ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

В основу систематизации элементов Менделеев положил их относительную атомную массу. Расположив все элементы в порядке возрастания атомных масс, Менделеев обнаружил, что сходные в химическом отношении элементы встречаются через правильные интервалы и свойства их периодически повторяются.

В 1869 г. Д. И. Менделеев сформулировал периодический закон: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Дальнейшие исследования показали, что свойства элементов зависят от заряда атомных ядер. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента. Из электронейтральности атома следует, что и число электронов равно номеру элемента.

Современная формулировка периодического закона: свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома химического элемента.

Периодическая система Д.И.Менделеева.

Периодическая система элементов является графическим выражением периодического закона и отражает электронное строение атомов элементов в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп. Период - это ряд элементов, в пределах которого свойства изменяются последовательно и происходит заполнение одинакового числа электронных уровней. Номер периода определяет число заполняемых уровней.

Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. С ростом порядкового номера металлические свойства элементов ослабевают, неметаллические усиливаются. В периодической системе имеется 8 групп, каждая группа состоит из главной и побочной подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. Номер группы равен высшей степени окисления, за исключением: О (+2, –1, –2); F (–1); Au, Ag, Cu (+1,+2,+3); Fe, Ni (+2, +3).

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атома. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего.

Первый период состоит из двух элементов водорода и гелия. У этих элементов идет заполнение s подуровня первого уровня, поэтому они являются s-элементами

₁H 1s¹

₂He 1s²

Атомом гелия заканчивается формирование K–оболочки атома и поэтому его электронная формула обозначается [He].

У элементов второго периода формируется L–оболочка, заполняются s- и p-подуровни. Li и Be относятся к s-элементам, т.к. у них идет заполнение s-подуровня.

₃Li 1s²2s¹

₄Be 1s²2s²

Остальные шесть элементов периода являются p-элементами, т.к. у них идет заполнение 2p-подуровня. У элемента Ne полностью заполнен 2p-подуровень и его электронная формула обозначается [Ne].

₁₀Ne 1s²2s²2p⁶

Третий период начинается с натрия, электронная конфигурация которого следующая:

₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹ или [Ne] 3s¹

Заканчивается этот период аргоном:

₁₈Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ или [Ar]

Хотя в третьем уровне имеется подуровень 3d, который остается незаполненным, в четвертом периоде начинается заполняться 4s-подуровень и период начинается с s-элементов калия и кальция.

₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ или [Ar] 4s¹

₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² или [Ar] 4s²

Это обусловлено тем, что энергия подуровня 4s несколько ниже, чем энергия подуровня 3d. После заполнения 4s-подуровня заполняется 3d-подуровень. Элементы от скандия до цинка являются d-элементами, т.к. у них идет заполнения d–подуровня.

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹ или [Ar] 4s²3d¹

₃₀Zn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰ или [Ar] 4s²3d¹⁰

Последние шесть элементов четвертого периода являются p-элементами. У них идет заполнение 4p-подуровня. Всего в четвертом периоде 18 элементов.

₃₁Ga 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹ или [Ar] 4s²3d¹⁰4p¹

₃₆Kr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶ или [Kr]

Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начинается с s-элемента рубидия и заканчивается p-элементом ксеноном.

₃₇Rb 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s¹ или [Kr] 5s¹

₅₄Xe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶ или [Xe]

Он также включает в себя 10 d-элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде также 18 элементов.

₃₉Y 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹ или [Kr] 5s²4d¹

₄₈Cd 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰ или [Kr] 5s²4d¹⁰

В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s-подуровня начинает формироваться d-подуровень предвнешнего уровня у лантана.

₅₇La 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹ или [Xe] 6s²5d¹

Однако у следующего элемента энергетически выгоднее формирование 4f-подуровня, поэтому после лантана следует 14 лантаноидов, у которых идет заполнение f-подуровня и поэтому они относятся к f-элементам.

