Modèles de changements dans les propriétés chimiques des éléments. Caractéristiques des éléments

Dans la science moderne, le tableau de D.I. Mendeleïev est appelé système périodique d'éléments chimiques, car les modèles généraux de changements dans les propriétés des atomes, des substances simples et complexes formées par des éléments chimiques se répètent dans ce système à certains intervalles - périodes. Ainsi, tous les éléments chimiques existant dans le monde obéissent à une seule loi périodique opérant objectivement dans la nature, dont la représentation graphique est le système périodique des éléments. Cette loi et ce système portent le nom du grand chimiste russe D.I. Mendeleev.

Périodes- ce sont des rangées d'éléments situés horizontalement, avec la même valeur maximale du nombre quantique principal d'électrons de valence. Le numéro de période correspond au nombre de niveaux d'énergie dans l'atome d'un élément. Les périodes sont constituées d'un certain nombre d'éléments : la première - de 2, la deuxième et la troisième - de 8, la quatrième et la cinquième - de 18, la sixième période comprend 32 éléments. Cela dépend du nombre d’électrons dans le niveau d’énergie externe. La septième période est incomplète. Toutes les périodes (à l'exception de la première) commencent par un métal alcalin (élément s) et se terminent par un gaz noble. Lorsqu’un nouveau niveau d’énergie commence à se remplir, une nouvelle période commence. Dans une période où le numéro atomique d'un élément chimique augmente de gauche à droite, les propriétés métalliques des substances simples diminuent et les propriétés non métalliques augmentent.

Propriétés métalliques- c'est la capacité des atomes d'un élément à abandonner leurs électrons lors de la formation d'une liaison chimique, et les propriétés non métalliques sont la capacité des atomes d'un élément à attacher les électrons d'autres atomes lors de la formation d'une liaison chimique. Dans les métaux, le sous-niveau s externe est rempli d’électrons, ce qui confirme les propriétés métalliques de l’atome. Les propriétés non métalliques des substances simples se manifestent lors de la formation et du remplissage du sous-niveau p externe avec des électrons. Les propriétés non métalliques de l'atome sont améliorées en remplissant le sous-niveau p (de 1 à 5) d'électrons. Les atomes avec une couche électronique externe complètement remplie (ns 2 np 6) forment un groupe gaz nobles, qui sont chimiquement inertes.

Sur de courtes périodes, à mesure que la charge positive des noyaux atomiques augmente, le nombre d'électrons dans le niveau externe augmente.(de 1 à 2 - dans la première période et de 1 à 8 - dans les deuxième et troisième périodes), ce qui explique le changement des propriétés des éléments : en début de période (sauf pour la première période) il y a un métal alcalin, alors les propriétés métalliques s'affaiblissent progressivement et les propriétés non métalliques augmentent. Dans de longues périodes À mesure que la charge des noyaux augmente, il devient plus difficile de remplir les niveaux avec des électrons., ce qui explique également le changement plus complexe des propriétés des éléments par rapport aux éléments de petites périodes. Ainsi, dans des rangées paires de longues périodes, avec une charge croissante, le nombre d'électrons dans le niveau externe reste constant et est égal à 2 ou 1. Par conséquent, tandis que le niveau voisin du niveau externe (deuxième à partir de l'extérieur) est rempli d'électrons , les propriétés des éléments des lignes paires changent extrêmement lentement. Seulement dans les rangées impaires, lorsque le nombre d'électrons dans le niveau externe augmente avec l'augmentation de la charge nucléaire (de 1 à 8), les propriétés des éléments commencent à changer de la même manière que celles des éléments typiques.

Groupes- ce sont des colonnes verticales d'éléments avec le même nombre d'électrons de valence égal au numéro de groupe. Il existe une division en sous-groupes principaux et secondaires. Les principaux sous-groupes sont constitués d'éléments de petites et grandes périodes. Les électrons de valence de ces éléments sont situés sur les sous-niveaux externes ns et np. Les sous-groupes latéraux sont constitués d'éléments de grandes périodes. Leurs électrons de valence sont situés dans le sous-niveau externe ns et le sous-niveau interne (n – 1) d (ou (n – 2) f sous-niveau). Selon le sous-niveau (s-, p-, d- ou f-) qui est rempli d'électrons de valence, les éléments sont divisés en :

1) éléments s - éléments du sous-groupe principal des groupes I et II ;

2) éléments p - éléments des principaux sous-groupes des groupes III-VII ;

3) éléments d - éléments des sous-groupes secondaires ;

4) éléments F - lanthanides, actinides.

De haut en bas dans les sous-groupes principaux, les propriétés métalliques augmentent et les propriétés non métalliques s'affaiblissent. Les éléments des groupes principal et secondaire diffèrent par leurs propriétés. Le numéro de groupe indique la valence la plus élevée de l'élément. Les exceptions sont l'oxygène, le fluor, les éléments du sous-groupe du cuivre et du groupe huit.. Les formules des oxydes supérieurs (et de leurs hydrates) sont communes aux éléments des sous-groupes principaux et secondaires. Dans les oxydes supérieurs et leurs hydrates d'éléments des groupes I-III (à l'exception du bore), les propriétés basiques prédominent de IV à VIII - propriétés acides. Pour les éléments des sous-groupes principaux, les formules des composés hydrogènes sont courantes. Les éléments des groupes I-III forment des solides - hydrures, puisque l'état d'oxydation de l'hydrogène est -1. Les éléments des groupes IV-VII sont gazeux. Les composés hydrogènes des éléments des principaux sous-groupes du groupe IV (EN 4) sont neutres, le groupe V (EN3) sont des bases, les groupes VI et VII (H 2 E et NE) sont des acides.

