Периодическая система Д. И. Менделеева. Физический смысл периодов и групп. Изменение свойств элементов по периодам и группам.

Периодический закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 г. на основе глубоких знаний в области химии и гениальной интуиции, является фундаментальным законом природы и теоретической базой химии: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Позднее закон получил теоретическую интерпретацию на основе современных представлений о строении атома: «Свойства простых веществ, а также свойства соединений химических элементов, находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов, т. е. – повторяющихся сходных электронных конфигураций внешних и, частично, предвнешних энергетических уровней атомов». Наглядным выражением закона служит периодическая система элементов Д.И. Менделеева (ПСЭ).

Все 118 открытых химических элементов (см. приложение, ПСЭ), последние из которых еще не имеют названия, в зависимости от строения электронных орбиталей невозбужденных атомов, располагаются в ПСЭ в периодах, группах и подгруппах.

В таблице насчитывается 7 периодов, первые три – малые и четыре последующих – большие, последний период – незавершенный.

Период – это последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, у которых происходит заполнение электронами одинаковых количеств энергетических уровней, при этом электронная конфигурация атомов элементов изменяется с ns1 до ns2np6 (или до ns2 у элементов 1-го периода). Номер периода № указывает на величину последнего главного квантового числа n атомов элементов, находящихся в данном периоде.

ПСЭ включает 8 групп элементов, каждая из которых делится на главную А и побочную В подгруппы. Группы включают в себя химические элементы, сходные по своим химическим свойствам. В главные подгруппы входят элементы малых и больших периодов, в побочные – только d-элементы больших периодов. Лантаноиды и актиноиды образуют вторые побочные подгруппы. Номер группы, как правило, указывает на максимально возможное число валентных электронов атома элемента. У элементов I–VIII (A) групп валентность атомов определяется общим числом электронов на внешнем энергетическом уровне,

I–VIII (В) – общим числом электронов на внешнем s-подуровне и неспаренных электронов на d-предвнешнем энергетическом уровне атома.

По типу формирующего электрона атома (подуровень, на который идет последний электрон атома) в ПСЭ выделяют 4 семейства элементов (s,p,d,f).

В зависимости от строения внешних и предвнешних энергетических уровней атомов химические элементы условно делятся на металлы, неметаллы, инертные элементы. В группу металлов включены также переходные элементы от металлов до неметаллов.

У атомов инертных элементов внешние электронные оболочки завершенные с конфигурацией: ns2 или ns2np6 (элементы VIII(A) подгруппы). Элементы характеризуются отсутствием реакционной способности, во всех агрегатных состояниях существуют в виде отдельных атомов.

Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне имеют от 1 до 3 электронов: ns1, ns2, ns2np1, ns2(n-1)dN, ns2(n-2)fN. К атомам металлов относятся элементы I, II, III(A) групп (за исключением бора), а также многие d- и f-элементы.

Атомы металлов легко отдают электроны с внешних энергетических уровней, т. е. окисляются, и переходят в положительно заряженные катионы с устойчивой конфигурацией энергетических уровней атомов инертных элементов: Ме0 – ne→Men+. Таким образом, все металлы проявляют свойства восстановителей.

 

Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов: металлы, неметаллы, инертные элементы (Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность). Изменение свойств атомов по периодам и группам ПСЭ.

Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации I1, кДж/моль или эВ. Её величина характеризует восстановительную способность элемента и возрастает по периоду ПСЭ. Наименьшее значение I1 имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периодов.

Атомам неметаллов недостает до завершения внешних электронных оболочек (аналогично инертным элементам) от 1 до 4 электронов, конфигурация их внешних энергетических уровней: ns2npN, где N от 5 до 2 (IV – VII(A) группы). Образуя соединения с другими элементами, атомы неметаллов R способны принимать электроны (восстанавливаться) на внешние уровни, переходя в отрицательно заряженные ионы с устойчи­вой конфигурацией атомов инертных элементов: R + ne →Rn-, таким образом, неметаллы проявляют свойства окислителей.

Энергия, выделяющаяся при присоединении моля электронов к молю нейтральных атомов называется сродством к электрону Еср, кДж/моль или эВ. Сродство к электрону зависит от положения элемента в ПСЭ, возрастает по периодам и имеет max значение для атомов галогенов.

Для сравнительной оценки окислительно-восстановительных свойств атомов введено понятие электроотрицательность (ЭО) – это количественное выражение способности атома притягивать электрон при образовании соединений с другими атомами. ЭО измеряется по шкале Л. Полинга (США) в относительных литиевых единицах (ЭОLi = 1), (см. табл. 5 приложения).

Следовательно, главным химическим свойством атомов элементов является их окислительная или восстановительная способность, которая определяется положением элемента в ПСЭ. В пределах периода с ростом заряда ядра атома увеличивается количество электронов на внешнем энергетическом уровне, но количество уровней остается неизменным, радиус атома уменьшается, так как электронная оболочка сильнее стягивается к ядру. Чем меньше электронов на внешнем энергетическом уровне и чем больше радиус атома, тем легче электроны отрываются от атома, т. е. сильнее выражены его восстановительные (металлические) свойства. Чем больше электронов на внешнем энергетическом уровне и меньше радиус атома, тем сильнее выражены окислительные (неметаллические) свойства элемента. Следовательно, в периодах от начала к концу ослабляется восстановительная активность атомов и возрастает окислительная, т. е. наблюдается переход от атомов с типичными свойствами металлов к атомам с типичными свойствами неметаллов, элек­троотрицательность атомов при этом возрастает.

В пределах группы элементов (главной подгруппы) с ростом заряда ядра атомов увеличивается количество энергетических уровней атомов, т. е. растет радиус атомов, количество же электронов на внешнем уровне остается неизменным, однако, они все далее отстают от ядра атома и такие электроны легче оторвать от атома. Таким образом, восстанови­тельная активность атомов по группам сверху вниз возрастает, а окислительная – снижается, уменьшается и величина ЭО атомов.

Самые сильные окислители (неметаллы) находятся в правом верхнем углу ПСЭ: F, Cl, O. Самые сильные восстановители (металлы) находятся в левом нижнем углу: Fr, Ba, Ra.