Основные св ва усиливаются. Закономерности изменения химических свойств элементов. Характеристика элементов. Изменение свойств элементов в пределах периода

Часть I

2. Металлы в стремлении получить завершённый внешний электронный слой атома отдают свои внешние электроны, а неметаллы принимают недостающие до 8 электроны.

3. В группе с ростом порядкового номера элементов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические, потому что:
1) увеличивается число энергетических уровней
2) постоянно число электронов на внешнем уровне
3) увеличивается радиус атома

4. В периоде с ростом порядкового номера элементов усиливаются неметаллические свойства и ослабевают металлические, потому что:
1) увеличивается число электронов на внешнем уровне
2) постоянно число уровней
3) увеличивается заряд атомных ядер

5. Заполните таблицу «Свойства химических элементов», указав усиление или ослабление свойств в ряду.

Часть II

1. Выберите символы химических элементов-неметаллов. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название чрезвычайно токсичного газа бледно-жёлтого цве¬та с резким запахом: фтор.

2. Верны ли следующие суждения?
А. По периоду слева направо радиус атома увеличивается.
Б. По группе снизу вверх радиус атома уменьшается.
3) верно только Б.

3. Обведите знак «больше» или «меньше», если речь идёт о металлических свойствах в первом случае и о неметаллических - во втором.

4. Составьте кроссворд на тему «Благородные газы», используя Интернет.

1. Этот инертный газ используют в энергосберегающих лампочках
2. Этим газом заполняют воздушный шары, он самый легкий среди инертных газов.
3. Этот инертный газ – третий по содержанию после азота и кислорода компонент воздуха, самый распространённый инертный газ в земной атмосфере.
4. При нормальных условиях - бесцветный инертный газ; радиоактивен, может представлять опасность для здоровья и жизни.
5. Трубки, заполненные смесью этого газа и азота, при пропускании через них электрического разряда дают красно-оранжевое свечение, в связи с чем они широко используются в рекламе.
6. По вертикали в цветных клетках вы получите название первого инертного газа, для которого были получены настоящие химические соединения.

5. Поиграйте в «крестики-нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют электронные схемы атомов:

6. Постройте график зависимости порядковых номеров химических элементов одного периода от радиусов их атомов, условно приняв изменение радиусов соседних элементов за 1. Сделайте вывод:
Радиусы атомов в пределах периодов с увеличением порядкового номера уменьшаются.

7. Постройте график зависимости порядковых номеров химических элементов одной группы от радиусов их атомов, условно приняв изменение радиусов соседних элементов за 1. Сделайте вывод:
В пределах группы радиусы атомов с увеличением порядкового номера увеличиваются.

Закономерности изменения свойств химических

элементов и их соединений по периодам и группам

Химические свойства элементов (а уж тем более их соединений!) напрямую зависят от строения атома.

Не надо учить наизусть химические свойства каждого атома, не надо зазубривать химические реакции… ответ на любой вопрос по химии находится в Периодической системе элементов .

Как изменяются электронные конфигурации , p-элементов (по группам и периодам) и d-элементов , тоже можно почитать отдельно.

Давайте рассмотрим, как изменяются свойства химических элементов в группах и в периодах.

1. Изменения свойств химических элементов и их соединений в группах:

В группах все элементы имеют сходное электронное строение. Различий в наполнении внешнего энергетического уровня электронами нет.

• Меняется размер атома - сверху вниз в группе радиусы атомов увеличиваются !

Что это означает? Это означает, что

1) внешние электроны все слабее притягиваются к ядру атома;

2) возрастает способность атома отдавать электроны .

3) способность отдавать электроны=металлические свойства , т.е.

• В группах сверху вниз возрастают металлические свойства элементов
• усиливаются основные свойства их соединений

Изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах:

В периодах наблюдается несколько другая картина:

1) Слева направо в периодах радиусы атомов уменьшаются ;

2) количество электронов на внешнем слое при этом увеличивается;

3) электроотрицательность элементов = неметаллические свойства увеличивается

• В периодах слева направо возрастают неметаллические свойства элементов, электроотрицательность;
• усиливаются кислотные свойства их соединений

Исходя из этих соображений получается, что звание «Король Неметаллов» у нас присуждается… (барабанная дробь)… F ! Рядом с ним даже кислород (O) проявляет положительную степень окисления: OF2 — бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом.

