Строение атома Периодический закон

IV-III века до н.э. – древнегреческие философы-материалисты Левкипп, Демокрит, Эпикур ввели понятие атом для обозначения невидимых, неделимых частиц, составляющих вещество. Все явления природы они пытались объяснить движением этих невидимых частиц. Средние века – атомистические представления полностью забыты. В науке более тысячи лет господствовало мистическое учение Аристотеля, утверждавшего, что основу мира составляют четыре начала - вода, земля, воздух и огонь. 2

Научные открытия, подтверждающие сложную структуру атома Открытие катодных лучей (1879 г. В. Крукс) – поток быстролетящих отрицательно заряженных частиц; 1891 г. – Д. Стоней назвал эти частицы электронами. Открытие фотоэлектрического эффекта (1887 г. Герц). Открытие рентгеновских лучей (1895 г. У.К. Рентген). Открытие явления радиоактивности (1896 г. А. Беккерель). Определены заряд и масса электрона (1897 г. Дж. Томпсон, Милликен). Экспериментальным путем открыто ядро атома (1911 г. Э. Резерфорд). Открытие существования нейтронов (1933 г. Чэдвик). 3

Главный итог свершенных открытий: атом не является мельчайшей неделимой частицей, он имеет сложное строение. Было предложено несколько гипотез – моделей строения атома. Большинство основывалось на предположении, что атом, оставаясь в целом электронейтральным, представляет собой совокупность положительно и отрицательно заряженных частиц. Первая достаточно разработанная модель атома была предложена Дж. Дж. Томсоном. Вещество в атоме несет положительный заряд и равномерно заполняет весь объем атома. Электроны «вкраплены» в атом, словно изюм в булку. 4

Модель атома Резерфорда (1911) (Планетарная модель строения атома) Рассеяние α-частицы в атоме Томсона (a) и в атоме Резерфорда (b). 5 Схема опыта Резерфорда по рассеянию α-частиц. K – свинцовый контейнер с радиоактивным веществом, Э – экран, покрытый сернистым цинком, Ф – золотая фольга, M – микроскоп.

В Солнечной системе планеты обращаются вокруг Солнца. Модель атома Э. Резерфорда: 1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 2. Весь положительный заряд и почти вся масса сосредоточены в ядре. 3. Вокруг ядра по орбитам вращаются отрицательно заряженные электроны. Их число равно заряду ядра. 6

Характеристика элементарных частиц * ) верхний индекс обозначает массовое число (а.е.м.), а нижний - относительный заряд 7 Частица Обозначение ) Масса покоя Заряд абсолютная, кг относительная, а. е. м. электрический, Кл относительный Протон 1, –27 1, ,6 10 –19 +1 Нейтрон 1, –27 1, Электрон (е - ) 9, –31 0, ,6 10 –19 Позитрон (е + ) 9, –31 0, ,6 10 –19 +1 АТОМ ЯДРОЭЛЕКТРОНЫ ПРОТОНЫ И НЕЙТРОНЫ определяют химические свойства определяют массу атома

Протонное, нейтронное и массовое числа Z – протонное число, показывает число протонов в ядре и их суммарную массу, обуславливает величину положительного заряда ядра. От него зависит число электронов в электронейтральном атоме. N – нейтронное число, показывает число нейтронов в ядре и их суммарную массу. А – массовое (нуклонное) число – это сумма числа нейтронов и протонов в ядре и их суммарная масса. Атомный (порядковый) номер элемента (Э) равен заряду ядра Z и числу электронов в атоме. (Э) = Z (Σ p) = Σ ē; N = A – Σ p (Z) 8

Строение атома Нуклид – это атом с определенными значениями протонного и массового чисел. Изотопы – это нуклиды, имеющие одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Изобары – атомы с различными протонными числами, но с одинаковыми массовыми числами. Изотоны – атомы с одинаковым числом нейтронов. 9

