Периодическая система химических элементов. Глава ii.строение атомов и периодический закон

Периодический закон – основа современной химии. На знании периодического закона базируются все научные направления и исследования в химии: изучение взаимопревращений веществ, получение новых материалов, теоретическое изучение строение веществ, типов химических связей и так далее.

Заряд ядра определяет число электронов в атоме, каждый последующий элемент имеет на один электрон больше, чем предыдущий. Заряд ядра определяет строение электронной оболочки атома в основном состоянии. Элементы располагаются в периодической системе элементов в порядке возрастания заряда ядер их атомов. У элементов периодически повторяются электронные конфигурации атомов и, как следствие этого, периодически повторяются химические свойства, которые определяются электронной конфигурацией атомов . Периодичность электронного строения проявляется в том, что через определенное число элементов снова повторяются s-, p- и d-элементы с одинаковым конфигурациями электронных подуровней.Периодичность присуща всей электронной оболочке атомов, а не только ее внешним слоям. Периодичность электронных структур приводит к периодическому изменению ряда химических и физических свойств элементов: атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности. Обсудим это более конкретно.

Атомные радиусы химических элементов изменяются периодически в зависимости от заряда ядра атома (или порядкового номера элемента). В периодах радиусы атомов уменьшаются от щелочного металла до галогена. Так атомный радиус атома натрия 0.186 нм, магния – 0.16 нм, хлора – 0.099 нм. Атомный радиус следующего щелочного металла, открывающего последующий период, резко увеличивается, радиус у него гораздо больше радиуса щелочного металла, стоящего над ним. Например: радиус атома натрия 0.186 нм, а атома калия 0.231 нм.

Уменьшение радиусов атомов в периодах слева направо, то есть с увеличением заряда ядра атома объясняется тем, что увеличение заряда ядра атома способствует более сильному притяжению электронов данного электронного уровня к ядру (оно действует сильнее отталкивания электронов друг от друга).

В группах с ростом заряда ядра атома (сверху вниз) радиусы атомов увеличиваются. Это объясняется тем, что каждый элемент, стоящий ниже, имеет на один электронный уровень больше, поэтому у него больше и радиус атома. Эта закономерность ярче проявляется у элементов главных подгрупп (у s- и p-элементов), чем у элементов побочных подгрупп (d-элементы).

В этих рассмотренных закономерностях есть исключения, но обсуждать их мы не будем, так как это не входит в рамки нашей программы.

Укажем еще на то, что необходимо различать радиусы свободного атома и следующие радиусы:

а) ковалентный радиус – это половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ (т.е. веществ с ковалентным типом связи);

б) металлический радиус – это половина расстояния между центрами двух соседних атомов в кристаллической решетке металла;

в) ионные радиусы атомов рассматриваются как половина расстояния суммы радиусов катиона и аниона (следует помнить, что радиусы катионов всегда меньше атомных радиусов соответствующих элементов, а радиусы анионов – больше радиусов атомов соответствующих элементов).

Энергия ионизации и сродство к электрону это параметры, которые позволяют оценить способность атомов терять и принимать электроны.

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:

Свойства простых тел... и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели­чины атомных масс элементов.

На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти­кальные столбцы - группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюда­лась периодичность повторения свойств. Например, пришлось "поменять местами" теллур и йод, а также аргон и калий.

Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.

После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:

Свойства химических элементов и соединений на­ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.

Эта формулировка объяснила "нарушения" Перио­дического закона.

В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для эле­ментов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.

Причиной периодического изменения свойств химиче­ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.

Научное значение периодического закона. Периоди­ческий закон позволил систематизировать свойства хи­мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест­вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст­ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие

Билет №2

Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IV-A группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.

При перемещении слева направо вдоль периода металлические свойства элементов стано­вятся все менее ярко выраженными. При перемещении сверху вниз в пределах одной группы элементы, наоборот, обнаруживают все более ярко выраженные металлические свойства. Элементы, расположенные в средней части коротких периодов (2-й и 3-й периоды), как правило, имеют каркасную ковалентнуто структуру, а элементы из правой части этих периодов существуют в виде простых ковалентных молекул.

Атомные радиусы изменяются следующим образом: уменьшаются при перемещении слева направо вдоль периода; увеличиваются при перемещении сверху вниз вдоль группы. При перемещении слева направо по периоду возрастает электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону, которые достигают максимума у галогенов. У благородных же газов электроотрицательность равна 0. Изменение сродства к электрону элементов при перемещении сверху вниз вдоль группы не столь характерны, но при этом уменьшается электроотрицательность элементов.

В элементах второго периода заполняются 2s, а затем 2р-орбитали.

Главная подгруппа IV группы периодической системы химических элементов Д. М. Менделеева содержит углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Внешний электронный слой этих элементов содержит 4 электрона (конфигурация s 2 p 2). Поэтому элементы подгруппы углерода должны иметь некото­рые черты сходства. В частности, их высшая степень окисления одинакова и равна +4.

А чем обусловлено различие в свойствах элементов подгруппы? Различием энергии ионизации и радиуса их атомов. С увеличением атомного номера свойства элементов закономерно изменяются. Так, углерод и кремний - типичные неметаллы, олово и свинец - металлы. Это проявляется прежде всего в том, что углерод образует простое вещество-неметалл (алмаз), а свинец типичный металл.

Германий занимает промежуточное положение. Согласно строению электронной оболочки атома p-элементы IV группы имеют четные степени окисления: +4, +2, – 4. Фор­мула простейших водородных соединений - ЭН 4 , причем связи Э-Н ковалентны и равноценны вследствие гибридизации s- и р- орбиталей с образованием направленных под тетраэдрическими углами sp 3 -орбиталей.

Ослабление признаков неметаллического элемента означает, что в подгруппе (С-Si-Ge-Sn-Pb) высшая положительная степень окисления +4 становится все менее характерной, а более типичной становится степень окисления +2. Так, если для углеро­да наиболее устойчивы соединения, в которых он имеет степень окисления +4, то для свинца устойчивы соединения, в которых он проявляет степень окисления +2.

А что можно сказать об устойчивости соединений элементов в отрицательной степени окисления -4? По сравнению с неме­таллическими элементами VII-V групп признаки неметалличе­ского элемента р-элементы IV группы проявляют в меньшей степени. Поэтому для элементов подгруппы углерода отрицатель­ная степень окисления нетипична.

Периодическая система химических элементов - это классификация химических элементов, созданная Д. И. Менделеевым на основе открытого им в 1869 г. периодического закона.

Д. И. Менделеев

Согласно современной формулировке этого закона, в непрерывном ряду элементов, расположенных в порядке возрастания величины положительного заряда ядер их атомов, периодически повторяются элементы со сходными свойствами.

Периодическая система химических элементов, представленная в виде таблицы, состоит из периодов, рядов и групп.

В начале каждого периода (за исключением первого) находится элементе ярко выраженными металлическими свойствами (щелочной металл).

Условные обозначения к цветной таблице: 1 - химический знак элемента; 2 - название; 3 - атомная масса (атомный вес); 4 - порядковый номер; 5 - распределение электронов по слоям.

По мере возрастания порядкового номера элемента, равного величине положительного заряда ядра его атома, постепенно ослабевают металлические и нарастают неметаллические свойства. Предпоследним элементом в каждом периоде является элемент с ярко выраженными неметаллическими свойствами (), а последним - инертный газ. В I периоде находятся 2 элемента, во II и III - по 8 элементов, в IV и V - по 18, в VI - 32 и в VII (не завершенном периоде) - 17 элементов.

Первые три периода называют малыми периодами, каждый из них состоит из одного горизонтального ряда; остальные - большими периодами, каждый из которых (исключая VII период) состоит из двух горизонтальных рядов - четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов находятся только металлы. Свойства элементов в этих рядах с возрастанием порядкового номера изменяются слабо. Свойства элементов в нечетных рядах больших периодов меняются. В VI периоде за лантаном следуют 14 элементов, весьма сходных по химическим свойствам. Эти элементы, называемые лантаноидами, приведены отдельно под основной таблицей. Аналогично представлены в таблице и актиноиды - элементы, следующие за актинием.

В таблице имеется девять вертикальных групп. Номер группы, за редким исключением, равен высшей положительной валентности элементов данной группы. Каждая группа, исключая нулевую и восьмую, подразделяется на подгруппы. - главную (расположена правее) и побочную. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера усиливаются металлические и ослабевают неметаллические свойства элементов.