Rayons atomiques, leurs changements périodiques dans le système d'éléments chimiques

Le rayon d'un atome diminue avec l'augmentation des charges des noyaux atomiques au cours d'une période, car l’attraction des couches électroniques par le noyau augmente. Une sorte de « compression » se produit. Du lithium au néon, la charge du noyau augmente progressivement (de 3 à 10), ce qui provoque une augmentation des forces d'attraction des électrons vers le noyau, et la taille des atomes diminue. Par conséquent, au début de la période, il existe des éléments avec un petit nombre d'électrons dans la couche électronique externe et un grand rayon atomique. Les électrons situés plus loin du noyau s'en séparent facilement, ce qui est typique des éléments métalliques.

Dans le même groupe, à mesure que le nombre de périodes augmente, les rayons atomiques augmentent, car augmenter la charge d’un atome a l’effet inverse. Du point de vue de la théorie de la structure atomique, l'appartenance des éléments à des métaux ou à des non-métaux est déterminée par la capacité de leurs atomes à céder ou à gagner des électrons. Les atomes métalliques abandonnent des électrons relativement facilement et ne peuvent pas les gagner pour compléter leur couche électronique externe.

D.I. Mendeleev a formulé une loi périodique en 1869, qui ressemble à ceci : les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement des masses atomiques relatives des éléments. En systématisant les éléments chimiques en fonction de leurs masses atomiques relatives, Mendeleïev a également accordé une grande attention aux propriétés des éléments et des substances formées par eux, en répartissant les éléments ayant des propriétés similaires en colonnes verticales - groupes. Conformément aux idées modernes sur la structure de l'atome, la base de la classification des éléments chimiques est la charge de leurs noyaux atomiques, et la formulation moderne de la loi périodique est la suivante : les propriétés des éléments chimiques et des substances formées par ils dépendent périodiquement des charges de leurs noyaux atomiques. La périodicité des changements dans les propriétés des éléments s'explique par la répétition périodique dans la structure des niveaux d'énergie externes de leurs atomes. C'est le nombre de niveaux d'énergie, le nombre total d'électrons situés sur ceux-ci et le nombre d'électrons sur le niveau externe qui reflètent le symbolisme adopté dans le tableau périodique.

a) Régularités associées aux propriétés métalliques et non métalliques des éléments.

• Lors d'un déménagement DE DROITE À GAUCHE le long de MÉTAL D'ÉPOQUE propriétés des éléments p AUGMENTÉ. Dans le sens inverse, les non métalliques augmentent. Cela s'explique par le fait qu'à droite se trouvent des éléments dont les coques électroniques sont plus proches de l'octet. Les éléments du côté droit de la période sont moins susceptibles d'abandonner leurs électrons pour former des liaisons métalliques et dans les réactions chimiques en général.
• Par exemple, le carbone est un élément non métallique plus prononcé que son voisin d’époque, le bore, et l’azote a des propriétés non métalliques encore plus prononcées que le carbone. De gauche à droite au cours d’une période, la charge nucléaire augmente également. Par conséquent, l’attraction des électrons de valence vers le noyau augmente et leur libération devient plus difficile. Au contraire, les éléments s du côté gauche du tableau ont peu d’électrons dans la coque externe et une charge nucléaire plus faible, ce qui favorise la formation d’une liaison métallique. À l’exception évidente de l’hydrogène et de l’hélium (leurs coquilles sont presque complètes ou complètes !), tous les éléments s sont des métaux ; Les éléments p peuvent être à la fois des métaux et des non-métaux, selon qu'ils se trouvent sur le côté gauche ou droit du tableau.
• Les éléments d et f, comme nous le savons, ont des électrons de « réserve » provenant de « l'avant-dernière » coquille, ce qui complique l'image simple caractéristique des éléments s et p. En général, les éléments d et f présentent beaucoup plus facilement des propriétés métalliques.
• La très grande majorité des éléments sont métaux et seuls 22 éléments sont classés comme non-métaux: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, ainsi que tous les halogènes et gaz inertes. Certains éléments, du fait qu’ils ne peuvent présenter que de faibles propriétés métalliques, sont classés comme semi-métaux. Que sont les semi-métaux ? Si vous sélectionnez des éléments p du tableau périodique et les écrivez dans un « bloc » séparé (cela se fait sous la forme « longue » du tableau), vous trouverez un modèle affiché dans La partie inférieure gauche du bloc contient métaux typiques, en haut à droite - non-métaux typiques. Les éléments qui occupent des places à la frontière entre les métaux et les non-métaux sont appelés semi-métaux.
• Les semi-métaux sont situés approximativement le long de la diagonale passant par les éléments p du coin supérieur gauche au coin inférieur droit du tableau périodique.
• Les semi-métaux ont un réseau cristallin covalent avec une conductivité métallique (conductivité électrique). Soit ils n’ont pas suffisamment d’électrons de valence pour former une liaison covalente « octet » à part entière (comme dans le bore), soit ils ne sont pas suffisamment serrés (comme dans le tellure ou le polonium) en raison de la grande taille de l’atome. Par conséquent, la liaison dans les cristaux covalents de ces éléments est partiellement de nature métallique. Certains semi-métaux (silicium, germanium) sont des semi-conducteurs. Les propriétés semi-conductrices de ces éléments s'expliquent par de nombreuses raisons complexes, mais l'une d'elles est la conductivité électrique nettement inférieure (mais non nulle) en raison de la faible liaison métallique. Le rôle des semi-conducteurs dans la technologie électronique est extrêmement important.
• Lors d'un déménagement DE HAUT EN BAS au fil des groupes LE MÉTAL EST RENFORCÉ propriétés des éléments. Cela est dû au fait que, plus bas dans les groupes, se trouvent des éléments qui ont déjà de nombreuses couches électroniques remplies. Leurs enveloppes extérieures sont plus éloignées du noyau. Ils sont séparés du noyau par une « couche » plus épaisse de couches électroniques inférieures, et les électrons des niveaux externes sont retenus moins étroitement.