Недостатки планетарной модели атома Эта модель наглядная и полезная для объяснения многих экспериментальных данных (каких?), но! 1.Электрон, двигаясь по строго определенной орбите вокруг ядра с ускорением, должен непрерывно излучать энергию и в конце концов упасть на ядро. Атомы должны непрерывно исчезать! 2. Нельзя объяснить наличие у атомов и молекул в газообразном состоянии линейчатого спектра излучения. По модели Резерфорда спектр излучения должен быть непрерывным! 3. Модель не могла объяснить наличие переменной валентности у ряда атомов. 10

11

Модель атома Н.Бора (1913) Базировалась на квантовой теории света, предложенной М. Планком (1890) и на законах классической физики ē в атоме может двигаться только по определенным (стационарным) орбитам; Двигаясь по своей орбите ē не излучает и не поглощает электромагнитную энергию Излучение(или поглощение) энергии происходит только в момент перехода ē с одной орбиты на другую с испусканием (поглощением) кванта света. 12 Описано поведение ē в атоме Н 2 и предсказан полный спектр его излучения. Противоречия: Постулаты Бора противоречили законам механики, но сами законы использовались при расчетах. Не объяснялся способ перехода ē с орбиты на орбиту и его промежуточное состояние в процессе перехода. Не объяснялась различная интенсивность линий атомных спектров. Механически переносились представления макромира в микромир!

Основные принципы и положения квантовой механики Современная модель атома 13

Принцип Л. де Бройля (1924) Электрон имеет двойственную природу (корпускулярно- волновую) : Это частица, т.к. имеет массу покоя и заряд. Это волна, т.к. его движение характеризуется длиной волны, частотой, явлениями дифракции и интерференции. Связь между корпускулярными и волновыми свойствами (соотношение де Бройля): где λ – длина волны электрона, р – его импульс (p = mv), h – постоянная Планка. Этот принцип применим и к другим элементарным частицам! 14

Принцип неопределенности В. Гейзенберга (1924) Поведение электрона в атоме носит вероятностный характер: у микрочастиц невозможно одновременно точно измерить координату и импульс. Математическое выражение этого принципа: Δх – погрешность измерения координаты Δр – погрешность измерения импульса Движение ē в атоме нельзя описать с помощью траекторий! Можно лишь рассчитать вероятность нахождения ē в любой точке околоядерного пространства в атоме. 15

Квантово-механическая модель атома 1. В центре атома – положительно заряженное ядро, состоящее из протонов и нейтронов. Вокруг ядра движутся ē, образуя пульсирующие электронные облака (стоячие волны), которые не имеют четких границ и неравномерны по плотности. 2. Максимальная плотность электронного облака соответствует электронной орбитали – месту, где вероятность обнаружить ē максимальна. 16 Радиальное распределение вероятности пребывания ē для основного энергетического состояния атома водорода

Уравнение Шрёдингера (1925) - фундаментальное уравнение квантовой механики: уравнение стоячей волны; аналог в классической механике - амплитуда волны в уравнении колебания струны. Волновая функция электрона Ψ (пси) имеет следующие свойства: В любой точке пространства она имеет определенный знак и амплитуду Ψ (x, y, z); Квадрат ее модуля пропорционален вероятности нахождения частицы в данном объеме или единице объема (плотности вероятности): ē можно обнаружить с максимальной вероятностью в некотором объеме пространства, но не в точке! 17 |Ψ (x, y, z)| 2. ΔV

Для решения уравнения Шрёдингера необходимы: Выражение для потенциальной энергии взаимодействия ē с атомным ядром: Граничное условие, означающее, что функция Ψ обращается в ноль на бесконечном расстоянии от ядра. Ψ 0 при Решений для функции Ψ несколько, каждое соответствует определенной орбитали с конкретными значениями квантовых чисел: n, l, m. (Решения квантуются!) Уравнение точно решено только для атома водорода. 18

