Періодичний закон, періодична система хімічних елементів Менделєєва та будова атома. Періодична система хімічних елементів

Білет № 1

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Закономірності зміни властивостей елементів малих періодів та головних підгруп залежно від їхнього порядкового (атомного) номера.

Періодична система стала одним з найважливіших джерел інформації про хімічні елементи, які утворюються ними простих речовин і сполук.

Дмитро Іванович Менделєєв створив Періодичну систему у процесі роботи з своїм підручником «Основи хімії», домагаючись максимальної логічності у викладі матеріалу. Закономірність зміни властивостей елементів, що утворюють систему, отримала назву періодичного закону.

Згідно з періодичним законом, сформульованим Менделєєвим в 1869 році, властивості хімічних елементів знаходяться в періодичній залежності від їх атомних мас. Тобто зі збільшенням відносної атомної маси властивості елементів періодично повторюються.

Порівняйте: періодичність зміни пір року з часом.

Ця закономірність іноді порушується, наприклад, аргон (інертний газ) перевищує за масою наступний за ним калій (лужний метал). Ця суперечність була пояснена у 1914 році при вивченні будови атома. Порядковий номер елемента в Періодичній системі - це не просто черговість, він має фізичний сенс - дорівнює заряду атома ядра. Тому

сучасне формулювання Періодичного закону звучить так:

Властивості хімічних елементів, і навіть утворених ними речовин перебувають у періодичної залежність від заряду ядра атома.

Період – це послідовність елементів, розташованих у порядку зростання заряду ядра атома, що починається лужним металом і закінчується інертним газом.

У періоді, зі збільшенням заряду ядра, зростає електронегативність елемента, слабшають металеві (відновлювальні) властивості та ростуть неметалеві (окисні) властивості простих речовин. Так, другий період починається лужним металом літієм, за ним слідує берилій, що виявляє амфотерні властивості, бор – неметал, і т.д. Наприкінці фтор – галоген та неон – інертний газ.

(Третій період знову починається лужним металом – це і є періодичність)

1-3 періоди є малими (містять один ряд: 2 чи 8 елементів), 4-7 – великі періоди, складаються з 18 і більше елементів.

Складаючи періодичну систему, Менделєєв об'єднав відомі на той момент елементи, що мають схожість, у вертикальні стовпці. Групи – це вертикальні стовпці елементів, що мають, як правило, валентність у вищому оксиді, рівну номеру групи. Групу ділять на дві підгрупи:

Основні підгрупи містять елементи малих і високих періодів, утворюють сімейства з подібними властивостями (лужні метали – I А, галогени – VII A, інертні гази – VIII A).

(Хімічні знаки елементів головних підгруп у періодичній системі розташовуються під літерою «А» або, у дуже старих таблицях, де немає літер А та Б – під елементом другого періоду)

Побічні підгрупи містять елементи великих періодів, їх називають перехідні метали.

(під буквою "Б" або "B")

У основних підгрупах із збільшенням заряду ядра (атомного номера) зростають металеві (відновлювальні) характеристики.

* точніше, речовин, утворених елементами, але це часто опускають, говорячи «властивості елементів»

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва на основі уявлень про будову атомів. Значення періодичного закону у розвиток науки.

У 1869 р. Д. І. Менделєєв на основі аналізу властивостей простих речовин та сполук сформулював Періодичний закон:

Властивості простих тіл і сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних мас елементів.

На основі періодичного закону було складено періодичну систему елементів. У ній елементи зі подібними властивостями виявилися об'єднані у вертикальні стовпці – групи. У деяких випадках при розміщенні елементів у Періодичній системі доводилося порушувати послідовність зростання атомних мас, щоб дотримувалася періодичність повторення властивостей. Наприклад, довелося "поміняти місцями" телур та йод, а також аргон та калій.

Причина полягає в тому, що Менделєєв запропонував періодичний закон у той час, коли не було нічого відомо про будову атома.

Після того, як у XX столітті було запропоновано планетарну модель атома, періодичний закон формулюється таким чином:

Властивості хімічних елементів та сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів атомних ядер.

Заряд ядра дорівнює номеру елемента в періодичній системі та числу електронів в електронній оболонці атома.

Це формулювання пояснило "порушення" Періодичного закону.

У Періодичній системі номер періоду дорівнює числу електронних рівнів в атомі, номер групи елементів головних підгруп дорівнює числу електронів на зовнішньому рівні.

Причиною періодичного зміни властивостей хімічних елементів є періодичне заповнення електронних оболонок. Після наповнення чергової оболонки починається новий період. Періодична зміна елементів яскраво видно зміні складу і властивостей і властивостей оксидів.

Наукове значення періодичного закону. Періодичний закон дозволив систематизувати властивості хімічних елементів та його сполук. При складанні періодичної системи Менделєєв передбачив існування багатьох ще відкритих елементів, залишивши їм вільні осередки, і передбачив багато властивостей невідкритих елементів, що полегшило їх відкриття

Білет №2

Будова атомів хімічних елементів з прикладу елементів другого періоду і IV-A групи періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Закономірності у зміні властивостей цих хімічних елементів та утворених ними простих та складних речовин (оксидів, гідроксидів) залежно від будови їх атомів.

При переміщенні зліва направо вздовж періоду металеві властивості елементів стають менш яскраво вираженими. При переміщенні зверху вниз у межах однієї групи елементи, навпаки, виявляють дедалі яскравіше виражені металеві властивості. Елементи, розташовані в середній частині коротких періодів (2-й та 3-й періоди), як правило, мають каркасну ковалентну структуру, а елементи з правої частини цих періодів існують у вигляді простих ковалентних молекул.

Атомні радіуси змінюються так: зменшуються при переміщенні зліва направо вздовж періоду; збільшуються при переміщенні зверху вниз уздовж групи. При переміщенні зліва направо за періодом зростає електронегативність, енергія іонізації та спорідненість до електрона, які досягають максимуму галогенів. У благородних газів електронегативність дорівнює 0. Зміна спорідненості до електрона елементів при переміщенні зверху вниз уздовж групи не настільки характерні, але при цьому зменшується електронегативність елементів.

В елементах другого періоду заповнюються 2s, а потім 2р-орбіталі.

Головна підгрупа IV групи періодичної системи хімічних елементів Д. М. Менделєєва містить вуглець С, кремній Si, германій Ge, олово Sn та свинець Pb. Зовнішній електронний шар цих елементів містить 4 електрони (конфігурація s 2 p 2). Тому елементи підгрупи вуглецю повинні мати деякі риси схожості. Зокрема, їх вищий ступінь окислення однаковий і дорівнює +4.

А чим зумовлено різницю у властивостях елементів підгрупи? Відмінністю енергії іонізації та радіусу їх атомів. Зі збільшенням атомного номера властивості елементів закономірно змінюються. Так, вуглець і кремній – типові неметали, олово та свинець – метали. Це проявляється насамперед у тому, що вуглець утворює просту речовину-неметал (алмаз), а свинець типовий метал.

Німеччина займає проміжне положення. Відповідно до будови електронної оболонки атома p-елементи IV групи мають парні ступені окислення: +4, +2, – 4. Формула найпростіших водневих сполук - ЕН 4 , причому зв'язки Е-Н ковалентні та рівноцінні внаслідок гібридизації s- та р-орбіталей з утворенням спрямованих під тетраедричними кутами sp 3 -орбіталей.

Ослаблення ознак неметалевого елемента означає, що у підгрупі (С-Si-Ge-Sn-Pb) вищий позитивний ступінь окислення +4 стає менш характерною, а більш типовою стає ступінь окислення +2. Так, якщо для вуглецю найбільш стійкі сполуки, в яких він має ступінь окиснення +4, то для свинцю стійкі сполуки, в яких виявляє ступінь окиснення +2.

А що можна сказати про стійкість сполук елементів негативною мірою окислення -4? Порівняно з неметалевими елементами VII-V груп ознаки неметалічного елемента р-елементи IV групи виявляють меншою мірою. Тому для елементів підгрупи вуглецю негативний ступінь окиснення нетиповий.

До середини XIX століття було відомо понад шість десятків хімічних елементів. Вчені різних країн стали по-різному зіставляти їх властивості і прикидати, чи всі відомості з хімії не можна зібрати в струнку систему.

Російський хімік Дмитро Іванович Менделєєв розташував усі відомі на той час елементи у порядку зростання їх атомних мас і виявив, що через певні інтервали цього ряду хімічні властивості речовин повторюються. 1869 року Менделєєв так сформулював Періодичний закон:

Властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від атомних ваг елементів.

