Одна таблица — и ты предсказываешь свойства элемента, ни разу его не встретив.
Менделеев расставил элементы по атомной массе — и его формулировка работала. Но настоящую причину периодичности вскрыло только открытие электрона: расставлять нужно по заряду ядра.
Свойства элементов и форм их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов.
Свойства элементов и форм их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента.
Свойства повторяются потому, что периодически повторяется строение внешнего энергетического уровня. Дойдя до ns2np6, заполнение начинается заново с ns1 — и элемент снова ведёт себя как активный щелочной металл. Химия элемента определяется не массой и не общим числом электронов, а тем, что у него снаружи.
Расставляя элементы по массе, Менделеев наткнулся на пары, которые по свойствам обязаны стоять наоборот. Он доверился свойствам, а не числам — и оказался прав: причина вскрылась через полвека.
| Пара | По массе (Ar) | Реальный порядок (по Z) | Почему так |
|---|---|---|---|
| Ar / K | 39,9 > 39,1 | Ar (18) → K (19) | У аргона преобладает тяжёлый изотоп 40Ar |
| Co / Ni | 58,9 > 58,7 | Co (27) → Ni (28) | Разный изотопный состав |
| Te / I | 127,6 > 126,9 | Te (52) → I (53) | То же — «виноваты» изотопы |
Аргон обязан стоять среди благородных газов, а калий — среди щелочных металлов: иначе таблица противоречила бы химии. Масса — лишь следствие состава ядра, а порядковый номер — причина всех свойств. Именно поэтому современная формулировка говорит о заряде ядра.
Порядок в таблице задаёт число протонов: у Ar их 18, у K — 19. А относительная атомная масса — среднее по изотопам. У аргона в природе почти весь запас приходится на тяжёлый 40Ar, у калия преобладает 39K. Отсюда «перевёрнутые» массы при правильном порядке.
Ценность таблицы — не просто в систематизации: она обладает предсказательной силой. Менделеев оставил пустые клетки под ещё не открытые элементы и заранее описал их свойства — так были предсказаны галлий, скандий и германий, задолго до их фактического открытия.
Причина периодичности: по мере роста заряда ядра периодически повторяется строение внешнего электронного слоя. Именно внешние электроны определяют всю химию элемента. Как только слой замыкается на 8 электронах, начинается новый период — и свойства «стартуют» заново.
Горизонтальный ряд: атомы расположены по возрастанию заряда ядра, идёт последовательное заполнение внешней электронной оболочки. Номер периода = число электронных уровней.
Вертикальный столбец: атомы с однотипным электронным строением. Номер группы (для главных подгрупп) = число валентных электронов.
1-й период — 2 элемента; 2-й и 3-й — по 8 элементов, это малые периоды. Остальные периоды (18 и более элементов) — большие.
Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. У элементов главной подгруппы валентные электроны — s- и p-; у элементов побочной подгруппы (переходные металлы) — d- и f-. Все элементы побочных подгрупп — металлы.
Элементы малых периодов (1–3) — всегда элементы главных подгрупп. Всё, что стоит под ними в той же группе, — тоже главная подгруппа. Пример: в V группе элемент 2-го периода — азот N, значит P, As, Sb, Bi — главная подгруппа; а V, Nb, Ta — побочная подгруппа той же V группы (переходные металлы).
У элементов одной группы главной подгруппы электронная конфигурация внешнего уровня описывается одной общей формулой — это и есть корень периодичности.
В своём периоде каждый из них идёт сразу после элементов IA и IIA (у которых заполняется s-подуровень). Раз это главная подгруппа — заполняется следующий, p-подуровень, на него садится 1 электрон:
B — 2s22p1 · Al — 3s23p1 · Ga — 4s24p1 · In — 5s25p1 · Tl — 6s26p1
Общая формула: ns2np1, где n — номер периода. Сумма электронов подуровней (2+1=3) равна номеру группы (III).
| № периода | IA | IIA | IIIA | IVA | VA | VIA | VIIA | VIIIA |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Общая формула | ns1 | ns2 | ns2np1 | ns2np2 | ns2np3 | ns2np4 | ns2np5 | ns2np6 |
| 3-й период | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar |
| Высшая ст. окисл. | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 (кроме O) | +7 (кроме F) | — |
| Низшая ст. окисл. | — | — | — | −4 | −3 | −2 | −1 | — |
| Высший оксид | Э₂O | ЭO | Э₂O₃ | ЭO₂ | Э₂O₅ | ЭO₃ | Э₂O₇ | — |
| Летучее H-соед. | — | — | — | ЭH₄ | ЭH₃ | H₂Э | HЭ | — |
He не подчиняется общей формуле ns2np6: у элементов 1-го периода вообще нет p-подуровня, конфигурация He — просто 1s2.
