Периодическая система Д.И. Менделеева

Общая химия. Учебное пособие — Таирова А.Р., Кузнецов А.И. — 2005

• 3.1.Периодический закон и структура периодической системы Д.И. Менделеева
• 3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов
• 3.3. Периодические свойства элементов

 Периодический закон и структура периодической системы Д.И. Менделеева.

Тема строения вещества является центральной в теоретической части курса химии и рассматривается в неразрывной связи с периодическим законом и его графическим изображением – периодической системой Д.И. Менделеева.

Развитие атомистических представлений в XIX веке завершилось открытием в 1869 г. Д.И. Менделеевым периодического закона и созданием периодической системы.

«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов» — такова первоначальная, авторская формулировка периодического закона. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д.И. Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. Наиболее общепризнанными являются короткая и длинная системы.

Периодический закон сыграл огромную роль в развитии химии как науки, в систематизации химических элементов по их важнейшим свойствам, в открытии новых элементов. Периодический закон и периодическая система явились необходимой базой для развития нового этапа в химии – познания структуры атома. В свою очередь, теория строения атома привела к эволюции периодического закона, позволила вскрыть сущность периодичности, выяснить природу взаимосвязи и различия химических элементов, объяснить закономерности периодической системы. Из рассмотрения электронных структур атомов элементов вытекает вывод о причинах периодичности: свойства элементов повторяются периодически через определенные интервалы (через 2, 8, 18, и т.д. элементов), т.к. периодически повторяются одни и те же внешние электронные структуры атомов: электронные аналоги являются и химическими аналогами.

В основе представлений о структуре атома лежит ядерная модель атома Резерфорда (1911 г.), согласно которой в центре атома находится положительно заряженное ядро; вокруг ядра располагаются отрицательно заряженные электроны (электрон – частица с ничтожно малой массой); число электронов равно заряду ядра, так что атом в целом электронейтрален. Радиус атома измеряется ангстремами (1Ǻ=10^-8 см), радиус ядра не превышает 10^-13 см, следовательно, по размерам ядро в 100000 раз меньше атома. Тем не менее, вся масса атома сосредоточена в ядре и плотность ядерного вещества огромна. Если бы удалось собрать 1 см³ атомных ядер (в действительности это невозможно из-за ядерных сил отталкивания), то их масса составила бы 116 млн. тонн.

Работами Резерфорда и Мозли (1921 г.) было установлено, что заряд ядра атома равен порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Например, порядковый номер атома азота N равен 7, следовательно, положительный заряд его ядра +7 и вокруг ядра находится 7 электронов.

Заряд ядра – важнейшая и фундаментальная характеристика атома, на ее основе дается современное понятие химического элемента: «Химическим элементом называется вид атомов с определенным зарядом ядра».

В ядре атома находятся два вида частиц: протоны и нейтроны. Протоны – это положительно заряженные частицы с зарядом +1 и массой 1 (точнее, 1,0076). Число протонов равно порядковому номеру элемента. Нейтроны – это нейтральные частицы с массой 1 (точнее, 1,0089)

Вся масса атома сосредоточена в ядре, следовательно, атомная масса элемента – суммарная масса протонов и нейтронов. Чтобы найти число нейтронов (N) в ядре любого атома, нужно из атомной массы (A) вычесть порядковый номер (Z) : N=A-Z. Например, для атома азота число протонов Z=7, число нейтронов N=14-7=7. Атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную массу, называются изотопами. Изотопы одного и того же химического элемента, согласно определению, имеют одинаковое число протонов, но разное число нейтронов. Например, для изотопов водорода имеют место соотношения, приведенные в табл. 7.

Таблица 7. Изотопы водорода

Атомная масса элемента, указанная в периодической системе, определяется как средняя величина из масс всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе. Поэтому атомные массы имеют дробные значения. Атомы разных элементов, имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу, называются изобарами. Например, атом ⁴⁰₁₈Ar и ⁴⁰₁₉K являются изобарами, атомы ³⁹₁₈Ar и ³⁹₁₉K также являются изобарами.