Итак, подведем итог:

С увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Есть еще элементы, которые образуют так называемые амфотерные соединения . Они проявляют как металлические, так и неметаллические свойства.

Лекция: Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам

Русский ученый Д. И. Менделеев успешно работал во многих областях науки. Однако наибольшую известность ему принесло уникальное открытие периодического закона химических элементов в 1869 г. Изначально, он звучал таким образом: «Свойства всех элементов, а вследствие и качества образуемых ими простых, а также сложных веществ, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

В настоящее время формулировка закона иная. Дело в том, что во времена открытия закона ученые не имели представления о строении атома, а за атомный вес принимался вес химического элемента. Впоследствии активного изучения атома и получения новых сведений о его строении, был выведен закон, имеющий актуальность в наши дни: «Свойства атомов хим. элементов и образованных ими простых веществ в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

Закон так же выражен графически. Наглядно его изображает таблица:

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

На данном уроке мы научимся извлекать из неё важную и нужную для постижения науки информацию. В ней вы видите строки. Это периоды . Всего их семь. Вспомните из предыдущего урока, что номер каждого периода демонстрирует количество энергетических уровней, на которых размещаются электроны атома химического элемента. Например, натрий (Na) и магний (Mg) находятся в третьем периоде, значит их электроны размещены на трех энергетических уровнях. Все периоды, за исключением 1 – го берут начало со щелочного металла, и завершаются благородным газом.

Электронная конфигурация:

щелочного металла - ns 1 ,

благородного газа -ns 2 p 6 , за исключением гелия (Не) - 1s 2 .

Где n - является номером периода.

Еще мы видим в таблице вертикальные столбцы – это группы . В одних таблицах вы можете увидеть 18 групп, нумерованных арабскими цифрами. Такая форма таблица называется длинной, она появилась после обнаружения отличий d-элементов от s- и p-элементов. Но традиционной, созданной Менделеевым является короткая форма, где элементы сгруппированы в 8 групп, нумерованных римскими цифрами:

Итак, какую информацию нам дают номера групп? Из номера мы узнаем число электронов, образующих химические связи. Они называются валентными . 8 групп подразделены на две подгруппы: главная и побочная.

В главную входят электроны s- и p-подуровней. Это подгруппы IА, IIА, IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА. Например, аллюминий (Al) – элемент главной подгруппы III группы имеет … 3s 2 3p 1 валентных электрона.

Элементы, располагающиеся в побочных подгруппах, содержат электроны d - подуровня. Побочными являются группы IБ, IIБ, IIIБ, IVБ, VБ, VIБ, VIIБ и VIIIБ. Например, марганец (Mn) – элемент главной подгруппы VII группы имеет …3d 5 4s 2 валентных электрона.

В короткой таблице s- элементы обозначены красным, p-элементы желтым, d-элементы синим и f-элементы белым цветами.

• Какую еще информацию мы можем извлечь из таблицы? Вы видите, что каждому элементу присвоен порядковый номер. Тоже не случайно. Судя по номеру элемента, мы можем судить о количестве электронов в атоме данного элемента. К примеру, кальций (Ca) находится под номером 20, значит электронов в его атоме 20.

Еще из таблицы можно сделать и такой вывод, чем выше порядковый номер элемента, тем меньше радиус атома. Почему? Дело в том, что при увеличении общего количества электронов, происходит уменьшение радиуса атома. Чем больше электронов, тем выше энергия их связи с ядром. Например, ядро атома фосфора (Р) намного сильнее удерживает электроны своего внешнего уровня, чем ядро атома натрия (Na), имеющего один электрон на внешнем уровне. И если атомы фосфора и натрия вступят в реакцию, фосфор отберет этот электрон у натрия, потому что фосфор более электроотрицательный. Этот процесс называется электроотрицательностью. Запомните, при движении вправо по одному ряду элементов таблицы их электроотрицательность возрастает, а внутри одной подгруппы она уменьшается. О данном свойстве элементов мы подробнее скажем на следующих уроках.

Запомните:

• увеличение ядерного заряда и уменьшение атомного радиуса;
• увеличение числа внешних электронов;
• увеличение ионизации и электроотрицательности;
• возрастание неметаллических окислительных свойств и убывание металлических восстановительных свойств;
• возрастание кислотности и ослабевание основности гидроксидов и оксидов.

