4)      в группах с ростом заряда ядра в главных подгруппах валентность элемента в высших оксидах не изменяется, в периодах слева направо увеличивается от I до VIII.

5. Завершенность внешнего уровня – если на внешнем уровне атома 8 электронов (для водорода и гелия 2 электрона)

6. Металлические свойства – способность атома отдавать электроны до завершения внешнего уровня.

7. Неметаллические свойства — способность атома принимать электроны до завершения внешнего уровня.

8. Электроотрицательность – способность атома в молекуле притягивать к себе электроны

9. Семейства элементов:

Щелочные металлы (1 группа «А») – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Галогены (7 группа «А») – F, Cl, Br, I

Инертные газы (8 группа «А») – He, Ne, Ar, Xe, Rn

Халькогены (6 группа «А») – O, S, Se, Te, Po

Щелочноземельные металлы (2 группа «А») – Ca, Sr, Ba, Ra

10. Радиус атома – расстояние от ядра атома до внешнего уровня

Таблицы на ЕГЭ и ОГЭ по химии

На сдаче ЕГЭ и ОГЭ по химии можно использовать три таблицы:

1. периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
2. таблица растворимости
3. ряд активности металлов.

Они содержат в себе 80% информации, необходимой для решения большинства заданий.
Однако таблицы на форзацах разных учебников, продаваемые в книжных магазинах, располагающиеся на просторах интернета отличаются не только оформлением, но и содержанием. Что бы они оказались надёжно шпаргалкой, а не приятной неожиданностью, лучше с самого начала начинать работать с тем форматом, который официально разрешен на ЕГЭ твоего года.
Скачать эти таблицы можно ниже. А как сделать эти безликие таблицы наиболее информационными для тебя я расскажу на уроке.

• Таблица Д.И. Менделеева для ОГЭ и ЕГЭ
• Таблица растворимости и ряд активности для ОГЭ и ЕГЭ
• Таблица растворимости с расширенным рядом активности
• Таблица Д.И. Менделеева длиннопериодная для олимпиады

---

---

---

---

---

Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам

Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

— металлические свойства уменьшаются;

— неметаллические свойства усиливаются;

— степень окисления элементов в высших оксидах возрастает от $+1$ до $+7$ ($+8$ для $Os$ и $Ru$);

— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от $–4$ до $–1$;

— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами;

— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.

Д. И. Менделеев в $1869$ г. сделал вывод — сформулировал Периодический закон, который звучит так:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.

Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы.

Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов.

Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено.

В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.

Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в Периодической системе символику, т.е. раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента.

Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах.

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т.е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов.

Общая характеристика металлов главных подгрупп I±III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы — металлы

Большинство химических элементов относят к металлам — $92$ из $114$ известных элементов.

Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств.

Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.

Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Это свойство атомов металлов, как вы знаете, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от $1$ до $3$ на внешнем слое).

Исключение составляют лишь $6$ металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют $4$ электрона, атомы сурьмы и висмута — $5$, атомы полония — $6$.

Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от $0.7$ до $1.9$) и исключительно восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны.

Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$), обладают двойственными свойствами: в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.

В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено $76$ элементов, из них только $14$ не являются металлами. В организме человека некоторые элементы- металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т.е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т.е. это микроэлементы.

Особенности строения металлов главных подгрупп I–III групп.

Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т.е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).

Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления $+2$. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к $p$-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три $(s^2p^1)$ электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления $+3$. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.

Характеристика переходных элементов ± меди, цинка, хрома, железа по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.

В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. $K, Ca — s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами $3d$-подуровень.

Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается $8$ электронов (заняты $s-$ и $р-$орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже $d-$орбитали на более высокую $s-$орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия $…3d^{0}4s^1$, у кальция — $…3d^{0}4s^2$.

Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения $3d$-орбитали вместо еще более высоких по энергии $4р$-орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение $3d$-орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{10}4s^2$. Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала » электрона. У атома меди десятый $d$-электрон перемещается на третий $3d$-подуровень.

Электронная формула меди $…3d^{10}4s^1$. У атома хрома на четвертом энергетическом уровне ($s$-орбиталь) должно быть $2$ электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную $d$-орбиталь, его электронная формула $…3d^{5}4s^1$.

Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются $d$-орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: $d$-элементы.

Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы $d$-элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают более прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.

Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству $d$-элементов. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером $(Fe, Co, Ni)$.

У $d$-элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т.е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности $+2, +3, +6$; а его оксиды: $CrO$ — основной, $Cr_{2}O_3$ — амфотерный, $CrO_3$ — кислотный.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV±VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы – неметаллы

Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время.

Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при $t°= –268,9 °С$.

Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.

Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от $2$ до $4$. Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно $р$-элементы, исключение составляет водород — s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор $F$, а основанием — диагональ $B — At$.

Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация $1s^1$), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления $+1$. Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, до завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления — $1$ в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами — галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

Свойства атомов элементов – неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.

Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.

Конфигурация внешнего электронного слоя.

В периоде: — заряд ядра увеличивается; — радиус атома уменьшается; — число электронов на внешнем слое увеличивается; — электроотрицательность увеличивается; — окислительные свойства усиливаются; — неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе: — заряд ядра увеличивается; — радиус атома увеличивается; — число электронов на внешнем слое не изменяется; — электроотрицательность уменьшается; — окислительные свойства ослабевают; — неметаллические свойства ослабевают.

Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

Химических элементов-неметаллов всего $16$! Совсем немного, если учесть, что известно $114$ элементов. Два элемента-неметалла составляют $76%$ массы земной коры. Это кислород ($49%$) и кремний ($27%$). В атмосфере содержится $0.03%$ массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют $98.5%$ массы растений, $97.6%$ массы тела человека. Неметаллы $C, H, O, N, S, Р$ — органогены, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород $О_2$, азот $N_2$, углекислый газ $СО_2$, водяные пары $Н_2О$ и др.).

Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только $0.88%$. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых $100$ атомов на Земле $17$ — атомы водорода.

Закономерности изменения свойств элементов

Элемент ЕГЭ: 1.2.1. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева: свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома, равного порядковому номеру элемента.

Периодическая система химических элементов — естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением Периодического закона Д.И. Менделеева. Она представляет собой таблицу, состоящую из периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов.

Периоды (горизонтальные ряды)

Период — горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов, начинающийся щелочным металлом (1-й период — водородом) и заканчивающийся инертным газом.

Современная Периодическая система включает 7 периодов. Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон на соответствующем энергетическом уровне (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементов, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же номером (благородный газ).

В группе:

• число электронов на последнем электронном уровне (ЭУ) не изменяется;
• радиусы атомов в целом возрастают;
• электроотрицательность (способность атома в соединении удерживать электроны) в целом уменьшается;
• металлические и восстановительные свойства простых веществ усиливаются;
• неметаллические и окислительные свойства простых веществ ослабевают;
• основные свойства оксидов и гидроксидов в целом усиливаются;
• кислотные свойства оксидов и гидроксидов в целом ослабевают.

Группы (вертикальные столбцы)

Группа — вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов, имеющих одинаковую электронную конфигурацию внешних энергетических уровней.

В короткопериодном варианте Периодической системы — 8 групп. Они разделены на подгруппы А (главные) и Б (побочные). Главные подгруппы содержат s- и р-элементы. Побочные подгруппы содержат d- и f-элементы.

В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп. Их обозначают или так же, как в короткопериодном варианте, или просто номерами от 1 до 18 (например, группа IA или 1, VIIБ или 17).

В периоде:

• увеличивается число электронов на последнем ЭУ (от 1 до 8);
• число ЭУ не изменяется;
• радиусы атомов в целом уменьшаются;
• электроотрицательность (способность атома в соединении удерживать электроны) увеличивается;
• металлические и восстановительные свойства простых веществ ослабевают;
• неметаллические и окислительные свойства простых веществ усиливаются;
• основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают;
• кислотные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются.

Примеры работы с периодической системой

Пример № 1. Сера.

Пример № 2. Титан.

Периодическое изменение свойств элементов и их соединений (наглядно)

Распределение элементов на металлы и неметаллы

Чёткой границы нет. Есть элементы с переходными свойствами.

---

(с) В учебных целях использованы цитаты из пособий: «Химия / Н. Э. Варавва, О. В. Мешкова. — Москва, Эксмо (ЕГЭ. Экспресс-подготовка)» и «Химия : Новый полный справочник для подготовки к ЕГЭ / Е.В. Савинкина. — Москва, Издательство АСТ».

