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.