Представленная модель сняла противоречия модели Бора: Дает строго определенное число уровней, на которых может находиться ē в атоме; Определяет однозначно энергию каждого уровня и указывает на отсутствие потери энергии ē при его движении на данном уровне (орбитали); ē может находиться только на определенном уровне, в момент перехода с одного уровня на другой ē оказывается в маловероятном (неустойчивом) состоянии. 19

Главное квантовое число n (энергетический уровень) характеризует общую энергию ē на данном уровне и его удаленность от ядра (размер электронного облака); может принимать целочисленные значения от 1 до : n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,….... (K, L, M, N, O, P, Q…) Чем больше энергия электронов и больше размер орбиталей, тем больше n. n = - электрон находится на бесконечно большом расстоянии от ядра, т. е. является свободным и не связан с ядром. Подумайте, каков смысл n = 0? Главное квантовое число n определяет: номер периода, в котором находится элемент в ПС; число энергетических уровней в атоме; число энергетических подуровней на данном уровне; общее число атомных орбиталей на энергетическом уровне (n 2 ); максимальное число ē на данном уровне (2n 2 ). 20

Электроны, находящиеся в пределах одного энергетического уровня, с близкими значениями энергии и одинаковыми формами электронных орбиталей образуют энергетические подуровни. Схема разделения уровней на подуровни 21 Переходы электронов с одного уровня на другой сопровождаются выделением квантов энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров.

Энергетические уровни и подуровни Таблица Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях Энергети- ческий уровень, n Число подуровней, равное n Типы орбиталей Число орбиталей Максимальное число электронов (2n 2 ) в подуровне в уровне, равное n 2 на подуровне на уровне К (n=1)1 1s1122 L (n=2)2 2s 2p M (n=3)3 3s 3p 3d N (n=4)4 4s 4p 4d 4f

Орбитальное квантовое число l (побочное, энергетический подуровень) характеризует формы орбиталей и энергию подуровня для многоэлектронных атомов, принимает значения целых чисел от 0 до n – 1. l = 0, 1, 2, 3, …(n – 1) (s, p, d, f, …) Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения квантовых чисел n и l, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве. 23

Магнитное квантовое число m l характеризует ориентацию электронной орбитали в пространстве. Его значение зависит от орбитального квантового числа l. Магнитное квантовое число принимает значения: m l = - l…0…l. Всего (2l + 1) значений. В подуровне s (l = 0) - одна орбиталь (т l = 0); В подуровне р (l = 1) - три орбитали (m l = - 1, 0, +1); В подуровне d (l = 2) - пять орбиталей (m l = - 2, - 1, 0, +1, +2). В подуровне f (l = 3) - семь орбиталей (m l = -3, - 2, - 1, 0, +1, +2, +3) Общее число орбиталей, из которых состоит энергетический уровень равно n 2, а число орбиталей, составляющих подуровень, - (2l + 1). 24

Модели электронных орбиталей: s-, p-, d-, f-, g- орбитали (в) 25 copyright:

26

Атомная орбиталь (электронная орбиталь) - одно из многих возможных состояний электрона в атоме. Задать АО – это значит определить значения трех квантовых чисел п, l и m l : найти размеры, форму и ориентацию в пространстве электронного облака - атомной орбитали (АО). Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки (квантовой ячейки). – для s-подуровня одна АО, – для р-подуровня три АО, – для d-подуровня пять AO, – для f- подуровня семь AO. 27

Спиновое квантовое число 1925 г – голландские физики С. Гоудсмит и Г. Уленбек для интерпретации атомных спектров приписали электрону особое свойство, которое назвали – спин (spin – вращение, англ.). Спин (s) – это чисто квантовое свойство электрона и др. элементарных частиц, не имеющее классических аналогов. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = ½. (s = ½ также для протона, нейтрона, нейтрино; для фотона s = 1, для - и К- мезонов s = 0). Магнитное спиновое квантовое число (m s ) – характеризует собственный магнитный момент электрона; это есть проекция спина s на ось z. m s может иметь лишь два значения: m s = + ½. или m s = - ½. Электроны с разными значениями m s обозначаются противоположно направленными стрелками. 28

Электронные конфигурации атомов - это запись распределения электронов в атоме по уровням и подуровням Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. При записи электронной конфигурации указывают: цифрами главное квантовое число (n); буквами - подуровни (s, р, d или f); степень буквенных обозначений подуровней – число электронов в данном подуровне. Электронные конфигурации: атома водорода 1s 1 атома лития 1s 2 2s 1 атома бора 1s 2 2s 2 2 р 1 атома магния 1s 2 2s 2 2 р 6 3s 2 атома титана 1s 2 2s 2 2 р 6 3s 2 3 р 6 3d 2 4s 2. 29

Определение квантовых чисел для валентных электронов 3 p 3s 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3s 2 3p 5 n = 3 n = 3 l = 0 l = 1 m l = 0 m l = -1,0,1 m s = ½,½ m s = ±½,±½,½ Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 3d 6 4s 2 n = 3 n = 4 l = 2 l = 0 m l = -2,-1,0,1,2 m l = 0 m s = ±½,4×½ m s = ½,½ 4p 4s 3d

Для построения электронной конфигурации атома в основном состоянии необходимо воспользоваться рядом принципов и правил 31

Принцип наименьшей энергии – определяет последовательность заполнения орбиталей электронами В основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. В этом случае устойчивость электронной системы будет максимальной и связь электронов с ядром – наибольшей. В большинстве атомов и ионов энергия орбиталей увеличивается в ряду: 1s < 2s

Иллюстрация правила Клечковского для 3d, 4s и 4p орбиталей Таблица Орбиталь п + lп Е 4s4s 4+0=44Е1Е1 3d3d 3+2=53Е2Е2 4p4p 4+1=54Е3Е3 Е 1 < Е 2 < Е 3 Исключение из принципа наименьшей энергии составляют d- и f-элементы с полностью или наполовину заполненными подуровнями, у них наблюдается «провал» электронов, например Cu, Ag, Аu, Cr, Мо, Pd, Pt (для них наиболее устойчивы конфигурации d 5 ! и d 10 !). 33

Принцип запрета Паули (1925 г, В. Паули) В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, т l и т s. Из этого принципа следует, что на каждой орбитали может быть НЕ БОЛЕЕ ДВУХ электронов; Эти электроны должны иметь противоположные (антипараллельные) спины; допускается заполнение не допускается заполнение, и. На основании этого принципа определяется максимальная заселенность каждого уровня: 2 п 2. 34

Правило Хунда (1927 г) В пределах одного подуровня (орбиталь с одним значением l ) электроны располагаются так, чтобы суммарный спин был максимален. Заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами. m s =½ + ½ +½ = 3 / 2 m s =½ - ½ +½ = ½ 35

Способы изображения электронного строения атомов Электронная схема: 10 Ne 2ē, 8ē; Показывает расположение электронов по уровням. Электронно-графическая схема: 10 Ne Показывает распределение электронов по уровням, подуровням, орбиталям и спины электронов. Электронная формула : 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 ; Показывает распределение электронов по уровням и подуровням. 2p2p 2s2s 1s1s 36

Электронные типы химических элементов Исходя из того, какой подуровень заполняется у атомов последним, различают четыре типа (семейства) элементов: s-элементы – два первых элемента каждого периода. р-элементы – элементы III – VIII главных подгрупп. d-элементы – элементы побочных подгрупп. f-элементы – лантаниды (4f) и актиниды (5f). 37

Записать электронную конфигурацию атома хрома. 1. Атомный (Сr) = 24, следовательно Σ ē(Сr) = Хром находится в 4-м периоде, следовательно, в атоме хрома электроны расположены на 4-х энергетических уровнях. d, f 3. проскок электрона 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1! 3d 5! Помните! Состояние в атоме, при котором подуровень заполнен полностью или наполовину, считается более устойчивым. «Провал» (проскок) электрона происходит у элементов: Cu, Ag, Au, Cr, Mo, Ru, Rh, Pd (провал двух ē). 4p 4s4s 3d 3p 3s3s 2p 2s2s 1s1s наблюдается «провал» электронов, 38

