Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Рабочая программа. Периодический закон Менделеева – один из основных законов природы. Современное определение понятий порядкового номера элемента, периода, группы. Физический смысл периодического закона. Построение системы элементов на основе электронных структур атомов элементов. Понятие об s-, p-, d- и f- элементах. Структура периодической системы: периоды, группы, подгруппы. Изменение свойств элементов, их соединений и простых веществ по периодам и группам. Периодические свойства атомов: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус.

Периодический закон Д.И. Менделеева формулируется следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Заряд ядра определяет число электронов, а следовательно, электронные структуры атомов в невозбужденном состоянии (табл. 5.2).

Водород, первый элемент периодической системы (ПС), имеет заряд ядра, равный единице. В соответствии с принципом наименьшей энергии единственный электрон атома водорода располагается на 1s-подуровне. Строение электронной оболочки атома водорода может быть описано электронной формулой 1s¹, означающей, что электрон располагается на оболочке с главным квантовым числом n=1 (К-уровень) и побочным квантовым числом l=0 (s-подуровень). Строение электронной оболочки атома водорода может быть представлено графически с помощью квантовой ячейки:

Атом гелия имеет заряд ядра, равный двум. В соответствии с принципом наименьшей энергии, запретом Паули и правилом Гунда два электрона атома гелия будут располагаться на 1s-подуровне и иметь противоположные спины (спаренные электроны). Электронная конфигурация атома гелия будет описываться электронной формулой 1s² и может быть изображена графически следующим образом:

Подуровень 1s и уровень К заполнены полностью. Одновременно окончено заполнение 1-го периода ПС.

Продолжение табл.4.2

Следующий электронный уровень L состоит из двух подуровней – 2s и 2р, которые могут содержать соответственно 2 и 6 электронов. Электронные формулы элементов второго периода приведены в табл. 5.2.

Второй период заканчивается благородным газом неоном, имеющим конфигурацию 2s²2p⁶. Электронная структура ns²np⁶ называется благородногазовой конфигурацией. Она обладает высокой устойчивостью в химических реакциях. Эта конфигурация (2s²2p⁶) сохраняется у всех последующих элементов и обозначается как [Ne].

Элементы, у которых происходит заполнение s-подуровня, называют s-элементами, а р-подуровня – р-элементами. К s-элементам относятся H, He, Li, Be, а B, C, N, O, F – р-элементы. Эти элементы являются первыми элементами восьми главных подгрупп ПС.

Таблица 5.2. Электронные конфигурации атомов элементов

Продолжение табл. 5.2

Окончание табл.5.2

Третий период начинается так же, как и второй, с s¹-элемента – натрия, а заканчивается s²p⁶-элементом – аргоном. Из электронных формул, приведенных в табл. 5.2, следует, что элементы, находящиеся в одной и той же главной подгруппе ПС, имеют аналогичное строение внешней электронной оболочки. Это сходство ведет к сходству химических свойств элементов, расположенных в одной подгруппе одной группы. В третьем периоде третий электронный уровень M остается незаполненным, т.к. 3d-подуровень свободен.

В соответствии с принципом наименьшей энергии четвертый период начинается с заполнения 4s-подуровня, как имеющего более низкую энергию по сравнению с 3d-подуровнем. После заполнения у кальция 4s-подуровня начинается заполнение 3d-подуровня у скандия. Элементы от скандия [Ar]3d¹4s² до цинка [Ar]3d¹⁰4s², у которых происходит заполнение d-подуровня, относятся к электронному семейству d-элементов. Они являются также первыми элементами побочных подгрупп ПС. Очевидно, что все d-элементы находятся в побочных подгруппах.

В атоме хрома наблюдается переход одного электрона с уже заполненного 4s²-подуровня на 3d-подуровень, и на 3d-подуровне оказываются не четыре, а пять электронов. Это явление носит название провал (проскок) электрона и объясняется более низкой энергией конфигурации d⁵s¹ по сравнению с d⁴s². Провал электрона имеет место у целого ряда элементов (Cu, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, La, Gd и др.).

Заполнение пятого периода аналогично заполнению четвертого периода.

Шестой период начинается с заполнения s-подуровня у цезия и бария. Следующий электрон поступает на 5d-подуровень лантана. Однако у следующих четырнадцати элементов происходит заполнение 4f-подуровня, что энергетически более выгодно. Эти элементы принадлежат к f-семейству и носят название лантанидов. За лантанидами следуют десять d-элементов и шесть р-элементов. Завершается период благородным газом. Таким образом, шестой период состоит из 32 элементов.

Заполнение седьмого периода аналогично шестому, с той лишь разницей, что к настоящему времени период не завершен.

Отсюда следует, что с ростом заряда ядра происходит образование периодически повторяющихся, сходных электронных структур, а значит, и повторяемость свойств элементов.

Структура периодической системы.Известно несколько сотен вариантов представления ПС. Наиболее распространенными являются короткопериодный (восьмиклеточный; предложенный Менделеевым) (см. табл. 1.4) и длиннопериодный (восемнадцатиклеточный) варианты.

Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп. Периоды начинаются s-элементом, имеющим электронную структуру ns,¹ и заканчиваются p-элементом с электронной структурой ns²np⁶, где n не только главное квантовое число, но и номер периода. Исключением является первый период, который заканчивается элементом с электронной структурой 1s². Периоды подразделяются на три малых и четыре больших периода. Первый период содержит 2 элемента, второй и третий по 8 элементов. Четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов, шестой – 32. Последний, седьмой, период не завершен. Малые периоды состоят из s- и р-элементов, четвертый и пятый большие периоды включают в себя также d-элементы, а шестой и седьмой периоды содержат s-, p-, d- и f-элементы.

Группы делятся на главные и побочные подгруппы, обозначаемые буквами А и В. Подгруппы содержат элементы с аналогичными электронными структурами внешнего уровня, а в случае d-элементов – на внешнем s и заполняющемся d подуровнях. Главные подгруппы начинаются с элементов первого и второго периодов. Главные подгруппы первой и второй групп состоят из s-элементов, а от третьей до восьмой – из р-элементов. Побочные подгруппы состоят из d-элементов за исключением IIIB-подгруппы, которая содержит также f-элементы. В короткопериодном варианте ПС f-элементы (лантаниды и актиниды) вынесены из III группы побочной подгруппы шестого и седьмого периодов и помещены отдельно.

Периодичность изменения свойств элементов.Свойства элементов и их соединений могут быть разделены на периодически изменяющиеся и не изменяющиеся периодически. Свойства элементов, определяемые строением электронных оболочек атомов, закономерно изменяются по периодам и группам ПС. При этом в каждом последующем периоде свойства элементов не просто повторяются, но наблюдается b[ закономерное изменение. Из большого числа периодических свойств рассмотрим энергию ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и атомные радиусы.

Энергия ионизации атома.Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I:

Э + I = Э⁺ + е^-.

Энергии, необходимые для отрыва второго, третьего и последующих электронов, носят название второй (I₂), третьей (I₃) и т.д. энергий (потенциалов) ионизации. Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль) или электронвольтах на моль (эВ/моль). Увеличение положительного заряда образовавшегося иона ведет к росту энергии ионизации ( I₁<I₂< <I₃…).

Энергия ионизации возрастает в периодах от щелочных металлов к благородным газам и уменьшается в группах сверху вниз (рис. 5.3). Наименьшие энергии ионизации имеют щелочные металлы, начинающие периоды, а наибольшие – благородные газы, заканчивающие периоды. Пики на кривой рис. 5.3 соответствуют полностью законченной s-оболочке (Be, Mg) или наполовину заполненной р-оболочке (N, P). Энергии ионизации элементов, находящихся в главной подгруппе одной и той же группы, уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента. Для d- и f-элементов закономерности более сложные.

Рис. 5.3. Зависимость первой энергии ионизации от порядкового номера элемента Z

Сродство к электрону. Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется сродством к электрону (Е):

Э + е_­^- = Э^- - Е.

Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации.

Для элементов главных подгрупп сродство к электрону возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Максимальное значение сродства к электрону имеет фтор.

Электроотрицательность. Способность атома, находясь в составе устойчивой молекулы, смещать к себе электронную плотность характеризуется электроотрицательностью. Существует много способов количественной оценки электроотрицательности. Так, электроотрицательность по Малликену (χ) равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:

χ = ½ (I + Е).

Для s- и р-элементов электроотрицательность возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Минимальное значение сродства к электрону имеет франций, а максимальное – фтор.

Атомные радиусы. Из квантово-механических представлений о характере движения электрона следует, что атом не имеет определенных границ. По этой причине за атомные радиусы принимают величины, найденные на основе тех или иных допущений. Численные значения радиусов, определенные на основе разных подходов, не совпадают между собой. Теоретически рассчитывают так называемые орбитальные радиусы, или расстояние от центра ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности. Экспериментально величины атомных радиусов могут быть определены, например, как половина расстояния между центрами двух соседних атомов в кристалле простого вещества (эффективные радиусы).

Периодичность изменения атомных радиусов особенно отчетливо выражена у s- и р-элементов: в периодах слева направо радиусы уменьшаются, а в группах сверху вниз увеличиваются. Закономерности изменения атомных радиусов для d- и f-элементов имеют более сложный характер.

Вопросы для самостоятельной подготовки

1. Сформулируйте периодический закон Д.И. Менделеева.

2. Опишите структуру короткопериодного варианта ПСЭМ.

3. Чем обусловлена периодичность изменения свойств химических элементов?

4. В чем основное различие свойств элементов главных и побочных подгрупп?

5. На что указывает номер группы в ПСЭМ?

6. Чем определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?

7. Найдите в периодической системе элемент, в атоме которого завершается заполнение электронами 3-го квантового уровня. Напишите электронную формулу атома этого элемента.

8. Какое из следующих состояний описывается электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁵3s¹:

а) возбужденное состояние атома фтора;

б) основное состояние неона;

в) возбужденное состояние аниона кислорода О^2-;

г) основное состояние аниона фтора F^-?

9. Одинаково ли электронное строение атомов изотопов одного и того же элемента?

9. Составьте электронную конфигурацию ионов: 1)H^‾; 2) Al³⁺; 3) Cl^‾.

10.Как изменяется значение сродства к электрону в периодах ПСЭМ?

11. Как изменяется значение сродства к электрону в подгруппах?

12. Как изменяется значение энергии ионизации в периодах ПСЭМ?

13. Как изменяется значение энергии ионизации в подгруппах ПСЭМ?

14. Как изменяется электроотрицательность элементов в периодах и группах ПСЭМ?

15. Для каких элементов 3-го периода различие электроотрицательностей будет максимальным?

16. Как изменяются значения атомных радиусов в подгруппах ПСЭМ?

17. Как соотносятся между собой радиусы следующих частиц: а)Н, Н⁺ и Н^-; б) Cl, Cl⁺ и Cl^-?

5.6.Задания для текущих и промежуточных контролей