§ 33. Характеристика элемента по его положению в Периодической системе

УНИВЕРСАЛЬНЫЙ АЛГОРИТМ ХАРАКТЕРИСТИКИ ЭЛЕМЕНТА

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева — это не просто наглядная классификация известных веществ, а мощнейший фундаментальный инструмент научного прогнозирования. Зная координаты всего одной клетки таблицы, химик способен безошибочно определить внутреннее квантовое строение атома, предсказать физические свойства простого вещества и рассчитать характер всех его сложнейших химических соединений.

В школьном курсе химии принят строгий логический план характеристики элемента главных (А) подгрупп, состоящий из последовательных взаимосвязанных шагов:

1. Положение элемента в Периодической системе:

Указываются порядковый номер (химический знак и русское название), номер периода (малый или большой), номер группы и тип подгруппы (главная А или побочная Б).

1. Строение атома и распределение электронов:

Определяются заряд ядра атома, число протонов ($p^+$), электронов ($e^-$) и расчетное число нейтронов ($n^0 = A - Z$). Записывается схема послойного распределения электронов по энергетическим уровням.

1. Характер простого вещества:

На основе числа внешних электронов делается вывод о принадлежности элемента к металлам или неметаллам, а также отмечается склонность к образованию аллотропных модификаций.

1. Сравнение свойств по главной подгруппе:

Сопоставляются свойства простого вещества с соседями сверху и снизу по подгруппе с объяснением изменения атомного радиуса.

1. Сравнение свойств по периоду:

Сопоставляются свойства простого вещества с соседями слева и справа по горизонтальному периоду с объяснением роста заряда ядра и сжатия электронного слоя.

1. Высший оксид и его химический характер:

Записывается формула высшего оксида (валентность равна номеру группы) и определяется его природа: основный, амфотерный или кислотный.

1. Высший гидроксид и его свойства:

Записывается формула соответствующего гидроксида (растворимое основание / щелочь, нерастворимое основание, амфотерный гидроксид или кислородсодержащая кислота).

1. Водородное соединение:

Для неметаллов составляется формула летучего водородного соединения ($RH_{8-n}$, где $n$ — номер группы). Для металлов указывается отсутствие летучих соединений и возможность образования твердых солеобразных гидридов ($RH_n$).

ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛА НА ПРИМЕРЕ КАЛЬЦИЯ

Рассмотрим применение универсального плана к типичному металлу — кальцию (изотоп ⁴⁰₂₀Ca).

1. Положение в таблице:

Химический знак — Ca, порядковый номер $Z = 20$. Кальций расположен в 4-м периоде (первом большом периоде) и во II группе, главной (А) подгруппе (семейство щелочноземельных металлов).

2. Строение атома и состав ядра:

Заряд ядра атома кальция равен +20. Ядро содержит 20 протонов ($p^+$) и 20 нейтронов, вычисляемых по разности массового числа и порядкового номера:

Поскольку атом электронейтрален, на электронной оболочке вращаются 20 электронов ($e^-$). Номер периода равен 4, следовательно, электроны распределены по 4 энергетическим уровням:

3. Характер простого вещества:

На внешнем энергетическом уровне атома кальция находятся всего 2 валентных электрона. Атому энергетически легко отдать эти электроны, обнажив устойчивый октет предвнешнего слоя. Кальций — типичный активный металл. Простое вещество кальций обладает всеми классическими физическими признаками металлов: серебристо-белым цветом с металлическим блеском, высокой пластичностью, хорошей тепло- и электропроводностью.

4. Сравнение свойств по подгруппе (Mg — Ca — Sr):

В главной подгруппе IIA сверху вниз растет число электронных слоев (у магния 3 слоя, у кальция 4, у стронция 5). Радиус атома закономерно увеличивается, поэтому внешние электроны слабее удерживаются положительным ядром. Кальций отдает электроны легче магния, но труднее стронция. Следовательно, металлические свойства кальция выражены сильнее, чем у магния, но слабее, чем у стронция.

5. Сравнение свойств по периоду (K — Ca — Sc):

В 4-м периоде слева направо заряд ядра возрастает (+19 у калия, +20 у кальция, +21 у скандия), а число внешних электронов увеличивается. Из-за усиления кулоновского притяжения к ядру радиус атома сжимается. Кальций удерживает электроны крепче калия, но легче скандия. Следовательно, металлические свойства кальция выражены слабее, чем у щелочного металла калия, но сильнее, чем у скандия.

6. Формула и характер высшего оксида:

Максимальная валентность кальция равна номеру группы — II. Формула высшего оксида — CaO (оксид кальция, негашеная известь). Это типичный основный оксид. Он энергично вступает в реакцию соединения с водой с бурным выделением теплоты (реакция гашения извести):

Как основный оксид, CaO легко нейтрализуется кислотами с образованием соли и воды:

7. Формула и характер высшего гидроксида:

Высшему оксиду соответствует гидроксид состава Ca(OH)₂ (гидроксид кальция, гашеная известь, а его прозрачный водный раствор — известковая вода). Кальций гидроксид относится к растворимым основаниям (щелочам). Он проявляет ярко выраженные основные свойства: взаимодействует с кислотами (реакция нейтрализации) и кислотными оксидами. Пропускание углекислого газа через известковую воду приводит к выпадению белого осадка карбоната кальция, что служит качественной реакцией на CO₂:

8. Водородное соединение:

Будучи металлом, кальций не образует летучих водородных соединений. При взаимодействии с водородом при нагревании он образует твердое кристаллическое солеобразное вещество с ионной связью — гидрид кальция CaH₂, где водород проявляет нетипичную отрицательную степень окисления -1.

