1. Дайте определение периоду и группе химических элементов. 2. Как изменяются свойства химических элементов и их соединений в группе и периоде?

1. Определения

• Период — горизонтальный ряд в таблице Менделеева, в котором элементы имеют одинаковое число электронных слоёв (энергетических уровней), но с увеличением порядкового номера возрастает заряд ядра и последовательно заполняются орбитали этого внешнего (для s- и p-блоков — одного и того же) уровня.

• Группа — вертикальная колонка элементов, у которых одинаковое число валентных электронов и, как следствие, сходные химические свойства и типичные степени окисления. В главных подгруппах (s- и p-блок) номер группы хорошо соотносится с числом валентных электронов; в побочных (d-блок) закономерности сложнее из-за участия d-электронов.

2. Как меняются свойства в периоде и в группе

В пределах периода (слева направо):

• Заряд ядра ↑, экранирование почти не растёт (электроны добавляются на тот же слой) → атомный радиус ↓.

• Энергия ионизации ↑ (электрон труднее отнять); электронное сродство в среднем становится более «выгодным» (более отрицательным), но есть известные «ступеньки»/исключения у Be, N, Mg, P и благородных газов.

• Электроотрицательность ↑; металлические свойства ↓, неметаллические ↑. На левом краю — активные металлы, к центру — амфотерные/переходные типы, справа — типичные неметаллы.

• Степени окисления (главные подгруппы): максимальная положительная степень окисления у p-элементов обычно соответствует номеру группы (например, +7 у Mn — d-элемент, но у Cl — +7 как p-элемент), минимальная у неметаллов — отрицательная до −3/−4 (за счёт высоких ЭО элементов справа).

• Химические свойства соединений:

  • Основность оксидов и гидроксидов ↓, кислотность ↑ (Na₂O → SiO₂; NaOH → HClO₄ по ряду элементов).

  • Восстановительные свойства ↓, окислительные ↑ (перенос от активных металлов к галогенам).

  • Ковалентный характер связей ↑, ионный ↓.

В пределах группы (сверху вниз):

• Прибавляется новый электронный слой → атомный радиус ↑, экранирование ↑.

• Энергия ионизации ↓, электронное сродство (по модулю) в среднем уменьшается; электроотрицательность ↓.

• Металлические свойства ↑: для главных подгрупп верхние элементы — неметаллы/слабометалличные, нижние — типичные металлы (пример: C → Pb; N → Bi; O → Po).

• Типичные степени окисления сохраняются по группе (за счёт одинакового числа валентных электронов), но стабильность отдельных степеней меняется: у тяжёлых p-элементов усиливается «инертная пара» (стабилизируются более низкие степени, например Tl⁺, Pb²⁺, Bi³⁺).

• Химические свойства соединений:

  • Для металлов основность оксидов/гидроксидов ↑ вниз группы (MgO < BaO по основности). Для неметаллов при фиксированной высокой степени окисления кислотность оксо-кислот обычно ↓ вниз (ClO₃H сильнее, чем BrO₃H и тем более IO₃H) из-за падения ЭО.

  • Восстановительные свойства металлов ↑ вниз (K активнее Na; Ba активнее Mg).

  • Для галогенов, наоборот, окислительная способность ↓ сверху вниз (F₂ самый сильный окислитель > Cl₂ > Br₂ > I₂).

  • Гидриды VI и VII групп (H₂S, H₂Se…; HF, HCl…) становятся более летучими и сильнее по кислотности вниз группы (HF — слабее HCl–HBr–HI), поскольку связь E–H ослабевает при росте радиуса.

  • Растворимость и термическая устойчивость солей часто возрастают вниз группы для тяжелых катионов/анионов (более поляризуемые ионы стабилизируют решётку иначе; конкретные серии зависят от аниона).

Итоговое правило:

• В периоде: радиус ↓, ИЭ ↑, ЭО ↑, металлический характер ↓, кислотность оксидов/гидроксидов ↑, восстановительная способность ↓.

• В группе: радиус ↑, ИЭ ↓, ЭО ↓, металлический характер ↑, для металлов основность их оксидов/гидроксидов ↑ и восстановительная способность ↑; у сильно электроотрицательных неметаллов (например, галогены) окислительная способность ↓ вниз.