andruhova

Периодическая система является графическим изображением периодического закона.

Первый вариант системы, предложенный Менделеевым в 1869 году, имел длинную форму, т.е. периоды располагались одной строкой. Основной недостаток длинной формы таблицы – растянутость, не компактность. В декабре 1870 года Менделеев предложил короткую форму периодической системы (классическая форма). Недостаток такой таблицы – сочетание в одной группе несходных элементов.

В ПС каждый элемент изображен соответствующим символом, имеет порядковый номер и занимает определенную клетку в таблице. Элементы сгруппированы по периодам и группам.

Порядковый номер элемента в таблице показывает:

1.Заряд ядра атома (+q)

2.Количество протонов в ядре(р+)

3.Количество нейтронов в ядре n0=A – p+

4.Общее число электронов в атоме.

Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра, или количеству протонов в нем, а также количеству электронов в оболочке нейтрального атома.

Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп.

Период – последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружном слое. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего электронного уровня.

Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает два элемента, второй и третий – по восемь, четвертый и пятый – по восемнадцать, шестой тридцать два, седьмой (незавершенный) – двадцать четыре. Каждый период (кроме первого) начинается типичным металлом и завершается благородным газом. Малые периоды состоят из одного ряда, большие – из двух рядов четного (верхнего)

111

и нечетного (нижнего). Лантаноиды (58-71) и актиноиды (90-103) выделены из 6 и 7 периодов и помещены отдельно внизу таблицы. Причина этого – горизонтальная аналогия и строение атомов этих элементов.

Принадлежность элементов к группам и деление их на подгруппы зависит от структуры двух внешних слоев. В соответствии с количеством электронов в этих слоях элементы периодической системы разделены на 8

групп. Группа – вертикальные ряды, объединяющие элементы с

одинаковой степенью окисления в высших оксидах и сходными свойствами. В пределах одной группы выделяют две подгруппы – главную и побочную. Главные подгруппы составляют s- и p-элементы, побочные - d- и f- элементы.

Номер группы совпадает с числом валентных электронов элемента. Валентными являются в первую очередь ns- и np-электроны (n – номер внешнего электронного слоя), а затем (n–1)d-электроны. Для примера рассмотрим электронные формулы хлора и марганца.

Здесь подчеркнуты валентные электроны, количество которых в обоих случаях равно 7. В соответствии с этим Cl и Mn находятся в VII группе периодической системы.

7.6.1. Периодичность свойств химических элементов и их соединений

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и другие свойства

Размеры атомов и ионов

112

Вследствие волновой природы электрона атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними.

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z

радиусы атомов уменьшаются, т.к. при одинаковом числе электронных слоёв возрастает заряд ядра, а следовательно, увеличивается притяжение электронов внешнего слоя.

Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра.

В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению.

113

Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Например:

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Энергия ионизации и сродство к электрону

В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

114

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:

X – e → X+

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:

X+ – e → X2+

Поэтому второй потенциал ионизации I2 больше, чем первый (I2>I1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.

В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:

В основном состоянии Li ….2s1 ; Cs….6s1. Атому цезия легче отдать электрон. Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев.

Величина потенциала ионизации может служить мерой

“металличности” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче

удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства.

В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают:

115

Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:

Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.

Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядра, от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.

Сродство к электрону Е – это энергия, которую необходимо

затратить для того, чтобы присоединить к атому дополнительный электрон. При присоединении электрона нейтральные атомы приобретают отрицательный заряд, превращаясь в анионы. Энергия сродства атома к электрону измеряется в кДж/моль или эВ.

X + e → X─

Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. При присоединении двух и более

116

электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O2–, S2–, N3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.

Величины энергии сродства к электрону известны не для всех атомов, т.к. прямое их определение сопряжено с большими трудностями. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов.

Склонность к образованию анионов возрастает слева направо по периоду и убывает сверху вниз по группе.

Электроотрицательность. Эта величина характеризует способность

атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны.

Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе – к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону: АЭО=I+Е. На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности, равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):

ОЭО = АЭОАЭО(Li) = АЭО535

Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду.

Ниже приведены относительные электроотрицательности некоторых элементов.

117

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.

Таким образом, периодическая система Д.И. Менделеева отражает:

1. Закономерности, проявляемые в вертикальных рядах (группах)

2. Закономерности, проявляемые в горизонтальных рядах (период), связанные с последовательным увеличением порядкового номера;

3. Диагональные закономерности, охватывающие как вертикальные, так и горизонтальные ряды.

Любой элемент имеет свойства, промежуточные между свойствами двух соседних с ним элементов по вертикали, по горизонтали или по двум диагоналям. Таким образом, указанные закономерности позволяют сопоставить любой элемент с восемью элементами.

119

Зная положение элемента в периодической системе химических элементов можно дать его полную характеристику, то есть, определить строение его атома, химические и физические свойства.

120