₅₈Се 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d⁰4f² или [Xe] 6s²5d⁰4f²

₇₁Се 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹4f¹⁴ или [Xe] 6s²5d¹4f¹⁴

Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей на 5d-подуровне и 6p-подуровне. Таким образом, период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать f-элементов.

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено.

Явление провала электронов

У элементов подгруппы меди (Cu, Ag, Au), а также у хрома (Cr), молибдена (Mo), платины (Pt) и палладия (Pd) наблюдается явление “провала” (проскока) электрона: электрон с s-подуровня внешнего уровня переходит на d-подуровень предвнешнего уровня.

Например: ₂₄Сг 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵ или [Ar] 4s¹3d⁵

Периодические свойства элементов

1. Энергия, необходимая для удаления первого электрона от атома элемента, называется первой энергией ионизации: I₁ [кДж/моль]. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы.

Э -1е →Э⁺(ион)

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента; чем больше энергия ионизации, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее выражены металлические свойства. В периоде энергия ионизации возрастает. В группе убывает сверху вниз, что обусловлено увеличением размера атома.

2. Сродство к электрону.

Энергия, которая выделяется при присоединении одного электрона к атому, называется сродством к электрону: Е [кДж/моль].

Э +1е → Э^-1

Оно характеризует окислительную способность элемента, в периоде оно увеличивается, а в главных подгруппах уменьшается сверху вниз.

3. Электроотрицательность – это способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Мерой электроотрицательности считают энергию равную сумме энергии ионизации атома и сродства к электрону.

Пользоваться абсолютными значениями электроотрицательности затруднительно, т.к. они большие и неудобные для сравнения. Если же принять электроотрицательность Li за 1 и сравнить с ней электроотрицательность других элементов, то получают безразмерные величины относительных электроотрицательностей атомов.

Относительная электроотрицательность атомов является мерой неметалличности элемента. Она увеличивается по периоду и несколько убывает в группах.

4. Атомный радиус.

Атомы не имеют строго определенных границ, поэтому абсолютное значение радиуса атома невозможно определить. Можно условно принять за радиус теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности.

В периоде радиус уменьшается, что объясняется увеличением притяжения электрона последнего уровня к ядру при увеличении заряда. В группе радиус увеличивается, т.к. увеличивается число энергетических уровней, и внешние электроны удаляются от ядра.

Свойства различных классов неорганических соединений

Химия – наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях.

Все окружающие нас вещества представляют собой индивидуальные вещества и их смеси, состоящие из двух или более индивидуальных веществ, не связанных между собой постоянными соотношениями. Каждое индивидуальное вещество характеризуется составом и строением, которые определяют его физические и химические свойства.

Число известных к настоящему времени веществ более 10 миллионов, поэтому очень важна классификация химических соединений.

Классификация веществ – это объединение веществ в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами, она позволяет систематизировать знания о веществах и облегчает их изучение. Классификация тесно связана с номенклатурой, т.е. системой названия веществ.

По составу все индивидуальные вещества делятся на простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента – это форма существования этого элемента в свободном виде (О₂, О₃, Р₄, S₈, Fe). В зависимости от типа связи между атомами элементов (ковалентной или металлической) и характера свойств простые вещества подразделяют на металлы (Fe, Zn, Cu, Na, …) и неметаллы (Н₂, О₂, Cl₂, …).

Сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов двух или более элементов (СО₂, H₂SO₄, K₃[Fe(CN)₆]).

В настоящее время известно около 400 простых веществ с учетом аллотропных модификаций элементов (например, аллотропные формы углерода – алмаз, графит, карбин). Химических соединений известно более 10 миллионов.

Сложные вещества делятся на неорганические, органические и элементоорганические.

К органическим веществам относят соединения углерода с атомами других органогенов (Н, О, N, S, P), за исключением оксидов углерода, угольной кислоты и ее солей. Органогенами называют элементы, «рождающие» органические вещества: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты.

