Як називається зміна властивостей. Зміна властивостей елементів та їх сполук у періодах та головних підгрупах. Зміна властивостей елементів у межах групи
Одним з найважливіших законів природи є періодичний закон, відкритий в 1869 р. Менделєєвим, який він сформулював так: "Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук перебувають у періодичній залежності від атомних ваг елементів".
З розвитком квантової хімії періодичний закон отримав суворе теоретичне обґрунтування, а з ним і нове формулювання: "Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їхніх атомів".
До Менделєєва багато хто намагався систематизувати елементи, найближче підійшов Майєр (Німеччина). У 1864 р. у своїй книзі він навів таблицю, в якій елементи були розташовані в порядку зростання їх атомних мас, але в цю таблицю Майєр помістив всього 27 елементів, менше половини, відомих на той час. Заслуга Менделєєва, що у його таблиці знайшлося місце як усім відомим елементам, але залишили порожні місця ще не відкритих елементів (екабор – Sc, екаалюміній – Ga, екасилиций – Ge).
З погляду електронної будови атома:
Періодомназивають горизонтальну послідовність елементів, що починається з лужного металу і закінчується благородним газом тим самим максимальним значенням головного квантового числа, що дорівнює номеру періоду.
Число елементів у періоді визначається ємністю підрівнів.
Групоюелементів називають вертикальну сукупність елементів, що володіє однотипною електронною конфігурацією та певною хімічною подібністю. Номер групи (за винятком I, II, VIII побічних підгруп) дорівнює сумівалентних електронів
Крім розподілу за періодами (визначається головним квантовим числом) існує розподіл на сімейства, Яке визначається орбітальним квантовим числом. Якщо елемент заповнюється s-підрівень, то s-сімейство або s-елемент; p-підрівень – p-елемент; d-підрівень – d-елемент; f-підрівень – f-елемент.
У короткоперіодній формі періодичної системи 8 груп, кожна з яких поділяється на головну та побічну підгрупи. I та II головні підгрупи заповнюються s-елементами; III-VIII основні підгрупи – р-елементами. d-елементи перебувають у побічних підгрупах. f-елементи винесені до окремих груп.
Таким чином, кожен елемент у періодичній системі елементів займає строго певне місце, яке відзначається порядковим номером і пов'язане із будовою електронних оболонок атома.
1.2.1. Закономірності зміни властивостей елементів та їх сполук за періодами та групами
Експериментальними дослідженнями була встановлена залежність хімічних та фізичних властивостей елементів від їх положення періодичній системі.
Енергією іонізаціїназивається енергія, яку треба витратити для відриву та видалення електрона від атома, іона чи молекули . Вона виявляється у Дж чи еВ (1эВ=1,6 . 10 -19 Дж).
Енергія іонізації є мірою відновлювальної здатностіатома. Чим нижче значення енергії іонізації, тим вища відновна здатність атома. Атоми, втрачаючи електрон, перетворюються на позитивно заряджені іони.
Спорідненість до електронаназивається енергія, яка виділяється при приєднанні електрона до атома, молекули або радикалу.
Енергія спорідненості з електроном атомів закономірно змінюється відповідно до характеру електронних структур атомів елементів. У періодах зліва направо спорідненість до електрона та окисні властивості елементів зростають.У групах зверху вниз спорідненість до електрона, як правило, зменшується.
Галогени відрізняються найвищим спорідненістю до електрону, т.к. приєднуючи один електрон до нейтрального атома, вона набуває закінченої електронної конфігурації благородного газу.
Характеристика у тому, який із атомів легше віддає чи приєднує електрон, називається електронегативністюяка дорівнює напівсумі енергії іонізації та спорідненості до електрона.
Електронегативність зростає в напрямку зліва направо для елементів кожного періоду і зменшується в напрямку зверху вниз для елементів однієї групи ПС.
Атомні та іонні радіуси
Атоми та іони не мають чітко визначених меж внаслідок хвильової природи електронів. Тому визначають умовні радіуси атомів та іонів, пов'язаних один з одним хімічним зв'язком у кристалах.
Радіуси атомів металів у періодах із зростанням порядкового номера елементів зменшуються, т.к. при однаковій кількості електронних верств зростає заряд ядра, отже, і тяжіння їм електронів.
