Третий электронный уровень завершен – на нем теперь 18 электронов.

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 10Следующая ⇒

Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки. Ga 1s22s22p63s23p63d104s2 4p1 Ge 1s22s22p63s23p63d104s2 4p2 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 Br 1s22s22p63s23p63d104s2 4p5 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов первых 4 периодов.

3. Строение периодической системы. Ионизационный потенциал, сродство к электрону и их связь с положением элемента в периодической системе

Периодическая система химических элементов – это строго упорядоченное множество хим-х элементов, их естественная классификация, являющаяся табличным или др. графическим выражением периодического закона хим-х элементов. Была создана менделеевым в 1871 году.

Символы элементов в ПС расположены по верт (группы) и гориз (периоды) графам. Каждый элемент - определенная клетка.

Группа - совокупность элементов с одинаковой валентностью по кислороду. Эта высшая валентность определяется номером группы. Валентные электроны – электроны, за счет к-х обр-ся хим-е связи данного атома с др. атомами. Некоторые элементы имеют высшую валентность, не равную номеру их групп. Исключения: Сu, Ag, Аu (вал. От 1 до 3); кислород в 6 группе, хотя соединения его с валентностью выше двух почти не встречаются. Фтор (7 гр) — в важнейших соед-х одновалентен; бром Вr (7 гр) —макс пятивалентен. Особенно много исключений в VIII группе. В ней только два элемента: рутений Ru и осмий Os проявляют валентность, равную восьми. Вал-ть же ост. элементов VIII группы знач. ниже.

Элементы группы распределяются по подгруппам. Подгруппа – совокупность элементов, обладающих явно выраженным хим-м сходством вследствие сходных электронных конфигураций валентного слоя в атомах элементов одной подгруппы. Каждая группа: главная и побочная подгруппы

В первых семи группах имеется по одной главной и по одной побочной подгруппе; в восьмой группе имеется одна главная подгруппа, «инертные» элементы, и три побочных. Наименование каждой подгруппы обычно дается по названию верхнего элемента, например: подгруппа лития (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr). В то время как элементы одной и той же подгруппы являются химическими аналогам, элементы разных подгрупп одной и той же группы иногда очень резко отличаются по своим свойствам. Общим свойством для элементов главной и побочной подгрупп одной и, той же группы является в основном только одинаковая их высшая валентность по кислороду.

Элементы главных подгрупп имеют валентные s- или p – электроны.

Элементы побочных подгрупп (переходные элементы) имеют валентные d—или f— электроны. Все элементы побочных подгрупп – металлы.

Изменение некоторых характеристик элементов в главных подгруппах сверху вниз: Число электронных слоев атомов увеличивается; Число электронов на внешнем слое атомов одинаково; Радиус атомов увеличивается; Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается; Энергия ионизации уменьшается; Сродство с электроном уменьшается; ЭО уменьшается; Металличность элементов увеличивается; Неметалличность элементов уменьшается.

В периодической системе имеются два горизонтальных ряда по 14 элементов, расположенных вне групп: (обычно их помещают внизу таблицы)

· лантаноиды (буквально: подобные лантану)

· актиноиды (подобные актинию).

Символы актиноидов расположены под символами лантаноидов. Этим расположением выявляются 14 более коротких подгрупп, состоящих из 2 элементов каждая: это вторые побочные, или лантаноидно-актиноидные подгруппы.

На основе всего сказанного различают: а) главные подгруппы, б) побочные подгруппы и в) вторые побочные (лантаноидно-актиноидные) подгруппы.

Исходя из этого, все подгруппы периодической системы можно разделить на 4 категории.

I. Главные подгруппы I и II групп (подгруппы лития и бериллия).

II. Шесть главных подгрупп III — IV - V — VI — VII — VIII групп (подгруппы бора, углерода, азота, кислорода, фтора и неона).

III. Десять побочных подгрупп (по одной в I — VII группах и три в VIII группе).

IV. Четырнадцать лантаноидно-актиноидных подгрупп.

Количества подгрупп этих 4-х категорий составляют арифметическую прогрессию: 2—6—10—14.