ХАРАКТЕРИСТИКА НЕМЕТАЛЛА НА ПРИМЕРЕ ФОСФОРА

Проанализируем характеристики типичного неметалла — фосфора (изотоп ³¹₁₅P).

1. Положение в таблице:

Химический знак — P, порядковый номер $Z = 15$. Фосфор расположен в 3-м периоде (малом периоде) и в V группе, главной (А) подгруппе.

2. Строение атома и состав ядра:

Заряд ядра атома фосфора равен +15. Ядро содержит 15 протонов ($p^+$) и 16 нейтронов:

Число электронов на оболочке равно 15. Номер периода 3 задает наличие трех энергетических уровней:

3. Характер простого вещества и аллотропия:

На внешнем электронном слое атома фосфора находится 5 валентных электронов. До завершения устойчивого восьмиэлектронного октета атому не хватает всего 3 электронов, которые он стремится принять от других атомов. Фосфор — неметалл.

Для фосфора характерно фундаментальное химическое явление аллотропии — способность одного химического элемента существовать в виде нескольких простых веществ, различающихся строением кристаллической решетки и свойствами:

• Белый фосфор (P₄): молекулярное вещество с тетраэдрической решеткой. Мягкий как воск, чрезвычайно ядовит, медленно окисляется на воздухе с испусканием зеленоватого свечения (хемилюминесценция) и самовоспламеняется уже при температуре около 40 °C.
• Красный фосфор ($P_n$): полимерное немолекулярное вещество темно-красного цвета. Не ядовит, не светится в темноте, не растворяется в воде, воспламеняется лишь при трении или нагревании выше 240 °C (главный компонент терки спичечных коробков).
• Черный фосфор: слоистое кристаллическое вещество, наиболее стабильная форма. Обладает металлическим блеском, проводит электрический ток и по структуре напоминает графит.

4. Сравнение свойств по подгруппе (N — P — As):

В подгруппе VA сверху вниз возрастает радиус атомов за счет появления новых электронных слоев. Заряд ядра экранируется внутренними электронами, и способность притягивать чужие электроны ослабевает. Фосфор удерживает чужие электроны слабее азота, но сильнее мышьяка. Следовательно, неметаллические свойства фосфора слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка.

5. Сравнение свойств по периоду (Si — P — S):

В 3-м периоде слева направо заряд ядра атомов увеличивается (+14 у Si, +15 у P, +16 у S), а радиус атома сокращается. Внешний слой фосфора ближе к ядру, чем у кремния, но дальше, чем у серы. Фосфор притягивает электроны сильнее кремния, но слабее серы. Следовательно, неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы.

6. Формула и характер высшего оксида:

Высшая валентность фосфора в оксиде совпадает с номером группы и равна V. Формула высшего оксида — P₂O₅ (оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид). Это типичный кислотный оксид в виде белого хлопьевидного порошка. Он чрезвычайно гигроскопичен, жадно отнимает воду у любых соединений и при растворении в воде образует фосфорную кислоту:

Реагирует со щелочами и основными оксидами с образованием солей фосфатов:

7. Формула и характер высшего гидроксида:

Высшему оксиду фосфора соответствует гидроксид кислотного характера — кислородсодержащая кислота H₃PO₄ (ортофосфорная кислота). Это трехосновная кислота средней силы. Она окрашивает лакмус и метилоранж в красный цвет и вступает во все характерные реакции кислот: с металлами до водорода, основными оксидами, основаниями и аммиаком:

8. Формула летучего водородного соединения:

Для неметаллов валентность в водородных соединениях рассчитывается как разность: 8 минус номер группы ($8 - 5 = 3$). Формула летучего водородного соединения фосфора — PH₃ (фосфин). Фосфин представляет собой бесцветный ядовитый газ с характерным отталкивающим запахом тухлой рыбы или чеснока, малорастворимый в воде и способный самовоспламеняться на воздухе при наличии микропримесей дифосфина P₂H₄.

ГРАНИЦЫ КЛАССИФИКАЦИИ И АМФОТЕРНОСТЬ

В химической картине мира переход между металлическими и неметаллическими свойствами носит плавный, диалектический характер. Природа не терпит абсолютных искусственных разделителей:

• Переменная валентность металлов:

Не каждому металлу соответствуют исключительно основные соединения. Элементы с переменной валентностью в низших степенях окисления проявляют основные свойства, а в высших — ярко выраженные кислотные. Например, хром в степени окисления +2 образует основный оксид CrO и гидроксид Cr(OH)₂, а в высшей степени окисления +6 — кислотный ангидрид CrO₃, которому соответствует сильная хромовая кислота H₂CrO₄. Аналогично марганец: MnO — основный, а высший оксид Mn₂O₇ — кислотный, образующий марганцовую кислоту HMnO₄.

• Амфотерные оксиды и гидроксиды:

Целый ряд элементов, расположенных на стыке металлов и неметаллов (цинк Zn, алюминий Al, бериллий Be), образуют амфотерные соединения. Они обладают двойственной химической природой: при встрече с кислотами ведут себя как основания, а в реакциях со щелочами — как кислоты, образуя устойчивые комплексные или средние соли (цинкаты, алюминаты).