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

Сформулирован в 1869: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от их атомного веса»

В 1869 было известно всего 63 элемента.

Периодическая система – изображение периодического закона.

Таблица Менделеева имеет 3 малых периода (1-3) и 4 больших (4-7).

Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев. Большие периоды могут содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активных Ме, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые осуществляют переход от Ме к неметаллу  переходными.

Элементы группы проявляют одинаковую max. валентность по кислороду, равную номеру группы. Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду. В главных подгруппах по мере движения. вниз металлические свойства усиливаются, в побочных – ослабевают.

Периодический закон менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, группы, подгруппы, порядковый номер элемента

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. В конце этих периодов находятся галогены, имеющие семь электронов на внешнем слое атомов, и инертные газы, у которых внешний слой завершен и содержит восемь электронов.

Таким образом, в каждом периоде с возрастанием заряда ядра металлические свойства элементов постепенно ослабевают, усиливаются неметаллические.

В таблице каждый химический элемент имеет атомный номер, который определяется числом протонов в ядре атома (заряд ядра) Таким образом, основной признак химического элемента — это заряд его ядра. Периодом называется ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, начинающийся со щелочного металла и заканчивающийся инертным газом.

Побочные подгруппы образованы только элементами больших периодов. Еще одно отличие: главная подгруппа, как правило, состоит из большего числа элементов, чем побочная (в VIII группе наоборот). В главной подгруппе по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается усиление металлических свойств элемента и уменьшение неметаллических.

Изменяются в группах и свойства соединений: оксид углерода (IV) — кислотный оксид, а оксид свинца обладает основными свойствами.

Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений

Электронные аналоги – элементы, объединенные в одну подгруппу и имеющие аналогичную электронную формулу (пример: Cr, Mg, W).

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

Период – последовательность атомов с одинаковым числом эл-ных слоев.

Большие периоды могут содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды нач. с активного Ме, по мере продвижения усиливаются немет. св-ва, а завершаются галогеном и инертным газом. Эл-ты, которые осущ.переход от Ме к немет., наз. переходными. Радиус атома - расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в эл.оболочке этого атома. Увел.с увеличением порядкового номера элемента. Эн.ионизации – эн., которую необх. затратить на отрыв электрона с основного(низшего) уровня и переместить его на дальний уровень. Атом при этом превр. в «+».ион. можно счит. мерой металличности: чем меньше энергия, тем ярче проявляются металлические свойства, и наоборот. Эн. сродства к электрону – эн., которая выделяется при присоед. электрона к нейтральному атому. Она очень мала и становится заметной с элементов 5-й группы. Электроотр.–эн. ионизации +энергии сродства. Чем она больше, тем вероятнее превращение атомов в отрицат. ионы.

Атомный радиус является величиной, которая показывает размер электронной оболочки атома. В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома происходит увеличение числа электронных уровней, поэтому атомный радиус с увеличением порядкового номера в главных подгруппах увеличивается. В периодах происходит увеличение заряда ядра атома химического элемента, что приводит к усилению притяжения внешних электронов к ядру. Кроме того, с увеличением заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне, однако число электронных уровней не увеличивается. Указанные закономерности приводят к сжатию электронной оболочки вокруг ядра. Поэтому атомный радиус с увеличением порядкового номера в периодах уменьшается.

Электроотрицательность  это способность атома в соединениях притягивать к себе валентные электроны, то есть электроны, посредством которых образуются химические связи между атомами. в главных подгруппах электроотрицательность с увеличением порядкового номера уменьшается. В периодах с увеличением порядкового номера электроотрицательность увеличивается.

Энергия ионизации  разновидность энергии связи, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.

Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой зависят природа и прочность образуемых

атомом химических связей. От нее существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.

Сродство к электрону  количество энергии, выделяющееся при присоединении электрона к атому, молекуле пли радикалу. Сродство к электрону выражается обычно в электрон-вольтах. Значение величины Сродства к электрону важно для понимания природы химической связи и процессов образования отрицательных ионов. Чем больше Сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон. Сродство атомов металлов к электрону равно нулю, у атомов неметаллов Сродство к электрону тем больше, чем ближе стоит элемент (неметалл) к инертному газу в периодической системе Д. И. Менделеева. Поэтому в пределах периода усиливаются неметаллические свойства по мере приближения к концу периода.