Период - последовательность элементов, расположенных по возрастанию зарядов ядер атомов, начинающаяся щелочным металлом (или Н), заканчивающаяся благородным газом. В атомах элементов одного периода происходит заполнение электронами одинакового числа энергетических уровней.

Номер периода совпадает с номером внешнего энергетического уровня в атоме данного элемента. В ПС существует три малых периода (1, 2, 3-й) и четыре больших (4, 5, 6, 7-й)

Периоды не равномерны по числу входящих в них элементов. Число элементов в любом периоде выражается формулой 2п2 где n — целое число. Во 2 и 3 периодах находится по 8 элементов; в 4 и 5 — по 18 элементов; в 6—32 элемента; в 7, еще не законченном, пока 18, элементов, хотя теоретически должно быть тоже 32 элемента.

В малых периодах слева направо изменение некоторых характеристик элементов следующее: Заряд ядер атомов увеличивается; Число электронных слове атомов не изменяется; Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от единицы до восьми; Радиус атомов уменьшается; Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается; Энергия ионизации увеличивается; Сродство к электрону увеличивается; Электроотрицательность увеличивается; Металличность элементов уменьшается, неметалличность - увеличивается.

Химические свойства различных элементов выявляются при взаимодействии нейтральных атомов. Одним из возможных типов взаимодействия атомов является частичная перестройка их электронной оболочки, вызываемая переходом электронов от атома к атому, или перекрыванием электронных облаков.

Атомы одних элементов легко теряют электроны, другие легко присоединяют их и превращаются в ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома:

Энергия ионизации выражается в кДж/моль или эВ/атом.

Для многоэлектронных атомов энергии ионизации I₁, I₂, I₃....... соответствуют отрыву первого, второго и т.д. электронов. При этом всегда I1 < I2 < I3, т.к. увеличение числа оторванных электронов приводит к возрастанию положительного заряда образующегося иона. Например, у водорода I = 13, 6; у гелия I1=24, 6, I2=54, 4; у цинка I1=9, 4, I2=18, 0, I3=39, 7, I4=61, 6, I5=86, 3.

Энергия ионизации атома сильно зависит от его электронной конфигурации. В частности, завершенные электронные слои имеют большую устойчивость. Наименьшими значениями энергии ионизации I₁ обладают S-элементы первой группы (Li, Na, K). Значение же энергий ионизации I₂ у них резко возрастает, что отвечает удалению электрона из завершенного слоя (ns²np⁶ и 2s² у Li). Аналогично для s-элементов II группы (Be, Mg, Ca) удалению электрона из завершенного слоя (ns²np⁶ и 2s² у Bе) отвечает резкое повышение энергии ионизации I₃.

Наименьшей энергией ионизации (3-5 эВ) обладают S-элементы I группы, наибольшей – s и p элементы VIII группы. Возрастание энергии ионизации при переходе от s-элементов I группы к p-элементам VIII группы обусловливается возрастанием заряда ядра.

При переходе от s-элементов I группы к p-элементам VIII группы энергия ионизации изменяется не монотонно, а с проявлением внутренней периодичности. Сравнительно большим значением энергии ионизации обладают элементы II группы (Be, Mg, Ca) и V группы (N, P, As). В то же время сравнительно меньшее значение энергии ионизации имеют элементы III группы (B, Al, Ga) и VI группы (O, S, Se).

Отрыв непарного электрона потребует меньшей работы, чем отрыв электрона от пары. Повышение ионизационного потенциала для атомов Zn, Cd и Hg обусловлено тем, что у них полностью застроен d-подуровень (d10), а во внешнем уровне находится пара электронов.

С увеличением радиуса атома ионизационный потенциал уменьшается, и наоборот. Обычно пользуются величиной первого ионизационного потенциала I1. Наиб знач имеют атомы благородных металлов, а наименьшими значениями I1 обладают атомы щелочных металлов, отсюда слева направо уменьшение восстановительной активности. Величины ионизационных потенциалов зависят не только от радиуса атома. При оценке I1 необходимо учитывать тип элемента, наличие непарных или парных электронов в подуровнях и эффект экранирования внешних электронов электронами внутренних d и f подуровней.

