Структура периодической системы
Структура периодической системы. Периодическое изменение свойств химических элементов. Энергия ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность элементов. Металлические и неметаллические свойства элементов и простых веществ.
Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодов в системе имеется семь, из них три малых и четыре больших. Номер периода соответствует числу главных энергетических уровней любого атома, расположенного в периоде (N = n). Главный уровень делится на s-, p-, f- и d- подуровни. Руководствуясь принципом Паули можно подсчитать, какое максимальное количество электронов может расположиться на каждом подуровне. Для s -подуровня это число равно 2, для p - подуровня 6, для f - и d - подуровней - 10 и 14 соответственно. Электроны, располагающиеся на заполненных (в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда) орбиталях, как правило, не склонны покидать свои места (здесь следует учитывать еще и принцип минимальной энергии). Поэтому для химика наиболее важным является внешний электронный слой атома, не заполненный до конца, потому что именно электроны внешнего слоя образуют химические связи при взаимодействии веществ друг с другом. Количество электронов, расположенных на внешнем электронном слое атома, равняется номеру группы, в котором атом расположен.
Первый период состоит из двух элементов - водорода и гелия. В атоме водорода единственный электрон располагается в первом электронном слое 1s. В соответствии с принципом Паули, на одной орбитали могут находиться электроны с разными спинами, поэтому в атоме гелия два электрона расположены также на уровне 1s. Такая структура является энергетически устойчивой, поэтому, в отличие от химически активного водорода, гелий не вступает в химические реакции с другими элементами (не обменивается с ними электронами) и называется поэтому инертным газом.
Во втором и третьем периодах расположены по 8 элементов. У элементов второго периода заполняется второй электронный слой (n=2), сначала 2s, а затем 2р - орбиталь, причем количество электронов на втором уровне постепенно возрастает от 1 до 8. Восьмиэлектронная оболочка неона представляет собой устойчивую энергетическую структуру, поэтому неон также является инертным газом. У элементов третьего периода заполняется третий электронный слой (у двух первых элементов заполняются 3s - орбитали, а у шести последних - 3р-орбитали). В отличие от второго периода, у элементов третьего периода остаются свободными 3d - орбитали, что, как мы увидим позднее, также оказывает влияние на их химические свойства и свойства их соединений. Элементы, в атомах которых s - подуровень заполняется в последнюю очередь, называются s - элементами; те элементы, в атомах которых последними заполняются р - подуровни, называются р- элементами; имеются также d - и f - элементы.
Большие периоды (четвертый и пятый) содержат по 18 элементов. У элементов четвертого периода после заполнения 4s- слоя (он заполняется раньше слоя 3d, из-за экранирования (заслонения) ядра плотным и симметричным слоем 3s3p) начинает заполняться слой 3d. На этом подуровне может разместить максимум 10 электронов, поэтому заполнение слоя 4р начинается только у галлия. У хрома и меди имеет место "провал" 4s - электрона на подуровень 3d. Таким образом, четвертый период начинается двумя s -элементами и заканчивается шестью р - элементами, но между ними располагаются 10 d -элементов.
В пятом периоде заполнение электронных уровней и подуровней (слоев и подслоев) происходит так же, как и в четвертом периоде: у двух первых элементов, рубидия и стронция, заполняется внешний 5s - слой, у шести последних (от индия до ксенона) - внешний 5d - слой. Между ними располагаются 10 d - элементов, у которых заполняется 4d - подслой (причем, у ниобия, молибдена, рутения, родия и палладия происходит провал электрона с уровня 5s на 4d).
Шестой период состоит из 32 элементов. Он тоже начинается двумя s -элементами (6s - подуровень) и заканчивается шестью p - элементами (6р -подуровень). У лантана начинает заполняться 5d - подслой. Но вот у следующих за лантаном четырнадцати элементов (их называют лантаноидами, или лантанидами и выделяют в таблице отдельной строкой) заполняется 4f - подслой (третий снаружи квантовый слой). Затем у элементов от гафния до ртути идет заполнение 5d - подуровня (всего 10 элементов), а затем у элементов от таллия до радона заполняется 6d - подуровень. Таким образом, в шестом периоде содержится два s - элемента, шесть p - элементов, десять d - элементов и четырнадцать f - элементов.
В седьмом периоде имеются два s - элемента (франций и радий), d - элемент актиний и следующие за ним четырнадцать f - элементов, называемых актиноидами, или актинидами (от тория до лоуренсия), далее опять следуют d - элементы (от курчатовия до элемента 107). Седьмой период не завершен.
Рекомендуемые материалы
Таким образом, характерные для периодической системы числа - 2, 8. 18 и 32 - с необходимостью вытекают из теории строения атомов. Эти числа раны максимальному количеству электронов, могущих разместиться на s, p, d и f - электронных подуровнях. Период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. Разная длина периодов объясняется последовательностью заполнения электронных слоев (у s и p -элементов заполняется внешний слой, у d - элементов предвнешний слой, а у f - элементов - третий снаружи). Поэтому отличия в свойствах наиболее отчетливо проявляются у s - и p - элементов, а различие химических свойств у d - и f -элементов одного и того же периода выражено менее резко. Последние элементы в пределах периода объединяются в семейства. Это семейства скандия, иттрия, гафния (d - элементы), а также лантананиды и актиниды (f - элементы).
В соответствии с количеством электронов на внешнем уровне элементы делятся на восемь групп. Элементы групп разделяются на подгруппы. Главную подгруппу (левый столбец в каждой группе) составляют s - и p - элементы, а побочную подгруппу - d - и f - элементы. Выделяют также элементы триад (семейство железа и платиновые металлы), обладающих сходными свойствами.
Существует около 400 разновидностей периодических таблиц, однако самой распространенной является восьмиклеточная таблица в коротком варианте.
Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом, поскольку электронные структуры элементов-аналогов сходны, но не тождественны, при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их закономерное изменение.
Люди также интересуются этой лекцией: Оценка внешних и внутренних факторов как основа разработки мероприятий по выводу предприятия из кризиса.
Химические свойства элемента обусловлены способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается энергией ионизации атома и его сродством к электрону. Энергией ионизации называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома (и выражается в кДж/моль или эВ/атом). Для многоэлектронных атомов энергия, необходимая для отрыва каждого последующего электрона всегда больше, чем энергия для отрыва предыдущего электрона, так как отрывать электрон приходится не от нейтрального атома, а от положительно заряженного иона. Энергия ионизации атома зависит от его электронной конфигурации. Наименьшими значениями энергии ионизации обладают s - элементы первой группы, наибольшими - элементы восьмой группы.
Сродством к электрону называют энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому, который превращается при этом в отрицательно заряженный ион ( его выражают через энергию ионизации отрицательных ионов). Наибольшим сродством к электрону обладают р - элементы седьмой группы. Наименьшее и даже отрицательное сродство к электрону имеют инертные газы и элементы второй группы (конфигурации s2 и s2p2). Высоким сродством к электрону обладают кислород, сера, углерод и некоторые другие элементы.
Электроотрицательностью называют способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами, входящими в соединение. Эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону (иногда ее считают равной полусумме того и другого). Большое значение имеет атомный радиус (атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электрона, поэтому определяют условные радиусы атомов и ионов, связанных химической связью в кристаллах). Радиусы атомов в периодах в ростом порядкового номера уменьшаются, так как возрастает заряд ядра, а следовательно, и притяжение к нему электронов. В пределах одной группы атомные радиусы возрастают, так как возрастает число энергетических уровней (электронных слоев).
Сочетание атомов одного элемента есть простое вещество. Простые вещества могут быть металлами и неметаллами. В периодической таблице границу между металлами и неметаллами можно условно провести по диагонали от бора к астату. Простые вещества элементов первой и второй групп являются ярко выраженными металлами (щелочными и щелочноземельными); элементы шестой и седьмой групп - типичные неметаллы (галогены и халькогены). К металлам примыкают металлоподобные вещества, в неметаллам - неметаллоподобные. В химических реакциях металлы выступают обычно как восстановители. Неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. С увеличением порядкового номера элемента в главных подгруппах окислительные свойства неметаллов ослабевают, а восстановительные свойства металлов усиливаются. Изменение химической активности объясняется изменением атомных радиусов, потенциалов ионизации атомов и другими характеристиками (теплота возгонки простых веществ, энергия кристаллической решетки).
Периодический закон сыграл решающую роль в выяснении сложной структуры атома. Ядро атома также имеет сложную структуру: оно состоит из положительно заряженных частиц - протонов и нейтральных частиц - нейтронов. Число протонов (и заряд ядра атома) у одного элемента постоянно, а число нейтронов может меняться. Такие элементы (с различным содержанием в ядре их атома нейтронов) называются изотопами. У водорода, например, три изотопа (протий, дейтерий и тритий). Природные элементы содержат смесь изотопов, поэтому атомная масса атома есть величина дробная.
Периодический закон - фундамент химии, в первую очередь химии неорганической. Он помогает решению многих задач: пониманию химических свойств простых веществ и их соединений, синтезу веществ с заданными свойствами; подбору катализаторов для различных химических процессов и т.п.
