Периодическая система химических элементов. Почему свойства элементов периодически повторяются

• План.

• 1.Периодический закон Д.И. Менделеева и его общенаучное и философское значение.

• 2.Периодическая система и порядковый номер элемента как его важнейшая характеристика. Периоды и группы.

• 3.Изменение свойств элементов в периодической системе.

• 4.Расположение металлов и неметаллов в периодической системе.

1. Периодический закон (Д.И. Менделеев, 1869)

• Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов

Почему свойства элементов периодически повторяются?

• С увеличением заряда ядра у элементов периодически повторяется количество и распределение валентных электронов, от которых в большой степени зависят свойства элементов

2. Периодическая система элементов

• Это графическое изображение периодического закона. В периодической системе выделяют горизонтальное (период) и вертикальное (группа) направления.

Период

Горизонтальный ряд элементов, у которых заполняются электронами одинаковое число энергетических уровней. Ш период: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar – у атомов данных элементов заполняется 3 энергетических уровня. В периодической системе 7 периодов: 1,2,3 – малые (состоят из одного ряда); 4,5,6,7 – большие (имеют по два ряда); 7-й период – незаконченный.

Группа

• Вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое, равное номеру группы, количество валентных электронов, одинаковую максимальную валентность. В системе 8 групп. В зависимости от того, как распределяются валентные электроны у элементов, группа делится на две подгруппы: главную и побочную.

Подгруппа

• Вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число и одинаковое распределение валентных электронов, а следовательно и сходные свойства.

Главная подгруппа – группа «А»

• Вертикальный ряд элементов, у которых все валентные электроны расположены на последнем уровне. В состав главной подгруппы входят элементы больших и малых периодов.

Побочная подгруппа «В»

• Вертикальный ряд элементов, у которых независимо от номера группы, на последнем, уровне находится не более 2-х электронов, остальные валентные электроны расположены на предпоследнем уровне. В состав побочных подгрупп входят элементы только больших периодов

Периодическая система и строение атома

• 1. Порядковый номер элемента указывает на положительный заряд ядра, число протонов в ядре, число электронов в атоме.

• 2. Номер периода указывает на число энергетических уровней в атоме.

• 3. Номера групп для всех элементов, за некоторым исключе­нием, указывают на число валентных электронов, для элементов главных подгрупп – на количество внешних электронов.

3.

• ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ

Радиус атома, r

• В периоде слева направо радиус атома несколько уменьшается, т.к. при одинаковом количестве энергетических уровней в результате увеличения заряда ядра электроны притягиваются сильнее. В главной подгруппе сверху вниз, с увеличением числа энергетических уровней радиус атома возрастает. В побочной подгруппе он изменяется нелинейно.

Энергия ионизации, ЭИ

• Это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома. Выражается в электрон-вольтах. В периоде с увеличением заряда ядра, числа, внешних электронов, уменьшением радиуса атома слева направо она возрастает, в главной подгруппе с увеличением радиуса атома сверху вниз убывает.

Энергия сродства к электрону, ЭС

• Энергия, которая выделяется при присоединении к атому од­ного электрона. В периоде слева направо она возрастает, в главной подгруппе сверху вниз убывает. Выражается в электрон-вольтах.

Электроотрицательность, ЭО

• Это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. В периоде слева направо возрастает, в главной подгруппе – сверху вниз убывает. Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор.

Число электронов на внешнем уровне

В периоде слева направо увеличивается от I до 8 (исключение составляет 1-й период, от I до 2). У элементов главных подгрупп равно номеру группы (исключение Н, Не), у элементов побочных подгрупп на внешнем уровне не более 2-х электронов. При образовании химических соединений атомы стремятся к устойчивому состоянию - 8 электронов на внешнем уровне (для первых элементов – 2е). Достигается это путем отдачи или присоединения электронов, в зависимости от того, что атому сделать легче.

4.

• МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ

• В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ

Металлы

• Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов: 1, 2, 3. При образовании соединений металлы всегда отдают ē и имеют только положительный заряд.

Неметаллы

• Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат 4-8 электронов. При образовании соединений неметаллы могут как принимать электроны (возникает заряд отрицательный), так и отдавать электроны (возникает заряд положительный).

• Если в периодической системе провести диагональ от бора (Z = 5) до астата (Z = 85), то вниз от диагонали все элементы-металлы, а вверх - неметаллы, за исключением элементов побочных подгрупп. У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне не более 2-х ē, они все относятся к металлам.

• Четкой границы между металлами и неметаллами нет, более правильно говорить о металличности и неметалличности элемента.

Металличность

• Способность атома отдавать электроны. В периоде слева направо с увеличением числа ē да внешнем уровне металличность ослабевает. В главных подгруппах сверху вниз металличность возрастает, т.к. увеличивается радиус атома, прочность связи внешних ē с ядром уменьшается, способность отдавать ē возрастает.

Неметалличность

• Способность атома присоединять электроны.

• В периоде слева направо с увеличением числа е на внешнем уровне возрастает; в главной подгруппе сверху вниз с увеличением радиуса атома ослабевает.

• Таким образом, каждый период за исключением первого, начинается активным металлом (щелочным), заканчивается активным неметаллом (галогеном) и инертным газом. Самый активный металл – франций, самый активный неметалл – фтор.

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 :

Частица	Заряд		Масса
	Кл	условные единицы		а.е.м.
Электрон (ē)	1.6 ∙ 10 -19		9.10 ∙ 10 -28	0.00055
Протон (p )	1.6 ∙ 10 -19		1.67 ∙ 10 -24	1.00728
Нейтрон (n )			1.67 ∙ 10 -24	1.00866

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:

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.

Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева, все свойства элементов при увеличении поряд­ко­вого номера в периодической системе изменяются не непрерывно, а периодически, через определённое число элементов, повторяются. Причина периодического характера изменения свойств элементов заключается в периодическом повторении аналогичных электронных конфигураций валентных подуровней: всякий раз, как только повторяется какая-либо электронная конфигурация валентных подуровней, например, рассмотренная в примере 3.1.3.конфигурация ns 2 np 2 , элемент по своим свойствам во многом повторяет предшествующие эле­мен­ты аналогичного электронного строения.

Важнейшим химическим свойством любого элемента является способность его атомов отдавать или присоединять электроны, характеризующая, в первом случае восстановительную, во втором – оки­слительную активность элемента. Количественной характеристикой восстановительной активности элемента является энергия (потенциал) ионизации, окислительной – сродство к электрону.

Энергия (потенциал) ионизации – это энергия, которую необходимо затратить для отрыва и уда­ле­ния электрона из атома 6 . Понятно, чем меньше энергия ионизации. Тем сильнее выражена способность атома отдавать электрон и, следовательно, выше восстановительная активность элемента. Энергия ионизации, как и всякое свойство элементов, при увеличении порядкового номера в периодической системе изменяется не моно­тонно, а периодически. В периоде, при фиксированном числе электронных слоёв, энергия ионизации увели­чи­ва­ется вместе с увеличением порядкового номера из-за увеличения силы притяжения внешних электронов к атом­ному ядру в связи с увеличением заряда ядра. При переходе к первому элементу следующего периода про­ис­хо­дит резкое уменьшение энергии ионизации – настолько сильное, что энергия ионизации становится меньше энергии ионизации предшествующего аналога в подгруппе. Причиной этого является резкое уменьшение силы притяжения удаляемого внешнего электрона к ядру ввиду значительного возрастания атомного радиуса из-за уве­личения количества электронных слоёв при переходе к новому периоду. Итак, при увеличении поряд­ко­во­го номера, в периоде энергия ионизации увеличивается 7 , а в главных подгруппах уменьшается. Так что эле­менты с наибольшей восстановительной активностью расположены в начале периодов и внизу главных под­групп.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении атомом электрона . Чем больше сродство к электрону, тем сильнее выражена способность атома присоединять электрон и, сле­до­ва­тельно, тем выше окислительная активность элемента. При увеличении порядкового номера, в периоде срод­ство к электрону увеличивается ввиду усиления притяжения электронов внешнего слоя к ядру, а в груп­пах элементов происходит уменьшение сродства к электрону в связи с уменьшением силы притяжения внеш­них электронов к ядру и из-за увеличения атомного радиуса. Таким образом, элементы с наибольшей окислительной активностью расположены в конце периодов 8 и вверху групп периодической системы.

Обобщённой характеристикой окислительно-восстановительных свойств элементов является электро­отрицательность – полусумма энергии ионизации и сродства к электрону. Исходя из закономерности изме­нения энергии ионизации и сродства к электрону в периодах и группах периодической системы, нетрудно вы­вес­ти, что в периодах электроотрицательность увеличивается слева направо, в группах уменьшается сверху вниз. Следовательно, чем больше электроотрицательность тем сильнее выражена окислительная активность элемента и тем слабее его восстановительная активность.

Пример 3.2.1. Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств элементов IA – и VA -группы 2-го и 6-го периодов.

Т.к. в периодах энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность увеличиваются сле­ва направо, а в группах уменьшаются сверху вниз, среди сравниваемых элементов наибольшей окислительной ак­тивностью обладает азот, а наиболее сильным восстановителем является франций.

Элементы, атомы которых способны проявлять только восстановительные свойства, принято на­зывать металлическими (металлами). Атомы неметаллических элементов (неметаллов) могут проявлять и восстановительные свойства, и окислительные свойства, но окислительные свойства для них более ха­рактерны.

Металлы – это, как правило, элементы с небольшим числом внешних электронов. К числу металлов от­носятся все элементы побочных групп, лантаноиды и актиноиды, т.к. число электронов во внешнем слое атомов этих элементов не превышает 2. Металлические элементы содержатся также в главных подгруппах. В главных подгруппах 2-го периода LiиBe– типичные металлы. Во 2-м периоде потеря металлических свойств про­ис­хо­дит при поступлении во внешний электронный слой третьего электрона – при переходе к бору. В главных под­группах нижележащих периодов происходит последовательное смещение границы между металлами и не­ме­тал­лами на одну позицию вправо в связи с усилением восстановительной активности элементов из-за увеличения атомного радиуса. Так, в 3-м периоде условная граница делящая металлы и неметаллы, проходит уже междуAlиSi, в 4-м периоде первый типичный неметалл – мышьяк и т.д.

Cтраница 1

Периодическое повторение свойств элементов с увеличением атомного номера становится особенно наглядным, если расположить элементы в виде таблицы, называемой периодической таблицей или периодической системой элементов. Было предложено и используется несколько форм периодической таблицы.  

Периодическое повторение свойств элементов с увеличением атомного номера можно наглядно показать, если расположить элементы в таблицу, называемую периодической таблицей, или периодической системой, элементов. Было предложено и находит применение много различных форм периодической системы.  

Принцип периодического повторения свойств элементов не мог допустить существования только одного, изолированно стоящего элемента аргона; такого рода простых веществ должно быть несколько или ни одного. Однако Рамзай твердо стоял на позициях периодического закона, и это, а также развитие лабораторной техники в конце прошлого века предопределили быстрое открытие остальных членов группы инертных газов.  

Чем объясняется периодическое повторение свойств элементов в периодической системе.  

Чем объясняется периодическое повторение свойств элементов.  

Принимая, что периодическое повторение свойств элементов обусловлено не только их массою (атомным весом), но и характером движения самих атомов как целых частиц (скоростью и направлением их движения), Флавицкий строит свою гипотезу на следующей основе: периодичность элементов объясняется не тем, что повторяется тип внутреннего Строения атомов, а тем, что периодически меняется характер движения атомов как целых частиц.  

Таким образом, причиной периодического повторения свойств элементов является периодическое повторение электронных конфигураций их атомов.  

Исследование электронной структуры атомов позволило доказать, что причиной периодического повторения свойств элементов с возрастанием порядкового номера является периодическое повторение процесса постройки новых электронных оболочек. К одной группе периодической системы всегда принадлежат те элементы, у атомов которых в наружных оболочках находится одинаковое число электронов. Так, атомы всех инертных газов, кроме гелия, содержат по 8 электронов в наружной оболочке и Труднее всех ионизируются, между тем как атомы щелочных металлов содержат по одному электрону в наружной оболочке и обладают наиболее низким ионизационным потенциалом. Щелочные металлы только с одним электроном во внешней оболочке могут легко его терять, переходя в устойчивую форму положительного иона с электронной конфигурацией, подобной ближайшему инертному газу с меньшим порядковым номером. Такие элементы, как фтор, хлор и др., по числу внешних электронов приближающиеся к конфигурации инертных газов, наоборот стремятся приобрести электроны и воспроизвести эту электронную конфигурацию, переходя в соответствующий отрицательный ион.  

Следующие за третьим периоды таблицы Д. И. Менделеева являются более длинными. Однако периодическое повторение свойств элементов сохраняется. Оно приобретает более сложный характер, обусловленный возрастающим многообразием физических и химических особенностей элементов по мере увеличения их атомных масс. Рассмотрение строения атомов первых периодов подтверждает, что ограниченность числа мест для электронов в каждой оболочке (запрет Паули), окружающей ядро, является причиной периодического повторения свойств элементов. Эта периодичность - великий закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в конце прошлого века, в наше время стал одной из основ развития не только химии, но и физики.  

Значения / j постепенно увеличиваются с возрастанием Z до тех пор, Пока Z не достигает значения, характерного для благородного газа, а затем при переходе к следующему элементу падает примерно на одну четвертую значения для благородного газа. Периодичность изменения другого свойства - плотности элементов в твердом состоянии-показана на рис. 5.13. Такое периодическое повторение свойств элементов с увеличением порядкового номера становится особенно наглядным, если элементы расположить в виде таблицы, называемой периодической таблицейялж периодической системой элементов. Было предложено и находит применение много разных форм периодической системы.  

Одновременно с Ньюлендсом к открытию периодического закона приближался во Франции де Шанкуртуа. Но в отличие от чувственного музыкально-звукового образа, послужившего для Ньюлендса аналогией с частично выявленной им закономерностью химических элементов, французский натуралист использовал абстрактно-геометрический образ: он сравнивал периодическое повторение свойств элементов, расположенных по величине их атомных весов, с наматыванием спиральной линии (vis tellurique) а боковую поверхность цилиндра.  

Представление о величине заряда ядра как об определяющем свойстве атома легло в основу современной формулировки периодического закона Д. И. Менделеева: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений этих элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Она позволила объяснить причину периодического повторения свойств элементов, которая заключается в периодическом повторении строения электронных конфигураций атомов.  

Только после выяснения структуры атома стали понятны причины периодического повторения свойств элементов.