III. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Периодическая система элементов как форма отражения периодического закона. Формулировки периодического закона. Основные закономерности заполнения атомных орбиталей электронами и формирование периодов. s-, p-, d- и f-Элементы и их расположение в периодической системе. Структура периодической системы: малые и большие периоды, главные и побочные подгруппы. Положение лантанидов и актинидов. Современные формы таблиц периодической системы. Периодический закон как основа развития неорганической химии. Общенаучное значение периодического закона.

1 с. 41-46; 2 с. 46-55; 3 с. 75-203; 4 с. 30-40; 5 с. 6-8, 21-32; 8 с. 105-106.

Периодический зако н в современной формулировке - свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы элементов. Периодический закон один, а форм периодической системы элементов известно более 500. Наиболее распространены: короткая ( 8-клеточна я), полудлинная (18-клеточная) и длиннопериодная (32-клеточная).

Химические элементы располагаются в периодической системе в порядке увеличения заряда ядер их атомов. Периодическая система состоит из периодов и групп. Период – последовательный ряд элементов (расположенных в порядке увеличения заряда ядер их атомов), электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns¹ (щелочной металл) до ns ² np ⁶ (благородный газ). Для первого периода - от 1 s ¹ (водород)) до 1 s ² (гелий). Первый, второй и третий периоды называются малыми (или короткими), остальные - большими (или длинными). Физический смысл номера периода – число энергетических уровней в атоме химического элемента. Например, у атомов, расположенных в 4 периоде, электронная оболочка состоит из 4 энергетических уровней.

Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих схожее электронное строение и проявляющих поэтому схожие свойства. Как правило, номер группы показывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химической связи.

Периодичность свойств атомов химических элементов. Факторы определяющие характер изменения химических свойств элементов. «Конфигурация» и «структура» электронных оболочек атома, их изменение в периодах и группах. Радиусы атомов и ионов. Соотношение их величин. Эффективные (ковалентные, ионные, металлические) и орбитальные радиусы. Изменение радиусов атомов и ионов по периодам и группам.

Энергия ионизации (ионизационный потенциал) и сродство к электрону. Факторы, определяющие их величины: радиус атома, конфигурация внешней электронной оболочки, эффективный заряд ядра атома. Закономерности изменения энергии ионизации и сродства к электрону в периодах и группах.

Понятие об электроотрицательности. Изменение электроотрицательности атомов в периодах и группах. Влияние различия величины электроотрицательности атомов на характер химической связи между ними. Изменение химических свойств элементов в группах и периодах в зависимости от структуры электронных оболочек, а также радиусов атомов.

1 с. 46-51; 2 с. 51-52, 94-98, 423; 3 с. 63-67; 99-103; 4 с. 40-46; 5 с. 6-9, 49-53; 7 с. 81-90; 8 с. 106-112.

Важнейшими факторами, определяющими химические свойства атомов химических элементов являются конфигурация и строение их электронных оболочек. Последовательное увеличение заряда ядер атомов приводит к периодическому изменению электронной конфигурации их внешней электронной оболочки от ns ¹ до ns ² np ⁶. Следствием этого является периодическое изменение таких характеристик атомов как: ковалентный, ионный и металлический радиус, ионизационный потенциал (энергия ионизации), сродство к электрону, степень окисления, атомный объем и др.

Строго говоря, любой атом имеет бесконечный размер, поскольку существует отличная от нуля вероятность обнаружить его электроны на сколь угодно большом расстоянии от ядра. Однако на кривой радиального распределения электронной плотности для любой орбитали имеется главный максимум. Исходя из этого было введено понятие орбитального радиуса атома. Он равен теоретически рассчитанному расстоянию до главного максимума на кривой радиального распределения для внешней орбитали.

