Периодическое изменение свойств атомов химических элементов

Химические свойства атомов элементов проявляются при их взаимодействии. Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов определяют основные особенности их химического поведения.

Характеристиками атома каждого элемента, которые определяют его поведение в химических реакциях являются энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от атома. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Поэтому энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома.

Энергия ионизации, необходимая для отрыва первого электрона, называется первой энергией ионизации I₁. Энергия, необходимая для отрыва второго электрона, называется второй энергией ионизации I₂ и т.д.. При этом имеет место следующее неравенство

I₁ < I₂ < I₃.

Отрыв и удаление электрона от нейтрального атома происходит легче, чем от заряженного иона.

Максимальное значение энергии ионизации соответствует благородным газам. Минимальное значение энергии ионизации имеют щелочные металлы.

В пределах одного периода энергия ионизации изменяется немонотонно. Вначале она снижается при переходе от s-элементов к первым р-элементам. Затем у последующих р-элементов она повышается.

В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.

Сродство к электрону – это энергия (обозначается через Е), которая выделяется при присоединении электрона к атому. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Сродство к электрону в периоде возрастает, а в группе, как правило, убывает.

Галогены имеют самое высокое сродство к электрону. Присоединяя недостающий для завершения оболочки электрон, они приобретают законченную конфигурацию атома благородного газа.

Электроотрицательность – это сумма энергии ионизации и сродства к электрону

Х = I + Е.

Электроотрицательность растёт в периоде и убывает в подгруппе.

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ в силу волновой природы электрона. Поэтому радиусы атомов и ионов определяют условно.

Наибольшее увеличение радиуса атомов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение только внешнего энергетического уровня, что характерно для s- и р-элементов. Для d- и f-элементов наблюдается более плавное увеличение радиуса с ростом заряда ядра.

В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, так как растёт число энергетических уровней.

 

Периодическая система Д.И. Менде­леева

Фундаментальные принципы систематизации элементов создал Д.И. Менделеев в марте 1869 г. Авторская формулировка периодического закона следующая: " Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов". Но Менделеев лучше своих современников понимал, что основополагающей характеристикой элементов является не атомная масса, а какое-то более важное внутреннее свойство атома. Этим можно объяснить распределение химических элементов в периодической системе с нарушением последовательности увеличения атомных масс (Ar – K, Co – Ni, Te – I). После открытия электрона и разработки теории строения ядра атома голландский физик А. Ван ден Брук в 1911 г. высказал предположение, что заряд атома того или иного элемента равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Эта гипотеза получила экспериментальное подтверждение в работах физика Г. Мозли, который установил, что порядковые номера элементов действительно соответствуют значениям ядерных зарядов их атомов. В настоящее время периодический закон формулируется следующим образом: " Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов". Периодический закон, как известно, имел и имеет " предсказательную" силу. Менделеев предсказал неизвестные тогда элементы и их свойства: галлий (Ga – " экаалюминий" ), скандий (Sc – " экабор" ) и германий (Ge – " экасилиций" ), и неизвестные тогда аналоги цезия – франций, бария – радий, тантала – протактиний и другие элементы.

Формы периодической таблицы Менделеев предложил несколько способов построения периодической таблицы. Первым был " вертикальный вариант", где периоды располагались в виде вертикальных столбцов. В 1871 г. Менделеев заменил вертикальный вариант таблицы " горизонтальным" вариантом, так называемой короткой формой. Первый период (" предварительный" ) и два малых периода в короткой форме периодической системы занимают по одной горизонтальной строке, а большие периоды –по две строки. В наши дни принцип короткой формы является наиболее употребительным, но используется и " длинная" форма таблицы, также предложенная самим Менделеевым. В длинной форме большие периоды так же, как и малые, занимают только одну горизонтальную строку. В средней части строк больших периодов располагаются так называемые переходные элементы, а непереходные элементы разорваны на две группы и размещаются слева и справа от переходных. В последнем прижизненном издании " Основ химии" Менделеева им приведена как наиболее удобная для химиков короткая форма, отличающаяся от современных вариантов таблиц главным образом тем, что в ней было еще много пустых клеток, которые позже были заполнены вновь открытыми элементами.

Структура периодической системы. Расположение химических элементов в периодической системе отражается в виде горизонтальных и вертикальных рядов; периодов и групп.Период – последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа квантовых слоев. При этом номер периода элемента совпадает со значением главного квантового числа n внешнего слоя. Элементы в периодах делятся на семейства: s-элементы, p-элементы, d-элементы и f-элементы. Если главное квантовое число определяет положение элемента в периоде, то сочетание l, m, s – квантовых чисел определяет положение элемента в соответствующей группе периодической системы. В соответствии с максимальным числом электронов на внешнем слое элементы периодической системы подразделены на восемь групп. Подразделение на группы производится по числу валентных электронов. Положение в группах s- и p-элементов определяется числом электронов внешнего слоя; фосфор (3s²3p³) имеет на внешнем слое 5 электронов и относится к пятой группе, аргон (3s²3p⁶) – к восьмой группе. Положение в группах d-элементов обусловливается общим числом валентных s-электронов и d-электронов предвнешнего слоя. По этому признаку первые шесть элементов каждого семейства d-элементов располагаются в одной из соответствующих групп: Sc (3d¹4s²) – в третьей группе, Mn (3d⁵4s²) – в седьмой группе. Цинк, у которого предвнешний слой завершен и валентными являются 4s²-электроны, относится ко второй группе. По наличию на внешнем слое лишь одного электрона за счет " провала" одного из s-электронов в d-подуровень Cu (3d¹⁰4s²), Ag (4d¹⁰5s¹), Au (5d¹⁰6s¹) относят к первой группе. Co (3d⁷4s²), Ni (3d⁸4s²), Rh (4d⁸5s¹), Pd (4d¹⁰), Ir (5d⁷6s²), Pt (5d⁹6s¹) оказываются вне групп периодической системы. Их вместе с Fe, Ru, и Os обычно помещают в восьмую группу. В соответствии с особенностями электронных структур 4f-элементы и 5f-элементы помещают в третью группу. Элементы групп делятся на подгруппы: s- и p-элементы составляют главную, а d-элементы – побочную подгруппы. Все свойства элементов, определяемые структурой валентных квантовых слоев, закономерно изменяются по периодам и группам системы. При этом, поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Лекция 3. Химическая связь

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: