Структура периодической системы.

Существует несколько вариантов периодической системы. Наиболее распространены длиинопериодный и короткопериодный варианты. В нашей стране чаще всего встречается котороткопериодный вариант. Согласно этому варианту периодическая система включает в себя семь периодов и восемь групп.

Период- горизонтальный ряд элементов расположенных в порядке возрастания заряда ядра. Или – ряд элементов с одинаковым значением главного квантового числа, т. е. атомы элементов находящихся в одном периоде имеют одинаковое число энергетических уровней. Всего периодов 7. Различают большие и малые периоды. Малые периоды состоят только из одного ряда элементов. Их три: 1,2, и 3 периоды. В первом – 2 элемента, во втором и третьем по 8 элементов. Большие периоды (4, 5, 6) включают в себя два ряда. 4 и 5 период содержат по 18 элементов, 6-ой содержит 32 элемента. Любой период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Изменение свойств элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью.

Группа - вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Каждая группа включает в себя две подгруппы: главную и побочную. Нахождение в главной и побочной подгруппе определяется сходством электронной конфигурации внешнего энергетического уровня. В зависимости от порядка заполнения электронами внешнего энергетического уровня все элементы делятся на семейства:s,p,d,f. Отнесение элемента к тому или другому семейству определяется тем, кокой подуровень заполняется последним. Еслиs, тоs-семейству, еслиd, то кd–семейству и т.д. Главные подгруппы всегда содержат элементы толькоs- иp- семейств, побочные –d–семейства. Элементыf-семейства (лантаноиды и актиноиды) находятся в побочной подгруппеIII-ей группы. Номер подгруппы определяется суммойsи р –электронов внешнего уровня элементов главных подгрупп и суммойs– электронов внешнего иd-электронов предвнешнего уровня для побочных подгрупп.

Изменение свойств элементов в пределах системы носит периодический характер. Если рассматривается изменение свойств элементов в пределах периода – горизонтальная периодичность, если в переделах группы – вертикальная. Существуют еще более сложные виды периодичности: внутренняя и вторичная.

Внутренняя и вторичная периодичность

Не монотонность изменения свойств элементов в пределах периода называется внутренней периодичностью или внутрипериодной периодичностью. Это в первую очередь связано с эффектом экранирования ядра электронами предвнешнего энергетического уровня. Эффект экранирования обусловлен электронами внутренних слоев, которые заслоняя ядро, уменьшают притяжение к нему электронов внешнего энергетического уровня. Так например при переходе от бериллия Ве₅ к бору В₆несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается.

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р электрона у бора ослаблено за счет экранирования ядра предвнешними 2sэлектронами.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s-иp– элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации.

Уменьшение энергии ионизации у азота N₇к кислороду О₈обусловлено взаимным отталкиванием электронов одной и той же атомной орбитали кислорода

В характере изменения свойств s– и р – элементов в подгруппах наблюдаетсявторичная периодичность. Она обусловлена эффектом проникновения электронов к ядру. Согласно принципу Гейзенберга любой электрон любой орбитали некоторое время находится в области, близкой к ядру. Иными словами внешние электроны проникают к ядру сквозь слои внутренних электронов. Степень проникновения для электронов с одинаковым значением главного квантового числа различна. В большей мере она проявляется уs-электронов, в меньшей и р- иd- электронов. Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи электронов с ядром. Этим, в частности, и объясняется порядок заполнения атомных орбиталей в многоэлектронных атомах. Например в рядуC—Si—Ge—Sn—Pb (IV-А подгруппа) наблюдается общая тенденция увеличения атомного радиуса, однако эта закономерность не носит монотонный характер. При переходе отSiкGeвнешние р-электроны проникают через экран из 3dэлектронов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6р орбитали уPbпо сравнению с 5р орбитальюSn обусловлено проникновением 6р орбиталей через двойной слой 5dи 4fэлектронов.

Среди важнейших периодических свойств атома выделяют следующие:

1. Атомные и ионные радиусы, определяемые как средине радиусы атома и иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в различных соединениях. По периоду атомный радиус, в общем уменьшается. Так как увеличивающийся по периоду заряд ядра притягивает электроны с большей силой, что и уменьшает радиус. Уменьшение радиуса проявляется сильнее всего тогда, когда на валентную оболочку добавляется второйs- электрон (и увеличивается заряд ядра на единицу).

Меньше снижается радиус с добавление p-,d-,f- электронов. Дляd- иf- электронов вдоль периода радиусы изменяются незначительно, так как происходит заполнение глубинных подоболочек. Такое закономерное, хотя и малое, уменьшение радиусов в ряду лантаноидов получило названиелантаноидного сжатия.

В главных и третьей побочных подгруппах сверху вниз растет число электронных оболочек, поэтому радиус увеличивается. В остальных побочных подгруппах стоящих за лантаноидами увеличение атомного радиуса за счет увеличения числа электронных оболочек компенсируется уменьшением радиуса за счет лантаноидного сжатия. В результате этого радиусы остаются практически постоянными.

2. Энергия ионизации, определяемая количеством энергии, необходимой для отрыва электрона от атома. Зависит от радиуса атома, поэтому характер их изменения по периодам и подгруппам Периодической системы близок к характеру изменения радиуса. (в периодах слева направо увеличивается, в группах сверху вниз уменьшается)

3. Сродство к электрону, определяется количеством энергии, выделяющейся при присоединении дополнительного электрона к атому. Зависит от радиуса атома, поэтому характер их изменения по периодам и подгруппам Периодической системы близок к характеру изменения радиуса. (в периодах слева направо увеличивается, в группах сверху вниз уменьшается для водорода – 0,75 электроновольт, для фтора 3,52 электроновольт).

4. Восстановительная активность, определяется способностью атома отдавать электрон другому атому. Количественной мерой восстановительной активности является энергия ионизации. Если энергия ионизации увеличивается, то восстановительная активность уменьшается.

5. Окислительная активность, определяется способностью атома присоединять электрон от другого атома. Количественной мерой окислительной активности является сродство к электрону. Если значение энергии сродства к электрону увеличивается, то окислительная активность также увеличивается.

6. Степень окисления, электроотрицательность, составы высших водородных соединений и т.д (ознакомимся позднее)

IV.Химическая связь– результат различного вида взаимодействий, обуславливающий устойчивое состояние двух и многоатомных молекул.

По современным представлениям химическая связь имеет электростатическое происхождение.В ее образовании участвуют преимущественно электроны внешнего энергетического уровня. Между электронами и ядрами атомов возникают силы электростатического притяжения, которые в свою очередь и удерживают атомы в виде устойчивого комплекса – молекулы.

Причина образования химической связи– стремление атомов приобрести устойчивую электронную конфигурацию. Известно, что наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух (Не) или восьми электронов (электронная конфигурация благородных газов). Согласно теории химической связи, это может осуществляться за счет:

1) потери или приобретения электрона

2. обобществления электронов

В зависимости от способа образования устойчивой электронной конфигурации различают несколько типов химической связи:

1) внутримолекулярны (ковалентная, ионная, металлическая)

2) межмолекулярные (водородная и Ван-дер-ваальсовое взаимодействие)

Ковалентная связь по своей природе представляет собой универсальный тип химической связи. Ионную же связь можно рассматривать как придельный случай ковалентной полярной связи. Металлическая связь, характерная только для металлов и их сплавов, имеет туже природу, но отличается от ковалентной рядом особенностей.