Периодический закон Д. И. Менделеева

До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строе­ния атома привело к установлению того факта, что глав­ной характеристикой атома является положительный заряд его ядра. Поэтому в современной формулировке периодический законгласит:свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ' ядер их атомов.Заряд ядра (число протонов) равен атомному номе­ру элемента, определяет число электронов в атоме и, как следствие этого, строение его электронной оболочки в основном состоянии. Электронные конфигурации всех элементов приведены на правом форзаце книги.Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы элементов. Формы такого изображения различны. Их известно более 500, но наиболее широко используются три: 1) короткая, 8-клеточная; 2) полудлинная, 18-клеточная; 3) длинно- периодная, 32-клеточная.Принципиальный подход к построению таблиц еди­ный — элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядер их атомов. Физической основой структуры периодической системы элементов служит определенная последовательность формирования электронных конфи­гураций атомов по мере роста порядкового (атомного) номера элемента Z.В зависимости от того, какой энергетический подуро­вень заполняется электронами последним, различают че­тыре типа элементов:

s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды

 

Элементы со сходной электронной конфигурацией внешних энергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами.

Номер	Заполняемые энергетические	Максимальное
периода	подуровни	число элементов
	Is
	2s2p
	3s3p
	4s3d4p
	5s4d6p
	6s4f5d6p
	7s5f6d7p

 

Периодом в периодической системе называется после­довательный ряд элементов (расположенных в порядке возрастания заряда ядер их атомов), электронная конфи­гурация внешнего энергетического уровня которых изме­няется от ns^l до ns²np ⁶ (для первого периода s^l и s²) (табл. 4.1). При этом номер периода совпадает со зна­чением главного квантового числа п внешнего энергети­ческого уровня.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (металл щелочной группы) и закан­чивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т. е. в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов иа внешнем энер­гетическом уровне. Первые три периода содержат только s- и р- элементы. Четвертый и последующие включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d- и f подуровней соответствующих внутренних энергетиче­ских уровней. /-Элементы объединяются в семейства, на­зываемые лантанидами (4/-элементы) и актинидами (5/-элементы).В длинопериодном варианте периодической системы отражается вся последовательность элемен­тов в каждом периоде, в короткопериодном (на правом форзаце книги) и полудлинном (на левом форзаце) ва­риантах лантаниды и актиниды вынесены за пределы таблицы.В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, имеющие сходное электронное строение. В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп, каждая из которых состоит из главной и по­бочной подгрупп. У элементов главных подгрупп послед­ними заполняются s~ и р-подуровни внешних энергетиче­ских уровней, электронные конфигурации которых явля­ются основным фактором, определяющим химические свойства элементов. У элементов побочных подгрупп про­исходит заполнение внутренних (п— l)d- и (л —2)/-под­уровней при наличии на внешнем энергетическом уровне (ns-подуровень) одного-двух электронов. Элементы-аналоги (т. е. расположенные в одной под­группе) имеют одинаковое строение внешних электрон­ных оболочек атомов при разных значениях главного квантового числа п и поэтому проявляют сходные хими­ческие свойства.Таким образом, при последовательном увеличении за­рядов атомных ядер периодически повторяется конфигу­рация электронных оболочек и, как следствие, периоди­чески повторяются химические свойства элементов. В этом заключается физический смысл периодического закона.Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в одну группу,— номер груп­пы. Он, как правило, указывает число электронов, кото­рое может участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы.Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Хими­ческая активность элемента определяется способ­ностью его атомов терять или приобретать элек­троны. Количественно это оценивается энергией иониза­ции £нон атома (или потенциалом ионизации /) и его срод­ством к электрону £_ср. Энергия ионизации — минимальная энергия, необхо­димая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от невозбужденного атома для процесса

Э+ Е _нон =Э+ е

Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона, называется по­тенциалом ионизации /. Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон- вольтах на атом (эВ/атом), а ионизационный потенци­ал — в вольтах (В). Численное значение I в вольтах равно энергии ионизации в электрон-вольтах.Отрыву первого электрона соответствует первый по­тенциал ионизации 1\. Отрыву второго, третьего и после­дующих электронов —Потенциал ионизации является сложной функцией некоторых свойств 'атома: заряда ядра, радиуса атома, конфигурации внешних электронных оболочек.Способность атома образовывать отрицательно заря­женные ионы характеризуется сродством к электрону, под которым понимается энергетический эффект при­соединения электрона к нейтральному атому в процессе.Сродство к электрону Е_с? численно равно, но противо­положно по знаку энергии ионизации отрицательно за­ряженного иона Э". Эта величина выражается в элект­рон-вольтах на атом или килоджоулях на моль.Значения сродства к электрону для большинства эле­ментов. Присоединение двух или большего числа электронов к атому, согласно квантовомеханиче- ским расчетам, невозможно. Поэтому одноатомные мно­гозарядные анионы типа О²", S²~, N³~ в свободном со­стоянии существовать не могут.

Электроотрицательность X — условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.Для практической оценки этой способности атома введена условная относительная шкала электроотрица- тельностей. По такой шкале наиболее электроотрица­тельным среди элементов, способных образовывать хи­мические соединения, является фтор, а наименее электро­отрицательным — франций. Согласно современным пред­ставлениям электроотрицательность рассматривается в более широком смысле как электростатическая сила, дей­ствующая между ядром и валентными электронами ато­ма, т. е. как относительная характеристика стабильности электронной оболочки атома. С этой точки зрения гелий и неон имеют более высокие значения электроотрицатель­ности, чем фтор, что является показателем исключитель­ной стабильности электронных оболочек их атомов, т. е. невозможности образовывать устойчивые химические со­единения.в периоде с ростом поряд­кового номера элемента электроотрицательность возра­стает, а в группе, как правило, убывает.

Химическая связь

Химическая связь — это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.Основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной си­стемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т. е. в случае образования вещества АВ из атомов А и В.Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и ядрами ато­мов, которые участвуют в образовании химического соединения. Поэтому более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обуслов­ленное перекрыванием их электронных облаков и сопро­вождающееся уменьшением полной энергии системы. В зависимости от характера распределения электрон­ной плотности между взаимодействующими атомами раз­личают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Основными параметрами химической связи являются ее длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов. Длина связи — это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом. Важнейшей характеристикой химической связи, опре­деляющей ее прочность, является энергия связи. Коли­чественно она обычно оценивается с помощью энергии, затрачиваемой на разрыв такой связи.В случае молекулы водыдлина связи Н—О равна 0,096 нм, угол связи НОН — 104,5°, а энергия связи Ео н = 464 кДж/моль. Ковалентная связь —тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении элект­ронов, которые принадлежат этим атомам.

1) Образование молекулы водорода Нг из отдельных атомов — один из наиболее простых примеров возникно­вения ковалентной связи. Изолированные атомы, имею­щие электроны с противоположно направленными спи­нами, при сближении притягиваются друг к другу, в результате чего их электронные облака (атомные орби­тали— АО) перекрываются с образованием общего мо­лекулярного облака (молекулярной орбитали — МО). ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т. е. химическая связь локализована между двумя ато­мами;

2) связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наи­большая;

3) ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

Способы образования ковалентной связи. Валент­ность. Так как нахождение двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пре­бывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связи принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетическо­го уровня.