b) Régularités associées aux propriétés redox. Modifications de l'électronégativité des éléments.

• Les raisons énumérées ci-dessus expliquent pourquoi DE GAUCHE À DROITE AUGMENTATIONS OXYDANTES propriétés et lors d'un déménagement DE HAUT EN BAS - RÉPARATEUR propriétés des éléments.
• Ce dernier modèle s'applique même à des éléments aussi inhabituels que les gaz inertes. A partir des gaz rares « lourds » krypton et xénon, qui se situent dans la partie inférieure du groupe, il est possible de « sélectionner » des électrons et de former leurs composés avec des agents oxydants forts (fluor et oxygène), mais pour l'hélium « léger » , le néon et l'argon, cela ne peut pas être fait.
• Dans le coin supérieur droit du tableau se trouve le fluor (F), l'agent oxydant non métallique le plus actif, et dans le coin inférieur gauche, le césium métallique réducteur (Cs) le plus actif. L'élément francium (Fr) devrait être un agent réducteur encore plus actif, mais ses propriétés chimiques sont extrêmement difficiles à étudier en raison de la désintégration radioactive rapide.
• Pour la même raison que les propriétés oxydantes des éléments, leur L'ÉLECTRONÉGATIVITÉ AUGMENTE Même DE GAUCHE À DROITE, atteignant un maximum pour les halogènes. Le degré d'exhaustivité de la coque de valence, sa proximité avec l'octet, n'y joue pas le moindre rôle.
• Lors d'un déménagement DE HAUT EN BAS par groupes L'ÉLECTRONÉGATIVITÉ DIMINUE. Cela est dû à une augmentation du nombre de couches électroniques, sur la dernière desquelles les électrons sont de plus en plus faibles attirés vers le noyau.
• c) Régularités associées aux tailles des atomes.
• Tailles atomiques (RAYON ATOMIQUE) en déménageant DE GAUCHE À DROITE tout au long de la période RÉDUIT. Les électrons sont de plus en plus attirés vers le noyau à mesure que la charge nucléaire augmente. Même une augmentation du nombre d'électrons dans la coque externe (par exemple, dans le fluor par rapport à l'oxygène) n'entraîne pas une augmentation de la taille de l'atome. Au contraire, la taille d’un atome de fluor est plus petite que celle d’un atome d’oxygène.
• Lors d'un déménagement DE HAUT EN BAS RAYON ATOMIQUEéléments CROISSANCE, car davantage de couches électroniques sont remplies.

d) Régularités associées à la valence des éléments.

• Éléments de même SOUS-GROUPES ont une configuration similaire de couches électroniques externes et, par conséquent, la même valence dans les composés avec d’autres éléments.
• Les s-Elements ont des valences qui correspondent à leur numéro de groupe.
• Les p-éléments ont la valence la plus élevée possible, égale au numéro de groupe. De plus, ils peuvent avoir une valence égale à la différence entre le nombre 8 (octet) et leur numéro de groupe (le nombre d'électrons dans la coque externe).
• Les éléments d présentent de nombreuses valences différentes qui ne peuvent pas être prédites avec précision par numéro de groupe.
• Non seulement les éléments, mais aussi nombre de leurs composés - oxydes, hydrures, composés avec des halogènes - présentent une périodicité. Pour chacun GROUPESéléments, vous pouvez écrire des formules pour des composés qui sont périodiquement « répétés » (c'est-à-dire qui peuvent être écrites sous la forme d'une formule généralisée).

Alors, résumons les modèles de changements de propriétés qui se manifestent au cours des périodes :

Modifications de certaines caractéristiques des éléments dans les périodes de gauche à droite :

• le rayon des atomes diminue ;
• l'électronégativité des éléments augmente ;
• le nombre d'électrons de valence augmente de 1 à 8 (égal au numéro de groupe) ;
• l'état d'oxydation le plus élevé augmente (égal au numéro de groupe) ;
• le nombre de couches électroniques d'atomes ne change pas ;
• les propriétés métalliques sont réduites ;
• les propriétés non métalliques des éléments augmentent.

Modification de certaines caractéristiques des éléments d'un groupe de haut en bas :

• la charge des noyaux atomiques augmente ;
• le rayon des atomes augmente ;
• le nombre de niveaux d'énergie (couches électroniques) des atomes augmente (égal au nombre de périodes) ;
• le nombre d'électrons sur la couche externe des atomes est le même (égal au numéro de groupe) ;
• la force de la connexion entre les électrons de la couche externe et le noyau diminue ;
• l'électronégativité diminue ;
• la métallicité des éléments augmente ;
• la non-métallicité des éléments diminue.

Matériel de référence pour passer le test :

Tableau périodique

Tableau de solubilité

Le changement périodique des propriétés des éléments au cours d'une période s'explique par la séquence de niveaux et de sous-niveaux de remplissage dans les atomes avec des électrons à mesure que le numéro atomique de l'élément et la charge du noyau atomique augmentent.

Étant donné que les configurations électroniques des atomes des éléments changent périodiquement, les propriétés des éléments, qui sont déterminées par leur structure électronique : tailles atomiques, caractéristiques énergétiques et propriétés rédox, changent également périodiquement. La principale propriété chimique des atomes élémentaires est leur capacité oxydante ou réductrice, qui est déterminée par la position de l'élément dans le PSE. Au cours des périodes du début à la fin, l'activité réductrice des atomes s'affaiblit et l'activité oxydante augmente, c'est-à-dire qu'une transition est observée des atomes ayant les propriétés typiques des métaux aux atomes ayant les propriétés typiques des non-métaux et l'électronégativité des atomes. augmente. Au sein d'un groupe d'éléments (le sous-groupe principal), à mesure que la charge du noyau atomique augmente, le nombre de niveaux d'énergie atomique augmente. Ainsi, l'activité réductrice des atomes en groupes de haut en bas augmente, l'activité oxydante diminue et la valeur de l'OE des atomes diminue également.

Écrire des équations de réaction sous forme moléculaire, ionique complète et réduite

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 Þ ;

MgOHCl + HNO 3 Þ .

CARTE D'EXAMEN N°42

Méthodes de protection des métaux contre la corrosion.

Hydrolyse des sels.

L'hydrolyse est une réaction d'échange entre le sel et l'eau.

Un sel est formé d’une base forte et d’un acide faible (alcalin) :

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH

Un sel est formé d’une base faible et d’un acide faible (milieu neutre, légèrement acide, légèrement alcalin). Ces sels sont le plus souvent complètement décomposés par l'eau :

AL2S3 + 6H2O = 2AL(OH)3 + 3H2S

Un sel est formé d’une base faible et d’un acide fort (milieu acide) :

CuCL2 + H2O = Cu(OH)CL + HCL

Les sels formés par un acide fort et une base forte ne subissent pas d'hydrolyse.

3. Écrivez les équations ioniques et moléculaires complètes correspondant aux brèves équations de réaction suivantes :

NiOH + + H + Þ Ni 2+ + H 2 O;

NiOH+ + H+ Þ Ni2+ + H2O

NiOH+ + NO3– + H+ + NO3– Ni2+ + 2 NO3– + H2O

NiOHNO3 + HNO3 Ni(NO3)2 + H2O

BO 3 3- + 3H + Þ H 3 BO 3 .

CARTE D'EXAMEN N°43

Revêtements métalliques.

Les revêtements métalliques sont appliqués par méthode galvanique (électrolyse galvanique), immersion des pièces dans le métal en fusion, méthode d'étamage et de métallisation (projection thermique).
Les revêtements galvaniques sont utilisés comme revêtements protecteurs et décoratifs pour divers produits métalliques (chromage, nickel, argent) et comme revêtements anticorrosion pour les fixations et les tuyaux (zinc, cadmium, cuivre).

Dispositions fondamentales de la théorie de la dissociation électrolytique par S. Arrhenius.

1. Les électrolytes dans un environnement aqueux (et à l’état fondu) ont tendance à se décomposer en ions chargés positivement (cations) et en ions chargés négativement (anions). Les propriétés des ions diffèrent fortement des propriétés des atomes neutres de leurs éléments constitutifs. Les ions dans les solutions aqueuses sont hydratés (complexes aquatiques). Donc, atome de sodium neutre +11 Na 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 dans des conditions normales dégage facilement l'externe (3 s 1) électron (s'oxyde). Le sodium réagit violemment avec l'eau et les acides et est chimiquement actif.
Ion sodium (cation) +11 Na + 1 s 2 2s 2 2p 6 ne peut pas céder d'électrons (s'oxyder), ne réagit pas avec l'eau.

2. Le mouvement aléatoire (chaotique) des ions dans une solution sous l'influence d'un champ électrique devient directionnel : les ions chargés positivement (cations) se déplacent vers l'électrode avec une charge négative (cathode) et les anions se déplacent vers l'anode. Ceci explique la conductivité ionique des solutions aqueuses et des fondus d'électrolytes.

3. Le processus de dissociation des électrolytes en milieu aqueux (fondus) est réversible.

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Il existe 2 opinions opposées : « Les gens ne changent pas » et « Nous changeons tous ». Bonnes nouvelles! Nous pouvons encore changer, et c’est désormais un fait scientifiquement prouvé.

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Relations amoureuses

Au stade initial d’une relation, nous essayons de faire correspondre les idées des autres sur l’amant idéal. Nous changeons sous l'influence bénéfique ou destructrice d'un partenaire. Lorsque nous rompons, le stress modifie notre comportement. Par conséquent, la qualité et la durée des relations ne peuvent qu’influencer les changements de notre caractère.

