Ряды, периоды, группы, подгруппы (s- p- d- f- элементы)



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Ряды, периоды, группы, подгруппы (s- p- d- f- элементы)



Каждый элемент занимает определённое место (клетку) в периодической системе и имеет свой порядковый (атомный) номер. Например:

 

Символ элемента Порядковый (атомный) номер (Z)     Относительная атомная Русское название масса (А1) элемента        
Са 40.08 Кальций

 

 


Горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются последовательно, Менделеев назвал периодами (начинаются щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)).

Исключения: первый период, который начинается водородом и седьмой период, который является незавершённым.

Периоды разделяются на малые и большие. Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми, в них находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды). Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвёртый, пятый и шестой периоды являются большими, в них находятся 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Верхние ряды больших периодов называются чётными, нижние ряды – нечётными.

В шестом периоде лантаноиды и в седьмом периоде актиноиды располагаются в нижней части периодической системы.

В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.

В чётных рядах больших периодов находятся только металлы.

В результате в таблице имеется 7 периодов, 10 рядов и 8 вертикальных столбцов, названных группами –это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.

Исключения:

 

Номер группы Элемент Высшая валентность
  I   Cu Ag Au II III III
  VI   O   II
  VII   H F   I I

 

В VIII группе только Ru и Os имеют высшую валентность VIII.

Группы - вертикальные последовательности элементов, они нумеруется римской цифрой от I до VIII и русскими буквами А и Б. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа – А, содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа – В, содержит элементы только больших периодов. В них входят элементы периодов, начиная с четвёртого.

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а не металлические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.

Квантовые числа

Главное квантовое число n определяет полную энергию электрона. Каждому числу соответствует энергетический уровень. n=1,2,3,4…или K,L,M,N…

Орбитальное квантовое число l определяет подуровни на энергетическом уровне. Квантовое число l определяет форму орбиталей (n-1) 0,1,2…

Магнитное квантовое число ml определяет число орбиталей на подуровне. …-2,-1,0,+1,+2… Общее число орбиталей на подуровне равно 2l+1

Спиновое квантовое число ms относится к двум различным ориентациям +1/2 -1/2 на каждой орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами.

Правило заполнения энергетических уровней и под уровней элементов периодической системы

Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атомов заполнение энергетических уровней происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального * квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы. Следовательно, 4s-подуровень (n+l=4) должен заполняться раньше, чем 3d (n+l=5).

Второе правило Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (n+l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n. Заполнение 3d-подуровня происходит у десяти элементов от Sc до Zn. Это атомы d-элементов. Затем начинается формирование 4p-подуровня. Порядок заполнения подуровней в соответствии с правилами Клечковского можно записать в виде последовательности: 1s  2s  2p  3s 3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  4f  5d  6p  7s  5f  6d  7p.

Особенности электронного строения атомов элементов периодической системы

Особенности электронного строения атомов элементов в главных и побочных подгруппах, семействах лантаноидов и актиноидов

Эффекты экранирования и проникновения

За счет экранирования притяжение валентных электронов к ядру ослабевает. Вместе с тем при этом противоположную роль играет проникающая способность к ядру валентных электронов, которая усиливает взаимодействие с ядром. Общий результат притяжения валентных электронов к ядру зависит от относительного вклада в их взаимодействие экранирующего влияния электронов внутренних слоев и проникающей способности валентных электронов к ядру.

Периодический характер свойств элементов, связанных со строениями их электронных оболочек

Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов в периодах и группах

Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх.!

Степени окисления элементов

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.

Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:

Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда атома, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот:

— степень окисления,


— заряды.

Степень окисления атома в простом веществе равна нулю, например:

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю:

Понятие степени окисления вполне применимо и для нестехиометрических соединений (КС8, Mo5Si3, Nb3B4 и др.). Например в известной реакции обжига пирита:
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
удобнее всего принять в исходном соединение степень окисления у железа +3 (хотя реально атом железа смещает от себя 2 электрона, то есть степень окисления железа +2), а у серы −3/2 (!), что совсем не противоречит определению степени окисления, как условной единицы и позволяет так же просто, как и в случае других окислительно-восстановительных процессов, уравнять реакцию.

Суммарная степень окисления атомов в молекуле всегда равна нулю.

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-19; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.236.232.99 (0.009 с.)