У межах кожної групи елементів, як правило, радіуси атомів збільшуються зверху донизу, т.к. зростає кількість енергетичних рівнів. Радіуси іонів також знаходяться в періодичній залежності від порядкового номера елемента.
приклад.Як змінюються розміри атомів усередині періоду при переході від одного періоду до іншого і в межах однієї групи? Які елементи мають мінімальне та максимальне значення розміру атома?
Усередині періоду (зліва направо) розміри атомів зменшуються, т.к. збільшується заряд ядра та електрони сильніше притягуються до ядра. У основних підгрупах обсяги атомів збільшуються, т.к. збільшується кількість електронних верств. У побічних підгрупах такі зміни менш помітні, за рахунок d-стиснення, а при переході з V в VI період відбувається навіть зменшення зменшення розмірів атомів за рахунок f-стиснення.
Згідно з цими правилами мінімальне значення розміру атома має гелій, а максимальне – цезій. Францій немає довгоживучих ізотопів (природний ізотоп радіоактивний, період напіврозпаду 21 хвилина).
Метали та неметали.Розподіл елементів та простих речовин на метали та неметали певною мірою умовно.
За фізичними властивостями метали характеризуються високою теплопровідністю та електричною провідністю, негативним температурним коефіцієнтом провідності, специфічним металевим блиском, ковкістю, пластичністю тощо.
За хімічними властивостями метали характеризуються основними властивостями оксидів та гідроксидів та відновними властивостями.
Подібні відмінності у властивостях простих речовин пов'язані з характером хімічного зв'язку за її утворення. Металевий зв'язок у металах утворюється при дефіциті валентних електронів, а ковалентний у неметаллах за їх достатньої кількості. Виходячи з цього, можна провести вертикальну межу між елементами IIIA та IV груп. Ліворуч – елементи з дефіцитом валентних електронів, праворуч – з надлишком. Це межа Цинтля.
приклад.Чим відрізняються типові метали від неметалів? Чому та як змінюються металеві властивості зі збільшенням порядкового номера елементів?
У періодичній системі елементів переважно знаходяться метали, неметалів небагато (всього 22). До металів відносяться всі s-елементи. Це з наявністю вони малого числа валентних електронів (1 чи 2), внаслідок цього дефіциту електронів утворюється металева зв'язок.
Всі d-і f-елементи теж є металами. При утворенні хімічних зв'язків як валентні електрони у атомів d-елементів виступають s-електрони зовнішнього енергетичного рівня і частина або всі d-електрони передостаннього рівня, причому d-електрони беруть участь в утворенні хімічних зв'язків лише після того, як будуть пов'язані всі зовнішні s- електрони. Крім того, легкість видалення s-електронів сприяє ефект екранування заряду ядра. Він полягає у зменшенні впливу на електрон позитивного заряду ядра через наявність між електроном, що розглядається, і ядром інших електронів (це d - або f -електрони).
У р-елементів відбувається конкуренція між збільшенням числа валентних електронів (неметалічні властивості) та екрануванням заряду ядра (підсилюються металеві властивості). У зв'язку з цим у р-елементів підгрупою зверху вниз збільшується стійкість нижчих ступенів окислення.
По періоду праворуч наліво збільшуються неметалеві властивості атомів, рахунок збільшення заряду ядра атома і проблеми віддачі електронів. По підгрупі зверху вниз збільшуються металеві властивості, оскільки слабшає зв'язок зовнішніх електронів з ядром.
Властивості сполук поділяються на кислотно-основні та окислювально-відновні. Періодична система елементів добре пояснює ці закономірності. Розглянемо це з прикладу гидроксидов.
Якщо елемент має ступінь окислення маленьку (+1 або +2), наприклад Na-O-H, то зв'язок Na-O менш міцна, ніж O-H і розрив зв'язку відбувається по менш міцного зв'язку.
Na-O-H Na + + OH - . З'єднання має основні властивості.
Якщо ступінь окислення елемента більша (від +5 до +7), то зв'язок елемент – кисень міцніший, ніж зв'язок О-Ні з'єднання має кислотні властивості. В азотній кислоті ступінь окиснення азоту більша (+5).
