2.2 Периодическая система д.И.Менделеева

Периодичность свойств атомов элементов

Современная формулировка периодического закона: «свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов» является сутью периодической системы, принцип построения которой заключается в выделении определенных периодов и групп элементов.

Период - совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся благородным газом (особый случай - первый период, состоящий из двух газообразных элементов – Н и Не).

Каждая группа подразделяется на главную (А) и побочную (В) подгруппы, причем элементы каждой подгруппы - химические аналоги. В большинстве групп элементы подгрупп (А) и (В) обнаруживают определенное химическое сходство, главным образом, в высших степенях окисления, значение которых формально соответствует номеру группы. Водород, в силу специфики его свойств, не относится к какой-либо определенной группе; обычно его помещают в подгруппу 1(А).

Периодическая система элементов содержит 7 периодов и 8 групп, причем седьмой период незавершенный.

Физической основой структуры периодической системы элементов служит определенная последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера (Z) элемента. Каждый период (кроме первого) начинается элементом со значением n = номеру периода и l =0, и завершается элементом - с тем же значением n и l =1.

К подгруппам (А) принадлежат s- и p- элементы: в их атомах застраиваются под-оболочки с l = 0, 1 и внешней электронной оболочки с n = номеру периода; к под-группам (В) - d- и f - элементы: застраиваются подоболочки с l = 2, 3 и внутренних оболочек с n < номера периода, поэтому периоды с первого по третий не содержат элементов подгруппы (В).

По мере роста порядкового номера элемента (Z) периодически повторяются сходные типы конфигураций внешних оболочек; именно они определяют основные особенности химических свойств элементов.

Свойства элементов подгрупп (А) заметно изменяются: все s - элементы (кроме Н и Не) - металлы, тогда как значительная часть р –элементов - неметаллы.

У d -элементов подгруппы (В) достраиваются незавершенные ранее оболочки и поэтому все d- элементы - металлы, а их свойства по мере роста Z меняются не резко.

Все f-элементы (лантаноиды и актиноиды) - тоже металлы; в их атомах происходит достройка оболочек, конфигурация внешней оболочки остается неизменной, а f- электроны мало влияют на химические свойства. Поэтому лантаноиды весьма похожи на La и друг на друга и преимущественно проявляют степень окисления равную трем. Химические свойства актиноидов несравненно разнообразны (в частности, степень окисления может достигать семи у Np, Po и Am, а у актиноидов с Z < 96 предпочтительной становится степень окисления равная трем).

Гибридизация и пространственное строение молекул

Понятие о гибридизации атомных орбиталей позволяет определить геометрическую форму частиц АВ_n (молекулы, радикалы, ионы), где А – центральный атом элемента, В – концевые атомы (связанные с атомом А каждый по отдельности).

Гибридизация атомных орбиталей – это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа, в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали. Число образующихся гибридных орбиталей числу участвующих орбиталей.

Типы гибридизации орбиталей:

1) sp – гибридизация (смешение одной s- + одной p- орбитали): тип молекулы АВ₂,

пространственное строение – линейное; угловое; угол между связями равен 180⁰;

2) sp² – гибридизация; (смешение одной s- + двух p- орбиталей): тип молекулы АВ₃ или

:АВ₂ (: - неподеленная электронная пара); пространственное строение – треугольное; незавершенное треугольное; угол между связями равен 120⁰;

3) sp³ – гибридизация; (смешение одной s- + трех p- орбиталей): тип молекулы АВ₄ или

:АВ₃ или ::АВ₂; пространственное строение – тетраэдрическое; незавершенное тетра-эдрическое; угловое; угол между связями равен 109⁰.

Таким образом, геометрическая форма частиц АВ_n определяется пространственным расположением осей валентных орбиталей атома А (таблица 2.3).

Алгоритм определения геометрической формы частиц АВ_n через тип гибридизации валентных орбиталей центрального атома А можно представить в виде следующей последовательности:

1) определить центральный (ЦА) атом;

2) представить электронную конфигурацию центрального атома; выделить структуру внешнего энергетического уровня, что позволит определить число валентных электронов (n_{вал. электронов});

3) рассчитать степень окисления центрального атома, числовое значение которого указывает на число электронов, принимающих участие в образовании химических связей, а также на общее количество - и  -связей;

4) определить координационное число (КЧ) - число атомов или групп атомов, координирующихся вокруг центрального атома, значение которого соответствует числу  -связей;

5) установить наличие  -связей, которое рассчитывают как:

количество  -связей = [ разность между общим количеством химических связей и числом  -связей ];

6) определить число неподеленных электронных пар (НЭП) (число электронов, не участвующих в образовании связей, но влияющих на тип гибридизации и геометрию молекул или ионов):

НЭП = 1/2 · [ разность между общим числом валентных электронов (n_{вал. электронов}) и числом электронов, участвующих в образовании связей ];

7) рассчитать число орбиталей (n_{орбиталей}), участвующих в гибридизации и определяющих тип гибридизации:

n _{(орбиталей)} = НЭП + число  -связей;

8) установить тип гибридизации (используя таблицу 2.3):

n _{(орбиталей)} = 2  sp – гибридизация;

n _{(орбиталей)} = 3  sp² – гибридизация;

n _{(орбиталей)} = 4  sp³ – гибридизация;

9) определить геометрическую форму молекулы или иона; указать виды связей; сделать выводы о величине валентного угла, полярности или степени ионности связи (таблица 2.2).

10) принять во внимание, что в том случае, когда количество -связей превышает число  -связей, т.е n() > n(), происходит делокализация -связей (трифторид бора, карбонат-ион, нитрат-ион, озон, триоксид серы и т.д.).