• увеличение ядерного заряда и увеличение атомного радиуса;
• уменьшение ионизации и электроотрицательности;
• убывание неметаллических окислительных свойств и возрастание металлических восстановительных свойств;
• возрастание основности и ослабевание кислотности гидроксидов и оксидов.

Ионизация - это процесс превращения атомов в ионы (положительно заряженные катионы или отрицательно заряженные анионы) во время химической реакции.

Электроотрицательность - это способность атома к притягиванию электрона другого атома во время химических реакций.

Окисление - процесс передачи электрона атома восстановителя (донора электрона) атому окислителя (акцептору электрона) и увеличение степени окисления атома вещества.

• при высокой электроотрицательности элемента, он сильнее притягивает к себе электроны и его атомы приобретают отрицательную степень окисления (к примеру, фтор всегда имеет степень окисления - 1);
• при низкой электроотрицательности, элемент отдает электроны и приобретает положительную степень окисления (все металлы имеют +степень, к примеру, калий +1, кальций +2, алюминий +3);
• атомы простых веществ, состоящих из одного элемента у атомов с высокими и свободные атому имеют нулевую степень.

В современной науке таблицу Д. И. Менделеева называют периодической системой химических элементов, т. к. общие закономерности в изменении свойств атомов, простых и сложных веществ, образованных химическими элементами, повторяются в этой системе через определенные интервалы - периоды. Таким образом, все существующие в мире химические элементы подчиняются единому, объективно действующему в природе периодическому закону, графическим отображением которого является периодическая система элементов. Этот закон и система носят имя великого русского химика Д. И. Менделеева.

Периоды - это ряды элементов, расположенные горизонтально, с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней в атоме элемента. Периоды состоят из определенного количества элементов: первый - из 2 , второй и третий - из 8 , четвертый и пятый - из 18, шестой период включает 32 элемента. Это зависит от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Седьмой период является незавершенным. Все периоды (исключение составляет первый) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом. Когда начинает заполняться новый энергетический уровень, начинается новый период. В периоде с увеличением порядкового номера химического элемента слева направо металлические свойства простых веществ уменьшаются, а неметаллические возрастают.

Металлические свойства - это способность атомов элемента при образовании химической связи отдавать свои электроны, а неметаллические свойства - это способность атомов элемента при образовании химической связи присоединять электроны других атомов. У металлов электронами заполняется внешний s-подуровень, что подтверждает металлические свойства атома. Неметаллические свойства простых веществ проявляются при формировании и заполнении электронами внешнего р-подуровня. Неметаллические свойства атома усиливаются в процессе заполнения электронами р-подуровня (от 1 до 5). Атомы с полностью заполненным внешним электронным слоем (ns 2 np 6) образуют группу благородных газов , которые являются химически инертными.

В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 - в первом периоде и от 1 до 8 - во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические. В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее , что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.

Группы - это вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равных номеру группы. Существует деление на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Валентные электроны этих элементов расположены на внешних ns- и nр-подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns-подуровне и внутреннем (n — 1) d -подуровне (или (n — 2) f-подуровне). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы разделяются на:

1) s-элементы - элементы главной подгруппы I и II групп;

2) р-элементы - элементы главных подгрупп Ш-VII групп;

3) d -элементы - элементы побочных подгрупп;

4) f-элементы - лантаноиды, актиноиды.

Сверху вниз в главных подгруппах металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп отличаются по свойствам. Номер группы показывает высшую валентность элемента. Исключение составляют кислород, фтор, элементы подгруппы меди и восьмой группы . Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I-III групп (исключение составляет бор) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные. Для элементов главных подгрупп формулы водородных соединений общие. Элементы I-III групп образуют твердые вещества - гидриды, так как степень окисления водорода -1 . Элементы IV-VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН 4) - нейтральны, V группы (ЭН3) являются основаниями, VI и VII групп (Н 2 Э и НЭ) - кислотами.

Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов

Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается , т. к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. Происходит своеобразное их «сжатие». От лития к неону заряд ядра постепенно увели-чивается (от 3 до 10), что обуславливает возрастание сил притяжения электронов к ядру, размеры атомов уменьшаются. Поэтому в начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов.

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают , т. к. увеличение заряда атома оказывает противоположный эффект. С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам или неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны. Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя.