H + + NO 3 -
З'єднання ступеня окислення +3 і +4 виявляють амфотерні властивості, тобто. залежно від партнера з реакції можуть виявляти як кислотні, і основні властивості. Але є винятки Zn +2 Be +2 Sn +2 Pb +2 Ge +2 мають ступінь окислення +2 але є амфотерними сполуками.
За періодомправоруч ліворуч збільшується вищий ступінь окислення, що дорівнює номеру групи, тому збільшуються неметалічні та кислотні властивості.
За підгрупоюзверху вниз збільшуються металеві та основні властивості, т.к. збільшується розмір атома та зв'язок із сусіднім атомом послаблюється .
Таким чином, періодична система дозволяє проаналізувати становище простих речовин у зв'язку з особливостями їх властивостей (метали, неметали).
Періодичний закон Менделєєва дає можливість визначати і властивості простих речовин. хімічних сполук. Вперше передбачення властивостей було здійснено самим Менделєєвим. Він розрахував властивості і тих елементів, які ще були відкриті.
1. Що вивчає інформатика?
комп'ютерні технології
інформація нематеріальна
обробляти.
запах
звук
мова людини
смак
фотографії
шифрування
передача інформації
збереження даних
сортування списку
пошук у базі даних
6. Що таке кодування?
засіб пошуку інформації
спотворення інформації
зміна виду інформації
Тест на тему: «Інформація та інформаційні процеси»
1. Що вивчає інформатика?
будь-які процеси та явища, пов'язані з інформацією
програмування для комп'ютерів
взаємозв'язок явищ у природі
комп'ютерні технології
математичні методи розв'язання задач
2. Позначте всі правильні висловлювання.
інформація нематеріальна
інформація - це відображення реального світу
інформація характеризує різноманітність
при отриманні інформації зменшується невизначеність знань
існує суворе визначення інформації
3. Позначте види інформації, які комп'ютер поки що не вміє
обробляти.
запах
звук
мова людини
смак
фотографії
4. Виберіть процеси, які можна назвати обробкою інформації.
шифрування
передача інформації
збереження даних
сортування списку
пошук у базі даних
5. Позначте всі правильні висловлювання.
інформація може існувати лише разом із носієм
зберігання інформації - це один із інформаційних процесів
для того, щоб отримати інформацію з повідомлення, людина використовує знання
обробка інформації - це зміна її змісту
при записі інформації змінюються властивості носія
6. Що таке кодування?
засіб пошуку інформації
запис інформації в іншій системі знаків
спотворення інформації
зміна виду інформації
зміна кількості інформації
вибір потрібних елементів
зміна порядку елементів
видалення непотрібних елементів
передачі інформації?
принципи?
_______________________________________________________________
вирішення деяких завдань?
_______________________________________________________________
собі?
_______________________________________________________________
системах?
_______________________________________________________________
7. Яка фраза може бути визначенням сортування?
вибір потрібних елементів
розміщення елементів списку в заданому порядку
розміщення рядків за абеткою
зміна порядку елементів
видалення непотрібних елементів
8. Як називається зміна властивостей носія, що використовується
передачі інформації?
_______________________________________________________________
9. Як називаються знання, які є фактами, законами,
принципи?
_______________________________________________________________
10. Як називаються знання, які є алгоритмами
вирішення деяких завдань?
_______________________________________________________________
11. Як називають уявлення людини про природу, суспільство і саму
собі?
_______________________________________________________________
12. Позначте всі правильні висловлювання.
отримана інформація залежить від знань отримувача
отримана інформація залежить лише від прийнятого повідомлення
здобуття інформації завжди збільшує знання
знання збільшуються лише тоді, коли отримана інформація частково відома
та сама інформація може бути представлена в різних формах
13. Як називають інформацію, зафіксовану (закодовану) у
деякою формою, зокрема, у комп'ютерних інформаційних
системах?