Электроны в атоме располагаются по электронным слоям, или энергетическим уровнями. Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется формулой N=2n², где n-номер уровня (считая от ядра).

Согласно этой формуле, в первом электронном слое может разместиться не более 2 электронов, во втором – не более 8, в третьем – не более 18, в четвертом – не более 32 и т.д.

n=1	N=2n2=2
n=2	N=2n2=8
n=3	N=2n2=18
n=4	N=2n2=32

(Более детальное заполнение электронных слоев 2, 8, 18-ю и т.д. электронами рассматривается на основе квантовых чисел.)

Заряд ядра атома (порядковый номер элемента в периодической системе элементов) определяет общее число электронов в атоме и, как следствие его, число внешних электронов. Например, элемент №9 – фтор, имеет 9 электронов, которые распределяются в соответствии с законами построения электронных оболочек следующим образом: 2, 7.

Элемент №10, неон, имеет 10 электронов, закономерно распределяющихся по слоям: 2, 8. У элемента №11, натрия, распределение электронов соответственно 2, 8, 1. Все три элемента имеют различное строение внешнего электронного слоя.

Электроны внешних слоев называются валентными и определяют химические свойства атома. При этом все химические элементы можно разделить на три основные группы. Элементы, атомы которых имеют 1-3 внешних электрона, являются металлами и легко отдают эти электроны при химических реакциях. Элементы, атомы которых имеют 4-7 внешних электронов, относятся к неметаллам и склонны принимать электроны от других атомов до завершения внешнего электронного слоя (до устойчивого октета). Атомы, имеющие завершенный внешний электронный слой (2 или 8 электронов), не склонны вступать в химические реакции и являются химически инертными.

В приведенном примере (₉F, ₁₀N, ₁₁Na) даже небольшое изменение величины заряда ядра приводит к значительному изменению в химических свойствах элементов, что еще раз подчеркивает фундаментальное значение такой характеристики атома, как заряд ядра.

Современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер (порядковых номеров элементов в периодической системе).

Периодическая система содержит 7 периодов (3 малых и 4 больших) и 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, имеющих сходное строение внешнего электронного слоя и близкие химические свойства. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов. Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов.

Группа объединяет элементы, имеющие одинаковую высшую валентность (валентность по кислороду). Высшая валентность равна номеру группы (исключения: O, F; Cu, Ag, Au; Fe, Co, Ni и некоторые другие элементы). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы — аналоги). К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f- элементы. Первые шесть d- элементов от (Se до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Se) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s- подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) находятся в III подгруппе в соответствие с особенностями их электронных конфигураций.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Исключение из этого правила представляет самый короткий I период, начинающийся водородом. Период это последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns² np⁶ (или до ns² у первого периода). Периоды начинаются с s- элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода s- элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В периодической системе строго соблюдается ряд закономерностей, связанных со строением электронных оболочек атомов. Эти закономерности таковы:

— Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором данный элемент находится. Например, у атома H и He всего один электронный слой, у атома C – два электронных слоя, у атома Cl – три, у атома Fr – семь и т.д.

— Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Например, атом натрия находится в I группе и имеет 1 электрон в наружном слое, атом кремния находится в IV группе и имеет 4 электрона в наружном слое, атомы инертных газов расположены в VIII группе и имеют 8 внешних электронов.

Электроны (1-7) незавершенного внешнего слоя участвуют в образовании химических связей и являются валентными.

В побочных подгруппах распределение валентных электронов более сложное, чем в главных подгруппах. Общее число подвижных валентных электронов также равно номеру группы, но только 2 (реже 1) из них находятся во внешнем слое, а остальные помещаются в предпоследний слой. Например, в атоме марганца (элемент 7-й группы периодической системы) электроны распределены следующим образом:

— В периодической системе сверху вниз по группе увеличивается металлическая активность элементов, т.е. способность отдавать электроны (поскольку с ростом порядкового номера растет число электронных слоев и ослабевает связь внешних электронов с ядром).

