72.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева

Периодический закон и Периодическая система химических элементов

Открытие Периодического закона

Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно.

В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов.

Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.

Например, свойства типичного металла литий Li повторялись у элементов натрий Na и калий K, свойства типичного неметалла фтор F - у элементов хлор Cl, бром Br, иод I.

У некоторых элементов Д.И. Менделеев не обнаружил химических аналогов (например, у алюминия Al и кремния Si), поскольку такие аналоги в то время были еще неизвестны. Для них он оставил в естественном ряду пустые места и на основе периодической повторяемости предсказал их химические свойства.

После открытия соответствующих элементов (аналога алюминия - галлия Ga, аналога кремния - германия Ge и др.) предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились.

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева:

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

На основе Периодического закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов.

73.1.Потенциал ионизации . 2.Сродство к электрону , 3.Электроотрицательность элементов ; 4.Характер изменения по группам и периодам Периодической системы элементов.

1. Потенциал ионизации атома или иона определяется как работа, которая требуется для отрыва электрона от атома или иона и удаления его на бесконечно большое расстояние. По абсолютной величине он равен, очевидно, потенциальной энергии отрываемого электрона, но имеет обратный знак.

При отрыве от атома первого, второго.., i-электрона говорят о первом (I1), втором (I2).., i-потенциалах ионизации (Ii). Неравенства I1< I2…<Ii очевидны, так как требуется больше энергии, чтобы удалить электрон от частицы с зарядом +i, чем с зарядом + (i-1). Особенно характерными являются первые потенциалы ионизации, отражающие энергетическую устойчивость внешней электронной конфигурации нейтрального атома, от которой зависят его химические и кристаллохимические свойства

2. - свойство атомов или молекул образовыватьпрочную связь с электроном, т. е. отрицательный ион. Характеристикойтакой связи является энергия сродства атомов или молекул к электрону -энергия связи электрона в соответствующем отрицат. ионе, к-рая обычнообозначается ЕА (electron affinity). Эта энергия равна разности энергиинейтрального атома (молекулы) в основном состоянии и энергии осн. <состояния образовавшегося отрицат. иона. У большинства атомов С. к э. связанос тем, что их внеш. электронные оболочки не заполнены (см. Атом). Втабл. приводятся значения энергии С. к э. атомов в осн. состоянии. Осн. <и наиб. точная часть этой информации получена при исследовании фотораспадаотрицат. ионов. В одном варианте этого метода отрицат. ионы разрушаютсяпод действием лазерного излучения данной длины волны, энергия связи электронаустанавливается по измерениям энергии освободившихся электронов. В др. <варианте данного метода для фоторазрушения отрицат. ионов используетсяизлучение перестраиваемого лазера, что позволяет определить положение порогафотораспада отрицат. иона, а по нему и энергию связи электрона. Фотоэлектронныйи лазерный методы определения энергии связи электрона в отрицат. ионе являютсяглавными и при исследовании молекулярных отрицат. ионов. В табл. указанкласс точности определения энергии С. к э.: О означает точность лучше 0,1%,1 -лучше 1%; 2 - лучше 3%; 3 - выше 10%; 4 - хуже 10%. Отрицат. ион Непостроен на метастабильном атоме Не. «Нет» в табл. означает, что стабильныйотрицат. ион данного элемента не образуется.

3. Электpоoтрицательность (c) - способность атома удерживать внешние (валентные) электроны. Она определяется степенью притяжения этих электронов к положительно заряженному ядру.

Это свойство проявляется в химических связях как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома.

73.(вторая сторона)Электpоотрицательность атомов, участвующих в образовании химической связи, - один из главных факторов, который определяет не только ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым влияет на характер взаимодействия между атомами при протекании химической реакции.

Элeктроотрицательность элементов растет слева направо вдоль периода и снизу вверх в группах Периодической системы Д.И. Менделеева.

4. Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в Периодической системе.Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент.

Если валентные электроны расположены только на атомной s-орбитали, то элементы относятся к секции s-элементов (IA-, IIA- группы); если они расположены на s- и p-орбиталях, то элементы относятся к секции p-элементов (от IIIA- до VIIIA-группы).

Водород Н (1s1) всегда рассматривают отдельно как первый элемент Периодической системы, а гелий Не (1s2) причисляют к VIIIA-группе ввиду подобия химических свойств всех благородных газов.

В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sc, в Периодической системе появляются Б-группы; а у атомов этих элементов заполняется d-подуровень предыдущего уровня. Такие элементы называются d-элементами, их в каждом периоде - десять, например в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn (переходные элементы).

Следует учитывать, что полностью и наполовину заселенные энергетические подуровни обладают повышенной устойчивостью. Поэтому в атомах хрома Cr и меди Cu, ввиду близости энергий 4s- и 3d-подуровней, происходит переход одного электрона с 4s- на 3d-орбиталь. В атомах d-элементов 4-го периода валентные электроны занимают не только внешний 4s-подуровень, но и внутренний (точнее предвнешний) 3d-подуровень.

Например, для атома марганца (VIIБ-группа) с формулой [18Ar] 3d54s2 все семь электронов (d5s2) - валентные.

У атома цинка (30Zn = [18Ar,3d10] 4s2) 3d-подуровень заселен полностью и валентными будут только два внешних 4s-электрона (4s2).

Таким образом, электронное строение атомов всех элементов можно вывести из координат атомов в Периодической системе (т.е. из номера группы и периода соответствующего элемента.

В ряду элементов с последовательно возрастающим порядковым номером (числом электронов, зарядом ядра) аналогичные электронные конфигурации атомов периодически повторяются.

Характер изменения электронных конфигураций атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов (Периодический закон Д.И. Менделеева).