_______________________________________________________________
Відповідь:
1
2
3
4
5
6
7
а, б, г
а Б В Г
а, г
а, г, д
а, в, д
б, г
8
9
10
11
12
13
сигнал
декларативні
процедурні
знання
а, г, д
у періодах зліва направо:
· Радіус атомів зменшується;
· Електронегативність елементів збільшується;
· Кількість валентних електронів збільшується від 1 до 8 (рівно номеру групи);
· найвищий ступіньокиснення збільшується (рівна номеру групи);
· Число електронних шарів атомів не змінюється;
· Металеві властивості зменшується;
· Неметалічні властивості елементів збільшується.
Зміна деяких характеристик елементів у групі зверху вниз:
· Заряд ядер атомів збільшується;
· Радіус атомів збільшується;
· Число енергетичних рівнів (електронних шарів) атомів збільшується (рівно номеру періоду);
· Число електронів на зовнішньому шарі атомів однаково (рівно номеру групи);
· Міцність зв'язку електронів зовнішнього шару з ядром зменшується;
· Електронегативність зменшується;
· Металевість елементів збільшується;
· Неметалічність елементів зменшується.
Елементи, що у одній підгрупі, є елементами-аналогами, т.к. вони мають деякі загальні властивості(однакову високу валентність, однакові форми оксидів та гідроксидів та ін.). Ці загальні характеристики пояснюються будовою зовнішнього електронного шару.
Докладніше про закономірності зміни властивостей елементів за періодами та групами
Кислотно — основні властивості гідроксидів залежать від того, який із двох зв'язків у ланцюжку Е −О − Н є менш міцним.
Якщо менш міцний зв'язок Е-О, то гідроксид виявляє основнівластивості, якщо О-Н − кислотні.
Чим менш міцні ці зв'язки, тим більше сила відповідної основи чи кислоти. Міцність зв'язків Е-О та О-Н у гідроксиді залежить від розподілу електронної щільності в ланцюжку Е-О-H. На останню найбільш сильно впливають ступінь окислення елемента та іонний радіус. Збільшення ступеня окислення елемента та зменшення його іонного радіусу викликають зміщення електронної щільності до атома.
елемента в ланцюжку Е ← Про ←Н. Це призводить до ослаблення зв'язку О-Н та посилення зв'язку Е-О. Тому основні властивості гідроксиду слабшають, а кислотні посилюються.
Періодичний закон зміни властивостей хімічних елементівбуло відкрито 1869 року великим російським ученим Д.І. Менделєєвим і в початковому формулюванні звучав так:
«… властивості елементів, тому і властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичної залежності від їхньої атомної ваги».
Атомною вагою на той час називали атомну масу хімічного елемента. Слід зазначити, що на той час не було нічого відомо про реальну будову атома та панувала ідея про його неподільність, у зв'язку з чим Д.І. Менделєєв сформулював свій закон періодичного зміни властивостей хімічних елементів та утворених ними сполук виходячи з маси атомів. Пізніше після встановлення будови атома закон був сформульований у наступному формулюванні актуальним і зараз.
Властивості атомів хімічних елементів та утворених ними простих речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер їх атомів.
Графічним зображенням періодичного закону Д.І. Менделєєва вважатимуться періодичну таблицю хімічних елементів, вперше побудовану самим великим хіміком, але дещо вдосконалену і доопрацьовану наступними дослідниками. Фактично використовуваний нині варіант таблиці Д.І. Менделєєва відбиває сучасні уявленнята конкретні знання про будову атомів різних хімічних елементів.
Розглянемо детальніше сучасний варіант періодичної системи хімічних елементів:
У таблиці Д.І. Менделєєва можна побачити рядки, звані періодами; всього їх налічується сім. Фактично номер періоду відбиває число енергетичних рівнів, де розташовані електрони в атомі хімічного елемента. Наприклад, такі елементи, як фосфор, сірка і хлор, що позначаються символами P, S і Cl, знаходяться в третьому періоді. Це говорить про те, що електрони в цих атомах розташовані на трьох енергетичних рівнях або, якщо говорити спрощено, утворюють тришарову електронну оболонку навколо ядер.
Кожен період таблиці, крім першого, починається лужним металомта закінчується благородним (інертним) газом.
Усі лужні метали мають електронну конфігурацію зовнішнього електронного шару ns1, а благородні гази — ns 2 np 6 , де n – номер періоду, де знаходиться конкретний елемент. Винятком із благородних газів є гелій (He) з електронною конфігурацією 1s 2 .