Déménager ou changer de cercle social

Une communication constructive avec un nouvel environnement crée de nouvelles habitudes et contribue au développement humain. Il jurait, mais maintenant il a arrêté. Avant, je buvais le mercredi, le vendredi et le samedi, maintenant seulement le vendredi. Les nouveaux amis vont tous au gymnase – et il a commencé à y aller.

Une dégradation de l’environnement affecte la plupart des gens de la même manière, mais elle a l’effet inverse et contribue à la dégradation. Seuls quelques-uns parviennent à rester fidèles à leurs bonnes habitudes et à rester seuls.

Correction consciente du caractère

De nouvelles recherches confirment qu’il est possible et nécessaire de travailler sur soi. Cela peut être fait avec l’aide d’un psychologue ou de vous-même, en utilisant un modèle et une stricte maîtrise de soi. Les résultats seront visibles dans les 16 semaines. Excellente nouvelle pour ceux qui se sentent régulièrement lésés par leur propre caractère.

Changements dans les conditions de travail/lieu de travail

Une responsabilité supplémentaire augmente le sentiment d’estime de soi, surtout lorsqu’elle est renforcée financièrement ou en termes de statut. La communication avec de nouvelles personnes crée de nouvelles connexions et fournit de nouvelles informations. Tout cela augmente le niveau de développement humain.

Si la personnalité est stable et forte, les pires conditions provoqueront ennui et regret, la personne s'efforcera d'échapper à un tel environnement. Si la personnalité est faible, la personne assimilera et absorbera de nouvelles humeurs. Très probablement, peu de temps après, des amis en dehors du travail lui diront qu'il a changé pour le pire.

Changement de richesse matérielle

À mesure que la richesse matérielle augmente, le niveau de vie change également : une personne a de l'argent pour faire du sport, elle commence à mieux manger, peut assister à divers événements, rencontrer des amis en dehors de la maison, ce qui lui permet de faire de nouvelles connaissances et de se développer. Il peut changer de lieu de résidence, il peut aller étudier, et cela lui fera franchir une nouvelle étape dans la vie.

Si l’on compare une telle personne avec quelqu’un de sa vie « passée », quelqu’un qui est resté au même niveau, ce seront deux personnes différentes. Auparavant, ils grondaient tout et tout le monde autour d'eux, se plaignant de l'injustice de la vie, mais maintenant, ils n'ont probablement même plus rien à dire.

Le besoin d’épargner ou, à l’inverse, les dépenses excessives affectent les liens sociaux, l’attitude des gens à votre égard, le respect de soi et la santé. Ce serait une erreur de continuer à croire que la richesse matérielle ne peut en aucune façon influencer le caractère.

Climat et écologie

Peut-être la raison la plus inattendue des changements dans le caractère d’une personne. Donnons un exemple simple : passer d'une ville ordinaire à l'Arctique. Le manque de soleil et de vitamine D peut très bien conduire à la dépression ou à des états dépressifs. Le manque de l'abondance habituelle de légumes et de fruits frais affectera négativement les processus du corps, ce qui affectera le caractère.

Modèles de changements dans les propriétés chimiques des éléments et de leurs composés par périodes et groupes

Listons les modèles de changements de propriétés qui apparaissent au cours des périodes :

— les propriétés métalliques diminuent ;

— les propriétés non métalliques sont améliorées ;

— le degré d'oxydation des éléments en oxydes supérieurs augmente de $+1$ à $+7$ ($+8$ pour $Os$ et $Ru$) ;

— le degré d'oxydation des éléments dans les composés volatils de l'hydrogène augmente de -4$ à -1$ ;

- les oxydes basiques à amphotères sont remplacés par des oxydes acides ;

- les hydroxydes des alcalis aux amphotères sont remplacés par des acides.

D.I. Mendeleev a tiré une conclusion en 1869 - il a formulé la loi périodique, qui ressemble à ceci :

Les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement des masses atomiques relatives des éléments.

En systématisant les éléments chimiques en fonction de leurs masses atomiques relatives, Mendeleïev a également accordé une grande attention aux propriétés des éléments et des substances qu'ils forment, en répartissant les éléments ayant des propriétés similaires en colonnes verticales - groupes.

Parfois, en violation du modèle qu'il avait découvert, Mendeleïev plaçait des éléments plus lourds avec des masses atomiques relatives plus faibles. Par exemple, il a écrit dans son tableau le cobalt avant le nickel, le tellure avant l'iode et, lorsque des gaz inertes (nobles) ont été découverts, l'argon avant le potassium. Mendeleïev considérait cet ordre de disposition nécessaire car sinon ces éléments tomberaient dans des groupes d'éléments qui leur sont différents en termes de propriétés, en particulier, le potassium, un métal alcalin, tomberait dans le groupe des gaz inertes, et l'argon, un gaz inerte, tomberait dans le groupe des métaux alcalins.

D.I. Mendeleev n'a pas pu expliquer ces exceptions à la règle générale, ni la raison de la périodicité des propriétés des éléments et des substances formées par eux. Cependant, il prévoyait que cette raison résidait dans la structure complexe de l’atome, dont la structure interne n’était pas étudiée à cette époque.

Conformément aux idées modernes sur la structure de l'atome, la base de la classification des éléments chimiques est la charge de leurs noyaux atomiques, et la formulation moderne de la loi périodique est la suivante :

Les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment dépendent périodiquement des charges de leurs noyaux atomiques.

La périodicité des changements dans les propriétés des éléments s'explique par la répétition périodique dans la structure des niveaux d'énergie externes de leurs atomes. C'est le nombre de niveaux d'énergie, le nombre total d'électrons situés sur eux et le nombre d'électrons au niveau externe qui reflètent le symbolisme adopté dans le tableau périodique, c'est-à-dire révéler la signification physique du numéro de période, du numéro de groupe et du numéro ordinal de l'élément.

La structure de l'atome permet d'expliquer les raisons des changements dans les propriétés métalliques et non métalliques des éléments selon les périodes et les groupes.

La loi périodique et le système périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev résument les informations sur les éléments chimiques et les substances formées par eux et expliquent la périodicité des changements de leurs propriétés et la raison de la similitude des propriétés des éléments du même groupe. Ces deux significations les plus importantes de la loi périodique et du système périodique sont complétées par une autre, qui est la capacité de prédire, c'est-à-dire prédire, décrire les propriétés et indiquer des moyens de découvrir de nouveaux éléments chimiques.

Caractéristiques générales des métaux des principaux sous-groupes des groupes I ± III en relation avec leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev et les caractéristiques structurelles de leurs atomes

Éléments chimiques - métaux

La plupart des éléments chimiques sont classés comme métaux – 92 $ sur 114 $ d’éléments connus.

Tous les métaux, à l’exception du mercure, dans leur état normal, sont des solides et possèdent un certain nombre de propriétés communes.

Métaux- Ce sont des substances malléables, plastiques et visqueuses qui ont un éclat métallique et sont capables de conduire la chaleur et le courant électrique.

Les atomes d'éléments métalliques cèdent des électrons de la couche électronique externe (et certains de la couche externe), se transformant en ions positifs.

Cette propriété des atomes métalliques, comme vous le savez, est déterminée par le fait qu'ils ont des rayons relativement grands et un petit nombre d'électrons (principalement entre 1$ et 3$ dans la couche externe).

Les seules exceptions sont les métaux à 6$ : les atomes de germanium, d'étain et de plomb sur la couche externe ont 4$ d'électrons, les atomes d'antimoine et de bismuth ont 5$, les atomes de polonium ont 6$.

Les atomes métalliques se caractérisent par de faibles valeurs d'électronégativité (de 0,7$ à 1,9$) et des propriétés exclusivement réductrices, c'est-à-dire capacité à donner des électrons.

Vous savez déjà que dans le Tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev, les métaux sont situés en dessous de la diagonale bore-astatine, ainsi qu'au-dessus, en sous-groupes secondaires. Dans les périodes et les sous-groupes principaux, il existe des modèles connus de changements dans les propriétés métalliques, et donc réductrices, des atomes des éléments.

Les éléments chimiques situés près de la diagonale bore-astatine ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$) ont des propriétés doubles : dans certains de leurs composés, ils se comportent comme des métaux, dans d'autres ils présentent les propriétés de non-métaux.

Dans les sous-groupes secondaires, les propriétés réductrices des métaux diminuent le plus souvent avec l'augmentation du numéro atomique.

Cela peut s'expliquer par le fait que la force de la liaison entre les électrons de valence et le noyau des atomes de ces métaux est largement influencée par la valeur de la charge nucléaire, et non par le rayon de l'atome. La charge nucléaire augmente considérablement et l'attraction des électrons vers le noyau augmente. Dans ce cas, bien que le rayon atomique augmente, il n'est pas aussi important que pour les métaux des sous-groupes principaux.

Les substances simples formées d'éléments chimiques - les métaux et les substances complexes contenant des métaux - jouent un rôle vital dans la « vie » minérale et organique de la Terre. Il suffit de rappeler que les atomes (ions) d'éléments métalliques font partie intégrante des composés qui déterminent le métabolisme dans le corps des humains et des animaux. Par exemple, 76$ d’éléments ont été trouvés dans le sang humain, dont seulement 14$ ne sont pas des métaux. Dans le corps humain, certains éléments - les métaux (calcium, potassium, sodium, magnésium) sont présents en grande quantité, c'est-à-dire sont macroéléments. Et des métaux tels que le chrome, le manganèse, le fer, le cobalt, le cuivre, le zinc, le molybdène sont présents en petites quantités, c'est-à-dire Ce microéléments.

Caractéristiques de la structure des métaux des principaux sous-groupes des groupes I-III.

Métaux alcalins- ce sont des métaux du sous-groupe principal du groupe I. Leurs atomes au niveau d’énergie externe ont chacun un électron. Les métaux alcalins sont de puissants agents réducteurs. Leur pouvoir réducteur et leur activité chimique augmentent avec l'augmentation du numéro atomique de l'élément (c'est-à-dire de haut en bas dans le tableau périodique). Tous ont une conductivité électronique. La force de la liaison entre les atomes de métaux alcalins diminue avec l’augmentation du numéro atomique de l’élément. Leurs points de fusion et d'ébullition diminuent également. Les métaux alcalins interagissent avec de nombreuses substances simples - les agents oxydants. En réagissant avec l'eau, ils forment des bases solubles dans l'eau (alcalis).

Les éléments alcalino-terreux sont les éléments du sous-groupe principal du groupe II. Les atomes de ces éléments contiennent deux électrons au niveau d'énergie externe. Ce sont des agents réducteurs et ont un état d'oxydation de $+2$. Dans ce sous-groupe principal, des schémas généraux de modifications des propriétés physiques et chimiques sont observés, associés à une augmentation de la taille des atomes du groupe de haut en bas, et la liaison chimique entre les atomes s'affaiblit également. À mesure que la taille de l'ion augmente, les propriétés acides des oxydes et des hydroxydes s'affaiblissent et celles basiques augmentent.

Le sous-groupe principal du groupe III est constitué des éléments bore, aluminium, gallium, indium et thallium. Tous les éléments sont des éléments $p$. Au niveau d'énergie externe, ils possèdent trois électrons $(s^2p^1)$, ce qui explique la similitude des propriétés. État d'oxydation $+3$. Au sein d'un groupe, à mesure que la charge nucléaire augmente, les propriétés métalliques augmentent. Le bore est un élément non métallique, alors que l'aluminium possède déjà des propriétés métalliques. Tous les éléments forment des oxydes et des hydroxydes.

Caractéristiques des éléments de transition - cuivre, zinc, chrome, fer selon leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev et les caractéristiques structurelles de leurs atomes

La plupart des éléments métalliques se trouvent dans les groupes secondaires du tableau périodique.

Dans la quatrième période, une quatrième couche électronique apparaît dans les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau $4s$ est rempli, car il a une énergie inférieure à celle du sous-niveau $3d$. $K, Ca sont des s$-éléments inclus dans les sous-groupes principaux. Pour les atomes de $Sc$ à $Zn$, le sous-niveau $3d$ est rempli d'électrons.

Considérons quelles forces agissent sur un électron qui s'ajoute à un atome à mesure que la charge nucléaire augmente. D’une part, il y a l’attraction exercée par le noyau atomique, qui oblige l’électron à occuper le niveau d’énergie libre le plus bas. D’autre part, répulsion par des électrons déjà existants. Lorsqu'il y a des électrons $8$ au niveau d'énergie (les orbitales $s-$ et $p-$ sont occupées), leur effet répulsif global est si fort que l'électron suivant se retrouve dans l'orbitale $s-$ supérieure au lieu de l'orbitale $s-$ supérieure. niveau d'énergie inférieur à l'orbitale $d-$ de niveau suivant. La structure électronique des niveaux d'énergie externes du potassium est $...3d^(0)4s^1$, et celle du calcium est $...3d^(0)4s^2$.

L'ajout ultérieur d'un électron supplémentaire au scandium conduit au début du remplissage de l'orbitale $3d$ au lieu d'orbitales $4p$ d'énergie encore plus élevée. Cela s’avère énergétiquement plus favorable. Le remplissage de l'orbitale $3d$ se termine par du zinc, qui a une structure électronique de $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s ^2$. Il est à noter que les éléments cuivre et chrome présentent le phénomène de « panne » électronique. Dans un atome de cuivre, le dixième électron $d$ se déplace vers le troisième sous-niveau $3d$.

La formule électronique du cuivre est $...3d^(10)4s^1$. Un atome de chrome dans le quatrième niveau d'énergie ($s$-orbital) devrait avoir 2$ d'électrons. Cependant, l'un des deux électrons se déplace vers le troisième niveau d'énergie, vers une orbitale $d$ non remplie, sa formule électronique est $...3d^(5)4s^1$.

Ainsi, contrairement aux éléments des sous-groupes principaux, où les orbitales atomiques du niveau externe sont progressivement remplies d'électrons, les orbitales $d$ de l'avant-dernier niveau d'énergie sont remplies d'éléments des sous-groupes secondaires. D'où le nom : $d$-elements.

Toutes les substances simples formées par des éléments des sous-groupes du tableau périodique sont des métaux. En raison du plus grand nombre d'orbitales atomiques que celles des éléments métalliques des sous-groupes principaux, les atomes des éléments $d$ forment un grand nombre de liaisons chimiques entre eux et créent ainsi un réseau cristallin plus fort. Il est plus résistant tant mécaniquement que thermiquement. Par conséquent, les métaux des sous-groupes secondaires sont les plus résistants et les plus réfractaires parmi tous les métaux.

On sait que si un atome possède plus de trois électrons de valence, alors l’élément présente une valence variable. Cela s'applique à la plupart des éléments $d$. Leur valence maximale, comme celle des éléments des sous-groupes principaux, est égale au numéro de groupe (bien qu'il y ait des exceptions). Les éléments avec un nombre égal d'électrons de valence sont inclus dans le groupe sous le même numéro $(Fe, Co, Ni)$.

Pour les éléments $d$, les propriétés de leurs oxydes et hydroxydes changent au cours d'une période lorsqu'on se déplace de gauche à droite, c'est-à-dire avec une augmentation de leur valence, il passe des propriétés basiques à l'amphotère en passant par l'acide. Par exemple, le chrome a des valences $+2, +3, +6$ ; et ses oxydes : $CrO$ - basique, $Cr_(2)O_3$ - amphotère, $CrO_3$ - acide.

Caractéristiques générales des non-métaux des principaux sous-groupes des groupes IV±VII en relation avec leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev et les caractéristiques structurelles de leurs atomes

Éléments chimiques - non-métaux

La toute première classification scientifique des éléments chimiques fut leur division en métaux et non-métaux. Cette classification n'a pas perdu de son importance à ce jour.