Д. И. Менделеев в 1869 г. сформулировал периодический закон, который звучит так: свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов. Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образованных ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы - группы. В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова: свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в периодической системе символику.

a) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

• При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ . В обратном направлении — возрастают неметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.
• Например, углерод — более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод. Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача. Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того — в левой или правой части таблицы они находятся.
• У d- и f-элементов, как мы знаем, есть «резервные» электроны из «предпоследних» оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства.
• Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам : H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы. Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам. Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный «блок» (это сделано в “длинной” форме таблицы), то обнаружится закономерность, показанная на Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы , правая верхняя — типичные неметаллы . Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами .
• Полуметаллы расположены примерно вдоль диагонали, проходящей по p-элементам от левого верхнего к правому нижнему углу Периодической таблицы
• Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной «октетной» ковалентной связи (как в боре), либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер. Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них — существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой «шубой» из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

• Перечисленные выше причины объясняют, почему СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ — ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.
• Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У «тяжелых» благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается «отобрать» электроны и получить их соединения с сильными окислителями (фтором и кислородом), а для «легких» гелия, неона и аргона это осуществить не удается.
• В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу — самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада.
• По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО , достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ . Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
• в) Закономерности, связанные с размерами атомов.
• Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ . Электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода.
• При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ , потому что заполнено больше электронных оболочек.

г) Закономерности, связанные с валентностью элементов.

• Элементы одной и той же ПОДГРУППЫ имеют аналогичную конфигурацию внешних электронных оболочек и, следовательно, одинаковую валентность в соединениях с другими элементами.
• s-Элементы имеют валентности, совпадающие с номером их группы.
• p-Элементы имеют наибольшую возможную для них валентность, равную номеру группы. Кроме того, они могут иметь валентность, равную разности между числом 8 (октет) и номером их группы (число электронов на внешней оболочке).
• d-Элементы обнаруживают много разных валентностей, которые нельзя точно предсказать по номеру группы.
• Не только элементы, но и многие их соединения — оксиды, гидриды, соединения с галогенами — обнаруживают периодичность. Для каждой ГРУППЫ элементов можно записать формулы соединений, которые периодически «повторяются» (то есть могут быть записаны в виде обобщенной формулы).

Итак, подытожим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:

• радиус атомов уменьшается;
• электроотрицательность элементов увеличивается;
• количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
• высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
• число электронных слоев атомов не изменяется;
• металлические свойства уменьшается;
• неметаллические свойства элементов увеличивается.

Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:

• заряд ядер атомов увеличивается;
• радиус атомов увеличивается;
• число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
• число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
• прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
• электроотрицательность уменьшается;
• металличность элементов увеличивается;
• неметалличность элементов уменьшается.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

в периодах слева направо:

· радиус атомов уменьшается;
· электроотрицательность элементов увеличивается;
· количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
· высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
· число электронных слоев атомов не изменяется;
· металлические свойства уменьшается;
· неметаллические свойства элементов увеличивается.

Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:
· заряд ядер атомов увеличивается;
· радиус атомов увеличивается;
· число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
· число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
· прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
· электроотрицательность уменьшается;
· металличность элементов увеличивается;
· неметалличность элементов уменьшается.

Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются элементами-аналогами, т.к. они имеют некоторые общие свойства (одинаковую высшую валентность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются строением внешнего электронного слоя.

Подробнее про закономерности изменения свойств элементов по периодам и группам

Кислотно — основные свойства гидроксидов зависят от того, какая из двух связей в цепочке Э −О − Н является менее прочной.
Если менее прочна связь Э−О, то гидроксид проявляет основные свойства, если О−Н − кислотные.
Чем менее прочны эти связи, тем больше сила соответствующего основания или кислоты. Прочность связей Э−О и О−Н в гидроксиде зависит от распределения электронной плотности в цепочке Э−О− H. На последнюю наиболее сильно влияют степень окисления элемента и ионный радиус. Увеличение степени окисления элемента и уменьшение его ионного радиуса, вызывают смещение электронной плотности к атому
элемента в цепочке Э ← О ←Н. Это приводит к ослаблению связи О−Н и усилению связи Э−О. Поэтому основные свойства гидроксида ослабевают, а кислотные − усиливаются.