Период и группа
Расположенный в каждой ячейке таблицы элемент оказывается на пересечении строки и столбца, номера которых являются, соответственно, периодом и группой. Начиная с четвертого, периоды состоят из двух рядов (строк), но это не должно смущать — это традиционный прием, позволяющий сделать таблицу не слишком широкой.
Химический элемент принадлежит либо основной, либо побочной группе. Принадлежность элемента основной группе в первую очередь означает, что он обладает свойствами, присущими группе в целом (например, все инертные газы находятся в восьмой группе, а щелочные металлы — в первой).
Цвет ячейки показывает принадлежность элемента определенному семейству (например, металлов или полупроводников). Расшифровка цветов приведена под таблицей.
Два больших семейства — лантаноиды и актиноиды — вынесены за пределы основной таблицы.
МЕТАЛЛЫ…. Металлы составляют большую часть химических элементов. Каждый период периодической системы (кроме 1-го) химических элементов начинается с металлов, причем с увеличением номера периода их становится все больше. Если во 2-м периоде металлов всего 2 (литий и бериллий), в 3-м — 3 (натрий, магний, алюминий), то уже в 4-м — 13, а в 7-м — 29.
НЕМЕТАЛЛЫ…. Ответ следует начать с характеристики положения неметаллов в периодической системе: если провести воображаемую диагональ от бериллия Be к астату At, то неметаллы расположатся в главных подгруппах выше диагонали (т. е. в верхнем правом углу). К неметаллам относятся также водород Н и инертные газы.
№9
Электроотрицательность. Это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе е, учавствующие в образовании хим. связи. В периоде эо аозрастает с увеличением порядкового номера, а в группе, как правило, убывает по мере увеличения ядра. Т.о. наим эо – s-эл. 1-ой группы, наиб. – p-эл-ты 6, 7 групп.
Ра́диусом а́тома называется расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбитэлектронов в электронной оболочке этого атома.
В настоящее время принято задавать этот размер в пикометрах (1 pm = 10-12m). Ранее для этой же цели использовались Ангстремы (1 Å = 10-10m)
Потенциал ионизации –разность потенциалов, под воздействием которой е обретает Е, соотв. Е ионизации, измеряют в вольтах. Сродство к е атома – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении в нейтральному атому е с образованием отрицательного иона: Э+е->Э*- + Е, в кДж/моль.
Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э−(сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).
Э + e− = Э− + ε
Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).
СВОЙСТВА…1) Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода. В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними. 2) Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов. 3) В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом , наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наибольшее р-элементы 6 и 7 групп. 4) В периодах слева направо радиусы атомов меняются незначительно. С увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне. Первые три периода содержат только s и р элементы. Четвертый и последующие периоды включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d и f подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. При этом f элементы объединяются в семейства, называемые лантаноидами (4 f-элементы) и актиноидами 5 f-элементы. В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, имеющие сходное электронное строение внешнего энергетического уровня при различных значениях главного квантового числа и поэтому проявляют сходные химические свойства.
№10
КАК И 9
№11
Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Несмотря на всю огромную значимость такого открытия, периодический закон и система Менделеева представляли лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Причина этого заключалась в том, что в XIX в. совершенно отсутствовали какие-либо представления о сложности строения атома.
Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов с фундаментальных физических позиций. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).
Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения их атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней в электронной оболочке атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного энергетического уровня, во втором периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом — из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.
В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.
Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I); (Не, Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I — в VII и т. д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.
ИЗМЕНЕНИЯ…..
если расставить химические элементы в порядке возрастания ядра, то их свойства будут сначала постепенно изменяться, а затем через несколько элементов эти изменения будут повторяться.
Причина этих изменений состоит в особенностях электронного строения атомов. Атом устроен таким образом, что электроны в нем расположены не беспорядочно, а послойно. В первом слое всего 2 электрона, следовательно химические свойства повторяются через 2 элемента (рис. 3.1. ). Во втором электронном слое может разместиться 8 электронов, поэтому химические свойства повторяются через 8 элементов. Дальше связь между максимальным числом электронов на уровне и повторяемостью свойств химических элементов становится более сложной, но свойства химических элементов также повторяются.
№12
ВИДЫ……Ионная связь.
Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.
Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2SO4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).