Слід було б, по-перше, замінити у цій фразі “атомні ваги” на атомні маси. А по-друге, треба врахувати ще одну важливу обставину. Справа в тому, що атомна маса - не найважливіша характеристика атома, до того ж вона дуже залежить від ізотопного складу. Адже для елемента за атомну масу набувають середнього значення мас ізотопівз урахуванням їхнього змісту в природному елементі. Тому, якщо уважно придивитися, у Періодичній системі елементів можна знайти кілька випадків, коли елемент з більшою атомною масою випереджає свого легшого сусіда (наприклад, нікель Niстоїть попереду кобальту Co, а телур Te- Попереду йода I).

Маючи в своєму розпорядженні хімічні елементи в такому порядку, Д.І. Менделєєв керувався їх хімічними властивостями- тобто здатністю утворювати ті чи інші сполуки. А хімічні властивості залежать від числа електронів та розташування навколо атома електронних хмар. Ось чому більш важливою, ніж атомна маса, характерною ознакою атома служить атомний номервін же дає нам і заряд ядраі число електронів на атомних орбіталях!

Для елемента атомний номер - така сама вичерпна характеристика, як для людини відбитки пальців.

Сучасне формулювання Періодичного закону таке:

Властивості хімічних елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від порядкових (атомних) номерів.

На підставі Періодичного закону Менделєєва була створена Періодична система хімічних елементів, в якій кожній клітині із записаною в ній хімічною персоною відповідають певні координати елемента – номер його групи та номер періоду.

Групипоєднують між собою елементи з однаковим будовою зовнішнього валентного рівня. У періодахзібрані разом ряди елементів, у яких йде заповнення одного й того самого зовнішнього електронного рівня.

за координатамелемента в Періодичній системі можна не тільки абсолютно точно дізнатися про будову його електронної оболонки, але і передбачити його хімічні властивості. Саме ця можливість передбачати невідоме призвела Періодичний закон та його творця до всесвітнього тріумфу. Ось як це було.

Під час розробки періодичної таблиці Менделєєв залишив порожні клітини – місця ще не відкритих хімічних елементів. При цьому, виходячи із положення елементів у таблиці, Дмитро Іванович досить докладно описав властивості елементів-незнайомців і навіть дав їм попередні назви: екабор, екасіліційі екаалюміній. Пройшло зовсім небагато років, і геніальне передбачення творця Періодичної системи підтвердило: були відкриті елементи скандійSc, Німеччина Geі галійGa. Всі їхні властивості точно збіглися з пророкованим Менделєєвим.

Періодичний закон – основа сучасної хімії. На знанні періодичного закону базуються всі наукові напрями та дослідження в хімії: вивчення взаємоперетворень речовин, отримання нових матеріалів, теоретичне вивчення будови речовин, типів хімічних зв'язків тощо.

Заряд ядра визначає число електронів в атомі, кожен наступний елемент має один електрон більше, ніж попередній. Заряд ядра визначає будову електронної оболонки атома переважно стані. Елементи розташовуються в періодичній системі елементів у порядку зростання заряду ядер їх атомів. У елементів періодично повторюються електронні конфігурації атомів і, як наслідок цього, періодично повторюються хімічні властивості, що визначаються електронною конфігурацією атомів. Періодичність електронної будови проявляється в тому, що через кілька елементів знову повторюються s-, p- і d-елементи з однаковими конфігураціями електронних підрівнів. Періодичність властива всій електронній оболонці атомів, а не тільки її зовнішнім шарам. Періодичність електронних структур призводить до періодичної зміни низки хімічних та фізичних властивостей елементів: атомних радіусів, енергій іонізації, спорідненості до електрона, електронегативності. Обговоримо це конкретніше.

Атомні радіуси хімічних елементів періодично змінюються залежно від заряду ядра атома (або порядкового номера елемента). У період радіуси атомів зменшуються від лужного металу до галогену. Так, атомний радіус атома натрію 0.186 нм, магнію – 0.16 нм, хлору – 0.099 нм. Атомний радіус наступного лужного металу, що відкриває наступний період, різко збільшується, радіус у нього набагато більше радіусу лужного металу, що стоїть над ним. Наприклад: радіус атома натрію 0.186 нм, а атома калію 0.231 нм.

Зменшення радіусів атомів у періодах зліва направо, тобто зі збільшенням заряду атома ядра пояснюється тим, що збільшення заряду ядра атома сприяє більш сильному тяжінню електронів даного електронного рівня до ядра (Воно діє сильніше відштовхування електронів один від одного).

У групах із зростанням заряду ядра атома (згори донизу) радіуси атомів збільшуються. Це тим, що кожен елемент, що стоїть нижче, має на один електронний рівень більше, тому в нього більше і радіус атома. Ця закономірність яскравіше проявляється в елементів основних підгруп (у s- і p-елементів), ніж у елементів побічних підгруп (d-елементи).

У цих розглянутих закономірностях є винятки, але обговорювати їх ми не будемо, оскільки це не входить до рамок нашої програми.

Вкажемо ще те що, що необхідно розрізняти радіуси вільного атома і такі радіуси:

а) ковалентний радіус – це половина міжядерної відстані у молекулах або кристалах відповідних простих речовин (тобто речовин із ковалентним типом зв'язку);

б) металевий радіус – це половина відстані між центрами двох сусідніх атомів у кристалічній решітці металу;

в) іонні радіуси атомів розглядаються як половина відстані суми радіусів катіону та аніону (Слід пам'ятати, що радіуси катіонів завжди менше атомних радіусів відповідних елементів, а радіуси аніонів - більше радіусів атомів відповідних елементів).

Енергія іонізації та спорідненість до електрона це параметри, які дозволяють оцінити здатність атомів втрачати та приймати електрони.

Д.І. Менделєєв сформулював Періодичний закон у 1869 році, в основі якого була одна з найголовніших характеристик атома – атомна маса. Подальший розвиток Періодичного закону, зокрема, отримання великого експериментальних даних, дещо змінило початкову формулювання закону, проте ці зміни не суперечать головному змісту, закладеному Д.І. Менделєєвим. Ці зміни лише надали закону та Періодичній системі наукову обґрунтованість та підтвердження правильності.

Сучасне формулювання Періодичного закону Д.І. Менделєєва така: властивості хімічних елементів, і навіть властивості і форми сполук елементів перебувають у періодичної залежність від величини заряду ядер їх атомів.

Структура періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва

На цей час відомо велику кількість інтерпретацій Періодичної системи, але найпопулярніша – з короткими (малими) і довгими (великими) періодами. Горизонтальні ряди називають періодами (в них розташовані елементи з послідовним заповненням однакового енергетичного рівня), а вертикальні стовпці – групами (в них розташовані елементи, що мають однакову кількість валентних електронів – хімічні аналоги). Також всі елементи можна розділити на блоки за типом зовнішньої (валентної) орбіталі: s-, p-, d-, f-елементи.

Загалом у системі (таблиці) 7 періодів, причому номер періоду (позначається арабською цифрою) дорівнює числу електронних верств в атомі елемента, номеру зовнішнього (валентного) енергетичного рівня, значенням головного квантового числа для вищого енергетичного рівня. Кожен період (крім першого) починається s-елементом – активним лужним металом та закінчується інертним газом, перед яким стоїть p-елемент – активний неметал (галоген). Якщо просуватися по періоду зліва направо, то зі зростанням заряду ядер атомів хімічних елементів малих періодів зростатиме кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні, внаслідок чого властивості елементів змінюються – від типово металевих (т.к. на початку періоду стоїть активний лужний метал), через амфотерні (елемент виявляє властивості і металів і неметалів) до неметалевих (активний неметалл – галоген наприкінці періоду), тобто. металеві властивості поступово слабшають та посилюються неметалеві.

У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення електронів відбувається складніше, що пояснює складнішу зміну властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів. Так, у парних рядах великих періодів із зростанням заряду ядра число електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається постійним і рівним 2 або 1. Тому, поки йде заповнення електронами наступного за зовнішнім (другим зовні) рівня, властивості елементів у парних рядах змінюються повільно. При переході до непарних рядів, зі зростанням величини заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому енергетичному рівні (від 1 до 8), властивості елементів змінюються так само, як у малих періодах.

Вертикальні стовпці в Періодичній системі - групи елементів зі подібною електронною будовою і хімічними аналогами, що є. Групи позначають римськими цифрами від І до VIII. Виділяють головні (А) та побічні (B) підгрупи, перші з яких містять s- та p-елементи, другі – d – елементи.

Номер А підгрупи показує кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (кількість валентних електронів). Для елементів В-підгруп немає прямого зв'язку між номером групи та числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні. У А-підгрупах металеві властивості елементів посилюються, а неметалеві зменшуються зі зростанням заряду ядра атома елемента.

Між становищем елементів у Періодичній системі та будовою їх атомів існує взаємозв'язок:

- атоми всіх елементів одного періоду мають рівну кількість енергетичних рівнів, частково або повністю заповнених електронами;

— атоми всіх елементів А підгруп мають рівну кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

Періодичні властивості елементів

Близькість фізико-хімічних і хімічних якостей атомів обумовлена ​​подібністю їх електронних змін, причому, головну роль грає розподіл електронів із зовнішньої атомної орбіталі. Це проявляється в періодичній появі, у міру збільшення заряду атома ядра, елементів з близькими властивостями. Такі властивості називають періодичними, серед яких найважливішими є:

1. Кількість електронів на зовнішній електронній оболонці ( заселеність – w). У малих періодах із зростанням заряду ядра wзовнішньої електронної оболонки монотонно збільшується від 1 до 2 (1 період), від 1 до 8 (2-й та 3-й періоди). У великих періодах протягом перших 12 елементів wвбирається у 2, та був до 8.

2. Атомний та іонний радіуси(r), що визначаються як середні радіуси атома або іона, що знаходяться з експериментальних даних міжатомних відстаней в різних сполуках. По періоду атомний радіус зменшується (електрони, що поступово додаються, описуються орбіталями з майже рівними характеристиками, по групі атомний радіус зростає, оскільки збільшується число електронних шарів (рис.1.).

Мал. 1. Періодична зміна атомного радіусу

Такі самі закономірності спостерігаються й у іонного радіусу. Слід зауважити, що іонний радіус катіону (позитивно заряджений іон) більший за атомний радіус, а той у свою чергу, більший за іонний радіус аніону (негативно заряджений іон).

3. Енергія іонізації(Е и) – кількість енергії, необхідне відриву електрона від атома, тобто. енергія, необхідна перетворення нейтрального атома в позитивно заряджений іон (катіон).

Е 0 - → Е + + Е і

Е та вимірюється в електронвольтах (еВ) на атом. У межах групи Періодичної системи значення енергії іонізації атомів зменшуються із зростанням зарядів ядер атомів елементів. Від атомів хімічних елементів можна послідовно відривати електрони, повідомивши дискретні значення Е і. При цьому Е та 1< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Спорідненість до електрона(Е) – кількість енергії, що виділяється при приєднанні додаткового електрона до атома, тобто. енергія процесу

Е 0 + → Е —

Її також виражається в еВ і, як і Е і залежить від радіусу атома, тому характер зміни Е е за періодами та групами Періодичної системи близький до характеру зміни атомного радіусу. Найбільшою спорідненістю до електрона мають p-елементи VII групи.

5. Відновлювальна активність(ВА) – здатність атома віддавати електрон іншому атому. Кількісна міра – Є в. Якщо Е збільшується, то ВА зменшується і навпаки.

6. Окислювальна активність(ОА) – здатність атома приєднувати електрон від іншого атома. Кількісна міра Е е. Якщо Е е збільшується, то ОА також збільшується і навпаки.

7. Ефект екранування- Зменшення впливу на даний електрон позитивного заряду ядра через наявність між ним і ядром інших електронів. Екранування зростає із збільшенням числа електронних шарів в атомі та зменшує тяжіння зовнішніх електронів до ядра. Екранування протилежне ефект проникнення, обумовлений тим, що електрон може бути в будь-якій точці атомного простору. Ефект проникнення підвищує міцність зв'язку електрона з ядром.

8. Ступінь окислення (окислювальне число)– уявний заряд атома елемента у поєднанні, що визначається з припущення іонної будови речовини. Номер групи Періодичної системи вказує найвищий позитивний ступінь окислення, яку можуть мати елементи цієї групи у своїх сполуках. Виняток – метали підгрупи міді, кисень, фтор, бром, метали сімейства заліза та інші елементи VIII групи. Зі зростанням заряду ядра у періоді максимальна позитивна ступінь окислення зростає.

9. Електронегативність, склади вищих водневих та кисневих сполук, термодинамічні, електролітичні властивості тощо.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1