Периодический закон Д.И. Менделеева (1869г.) Свойства

Периодический закон Д.И. Менделеева (1869г.)
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в
периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Изучение строения атомов показало, что в периодической системе все элементы
расположены в определенном порядке в соответствии со строением электронных оболочек их
атомов.
Число электронов в атоме определяет электронное строение атома. Так как атом
электронейтральная частица, то число электронов в атоме равно положительному заряду ядра.
Таким образом, заряд ядра атома определяет электронное строение атома, а следовательно, и
свойства элементов.
В 1913г. Мозли открыл закон, сущность которого заключается в том, что величина
зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу.
Периодический закон сформулирован следующим образом: Свойства простых веществ, а
также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от
заряда ядра атомов элементов.
Структура периодической системы
Химические элементы по структуре атомов подразделяются на горизонтальные и
вертикальные ряды – периоды и группы.
Период представляет собой последовательный ряд элементов с одинаковым числом
электронных уровней в атомах.
Номер периода указывает на скольких энергетических уровнях расположены
электроны и соответствует n- главному квантовому числу внешнего энергетического
уровня.
Таблица содержит VII периодов, из них 3 (I, II, III) – малые однорядные, первый содержит
2 элемента, II, III – по восемь. Остальные периоды – большие; IV, V периоды содержат по 18
элементов, в VI периоде – 32 элемента; VII период незавершен.
В химическом отношении каждый из периодов (кроме I) начинается типичным металлом
(Li, Na, K, Rb, Cs) и завершается благородным газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует
типичный неметалл (F, Cl, Br, I, At).
Поэтому переход от Li к F, от Na к Cl и т.д. связан с постепенным ослаблением
металлических свойств и усилением неметаллических свойств.
С точки зрения электронной структуры атомов, каждый период начинается с заполнения sподуровня внешнего уровня и заканчивается заполнением р- подуровня.
По вертикали периодическая система подразделяется на 8 групп, которые делятся на
подгруппы: главные подгруппы А, начинаются с элементов 1 и 2 периодов и побочные
подгруппы Б, содержащие элементы вставных декад (d- и f- элементы).
Основные подгруппы образуют s- и р- элементы каждого периода. Эти подгруппы самые
длинные, они начинаются с элементов второго периода. Основные подгруппы Li, Be, B, C, N, O, F;
к ним следует присоединить благородные газы, составляющие нулевую группу.
Восьмая подгруппа особая, она содержит «триады» элементов, составляющих семейство
железа (Fe, Co, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Побочные подгруппы короче основных и начинаются с IV периода. Это подгруппы Cu,
Zn, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni.
В рядах лантаноидов и актиноидов каждые два элемента расположенные на одной
вертикали – лантаноид и актиноид можно рассматривать как составляющие лантаноидно –
актиноидную подгруппу.
Энергия ионизации J (кДж/моль)
Химические свойства элементов определяются способностью их атомов отдавать или
присоединять электроны. Эта способность количественно может быть оценена энергией
ионизации атома и его сродством к электрону.
Энергией ионизации J называется количество энергии, необходимое для отрыва
электрона от невозбужденного атома и превращения его в положительно заряженный ион:
Э0 + J = Э+ + еЗатратив достаточную энергию, можно последовательно оторвать от атома один, два, три и
т.д. электронов.
По мере удаления электронов от атома, положительный заряд образующегося иона
возрастает, следовательно J1 < J2 < J3, энергия ионизации возрастает.
От атома лития сравнительно легко отрывается 1 электрон, от атома бериллия – 2, от атома
бора – 3, от атома углерода – 4. Отрыв последующих электронов требует гораздо большей затраты
энергии, что говорит о распределении электронов по энергетическим уровням.
Потенциал ионизации служит мерой большей или меньшей «металличности» элемента, а
также его восстановительных свойств. С увеличением порядкового номера элемента сверху вниз в
пределах главных подгрупп s- и р- элементов потенциал ионизации уменьшается, что
свидетельствует об усилении металлических и, соответственно, ослабление неметаллических
свойств. Это объясняется: 1) увеличением радиусов атомов в подгруппе сверху вниз; 2)
увеличением числа промежуточных электронных слоев, экранирующих заряд ядра.
В подгруппах d- элементов при переходе от 3d- к 5d- элементу энергии ионизации
возрастают.
У элементов одного и того же периода при переходе слева на право, т.е. от щелочного
металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается,
поэтому потенциал ионизации увеличивается, а металлические свойства ослабевают.
Энергия сродства атома к электрону Е (кДж/моль)
Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны, переходя в
отрицательные ионы.
Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому,
называется сродством атома к электрону.
Э0 + е- = Э- + Е
Энергией сродства атома к электрону называется энергия, которую необходимо
затратить для перевода отрицательного иона в нейтральный атом.
Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или даже
отрицательно. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем
больше электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому самым большим значением
энергии сродства атома к электрону обладают галогены (р- элементы VII группы): F, Cl, Br, I.
В пределах периода энергия сродства атома к электрону возрастает слева направо, то
есть по мере усиления неметаллических свойств, в пределах группы уменьшается сверху вниз.
Электроотрицательность ЭО (кДж/моль)
ЭО характеризует способность данного атома смещать электронную плотность на себя по
сравнению с другими элементами соединения.
ЭО может быть выражена как полусумма: ЭО = ½ (J + E)
Электроотрицательность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в
периодической таблице. В начале каждого периода находятся элементы с наименьшей ЭО –
типичные металлы, в конце каждого периода р- элементы – элементы с наивысшей ЭО, т.е.
типичные неметаллы.
У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра
проявляет тенденцию к уменьшению.
Таким образом, чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его
электроотрицательность.