В группах s-, p-элементов и в группе IIIB d-элементов сверху вниз величины I1 уменьшаются – восстановительная активность увеличивается. В группах d-элементов, кроме IIIB, ионизационные потенциалы, как правило, уменьшаются в обратном направлении, т.е. снизу вверх и соответственно нарастают восстановительные свойства.

Сродством к электрону называется энергетический эффект F процесса присоединения электрона к нейтральному атому Э с превращением его в отрицательный ион Э^-

Сродство к электрону может быть выражено в кДж/моль или эВ/атом. Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона Э–. Пользуются этой характеристикой для окислительной активности атомов. Сопровождается этот процесс выделением тепла.

Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для небольшого числа элементов. Сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома. С увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливая периодичность.

Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы 7 группы. Наименьшее и даже отрицательное значение сродства к электрону имеют атомы с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar, Kr) или наполовину заполненным р – подслоем. (N, P, As).

Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам O, S, C и др. Таким образом, для указанных элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания медлу дополнительным электроном и электронной оболочкой атома.

Присоединение 2-х, 3-х и более электронов к атому, согласно квантово-механическим расчетам невозможно. Поэтому одноатомные (простые) многозарядные анионы (O2–, S2–, N3–) в свободном состоянии существовать не могут.

Сродство к электрону возрастает с уменьшением радиуса. В группах неметаллов снизу вверх сродство к электрону возрастает, т.е. увеличивается окислительная активность элементов. В периодах сродство к электрону возрастает слева направо, что указывает на повышение окислительной активности элементов.

ЭО – величина, хар-я способность атомов того или иного элемента в молекуле или сложном ионе смещать к себе электроны, участвующие в образ связи. У одних атомов превалирует тенденция к потере электронов с превращ в полож ионы, а др стремятся приобрести их, переходя в отриц ионы.

Понятие ЭО - условное. Оно позволяет оценить способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. Чем больше ЭО, тем сильнее атом элемента притягивает к себе электроны.

Мерой электроотрицательности может служить арифметическая сумма энергии ионизации I и сродства к электрону F.

I и F следует брать в одних единицах: ккал/г-атом, кДж/г-атом, эВ/г-атом или на 1 моль.

Согласно одному из определений электроотрицательность атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону:

Наиб часто используемой шкалой ЭО яв-ся шкала Полинга, расчитанная из термохимических данных.За начало отсчета в этой шкале произвольна принята величина ЭО наиб электрооотриц элемента фтора (ЭО_фтора = 4, 0). В отличие от энергии ионизации, ЭО – не строго опред физ-я величина, а полезная условная хар-ка. ЭО относится не к изолированным, а к хим-ки связаным атомам. По периоду, по мере увелич заряда ядра атомов, ЭО увеличивается, а в подгруппах, по мере увелич кол-ва энергетических уровней в атомах, уменьшается

4. Периодический закон, его физическое обоснование. Строение периодической системы. Формы таблиц. Современное значение периодического закона

Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева Дмитрия Ивановича: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная) и «сверхдлинная». В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток.

Периодический закон – величайшее достижение химической науки, основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение.

Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 г. Ученый сформулировал этот закон так: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Более детальное изучение строения вещества показало, что периодичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электронным строением атомов.

Заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов. Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера (от величины заряда ядра их атомов).

Порядковый номер элемента равен заряду ядра, числу протонов в ядре и общему числу электронов в атоме. Номер периода равен числу электронных слоев (энергетических уровней), на к-х нах-ся электроны в атоме элемента. Номер группы, как правило, показывает наиб число электронов, к-е атом может отдать для образования хим-х связей, т.е. равен высшей (положительной) степени окисления элемента

Элементы, нах-ся в одной группе, имеют общую формулу высшего оксида, высшего гидроксида и летучего водородного соединения (если оно существует)

Выражением Периодического закона является периодическая система элементов.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом — физический смысл периодического закона.

Физическое обоснование закона: Английский ученый Мозли установил, что заряды ядер изменяются в соответствии с порядковыми номерами элементов в периодической системе. Периодическая система и периодический закон дают возможность сформировать представление о единстве и целостности мира, более глубоко изучить химические элементы и их свойства.

⇐ Предыдущая 1 234 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