Строение 3.1 · Периодическая таблица: классификация элементов

Этот лист объясняет Структура 3.1, Периодическая таблица: классификация элементов, для курса, впервые оцениваемого в 2025.

Предварительные требования: электронные конфигурации и энергия ионизации из раздела «Структура 1.3», а также ионная и ковалентная связь из разделов «Структуры 2.1» и «Структуры 2.2». Вы будете использовать периодическую таблицу, ионные радиусы и значения электроотрицательности из справочных данных.

Одна таблица — множество предсказаний

В 1869 Дмитрий Менделеев расположил известные элементы по порядке атомной массы и оставил пробелы там, где паттерн указывал на существование элемента. Он предсказал свойства «эка-силиция», а найденный в 1886 германий closely совпал с ними. Периодическая таблица работает благодаря тому, что свойства элементов повторяются систематически: это явление называется периодичностью.

Периоды, группы и блоки

Современная таблица упорядочивает элементы по атомному номеру $Z$.

• Период — это горизонтальный ряд. Номер периода соответствует номеру внешнего энергетического уровня: натрий, $[\text{Ne}]\,3\text{s}^1$, находится в периоде 3.
• Группа — это вертикальный столбец, пронумерованный от 1 до 18. Элементы одной группы имеют одинаковое количество внешних электронов, поэтому они реагируют подобным образом. Для групп 1 и 2 число валентных электронов равно номеру группы; для групп 13–18 оно равно номеру группы минус 10.
• Блок назван в честь заполняемого подуровня: s (группы 1 и 2), p (группы 13–18), d (группы 3–12) и f (лантаноиды и актиноиды).

Разобранный пример: хлор является $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^5$. Внешний уровень — $n = 3$, следовательно, период 3; последний электрон попадает в p-подуровень, значит, p-блок; семь внешних электронов, значит, группа 17.

Металлы, металлоиды и неметаллы

Металлы расположены слева и в центре таблицы; неметаллы — справа. Диагональная полоса металоидов (B, Si, Ge, As, Sb, Te) разделяет их. Металоиды обладают свойствами обоих типов: кремний имеет металлический блеск, но хрупок и является полупроводником.

Некоторые группы имеют названия: группа 1 — щелочные металлы, группа 2 — щелочноземельные металлы, группа 17 — галогены и группа 18 — благородные газы.

Две концепции объясняют каждую закономерность

Каждая закономерность в этом разделе обусловлена балансом двух эффектов, действующих на внешние электроны:

• заряд ядра: большее количество протонов сильнее притягивает электроны;
• экранирование: внутренние электроны отталкивают внешние электроны и снижают силу притяжения, которую они испытывают.

По горизонтали периода заряд ядра увеличивается на единицу каждый раз, но электроны добавляются в тот же самый энергетический уровень, поэтому экранирование практически не меняется. Внешние электроны ощущают более сильное притяжение. По вертикали группы каждый элемент имеет один дополнительный полный внутренний уровень: внешние электроны находятся дальше и лучше экранированы, поэтому они ощущают более слабое притяжение, несмотря на больший заряд ядра.

Атомный радиус

• Вдоль периода атомный радиус уменьшается: от Na 186 пм до Cl 102 пм.
• В группе атомный радиус увеличивается: каждый раз добавляется один дополнительный занятый энергетический уровень.

Ионный радиус

• Катион меньше своего атома: он потерял весь внешний уровень, а оставшиеся электроны притягиваются сильнее. $\text{Na}$ 186 пм, $\text{Na}^{+}$ 102 пм.
• Анион больше своего атома: лишние электроны отталкиваются друг от друга, и тот же заряд ядра удерживает больше электронов. $\text{Cl}$ 102 пм, $\text{Cl}^{-}$ 181 пм.
• Для ионов с одинаковой электронной конфигурацией (изоэлектронные ионы) радиус уменьшается с ростом заряда ядра: $\text{N}^{3-} > \text{O}^{2-} > \text{F}^{-} > \text{Na}^{+} > \text{Mg}^{2+} > \text{Al}^{3+}$, все имеют конфигурацию неона.

Энергия ионизации, электронная аффинность и электроотрицательность

Все три свойства следуют из одной идеи: более сильное притяжение внешних электронов делает их труднее удаляемыми и усиливает способность атома привлекать дополнительные электроны. Первая электронная аффинность обычно отрицательна (экзотермична), так как входящий электрон притягивается ядром.

Фтор — наиболее электроотрицательный элемент (4.0); цезий и франций — наименее электроотрицательные.

Металлические и неметаллические свойства

Металлы реагируют за счёт потери электронов. Металлические свойства усиливаются при снижении энергии ионизации: вниз по группе и влево вдоль периода. Неметаллические свойства усиливаются вверх и вправо. Поэтому наиболее активные металлы (Cs, Fr) находятся внизу слева, а наиболее активный неметалл (F) — вверху справа.

Щелочные металлы

Металлы группы 1 мягкие, имеют низкие температуры плавления и быстро реагируют с водой, образуя гидроксид и водород:

Активность возрастает по группе. Внешний электрон находится дальше от ядра и лучше экранирован, поэтому он отделяется легче. Литий шипит равномерно; калий плавится, воспламеняется и горит лиловым пламенем.

Галогены

Галогены существуют в виде двухатомных молекул: $\text{F}_2$ и $\text{Cl}_2$ — газы, $\text{Br}_2$ — жидкость, а $\text{I}_2$ — твердое вещество при комнатной температуре (силы Лондона усиливаются по группе). Галогены реагируют путем присоединения электрона, поэтому их активность уменьшается по группе: входящий электрон находится дальше от ядра и лучше экранирован.

Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его галогенид-ионов:

Раствор приобретает оранжево-желтый цвет из-за образования брома. Бром не может вытеснять хлорид-ионы, так как хлор более активен.

От основных к кислотным

Оксиды металлов преимущественно ионные и основные: они реагируют с кислотами, а те, что растворяются, дают щелочные растворы. Оксиды неметаллов ковалентные и кислотные: они реагируют со щелочами и растворяются, давая кислые растворы.

Амфотерный оксид реагирует как с кислотами, так и со щелочами:

Кислотные осадки и закисление океана

Неметаллические оксиды в воздухе делают дождь более кислым. При сгорании топлива, содержащего серу, образуется $\text{SO}_2$, а высокая температура в двигателях приводит к образованию оксидов азота. В атмосфере они образуют серную и азотную кислоты:

Это кислотное осаждение повреждает известняковые здания, леса и озера. Растворяясь в океанах, углекислый газ образует угольную кислоту, $\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3$, которая снижает pH морской воды: закисление океанов. Это затрудняет кораллам и ракообразным образование панцирей из карбоната кальция.

Правила присвоения степеней окисления

Степень окисления — это заряд атома, который он имел бы, если бы все его связи были ионными. Она записывается со знаком сначала: $+2$, $-1$.

1. Свободный элемент имеет 0: Fe, $\text{O}_2$, $\text{Cl}_2$.
2. Простой ион имеет заряд, равный его степени окисления: $\text{Na}^{+}$ равен $+1$, $\text{O}^{2-}$ равен $-2$.
3. В соединении кислород обычно имеет $-2$ (за исключением пероксидов, $-1$ и соединений с фтором), водород обычно имеет $+1$ (за исключением гидридов металлов, $-1$), а фтор всегда имеет $-1$.
4. Сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, а в ионе — заряду этого иона.

Разбор примера: степень окисления Mn в $\text{MnO}_4^{-}$. Четыре атома кислорода дают суммарно $4(-2) = -8$. Общая сумма должна быть $-1$, следовательно, $\text{Mn} + (-8) = -1$, а у Mn степень окисления $+7$.

Названия с римскими цифрами

Когда элемент может проявлять несколько степеней окисления, она указывается в названии римской цифрой: хлорид железа(II) — это $\text{FeCl}_2$, хлорид железа(III) — это $\text{FeCl}_3$. Оксикатионы называются аналогичным образом: $\text{SO}_4^{2-}$ — сульфат(VI), а $\text{SO}_3^{2-}$ — сульфат(IV), также известный как сульфит; $\text{NO}_3^{-}$ — нитрат(V).

1. Без использования периодической таблицы определите период, группу и блок элемента с электронной конфигурацией $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$.
2. Объясните, почему атомный радиус уменьшается от натрия до хлора.
3. Расположите эти ионы в порядке возрастания радиуса и объясните: $\text{Mg}^{2+}$, $\text{Na}^{+}$, $\text{F}^{-}$, $\text{O}^{2-}$.
4. Объясните, почему калий реагирует с водой интенсивнее, чем натрий.
5. Напишите уравнение реакции хлора с водным раствором иодида калия и укажите, что вы бы увидели.
6. Напишите уравнения реакций (a) оксида натрия и (b) оксида серы(VI) с водой и укажите влияние каждого на pH.
7. Определите степень окисления: (a) Cr в $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, (b) S в $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3$, (c) N в $\text{NH}_4^{+}$.

Ответы.

1. Период 3 (внешний уровень $n = 3$), группа 16 (шесть внешних электронов), p-блок. Это сера.
2. Ядерный заряд увеличивается от $+11$ до $+17$, но внешние электроны остаются на том же энергетическом уровне с примерно одинаковым экранированием. Внешние электроны притягиваются ближе к ядру.
3. $\text{Mg}^{2+} < \text{Na}^{+} < \text{F}^{-} < \text{O}^{2-}$. Все четыре имеют неоновую конфигурацию (10 электронов). Ядерные заряды составляют 12, 11, 9 и 8; чем больше ядерный заряд, тем сильнее те же электроны притягиваются внутрь.
4. Внешний электрон калия находится на четвертом энергетическом уровне, дальше от ядра и лучше экранирован, чем у натрия. Он удерживается слабее, поэтому отделяется легче.
5. $\text{Cl}_2(\text{aq}) + 2\text{KI}(\text{aq}) \rightarrow 2\text{KCl}(\text{aq}) + \text{I}_2(\text{aq})$. Бесцветный раствор становится коричневым из-за образования йода.
6. (a) $\text{Na}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH}$: pH повышается (щелочная среда, около 14). (b) $\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4$: pH понижается (сильнокислая среда, около 0–1).
7. (a) $2\text{Cr} + 7(-2) = -2$, следовательно Cr имеет степень окисления $+6$. (b) $2(+1) + 2\text{S} + 3(-2) = 0$, следовательно S имеет степень окисления $+2$. (c) $\text{N} + 4(+1) = +1$, следовательно N имеет степень окисления $-3$.

• Объясните каждую закономерность с помощью ядерного заряда, экранирования и расстояния; укажите, что происходит с притяжением внешних электронов.
• В периоде электроны занимают одну и ту же энергетический уровень; в группе добавляется новый уровень.
• Изоэлектронные ионы: сравнивайте только ядерный заряд; число электронов одинаково.
• Оксиды металлов — основные, оксиды неметаллов — кислотные, $\text{Al}_2\text{O}_3$ амфотерные; напишите уравнения обеих реакций его взаимодействия.
• Степени окисления указывайте со знаком в начале ($+3$), а заряды ионов — со знаком в конце ($3+$).