Первый d-элемент — скандий Sc (IIIB группа): после заполнения 4s заполняется 3d. Конфигурация валентных электронов Sc — 3d14s2. Следующий, Ti — 3d24s2, и так далее закономерно.
Ожидаемые конфигурации Cr — 3d44s2 и Cu — 3d94s2 на деле не реализуются: электрон «проваливается» с 4s на 3d, потому что наполовину (d5) или полностью (d10) заполненный подуровень энергетически выгоднее. Реальные конфигурации: Cr — 3d54s1, Cu — 3d104s1.
| Группа | IB | IIB | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Конфигурация | (n−1)d10ns1 | (n−1)d10ns2 | (n−1)d1ns2 | (n−1)d2ns2 | (n−1)d3ns2 | (n−1)d5ns1 | (n−1)d5ns2 |
Для переходных элементов это разные понятия. Внешние — только электроны на s-подуровне (следующем за предвнешним d). Валентные — и s-, и d-электроны. Общее число валентных электронов не всегда равно максимальной валентности элемента.
Периодичность — повторяемость химических и физических свойств простых веществ и соединений при переходе от периода к периоду. Периодически меняются: число валентных электронов, радиус атома, электроотрицательность, окислительные/восстановительные свойства, кислотно-основные свойства оксидов, гидроксидов и летучих водородных соединений.
| Свойство | По периоду → | По группе ↓ |
|---|---|---|
| Радиус атома | уменьшается ↓ | растёт ↑ |
| Электроотрицательность | растёт ↑ | уменьшается ↓ |
| Неметаллические (окислительные) | растут ↑ | убывают ↓ |
| Металлические (восстановительные) | убывают ↓ | растут ↑ |
| Высшая степень окисления | растёт ↑ | ≈ постоянна |
По группе вниз растёт число энергетических уровней → радиус растёт. По периоду слева направо растёт заряд ядра при том же числе уровней → притяжение усиливается → радиус уменьшается. Самые маленькие радиусы среди всех элементов — у водорода и гелия.
По периоду: уровней столько же, а заряд ядра растёт → атом сжимается. По группе: добавляется целый новый слой → атом раздувается. Всё остальное (ЭО, металличность) — прямое следствие радиуса.
O и F — 2-й период, Si — 3-й период. У Si на один уровень больше → его радиус самый большой. Внутри 2-го периода по периоду радиус убывает слева направо: O раньше F.
Si → O → F
Сравнивать радиусы ионов — любимый приём составителей, потому что здесь работает уже другая логика. Стоит запомнить два правила и один приём.
Атом отдал электроны — часто исчезает целый внешний уровень, а заряд ядра остался прежним и сильнее стягивает то, что осталось. Na (3 уровня) → Na+ (2 уровня).
Электронов прибавилось, отталкивание между ними выросло, а ядро прежнее — облако «раздувается». Cl < Cl-.
Если у частиц одинаковое число электронов (O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ — у всех 10), то радиус тем меньше, чем больше заряд ядра: одно и то же облако стягивается сильнее.
Электронов поровну — смотри на протоны. Больше протонов → сильнее притяжение → меньше радиус. Поэтому самый крупный в ряду — с наименьшим Z, то есть O2-.
Cl- больше. Частицы изоэлектронны, значит решает заряд ядра: у хлора Z = 17, у калия Z = 19. Девятнадцать протонов стягивают облако сильнее, поэтому K+ компактнее.
Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе электроны другого атома. Зависит от соотношения радиуса атома и числа внешних электронов.
Два ориентира: фтор F — маленький радиус + 7 внешних электронов (не хватает одного до октета) → самый электроотрицательный элемент. Франций Fr — огромный радиус + 1 слабо удерживаемый внешний электрон → элемент с самой низкой ЭО. ЭО растёт по периоду слева направо, по группе — снизу вверх (от Fr к F).
Металлические свойства = способность отдавать электроны (восстановитель), низкая ЭО. Неметаллические = способность принимать электроны (окислитель), высокая ЭО. Таблицу условно делит диагональ от бора B к астату At: выше диагонали — типичные неметаллы, ниже — типичные металлы. Все элементы побочных подгрупп — металлы.
Деление на металлы/неметаллы держится не только на диагонали B–At, но в первую очередь на физических и химических свойствах: агрегатное состояние, цвет, блеск, ковкость, тепло- и электропроводность.
| Свойство | Типичные металлы | Типичные неметаллы |
|---|---|---|
| Агрегатное состояние | твёрдое (кроме ртути) | твёрдое/жидкое (Br)/газообразное |
| Цвет | серебристый (кроме Cu, Au) | разный (Br бурый, S жёлтая, Cl зеленоватый) |
| Блеск | есть | нет |
| Ковкость | хорошая | отсутствует |
| Тепло-/электропроводность | хорошая | только графит (и чёрный P — только эл.) |
IA группа: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
IIA (без Be, Mg): Ca, Sr, Ba, Ra
VA группа: N, P, As, Sb, Bi
VIA группа: O, S, Se, Te, Po
VIIA группа: F, Cl, Br, I, At
VIIIA группа: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Металлам (в низкой степени окисления) соответствуют основные оксиды и гидроксиды; неметаллам — кислотные. Чем сильнее металлические свойства элемента, тем сильнее основные свойства его соединений; чем сильнее неметаллические — тем сильнее кислотные.
Основные → амфотерные → кислотные. Каждый период начинается типичным металлом (основный оксид) и заканчивается типичным неметаллом (кислотный оксид).
Усиливаются основные свойства, ослабевают кислотные — аналогично изменению металличности.
| Группа | I | II | III | IV | V | VI | VII |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Оксид | Na₂O | MgO | Al₂O₃ | SiO₂ | P₂O₅ | SO₃ | Cl₂O₇ |
| Характер | основные | амфотерный | кислотные | ||||
| Гидроксид | NaOH | Mg(OH)₂ | Al(OH)₃ | H₂SiO₃ | H₃PO₄ | H₂SO₄ | HClO₄ |
| Сила | сильное осн. | слабое осн. | амфотерный | оч. слабая к-та | к-та ср. силы | сильная к-та | оч. сильная к-та |
Амфотерные соединения расположены недалеко от диагонали B–At: Be, Al, Sn, Pb и др. Внутри одной группы амфотерность тоже плавно смещается — например, в IIIA группе B₂O₃ кислотный, Al₂O₃/Ga₂O₃/In₂O₃ амфотерные, а Tl₂O₃ уже основный (усиление основности вниз по группе).
Летучие водородные соединения (ЛВС) образуют элементы-неметаллы. Их кислотность меняется по тем же двум направлениям, но зеркально оксидам по группе.
| IV | V | VI | VII | |
|---|---|---|---|---|
| 2-й период | CH₄ — нет св-в | NH₃ — слабое осн. | H₂O — амфотерн. | HF — слабая к-та |
| 3-й период | SiH₄ | PH₃ — оч. слабое осн. | H₂S — слабая к-та | HCl — сильная к-та |
| Общая формула | ЭH₄ | ЭH₃ | H₂Э | HЭ |
По периоду → слева направо кислотность ЛВС растёт (согласуется с ростом неметалличности). По группе ↓ вниз кислотность ЛВС тоже растёт — но уже не из-за ЭО, а из-за удлинения и ослабления связи Н–Э (легче отдать протон). Пример: HI — самая сильная кислота среди галогеноводородов, хотя I наименее электроотрицателен из галогенов.
В заданиях ЕГЭ не спрашиваются, но встречаются в пособиях — полезно понимать логику.
Энергия отрыва внешнего электрона: X → X+ + ē. Мера способности отдавать электроны. Растёт по периоду →, по группе снизу вверх (как ЭО).
Энергия при присоединении электрона: X + ē → X-. Мера способности принимать электроны. У фтора выделяется много энергии (выгодно), у активных металлов — энергию нужно затратить. Растёт по периоду →, по группе снизу вверх.
Движение к F: маленький радиус, максимальная ЭО, самые сильные неметаллические/окислительные свойства, самые кислотные оксиды/гидроксиды. Движение к Fr: максимальный радиус, минимальная ЭО, самые сильные металлические/восстановительные свойства, самые основные оксиды/гидроксиды.
Периодический закон кажется простым — и именно поэтому на нём теряют баллы.
Чем больше электронов у атома, тем он крупнее.
Решает число уровней и заряд ядра. У хлора (17 e-) радиус меньше, чем у натрия (11 e-): уровня три у обоих, а протонов у хлора больше — облако стянуто сильнее.
Раз ЭО растёт вправо, самый электроотрицательный элемент — гелий или неон.
У благородных газов ЭО не рассматривают: их уровень завершён, связи они практически не образуют. Чемпион — фтор.
Высшая степень окисления всегда равна номеру группы.
Для главных подгрупп — да, но с исключениями: O (не +6) и F (только −1). У побочных подгрупп правило тоже часто ломается: Fe и Cu не дотягивают до номера группы.
Металлические свойства растут вправо по периоду — там ведь больше электронов.
Наоборот: вправо радиус падает, ядро крепче держит электроны, отдавать их всё труднее. Металличность растёт влево и вниз. Самый активный металл — франций, в левом нижнем углу.
Ион и атом одного элемента примерно одного размера.
Разница огромна. Катион меньше атома (часто исчезает целый уровень), анион больше. Na почти вдвое крупнее Na+.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
Оба в 3-м периоде, сера правее. По периоду неметалличность растёт → у серы сильнее.
Хлор в VII группе → высшая степень окисления +7 (= номеру группы). Пример: Cl₂O₇, HClO₄.
Все — II группа (Mg → Ca → Ba сверху вниз). Основность растёт ↓: Mg(OH)₂ < Ca(OH)₂ < Ba(OH)₂.
Электроны добавляются на тот же внешний уровень, а заряд ядра растёт и притягивает их сильнее. Притяжение перевешивает — атом сжимается.
Из-за «провала» электрона: наполовину заполненный d-подуровень (d5) энергетически выгоднее, чем d4. Электрон «проваливается» с 4s на 3d. Такой же эффект у меди: 3d104s1.
HI — самая сильная кислота. По группе вниз кислотность ЛВС растёт из-за удлинения и ослабления связи H–Э, даже несмотря на падение электроотрицательности элемента.
Сера — VIA группа, группа называется халькогены (O, S, Se, Te, Po).
Внешние — только 4s2 (следующий за предвнешним d-подуровнем слой). Валентные — и 3d1, и 4s2, то есть все три электрона участвуют в образовании связей.
Все четыре частицы изоэлектронны — по 10 электронов. Значит, решает заряд ядра: чем он больше, тем сильнее стянуто облако.
Z: Mg 12 > Na 11 > F 9 > O 8. Радиус меняется в обратную сторону:
Mg2+ < Na+ < F- < O2-
Неметаллические свойства усиливаются вправо по периоду и вверх по группе.
Ответ: 1.
SO₃ сильнее SO₂: у одного элемента кислотность оксида растёт с ростом степени окисления (+6 против +4). Соответствующие кислоты: H₂SO₄ — сильная, H₂SO₃ — слабая.
SO₃ сильнее P₂O₅: сера правее фосфора в 3-м периоде, её ЭО выше. Соответственно H₂SO₄ сильнее H₃PO₄.
Общее правило: кислотность оксида растёт вправо по периоду и с ростом степени окисления элемента.
Химию элемента определяет строение электронной оболочки, а её задаёт число протонов. Масса же зависит ещё и от нейтронов, число которых меняется от изотопа к изотопу.
Пример: Ar (18) и K (19). По массе аргон тяжелее (39,9 против 39,1), но стоять он обязан раньше — иначе благородный газ попал бы в группу щелочных металлов, а активнейший металл — к инертным газам.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно