3.4. Принцип построения периодической системы
Основной принцип – расположение химических элементов по возрастающим относительным атомным массам. Однако в трёх случаях этот принцип оказался нарушенным: аргон (относительная атомная масса 39,948) стоит до калия (Аr = 39,098), кобальт (58,9332) – до никеля (58,70) и теллур (127,60) – до иода (126,9045). Д.И.Менделеев отступил от установленного им принципа, исходя из свойств этих элементов. Последующие исследования показали, что такое размещение химических элементов в периодической системе является правильным и соответствует строению атомов.
Итак, в периодической системе свойства химических элементов, их относительная атомная масса, валентность и химический характер изменяются в определённой последовательности как в горизонтальном, так и в вертикальном направлениях. Место химического элемента в таблице периодической системы определяется его свойствами, и, наоборот, каждому месту в этой таблице соответствует элемент, обладающий определёнными свойствами. Поэтому, зная положение химического элемента в периодической системе, можно довольно точно указать его свойства.
Не только химические, но и многие физические свойства веществ изменяются периодически, если рассматривать их как функции относительной атомной массы. Периодичность в изменении свойств простых веществ ярко выявляется, например, при сопоставлении заряда ядер атомов соответствующих химических элементов.
1.2. Систематика химических элементов Периодический закон и Периодическая система химических элементов д.И.Менделеева
1 марта 1869 года признан днём открытия периодического закона, который представляет собой один из наиболее фундаментальных законов естествознания. Честь его открытия принадлежит русскому ученому Дмитрию Ивановичу Менделееву:
свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов
Периодическая система является табличным отображением периодического закона и отражает электронное строение атомов.
Каждый период начинается элементом с новым значением главного квантового числа, при этом номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня атома. Каждый период заканчивается элементом с восьмиэлектронной конфигурацией внешнего энергетического уровня его атомов.
I период состоит из двух элементов. У атомов водорода H единственный электрон занимает самую низкую орбиталь. Атом гелия He имеет 2 электрона с антипараллельными спинами, тем самым содержит полностью сформированный первый энергетический уровень.
У атомов элементов II периода начинается заполнение второго энергетического уровня. У атома лития Li 2 электрона находятся на первом энергетическом уровне, то есть повторяется электронная конфигурация атома гелия, а третий электрон начинает заполнять s-подуровень второго энергетического уровня. Для атомов элементов II периода сначала происходит заполнение s-подуровня, а затем p-подуровня второго уровня (при заполненном первом уровне). У атомов последнего элемента II периода − неона Ne полностью сформирован второй энергетический уровень, то есть заполнены все его s- и p- орбитали.
Элементы, в атомах которых заполняется s-подуровень последнего энергетического уровня, называются s-элементами; если заполняется p-подуровень последнего уровня, то – р-элементами. s-Элементами являются первые два элемента каждого периода; p-элементами являются последние шесть элементов каждого периода, кроме I периода.
III период идентичен II периоду.
В IV периоде, который также открывается двумя s-элементами (К, Са), начиная со Sc, происходит заполнение электронами d-подуровня атомов, но предпоследнего третьего энергетического уровня, который остался незавершённым у атомов элементов III периода. Заполнение 3d-подуровня происходит у атомов 10 элементов от Sc до Cu (за счёт перескока 4s-электрона) и Zn. Далее до Кr происходит заполнение p-подуровня атомов элементов 4-го уровня. У атома Кr последний электрон попадает в состояние 4p6.
Элементы, в атомах которых происходит заполнение d-подуровня предпоследнего энергетического уровня, называются d-элементами.
V период аналогичен IV периоду.
В VI периоде после заполнения 6s-подуровня у атома лантана La начинает заполняться 5d-подуровень. Затем происходит энергетически более выгодное заполнение f-подуровня 4-го уровня. У атомов следующих после лантана 14-ти элементов − лантанидов − формируется 4f-подуровень, который завершается у атома лютеция Lu. Далее от гафния Hf до ртути Hg продолжается заполнение 5d-подуровня.
Аналогичный порядок формирования энергетических уровней и у атомов элементов VII периода. У атомов 14 элементов этого периода от тория Th до лоуренсия Lr − актинидов формируется 5f-подуровень.
Элементы, в атомах которых происходит заполнение f-под-
уровня предпредпоследнего энергетического уровня, называются
f-элементами.
Таким образом, все химические элементы делятся на четыре электронных семейства:
s-семейство: 14 элементов (по 2 элемента в 7 периодах):
p-семейство: 30 элементов (по 6 элементов в 5 периодах);
d-семейство: 40 (по 10 элементов в 4 периодах);
f-семейство: 28 элементов (лантаниды и актиниды).
Группы в периодической системе химических элементов делятся на главную и побочную подгруппы, или на А- и Б-группы.
в главных подгруппах находятся элементы, у атомов которых п равно номеру периода, а l принимает значение 0, 1;
в побочных подгруппах расположены элементы, у атомов которых n меньше номера периода, а l принимает значение 2, 3. У атомов этих элементов происходит заполнение незавершённого предпоследнего (d-элементы) или предпредпоследнего (f-элементы) энергетических подуровней.
I, II и III периоды состоят только из элементов главных подгрупп.
Электронная структура атомов элементов определяется зарядом их ядер, по мере увеличения которого происходит периодическая повторяемость химических свойств элементов.
Периодическое изменение свойств атомов химических элементов
Химические свойства атомов элементов проявляются при их взаимодействии. Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов элементов определяют основные особенности их химического поведения.
Характеристиками атома каждого элемента, определяющими их поведение в химических реакциях, являются: радиус, энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность.
Энергия ионизации (Eи) – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от электронейтрального атома, иона или молекулы. Выражается в кДж/моль или эВ. Чем ниже значение энергии ионизации, тем выше восстановительная способность атома, то есть энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома. Электронейтральные атомы, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные атомы (катионы).
Энергия ионизации, необходимая для отрыва первого электрона, называется первой энергией ионизации, второго − второй, и т. д.:
Eи,1 < Eи, 2 < Eи,3 <…< Eи, n (1)
то есть отрыв и удаление электрона от нейтрального атома происходит легче, чем от положительно заряженного иона.
Максимальное значение энергии ионизации соответствует атомам благородных газов. Минимальное значение энергии ионизации характерно для атомов щелочных металлов, которые, отдавая свой единственный электрон, приобретают электронную конфигурацию атомов предшествующих благородных газов.
В пределах одного периода энергия ионизации атомов изменяется не монотонно. Сначала она снижается от атомов s-элементов к атомам первых p-элементов; у атомов последующих p-элементов она снова повышается.
В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента Z энергия ионизации атомов уменьшается, что связано с увеличением расстояния между внешним электронным слоем (энергетическим уровнем) и атомным ядром.
Сродство к электрону (Eср) − это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации (в кДж/моль или в эВ). Принимая электрон, нейтральный атом превращается в отрицательно заряженный атом (анион). Сродство к электрону в периоде (от начала до конца) возрастает, в группе, как правило, убывает (сверху вниз).
Атомы галогенов отличаются самым высоким сродством к электрону, так как, присоединяя один недостающий электрон, они приобретают законченную электронную конфигурацию атомов благородных газов.
Электроотрицательность − полусумма энергии ионизации и сродства к электрону:
. (2)
Электроотрицательность растёт в периоде и убывает в подгруппе.
Нейтральные атомы, а также их ионы, не имеют строго определённых границ в силу волновой природы электрона. Поэтому определяют условные (эффективные) радиусы атомов и ионов.
Наибольшее уменьшение радиуса наблюдается у атомов элементов малых периодов, у которых происходит заполнение внешнего энергетического уровня, то есть в атомах – s и p-элементов. У атомов d- и f-элементов происходит более плавное уменьшение радиуса при увеличении заряда ядра.
В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, поскольку растёт число энергетических уровней.
Радиус атома всегда больше радиуса положительного иона, но меньше радиуса отрицательного иона:
r+ < rα < r – (3)