1.4. Периодическая система элементов д.И.Менделеева.

Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в 1869 году.

Современная формулировка периодического закона:

Периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся подобной структуры электронной оболочки их атомов.

Эта формулировка раскрывает причину периодического изменения свойств элементов.

Наглядным выражением периодического закона является периодическая система элементов.

В периодической системе каждый элемент имеет свой порядковый номер, смысл которого теперь совершенно ясен: этот номер равен заряду ядра атома и числу электронов в оболочке атома.

Периодическая система в наиболее яркой форме отражает взаимосвязь всех химических элементов. Химические элементы, являясь качественно отличными друг от друга индивидуальными субстанциями, в то же время представляют в свой совокупности упорядоченное множество, подчиненное внутренней взаимосвязи всех элементов между собой.

Современный вариант периодической системы утвержден Международным союзом по теоретической (чистой) и прикладной химии – ИЮПАК – в 1989 году.

Система элементов слагается из периодов (горизонтальные строки) и групп (вертикальные столбцы).

Периодов в системе семь: 1 – 3 –малые, остальные – большие, седьмой – не завершен. Номер периода указывает на число уровней в атоме данного элемента.

Групп в системе - 18, они обозначаются арабскими цифрами. Группы объединяют элементы по признаку химического сходства. Многие группы имеют тривиальные названия, так, элементы первой группы называются щелочными металлами, элементы второй группы (начиная с кальция) – щелочноземельными металлами, элементы 16-ой группы – халькогенами, элементы 17-ой группы – галогенами.

В системе можно выделить четыре области, соответствующие s-, p-, d- и f-элементам.

Другие особенности рассматриваемого варианта периодической системы: дву(три) язычность с дополнительными латинскими названиями (отличающимися от английских), наличие альтернативных англо-американских [Na, K, W, Hg], и американских [Al, Cs, S] названий. В таблицу включены утвержденные ИЮПАК в 1997 г. названия элементов с № 101 по 109, исправлены атомные массы.

В предложенную систему для каждого элемента введены также две альтернативные величины электроотрицательности (ЭО) атомов и основные физические параметры соответствующих простых веществ (температуры плавления и кипения). Использование данных по электроотрицательности важно, в частности, для исправления устаревших ошибочных названий и написания формул бинарных соединений. К примеру, следующие водородные соединения элементов второго периода H₄C, H₃N, H₂O, HF согласно значениям ЭО (для водорода – 2,1 – 2,2; для других элементов – от 2,5 для углерода до 4 для фтора) являются соответственно карбидом, нитридом, оксидом и фторидом водорода. В соответствии с этим приведенные написания формул аммиака и метана более справедливы, нежели традиционные (NH₃ и CH₄).

1.5. Периодичность свойств элементов

Многие свойства элементов зависят от электронной конфигурации, и в их изменении по мере увеличения порядкового номера элемента наблюдается периодичность. К таким свойствам атомов элементов относятся: атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления (валентность), оптические и магнитные свойства. Эти свойства позволяют предсказать и объяснить химические свойства элементов, также закономерно изменяющиеся с ростом порядкового номера и периодически повторяющиеся у элементов одной группы.

Радиусы нейтральных атомов. Наибольшими радиусами обладают атомы щелочных металлов, являющиеся сильнейшими восстановителями. По мере увеличения порядкового номера в периодах радиусы атомов постепенно уменьшаются. Наименьшие радиусы имеют галогены, обладающие наиболее сильной окислительной активностью. Для переходных элементов (d-элементов) также происходит уменьшение радиусов атомов, однако неоднообразно и мало по сравнению с уменьшением, наблюдаемым для типичных элементов. Причина этого в том, что у переходных элементов прибавляющиеся электроны входят во внутренний (n-1)d –слой.

В шестом периоде у атомов лантаноидов при общем падении радиусов, приводящем к сжатию атомов – эффекту, называемому лантаноидной контракцией, - у атомов 63-го и 70-го элементов наблюдается увеличение радиусов, вызванное тем, что электроны заполняют наполовину или полностью 4f-подуровень (f⁷ и f¹⁴).

В группах s-, p- и в третьей группе d-элементов радиусы атомов возрастают сверху вниз. В группах d-элементов, кроме третьей группы, радиусы изменяются не монотонно: от первого элемента в группе ко второму радиус атома несколько увеличивается, а от второго к третьему – практически не изменяется, что обуславливается влиянием лантаноидной контракции.

Энергия ионизации атомов (J) равна энергии, которую необходимо затратить, чтобы перенести один электрон из атома в бесконечность (при этом образуется положительный ион):

А – е → А⁺ (Na – e → Na⁺).

Измеряется энергия ионизации в кДж/моль, эВ/моль. Она служит количественной характеристикой восстановительной активности элементов.

В периодах слева направо энергия ионизации, в общем, возрастает, восстановительная активность уменьшается. В группах s-, p- и в третьей группе d-элементов сверху вниз величины J восстановительная активность увеличивается. В группах d-элементов, кроме третьей группы, энергия ионизации уменьшается, как правило, в обратном направлении, т.е. снизу вверх, и соответственно нарастают восстановительные свойства.

Сродство к электрону (Е) – энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона с образованием отрицательного иона:

А + е → А^- (Cl + e → Cl^-).

Измеряется энергия сродства к электрону в кДж/моль, эВ/моль. Она служит количественной характеристикой окислительной активности элементов.

Сродство к электрону возрастает с уменьшением радиуса, т.е. в периодах слева направо и в группах неметаллов – снизу вверх. В этих же направлениях увеличивается окислительная активность элементов.

Электроотрицательность(ЭО) определяется как способность атомов в молекуле или кристалле притягивать электроны. Общее стремление атома к присоединению электрона определяется арифметической полусуммой значений энергии ионизации и сродства к электрону. Оценивать электроотрицательность имеет смысл только для элементов, имеющих окислительную активность. В периодах ЭО возрастает слева направо; в группе ЭО больше у элемента, расположенного выше.

Наиболее электроотрицательным из всех элементов является фтор.

3.5.15.5.