Структура периодической системы элементов

В свете теории строения атома периодический закон формули­руется так: “свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер” (закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869г.).

Положительный заряд ядра является главной характеристикой атома. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, строение энергетических уровней, свойства элемента и его положение в периодической системе.

Периодическая система  графическое изображение периодического закона. Рассмотрим структуру короткой формы периодической системы. Она состоит из семи периодов, десяти рядов и восьми групп.

Период  горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядер и имеющих одинаковое число энергетических уровней. Номер периода указывает на количество энергетических уровней (в этом физический смысл номера периода). Первые три периода называются малыми, остальные  большими.

Группа  это вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое количество валентных электронов. Номер группы указывает на число валенных электронов (в этом  физический смысл номера группы). Но качественно валентные электроны могут быть различны. Например, сравним строение атомов хлора (1) и марганца (2), которые находятся в VII группе.

₁₇Сl^o 1s² 2s²2р⁶ 3s²3p⁵ (1)

валентные

электроны

₂₅Mn^o 1s² 2s²2р⁶ 3s²3p⁶ 3d⁵4s² (2)

валентные

электроны

У атомов хлора валентные электроны находятся на внешнем уровне (3s²3p⁵), а у атомов марганца  2 электрона на внешнем уровне (4s²) и 5 электронов на предпоследнем  (3d⁵). Количество валентных электронов как для атомов хлора, так и для атомов марганца равно номеру группы. От­личие в строении атомов обуславливает различие в свойствах элементов (хлор  типичный неметалл, марганец  типичный металл) и деление групп на подгруппы.

Подгруппа  это вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое строение внешнего уровня. Различают два вида подгрупп: главные и побочные.

Главные подгруппы (их 8) объединяют элементы малых и больших периодов, свое начало они берут во втором периоде (исключение Н и Не).

Побочные подгруппы (их 10) объединяют элементы больших периодов, свое начало они берут в четвертом периоде. Первая побочная подгруппа находится в третьей группе (Sc, Y, La, Ac), а десятая  во второй группе (Zn, Cd, Hg).

Изменение свойств элементов и их соединений в периодах и главных подгруппах

Свойства элементов и их соединений определяются: 1  зарядов ядер атомов, 2  атомными радиусами.

Малые периоды. Рассмотрим изменение некоторых свойств элементов и их соединений на примере II периода (см. табл. 3). Во втором периоде с увеличением положительного заряда ядер атомов происходит последовательное увеличение числа электронов на внешнем уровне, который наиболее удален от ядра атома и поэтому легко деформируется, что приводит к быстрому уменьшению радиуса атомов. Этим объясняется быстрое ослабление металлических и восстановительных свойств элементов, усиление неметаллических и окислительных свойств, нарастание кислотных свойств оксидов и гидроксидов и уменьшение основных свойств. Завершается период благородным газом (Ne). В третьем периоде свойства элементов и их соединений изменяются так же, как и во втором, так как у атомов элементов данного периода повторяются электронные структуры атомов элементов второго периода (3s- и 3p-подуровни)

Большие периоды (IV, V). В четных рядах больших периодов (IV, V), начиная с третьего элемента происходит последовательное увеличение числа электронов на предпоследнем уровне, а структура внешнего уровня остается неизменной. Предпоследний уровень расположен ближе к ядру атома и поэтому деформируется в меньшей степени. Это приводит к более медленному ­уменьшению радиуса атомов. Например:

Группа	IV	V	VI	VII	VIII
Элемент	Ti	V	Cr	Mn	Fe Co Ni
Радиус атома, нм	0,146	0,134	0,127	0,130	0,126 0,125 0,124

Следствием медленного изменения радиуса атомов и одинакового числа электронов на внешнем уровне является и медленное убывание металлических и восстановительных свойств элементов и их соединений. Так, в четном ряду IV периода K  Mn  активные металлы Fe  Ni  металлы средней активности (сравните с элементами II периода, где третий элемент  бор  уже неметалл).

А начиная с III группы нечетного ряда свойства элементов и их соединений изменяются также, как в малых периодах, т. к. начинает застраиваться внешний уровень. Таким образом, структура энергетического уровня является определяющей в свойствах элементов и их соединений. Завершается каждый рассматриваемый период также благородным газом.

Рассмотрев изменение некоторых свойств элементов и их соединений в периодах, можно сделать следующие выводы:

1. Каждый период начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

2. Свойства элементов и их соединений периодически повторяются потому, что периодически повторяются строения энергетических уровней, В этом физический смысл периодического закона.

В главных подгруппах увеличивается число энергетических уровней, это приводит к возрастанию атомных радиусов. Поэтому в главных подгруппах (сверху вниз) уменьшается электроотрицательность, возрастают мегалитические и восстановительные свойства элементов, а неметаллические и окислительные  убывают, основные свойства оксидов и гидроксидов увеличиваются, а кислотные  уменьшаются. Для примера рассмотрим главную подгруппу II группы.

	Радиус атома, нм	Электроотрица-тельность	Свойства оксидов и гидроксидов
Be	0,113	1,5	B eO амфотерный	Be(OH)2 слабое амфотерное основание H2BeO2
Mg	0,160	1,2	MgO основной	Mg(OH)2 основание средней силы
Ca	0,197	1,0	CaO основной	Ca(OH)2 сильное основание
...	...	...	...	...
Ba	0,221	0,9	BaO основной	Ba(OH)2 очень сильное основание

Таким образом, свойства элемента и его соединений являются промежуточными между двух соседних с ним элементов по периоду и подгруппе.

По координатам (номер периода и номер группы) элемента в периодической системе Д. И. Менделеева можно определить электронную структуру его атома, а, следовательно, предвидеть его главные свойства.

1. число электронных уровней в атоме определяет № периода, в котором находится соответствующий элемент.

2. Суммарное число электронов, находящихся в s- и p-орбиталях внешнего уровня (для элементов главных подгрупп) и в d-орбиталях предвнешнего и s-орбиталях внешнего уровня (для элементов побочных подгрупп; исключения:

Со [3d74s2],	Ni [3d84s2] 	IV период
Rh [4d85s1],	Pd [4d105s0] 	V период
Ir [5d76s2],	Pt [5d96s1] 	VI период

определяет № группы.

3. f-элементы располагаются либо в побочной подгруппе III группы (короткопериодный вариант), либо между IIА- и IIIВ-группами (длиннопериодный вариант)  лантаноиды (№ 5770), актиноиды (№ 89102).

4. Атомы элементов разных периодов, но одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних и предвнешних электронных уровней и, следовательно, обладают близкими химическими свойствами.

5. максимальное окислительное число элемента совпадает с номером группы, в которой элемент находится. Характер образуемых элементом оксидов и гидроксидов зависит от окислительного числа элементов в них. Оксиды и гидроксиды, в которых элемент находится в степени окисления:

+1	основные
+2 и +3	основные или амфотерные
больше +3	преимущественно кислотные

Чем больше степень окисления кислотообразующего элемента, тем ярче выражены кислотные свойства оксидов и гидроксидов.

Следовательно: оксиды и гидроксиды элементов IIII групп преимущественно амфотерные. Оксиды и гидроксиды элементов IVVII групп преимущественно кислотные (при максимальной степени окисления). Оксиды и гидроксиды тех же элементов, но с низшей степенью окисления могут быть разного характера.

6. Соединения элементов с водородом могут быть подразделены на 3 большие группы:

а) солеподобные гидриды активных металлов (LiH^, CaH^ и др.);

б) ковалентные водородные соединения р-элементов (B₂H₆, CH₄, NH₃, H₂O, HF и др.);

в) металлоподобные фазы, образуемые d- и f-элементами; последние обычно являются нестехиометрическими соединениями и часто трудно решить, относить ли их к индивидуальным соединениям или твердым растворам.

Водородные соединения элементов IV группы (СН₄ метан, SiН₄  силан) не взаимодействуют с кислотами и основаниями, практически не растворяются в воде.

Водородные соединения элементов V группы (NН₃ аммиак) при растворении в воде образуют основания.

Водородные соединения элементов VI и VII групп (Н₂S, НF) при растворении в воде образуют кислоты.

7. элементы второго периода, в атомах которых заполняется 2-й электронный слой, сильно отличаются от всех других элементов. Это объясняется тем, что энергия электронов во втором слое значительно ниже энергии электронов в последующих слоях, и тем, что во втором слое не может находиться более восьми электронов.

8. d-элементы одного периода меньше отличаются друг от друга, чем элементы главных подгрупп, у которых застраиваются внешние электронные слои.

9. различия в свойствах лантаноидов, в атомах которых застраивается f-оболочка, принадлежащая к третьему с наружи слою, являются незначительными.

Каждый период (за исключением первого) начинается типичным металлом и заканчивается благородным газом, которому предшествует типичный неметалл.

Изменение свойств элементов в пределах периода:

1. ослабление металлических свойств;

2. уменьшение радиуса атома;

3. усиление окислительных свойств;

4. возрастает энергия ионизации;

5. увеличивается сродство к электрону;

6. увеличивается электроотрицательность;

7. нарастают кислотные свойства оксидов и гидроксидов;

8. начиная с IV группы (для р-элементов) увеличивается устойчивость водородных соединений и усиливаются их кислотные свойства.

Изменение свойств элементов в пределах группы:

1. в озрастают металлические свойства;

2. увеличивается радиус атома;

3. усиление восстановительных свойств;

4. уменьшается энергия ионизации;

5. уменьшается сродство к электрону;

6. уменьшается электроотрицательность;

7. нарастают основные свойства оксидов и гидроксидов;

8. начиная с IV группы (для р-элементов) уменьшается устойчивость водородных соединений, усиливаются их кислотные и окислительные свойства.

Амфотерные гидроксиды:
Zn(OH)2	Al(OH)3	Sn(OH)4
Be(OH)2	Ga(OH)3
Ge(OH)2	Cr(OH)3
Pb(OH)2	Fe(OH)3 слабо амфотерный
Cu(OH)2 слабо амфотерный

ВАЛЕНТНОСТЬ  способность атомов элементов образовывать химические связи. Количественно валентность определяется числом не спаренных электронов.

В 1852 г. английский химик Эдуард Франкленд ввел понятие о соединительной силе. Это свойство атомов позже стали называть валентностью.

валентность равна 2 , т. к. есть 2 не спаренных электрона.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ  условный заряд атома, который вычисляют исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

В отличие от валентности степень окисления имеет знак.

Положительная степень окисления равна числу оттянутых (отданных) электронов от данного атома. Атом может отдавать все не спаренные электроны.

Отрицательная степень окисления равна числу притянутых (присоединенных) электронов к данному атому; ее проявляют только неметаллы. Атомы неметаллов присоединяют такое количество электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьми электронной конфигурации внешнего уровня.

Например: N^-3; S^-2; Cl^-; C^-4.