§ 11. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и образуемых ими веществ

Объяснить и предсказать химические свойства веществ (металлические и неметаллические, окислительно-восстановительные и кислотно-основные) можно, используя сведения о периодическом изменении свойств атомов по мере увеличения заряда их ядра, важнейшие из которых — радиус атома, значения его электроотрицательности и степени окисления. Проанализируем, как эти свойства зависят от электронного строения атомов.

Периодичность изменения радиусов атомов элементов

Радиус атома определяется размером его электронной оболочки. С точки зрения вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве атом не имеет чётких границ. Поэтому радиус атома — это условная величина. За радиус атома будем принимать расстояние от ядра до внешней электронной оболочки, занятой электронами. Как указано в § 9, в сфере с таким радиусом сосредоточено около 90 % электронной плотности.

Сопоставив характер изменения радиусов атомов (рис. 21) с их электронным строением, можно сделать следующие выводы:

• • в периоде радиусы атомов уменьшаются, так как с ростом заря а ядра электроны сильнее притягиваются к ядру;
• • в группе радиусы атомов увеличиваются из-за роста числа электронных слоёв;
• • изменение значений радиусов атомов с ростом заряда ядра носит периодический характер. В пределах каждого периода наибольшим радиусом обладают атомы щелочных металлов, а наименьшим — атомы благородных газов.

Значения радиусов атомов являются важной характеристикой химических элементов, поскольку они определяют связь внешних, валентных, электронов с атомом. Чем меньше радиус, тем сильнее валентные электроны удерживаются в атоме и наоборот.

Силы притяжения или отталкивания заряженных частиц определяются законом Кулона: сила взаимодействия двух заряженных тел прямо пропорциональна произведению модулей их зарядов и обратно пропорциональна квадрату расстояния между ними:

Периодичность изменения электроотрицательности атомов

В 1932 году Л. Полинг ввёл в химию понятие электроотрицательности как меры способности данного атома притягивать к себе электроны от химически связанных с ним других атомов.

Значения электроотрицательности (χ) приводятся в справочниках (рис. 22, табл. 7). Существует несколько шкал и способов определения электроотрицательности. Мы будем использовать шкалу Полинга.

Анализ данных рисунка 22 указывает на периодический характер изменения электроотрицательности с ростом атомного номера элемента: по периоду она увеличивается, по группе — уменьшается. Объяснить это можно тем, что в периоде по мере роста заряда ядра электроны сильнее притягиваются к ядру, в группе с ростом числа электронных слоёв притяжение ослабевает.

К элементам с наибольшей электроотрицательностью относятся F, O, N, Cl. Самым электроотрицательным элементом является фтор (χ = 4,0). Самая низкая электроотрицательность у щелочных металлов.

Периодичность изменения степеней окисления

Напомним, что степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный из предположения, что это соединение состоит из ионов. При определении степени окисления считают, что электроны, участвующие в химической связи, полностью переходят к более электроотрицательному атому. Число присоединённых атомом электронов показывает значение отрицательной степени окисления, число отданных — значение положительной степени окисления.

Анализ высших и низших степеней окисления, значения которых приведены в таблице 7, позволяет сделать следующие выводы:

• • у атомов металлов наблюдаются только положительные степени окисления, у неметаллов — как отрицательные, так и положительные;
• • высшая положительная степень окисления атома равна максимальному числу электронов на внешней электронной оболочке атома, поэтому она по каждому периоду возрастает;
• • низшая отрицательная степень окисления атомов неметаллов определяется числом электронов, которые атом может принять до заполнения внешней электронной оболочки, поэтому она отрицательна и в периоде убывает по абсолютной величине от 4 (элементы IVA-группы) до 1 (элементы VIIA-группы);
• • атомы в химических соединениях могут быть в промежуточных степенях окисления; чем больше на внешнем электронном слое электронов, тем больше у атома возможных степеней окисления и, следовательно, больше вариантов возможных химических соединений.

Таблица 7. Наиболее характерные степени окисления и электроотрицательность атомов элементов 1–3-го периодов

Периодичность в изменении свойств простых и сложных веществ

При делении химических элементов на металлы и неметаллы используют критерии, связанные со свойствами образуемых ими простых и сложных веществ (табл. 8).

Таблица 8. Отличительные признаки металлов и неметаллов

Проявление металлических свойств простыми веществами связано со способностью атомов, имеющих низкие значения электроотрицательности, терять электроны. В периодах с уменьшением размеров атомов электроотрицательность растёт, ослабевают металлические и восстановительные свойства простых веществ. Периоды начинаются щелочными металлами, а заканчиваются неметаллами — благородными газами. В группах с увеличением радиуса атома электроотрицательность уменьшается, усиливаются металлические и восстановительные свойства простых веществ, соответственно, неметаллические и окислительные — ослабевают.

Ослабление металлических свойств по периоду выражается ещё и в том, что у оксидов и гидроксидов элементов основные свойства постепенно ослабевают и переходят в амфотерные, а далее нарастают кислотные свойства (табл. 9). Атомы с наиболее высокими значениями электроотрицательности образуют кислоты.

Таблица 9. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов третьего периода

При одинаковом значении степеней окисления атомов основные свойства гидроксидов (и оксидов) возрастают с увеличением размера атомов и уменьшением их электроотрицательности, так как ослабевает взаимодействие катионов металлов с гидроксид-ионами. Поэтому сила оснований возрастает по группам периодической системы.

В группах с увеличением радиусов атомов элементов кислотные свойства оксидов и гидроксидов постепенно ослабевают (табл. 10).

Следует отметить, что водородные соединения металлов — твёрдые вещества, а неметаллов — как правило, газообразные вещества.

Таблица 10. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов некоторых элементов IIA-группы

*Зависимость свойств оксидов и гидроксидов от значения степени окисления элемента в соединении

Степень окисления атомов, образующих оксиды и гидроксиды, влияет на характер свойств этих веществ.

Например, в ряду оксидов по мере увеличения степени окисления атомов элемента происходит ослабление основных и нарастание кислотных свойств. Так, у Li₂O выражены основные свойства, у BeO — уже амфотерные, у остальных оксидов — кислотные, причём сила кислотных свойств нарастает с увеличением степени окисления в ряду .

Аналогичная закономерность наблюдается и для соответствующих этим оксидам гидроксидов: LiOH — сильное основание; Be(OH)₂ — амфотерный гидроксид; Н₃ВО₃ (или B(OH)₃) и H₂CO₃ — слабые кислоты; HNO₃ — сильная кислота.

Оксиды
Гидроксиды
Растёт степень окисления, уменьшается радиус атома элемента
Нарастают кислотные свойства
Ослабевают основные свойства

Усиление кислотных свойств оксидов и гидроксидов с увеличением значения степени окисления элемента в соединении наблюдается и для отдельных элементов. Так, изменение свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора можно выразить следующей схемой:

Растёт степень окисления атома хлора
Усиливаются кислотные свойства, повышается устойчивость соединений
Усиливается окислительная способность

Таким образом, c увеличением значения степени окисления хлора устойчивость его гидроксидов (кислот) растёт, а их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильным окислителем является хлорноватистая кислота (HClO), а наименее сильным — хлорная кислота (HClO₄).

Такая же закономерность — усиление кислотных свойств гидроксида (и, соответственно, ослабление его основных свойств) — с ростом степени окисления элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. Наиболее ярко эта закономерность прослеживается в оксидах и гидроксидах хрома и марганца, что мы специально рассмотрим в § 49.1.

Вопросы, задания, задачи

1. Расположите в порядке возрастания атомных радиусов элементы: Cl, N, Si, He, Li, Al. Дайте объяснение.

2. Объясните, почему атомный радиус при переходе:

• а) от алюминия к кремнию уменьшается;
• б) от неона к натрию резко возрастает.

3. Используя закономерности в изменении атомных радиусов, объясните изменение электроотрицательности атомов в ряду элементов:

• а) F, Cl, Br, I;
• б) S, P, Si.

4. Вам известно, что сходство свойств элементов одной и той же группы объясняется одинаковым числом валентных электронов. Укажите, чем обусловлено различие свойств элементов одной группы.

5. Укажите максимальные и минимальные степени окисления атомов: Ca, Cl, K, Na, Mg, Si, P.

6. Нарисуйте в тетради и заполните таблицу «Изменение свойств атомов и их соединений по периодам и группам».

Свойства	Характер изменения при движении в таблице
	По периоду	По группе
Заряд ядра атома
Число электронных слоёв в атоме
Число электронов на внешнем слое атома
Радиус атома
Электроотрицательность
Способность притягивать электроны
Способность отдавать электроны
Металлические свойства простых веществ
Неметаллические свойства простых веществ
Основные свойства оксидов и гидроксидов элементов
Кислотные свойства оксидов и гидроксидов

7. Из предложенного перечня характеристик выберите те, которые линейно (а не периодически) изменяются с ростом заряда ядра атома: электроотрицательность, число протонов, радиус атома, масса атома, общее число электронов, число электронов на внешнем слое, степень окисления.

8. Для азота характерны следующие степени окисления: +5, +4, +3, +2, +1, 0,  –1, –2, –3. Какие свойства — окислительные или восстановительные — выражены у азота в каждой из этих степеней окисления?

9. Исходя из положения элементов N, P, С, Al, S в периодической системе, сравните кислотные свойства:

• а) HNO₃ и H₃PO₄;
• б) Al(OH)₃ и H₃PO₄;
• в) H₃PO₄ и H₂SO₄.

10. Массы двух водородных соединений равны. Сравните численно их объёмы при н. у., если известно, что оба соединения газообразны и образованы элементами с конфигурацией [Ne]3s²3p⁵ и [He]2s²2p³.

*Самоконтроль

1. Состав высших оксидов выражается общей формулой ЭО₃ для элементов:

• а) С;
• б) S;
• в) Se;
• г) Cr.

2. Электроотрицательность элементов возрастает в рядах:

• а) С, F, Cl;
• б) S, Cl, F;
• в) S, O, F;
• г) C, O, N.

3. Осно́вные свойства веществ сначала возрастают, а затем убывают в рядах:

• а) MgO, BeO, Li₂O;
• б) Al(ОН)₃, Mg(ОН)₂, Be(ОН)₂;
• в) ZnO, K₂O, CuO;
• г) LiОН, NaОН, Mg(OН)₂.

4. Металлические свойства у первого простого вещества выражены сильнее, чем у второго, в паре:

• а) Са и K;
• б) Ва и Ra;
• в) Li и Ве;
• г) Fe и Ca.

5. Кислотные свойства наиболее сильно выражены у гидроксида:

• а) Н₂СО₃;
• б) Н₂SiО₃;
• в) Al(ОН)₃;
• г) НСlО₄.