Валентные возможности атомов химических элементов Внешние электроны – электроны внешнего электронного слоя. Валентные электроны – электроны, которые могут принимать участие в образовании атомом химических связей. Валентные орбитали – атомные орбитали, образующие валентные подуровни. Валентные подуровни – электронные подуровни атома, на которых находятся, или могут находиться "свои "или "чужие "валентные ē при образовании атомом химических связей. 39

Рассмотрим введенные понятия на примере атома железа: 40

Валентные подуровни и валентные электроны атомов титана и мышьяка 41

Основное и возбужденное состояния атомов Квантовое состояние атома с наименьшей энергией называется основным (нормальным). Квантовые состояния атома с более высокими энергиями называются возбужденными. Атом в возбужденном состоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой Э*. Возбужденные состояния атома возникают при переходе электронов с уровней (подуровней) с меньшей энергией на уровни (подуровни) с большей энергией. Расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей неспаренными электронами. 42

Валентность атома химического элемента определяется, в первую очередь, числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи. 3 d p В = 1 s 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 17 Cl * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 5 3d 1 17 Cl * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 4 3d 2 17 Cl * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d F 1s 2 2s 2 2p 5 В = 1 9 F * - ? Возбужденного состояния НЕТ, нельзя распарить электроны, т.к. нет свободных орбиталей. 2 p s 3 d p В * = 3, 5, 7 s

Периодический закон 1869 г, Д.И. Менделеев: «Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс) элементов». А r (K) = 39,09 А r (Ar) = 39,94 Монотонное изменение зарядов ядер химических элементов приводит к периодическому повторению строения внешних энергетических уровней элементов, что определяет периодичность повторения свойств химических элементов и веществ, ими образуемых. Современная формулировка Периодического закона: «Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины зарядов атомных ядер». 44

Периодическая система – графическое изображение Периодического закона Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов, начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня изменяется от ns 1 до ns 2 np 6. Малыми называются периоды, включающие элементы только главных подгрупп (только s- и p-элементы). Большими называются периоды, включающие элементы как главных, так и побочных подгрупп (s-, p-, d- и f-элементы). Номер периода показывает число энергетических уровней в атомах элементов, относящихся к данному периоду (в этом физический смысл номера периода). 45

Группа – вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов, имеющих одинаковое электронное строение внешних энергетических уровней. Номер группы показывает число валентных электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (в этом физический смысл номера группы). 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 Отличие в строении атомов обусловливает различие в свойствах простых веществ и подразделение групп на подгруппы (хлор – типичный неметалл, марганец – типичный металл). Главная подгруппа (подгруппа А) – включает элементы, у которых последними заполняются электронами s- и p- подуровни. Содержит элементы как малых, так и больших периодов. Побочная подгруппа (подгруппа Б) – включает элементы, у которых последними заполняется электронами d-подуровень. Содержит элементы только больших периодов, появляется в 4 периоде. 46

Виды периодичности Закономерности изменения свойств элементов относятся к горизонтальной периодичности – закономерному изменению свойств элементов и веществ, ими образуемых, по периоду; вертикальной периодичности – закономерному изменению свойств элементов и веществ, ими образуемых, по группам. диагональная периодичность – повторяемость сходства химических свойств простых веществ и соединений элементов, которые расположены по диагонали в периодической системе. Эффект уравновешивания нарастания неметаллических свойств в периодах слева направо и увеличения металлических свойств в группах сверху вниз. Li Be B Бор больше похож на кремний, чем на алюминий, бериллий Mg Al Si больше на алюминий, чем на магний. 47

Основные характеристики элементов 48

Радиус атома Атомный радиус - это радиус нейтрального атома. Электронное облако не имеет точных размеров, поэтому нельзя строго определить размер атома. Эффективный радиус атома – оценивают, исходя из межъядерных расстояний в молекулах, кристаллах и т.д. Орбитальный радиус атома – теоретический расчет положения главного максимума электронной плотности внешнего электронного облака по отношению к ядру. Ионные радиусы – это радиусы ионов (заряженных частиц). Радиусы отрицательных ионов – анионов (электроны присоединились к атому) больше радиусов нейтральных атомов. Радиусы положительных ионов – катионов (электроны отданы атомом) меньше радиусов нейтральных атомов. 49

Энергия ионизации атома Энергия ионизации атома I (потенциал ионизации) – количество энергии, которое необходимо для отрыва 1 моль электронов от 1 моль атомов элемента. При этом атомы превращаются в положительно заряженные ионы: А 0 + I А + + ē Ед-цы изм.: [к Дж/моль] или в [эВ], 1 эВ = 1, Дж Чем меньше энергия ионизации, тем сильнее выражены металлические (восстановительные) свойства атомов элемента. Состояние атома с полностью или наполовину заполненным подуровнем наиболее устойчиво. Этим объясняются аномальные энергии ионизации для атомов В, О, Аl по сравнению с Ве, N и Mg соответственно. 50

Энергия сродства к электрону Энергия сродства к электрону Е с – количество энергии, которое выделяется при присоединении 1 моль электронов к 1 моль атомов элемента. При этом атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы, что характерно для неметаллов: А 0 + ē А - + Е с [ к Дж/моль] или [эВ] Чем больше энергия сродства к электрону, тем сильнее выражены неметаллические (окислительные) свойства атомов элемента. Практическое использование I и Е с ограничено тем, что они относятся к изолированным атомам. Если атомы находятся в неизолированном состоянии, то для характеристики металлических и неметаллических свойств используют электроотрицательность. 51

Электроотрицательность Электроотрицательность элемента (ЭО) – это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны других атомов, с которыми он непосредственно связан. (1932 г, Л. Полинг) Для благородных газов ЭО отсутствует, т.к. внешний уровень в их атомах завершен и устойчив. Существует более 20 способов расчета ЭО. Р. Малликен, 1935 г: ЭО = 1/2 (I + E c ) Л. Полинг использовал относительную электроотрицательность (ОЭО): АЭО F = I F + E cF = 17,42 + 3,62 = 21,04 эВ; АЭО Li = I Li + E cLi = 5,39 + 0,22 = 5,61 эВ; ОЭО Li = 1 ОЭО F = АЭО F / АЭО Li = 21,04/5,61 4 Чем больше ОЭО элемента, тем сильнее выражены неметаллические (окислительные) свойства его атомов. 52

Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений 1. Заряд ядра атома Z 2. Радиус атома r(A) 3.Σē последнего уровня 4.I, E c, ОЭО 5. Неметалличность 6. Окислительные с-а 7. Металличность 8. Восстановительные с-а 9.С.О. в высших оксидах 10. Кислотность оксида и гидроксида 11. Основность оксида и гидроксида 12.С.О. в летучем водородном соединении (от -4 до -1) 13. Прочность летучих водородных соединений 14. Кислотность летучих водородных соединений Направление стрелки указывает усиление свойства 53

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в периодах (горизонтальная периодичность) увеличивается заряд ядра, увеличивается число внешних электронов, уменьшается радиус атомов, увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации), увеличивается электроотрицательность, усиливаются окислительные свойства простых веществ («Неметалличность"), ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("Металличность"), ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов, возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов. 54

увеличивается заряд ядра, увеличивается радиус атомов, уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации), уменьшается электроотрицательность ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах), усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах), возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах). 55 Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах(вертикальная периодичность).

Блестящее подтверждение нашли пророческие слова Д. И. Менделеева: "Периодическому закону не грозит разрушение, а обещаются только надстройка и развитие". 56