— В периодической системе слева направо по периоду увеличивается неметаллическая активность, т.е. способность принимать электроны (поскольку с ростом порядкового номера увеличивается число электронов во внешнем электронном слое, отдавать их становится все труднее, более выгодной будет тенденция дополнить внешний слой до устойчивой восьми электронной оболочки).В соответствии с вышеприведенными закономерностями самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом является фтор. Вблизи диагонали, разделяющей эти два полюса, расположены элементы переходного и амфотерного характера: бор, алюминий, германий, мышьяк, теллур, астат и др. Необходимо уметь свободно ориентироваться в закономерностях периодической системы; по месту нахождения элемента в таблице рассказать о его свойствах, характерных валентных состояниях, важнейших соединениях.

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов.

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Полные записи электронных конфигураций первых двух периодов приведены в таблице 8.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формированием К — оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s – элементами.

Таблица 8. Электронные конфигурации элементов первых двух периодов

Атомный номер	Элемент	Электронные конфигурации	Атомный номер	Элемент	Электронные конфигурации
1	Водород	1s2	6	Углерод	1s22s22p2
2	Гелий	2s2	7	Азот	1s22s22p3
3	Литий	1s22s1	8	Кислород	1s22s22p4
4	Бериллий	1s22s2	9	Фтор	1s22s22p5
5	Бор	1s22s22p1	10	Неон	1s22s22p6

У элементов второго периода формируется L — оболочка, за­полняются s- и р-подоболочки. Формирующими электронами у пер­вых двух элементов являются s-электроны, поэтому Li и Be — отно­сятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число р — элементoв, так как формирование их орбиталей заканчивается р- электроном. У элемента Ne полностью заполнена 2р-подоболочка, обозначим его электронную конфигурацию как [Ne]. В таблице 9 даны в краткой записи электронные конфигурации элементов н основном состоянии. При этом не приводится полная запись конфигурации полностью заполненных подоболочек предыдущих периодов.

Третий период начинается с натрия, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁶3s^l и заканчивается аргоном с электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ [Ar]. Хотя в третьем уровне (оболочка М) имеется подоболочка 3d, которая остается незаполненной, в четвертом периоде начинает формироваться следующая оболочка N (n = 4) и период начинается с s -элемента калия, [Аг]4s¹. Это обу­словлено тем, что энергия подуровня 4s несколько ниже, чем энергия

подуровня 3d (см. рис. 2). В соответствие с правилом Клечковского n +1 у 4s (4ниже, чем n +1 у 3d (5).

После заполнения 4s – подоболочки заполняется 3d -подоболочка.

Элементы, начиная со Sc [Ar] 3d^l 4s² до Zn [Ar] 3d¹⁰ 4s², имеющие формирующие d-электроны, относятся к d- элементам. Как видно из таблицы 9, у хрома на 4s-подоболочке остается один электрон, а на 3d -подоболочке вместо четырех оказы­вается пять d- электронов. Такое явление получило название «провала» электрона с s- на d- подоболочку. Это обусловлено бо­лее низкой энергией конфигурации 3d⁵4s^l по сравнению с конфигу­рацией 3d⁴ 4s². «Провал» электронов наблюдается и у других атомов, например у атомов Сu, Nb, Mo, Pt, Pd

Рис. 2. Примерная схема относительного расположения энергетических подуровней в многоэлектронных атомах

Таблица 9. Электронные конфигурации элементов

Четвертый период завершается формированием подоболочки 4р у криптона [Ar] 3d°4s²4p⁶ или [Кг]. Всего в четвертом периоде 18 эле­ментов.

Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начина­ется с s -элемента рубидия [Кг] 5s¹ и заканчивается p-элементом ксе­ноном [Кг] 4d¹⁰5s²5p⁶ или [Хе] и включает в себя десять 4d -элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде 18 элементов.

В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s -подоболочки начинается формирование d-подоболочки предвнешнего уровня у лантана. Однако, у следующего элемента энергетически выгоднее форми­рование 4f — подоболочки по сравнению с 5d- подоболочкой. Поэтому после лантана следует 14 лантаноидов с формирующими f- электронами, т.е.f- элементов от церия Се [Хе] 4f25d⁰6s2 до лутеция Lu [Xe] 4f⁴5d¹6s². Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей в 5 d-подоболочке и 6р- подоболочке. Период завершает радон [Хе] 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁶ или [Rn]. Таким образом период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать f- элементов.

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную декаду из d-элементов и четырнадцать 5f- элементов (актиноидов).

Рис. 3. Зависимость первой энергии ионизации от порядкового номера элемента Z

 

Периодические свойства элементов.

Так как электронное строение элементов изменяется периодиче­ски, то соответственно периодически изменяются и свойства элемен­тов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и дру­гие свойства.

Количественно-химическая активность элементов может быть выражена с помощью таких характеристик, как энергия (потенциал) ионизации, сродство к электрону, относительная электроотрицательность. Две первых характеристики измеряются в единицах энергии (ккал, кдж, эв и др.), последняя – относительная безразмерная величина.

Энергия ионизации. Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, на­зывается первой энергией ионизации I₁. В результате ионизации ато­мы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию иони­зации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Na⁰ – ē = Na⁺ – 5,14 эв

Cs⁰ – ē = Cs⁺ – 3,9 эв

Энергия ионизации характеризует восстановительную способ­ность элемента, т.е. металличность. Активные металлы обладают очень малыми значениями энергии ионизации. Первая энергия ионизации (рис. 3) определяется электронным строением элементов и ее изменение имеет периодиче­ский характер. Энергия ионизации возрастает по периоду. Наимень­шие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, нахо­дящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии иони­зации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце пе­риода. Пики на кривой зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента на­блюдаются у элементов с законченной s- подоболочкой (Be, Mg) и d- подоболочкой (Zn, Cd, Hg), и р— подоболочкой, в АО кото­рой находится по одному электрону (N, P, As). Ми­нимумы на кривой на­блюдаются у элементов, имеющих на внешней подоболочке по одному электрону (щелочные металлы, В, Al, Ga, In). В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьша­ется с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронны­ми атомами могут характеризоваться второй I₂, третьей I₃, и более высокой энергией ионизации, которые равны соответственно энергии отрыва молей электронов от молей ионов Э⁺,Э²⁺ и т. д. При этом энергии ионизации возрастают с увеличением их номеров, т.е. I₁<I₂<I₃. Особенно резкое увеличение ионизации наблюдается при отрыве электронов из заполненной подоболочки.

Сродство к электрону. Энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов называется сродст­вом к электрону. Например:

Э + е = Э

Сродство к электрону Е_ср количественно выражается в кДж/моль или эВ.

F⁰ + ē = F ^– + 3,58 эв

I⁰ + ē = I ^– + 3,3 эв

Е отражает способность атомов притягивать электроны, т.е. их неметаллический характер, и увеличивается по периоду слева направо, по группе снизу вверх. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее — элементы с электронной конфигурацией s² (He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, P, As).

Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта ха­рактеристика имеет условный характер. Однако ее использование по­лезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену (США), электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Сложность использования подхода Малликена заключается в том, что нет надежных методов количественного определения энергии сродства к электрону. Поэтому Л. Полинг (США) предложил термохимический метод расчета ЭО на основе определения разности энергии диссоциации соединения А-В и образующих его молекул А-А и В-В. Он ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв ЭО фтора, равной четырем.

Электроотрицательность ЭО определяет собой арифметическую сумму энергии ионизации и сродства к электрону и является достаточно полной характеристикой химической активности элементов:

ЭО=I+E (ккал, кдж, эв и др.)

Например, для фтора ЭО=415ккал + 95ккал = 510ккал/моль. Пользуются относительными значениями электроотрицательности ОЭО (по шкале Полинга), для чего значение ЭО лития принимают за единицу сравнения и делят на него значения ЭО других элементов. Например для фтора:

Элек­троотрицательность элементов (табл. 10) возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у эле­ментов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V — побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной под­группы (минимум ЭО у А1), возрастает с увеличением номера пе­риода у элементов IV — VIII побочных подгрупп. Наименьшие зна­чения ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие значения — р-элементы VII и VI групп.

