Реферат: Периодический закон и периодическая система химических элементов

ТЕМА III

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Основой современной химии является открытый в 1869 году Д.И.Менделеевым периодический закон , графическим изображением которого является таблица периодической системы (ПС).

Согласно теории строения атома главной характеристикой атома является положительный заряд ядра , который определяет число электронов в атоме и его электронное строение . Химические свойства атомов и их соединений определяются главным образом строением внешних энергетических уровней . Заряд ядра атома определяет все свойства элемента и его положение в ПС.

Поэтому современная формулировка ПЗ такова:

Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Возрастание заряда ядра атомов элементов от +1 до +118 приводит к постепенной
"застройке" электронной структуры атомов, при этом строение электронных оболочек периодически изменяется и повторяется, а так как свойства элементов зависят от строения электронной оболочки (в первую очередь - внешнего энергетического уровня), то и они периодически изменяются и повторяются. В этом заключается физический смысл ПЗ .

В ПС все химические элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядра , которому соответствует т.н. атомный (порядковый) номер (ПН) химического элемента. В этом состоит физический смысл ПН.

Структура ПС связана с электронной структурой элементов. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре семейства элементов: у элементов s- и р-семейств последними заполняются соответственно s и р-подуровни внешнего энергетического уровня: y d-элементов - d-подуровень предпоследнего энергетического уровня, у f-элементов - f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Семь горизонтальных рядов ПС называют периодами, вертикальные ряды - группами.

Период - последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов), электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns¹ до ns² np⁶ (для 1 периода от 1s¹ до 1 s² ). При этом номер периода совпадает с номером внешнего энергетического уровня. Т.е. у элементов одного периода электронами заполняется одинаковое число энергетических уровней, равное номеру этого периода. В этом заключается физический смысл номера периода.

Элементы, имеющие сходное электронное строение, объединены в колонках, называемых группами. У элементов А-групп (главных) последними заполняются s и р-подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов В-групп (побочных) последними заполняются d- и f- подуровни второго и третьего снаружи энергетических уровней соответственно.

Элементы А- и В-групп с одинаковым номером (например, VIA и VIB) различаются по свойствам, однако имеют определенное сходство (например, состав и свойства высших оксидов и гидроксидов: CrO₃ и SO₃ - кислотные оксиды, H₂ CrO₄ и H₂ SO₄ - сильные кислоты). Это связано с тем, что число валентных электронов (электронов, способных к образованию химических связей) у элементов А и В групп с одинаковым номером - одинаково, но для элементов А групп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов В групп - электроны внешнего и предпоследних энергетических уровней. В этом основное различие между элементами групп А и В. Таким образом номер группы показывает число валентных электронов. В этом заключается физический смысл № группы.

Группа - это вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов ядер атомов, которые содержат одинаковое число валентных электронов.

ПЕРИОДИЧНОСТЬ СВОЙСТВ АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Атомные и ионные радиусы:

С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно.

В химической практике наиболее широко используются так называемые эффективные радиусы - ковалентные, металлические, ионные - рассчитанные по экспериментальным данным из межъядерных расстояний в молекулах или кристаллах. Так, радиусы катионов всегда меньше радиусов соответствующих нейтральных атомов,арадиусы анионов - больше, т.к. катионы образуются при отдаче электронов, а анионы - при присоединении электронов (Rкат <Rат; Rан > Rат).

В настоящее время также используют понятие "орбитальный радиус" - теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали. Орбитальный радиус - характеристика свободного, химически несвязанного атома.

У элементов одной группы ПС при движении сверху вниз с возрастанием заряда ядра увеличивается число энергетических уровней, значит увеличивается расстояние от внешних электронов до ядра происходит увеличение радиуса атомов и ионов.

У элементов одного периода с возрастанием положительного заряда ядра при движении слева направо (→) увеличивается сила притяжения электронов к ядру, что приводит к уменьшению атомных и ионных радиусов.

Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону (сродство к электрону):

Способность атомов химических элементов отдавать или присоединять электроны определяет проявление атомом металлических или неметаллических свойств. Эта способность зависит от электронного строения атома, его радиуса и силы притяжения электрона к ядру.

Энергия ионизации (Е_и , I) - минимальная энергия, необходимая для отрыва наибольшее слабо связанного электрона от невозбужденного атома

для процесса

Э^о + E_и → Э⁺ + ē

Выражается в кДж/моль. Определяется зарядом ядра, радиусом атома и конфигурацией внешних электронных оболочек.

По периоду слева направо с ростом заряда ядра и уменьшением атомного радиуса E _и увеличивается. В А-группах сверху вниз с увеличением атомного радиуса E_и уменьшается. Энергия ионизации (E_и ) характеризует проявление металличности у атомов элементов. Чем меньше E_и , тем более выражена способность атома отдавать электроны, его восстановительные и металлические свойства.

По периоду слева направо металлические и восстановительные свойства атомов уменьшаются, по группе сверху вниз растут.

Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны является энергия сродства к электрону Е_ср , F).

Энергия сродства к электрону - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому

Э^о + ē → Э^- + Е_ср

Чем больше Е_ср , тем легче атом присоединяет электроны и тем сильнее проявляются его окислительные и неметаллические свойства элементов.

Выражается обычно в кДж/моль.

В периодах слева направо с возрастанием заряда ядра и уменьшением радиуса атома Е_ср увеличивается, в группе сверху вниз с увеличением радиуса атома Е_ср уменьшается.

Так Е_ср большинства металлов невелика или даже отрицательна, поэтому они не образуют устойчивых анионов.

