Периодическая система д.И. Менделеева №2

Относительная атомная масса - одна из основных характеристик химического элемента, которая положена в основу построения периодической системы Д.И. Менделеева.

Д.И. Менделеев обнаружил периодическое изменение свойств элементов с изменением значений их атомных масс, сравнивая между собой несходные естественные группы элементов. В то время были известны галогены, щелочные и щелочноземельные металлы.

. Менделеев следующим образом выписал и сопоставил элементы, расположив их в порядке возрастания атомной массы:

F=19 Cl=35,5 Br=80 J=127

Na=23 K=39 Rb=85 Cr=133

Mg=24 Ca=40 Sr=87 Ba=137

Отсюда видно, что галогены обладают меньшим атомным весом, чем щелочные металлы, а щелочные меньшим, чем щелочно - земельные.

Непрерывный ряд элементов можно записать так:

…F, Na, Mg…Cl, K, Ca,…Br, Rb, Sr…J, Cs, Ba…

…19,23,24….35,5,39,40…80, 85, 87 127,133,137

Отсюда видно, что резкое изменение свойств при переходе от галогена к щелочному металлу и уменьшение основных свойств при переходе от щелочного металла к щелочно - земельному периодически повторяются.

Открытый закон- закон периодичности сформулирован Д.И. Менделеевым следующим образом:

«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

В соответствие этому закону составлена периодическая система элементов, которая объективно отражает периодический закон.

На основе периодического закона и периодической системы Менделеев пришел к выводу о существовании новых, не открытых в то время элементов. Свойства трех из них он подробно описал и дал им условные названия: экабор, экаалюминий и экасилиций (эка-первый аналог).

Предсказания Д.И.Менделеева блестяще подтвердились. Все три элемента были открыты еще при жизни, а предсказанные свойства их точно совпали со свойствами , определенными опытным путем.

Дата открытия-1 марта 1869 г.

Рассмотрим изображение периодической системы.

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов (обозначены арабскими цифрами). Из них 1,2,3-ий – называются малыми, 4,5,6,7 - большими.

В первом периоде находятся два элемента, во втором и третьем – по восемь; в четвертом и пятом – по восемнадцать; в шестом – тридцать два, в седьмом (незавершенном) – двадцать один.

Каждый период, за исключением первого, начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

Все элементы периодической системы пронумерованы в порядке следования друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.

Элементы второго и третьего периодов Менделеев назвал типическими. Свойства их закономерно изменяются от типичного металла до благородного газа.

В системе 10 рядов (обозначены римскими цифрами).

Каждый малый период состоит из одного ряда; каждый большой – из двух рядов: четного верхнего и нечетного – нижнего.

В четных рядах больших периодов (4 –ом, 6 – ом, 8 – ом, 10 – ом) находятся металлы; свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо.

В нечетных рядах больших периодов свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов.

В шестом периоде вслед за лантаном идут 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами. Химические свойства лантаноидов очень сходны., их называют редкоземельными элементами.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90 – 103 составляют семейство актиноидов.

Лантаноиды и актиноиды помещают отдельно внизу таблицы.

Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.

В периодической системе по вертикали расположено 8 групп (обозначают римскими цифрами).

Каждая группа делится на 2 подгруппы – главную и побочную. В периодической системе это отражено смещением одних элементов вправо, других влево.

Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов.

Побочную подгруппу составляют только металлы – элементы больших периодов.

Седьмая группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия, она содержит три побочных подгруппы: железа, кобальта, никеля.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Например, в седьмой группе главную подгруппу составляют неметаллы фтор, хлор, бром, йод, астат; побочную – металлы марганец, технеций, рений. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у

франция, затем у цезия;

неметаллические - у фтора, затем у кислорода.

Ядерная модель строения атома. №3

На основе периодического закона Д.И. Менделеева, экспериментальных исследований и особенно явлений радиоактивности быстро развивалось учение о строении атома.

В 1911 г. Резерфорд обосновал ядерную модель строения атома.

Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого размера порядка 10^-13 см.

В ядре сосредоточена почти вся масса атома.

Размер всего атома 10^-8 см, т.е. по размеру ядро меньше атома в 100000 раз.

Число положительных зарядов ядра каждого атома, а также число вращающихся в поле ядра электронов равны порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

В целом атом электронейтрален.

Электрон в атоме не имеет траектории движения. Пространство вокруг ядра в в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

Электроны, которые движутся в орбиталях близкого размера, образуют энергетические уровни (электронные слои). Их нумеруют начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Иногда их обозначают соответственно буквами:K, L, M, N, O, P, G.

Целое число n, обозначающее номер уровня, называется главным квантовым числом.

Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень.

Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру.

По сравнению с электронами первого энергетического уровня, очевидно, менее прочно связаны с ядром электроны внешнего уровня.

Число заполняемых электронами уровней равно номеру периода, в котором находится элемент.

Орбитальное или азимутальное квантовое число l характеризует энергетическое состояние электрона в подуровне и форму электронного облака.

Орбитальное квантовое число l изменяется только целочисленно, т.е. квантуется, принимая значения от 0 до n-1. Так, например, при n=3 l=0,1,2. Каждому значению l при одном и том же n соответствует определенный подуровень. Подуровни обозначаются буквами:

Орбитальное квантовое число 0 1 2 3

Обозначение подуровня s p d f

Число подуровней равно значению главного квантового числа, но не превышает 4-х:

-первый уровень имеет один подуровень;

-второй – два;

-третий – три;

-четвертый – четыре.

Например:

Главное Орбитальное Число Обозначение

Квантовое квантовое подуровней подуровней

Число число l в уровне

1 0 1 1s

2 0, 1 2 2s, 2p

3 0, 1, 2 3 3s, 3p, 3d

4 0, 1, 2, 3 4 4s, 4p, 4d, 4f

Электроны с орбитальным квантовым числом l=0 называются s-электронами, с l =1 р-электронами, с l=2 d-электронами, с l=3 f-электронами. Запись 4s означает, что у электрона n=4 и l=0 , а у 4f-электрона n=4 и l=3.

Согласно квантомеханическим расчетам s-облака имеют форму шара, р-облака-гантели, d- и f-облака-более сложные формы.

Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию орбитали (электронного облака) в пространстве и связано с числом l, квантуется и принимает целочисленные значения, включая ноль, от +l до –l. Число значений m=2l+1. Это число орбиталей с данным значением l, т.е. число энергетических состояний, в которых могут находиться электроны данного подуровня. Энергетические состояния схематически обозначают квантовыми ячейками в виде прямоугольников. Это есть не что иное, как схематическое изображение атомной орбитали.

Определим число состояний (орбиталей), отвечающее s-, p-, d- и f-электронам:

Элекроны Орбитальное Число орбиталей

квантовое Магнитное (ячеек) с данным l

число l квантовое число m

s 0 0 1

p 1 +1, 0, -1 3

d 2 +2, +1, 0 , -1, -2 5

f 3 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 7

Таким образом, s-электроны имеют лишь одно состояние (2l+1=1),

р-электроны-три состояния (2l+1=3), d-электроны-пять и f-электроны семь состояний.

Так как s-электрону (l=0) отвечает только одно значение m (m=0), то все расположения s-орбитали в пространстве идентичны. Электронная плотность такой орбитали является только функцией изменения радиуса.

р-Электронам (l=1) отвечают три значения m (+1,0,-1); их три орбитали взаимно перпендикулярны, так как ориентированы вдоль координатных осей x, y, z по обе стороны от ядра. Осью вращения каждой из этих орбиталей служит одна из осей координат. Если p_x-орбиталь расположена в направлении оси х, то очевидно p_x-электрон с наибольшей вероятностью находится близ оси х. То же можно сказать об орбиталях р_у и р_z.

Следует отметить, что каждый уровень (оболочка), начиная с n=2, имеет три р-орбитали. С увеличением n электроны занимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра, но направление по осям x, y, z всегда сохраняется.

d-Электронам-(l=2) отвечают пять значений m (+2,+1,0,-1, -2), а значит имеет место пять различных ориентаций d-орбиталей.

Спиновое квантовое число s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Это вращение получило название спин (от английского spin-веретено). Спин может принимать только два значения: +1/2 и –1/2, которые отличаются, как и остальные квантовые числа, на единицу. Знаки плюс и минус соответствуют различным направлениям вращения электрона.

Два электрона с одинаковыми значениями квантовых чисел m, l, n, но с противоположно направленными или антипараллельными спинами называются спаренными спинами. Они изображаются противоположно направленными стрелками ↑↓. Не спаренный электрон изображается одной стрелкой ↑.

Итак, сложное движение электрона в атоме полностью описывается четырьмя квантовыми числами-n, l, m и s. При переходе атома из одного состояния в другое меняются значения квантовых чисел, происходит перестройка электронного облака, и атом излучает или поглощает квант энергии-фотон.

В многоэлектронных атомах для характеристики состояния электрона большое значение имеет принцип, сформулированный Паули в 1925г. на основе периодической системы Д.И. Менделеева и анализа атомных спектров. Он называется принципом Паули: в атоме не может быть дух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Определим сначала число электронов на первом уровне от ядра

(К-оболочке). Возможны такие значения квантовых чисел:

n=1 l=0 m=0 s=+1/2

l=0 m=0 s=-1/2

Отсюда видно, что на первом уровне может разместиться только два электрона. Третий уже не будет отличаться от двух предыдущих значением хотя бы одного квантового числа. Значит N₁ =2=2·1².

Теперь определим число электронов на втором уровне от ядра

(L-оболочке). В этом случае

n=2 l=0 m=0 s=+1/2

l=0 m=0 s= -1/2

l=1 m=-1 s=+1/2

l=1 m=-1 s=-1/2

l=1 m=0 s=+1/2

l=1 m=0 s=-1/2

l=1 m=+1 s=+1/2

l=1 m=+1 s=-1/2

Как видно, на втором уровне может разместиться 8 электронов, иэ них два в s-подуровне (это s-электроны) и 6 в р-подуровне (это р-электроны).

N₂ =8=2·2².

Рассуждая аналогично, найдем, что для третьего уровня (М-оболочка) n=3, l=0,1,2 и число различных сочетаний из l, m и s будет равно 18, для четвертого-32, а число электронов составит соответственно: N₃ =18=2·3² и

N₄ =32=2·4². Легко сделать вывод, что емкость энергетического уровня составляют 2n² электронов, т.е. наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня, т.е.

N=2n², где

N-число электронов;

n-номер уровня (считая от ядра) или главное квантовое число.

В каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Каждый электрон в атоме занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его прочной связи с ядром – принцип наименьшей энергии.

Орбиталь с минимальной энергией – это 1s – орбиталь, у атома водорода она занята его единственным электроном.

Электронная формула атома водорода имеет вид 1s¹,

атома гелия – 1s².

Электронная оболочка гелия завершена и очень устойчива. Это благородный газ.

У элементов второго периода заполняется второй уровень.

₃Li – 1s²2s¹

₄Be - 1s²2s²

₅В- 1s²2s²2p¹

Далее у атомов (C, N, O, F) идет заполнение 2p – орбиталей.

₆C - 1s²2s²2p²

₇N - 1s²2s²2p³

₈O - 1s²2s²2p⁴

₉F - 1s²2s²2p⁵

₁₀Ne - 1s²2s²2p⁶.

Начиная с третьего периода, идет заполнение третьего М – уровня.

Например,

₁₁Na - 1s²2s²2p⁶3s¹

₁₇Cl - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл периодического закона: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обуславливает периодическое повторение строения внешнего электронного уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то они периодически повторяются.