Таблица 10. Электроотрицательность элементов по Полингу

Н 2,1

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

К 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,9

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,5

Cs 0,7

Ba 0,9

La-Lu 1,0-1,2

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hd 1,9

Tl 1,8

Pb 1,9

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

Таким образом наибольшие значения ОЭО имеют типичные неметаллы, наименьшие – активные металлы.

Атомные радиусы. Атомы не имеют строго определенных гра­ниц из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значе ние радиуса атома определить невозмож­но. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитан­ное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности — орбитальный радиус атома, или по­ловину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристал­лах — эффективные радиусы атомов. Наблюдается периодичность изменения атомных радиусов (рис. 1.7), особенно у s- и p-элементов. У d- и f-элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер. В одной и той же группе с увеличени­ем номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в свя­зи с увеличением числа электронных оболочек. Однако увеличение заряда ядра при этом оказывает противоположный эффект, поэтому увеличение атомных радиусов с увеличением номера периода отно­сительно невелико, а в некоторых случаях, например, у р-элементов III группы, значение орбитального радиуса у А1 больше, чем у Ga.

Пример 1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Решение. Высшую степень окисления элемента определяет, как правило, номер группы периодической системы Д.И. Менде­леева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того числа электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns², пр⁶).

Данные элементы находятся соответственно в VA-, VIA-, VIIA-группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня s²p³, s²p⁴ и s²p⁵. Ответ на вопрос см. в табл. 11.

Таблица 11. Степени окисления мышьяка, селена, брома

Элемент	Степень окисления		Соединения
	Высшая	низшая
As	+5	-3	Н3АsO4; Н3Аs
Se	+6	-2	SeO3; Na2Se
Br	+7	-1	HBrO4; KBr

Пример 2. У какого из элементов четвертого периода – марганца или брома – сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Электронные формулы данных элементов

Марганец – d-элемент VIIB-группы, а бром – р-элемент VIIA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома мар­ганца два электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа элект­ронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восста­новительными свойствами и не образуют элементарных отрица­тельных ионов. Элементы, атомы которых на внешнем энерге­тическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а следовательно, приобре­тают отрицательную степень окисления и даже образуют элеме­нтарные отрицательные ионы. Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свой­ства, более свойственны окислительные функции.

Общей законо­мерностью для всех групп, содержащих p- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Следо­вательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.

Пример 3. Как зависят кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов от степени окисления образующих их атомов? Какие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами)?

Решение. Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных к амфотерным и кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидрок­сидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э-O и O-Н может протекать по двум направлениям:

Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислородному типу (II) протекает, если Е_о-н « Е_э-о (высокая степень окисления), а по основному типу, если Е_о-н >> Е_э-о (низкая степень окисления). Если прочность связей O-Н и Э-O близки или равны, то диссоциация гидроксида может одновременно протекать и по (I), и по (II) направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных электролитах (амфолитах):

где: Э – элемент;
n – его положительная степень окисления.

В кислой среде амфолит проявляет основной характер, а в щелочной среде – кислотный характер:

Ca(OH)₃ + 3HCl = CaCl₃ + 3H₂O
Ca(OH)₃ + 3NaOH = Na₃CaO₃ + 3H₂O

Пример 4. Изотоп 101-го элемента — менделевия (256) был получен бомбардировкой -частицами ядер атомов эйнштейния (253). Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.

Решение. Превращение атомных ядер обусловливается их взаимодействием с элементарными частицами или друг с другом. Ядерные реакции связаны с изменением состава ядер атомов химических элементов. С помощью ядерных реакций можно из атомов одних элементов получить атомы других.

Превращение атомных ядер как при естественной, так и при искусственной радиоактивности записывают в виде уравнений ядерных реакций. При этом следует помнить, что суммы массовых чисел (цифры, стоящие у символа элдмента вверху слева) и алгебраические суммы зарядов (цифры, стоящие у символа элемента внизу слева) частиц в левой и правой частях равенства должны быть равны. Данную ядерную реакцию выражают уравнением:

Пример 5. Исходя из сокращенных уравнений ядерных реакций (табл. 2), напишите их полные уравнения.

Решение. Ответ на вопрос см. в табл. 12.

Таблица 12. Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций