2.4. Соответствие электронных формул элементов и положением их в периодической таблице

Электронную формулу можно записать на основании положения элемента в таблице Менделеева, так как структура и закономерности изменения свойств элементов в периодической таблице являются следствием строения атомов и периодичности заполнения энергетических уровней и подуровней.

Главное квантовое число – соответствует номеру периода в периодической таблице,

количество значений побочного квантового числа – соответствует числу семейств (s, p, d, f) элементов в соответствующем периоде,

количество значений магнитного квантового числа на энергетическом уровне умноженное на число спинов (2) – показывает максимальное число элементов в периоде.

Так как последующий элемент отличается от предыдущего на один электрон, достаточно написать электронную формулу предыдущего элемента и прибавить к ней один электрон.

Например, для хрома – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s⁴, с учетом проскока электрона электронная формула имеет вид – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵2s¹. Прискок электронов объясняется тем, что наполовину или полностью заполненные подуровни (р³, р⁶, d⁵, d¹⁰, f⁷, f¹⁴) характеризуются повышенной устойчивостью.

3. Периодический закон и периодическая таблица д.И.Менделеева

3.1. Периодический закон

Д.И. Менделеев в 1869 г сравнивая изменение атомных масс элементов и их химических свойств открыл периодический закон: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

В соответствии с современными представлениями о строении атомов главной характеристикой любого элемента является заряд его ядра, поэтому современная формулировка периодического закона имеет вид: «Свойства элементов, а так же свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

3.2.Периодическая таблица д.И.Менделеева

На основании периодического закона Д.И.Менделеев составил периодическую таблицу элементов, в которой элементы располагаются по периодам и группам.

Период – горизонтальный ряд элементов. В одном периоде находятся элементы, относящиеся к одному электронному слою. В периодической таблице семь периодов.

Группа – вертикальный ряд элементов. Группы делятся на две подгруппы:

Главная – включает элементы у которых происходит заполнение внешнего энергетического уровня,

побочная – включает элементы у которых происходит заполнение предвнешнего энергетического уровня.

В главных подгруппах расположены металлы и неметаллы, а в побочных – только металлы. Заполнение побочных подгрупп начинается с четвертого периода. Элементы, расположенные в одной подгруппе, имеют подобные химические свойства и называются элементами аналогами. Например: O, S, Se, Te, Po.

3.3 Периодичность изменения свойств элементов в периодической таблице

3.3.1 Радиусы атомов в периодах радиусы атомов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются вследствие увеличения электростатического взаимодействия электронов с ядром.

В главных подгруппах радиусы увеличиваются в связи с увеличением количества энергетических уровней.

В побочных подгруппах в соответствие с заполнение d- и f-подуровней происходит увеличение электростатического притяжения электронов к ядру, в результате чего радиусы атомов не только не увеличиваются, но даже могут уменьшаться. Данное явление называют d- и f (лантаноидным)- сжатием.

3.3. 2 Энергия ионизации

Энергия ионизации атома – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Вторая и последующие энергии ионизации – это отрыв электронов от положительно заряженных ионов. Энергия ионизации определяет восстановительные свойства элементов. В периодах энергия ионизации растет. В главных подгруппах – уменьшаются, а в побочных подгруппах – увеличивается.

3.3.3 Энергия сродства к электрону

Энергия сродства к электрону – это количество энергии выделяющаяся или поглощающаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше энергия сродства атома к электрону, тем более сильным окислителем является данный элемент. В периодах энергия сродства к электрону возрастает, а в главных подгруппах для неметаллов уменьшается. Металлы не обладают сродством к электрону.

3.3.4 Электроотрицательность и окислительно-восстановительные свойства элементов

Электроотрицательность – способности атомов в соединениях притягивать и отдавать электроны.

При движении от наименее электоотрицательного элемента – Fr к наиболее электроотрицательному элементу – F электроотрицательность последовательно нарастает, таким же образом изменяются окислительные свойства элементов.

3.3.5 Кислотно-основные свойства элементов и образуемых ими оксидов и гидроксидов

В периодах основные свойства падают, а кислотные нарастают, а в главных подгруппах наблюдается обратная зависимость. В таблице 3 приведены в общем виде формулы высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов главных и побочных подгрупп. Из таблицы видно, что в периодах основные свойства падают, а кислотные нарастают, проходя через амфотерные.

Таблица 13. Формулы высших оксидов и гидроксидов элементов III–периода

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных газов)
Высший оксид	Na2O	MgО	Al2О3	SiО2	P2О5	SО3	Cl2О7	ЭО4
Гидроксид высшего оксида	Na ОН	Mg(ОН)2	Al (ОН)3 Н Al О2	Н2SiО3	Н3РО4	Н2SО4	Н Cl О4	Н4ЭО4