Структура периодической системы (ПС) химических элементов Д.И. Менделеева

 

Занятие 3,4

Тема «Периодический закон и периодическая система в свете представлений     
         о строении   атома»

1) Строение атома.

В конце ХІХ – начале ХХ века было установлено, что атомы имеют сложное строение. Исследования английского физика Э. Резерфорда привели к созданию в 1913 году ядерной модели атома, согласно которой в центре каждого атома находится очень малое по размерам положительно заряженное ядро, а вокруг ядра движутся отрицательно заряженные частицы – электроны.

     В 30-х годах ХХ века были открыты частицы, которые входят в состав атомных ядер и поэтому названные нуклонами(«nucleus» - ядро). Этими  частицами являются протоны и нейтроны.

     Таким образом, атомы состоят из протонов, нейтронов и электронов. Их общее название- элементарные частицы.

     Сведения об элементарных частицах приведены в таблице:

Название

Символ

Заряд

Абсолютная масса (кг)

Относит. масса

Протон

¹₁р

+1

1,673 · 10^-27

1,007 ~ 1

Нейтрон

¹₀n

0

  1,675 · 10^-27

1,009 ~ 1

Электрон

  еˉ

-1

   9,11 · 10^-31

 ~1/1840

 

     Как видно из этой таблицы, масса протона примерно равна массе нейтрона и приблизительно в 1840 раз больше массы электрона. Отсюда выводы:

     А) Практически вся масса атома сконцентрирована в его ядре.

     Б) Массой электронов можно пренебречь. Поскольку относительные массы протона и нейтрона равны 1, масса атома равна сумме числа протонов и нейтронов. Это сумма называется массовым числом атома А:

                А =  + N,

Где Z – число протонов, N – число нейтронов.

     Так как заряд протона равен +1, число протонов Z равно заряду ядра атома.

     Атом является электронейтральной частицей, поэтому число электронов должно быть равно числу протонов, т.е. заряду ядра.                     

Заряд

ядра

=

Число

протонов

=

Число

электронов

Порядковый

номер в ПС

=                       
Заряд ядра атома является главной характеристикой элемента; все атомы данного элемента имеют одинаковый заряд ядра (см. определение химического элемента).

       В 1914 году английский физик Г.Мозли установил, что заряд ядра атома данного элемента равен его порядковому номеру в периодической системе элементов, созданной Д.И.Менделеевым еще в 1869 году.

       Существуют атомы одного элемента, содержащие разное число нейтронов, а значит, имеющие разные массовые числа.

       Атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа, называются изотопами.

 Для обозначения изотопа слева от символа элемента внизу записывают величину заряда ядра Z, а вверху – массовое число А. Например, ³⁵₁₇Сl – изотоп хлора с массовым числом 35 (хлор – 35). Иногда в символе изотопа указывают только массовое число : ³⁵Сl.

       Разные элементы существуют в виде разного числа изотопов, содержание каждого изотопа в природе различно. Например, хлор существует в природе в виде двух изотопов: 75,77% изотопа ³⁵Сl и 24,23% изотопа ³⁷Сl.

       В химических расчетах используются относительные атомные массы, представляющие собой средние значения массовых чисел с учетом их процентного содержания в природе. Например, для хлора:

       А_r(Cl) = 35 · 0,7577 + 37 · 0,2423 = 35,5.

То есть, существованием изотопов объясняются дробные значения А_r практически у всех химических элементов.

                              Строение электронной оболочки атома           

           Совокупность электронов в атоме представляет собой его электронную оболочку.

Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни (1, 2, 3-й и т.д.).

Уровни делятся на подуровни (обозначаются буквами s, p, d, f).

 

Первый энергетический уровень состоит из одного подуровня s  

 

 

 

 

 

Второй энергетический уровень состоит из двух подуровней : s       и р

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 Третий энергетический уровень состоит из трех подуровней: s                                  p                                       d    

S     

 p

 

 

 

 d

 

 

 

 

 

   f

 

 

 

 

 

 

 

Четвертый энергетический уровень состоит из четырех подуровней:                              
            
          

       Подуровни состоят из атомных орбиталей.

 s-подуровень имеет форму шара; р-подуровень имеет форму правильной восьмерки;

d-подуровень – четырехлистника; f – более сложную форму.

Атомная орбиталь – это часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения электрона составляет приблизительно 90%.

       Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1-го уровня, s – подуровня), 2s, 2р, 3s, 3р, 3d, 4s…число орбиталей в подуровнях:

       Подуровень                     s                 р                 d                 f

       Число орбиталей             1                 3                 5                 7

       Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

1) Принцип минимума энергии: меньше

Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.

Последовательность нарастания энергии подуровней:

                  1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

2) Правило запрета ( принцип Паули):

В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.

Один электрон на орбитали называется неспаренным , два электрона – электронной парой:

 

 

Пустая орбиталь

↑

 

↓

 

 Орбитали с неспаренными электронами или   

↑↓

 

Орбиталь с электронной парой

3) Правило Хунда:

В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням, атомным орбиталям отображают с помощью электронных формул. Например электронная формула 1s² отображает, что на первом уровне s – подуровне находятся два электрона

       Максимальное число электронов ( N) на уровне высчитывают по формуле: 

                   N = 2n² где n – номер энергетического уровня

Т.е. на первом энергетическом уровне максимально может быть 2 · 1^{2 =} 2 т.е. два электрона.

На втором энергетическом уровне максимально может быть 2 · 2^{2 =} 8 т.е. восемь электрона.

На третьем уровне максимально может быть 2·3²⁼18 т.е.восемнадцать электронов.

На четвертом энергетическом уровне максимально может быть 2 · 4^{2 =} 32 т.е. тридцать два электрона.

       Так как s – подуровень состоит из одной атомной орбитали, то в соответствии с принципом Паули, максимально на s – подуровне может находиться два электрона.

р – подуровень состоит из трех атомных орбиталей, следовательно, на нем максимально может быть 2 · 3 = 6 шесть электронов.

d – подуровень состоит из пяти орбиталей, следовательно, на нем максимально может быть 2 · 5 = 10 десять электронов.

f – подуровень состоит из семи атомных орбиталей, на которых максимально располагаются 2 · 7 = 14 четырнадцать электронов.

Заполнение электронами атомных орбиталей у элементов главных подгрупп происходит на внешнем энергетическом  уровне, электроны которого являются валентными

( способными образовывать химические связи).

       Пример 1: Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 16. Покажите распределение электронов по атомным орбиталям графически.

       Так как число электронов в атоме равно его порядковому номеру в ПС, то для элемента №16 (сера) электронная формула имеет вид:

                                             

 S +16                                 1s²2s²2р⁶3s²3р⁴      (на внешнем, третьем, уровне  серы шесть электронов,

          2 8 6                                                         следовательно, высшая степень окисления серы +6).

                                         Электронную формулу можно представить графическив виде схем размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО).   

 

                 

3s                           3p                                                       3d

↓↑

 

 

↓↑

 

↓

↓

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2s

           2p

↓↑

 

 

↓↑

 

↓↑

 

↓↑

 

1s

↓↑

 

                                    

 

 

                                              

           

 

Пустой 3d – подуровень в графической формуле можно не изображать:     

 

                 

3s                           3p                                                       

↓↑

 

 

↓↑

 

↓

↓

 

2s

           2p

↓↑

 

 

↓↑

 

↓↑

 

↓↑

 

1s

↓↑

 

           

                                              

 

 

       Как видно, графическая формула показывает число неспаренных электронов.Последний (16 – ый) электрон занимает р – подуровень, следовательно, сера принадлежит к семейству р – элементов.

       Заполнение электронами атомных орбиталей у элементов побочных подгрупп происходит как на внешнем энергетическом уровне, так и на d – подуровне предвнешнего уровня; электроны, находящиеся на них являются валентными.

       У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне всегда два электрона. Исключение составляют Сr и Сu, у которых на внешнем энергетическом уровне один электрон, наблюдается «провал» электрона.

       Пример 2: Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 25. Покажите распределение электронов по орбиталям графически только на валентных уровнях.

                                                                    

Мn  +25                                  1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d⁵      (на валентных уровнях марганца  

            2 8 13 2                                                  семь электронов, высшая степень окисления +7 соответствует

 

                 

 

                                                                                                 
4s                                                         3d

↓↑

 

 

↓

 

↓

 

↓

 

↓

 

↓

 

                                          номеру группы Ѵll).

Покажем распределение электронов по атомным орбиталям графически на валентных уровнях:

                                                            . . .  

Последний, 25-ый электрон, размещается на d-подуровне, следовательно, Мn относится      к семейству d-элементов.

                

Элементы, объединенные в одном и том же вертикальном столбце ПС, составляют группуэлементов.

       Группа обозначается римской цифрой ( от I до Ѵlll). Группы делятся на главные и побочные. Последние состоят из элементов только больших периодов (lѴ,Ѵ,Ѵl). Главные подгруппы включают элементы как больших, так и малых периодов (l ,ll lll).

№ группы - 8

       Номер группы соответствует высшей степени окисления элемента. Низшая степень окисления определяется по правилу: 

 

Например, азот N находится в Ѵ группе. Следовательно, его высшая степень окисления +5, низшая -3. Хлор Сl – элемент Ѵll группы, его высшая степень окисления +7, низшая -1.

       В главных подгруппах с ростом порядковых номеров элементов усиливаются металлические свойства ( способность атома отдавать электроны) образуемых ими простых веществ и ослабевают неметаллические свойства ( способность атома принимать электроны); усиливается основный характер оксидов и гидроксидов.

       Последовательность элементов, построенная по возрастанию их порядковых номеров, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом, представляет собой период.

 Период обозначается арабской цифрой ( от 1 до 7). Номер периода указывает общее число энергетических уровней в атоме данного элемента и одновременно номер заполняемого уровня.

Химические свойства элементов и образованных ими веществ по периоду закономерно изменяются:

1. Металлические свойства простых веществ, наиболее ярко выраженные у щелочных металлов, ослабевают и сменяются неметаллическими, которые наиболее ярко выражены у галогенов.

2. Значение высшей степени окисления  возрастает от +1 до +7.

3. Основные оксиды элементов начала периода сменяет амфотерный оксид и далее – кислотные, свойства которых усиливаются:

Nа₂О  →  МgО  →  Аl₂О₃  →  SiО₂  →  Р₂О₅  →  SО₃  →  Сl₂О₇

             Основные оксиды амфотерный оксид кислотные оксиды

4.Гидроксиды – основания через амфотерный гидроксид сменяются все более сильными кислотами:

NаОН  →    Мg(ОН)₂    →     Аl(ОН)₃       →  Н₂SiО₃ →  Н₃РО₄ → Н₂SО₄ →    НСlО₄

Щелочь   основание           амфотерный        слабая     кислота средней    сильная    очень сильная

                                     гидроксид            кислота                      силы         кислота    кислота

При переходе к новому периоду свойства элементов изменяются аналогичным образом.

На основании этих наблюдений Д.И.Менделеев сформулировал Периодический закон, который в соответствии с принятой в настоящее время терминологией звучит так:

       Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их относительных атомных масс.

       Открытие изотопов позволило дать другое, современное определение Периодического закона: