МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОСНОВНЫМ РАЗДЕЛАМ КУРСА ХИМИИ

Методичка по химии
Электронное строение атома
Химическая связь
Классы неорганических соединений
Элементы химической термодинамики и термохимии
Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
Химическая кинетика и химическое равновесие
Электролитическая диссоциация
Растворы
Коллоидные растворы
Растворы неэлектролитов
Окислительно-восстановительные реакции
Электрохимические процессы в гетерогенных системах
Коррозия металлов
Электролиз

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Современная формулировка Периодического закона: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что с возрастанием заряда ядра происходит периодическое повторение сходного строения внешнего энергетического уровня атомов элементов. В соответствии с этим физические и химические свойства атомов элементов периодически повторяются.

Периодическая система является графическим выражением Периодического закона. Все элементы в Периодической системе расположены в виде горизонтальных и вертикальных рядов, называемых периодами и группами.

Период – это горизонтальная последовательность элементов, в атомах которых происходит заполнение электронами одинакового числа энергетических уровней. Номер периода определяет число энергетических уровней в атомах элементов данного периода и соответствует значению главного квантового числа внешнего энергетического уровня

Группа - это вертикальная последовательность  химических эле­ментов. Номер группы указывает на число валентных электронов, т.е. тех, которые могут участвовать в образовании хими­ческой связи. В одну группу объединяются элементы с одинаковым числом валент­ных электронов независимо от их электронного типа (s-, p-, d-, f-). Номер группы совпадает с высшей валентностью элемента в возбужденном состоянии и отвечает высшей положительной степени окисления атомов (кроме F, O и Br).

Каждая группа состоит из двух подгрупп – главной и побочной. В главную подгруппу входят s- и р- элементы, а в побочную – d- элементы.  То есть в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение валентного уровня. Такие элементы называют электронными аналогами.

Важнейшие характеристики атома, которые изменяются периодически от величины заряда ядра и в конечном итоге определяют химические свойства элементов и их соединений, – это радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.

Эффективный радиус атома (rат) принимают равным половине межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. В пределах одного периода (при движении слева направо) при неизменном числе энергетических уровней заряд ядра атома увеличивается. Это приводит к возрастанию силы электростатического притяжения валентных электронов к ядру, вследствие чего происходит сжатие орбиталей, т.е. атомный радиус уменьшается. Внутри группы (при движении сверху вниз) заряд ядра атома и число энергетических уровней возрастают. Вследствие проявления эффекта экранирования (защиты валентных электронов от влияния ядра атома электронами внутренних энергетических уровней) силы электростатического притяжения между ядром и валентными электронами уменьшаются, и радиус атома увеличивается.

Энергия ионизации (Еи) – это энергия, необходимая для отрыва одного электрона от невозбужденного атома. Еи является количественной характеристикой восстановительных свойств атомов. Чем меньше величина Еи, тем сильнее восстановительные свойства атома.

Энергия сродства к электрону (Ее) – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Ее характеризует окислительные свойства атомов. С увеличением энергии сродства к электрону окислительная способность атома повышается.

Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома в молекуле притягивать к себе чужие электроны, участвующие в образовании химической связи. ЭО = (Еи + Ее) / 2.

В настоящее время используется шкала относительных электроотрицательностей, в которой ЭО атома фтора, как самого сильного окислителя, условно принята равной 4 (табл.1). При образовании молекулы электроны смещаются от атома с меньшей ЭО к атому с большей ЭО. Внутри периодов наблюдается общая тенденция роста ЭО атомов, а в группах – ее падение.

Химические свойства атома зависят от конфигурации внешнего энергетического уровня, rат, Еи,  и Ее. В пределах периода (слева направо) rат уменьшается, Еи, и Ее повышаются. В результате способность атомов к отдаче электрона уменьшается, а к присоединению электрона увеличивается. Таким образом, в периоде металлические свойства атомов элементов ослабляются, а неметаллические – усиливаются. В главной подгруппе (сверху вниз) rат увеличивается, а Еи уменьшается, в результате способность атомов отдавать свои электроны повышается, а способность принимать чужие электроны снижается. Таким образом, в главной подгруппе металлические свойства атомов элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают.

 В периоде с ростом степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные свойства усиливаются. В подгруппах (сверху вниз) кислотные свойств кислородсодержащих соединений ослабевают, а основные свойства увеличиваются. Так, La(OH)3 значительно более сильное основание, чем Al(OH)3; H3AsO3 более слабая кислота, чем HNO3.

Таблица 1

Относительная  электроотрицательность элементов

Периоды

Группы

I

II

III

IV

V

VI

VII

1

H

2,2

2

Li

1,0

Be

1,6

B

2,0

C

2,6

N

3,0

O

3,5

F

4,0

3

Na

0,9

Mg

1,2

Al

1,6

Si

1,9

P

2,1

S

2,5

Cl

3,0

4

K

0,8

Ca

1,0

Ga

1,8

Ge

2,0

As

2,2

Se

2,5

Br

2,8

5

Rb

0,8

Sr

1,0

In

1,7

Sn

1,8

Sb

1,9

Te

2,1

I

2,5

6

Cs

0,7

Ba

0,9

Tl

1,8

Pb

1,6

Bi

1,9

Po

2,0

At

2,2

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните, почему алюминий и скандий находятся в одной группе, но в разных подгруппах?

Р е ш е н и е. 1) Запишем электронные конфигурации атомов и выделим валентные уровни: Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

  Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

2) Обоснуем расположение элементов Al и Sc в одной группе, но в разных подгруппах. Атомы алюминия и скандия имеют одинаковое число валентных электронов – три. Следовательно, Al и Sc – это элементы одной группы (III). Однако характер заполнения валентного уровня у этих атомов различен. Алюминий – это p – элемент, у него последним заполняется p – подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому валентными являются электроны 3s23p1. Скандий – это d- элемент, у которого в последнюю очередь заполняется d– подуровень предпоследнего энергетического уровня, поэтому валентные электроны – 4s23d1. Именно это является причиной расположения атомов Al и Sc в разных подгруппах: Al (IIIА) – в главной, а Sc (IIIB) – в побочной подгруппе.

Пример 2. Руководствуясь положением элементов в Периодической системе, определите, какой из атомов – сера или теллур проявляет более сильные неметаллические свойства.

Р е ш е н и е. 1) Определяем координаты этих элементов в Периодической системе: S (3, VIA) и Те (5, VIA), т.е. эти элементы являются электронными аналогами, так как расположены в одной (главной) подгруппе VI группы.

2) Составляем электронные формулы атомов этих элементов и выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические свойства любого атома):
S – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 , Те – 1s2 2s2 3s2 Зр6 3d10 4s2 4р6 4d10 5s2 5р4

Действительно, атомы S и Те имеют сходное строение внешнего уровня, который можно представить в виде ns2nр4 , т.е. на внешнем уровне находится 6 валентных электронов.

3) Сравним неметаллические свойства атомов S и Те. Неметаллические свойства определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом взаимодействии. Неметаллические свойства атомов зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (гат) и величины энергии сродства к электрону (Ее).

Как уже отмечалось, элементы S и Те расположены в одной группе, имеют сходное строение внешнего уровня - ns2nр4. Однако атом S имеет три энергетических уровня, а атом Те – пять, поэтому валентные электроны у S расположены ближе к ядру. Радиус атома S меньше, чем радиус атома Те, а энергия сродства к электрону больше, чем Ее атома Te (в главной подгруппе сверху вниз гат увеличивается, а Ее уменьшается). Поэтому атом S обладает большей способностью присоединять электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Те проявляет более сильные неметаллические свойства.

Пример 3. Руководствуясь Периодической системой, определите какой из элементов – магний или алюминий обладает более выраженными металлическими свойствами.

Р е ш е н и е. 1) Химические свойства элементов определяются электронным строением внешних уровней их атомов. Запишем электронные конфигурации атомов магния и алюминия. Они расположены в третьем периоде (имеют одинаковое число энергетических уровней, равное трем). Магний – элемент второй группы, имеет два валентных ē. Алюминий – элемент третьей группы, имеет три валентных ē. Оба элемента расположены в главных подгруппах, т.е. все валентные электроны находятся на внешнем уровне. Отсюда электронные конфигурации внешних уровней: Mg 2s2,
Al 3s23p1.

2) Сравним металлические свойства атомов этих элементов – способность отдавать электроны при химическом взаимодействии. Металлические свойства зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (гат) и энергии ионизации (Еи). Магний и алюминий находятся в одном периоде. При переходе от Mg к Al происходит увеличение заряда ядра и числа ē на внешнем уровне, которые все сильнее удерживаются ядром атома вследствие уменьшения гат. При этом Еи возрастает и способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, магний обладает более сильными металлическими свойствами, чем алюминий.

Методичка по химии