Неметаллические и окислительные свойства элементов по периоду слева направо усиливаются, а по группе сверху вниз уменьшаются.

Электроотрицательность:

Атомы присоединяют или отдают электроны в процессе химического взаимодействия. Комплексной характеристикой атома, учитывающей его способность и к присоединению, и к отдаче электронов, является электроотрицательность - ЭО (χ).

ЭО элемента - условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров (тех, с которыми непосредственно связан данный атом).

Величина ЭО зависит от Е_и и Е_ср и упрощено может быть определена

χ = 1/2 (Е_и + Е_ср )

Для практической оценки этой способности атомов используют условную шкалу, относительных электроотрицательностей. Согласно ей самый ЭО элемент F, а наименее ЭО - Fr.

Очевидно, что в периоде слева направо с уменьшением радиуса атома и увеличением Е _и и Е_ср увеличивается ОЭО происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств, а в группе сверху вниз с увеличением радиус атома и уменьшением Е _и и Е_ср ОЭО уменьшается, происходит ослабление окислительных и усиление восстановительных свойств атомов химических элементов.

По величине ОЭО можно отнести элемент к металлам или неметаллам.

Как правило, неметаллы имеют значения ОЭО больше 2 (по другим источникам больше 1,7). Они располагаются в А-группах правой верней части ПС над условной диагональю В - Аt. У металлов значение ОЭО < 2 (<1,7). Наиболее активные металлы находятся в нижнем левом углу ПС в А-группах. Несколько элементов (В, Si, Ge, As, Te) со значение ОЭО близким к 2, проявляют промежуточные свойства, их иногда называют полуметаллы.

ПЕРИОДИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ

Характеристики атомов элементов - Е_и , Е_ср , χ - непосредственно связаны с типами химических реакций, в которые способны вступать атомы этих элементов, а также с типами и свойствами веществ, ими образуемых.

С изменением электронной конфигурации атомов элементов по периоду от ns¹ до ns² np⁶ изменяется высшая степень окисления атомов элементов (от +1 до +7 (+8)), что приводит к изменению состава и свойств высших оксидов и гидроксидов. Это изменение также носит периодический характер.

По периоду слева направо с уменьшением металлических свойств атомов элементов и образуемых ими простых веществ происходит уменьшение основных свойствоксидов, и гидроксидов и соответственно их кислотные свойства увеличиваются .

По группе сверху вниз с уменьшением неметаллических и усилением металлических свойств атомов элементов происходит уменьшение кислотных и увеличение основных свойств оксидов и гидроксидов.

Этот переход обычно осуществляется через так называемые амфотерные гидроксиды , способные диссоциировать и как кислота, и как основание.

Низшая степень окисления металлов равна 0, а неметаллов - (№ группы - 8), т.е. определяется числом электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня. Значит, при изменении электронной конфигурации атома неметалла от ns² np² до ns² np⁵ низшая степень окисления изменяется от - 4 до -1. Такое изменение также периодично. Это приводит к периодическому изменению состава и свойств летучих водородных соединений неметаллов (RH₄ , RH₃ , H₂ R, RH).

Кислотно-основный характер их водных растворов изменяется следующим образом: по периоду слева направо кислотные свойства усиливаются вследствие увеличения ОЭО неметалла, что приводит к увеличению полярности связи R - Н; по группе сверху вниз кислотные свойства также усиливаются в следствие увеличения радиусов атомов, что приводит к увеличению длины связи R - H и ее ослаблению.

Металлы не образуют летучих водородных соединений, их гидриды солеобразны (NaH, CaH₂ ) или металлоподобны.

Изменение свойств химических элементов и их соединений можно проиллюстрировать на примере 2 и 3 периодов:

Такой характер изменения свойств в основном повторяется во всех периодах (кроме первого), поэтому такое изменение свойств называют периодическим .

Кислотный характер оксидов и гидроксидов, образованных атомами одного элемента, с увеличением его степени окисления увеличивается.

Например: Mn²⁺ O, , Mn⁺⁴ O₂ , Mn⁺⁶ O₃ , .

основные амфотерный кислотные

оксиды оксид оксиды

Mn⁺² (OH)₂ , Mn⁺³ (OH)₃ , Mn⁺⁴ (OH)₄ , H₂ Mn⁺⁶ O₄ , HMn⁺⁷ O₄ .

основания амфотерный кислоты

слабые гидроксид сильные

кислотные свойства усиливаются

Для сравнения: слабые кислоты сильные кислоты

сернистая Н₂ S⁺⁴ O₃ серная H₂ S⁺⁶ O₄

азотистая HN⁺³ O₂ азотная HN⁺⁵ O₃

Такова же и закономерность изменения окислительной способности атома.

Например: Mn^o → Mn⁺² → Mn⁺³ → Mn⁺⁴ → Mn⁺⁶ → Mn⁺⁷

только окислительно-восстановительная только

восстановитель двойственность окислитель

окислительные свойства возрастают

ВТОРИЧНАЯ ПЕРИОДИЧНОСТЬ

Изменение многих характеристик атомов зачастую не монотонно. Так, для элементов 2 периода слева направо энергия ионизации Е_и в целом растет, однако, возрастая от лития к бериллию, она уменьшается к бору, а далее растет к углероду и азоту, снова уменьшаясь к кислороду, а далее увеличивается ко фтору, достигая максимума у неона.

При переходе к 3 периоду с ростом радиуса атома Е_и резко уменьшается, а при движении по периоду слева направо от натрия до аргона растет аналогично 2 периоду – немонотонно:

Li B Be C O N F Ne

Na Al Mg Si S P Cl Ar

Такое явление получило название вторичная периодичность.