Говоря о размерах атома, чаще всего подразумевают его эффективный (т.е. проявляющийся в действии, в каком либо эксперименте) радиус. Экспериментально методами элекронографии или рентгенографии легко определить межъядерные расстояния в молекулах, ионных и металлических кристаллах. На основании этих экспериментальных данных рассчитываются соответственно ковалентные, ионные и металлические радиусы атомов.

Величина эффективного радиуса атома зависит от множества факторов: структуры вещества, характера химической связи, степени окисления элемента и др. Понятию атомный радиус в большей степени соответствуют ковалентные и металлические радиусы атомов, тогда как величина ионного радиуса сильно зависит от принятой методики его расчета из экспериментальных данных и поэтому у разных авторов может сильно различаться.

Закономерность изменения величин атомных радиусов атомов химических элементов имеет периодический характер. В периодах по мере увеличения заряда ядра (роста атомного номера) радиус атомов уменьшается. Например, у восьми элементов 3-го периода (только s - и р -элементы) радиус уменьшается с 190 пм (у натрия) до 99 пм (у хлора), т.е. почти в 2 раза

В группах с ростом заряда ядра радиус атомов увеличиваются, при этом в группах А (s - и p -элементы) такое увеличение происходит в большей степень, чем в группах В (d - и f -элементы).. У десяти d -элементов 4-го периода радиус уменьшается с 164 пм (у скандия) до 153 пм (у цинка), т.е. всего на 7%.

d -Элементы 5-го и 6-го периодов, расположенные в одной группе, имеют практически одинаковые атомные радиусы. Например, у циркония и гафния радиусы равны соответственно равны 160 пм и 150 пм, у молибдена и вольфрама – соответственно 139 пм и 141 пм. Причина такой близости радиусов заключается в том, что в 6-ом периоде появляются 14 f-элементов в атомах которых заполняется третий снаружи (предпредвнешний) энергетический подуровень. При этом заряд ядра атомов увеличивается значительно, а их радиус меняется очень незначительно. Этот эффект получил в литературе название лантаноидного сжатия.

Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от атома:

Э + Е _иониз. ----> Э⁺ + е.

Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона от нейтрального атома, называется первым потенциалом ионизации (I₁). Аналогичная величина, необходимая для отрыва электрона от однозарядного положительного иона, называется вторым потенциалом ионизации (I₂) и т.д. Величина энергии ионизации атома (и его ионизационных потенциалов) зависит от многих факторов: заряда ядра, радиуса атома, конфигурации электронной оболочки атома.

Сродство к электрону - энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому в процессе:

Э + е ---> Э^– + Е _ср.

Для атомов, у которых в результате присоединения электрона образуется устойчивая структура, величина сродства к электрону положительна (например, атомы галогенов). Если в результате присоединения электрона к атому образуется неустойчивая система, то величина сродства к электрону для такого атома имеет отрицательное значение (например, у атомов металлов).

Электроотрицательность – условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе валентные электроны. Величина электроотрицательности определяется исходя из некоторых характеристик атома (в простейшем случае – потенциала ионизации и сродства к электрону). Существуют различные шкалы, в которых электроотрицательность элементов может несколько различаться (электроотрицательность по Полингу, по Малликену, по Олреду-Рохову и др). В большинстве шкал наиболее электроотрицательным элементом является фтор, а наименее электроотрицательным – франций.

С ростом атомного номера в периоде электроотрицательность растет, а в группе, как правило, – уменьшается. Например, электроотрицательность кислорода выше, чем у углерода, поскольку они расположены в одном периоде, но кислород расположен правее углерода. Электроотрицательность бария ниже, чем магния, поскольку по группе сверху вниз она, как правило, падает.

Если два атома имеют одинаковую электроотрицательность, то между ними образуется ковалентная неполярная химическая связь. Если электроотрицательность атомов различается не очень сильно (разница величин электроотрицатльности не превышает 1, 5), то между атомами образуется ковалентная полярная связь. Причем общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому в результате чего он приобретает частичный отрицательный заряд. Соответственно, второй атом приобретает частичный положительный заряд.