1 1. Структура периодической системы (периоды, группы, s

-1-
1. Структура периодической системы (периоды, группы, s-, p,
d-, f- семейства).
В периодической системе 7 периодов:
I, II, III – малые, IV, V, VI, VII – большие; в I – 2 элементов, во II и III – по
8 эл., в IV и V – по 18 эл., в VI – 32 эл., в VII (незавершенный) – 30
элементов. Элементы II и III периодов называются типическими: их
свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного
газа.
В VI периоде после лантана (La) располагаются 14 элементов с
порядковыми номерами 58 – 71, это лантаноиды (подобные лантану).
Химические свойства этих элементов очень сходные между собой из–за
подобия в строении электронных оболочек. Все они реакционноспособны,
имеют с. о. +3, разлагают воду с образованием Н2 и гидроксида и т. д.
В VII периоде 14 элементов с № 90–103 образуют семейство
актиноидов, по свойствам близким к лантаноидам.
По вертикали элементы располагаются в группах – главных и
побочных. В главные подгруппы входят элементы малых периодов и
стоящие под ними элементы больших периодов. Это элементы подгруппа
А. В побочные подгруппы входят элементы больших периодов –
подгруппа В.
Теория строения атома позволила выделить электронные семейства:
s – элементы ( заполняется s – подуровень );
p – элементы ( заполняется p – подуровень );
d – элементы ( заполняется d – подуровень );
f – элементы ( заполняется f – подуровень );
2. Периодичность в изменении свойств элементов.
Учение о строении атома вскрыло глубокий физический смысл
периодического закона. Главная характеристика атома любого элемента
– величина положительного заряда ядра. От заряда зависят все свойства
элементов и положение их в периодической системе.
Современная формулировка периодического закона.
«Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений
находятся в периодической зависимости от величин заряда ядер их
атомов».
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств
элементов: возрастание положительного заряда атомных ядер от 1 до
116 приводит к
периодическому повторению у атомов элементов
строения внешнего энергетического уровня. Т. к. от числа электронов на
внешнем уровне зависит, в основном свойства элементов, то и они
-2-
периодически повторяются. В этом заключается физический смысл
закона.
Атомы первых элементов периодов имеют на внешнем уровне по 1 или
2 электрона в s – подуровне и поэтому проявляют сходные свойства:
легко отдают их и заряжаются положительно, проявляя металлический
характер (это активные восстановители).
Na0 – 1e- = Na; окисление, Na0 – восстановитель.
Внешние уровни у атомов последних элементов периодов содержит по 8
электронов (завершенные слои). Это объясняет их инертные свойства –
они не отдают и не принимают электронов.
Галогены имеют на внешнем электронном слое 7 е, они легко принимают 1
электрон и превращаются в анион.
Cl0 + 1e- = Cl-1; восстановление, Cl0 – окислитель.
В малых периодах с ростом положительного заряда ядра
последовательно возрастает число электронов на внешнем уровне от 1–2
до 7–8. Период начинается щелочным металлом, затем металлические
свойства слабеют и растут неметаллические.
В больших периодах с ростом заряда ядра заполнение электронов
происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств.
Физический смысл номера группы.
Номер периода равен числу
энергетических уровней атомов, т. е. в структуре каждого первого
элемента периода появляется новый энергетический уровень.
Номер группы показывает (для элементов главных подгрупп) число
валентных, электронов на внешнем уровне, которые могут участвовать в
образовании связей с другими элементами.
В пределах одной подгруппы с ростом заряда ядра усиливаются
металлические свойства, а неметаллические убывают.
Размеры атомов и ионов (атомные радиусы).
Атомные радиусы – важнейшие свойства атома. Наблюдается
периодичная зависимость величины атомных радиусов от заряда ядра
атома Z. В одном периоде с увеличением атомного номера размер атомов
уменьшается. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются
внешние электроны, и наоборот, с уменьшением атомного радиуса
электроны притягиваются к ядру сильнее.
II пер.
Заряд
ядра
Размер
ядра, нм
III пер.
Размер
ядра, нм
Li
+3
Be
+4
B
+5
C
+6
N
+7
O
+8
F
+9
0,155
0,113
0,091
0,077
0,071
0,066
0,064
Na
0,189
Mg
0,160
Al
0,143
Si
0,137
P
0,130
S
0,104
Cl
0,099
-3-
Приведенный порядок изменения радиусов по периоду объясняется
увеличение притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере роста Z
(атомного номера). В больших периодах в семействах d– и f–элементов
наблюдается постепенное уменьшение радиусов атомов d–сжатие. Оно
особенно заметно в 8 В-подгруппе.
Fe, Co, Ni – 0,126; 0,125; 0,124 нм.
В ряду лантаноидов это явление называют лантаноидным сжатием. Оно
происходит в результате усиления притяжения электронов к ядру с ростом
заряда ядра. В подгруппах с ростом Z размеры атомов увеличиваются.
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
0,155 нм
0,189
0,236
0,248
0,268
0,280
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
0,113нм
0,160
0,197
0,215
0,221
N
P
As
Sb
Bi
0,071 нм
0,130
0,148
0,161
0,182
В А–подгруппах увеличение Z атома выражено сильнее, чем в В–
одгруппах, где находятся d – элементы.
Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных
размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению.
Поэтому радиус катиона всегда меньше, а радиус аниона – больше радиуса
электронейтрального атома.
К0 - 0,236 нм;
К+ - 0,133 нм;
Cl0 – 0,099 нм;
Cl0 – 0,181 нм.
Энергия ионизации и сродство к электрону
Металличность элемента – способность атома элемента легко отдавать
внешние электроны и превращаться в катионы.
Неметалличность элемента – способность присоединять «чужие»
электроны с образованием анионов.
Для отрыва первого электрона от нейтрального атома надо затратить
энергию, которая называется энергия ионизации. Выражается она в
электрон – вольтах и численно равна потенциалу ионизации – в вольтах.
(Потенциал ионизации – наименьшее напряжение электрического поля,
при котором происходит ионизация атомов).
-4-
Обычно используют понятие – первый потенциал ионизации – это
энергия отрыва от атома первого электрона.
У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного
металлу к инертному газу заряд ядра постепенно растет, а радиус атома
уменьшается. Потенциал ионизации поэтому растет, а металлические
свойства ослабевают.
II период
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Потенциал 5,39
ионизации
III период Na
9,32
8,30
11,26
14,53
13,62
17,42
21,56
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Потенциал 5,14
ионизации
7,65
5,99
8,15
10,49
10,36
12,27
15,76
Величина потенциала ионизации может служить мерой металличности
элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче оторвать
электрон от атома, тем сильнее выражены металлические свойства.
В пределах одной подгруппы потенциалы ионизации в направлении
сверху вниз уменьшаются (металлические свойства усиливаются). Это
объясняется тем, что растут атомные радиусы, слабеет связь валентных
электронов с ядром, их легче оторвать от атома.
Li
5,39
Be
9,32
F
17,42
Na
5,14
Mg
7,65
Cl
12,97
K
4,34
Ca
6,11
Br
11,84
Rb
4,18
Sr
5,69
I
10,45
Cs
3,89
Ba
5,21
Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны.
Энергия, выделяющаяся при присоединении «чужого» электрона к
свободному атому, называется сродством атома к электрону ( эл–вольт).
Сродство к электрону атомов металлов близко к нулю или
отрицательно, т. е. для них присоединение электронов энергетически
невыгодно. Сродство к электрону у атомов неметаллов всегда
положительно и чем больше, тем ближе к благородному газу расположен
-5-
элемент в периодической системе. Величину сродства измерить трудно.
Наибольшие величины – у галогенов, т. к. на внешнем уровне у них – 7 е-.
У Mg и Be – отрицательное сродство, что подтверждает повышенную
устойчивость их электронных конфигураций (s2).
Сумма энергии ионизации и энергии сродства атома к электрону
представляет собой электроотрицательность элемента.
=I+E
Электроотрицательность – характеризует способность атома в молекуле
притягивать к себе электроны (увеличивать вокруг себе электронную
плотность). У инертных газов ЭО нет – внешний уровень укомплектован
до 8 е-.
ЭО для Li и F рассчитывается следующим образом. По табличным
данным находим, что:
IF = 17,42 эв
ILi = 5,39 эв
+
+
EF = 3,62 эв
___________
F = 21,04 эв
EF = 0,54 эв
__________
Li = 5,93 эв
F – наиболее электроотрицательный элемент, т. к. его ЭО – наибольшая.
Абсолютными значениями ЭО пользоваться неудобно, они большие,
поэтому пользуются относительными.
1ЭО  ЭОLi , т. е. 5,93
Тогда: F = 21,04 / 5,93  4,0 ед.
элемент Li
Отн. ЭО 0,97
элемент F
F
Cl
Br
Na
1,01
Cl
I
O
K
0,91
Br
N
Li
Rb
0,89
I
S
P
3,62 3,82 3,54 3,24 1,48 0,2 0,54 2,07 0,8
Отн. ЭО 4,1
2,8
2,7
2,2
Cs
0,86
At
H
0,7
1,9
F
0,86
Ин.
газы
-0,32 -0,19 0
Mg
Be
В группах в направлении сверху вниз величина  уменьшается.
В периодах:
-6-
Li
Be
B
C
N
O
F
0,97
1,47
2,01
2,5
3,1
3,5
4,1
растет.
Т. о. видно, что величина ЭО подчиняется закону периодичности – в
периоде растет, в группе – уменьшается.
Это мера неметалличности, чем она больше, тем сильнее элемент
проявляет свойства неметалличности (окисляется).
Надо помнить, что деление на металлы и неметаллы условно. Элементы
двойственны по свойствам: с усилением неметаллических свойств,
слабеют металлические и наоборот. Условной границей между металлами
и неметаллами считают ЭО = 2,0 ед. Зачем нужна величина ЭО?
Пользуясь ЭО, можно определить направление перехода электронов в
химических реакциях между элементами. Так в реакции:
2Na + H2 = 2NaH
переход электронов происходит от Na к H, т. к. ЭОNa = 1,01 меньше, чем
ЭОН = 2,10, т. е. водород является окислителем, Na – восстановителем
Na – e- = Na+
2H + 2e- = 2HВ другой реакции, между Н и F:
Н2 + F2 = 2HF,
водород будет восстановителем, F – окислителем, т. к. ЭОН = 2,1 <
ЭОF=4,1, т. е. электрон захватывается более электроотрицательными
элементами:
2Н – 2е- = 2Н+
2F + 2e- = 2FТ. о. – ЭО очень важная величина, которая определяет направление
химических реакций, а также вид связи при образовании молекул.
-7-
Степень окисления
характеризует состояние атомов в молекуле. Это условный заряд атома в
молекуле, который рассчитывают, считая что, молекула состоит только из
ионов. Она может быть отрицательной, положительной, равной нулю.
Если атом отдает валентные электроны, то он имеет «+» степень
окисления, если принимает «чужие» электроны, то становится «−»
заряженным. У простых веществ степень окисления равна 0.
Алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле = 0.
KCl, H2O, Na+H-, HN+5O3, т. д.
Высшая степень окисления элемента в периодической системе равна
номеру группы. Например, для S +6,
низшая -2,
промежуточная +4.
Изменение степени окисления элементов по периодам отражает
периодичность изменения свойств элементов с ростом порядкового номера
элемента.
Степень окисления позволяет предсказать окислительные или
восстановительные свойства будет проявлять данное вещество.
Например, сера в H2SO4 имеет высшую степень окисления +6, поэтому
H2SO4 – сильнейший окислитель (у S нет внешних электронов, ей нечего
отдавать, она может только принимать «чужие» электроны).
В H2S, у S (-2), внешний энергетический уровень у нее уже заполнен 8 е,
поэтому она может только отдавать свои электроны и проявлять свойства
восстановителя.
В H2SO3 – (+4) промежуточная степень окисления, она может как
присоединять, так и отдавать е-, т. е. может быть и окислителем, и
восстановителем, в зависимости от партнера.
3. Изменение свойств сложных соединений по периодам и
группам.
Na
0,19
Mg
0,16
Al
0,14
Si
0,13
P
0,13
S
0,10
Cl
0,09
Энергия
ионизации
5,1
7,6
5,9
8,1
10,4
10,4
13,0
CO
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
Активный
металл
Менее
активный
металл
Амфотерн
ый металл
Мало
активный
неметалл
Более
активный
неметалл
Активный
неметалл
Очень акт.
неметалл
Радиус
атома
-8-
Na2O
MgO
NaOH
Щелочь
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
Mg(OH)2 Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
Нераствори
мое
основание
Слабая
кислота
Кислотасре
дней силы
Сильная
кислота
Очень
сильная
кислота
Амфотерно
е основание
Свойства по периоду меняются от сильно металлических, через
амфотерные, к неметаллическим.
Более активному неметаллу в более высокой степени окисления
соответствуют более сильная кислота. Например:
HCl+1O( слабая ), HCl+3O2, HCl+5O3, HCl+7O4 ( самая сильная ).
Для металлов зависимость обратная – их гидроксиды с меньшей
степенью окисления дают более сильные основания.
Если металл проявляет промежуточную степень окисления, то меньшей
ее величине соответствует более сильное основание:
Fe(OH)3
и
Fe(OH)2 ( более сильное )
КД = 1,8 ∙10-11;
КД = 1,3 ∙ 10-4
Если элемент проявляет различные степени окисления, то ему
соответствуют оксиды и гидроксиды с различными свойствами.
CrO – основной
Cr(OH)2 – основание
Сr2O3 – амффотерный
Cr(OH)3 – амф. гидрокс.
Сr2O3 – кислотный
H2Cr2O7
- кислоты
H2CrO4
Mn+2O
Основной
Mn(OH)2
Основание
Mn2+3O3
Основной
Mn(OH)3
Сл. осн.
Mn+4O2
Амфотерный
Mn(OH)4
Амф.
Mn+6O3
Кислотный
H2MnO4
Кислота
Mn2O7
Кислотный
HMnO4
Сильн. кислота