Периодическая система химических элементов. Энергия сродства к электрону, ЭС

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов с фундаментальных физических позиций. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

В настоящее время известно более 500 вариантов изображения периодической системы: это различные формы передачи периодического закона.

Первым вариантом системы элементов, предложенным Д.И.Менделеевым 1 марта 1869 г., был так называемый вариант длинной формы. В этом варианте периоды располагались одной строкой.

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные - большими. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем - по 8, в четвертом и пятом - по 18, в шестом - 32, в седьмом (незавершенном) - 21 элемент. Каждый период, за исключением первого, начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (7-й период - незаконченный).

Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.

В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период - из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов.

Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Например, в четвертом периоде степени окисления элементов от К до Mn изменяются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Со, Ni (это элементы четного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисления у элементов от Cu до Br (это элементы нечетного ряда). То же мы видим в остальных больших периодах, исключая седьмой, который состоит из одного (четного) ряда. Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элементов.

В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (слово "лантаноиды" означает подобные лантану", а "актиноиды" - "подобные актинию"). Иногда их называют лантанидами и актинидами, что означает следующие за лантаном, следующие за актинием). Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: La-Lu. Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. Из этого следует, что у лантаноидов сильно выражена горизонтальная аналогия.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно - под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ас-Lr. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.

В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор - его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.

В VIII группе размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения.

Каждая группа делится на две подгруппы - главную и побочную, что в периодической системе подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы - элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа,подгруппу кобальта и подгруппу никеля.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Например, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F, СI, Вг, I, Аt, побочную - металлы Мn, Тc, Rе. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего 8 форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R 2 O, RО, R 2 O 3 , RO 2 , R 2 O 5 , RО 3 ,R 2 O 7 , RO 4 , где R - элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН. Формулы водородных соединений располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у франция, затем у цезия; неметаллические - у фтора, затем - у кислорода.

Наглядно проследить периодичность свойств элементов можно и исходя из рассмотрения электронных конфигураций атомов.

Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения их атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней в электронной оболочке атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного энергетического уровня, во втором периоде - из двух, в третьем - из трех, в четвертом - из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.

В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, - атомами щелочных металлов - и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) - атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I); (Не,Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы:Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I - в VII и т. д.

Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента,близких по химическим свойствам (так называемые триады Fe-Со-Ni, Ru-Rh-Pd,Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14.

Период начинается элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один s-электрон: в первом периоде это водород, в остальных - щелочные металлы. Завершается период благородным газом: первый - гелием (1s 2),остальные периоды - элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную конфигурацию ns 2 np 6 .

Первый период содержит два элемента: водород (Z = 1) и гелий (Z = 2). Второй период начинается элементом литием (Z = 3) и завершается неоном (Z = 10). Во втором периоде восемь элементов. Третий период начинается с натрия (Z = 11), электронная конфигурация которого 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного газа аргона (Z = 18), Зs- и 3p-подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона: 1s 2 2s 2 2p 6 Зs 2 3p 6 . Натрий - аналог лития, аргон - неона. В третьем периоде, как и во втором,восемь элементов.

Четвертый период начинается калием (Z = 19), электронное строение которого выражается формулой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1 . Его 19-й электрон занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии Зd-подуровня. Внешний 4s-электрон придает элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (Z = 20) 4s-подуровень заполнен двумя электронами: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3р 6 4s 2 .С элемента скандия (Z = 21) начинается заполнение Зd-подуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень. Пять орбиталей 3d-подуровнямогут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до цинка (Z = 30). Поэтому электронное строение Sc соответствует формуле 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 ,а цинка - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа криптона (Z = 36) идет заполнение 4p-подуровня. В четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период содержит элементы от рубидия (Z = 37) до инертного газа ксенона (Z = 54). Заполнение их энергетических уровней идет также, как у элементов четвертого периода: после Rb и Sr у десяти элементов от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z = 48) заполняется 4d-подуровень, после чего электроны занимают 5p-подуровень. В пятом периоде как и в четвертом, 18 элементов.

В атомах элементов шестого периода цезия (Z = 55) и бария (Z = 56) заполняется 6s-подуровень. У лантана (Z = 57) один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня приостанавливается, а начинает заполняться 4f-подуровень, семь орбиталей которого могут быть заняты 14 электронами. Это происходит у атомов элементов лантаноидов с Z = 58 - 71. Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они обладают весьма близкими химическими свойствами. С гафния (Z = 72) возобновляется заполнение d-подуровня и заканчивается у ртути (Z = 80), после чего электроны заполняют 6p-подуровень. Заполнение уровня завершается у благородного газа радона (Z = 86). В шестом периоде 32 элемента.

