Периодический закон, периодическая система химических элементов менделеева и строение атома. Периодическая система химических элементов

Билет № 1

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от их порядкового (атомного) номера.

Периодическая система стала одним из важнейших источников информации о химических элементах, образуемых ими простых веществах и соединениях.

Дмитрий Иванович Менделеев создал Периодическую систему в процессе работы над своим учебником «Основы химии», добиваясь максимальной логичности в изложении материала. Закономерность изменения свойств элементов, образующих систему, получила название Периодического закона.

Согласно периодическому закону, сформулированному Менделеевым в 1869 году, свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от их атомных масс. То есть с увеличением относительной атомной массы, свойства элементов периодически повторяются.*

Сравните: периодичность смены времен года с течением времени.

Данная закономерность иногда нарушается, например, аргон (инертный газ) превышает по массе следующий за ним калий (щелочной металл). Это противоречие было объяснено в 1914 году при изучении строения атома. Порядковый номер элемента в Периодической системе – это не просто очередность, он имеет физический смысл – равен заряду ядра атома. Поэтому

современная формулировка Периодического закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом.

В периоде, с увеличением заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце фтор – галоген и неон – инертный газ.

(Третий период снова начинается щелочным металлом – это и есть периодичность)

1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят из 18 и более элементов.

Составляя периодическую систему, Менделеев объединил известные на тот момент элементы, обладающие сходством, в вертикальные столбцы. Группы – это вертикальные столбцы элементов, имеющих, как правило, валентность в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы:

Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A).

(химические знаки элементов главных подгрупп в периодической системе располагаются под буквой «А» или, в очень старых таблицах, где нет букв А и Б – под элементом второго периода)

Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы.

(под буквой «Б» или «B»)

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.

* точнее, веществ, образованных элементами, но это часто опускают, говоря «свойства элементов»

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.

К середине XIX века было известно больше шести десятков химических элементов. Ученые разных стран стали по-всякому сопоставлять их свойства и прикидывать, нельзя ли все сведения по химии собрать в стройную систему.

Русский химик Дмитрий Иванович Менделеев расположил все известные к тому времени элементы в порядке возрастания их атомных масс и обнаружил, что через определенные интервалы этого ряда химические свойства веществ повторяются. В 1869 году Менделеев так сформулировал Периодический закон:

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

Следовало бы, во-первых, заменить в этой фразе “атомные веса” на атомные массы . А во-вторых, надо учесть еще одно важное обстоятельство. Дело в том, что атомная масса – не самая важная характеристика атома, к тому же она слишком сильно зависит от изотопного состава . Ведь для элемента за атомную массу принимают среднее значение масс изотопов с учетом их содержания в природном элементе. Поэтому, если внимательно приглядеться, в Периодической системе элементов можно найти несколько случаев, когда элемент с большей атомной массой опережает своего более легкого соседа (например, никель Ni стоит впереди кобальта Co , а теллур Te – впереди иода I ).

Располагая химические элементы в таком порядке, Д.И. Менделеев руководствовался их химическими свойствами - то есть способностью образовывать те или иные соединения. А химические свойства зависят от числа электронов и расположения вокруг атома электронных облаков. Вот почему более важным, чем атомная масса, характерным признаком атома служит атомный номер , он же дает нам и заряд ядра , и число электронов на атомных орбиталях!

Для элемента атомный номер - такая же исчерпывающая характеристика, как для человека отпечатки пальцев.

Современная формулировка Периодического закона такова:

Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от порядковых (атомных) номеров.

На основании Периодического закона Менделеевым была создана Периодическая система химических элементов , в которой каждой клеточке с записанной в ней химической персоной отвечают определенные координаты элемента – номер его группы и номер периода.

Группы объединяют между собой элементы с одинаковым строением внешнего валентного уровня. В периодах собраны вместе ряды элементов, у которых идет заполнение одного и того же внешнего электронного уровня.

По координатам элемента в Периодической системе можно не только совершенно точно узнать строение его электронной оболочки, но и предсказать его химические свойства. Именно эта возможность предсказывать неизвестное привела Периодический закон и его создателя к всемирному триумфу. Вот как это было.

При разработке периодической таблицы Менделеев оставил пустые клеточки – места для еще не открытых химических элементов. При этом, исходя из положения элементов в таблице, Дмитрий Иванович довольно подробно описал свойства элементов-незнакомцев и даже дал им предварительные названия: экабор , экасилиций и экаалюминий . Прошло совсем немного лет, и гениальное предвидение создателя Периодической системы нашло подтверждение: были открыты элементы скандий Sc , германий Ge и галлий Ga . Все их свойства точно совпали с предсказанными Менделеевым.

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.

Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон в 1869 году, в основе которого была одна из главнейших характеристик атома – атомная масса. Последующее развитие Периодического закона, а именно, получение большого экспериментальных данных, несколько изменило первоначальную формулировку закона, однако эти изменения не противоречат главному смыслу, заложенному Д.И. Менделеевым. Эти изменения только придали закону и Периодической системе научную обоснованность и подтверждение правильности.

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева такова: свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Структура Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

К настоящему мнению известно большое количество интерпретаций Периодической системы, но наиболее популярная – с короткими (малыми) и длинными (большими) периодами. Горизонтальные ряды называют периодами (в них расположены элементы с последовательным заполнением одинакового энергетического уровня), а вертикальные столбцы – группами (в них расположены элементы, имеющие одинаковое количество валентных электронов – химические аналоги). Так же все элементы можно разделить на блоки по по типу внешней (валентной) орбитали: s-, p-, d-, f-элементы.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода (обозначается арабской цифрой) равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Периодические свойства элементов

Близость физико-химических и химических свойств атомов обусловлена сходством их электронных конфигураций, причем, главную роль играет распределение электронов по внешней атомной орбитали. Это проявляется в периодическом появлении, по мере увеличения заряда ядра атома, элементов с близкими свойствами. Такие свойства называют периодическими, среди которых наиболее важными являются:

1. Количество электронов на внешней электронной оболочке (заселенность – w ). В малых периодах с ростом заряда ядра w внешней электронной оболочки монотонно увеличивается от 1 до 2 (1 период), от 1 до 8 (2-й и 3-й периоды). В больших периодах на протяжении первых 12 элементов w не превышает 2, а затем до 8.

2. Атомный и ионный радиусы (r), определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в разных соединениях. По периоду атомный радиус уменьшается (постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками, по группе атомный радиус возрастает, поскольку увеличивается число электронных слоев (рис.1.).

Рис. 1. Периодическое изменение атомного радиуса

Такие же закономерности наблюдаются и для ионного радиуса. Следует заметить, что ионный радиус катиона (положительно заряженный ион) больше атомного радиуса, а тот в свою очередь, больше ионного радиуса аниона (отрицательно заряженный ион).

3. Энергия ионизации (Е и) – количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома, т.е. энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион (катион).

Э 0 — → Э + + Е и

Е и измеряется в электронвольтах (эВ) на атом. В пределах группы Периодической системы значения энергии ионизации атомов уменьшаются с возрастанием зарядов ядер атомов элементов. От атомов химических элементов можно последовательно отрывать все электроны, сообщив дискретные значения Е и. При этом Е и 1 < Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Сродство к электрону (Е е) – количество энергии, выделяющееся при присоединении дополнительного электрона к атому, т.е. энергия процесса

Э 0 + → Э —

Е е также выражается в эВ и, как и Е и зависит от радиуса атома, поэтому характер изменения Е е по периодам и группам Периодической системы близок характеру изменения атомного радиуса. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

5. Восстановительная активность (ВА) – способность атома отдавать электрон другому атому. Количественная мера – Е и. Если Е и увеличивается, то ВА уменьшается и наоборот.

6. Окислительная активность (ОА) – способность атома присоединять электрон от другого атома. Количественная мера Е е. Если Е е увеличивается, то ОА также увеличивается и наоборот.

7. Эффект экранирования – уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов. Экранирование растет с увеличением числа электронных слоев в атоме и уменьшает притяжение внешних электронов к ядру. Экранированию противоположен эффект проникновения , обусловленный тем, что электрон может находиться в любой точке атомного пространства. Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

8. Степень окисления (окислительное число) – воображаемый заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Номер группы Периодической системы указывает высшую положительную степень окисления, которую могут иметь элементы данной группы в своих соединениях. Исключение – металлы подгруппы меди, кислород, фтор, бром, металлы семейства железа и другие элементы VIII группы. С ростом заряда ядра в периоде максимальная положительная степень окисления растет.

9. Электроотрицательность, составы высших водородных и кислородных соединений, термодинамические, электролитические свойства и т.д.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1