Периодический закон

Открытие периодического закона и разработка Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIXв. Попытки классифицировать химические элементы имели место и до Менделеева.

Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Несмотря на огромную значимость открытия Менделеева, оно представляло лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долго оставался непонятным. Причина заключалась в том, что в XIXв. отсутствовали какие-либо представления о сложном строении атома.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют по-новому рассмотреть периодический закон, периодическую систему элементов. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

Периодическая таблица и электронные конфигурации атомов

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов наглядно прослеживается периодичность свойств элементов.

Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера,  периодически  повторяется.  Периодическое  изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением числа электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного уровня, во втором периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом  — из четырех и т.д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.

В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Сs); (Ве, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (Не, Nе, Аr, Кr, Xе) и т.д. Каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Сs в I группе, F, Сl, Вr, I — в VII и т.д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в Периодической системе химических элементов одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fе-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

По аналогии с переходными элементами, число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу Периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т.е. 14.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнением энергетических уровней.

Периодические свойства элементов

Периодичность свойств атомов элементов можно проиллюстрировать на самых разных их характеристиках. Перечислим важнейшие из них: радиус атома и атомный объем; потенциал ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность атома (рис); степени окисления; физические свойства соединений (плотность, температуры плавления и кипения). Потенциал (энергия) ионизации I - энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома: X → Х+ + е. Наименьшие потенциалы ионизации - у щелочных металлов, наибольшие - у инертных газов. Сродство к электрону Е - энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому: X + е → X-. Наибольшее сродство к электрону - у галогенов, наименьшее - у металлов.

Задачи по теме.

Задача 1. Напишите электронные конфигурации следующих элементов: N, Si, Fе, Кr, Те, W.

Решение. Энергия атомных орбиталей увеличивается в следующем порядке:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p  6s4f5d6p7s5f6d.

На каждой s-оболочке (одна орбиталь) может находиться не более двух электронов, на p-оболочке (три орбитали) — не более шести, на d-оболочке (пять орбиталей) — не более 10 и на f-оболочке (семь орбиталей) — не более 14.

В основном состоянии атома электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Число электронов равно заряду ядра (атом в целом нейтрален) и порядковому номеру элемента. Например, в атоме азота — 7 электронов, два из которых находятся на 1s-орбитали, два — на 2s-орбитали, и оставшиеся три электрона — на 2p-орбиталях. Электронная конфигурация атома азота:

₊₇N: 1s²2s²2p³. Электронные конфигурации остальных элементов:

₊₁₄Si: 1s²2s²2p⁶3s²3p²,

₊₂₆Fе: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶,

₊₃₆Кr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰3p⁶,

₊₅₂Те: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰3p⁶5s²4d¹⁰5p⁴,

₊₇₄Те: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰3p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁴.

Задача 2. Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома кальция всех валентных электронов ?

Решение. Электронная оболочка атома кальция имеет струк­туру 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². При удалении двух валентных электронов образуется ион Са²⁺ с конфигурацией 1s²2s²2р⁶ Зs²Зр⁶. Такую же электронную конфигурацию имеют атом Ar и ионы S^2-, Сl^-, К⁺, Sc³⁺ и др.

Задача 3. Могут ли электроны иона Аl³⁺ находиться на следующих орбиталях: а) 2р;  б) 1р; в) 3d?

Решение. Электронная конфигурация атома алюминия: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. Ион Al³⁺ образуется при удалении трех валентных электронов из атома алюминия и имеет электронную конфи­гурацию 1s²2s²2p⁶.

а) на 2р-орбитали электроны уже находятся;

б) в соответствии с ограничениями, накладываемыми на квантовое число l (l = 0, 1,…n-1), при n = 1 возможно только значение l = 0, следовательно, 1p-орбиталь не существует;

в) на Зd-орбитали электроны могут находиться, если ион — в возбужденном состоянии.

Задача 4. Напишите электронную конфигурацию атома неона в первом возбужденном состоянии.

Решение. Электронная конфигурация атома неона в основном состоянии – 1s²2s²2p⁶. Первое возбужденное состояние получается при переходе одного электрона с высшей занятой орбитам (2р) на низшую свободную орбиталь (3s). Электронная конфигурация атома неона в первом возбужденном состоянии – 1s²2s²2p⁵3s¹.

Задача 5. Каков состав ядер изотопов ¹²C и ¹³C, ¹⁴N и ¹⁵N?

Решение. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента и одинаково для всех изотопов данного элемента. Число нейтронов равно массовому числу (указываемому слева вверху от номера элемента) за вычетом числа протонов. Разные изотопы одного и того же элемента имеют разные числа нейтронов.

Состав указанных ядер: ¹²С: 6р + 6n; ¹³С: 6р + 7n; ¹⁴N: 7p + 7n; ¹⁵N: 7p + 8n.