Також можна помітити, що, крім періодів, таблиця ділиться на вертикальні стовпці — групи, яких налічується вісім. Більшість хімічних елементів має рівну номеру групи кількість валентних електронів. Нагадаємо, що валентними електронами в атомі називаються електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків.
У свою чергу, кожна група у таблиці поділяється на дві підгрупи – головну та побічну.
Для елементів основних груп кількість валентних електронів завжди дорівнює номеру групи. Наприклад, у атома хлору, розташованого в третьому періоді в головній підгрупі VII групи, кількість валентних електронів дорівнює семи:
Елементи побічних груп мають як валентні електрони зовнішнього рівня або нерідко електрони d-підрівня попереднього рівня. Так, наприклад, хром, що знаходиться в побічній підгрупі VI групи, має шість валентних електронів – 1 електрон на 4s-підрівні та 5 електронів на 3d-підрівні:
Загальна кількість електронів в атомі хімічного елемента дорівнює його порядковому номеру. Іншими словами, загальна кількість електронів в атомі з номером елемента зростає. Тим не менш, кількість валентних електронів в атомі змінюється не монотонно, а періодично - від 1-го у атомів лужних металів до 8-ми для шляхетних газів.
Інакше кажучи, причина періодичного зміни будь-яких властивостей хімічних елементів пов'язані з періодичними змінами у будові електронних оболонок.
При русі вниз підгрупою атомні радіуси хімічних елементів зростають через збільшення кількості електронних шарів. Тим не менш, при русі по одному ряду зліва направо, тобто зі зростанням кількості електронів для елементів, розташованих в одному ряду, відбувається зменшення радіусу атома. Цей ефект пояснюється тим, що при послідовному заповненні однієї електронної оболонки атома її заряд, як і заряд ядра, збільшується, що призводить до посилення взаємного тяжіння електронів, внаслідок чого електронна оболонка «підтискується» до ядра:
Разом з тим, усередині одного періоду із зростанням кількості електронів відбувається зменшення радіусу атома, а також зростає енергія зв'язку кожного електрона зовнішнього рівня із ядром. Це означає, що, наприклад, ядро атома хлору утримуватиме електрони свого зовнішнього рівня набагато сильніше, ніж ядро атома натрію, єдиний електрон зовнішнього електронного рівня. Більше того, при зіткненні атома натрію і хлору хлор «відбере» єдиний електрон у атома натрію, тобто електронна оболонка хлору стане такою самою, як у благородного газу аргону, а натрію такий, як у благородного газу неону. Здатність атома будь-якого хімічного елемента відтягувати він «чужі» електрони під час зіткнення з атомами іншого хімічного елемента називається электроотрицательностью. Більш докладно про електронегативність буде розказано в розділі, присвяченому хімічним зв'язкам, але слід зазначити, що електронегативність, як і багато інших параметрів хімічних елементів, також підпорядковується періодичному законуД.І. Менделєєва. Усередині однієї підгрупи хімічних елементів електронегативність зменшується, а при русі по ряду одного періоду праворуч електронегативність зростає.
Слід засвоїти один корисний мнемонічний прийом, що дозволяє відновити у пам'яті те, як змінюються ті чи інші властивості хімічного елемента. Полягає він у наступному. Уявімо собі циферблат звичайного круглого годинника. Якщо його центр помістити у нижній правий кут таблиці Д.І. Менделєєва, то властивості хімічних елементів одноманітно змінюватимуться під час руху по ній вгору і вправо (за годинниковою стрілкою) і протилежно вниз і вліво (проти годинникової стрілки):
Спробуємо застосувати цей прийом до розміру атома. Припустимо, що ви точно пам'ятаєте, що під час руху вниз по підгрупі у таблиці Д.І. Менделєєва радіус атома збільшується, оскільки зростає кількість електронних оболонок, але геть-чисто забули, як змінюється радіус при русі вліво і вправо.
Тоді треба діяти так. Поставте великий палець правої руки у правий нижній кут таблиці. Рух вниз по підгрупі збігатиметься з рухом вказівного пальця проти годинникової стрілки, як і рух вліво за періодом, тобто радіус атома при русі вліво за періодом, як і при русі вниз по підгрупі, збільшується.