Седьмой период - незавершенный. Заполнение электронами электронных уровней аналогично шестому периоду. После заполнения 7s-подуровня у Франция (Z = 87) и радия(Z = 88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинает заполняться 5f-подуровень 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z = 90 - 103. После103-го элемента идет заполнение б d-подуровня: у курчатовия (Z = 104), нильсбория (Z = 105), элементов Z = 106 и Z = 107. Актиноиды, как и лантаноиды, обладают многими сходными химическими свойствами.

Хотя 3 d-подуровень заполняется после 4s-подуровня, в формуле он ставится раньше, так как последовательно записываются все подуровни данного уровня.

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства).

1. s - Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

2. р - Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. d - Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два электрона (у Pd - ноль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов,расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f - Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды.

В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.

Периодическая система Д. И. Менделеева является естественной классификацией химических элементов по электроны структуре их атомов. Об электронной структуре атома, а значит, и свойствах элемента судят по положению элемента в соответствующем периоде и подгруппе периодической системы. Закономерностями заполнения электронных уровней объясняется различное число элементов в периодах.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней.

Выводы:

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом - физический смысл периодического закона.

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 свойства 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 этих 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.

В свете учения о строении атомов становится обоснованным разделение Д.И. Менделеевым всех элементов на семь периодов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами.Поэтому s-элементы имеются во всех периодах, р-элементы - во втором и последующих, d-элементы - в четвертом и последующих и f-элементы - в шестом и седьмом периодах.

Легко объяснимо и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется (d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни (это f-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону.

Различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов подгруппы марганца - по два электрона. Первые - типичные металлы, а вторые - металлы.

Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда же следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом - физический смысл номера группы.

Итак, строение атомов обусловливает две закономерности:

1) изменение свойств элементов по горизонтали - в периоде слева право ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

2) изменение свойств элементов по вертикали - в подгруппе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении горизонтали и вертикали,что определяет его свойства. Это помогает находить и описывать свойства элементов, изотопы которых получают искусственным путем.

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.

"Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса".

Современная формулировка:

"свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".

Физический смысл химической периодичности

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s - элементом), а заканчиваются благородным газом (ns 2 np 6 ).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s - подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p - подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p - подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns 2 np 6 ) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d - подуровня при сохранении внешнего ns 2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns 2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np - подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns - и np - подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только 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 периодической системы подразделяются на: s - элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p - элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d - элементы (элементы побочных подгрупп), f - элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O , F , элементов 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 (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Основные понятия:

1. Порядковый номер химического элемента - номер, данный элементу при его нумерации. Показывает общее число электронов в атоме и число протонов в ядре, определяет заряд ядра атома данного химического элемента.

2. Период – химические элементы, расположенные в строчку (периодов всего 7). Период определяет количество энергетических уровней в атоме.

Малые периоды (1 – 3) включают только s - и p - элементы (элементы главных подгрупп) и состоят из одной строчки; большие (4 – 7) включают не только s - и p - элементы (элементы главных подгрупп), но и d - и f - элементы (элементы побочных подгрупп) и состоят из двух строчек.

3. Группы – химические элементы, расположенные в столбик (групп всего 8). Группа определяет количество электронов внешнего уровня для элементов главных подгрупп, а так же число валентных электронов в атоме химического элемента.

Главная подгруппа (А) – включает элементы больших и малых периодов (только s - и p - элементы).

Побочная подгруппа (В) – включает элементы только больших периодов (только d - или f - элементы).

4. Относительная атомная масса (A r ) – показывает, во сколько раз данный атом тяжелее 1/12 части атома 12 С, это безразмерная величина (для расчётов берут округлённое значение).

5. Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического элемента, отличающиеся друг от друга только своей массой, с одинаковым порядковым номером.

Строение атома

Основные понятия:

1. Электронное облако – это модель квантовой механики, описывающая движение электрона в атоме.

2. Орбиталь (s , p , d , f ) – часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения данного электрона наибольшая (~ 90%).

3. Энергетический уровень – это энергетический слой с определённым уровнем энергии находящихся на нём электронов.

Число энергетических уровней в атоме химического элемента равно номеру периода, в котором этот элемент расположен.

4. Максимально возможное число электронов на данном энергетическом уровне определяется по формуле:

N = 2 n 2 , где n – номер периода

5. Распределение орбиталей по уровням представлено схемой:

6. Химический элемент – это вид атомов с определённым зарядом ядра.

7. Состав атома :

8. Состав атомного ядра :

·В состав ядра входят элементарные частицы –

протоны (p ) и нейтроны (n ).

·Т.к. практически вся масса атома сосредоточена в ядре, то округлённое значение A r химического элемента равно сумме протонов и нейтронов в ядре.

9. Общее число электронов в электронной оболочке атома равно числу протонов в ядре и порядковому номеру химического элемента.

Порядок заполнения уровней и подуровней электронами

I . Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

· Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме;

· Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней;

· Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии

· Для удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N =2n 2 и с учётом того, что:

1. у элементов главных подгрупп (s -;p -элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.

2. у элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно два электрона (исключение составляют атомы Cu , Ag , Au , Cr , Nb , Mo , Ru , Rh , у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне ноль электронов);

3. число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.

II . Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :

1.Принципом наименьшей энергии

Шкала энергий :

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…

2. Состояние атома с полностью или наполовину заполненным подуровнем (т. е. когда на каждой орбитали имеется по одному неспаренному электрону) является более устойчивым.

Этим объясняется «провал» электрона. Так, устойчивому состоянию атома хрома соответствует следующее распределение электронов:

Cr : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 , ане 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 ,

т. е. происходит «провал» электрона с 4s -подуровня на 3d -подуровень.

III . Семейства химических элементов.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s -подуровня внешнего s -элементами . Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I иII групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p -подуровень внешнего энергетического уровня, называются p -элементами . Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII ), составляющие главные подгруппы III - VIII групп.

Элементы, в которых заполняется d -подуровень второго снаружи уровня, называются d -элементами . Это элементы вставных декад IV , V , VI периодов.

Элементы, в которых заполняется f -подуровень третьего снаружи уровня, называются f -элементами . К f -элементам относятся лантаноиды и актиноиды.

Периодический закон Д. И. Менделеева

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Современная формулировка периодического закона.

Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов, выражающейся в периодической повторяемости структуры внешней валентной электронной оболочки.

Основные положения

1. В периоде слева направо:

2) Заряд ядра – увеличивается

3) Количество энергоуровней – постоянно

4) Количество электронов на внешнем уровне - увеличивается

5) Радиус атомов – уменьшается

6) Электроотрицательность – увеличивается

Следовательно, внешние электроны удерживаются сильнее, и металлические (восстановительные) свойства ослабевают, а неметаллические (окислительные) усиливаются.

2. В группе, в главной подгруппе сверху вниз:

1) Относительная атомная масса – увеличивается

2) Число электронов на внешнем уровне – постоянно

3) Заряд ядра – увеличивается

4) Количество энергоуровней – увеличивается

5) Радиус атомов - увеличивается

6) Электроотрицательность – уменьшается.

Следовательно, внешние электроны удерживаются слабее, и металлические (восстановительные) свойства элементов усиливаются, неметаллические (окислительные) - ослабевают.

3. Изменение свойств летучих водородных соединений:

1)в группах главных подгруппах с ростом заряда ядра прочность летучих водородных соединений уменьшается, а кислотные свойства их водных растворов усиливаются (основные свойства уменьшаются);

2)в периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений в водных растворах усиливаются (основные уменьшаются), а прочность уменьшается;

3)в группах с ростом заряда ядра в главных подгруппах валентность элемента в летучих водородных соединениях не изменяется, в периодах слева направо уменьшается от IV до I .

4. Изменение свойств высших оксидов и соответствующих им гидроксидов (кислородсодержащие кислоты неметаллов и основания металлов):

1) в периодах слева направо свойства высших оксидов и соответствующих им гидроксидов изменяются от основных через амфотерные к кислотным;

2)кислотные свойства высших оксидов и соответствующих им гидроксидов с ростом заряда ядра в периоде усиливаются, основные уменьшаются, прочность уменьшается;

3)в группах главных подгруппах у высших оксидов и соответствующих им гидроксидов с ростом заряда ядра прочность растёт, кислотные свойства уменьшаются, основные усиливаются;

4)в группах с ростом заряда ядра в главных подгруппах валентность элемента в высших оксидах не изменяется, в периодах слева направо увеличивается от I до VIII .

5. Завершенность внешнего уровня – если на внешнем уровне атома 8 электронов (для водорода и гелия 2 электрона)

6. Металлические свойства – способность атома отдавать электроны до завершения внешнего уровня.

7. Неметаллические свойства - способность атома принимать электроны до завершения внешнего уровня.

8. Электроотрицательность – способность атома в молекуле притягивать к себе электроны

9. Семейства элементов:

Щелочные металлы (1 группа «А») – Li , Na , K , Rb , Cs , Fr

Галогены (7 группа «А») – F , Cl , Br , I

Инертные газы (8 группа «А») – He , Ne , Ar , Xe , Rn

Халькогены (6 группа «А») – O , S , Se , Te , Po

Щелочноземельные металлы (2 группа «А») – Ca , Sr , Ba , Ra

10. Радиус атома – расстояние от ядра атома до внешнего уровня

Задания для закрепления:

Заряды ядер элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, а свойства простых веществ повторяются периодически. Как это объяснить?

Д. И. Менделеев заметил, что свойства элементов периодически повторяются с возрастанием значений их массовых чисел. Он расположил открытые к тому времени 63 элемента в порядке увеличения их атомных масс с учетом химических и физических свойств. Менделеев считал, что открытый им периодический закон является отражением глубоких закономерностей во внутреннем строении вещества, он констатировал факт периодических изменений свойств элементов, но причины периодичности не знал.

Дальнейшее изучение строения атома показало, что свойства веществ зависят от заряда ядра атомов, и элементы можно систематизировать, основываясь на их электронной структуре. Свойства простых веществ и их соединений зависят от периодически повторяющейся электронной конфигурации валентного подуровня атомов элемента. Потому «электронные аналоги» являются также и «химическими аналогами».

Распишем электронные формулы атомов элементов главных подгрупп второй и седьмой групп.

Элементы второй группы имеют общую электронную формулу валентных электронов ns 2 . Распишем их электронные формулы:

Be 1s 2 2s 2 ,

Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ,

Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ,

Sr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 .

У элементов седьмой группы общая электронная формула валентных электронов ns 2 np 5 , а полные электронные формулы имеют вид:

F 1s 2 2s 2 2p 5 ,

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ,

Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 ,

I 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5 .

Итак, электронные структуры атомов периодически повторяются у элементов одной группы, поэтому периодически повторяются и их свойства, так как они зависят в основном от электронной конфигурации валентных электронов. Элементы одной группы имеют общие свойства, но есть и отличия. Это можно объяснить тем, что хотя атомы и имеют одинаковую электронную структуру валентных электронов, но эти электроны расположены на разном расстоянии от ядра, сила притяжения их к ядру при переходе от периода к периоду ослабевает, атомный радиус увеличивается, валентные электроны становятся более подвижными, что отражается на свойствах веществ.

41. Исходя из положения германия, цезия и технеция в периодической системе, составьте формулы следующих соединений: мета и ортогерманиевой кислот, дигидрофосфата цезия и оксида технеция, отвечающего его высшей степени окислении. Изобразите структурные формулы этих соединений.

42. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s- и p-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

43. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность элементов во втором и третьем периодах, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера?

44. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте брутто формулы следующих соединений: водородного соединения германия, рениевой кислоты и оксида молибдена, отвечающего его высшей степени окисления. Изобразите структурные формулы этих соединений.

45. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента.

46. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется химический характер этих соединений при переходе от натрия к хлору?

47. Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов.

48. Какие элементы образуют газообразные соединения с водородом? В каких группах периодической системы находятся эти элементы? Составьте формулы водородных и кислородных соединений хлора, теллура и сурьмы, отвечающих их низшей и высшей степеням окисления.

49. У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.

50. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

51. У какого из p-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какой из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

52. Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос; какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ba(OH) 2 или Mg(OH) 2 ; Ca(OH) 2 или Fe(OH) 2 ; Сd(ОН) 2 или Sr(OH) 2 ?

53. Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор – неметаллические? Ответ мотивируйте электронным строением атомов этих элементов. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хлора и марганца.

54. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?

55. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

56. К какому семейству относятся элементы, в атомах которых последний электрон поступает на 4f- и 5f-орбитали? Сколько элементов включает каждое из этих семейств?

57. Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда, как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить?

58. Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?

59. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Главная » Полезно знать » Периодическая система химических элементов. Энергия сродства к электрону, ЭС