Вы смотрели Справочник по химии «Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
• Конспект урока в 8 классе «Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов»

Область применения данной классификации – не только химия или иные точные и естественные науки. Полезна она будет и простому обывателю для тренировки памяти или приспособлению к большим и сложным формулировкам и документам. С должным усердием и прилежанием в изучении таблицы, она станет легко понимаемым справочным материалом.

Периодическая таблица Менделеева

До Дмитрия Ивановича собрать элементы в один список пытались многие умы Европы. С начала XIX века они предприняли множество попыток сопоставления веществ. 

В 1869 г. свой первый план представляет и Менделеев, через 2 года – завершает доработку и издает последний вариант таблицы.

Основная идея группировки – периодичность. Расположив элементы в порядке увеличения атомной массы, он заметил, что время от времени их свойства повторяются. 

Ко 2-й половине XIX века миру было известно намного меньше веществ, чем сегодня, так что химик оставил пустые места в своей таблице, предполагая открытие новых элементов, и даже сумел заранее определить свойства открытых впоследствии галлия Ga 31 и германия Ge 32.

С каждым последующим номером элемента возрастает его атомная масса, заряд ядра, уровень электронов (количество элементов и их связей), показатели активности повторяются в зависимости от периода.

Формулировка периодического закона химических элементов

Русский ученый составлял наброски таблицы около 20 лет, пытаясь подобрать верную закономерность в их размещении. Отметив концепцию цикличности, он превратил её в периодический закон, изложив свое понимание правила:

«Свойства элементов, как и формируемых ими простых и сложных веществ, предполагают периодическую зависимость от их атомного веса».

Развитие науки в течение 20-го столетия несколько видоизменило закон: на смену термину «атомный вес» пришел «заряд ядра атома», вместо «простых и сложных веществ» — «веществ и соединений», к элементам добавилось определение «химическим».

Как читать таблицу Дмитрия Ивановича Менделеева

Ячейки химической базы данных разбиты в группы последовательностей по горизонтали и вертикали. Элементы имеют краткое обозначение из 1-3 букв (для формул и вычислений).

Группы

Представлены в виде столбцов таблицы. В системе старого образца их 8.

В настоящий же момент выделено 18.

Распределяют элементы в группы по однотипности: по строению атома они подобны друг другу. Также у представителей одного столбца схожая формула высшего оксида.

Традиционные типы столбцов делятся на подкатегории: А (с яркими признаками группы) и В (переходные металлы). Принадлежность зависит от положения символа (слева для A или справа для B):

Периоды

Горизонтальные цепочки в таблице, в которых элементы расположены по росту порядкового номера. В линии слева направо увеличиваются заряды ядра атомов.

Периодов всего 7:

• 1-й период содержит лишь гелий He² и водород H¹;

• 2 и 3 содержат по 8 компонентов;

• 4-й и 5-й содержат 18 единиц каждый;

• 6-й период вмещает 32 элемента;

• 7-й хранит 31 единицу и продолжает дополняться.

Физический смысл порядкового номера

Порядковый номер химического элемента также показывает, сколько в составе ядра атома протонов и сколько электронов вращается вокруг него.

Свойства таблицы Менделеева

Химические элементы оцениваются по множеству параметров. Один из основных – окислительно-восстановительные свойства. 

С убыванием в периоде и возрастанием в группе (стремление к левому нижнему углу) проявляются металлические характеристики, обратное направление в правый верхний угол увеличивает окислительные неметаллические качества.

Элементы таблицы Менделеева

Объекты в периодической системе делятся между двумя «полюсами полярности» — металлами и неметаллами. Первая категория также делится на подсистемы: легкие, переходные, щелочные и иные типы.

Также есть класс «металлоподобных» полупроводников с неопределенным статусом. Отдельно располагаются благородные газы, не подверженные реакциям.

Часть элементов с номером более 100 открыта сравнительно недавно, их принадлежность к каким-либо группам только предположительна.

Щелочные и щелочноземельные элементы

Представители 1 (IA) и 2 (IIA) групп таблицы Менделеева — металлы со слабой устойчивостью и высокой степенью растворимости:

  

Щелочные металлы имеют серебристый отблеск, хорошо разламываются и режутся. Из всех размещенных в таблице металлов активнее других вступают в реакцию с молекулами других веществ, отдавая единственный свободный электрон. При контакте с водой создают гидроксиды – щелочи:

2Na + 2H₂0 = 2NaOH + H₂

Щелочноземельные металлы более твердые и тугоплавкие, с бледно-серым оттенком. В их список входят:

Большая часть из них способна создавать щелочь, но не так легко расстается с двумя незанятыми электронами. Другие металлы они замещают, но перед щелочными бессильны и вытесняются ими из молекул.

Лантаноиды и актиноиды

Прежде получили название редкоземельных металлов из-за малого количества месторождений и трудностей в выводе чистого металла из соединений. Им соответствует 3 (III B) группа, хотя это иногда оспаривается.

В рамках семейства лантаноиды («скрытые») имеют схожую форму атома и внешние признаки, но различаются свойствами. Поодиночке почти не встречаются.

Актиноиды, помимо общих черт, радиоактивны. В природе, кроме, урана U 92, почти не встречаются, создаются искусственно.

Для удобства обе группы элементов выведены в 2 строки под общей таблицей.

Галогены и благородные газы

17 (VII A) группа состоит из галогенов:

В противоположность щелочам, эти неметаллы – самые сильные окислители, активно принимающие 8-й электрон к имеющимся семи для заполнения внешней оболочки.

Самый реактивный – фтор F 9 (способен разрушать молекулы воды):

2F₂
+ 2H₂O = 4HF + O₂

3F₂
+ 3H₂O = OF₂ + 4HF + H₂O₂

С ростом периода свойства элементов слабеют.

Все галогены токсичны, опасны для жизни, поражают дыхательные пути.

В последней, VIII A или 18 группе, находятся инертные газы:

Их внешний уровень электронов равен 8 (полностью заполнен), отчего они не способны вступать в реакцию с другими атомами. Крайне редко создают непрочные молекулы, распадающиеся при нагревании.

Переходные металлы

Представлены всеми подгруппами в традиционной системе или занимают с 3 по 12 столбцы в современных таблицах. Большинство обладает металлическим блеском, по цвету и состоянию различаются (большинство – твердые, но есть исключения, например, жидкая ртуть).

Могут отдавать разное количество электронов с нескольких оболочек для создания вещества (например, титан Ti 22 и железо Fe 26 способны отдавать от 2 до 4, медь Cu 29 – от 1 до 2, цинк Zn 30 – только 2, золото Au 79 и серебро Ag 47 практически не вступают в реакцию).

Металлоиды

Располагаются на стыке посреди легких металлов и неметаллов, в диагонали с 13 по 17 группах. В своем большинстве – полупроводники (хуже металлов проводят электрический ток). 

Часть из них – металлы внешне, неметаллы по активности, часть – наоборот. Бор B 5, к примеру, является неметаллом с полупроводниковыми качествами.

Постпереходные металлы

Они же «легкие». От переходных аналогов отличаются меньшей твердостью и весом. Имеют иные температуры плавления и кипения. Для соединений отдают электроны только с внешней оболочки. Превосходят полуметаллы по восстановительности. Легкий металл выглядит как вещество с матовым оттенком вместо блеска.

Размещаются после переходных металлов под полупроводниками (в 13-17 столбцах или IIIA – VIIA). Алюминий Al 13 носит неопределенный статус (иногда причисляется к металлоидам).

Неметаллы

Располагаются в правом верхнем углу между полуметаллами и инертными газами (начала 13-17 групп). Имеют больше электронов на внешней оболочке, стремятся присоединить к себе еще больше (в противоположность металлам), чтобы набрать полный уровень электронов.

Могут находиться:

• в виде газа (кислород O 8, азот N 7);

• жидкости (бром Br 35);

• в твердом (углерод C 6, кремний Si 14) состоянии.

Интересное положение занимает водород H 1. Его причисляют то к 1, то к 17 группе: он, будучи неметаллом, может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Заключение

При детальном рассмотрении таблица Менделеева уже не кажется столь огромной. Главные моменты в пользовании – отследить группу и период элемента, после чего будет несложно определить его свойства и показатели.

Различные картинки в 8 или 18 столбцов не будут поводом для замешательства: семейства и категории выделяются разными цветами (полуметаллы – двухцветные). Ученики найдут решение задач, а любители головоломок получат новый способ тренировки мышления. Ячейка с нужными обозначениями найдется без особых препятствий.