Non-métaux- ce sont des éléments chimiques dont les atomes se caractérisent par la capacité d'accepter des électrons avant l'achèvement de la couche externe en raison de la présence, en règle générale, de quatre électrons ou plus sur la couche électronique externe et du petit rayon des atomes par rapport à atomes métalliques.

Cette définition laisse de côté les éléments du groupe VIII du sous-groupe principal - les gaz inertes ou nobles, dont les atomes ont une couche électronique externe complète. La configuration électronique des atomes de ces éléments est telle qu’ils ne peuvent être classés ni comme métaux ni comme non-métaux. Ce sont ces objets qui divisent les éléments en métaux et non-métaux, occupant une position limite entre eux. Les gaz inertes, ou nobles (la « noblesse » s'exprime par l'inertie) sont parfois classés comme non-métaux, mais formellement, en fonction de leurs caractéristiques physiques. Ces substances conservent un état gazeux jusqu'à des températures très basses. Ainsi, l'hélium He passe à l'état liquide à $t°= -268,9 °C$.

L'inertie chimique de ces éléments est relative. Pour le xénon et le krypton, on connaît des composés avec le fluor et l'oxygène : $KrF_2, XeF_2, XeF_4$, etc. Sans aucun doute, dans la formation de ces composés, des gaz inertes ont joué le rôle d'agents réducteurs.

De la définition des non-métaux, il résulte que leurs atomes sont caractérisés par des valeurs d'électronégativité élevées. Cela varie de 2$ à 4$. Les non-métaux sont des éléments des principaux sous-groupes, principalement des éléments $p$, à l'exception de l'hydrogène, un élément s.

Tous les éléments non métalliques (à l'exception de l'hydrogène) occupent le coin supérieur droit du tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev, formant un triangle dont le sommet est le fluor $F$ et la base est la diagonale $B - At$. .

Cependant, une attention particulière doit être portée à la double position de l'hydrogène dans le tableau périodique : dans les principaux sous-groupes des groupes I et VII. Ce n'est pas une coïncidence. D'une part, l'atome d'hydrogène, comme les atomes de métaux alcalins, possède un électron sur sa couche électronique externe (et unique) (configuration électronique $1s^1$), qu'il est capable de donner, présentant les propriétés d'un agent réducteur. .

Dans la plupart de ses composés, l'hydrogène, comme les métaux alcalins, présente un état d'oxydation de $+1$. Mais la perte d’un électron par un atome d’hydrogène est plus difficile que celle des atomes de métaux alcalins. D'autre part, l'atome d'hydrogène, comme les atomes d'halogène, manque d'un électron avant de compléter la couche électronique externe, de sorte que l'atome d'hydrogène peut accepter un électron, présentant les propriétés d'un agent oxydant et l'état d'oxydation caractéristique d'un halogène - $1 $ en hydrures (composés avec des métaux, similaires aux composés de métaux avec des halogènes - halogénures). Mais l’ajout d’un électron à un atome d’hydrogène est plus difficile que pour les halogènes.

Propriétés des atomes d'éléments - non-métaux

Les atomes non métalliques ont des propriétés oxydantes prédominantes, c'est-à-dire capacité à ajouter des électrons. Cette capacité est caractérisée par la valeur de l'électronégativité, qui change naturellement selon les périodes et les sous-groupes.

Le fluor est l'agent oxydant le plus puissant ; ses atomes dans les réactions chimiques ne sont pas capables de donner des électrons, c'est-à-dire présentent des propriétés réparatrices.

Configuration de la couche électronique externe.

D'autres non-métaux peuvent présenter des propriétés réductrices, bien que dans une mesure beaucoup plus faible que les métaux ; au cours des périodes et des sous-groupes, leur capacité réductrice évolue dans l'ordre inverse par rapport à leur capacité oxydative.

Éléments chimiques non métalliques seulement 16$ ! Beaucoup, étant donné que 114$ d'éléments sont connus. Deux éléments non métalliques représentent 76 %$ de la masse de la croûte terrestre. Il s'agit de l'oxygène (49%$) et du silicium (27%$). L'atmosphère contient 0,03 %$ de la masse d'oxygène de la croûte terrestre. Les non-métaux représentent 98,5 % de la masse des plantes et 97,6 % de la masse du corps humain. Les non-métaux $C, H, O, N, S, P$ sont des organogènes qui forment les substances organiques les plus importantes d'une cellule vivante : protéines, graisses, glucides, acides nucléiques. La composition de l'air que nous respirons comprend des substances simples et complexes, également formées d'éléments non métalliques (oxygène $O_2$, azote $N_2$, dioxyde de carbone $CO_2$, vapeur d'eau $H_2O$, etc.).

L'hydrogène est l'élément principal de l'Univers. De nombreux objets spatiaux (nuages ​​de gaz, étoiles, dont le Soleil) sont constitués à plus de la moitié d’hydrogène. Sur Terre, y compris l'atmosphère, l'hydrosphère et la lithosphère, il n'est que de 0,88 %$. Mais c’est en masse, et la masse atomique de l’hydrogène est très petite. Par conséquent, sa faible teneur n’est qu’apparente, et sur 100 $ d’atomes sur Terre, 17 $ sont des atomes d’hydrogène.