Соединения углерода с остальными элементами периодической системы – неорганогенами – относят к элементоорганическим.

Неорганические вещества по составу подразделяются на бинарные и многоэлементные.

Бинарные соединения – обширный тип неорганических сложных веществ (более 10 тысяч).

Важнейшие бинарные соединения рассматривают как продукты взаимодействия двух простых веществ. Например, в системе «азот–кислород» существует пять бинарных соединений: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅; в системе «медь–сера» – три соединения: Cu₂S, CuS, CuS₂; в системе «железо–кремний» образуются Fe₃Si, Fe₃Si₂, FeSi, FeSi₂, FeSi_2+x и т.д.

По доминирующему характеру химической связи бинарные соединения подразделяются на три типа: преимущественно ионные солеобразные (LiBr, LiH, CaH₂, NaI), ковалентные (SiC, BCl₃, B₄C, SF₆, CO₂) и металлоподобные (Ni₃Si, Ni₅Si₂, TiN, VN, Fe₃C, Ti₆O). В формулах бинарных соединений металлы всегда предшествуют неметаллам, например: SnCl₂, Al₃N, MnF₃, MoO₃. Если бинарное соединение образовано двумя неметаллами, то на первом месте ставится символ того элемента, который располагается левее в последовательности

B, Si, C, As, P, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, N, O, F.

Например: CO₂, Сl₃N, SiH₄, AsI₃, N₂O₃, I₂Cl₆, OF₂.

Исключение составляют соединения азота с водородом, написание формул которых традиционно обратное: NH₃, N₂H₄.

Если бинарное соединение состоит из двух металлов, то первым указывается металл, располагающийся в большом периоде раньше (от начала периода), например: CuZn, FeNi₃.

Если оба металла находятся в одной группе, то первым указывается элемент с большим порядковым номером, например: AuCu₃ – тримедьзолото.

Название бинарного соединения состоит из двух слов: первое – корень латинского названия более электроотрицательного элемента с окончанием -ид, второе – русское название менее электроотрицательного элемента в родительном падеже с указанием его степени окисления, если она переменная. Под степенью окисления понимают условный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Например:

MgCl₂ – хлорид магния;

СrBr₃ – бромид хрома (III);

SF₆ – фторид серы (VI).

Можно вместо степени окисления указывать с помощью греческих числительных приставок стехиометрический состав соединения, например:

СО – монооксид углерода;

СО₂ – диоксид углерода;

SF₆ – гексафторид серы;

Fe₃О₄ – тетраоксид железа.

Если соединение не подчиняется правилу формальной валентности, то его состав указывают используя числительные приставки, например: Mn₅C₂ – дикарбид пентамарганца.

Под формальной валентностью понимают способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химической связи.

В зависимости от более электроотрицательного элемента бинарные соединения подразделяются на следующие классы: оксиды, галогениды, халькогениды, карбиды, гидриды и т.д. (табл. 1.1).

Таблица 1.1. Классы бинарных неорганических соединений

Класс	Неметалл		Пример	Название
	Элемент	Группа периодич. системы
галогениды	F, Cl, Br, I	VII	NaCl OF2	хлорид натрия фторид кислорода
оксиды	О	VI	СаО Р2О5	оксид кальция оксид фосфора (V)
халькогениды	S, Se, Te	VI	ZnS CSe2 Al2Te3	сульфид цинка селенид углерода теллурид алюминия
пниктогениды	N, P, As	V	Li3N Mg3P2 Na3As	нитрид лития фосфид магния арсенид натрия
карбиды	С	IV	Al4C3 SiC	карбид алюминия карбид кремния
силициды	Si	IV	Li4Si Mg2Si	силицид лития силицид магния
бориды	B	III	Mg3B2	борид магния
гидриды	H	I	NaH CaH2	гидрид натрия гидрид кальция

Многоэлементные соединения – сложные соединения с числом элементов три и более. По доминирующему типу химической связи выделяют ионные соединения (гидроксиды, сложные соли), ковалентные, не обладающие ни основным, ни кислотным, ни солеобразным характером (СuFeS₂, CdSnP₂, [Fe(CO)₅]), и интерметаллические многокомпонентные фазы с доминирующим металлическим типом связи.

Многоэлементные соединения можно рассматривать как продукт взаимодействия бинарных соединений друг с другом при условии, что при образовании сложных веществ не изменяются степени окисления элементов. Так, H₂SO₄ и Са(ОН)₂ можно получить непосредственным взаимодействием SO₃ и CaO с водой, СuFeS₂ является продуктом взаимодействия CuS и FeS. CdSnP₂ – продукт взаимодействия Cd₃P₂ и Sn₃P₄. Комплексное соединение Na₃[AlF₆] – продукт взаимодействия NaF и AlF₃.

Часто формулы сложных минералов записывают в виде комбинации соответствующих бинарных соединений, например:

асбест: Mg₃H₄Si₂O₉ – 3MgO2SiO₂2H₂O;

германит: (FeCu₆Ge₂)S₈ – FeS2GeS₂3Cu₂S;

станнит: (FeCu₂Sn)S₄ – FeS2Сu₂SSnS₂.

Гидроксиды обычно рассматриваются как продукты взаимодействия оксидов с водой, независимо от того, наблюдается это взаимодействие в действительности или гидроксид может быть получен только косвенным путем.

Общая формула гидроксидов может быть представлена в виде

Э–(ОН)_n, где Э – элемент (кроме фтора), n – индекс, равный степени окисления элемента. Например, гидратные формы третьего периода можно представить следующим образом:

NaOH, Mg(OH)₂, Al(OH)₃, Si(OH)₄, P(OH)₅, S(OH)₆, Cl(OH)₇.

Однако соединения, содержащие большое число гидроксогрупп, оказываются неустойчивыми. Повышение устойчивости достигается за счет отщепления одной или нескольких молекул воды. Чем выше степень окисления элемента, тем большее число молекул воды отщепляется для обеспечения устойчивости соединения. Форма гидроксидов Э(ОН)_n называется ортоформой. При n  2 гидроксид может находиться в метаформе с меньшим числом атомов кислорода и водорода на молекулу воды и включать, кроме атомов Э и групп ОН, еще атомы кислорода. Например:

Ортоформа	Метаформа
Э(ОН)3	ЭО(ОН)
Э(ОН)4	ЭО(ОН)2
Э(ОН)6	ЭО2(ОН)2

Наиболее распространенными гидратными формами р-элемен-тов являются те, формулы которых можно получить путем вычитания из предельной формы Э(ОН)_n четного числа молекул воды для элементов четных групп и нечетного – для элементов нечетных групп. Исключение составляют бор, углерод, азот.

Таким образом, общую формулу гидроксидов правильнее представлять в виде ЭО_m(ОН)_n, где m = 0...4, а n = 1...6 в реально существующих гидроксидах.

Гидроксиды делятся на 3 группы – оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства (амфотерные гидроксиды).

Все основные гидроксиды находятся в ортоформе. Общая формула основных гидроксидов (оснований) – M(OH)_n, где М – катион металла, а n = 1; 2. При m = 0 и n = 3; 4 (реже 2) гидроксиды Э(ОН)_n могут обладать как основным, так и кислотным характером, причем с увеличением числа гидроксогрупп в формульной единице (т.е. с увеличением степени окисления Э) основные свойства ослабевают, а кислотные возрастают.

Гидроксиды ЭО_m(OH)_n (m  0) обладают исключительно кислотными свойствами, причем в формуле кислотных гидроксидов (кислот) атомы водорода помещают на первое место, например: H₂SO₄, HNO₃, H₂CO₃, а не SO₂(OH)₂, NO₂(OH) и CO(OH)₂.

По функциональным признакам (свойствам) неорганические соединения делятся на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических реакциях. Основными классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.