Аналогічно для інших властивостей хімічних елементів. Точно знаючи, як змінюється та чи інша властивість елемента при русі вгору-вниз, завдяки даним методомви зможете відновити у пам'яті те, як змінюється це властивість під час руху вліво чи вправо по таблиці.
Властивості елементів та їх сполук визначаються: 1 – зарядів ядер атомів, 2 – атомними радіусами.
Малі періоди. Розглянемо зміну деяких властивостей елементів та їх сполук з прикладу II періоду (див. табл. 3). У другому періоді зі збільшенням позитивного заряду ядер атомів відбувається послідовне збільшення числа електронів на зовнішньому рівні, який найбільше віддалений від ядра атома і тому легко деформується, що призводить до швидкого зменшення радіусу атомів. Цим пояснюється швидке ослаблення металевих та відновлювальних властивостей елементів, посилення неметалічних та окисних властивостей, наростання кислотних властивостей оксидів та гідроксидів та зменшення основних властивостей. Завершується період благородним газом (Ne). У третьому періоді властивості елементів та їх сполук змінюються так само, як і в другому, так як у атомів елементів даного періоду повторюються електронні структури атомів елементів другого періоду (3s- та 3p-підрівні)
Великі періоди (IV, V). У парних рядах великих періодів (IV, V), починаючи з третього елемента, відбувається послідовне збільшення числа електронів на передостанньому рівні, а структура зовнішнього рівня залишається незмінною. Передостанній рівень розташований ближче до ядра атома і тому деформується меншою мірою. Це призводить до повільнішого зменшення радіусу атомів. Наприклад:
Наслідком повільної зміни радіусу атомів та однакового числа електронів на зовнішньому рівні є і повільне спадання металевих та відновлювальних властивостей елементів та їх сполук. Так, у парному ряду IV періоду K – Mn – активні метали Fe – Ni – метали середньої активності (порівняйте з елементами II періоду, де третій елемент – бір – вже неметал).
А починаючи з III групи непарного ряду властивості елементів та його сполук змінюються також, як і малих періодах, т. до. починає забудовуватися зовнішній рівень. Таким чином, структура енергетичного рівня є визначальною у властивостях елементів та їх сполук. Завершується кожен аналізований період також благородним газом.
Розглянувши зміну деяких властивостей елементів та їх сполук у періодах, можна зробити такі висновки:
1. Кожен період починається лужним металом, а закінчується благородним газом.
2. Властивості елементів та їх сполук періодично повторюються тому, що періодично повторюються будови енергетичних рівнів. фізичний сенсперіодичного закону.
У основних підгрупах збільшується кількість енергетичних рівнів, це призводить до зростання атомних радіусів. Тому в головних підгрупах (згори донизу) зменшується електронегативність, зростають мегалітичні та відновлювальні властивості елементів, а неметалеві та окисні – зменшуються, основні властивості оксидів та гідроксидів збільшуються, а кислотні – зменшуються. Наприклад розглянемо головну підгрупу ІІ групи.
Таким чином, властивості елемента та його сполук є проміжними між двох сусідніх з ним елементів за періодом та підгрупою.
За координатами (номер періоду та номер групи) елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва можна визначити електронну структуру його атома, а отже, передбачати його основні властивості.
1. число електронних рівнів в атомівизначає № періоду, В якому знаходиться відповідний елемент.
2. Сумарна кількість електронів, що знаходяться в s-і p-орбіталях зовнішнього рівня (для елементів головних підгруп) та в d-орбіталях переднього та s-орбіталях зовнішнього рівня (для елементів побічних підгруп; винятки:
визначає № групи.
3. f-елементи розташовуютьсяабо в побічній підгрупі III групи (короткоперіодний варіант), або між IIА-і IIIВ-групами (довгоперіодний варіант) - лантаноїди(№ 57-70), актиноїди(№ 89-102).
4. Атомиелементів різних періодів, але однієї підгрупимають однакова будова зовнішніх та зовнішніх електронних рівніві, отже, мають близькі хімічні властивості.
5. максимальне окисне число елемента Зівпадає зномером групи, де елемент знаходиться. Характер утворюваних елементом оксидів та гідроксидів залежить відокислювального числа елементів у них. Оксиди та гідроксиди, в яких елемент знаходиться в ступені окислення:
Чим більший ступінь окислення кислотоутворюючого елемента, тим яскравіше виражені кислотні властивості оксидів та гідроксидів.
Отже: оксиди та гідроксиди елементів І-ІІІ груп переважно амфотерні. Оксиди та гідроксиди елементів IV-VII груп переважно кислотні (при максимальній мірі окислення). Оксиди та гідроксиди тих же елементів, але з нижчим ступенем окислення можуть бути різного характеру.
6. З'єднання елементів з воднем можуть бутипідрозділені на 3 великі групи:
а) солеподібні гідриди активних металів (LiH - , CaH - та ін.);
б) ковалентні водневі сполуки р-елементів (B 2 H 6 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, HF та ін.);
в) металоподібні фази, що утворюються d-і f-елементами; останні зазвичай є нестехіометричними сполуками і часто важко вирішити, чи відносити їх до індивідуальних сполук або твердих розчинів.
Водневі сполуки елементів IV групи (СН 4 -метан, SiН 4 - силан) не взаємодіють із кислотами та основами, практично не розчиняються у воді.
Водневі сполуки елементів V групи (NН 3 -аміак) при розчиненні у воді утворюють основи.
Водневі сполуки елементів VI та VII груп (Н2S, НF) при розчиненні у воді утворюють кислоти.
7. Елементи другого періоду, в атомах яких заповнюється 2-й електронний шар, сильно відрізняються від усіх інших елементів. Це пояснюється тим, що енергія електронів у другому шарі значно нижча за енергію електронів у наступних шарах, і тим, що в другому шарі не може знаходитися більше восьми електронів.
8. d-елементи одного періоду менше відрізняються один від одного, ніж елементи головних підгруп, які забудовують зовнішні електронні шари.
9. відмінності у властивостях лантаноїдів, в атомах яких забудовується f-оболонка, що належить до третього із зовні шару, є незначними.
Кожен період(за винятком першого) починається типовим металом і закінчується благородним газом, якому передує типовий неметал.
Зміна властивостей елементів у межах періоду:
1) ослаблення металевих властивостей;
2) зменшення радіусу атома;
3) посилення окисних властивостей;
4) зростає енергія іонізації;
5) збільшується спорідненість до електрона;
6) збільшується електронегативність;
7) наростають кислотні властивості оксидів та гідроксидів;
8) починаючи з IV групи (для р-елементів) збільшується стійкість водневих сполук та посилюються їх кислотні властивості.
Зміна властивостей елементів у межах групи:
1) зростають металеві властивості;
2) збільшується радіус атома;
3) посилення відновлювальних властивостей;
4) зменшується енергія іонізації;
5) зменшується спорідненість до електрона;
6) зменшується електронегативність;
7) наростають основні властивості оксидів та гідроксидів;
8) починаючи з IV групи (для р-елементів) зменшується стійкість водневих сполук, посилюються їх кислотні та окисні властивості.
ВАЛЕНТНІСТЬ- здатність атомів елементів утворювати хімічні зв'язки. Кількісно валентність визначається кількістю не спарених електронів.
У 1852 р. англійський хімік Едуард Франкленд увів поняття про сполучну силу. Цю властивість атомів пізніше стали називати валентністю.
валентність дорівнює 2, тому що є 2 не спарених електрона.
СТУПІНЬ ОКИСЛЕННЯ- Умовний заряд атома, який обчислюють виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів.
На відміну від валентності, ступінь окислення має знак.
Позитивний ступінь окисленнядорівнює числу відтягнутих (відданих) електронів від цього атома. Атом може віддавати всі спарені електрони.
Негативний ступінь окисленнядорівнює числу притягнутих (приєднаних) електронів до цього атома; її виявляють лише неметали. Атоми неметалів приєднують таку кількість електронів, яка потрібна для утворення стійкої восьми електронної конфігурації зовнішнього рівня.
Наприклад: N -3; S-2; Cl -; C-4.