Таким образом, химические и ряд физических свойств элементов определяются местом, которое занимает данный элемент в периодической системе.

Биогенные элементы, т. е. элементы, входящие в состав организмов и выполняющие в нем определенную биологическую роль, занимают верхнюю часть таблицы Менделеева. В голубой цвет окрашены клетки, занимаемые элементами, составляющими основную массу (более 99%) живого вещества, в розовый цвет - клетки, занимаемые микроэлементами (см.).

Периодическая система химических элементов является крупнейшим достижением современного естествознания и ярким выражением наиболее общих диалектических законов природы.

См. также , Атомный вес.

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, созданная Д. И. Менделеевым на основе открытого им в 1869 г. периодического закона.

В первоначальной формулировке периодический закон Д. И. Менделеева утверждал: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. В дальнейшем с развитием учения о строении атома было показано, что более точной характеристикой каждого элемента является не атомный вес (см.), а величина положительного заряда ядра атома элемента, равная порядковому (атомному) номеру этого элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Число положительных зарядов ядра атома равно числу электронов, окружающих ядро атома, поскольку атомы в целом электронейтральны. В свете этих данных периодический закон формулируется так: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины положительного заряда ядер их атомов. Это значит, что в непрерывном ряду элементов, расположенных в порядке возрастания положительных зарядов ядер их атомов, будут периодически повторяться элементы со сходными свойствами.

Табличная форма периодической системы химических элементов представлена в ее современном виде. Она состоит из периодов, рядов и групп. Период представляет последовательный горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания положительного заряда ядер их атомов.

В начале каждого периода (за исключением первого) находится элемент с ярко выраженными металлическими свойствами (щелочной металл). Затем по мере увеличения порядкового номера постепенно ослабевают металлические и нарастают неметаллические свойства элементов. Предпоследним элементом в каждом периоде является элемент с ярко выраженными неметаллическими свойствами (галоген), а последним - инертный газ. I период состоит из двух элементов, роль щелочного металла и галогена здесь одновременно выполняет водород. II и III периоды включают по 8 элементов, названных Менделеевым типическими. IV и V периоды насчитывают по 18 элементов, VI-32. VII период еще не завершен и пополняется искусственно создаваемыми элементами; в настоящее время в этом периоде насчитывается 17 элементов. I, II и III периоды называют малыми, каждый из них состоит из одного горизонтального ряда, IV-VII- большими: они (за исключением VII) включают два горизонтальных ряда - четный (верхний) и нечетный (нижний). В четных рядах больших периодов находятся только металлы, и изменение свойств элементов в ряду слева направо выражено слабо.

В нечетных рядах больших периодов свойства элементов в ряду изменяются так же, как свойства типических элементов. В четном ряду VI периода после лантана следует 14 элементов [называемых лантанидами (см.), лантаноидами, редкоземельными элементами], сходных по химическим свойствам с лантаном и между собой. Перечень их приводится отдельно под таблицей.

Отдельно выписаны и приведены под таблицей элементы, следующие за актинием- актиниды (актиноиды).

В периодической системе химических элементов по вертикалям расположено девять групп. Номер группы равен высшей положительной валентности (см.) элементов этой группы. Исключение составляют фтор (бывает только отрицательно одновалентным) и бром (не бывает семивалентным); кроме того, медь, серебро, золото могут проявлять валентность больше +1 (Cu-1 и 2, Ag и Au-1 и 3), а из элементов VIII группы валентностью +8 обладают только осмий и рутений. Каждая группа, за исключением восьмой и нулевой, делится на две подгруппы: главную (расположена правее) и побочную. В главные подгруппы входят типические элементы и элементы больших периодов, в побочные - только элементы больших периодов и притом металлы.

По химическим свойствам элементы каждой подгруппы данной группы значительно отличаются друг от друга и только высшая положительная валентность одинакова для всех элементов данной группы. В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства элементов и ослабевают неметаллические (так, франций является элементом с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами, а фтор - неметаллическими). Таким образом, место элемента в периодической системе Менделеева (порядковый номер) определяет его свойства, которые представляют собой среднее из свойств соседних элементов по вертикали и горизонтали.

Некоторые группы элементов носят особые названия. Так, элементы главных подгрупп I группы называют щелочными металлами, II группы - щелочноземельными металлами, VII группы - галогенами, элементы, расположенные за ураном,- трансурановыми. Элементы, которые входят в состав организмов, принимают участие в процессах обмена веществ и обладают явно выраженной биологической ролью, называют биогенными элементами. Все они занимают верхнюю часть таблицы Д. И. Менделеева. Это в первую очередь О, С, Н, N, Са, Р, К, S, Na, Cl, Mg и Fe, составляющие основную массу живого вещества (более 99%). Места, занимаемые этими элементами в периодической системе, окрашены в светло-голубой цвет. Биогенные элементы, которых в организме очень мало (от 10 -3 до 10 -14 %), называют микроэлементами (см.). В клетках периодической системы, окрашенных в желтый цвет, помещены микроэлементы, жизненно важное значение которых для человека доказано.

Согласно теории строения атомов (см. Атом) химические свойства элементов зависят в основном от числа электронов на внешней электронной оболочке. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением положительного заряда атомных ядер объясняется периодическим повторением строения наружной электронной оболочки (энергетического уровня) атомов.

В малых периодах с увеличением положительного заряда ядра возрастает число электронов на внешней оболочке от 1 до 2 в I периоде и от 1 до 8 во II и III периодах. Отсюда изменение свойств элементов в периоде от щелочного металла до инертного газа. Внешняя электронная оболочка, содержащая 8 электронов, является завершенной и энергетически устойчивой (элементы нулевой группы химически инертны).

В больших периодах в четных рядах с ростом положительного заряда ядер число электронов на внешней оболочке остается постоянным (1 или 2) и идет заполнение электронами второй снаружи оболочки. Отсюда медленное изменение свойств элементов в четных рядах. В нечетных рядах больших периодов с увеличением заряда ядер идет заполнение электронами внешней оболочки (от 1 до 8) и свойства элементов изменяются так, как и у типических элементов.

Число электронных оболочек в атоме равно номеру периода. Атомы элементов главных подгрупп имеют на внешних оболочках число электронов, равное номеру группы. Атомы элементов побочных подгрупп содержат на внешних оболочках один или два электрона. Этим объясняется различие в свойствах элементов главной и побочной подгрупп. Номер группы указывает возможное число электронов, которые могут участвовать в образовании химических (валентных) связей (см. Молекула), поэтому такие электроны называют валентными. У элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешних оболочек, но и предпоследних. Число и строение электронных оболочек указано в прилагаемой периодической системе химических элементов.

Периодический закон Д. И. Менделеева и основанная на нем система имеют исключительно большое значение в науке и практике. Периодический закон и система явились основой для открытия новых химических элементов, точного определения их атомных весов, развития учения о строении атомов, установления геохимических законов распределения элементов в земной коре и развития современных представлений о живом веществе, состав которого и связанные с ним закономерности находятся в соответствии с периодической системой. Биологическая активность элементов и их содержание в организме также во многом определяются местом, которое они занимают в периодической системе Менделеева. Так, с увеличением порядкового номера в ряде групп возрастает токсичность элементов и уменьшается их содержание в организме. Периодический закон является ярким выражением наиболее общих диалектических законов развития природы.

Периодический закон Д.И Менделеева.

Свойства химических элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости, от величины атомного веса.

Физический смысл периодического закона.

Физический смысл периодического закона заключается в периодичном изменении свойств элементов, в результате периодически повторяющихся e-ых оболочек атомов, при последовательном возрастании n.

Современная формулировка ПЗ Д.И Менделеева.

Свойство химических элементов, а также свойство образованных ими простых или сложных веществ находится в периодичной зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Периодическая система элементов.

Периодическая система – система классификаций химических элементов, созданная на основе периодического закона. Периодическая система – устанавливает связи между химическими элементами отражающие их сходства и различия.

Периодическая таблица(существует два вида: короткая и длинная) элементов.

Периодическая таблица элементов – графическое отображение периодической системы элементов, состоит из 7 периодов и 8 групп.

Вопрос 10

Периодическая система и строение электронных оболочек атомов элементов.

В дальнейшем было установлено, что не только порядковый номер элемента имеет глубокий физический смысл, но и другие понятия, ранее рассмотренные ранее также постепенно приобретали физический смысл. Например, номер группы, указывая на высшую валентность элемента, выявляет тем самым максимальное число электронов атома того или иного элемента, которое может участвовать в образовании химической связи.

Номер периода, в свою очередь, оказался связанным с числом энергетических уровней, имеющихся в электронной оболочке атома элемента данного периода.

Таким образом, например, „координаты" олова Sn (порядковый номер 50, 5 период, главная подгруппа IV группы), означают, что электронов в атоме олова 50, распределены они на 5 энергетических уровнях, валентными являются лишь 4 электрона.

Физический смысл нахождения элементов в подгруппах различных категорий чрезвычайно важен. Оказывается, что у элементов, расположенных в подгруппах I категории, очередной (последний) электрон располагается на s-подуровне внешнего уровня. Эти элементы относят к электронному семейству. У атомов элементов, расположенных в подгруппах II категории, очередной электрон располагается на р-подуровне внешнего уровня. Это, элементы электронного семейства „р". Так, очередной 50-й электрон у атомов олова располагается на р-подуровне внешнего, т. е. 5-го энергетического уровня.

У атомов элементов подгрупп III категории очередной электрон располагается на d-подуровне , но уже пред внешнего уровня, это элементы электронного семейства «d». У атомов лантаноидов и актиноидов очередной электрон располагается на f-подуровне, пред пред внешнего уровня. Это элементы электронного семейства «f».

Не случайно, следовательно, отмеченные выше числа подгрупп этих 4-х категорий, то есть 2-6-10-14, совпадают с максимальными числами электронов на подуровнях s-p-d-f.

Но можно, оказывается, решить вопрос о порядке заполнения электронной оболочки и вывести электронную формулу для атома любого элемента и на основе периодической системы, которая с достаточной ясностью указывает уровень и подуровень каждого очередного электрона. Периодическая система указывает и на размещение одного за другим элементов по периодам, группам, подгруппам и на распределение их электронов по уровням и подуровням, потому что каждому элементу соответствует свой собственный, характеризующий его последний электрон. В качестве примера разберем составление электронной формулы для атома элемента циркония (Zr). Периодическая система дает показатели и „координаты" этого элемента: порядковый номер 40, период 5, группа IV, побочная подгруппа. Первые выводы: а) всех электронов 40, б) эти 40 электронов распределены на пяти энергетических уровнях; в) из 40 электронов только 4 являются валентными, г) очередной 40-й электрон поступил на d-подуровень пред внешнего, т. е. четвертого энергетического уровня. Подобные выводы можно сделать о каждом из 39 элементов, предшествующих цирконию, только показатели и координаты будут каждый раз иными.

Периодический закон Д.И. Менделеева – фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д.И. Менделеевым в марте 1869 г. при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Правило Хунда: атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая вначале одним электроном, а затем происходит их заполнение вторыми электронами.

Правило Хунда также называют принципом максимальной мультиплетности, т.е. максимально возможного параллельного направления спинов электронов одного энергетического подуровня.

На высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не более восьми электронов.

Электроны, находящиеся на высшем энергетическом уровне атома (во внешнем электронном слое), называются внешними ; число внешних электронов у атома любого элемента никогда не бывает больше восьми. Для многих элементов именно число внешних электронов (при заполненных внутренних подуровнях) в значительной степени определяет их химические свойства. Для других электронов, у атомов которых есть незаполненный внутренний подуровень, например 3d- подуровень у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., химические свойства зависят от числа как внутренних, так и внешних электронов. Все эти электроны называются валентными ; в сокращенных электронных формулах атомов они записываются после условного обозначения атомного остова, т. е. после выражения в квадратных скобках.

2.3. Периодический закон и Периодическая система элементов

В начале XX века с открытием строения атома было установлено, что периодичность изменения свойств элементов определяется не атомным весом, а зарядом ядра , равным атомному номеру и числу электронов, распределение которых по электронным оболочкам атома элемента определяет его химические свойства.

Современная формулировка Периодического закона гласит:

Дальнейшее развитие периодической системы связано с заполнением пустых клеток таблицы, в которые помещались всё новые и новые элементы: благородные газы, природные и искусственно полученные радиоактивные элементы. В 2010 году, с синтезом 117 элемента, седьмой период периодической системы был завершён. Однако проблема нижней границы таблицы Менделеева остаётся одной из важнейших в современной теоретической химии

Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая система элементов.

Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная), «сверхдлинная».

В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки.

Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, Не, Li, Be...), образуют семь периодов.

В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам