4. Периодический закон д.И.Менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, подгруппы, порядковый номер.

Менделеев открыл периодический закон в 1869 году и дал ему такую формулировку «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов». Периодическая система – по сути графическое изображение периодического закона.

Периоды начинаются с активного металла, по мере продвижения направо усиливаются неметаллические свойства, а завершаются инертными газами.

Элементы группы проявляют одинаковую максимальную валентность по кислороду, равную номеру группы. Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду: максимум 4 у главной подгруппы 4 группы, и при движении влево/вправо убыль на единицу.(сумма валентностей по кислороду и водороду у элементов главных подгрупп 4-7 групп=8).

В главных подгруппах по мере продвижения вниз металлические свойства элементов усиливаются, в побочных- ослабевают.

Непереодически/непрерывно изменяются атомная масса, теплоемкость и рентгеновские спектры. Элементы в системе расположены строго последовательно в порядке возрастания зарядов ядер их атомов.

s-семейство элементы 1 и 2 главных подгрупп (H ,He); p-семейство 3 и 4 главные; d-семейство побочные;  f-семейство квантаниды и антимиды.

Сегодня ПЗ звучит так: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер атомов элементов.

 

5. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность.

Атомы не имеют четких границ, поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус расстояние от ядра до максимума электронной плотности (орб радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов). Атомный радиус убывает по периоду (с увеличением заряда ядра), несколько увеличивается по группе (с увеличением количества орбиталей).

ЭИ – энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и удалить его на бесконечно большое расстояние (эВ)(и перевод на бесконечный уровень). Атом превращается в + ион. Потенциал ионизации – напряжение, которое необходимо приложить, чтобы оторвать электрон от атома. Существует несколько ионизирующих потенциалов (1-ый = энергии связи, 2-ой > энергии связи). Наиболее важный – 1 (Li 1 – 5,39 B; 2 – 75,62 B; 3 – 122,4 B). Скачкообразный характер потенциалов ионизации указывает на то, что электроны вокруг ядра расположены слоями. Чем больше ЭИ, тем более выражены неметаллические свойства элемента. ЭИ возрастает по периоду.

Энергия сродства к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому (атом превращается в – ион, экзотермический процесс). Чем больше ЭСЭ, тем ярче неметаллические свойства.

Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. полусумма ЭСЭ и ЭИ (по Малликену). Полинг – ЭО – разность энергии диссоциации соединения AB и образующих его молекул АА и ВВ, ввел относительную шкалу, приняв ЭО фтора за 4. Чем больше электроотрицательность, тем легче его атомы превращаются в – ион. ЭО возрастает по периоду и уменьшается по группе.