Периодический закон и система элементов

1.2 Периодический закон и система Д.И.Менделеева. Современная формулировка. Периоды, группы, подгруппы с точки зрения строения атома. Атомные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

В настоящее время Периодический закон имеет формулировку: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома или порядкового номера элемента.

Периодическая система элементов отражает электронное строение атомов. Каждый период начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением главного квантового числа n. При этом номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня.

Первый период состоит из двух элементов – водорода H(1s¹) и гелия He(1s²), у которого полностью сформирован первый энергетический уровень (первый электронный слой). У элементов второго периода начинается заполнение электронами второго энергетического уровня (второго электронного слоя). Этот период начинается атомами Li(1s²2s¹) и Be(1s²2s²), а далее идет заполнение электронами p-подуровня от одного электрона у атома B(1s²2s²2p¹) до шести у атома Ne(1s²2s²2p⁶). Элементы, в атомах которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень, называются s-элементами, а p-подуровень – p-элементами.

Третий период построен аналогично второму. Он начинается атомами Na

(1S² 2S² 2P⁶ 3S¹) или [ Ne]3S¹ и магния [ Ne] 3S².Далее заполняется p-подуровень от одного электрона у атома алюминия [Ne]3S²3P¹ до шести у атома Ar [Ne]3S²3P⁶.

В четвертом периоде после атомов K[Ar]4S¹ и Ca[Ar]4S² идет заполнение электронами 3d– подуровня от одного электрона у атома Sc[Ar]4S²3d¹ до десяти у атома Zn [Ar]4S²3d¹⁰. Элементы, в атомах которых в последнюю очередь заполняется d -подуровень, называются d -элементами. Далее идет заполнение электронами p-подуровня от атома Ga[Ar]4s²3d¹⁰4p¹ до заканчивающего четвертый период атома Kr[Ar]4s²3d¹⁰4p⁶.

Пятый период построен аналогично четвертому и включает в себя s-элементы Rb[Kr]5s¹ и Sr[Kr]5s² , d-элементами от Y[Kr]5s²4d¹ до Cd[Kr]5s²4d¹⁰ и p -элементами от In [Kr]5s²4d¹⁰5p¹ до Xe[Kr]5s²4d¹⁰5p⁶.

Шестой период начинается s -элементами Cs и Ba, за которыми следует La с одним электроном на 5d –подуровне, а у следующих за ним элементов (лантаноидов) от Ce до Lu формируется 4f - подуровень, после чего продолжает заполняться электронами начатый у лантана 5d - подуровень у элементов от Hf до Hg. Затем идет заполнение 6p - подуровня от атома Tl до завершающего период атома Rn.

Аналогичный порядок формирования энергетических уровней и у атомов элементов седьмого периода. У элементов этого периода от Th до Lr - актиноидов – заполняется 5d - подуровень. Элементы, в атомах которых в последнюю очередь заполняется f - подуровень, называются f -элементами. Это лантаноиды в шестом и актиноиды в седьмом периодах.

Таким образом, первый период содержит только два s - элемента. Второй и третий периоды содержат по 8 элементов (два – s и шесть p -). В четвертом и пятом периодах число элементов возрастает до 18 (два s -, шесть p - и десять d -), а в шестом и седьмом – до 32 элементов (два s-, шесть p -, десять d - и четырнадцать f -).

Группы элементов делятся на подгруппы – главную и побочную. В главных подгруппах располагаются s- и p – элементы, а в побочных - d- и f - элементы.

Электронная структура атомов однозначно определяется зарядом ядра. Причина периодического изменения свойств элементов заключается в том, что по мере роста заряда ядра происходит закономерная периодическая повторяемость электронных структур атомов, а следовательно, и повторяемость свойств элементов.

Некоторые периодические свойства атомов

1.Размеры атомов и ионов (атомные и ионные радиусы)

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому определяют условные радиусы атомов и ионов, связанных друг с другом химической связью в кристаллах или молекулах.

От начала к концу периода радиусы атомов уменьшаются, т.к. при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, а следовательно и притяжение им электронов. В больших периодах (четвертый-седьмой) эта зависимость усложняется наличием эффектов d- и f - сжатия – последовательным незначительным уменьшением атомных радиусов на протяжении десяти d - или четырнадцати f -элементов. При переходе от конца одного к началу другого периода размер атома резко возрастает вследствие заполнения нового электронного слоя.

В пределах группы элементов радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных слоев. Наиболее существенно это возрастание проявляется в главных подгруппах и в меньшей степени – в побочных.

Радиусы ионов отличаются от радиусов атомов тем, что радиусы катионов меньше, а радиусы анионов больше радиусов соответствующих атомов. Радиусы ионов при одинаковых зарядах также находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента.

2. Энергия ионизации атомов

Энергией ионизации J называется энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона от атома с внешнего электронного слоя и выражается в джоулях или электронвольтах. Энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома. Чем меньше J, тем в большей степени атом проявляет восстановительные свойства.

Энергия ионизации зависит главным образом от радиуса атома, а также от его электронного строения и эффектов экранирования и проникновения внешних электронов внутрь атома.

В пределах периода слева направо энергия ионизации атомов в общем возрастает из-за уменьшения атомных радиусов. Исключения обусловлены особенностями электронного строения того или иного атома. При переходе от конца одного к концу следующего периода энергия ионизации резко уменьшается вследствие увеличения атомных радиусов.

В главных подгруппах энергия ионизации уменьшается, тогда как в избытке она немного возрастает вследствие меньшего увеличения атомных радиусов и влияния эффекта экранирования и проникновения внешних электронов внутрь атома.

3. Сродство к электрону.

Это та энергия, которая выделяется при присоединения электрона к атому. Сродство к электрону (Е) выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации, зависит от тех же факторов и является мерой окислительной способности атома. Чем больше Е, тем в большей степени атом проявляет окислительные свойства.

В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. В группах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается. Галогены (p – элементы седьмой группы) отличаются самым высоким сродством к электрону, т.к. при присоединении одного электрона к нейтральному атому они приобретают законченную электронную конфигурацию благородного газа.

4. Электроотрицательность.

Это количественная мера способности атома, находиться в состоянии химической связи с другими атомами, перетягивать на свою сторону связывающие электронные пары. Электроотрицательность может быть выражена через энергию ионизации и сродством к электрону:

ЭО= ^{J + E} джоулей или электроновольтах.

²

Однако, чаще используют относительные электроотрицательности (ОЭО), в шкале которых ОЭО атома лития принимается равной единице, а ОЭО атома фтора равной четырем.

Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы.

Элемент, обладающий большим значением электроотрицательности, проявляет металлические свойства слабее, чем элемент с меньшим значением электроотрицательности, и, наоборот, чем меньше значение электроотрицательности, тем сильнее выражены металлические свойства элемента.

Поиск по сайту: