ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Свойства простых веществ и соединений, которые они

в периодической зависимости от величины атомного номера элемента.
В основу современной

классификации элементов положен главный признак – электронная конфигурация атомов.
Периодический закон был сформулирован почти за полстолетия до открытия электрона

за; оид – от греч. подобный).
Аналогично актиниды (актиноиды) –

5f-элементы.

Галогены ─ элементы 17 группы.
Халькогены ─ элементы 16 группы.
Пниктогены ─ элементы 15 группы

и ионов – их размеры.
Строение соединений – расположение атомов в

пространстве (расстояния между атомами, углы).

Единица измерения расстояний – 1Å

Методы определения строения – рентгеноструктурный анализ (РСА), электронография, нейтронография и некоторые другие

ядрами соседних атомов.

ядрами соседних атомов.
Металлический радиус и ковалентный радиус называют атомными

радиусами

из данных РСА определяют карту электронной плотности и там, где

минимум электронной плотности на прямой Cs–Cl, проводят границу между Cs+ и Cl-:

атомного номера:
Li(1s22s1) → F(1s22s22p5) – валентные электроны занимают орбитали одной

оболочки, но увеличивается заряд ядра.
Атомный радиус увеличивается в группе при увеличении атомного номера:
Li([He]2s1) → Cs([Xe]5s1) – валентные электроны занимают орбитали с большим главным квантовым числом

в скобках указано КЧ

– чем больше КЧ, тем больше радиус.
В пределах периода размеры

анионов больше размеров катионов (упрощенно: катионы – маленькие, анионы – большие).

Ионный радиус увеличивается в группе при увеличении атомного номера: Li+ ([He] → Cs+ ([Xe]).

Изоэлектронные катионы – Na+, Mg2+, Al3+ имеют одинаковую электронную конфигурацию [Ne], но отличаются зарядом, ионный радиус сильно уменьшается.

Изоэлектронные анионы – P3-, S2-, Cl- имеют одинаковую электронную конфигурацию [Ar], но отличаются зарядом, ионный радиус уменьшается

(1,00 Å) → Ni2+ (0,83 Å) – уменьшение радиуса катиона,

но различия небольшие.

Зависимость от заряда: Fe2+ (0,75 Å) → Fe3+ (0,69 Å). Больше положительный заряд, меньше ионный радиус

минимальная энергия для удаления электрона от атома (или иона), находящегося

в газообразном состоянии:
А(г.) → А+(г.) + е(г.); I = E(A+, г.) – E(A, г.)

Максимальное значение I имеют инертные газы, минимальные – щелочные металлы

увеличиваются, так как увеличивается заряд ядра.

Вертикальная периодичность – в пределах

одной группы значения I уменьшаются (не сильно): например, Li ([He]2s1) → Cs ([Xe]6s1).

Примеры отклонений в плавном изменении значений I:
Be – 9,32 эВ, В – 8,30 эВ. Различия в электронном строении – у В один электрон находится на 2p-орбитали, р-орбитали более диффузные по сравнению с s-орбиталями.
N – 14,53 эВ, O – 13,62 эВ. Катион O+ имеет три электрона на 2р-уровне (p-уровень заполнен ровно на половину – это выгодно энергетически)

входит в состав химических соединений.
Определение электроотрицательности по Малликену:
χМ =

½(I+Ea)

Сродство к электрону (Ea, эВ) :
А(г.) + е(г.) → А-(г.); Ea = E(A, г.) – E(A-, г.)

в группе при увеличении атомного номера элемента

+ ОН-

Кислотные свойства: ЭОН → ЭО- + Н+

Изменение по

группе: увеличение ионного радиуса приводит к ослаблению связи с ОН-

увеличением заряда катиона и уменьшением радиуса катиона

изменение заряда аниона) действуют в противоположных направлениях. Главным является изменение

заряда аниона

Н2Э (Э – халькоген)
Окислительные свойства уменьшаются в ряду O2, S,

Se, Te.
Восстановительные свойства увеличиваются в ряду: H2O, H2S, H2Se, H2Te.
Аналогичные закономерности для галогенов:
Э2 + 2е + 2Н+ → 2НЭ (Э – галоген)

s и p:

14 группа: CO2, SiO2, GeO2 – практически не

являются окислителями; PbO2 – сильный окислитель.


• Переходные металлы:
5 группа: V(V) – окислитель, Nb(V) и Ta(V)
не являются окислителями;
6 группа: Cr(VI) – окислитель, Mo(VI) и W(VI) не являются окислителями;
7 группа: Mn(VII) – окислитель, Tc(VII) и Re(VII) не являются окислителями