А2.Періодична система елементів д. І.Менделєєва та електронна теорія будови атомів

Найважливішою подією в хімії після розробки атомно-молекулярної теорії було відкриття періодичного закону.

Д.І.Менделєєв відкрив періодичний закон (1869 р.), створив періодичну систему елементів, але не з¢ясував причину періодичних змін подібності та відмінності властивостей елементів. Тільки теорія будови атома, створена в

ХХ ст., пояснила ці закономірності.

Сучасне визначення періодичного закону Д.І.Менделєєва: властивості хімічних елементів, а також утворених ними простих і складних речовин пере-бувають у періодичній залежності від величин зарядів ядер атомів елементів, тобто від порядкового номера елемента в періодичній системі.

Періодична система хімічних елементів — це табличний вираз періо-дичного закону. Відомо багато варіантів періодичної системи. Найчастіше ви-користовують скорочену форму таблиці.

Існує дві основні структурні одиниці періодичної системи: період і гру-па. Періодична система складається з семи періодів і восьми груп.

Період — це горизонтальна послідовність елементів, розташованих за зростанням заряду їхнього атомного ядра. Перший — третій періоди склада-ються з одного ряду і називаються малими. Четвертий — шостий періоди складаються з двох рядів і називаються великими. Сьомий період хоча і складається з одного ряду, але він теж великий. Починається період елементом, в атомі якого з¢являється s-електрон з новим значенням головного квантового числа. При цьому номер періоду збігається зі значенням n зовнішнього енергетичного рівня. Закінчується період інертним газом, атоми якого на зовнішньому рівні мають електронну конфігурацію ns²(He) або ns²np⁶(решта інертних газів). Таким чином, кожного разу через якусь кількість елементів, що визначається місткістю електронних оболонок, повторюється така сама електронна конфігурація. Періодичне повторення структури зовнішньої оболонки викликає періодичність у зміні хімічних властивостей атомів.

Група — це вертикальний стовпчик, що містить елементи, властивості яких подібні. Кожна група поділяється на дві підгрупи — головну й побічну.

Підгрупи, до складу яких входять елементи малих і великих періодів, називаються головними. Підгрупи, які містять лише елементи великих періодів, називаються побічними. Розподіл заснований на відмінності у заповненні електронами енергетичних рівнів. У кожній підгрупі поєднуються елементи, атоми яких мають подібну будову зовнішнього енергетичного рівня.

Наприклад, для ІV групи маємо:

Головна підгрупа Побічна група

C 1s²2s²2p²

Si 1s²2s²2p⁶3s²3p² Ti ¼ 3s²3p⁶3d²4s²

Ge ¼3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p² Cr ¼ 4s²4p⁶4d²5s²

Sn ¼ 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p² Hf ¼ 5s²5p⁶5d²6s²

Атоми елементів головних підгруп містять на зовнішньому рівні валентні електрони, кількість яких дорівнює номеру групи. Побічні підгрупи містять елементи, атоми яких мають валентні електрони на s-підрівні останнього та d-підрівні передостаннього рівнів.

Таким чином, елементи однієї групи мають однакову кількість валент-них електронів, але їхній енергетичний стан різний (ns²np² та (n-1)d²ns²).

Залежно від підрівня, на який надходить останній електрон розрізняють

s-, p-, d-, f-елементи.

В атомах s-елементів заповнюються s-орбіталі зовнішнього енергетичного рівня. Ці елементи знаходяться в головних підгрупах I, П груп. У вільному стані вони є металами (крім Гідрогену та Гелію).

В атомах p-елемегнтів заповнюються p-орбіталі зовнішнього рівня. Ці елементи знаходяться в головних підгрупах Ш-VШ груп. Їхні властивості залежно від кількості валентних електронів змінюються від металів до неметалів і інертних газів.

В атомах d-елементів заповнюються електронами d-орбіталі перед-останнього рівня. Усі вони належать до побічних підгруп і у вільному стані є металами. Ці елементи називають перехідними.

В атомах f-елементів заповнюються орбіталі 4f- або 5f-підрівнів.Усі вони у вільному стані є металами. Їх, як і d-елементи, називають перехідними.

У періоді зі збільшенням порядкового номера (тобто збільшенням заряду ядра) зменшується радіус атома і зростає кількість зовнішніх електронів. При цьому притягання зовнішніх електронів до ядра посилюється. Тому в періоді в кожного нового елемента поступово посилюються неметалічні властивості та послаблюються металічні.

У групі зі збільшенням порядкового номера зростають радіус атома і число енергетичних рівнів. При цьому притягання зовнішніх електронів до ядра послаблюється. Тому в групах зі збільшенням порядкового номера елементів їхні металічні властивості посилюються, а неметалічні послаблюються.

Звідси випливає, що найактивніші метали знаходяться в періодичній системі зліва внизу, а найактивніші неметали — справа зверху.

По діагоналі між типовими металами та неметалами знаходяться ам-фотерні елементи. Характер їхньої поведінки залежить від реагенту та умов перебігу процесу.

Для кількісної характеристики металічних і неметалічних властивостей використовують величини потенціалів іонізації, спорідненості до електрона та електронегативності.

Енергія іонізації (ЕІ) — це кількість енергії, необхідна для відриву від атома найбільш слабко зв¢заного з ним електрона. Енергію іонізації вимірюють в електрон-вольтах на атом (ев/атом), або в кілоджоулях на моль (кДж/моль). Багатоелектронні атоми мають декілька енергій іонізації ЕІ₁, ЕІ₂, ЕІ₃¼, які відповідають відриву першого, другого і т.ін. електронів, при цьому ЕІ₁<ЕІ₂< ЕІ₃¼, тому що, зі збільшенням кількості відданих електронів збільшується за-ряд утвореного позитивно зарядженого іона, який сильніше притягує електрон. Найменше значення енергії іонізації мають лужні метали. Енергія іонізації атомів виявляє періодичну залежність від порядкового номера елемента (рис. 3).

Рис. 3. Зміна перших потенціалів іонізації в ряду атомів елементів перших