На данном уроке рассматривается Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете теории строения атома. Объясняются следующие понятия: современная формулировка периодического закона, физический смысл номеров периода и группы, причины периодичности изменения характеристик и свойств атомов элементов и их соединений на примерах малых и больших периодов, главных подгрупп, физический смысл периодического закона, общая характеристика элемента и свойств его соединений на основе положения элемента в Периодической системе.

Тема: Строение атома. Периодический закон

Урок: Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

В период становления науки химии ученые пытались привести в систему сведения об известных к тому времени нескольких десятков . Эта проблема увлекла и Д.И. Менделеева. Он искал закономерности и взаимосвязи, которые бы охватывали все элементы, а не только часть из них. Менделеев считал важнейшей характеристикой элемента массу его атома. Проанализировав все известные к тому времени сведения о химических элементах и расположив их в порядке возрастания их атомных масс, в 1869 году он сформулировал периодический закон.

Формулировка закона: свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значения атомных масс.

К моменту формулировки периодического закона еще не было известно строение атома и существования элементарных частиц. Также впоследствии было установлено, что от атомных масс свойства вещества не зависят, как это предполагал Менделеев. Хотя, не обладая этими сведениями, Д. И. Менделеев не сделал в своей таблице ни единой ошибки.

После открытия Мозли, который установил экспериментально, что заряд ядра атома совпадает с порядковым номером химического элемента, указанным Менделеевым в его таблице, в формулировку его закона внесли изменения.

Современная формулировка закона : свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значений зарядов ядер атомов.

Рис. 1. Графическим выражением периодического закона является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Рис. 2. Рассмотрим принятые в ней обозначения на примере рубидия

В каждой ячейке, соответствующей элементу, представлены: химический символ, название, порядковый номер, соответствующий числу протонов в атоме, относительная атомная масса. Число электронов в атоме соответствует числу протонов. Количество нейтронов в атоме можно найти по разности между относительной атомной массой и количеством протонов, т. е. порядкового номера.

N (n 0 ) = A r - Z

Количество относительная порядковый

нейтронов атомная масса номер элемента

Например, для изотопа хлора 35 Cl количество нейтронов равно: 35-17=18

Составными частями периодической системы являются группы и периоды.

Периодическая система содержит восемь групп элементов. Каждая группа состоит их двух подгрупп: главной и побочной. Главные обозначены буквой а, а побочные - буквой б. Главная подгруппа содержит больше элементов, чем побочная. В главной подгруппе содержатся s- и p-элементы, в побочной - d-элементы.

Группа - столбец периодической системы, в котором объединены химические элементы, обладающие химическим сходством вследствие сходных электронных конфигураций валентного слоя . Это основополагающий принцип построения периодической системы. Рассмотрим это не примере элементов первых двух групп.

Табл. 1

Из таблицы видно, что элементы первой группы главной подгруппы имеют один валентный электрон. Элементы второй группы главной подгруппы имеют два валентных электрона.

Некоторые главные подруппы имеют свои особенные названия:

Табл. 2

Строка, называемая периодом, - это последовательность элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов их ядер, которая начинается с щелочного металла (или водорода) и заканчивается благородным газом.

Номер периода равен количеству электронных уровней в атоме.

Существует два основных варианта представления периодической системы: длиннопериодный, в котором выделяют 18 групп (Рис. 3) и короткопериодный, в котором групп 8, но вводится понятие главной и побочной подгрупп (Рис. 1).

Домашнее задание

1. №№3-5 (с. 22) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Сравните электронную конфигурацию атомов углерода и кремния. Какую валентность и степени окисления они могут проявлять в химических соединениях? Приведите формулы соединений этих элементов с водородом. Приведите формулы их соединений с кислородом в высшей степени окисления.

3. Напишите электронные формулы внешних оболочек следующих элементов: 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 34 Se, 52 Te. Три элемента из этого ряда являются химическими аналогами (проявляют похожие химические свойства). Какие это элементы?

Знаменитый русский ученый Дмитрий Иванович Менделеев еще в 19 веке сформулировал периодический закон, оказавший исключительно большое влияние на развитие физики, химии и науки в целом. Но с тех пор соответствующая концепция претерпела ряд изменений. В чем они заключаются?

Периодический закон Менделеева: первоначальная формулировка

В 1871 году Д. И. Менделеев предложил научному сообществу фундаментальную формулировку, по которой свойства простых тел, соединений элементов (равно как и их формы), как результат - и свойства тел, образуемых ими (простых и сложных), следует рассматривать как находящиеся в периодической зависимости от показателей их атомного веса.

Данная формулировка была опубликована в авторской статье Д. И. Менделеева «Периодическая законность химических элементов». Соответствующей публикации предшествовала большая работа ученого в области исследования физических и химических процессов. В 1869 году в российском научном сообществе появилась новость об открытии Д. И. Менделеевым Периодического закона химических элементов. Вскоре был издан учебник, в котором была обнародована одна из первых версий знаменитой Таблицы Менделеева.

С термином «периодический закон» Д. И. Менделеев первые ознакомил широкую публику в 1870 году, в одной из своих научных статей. В данном материале ученый указал на тот факт, что существуют еще не открытые химические элементы. Менделеев обосновывал это тем, что свойства каждого отдельного химического элемента промежуточны между характеристиками тех, что соседствуют с ним по периодической таблице. Причем как в группе, так и в периоде. То есть свойства элемента промежуточны между характеристиками элементов, располагающихся выше и ниже по таблице относительно него, а также находящихся правее и левее.

Таблица Менделеева стала уникальным результатом научных трудов. Кроме того, принципиальная новизна концепции Менделеева заключалась в том, что он, во-первых, разъяснил закономерности в соотношениях величин атомных масс химических элементов, а во-вторых, предложил сообществу исследователей рассматривать данные закономерности в качестве закона природы.

В течение нескольких лет после обнародования периодического закона Менделеева химические элементы, не известные на момент публикации соответствующей концепции, но предсказанные ученым, были открыты. В 1875 году был открыт галлий. В 1879-м - скандий, в 1886-м - германий. Периодический закон Менделеева стал неоспоримой теоретической основой химии.

Современная формулировка периодического закона

По мере развития химии и физики концепция Д. И. Менделеева развивалась. Так, в конце 19 - начале 20 века ученые смогли объяснить физический смысл того или иного атомного номера химического элемента. Позже исследователи разработали модель изменений электронной структуры атомов в корреляции с ростом зарядов ядер соответствующих атомов.

Сейчас формулировка периодического закона - с учетом вышеобозначенных и других открытий ученых - несколько отличается от предложенной Д. И. Менделеевым. В соответствии с ней свойства элементов, а также образуемых ими веществ (равно как и их формы) характеризуются периодической зависимостью от зарядов ядер атомов соответствующих элементов.

Сравнение

Главное отличие классической формулировки периодического закона Менделеева от современной заключается в том, что первоначальная трактовка соответствующего научного закона предполагает зависимость свойств элементов и образуемых ими соединений от показателей их атомного веса. Современная трактовка также предполагает наличие подобной зависимости - но предопределяемой зарядом ядер атомов химических элементов. Так или иначе, ко второй формулировке ученые пришли, в течение долгого времени развивая первую путем кропотливого труда.

Определив, в чем разница между классической и современной формулировкой периодического закона Менделеева, отразим выводы в таблице.

Периодический закон Менделеева

Периодический закон Д. И. Менделеева - фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая система элементов.

https://pandia.ru/text/80/127/images/image002_66.jpg" width="373 height=200" height="200">

Рисунок 1. Зависимость энергии ионизации атомов от порядкового номера элемента

Энергией сродства атома к электрону, или просто его сродством к электрону, называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона). Зависимость сродства к электрону атома от атомного номера элемента представлена на рисунке 2.

0 " style="border-collapse:collapse;border:none">

Электронная конфигурация

Электроотрицательность - фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. На рисунке 3 приведена зависимость электроотрицательности от порядкового номера элемента.

Рисунок 3. Шкала электроотрицательности по полингу

В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселенности, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остается необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и т. д.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах - её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая - у p-элементов VII группы.

Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчетливо, и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда Li-Ne, немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d - и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Степень окисления - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от −1 до +7, хотя четные очень неустойчивы, а для марганца - от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО4). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше (Kr+4F4), чем для предшествующего галогена (Br+7О4−). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей, степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы - всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд Li-Ne, в котором ни для галогена (F), ни для благородного газа (Ne) вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда - азот ; поэтому в ряду Li - Ne изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум.

В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду Rb-Xe от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 (MoО3), +7 (Tc2О7), +8 (RuO4).

Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно. Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов. Это легко объясняется увеличением энергии ионизации атомов с увеличением числа удаляемых валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных потенциалов простых веществ от порядкового номера элемента имеются максимумы, отвечающие щелочным металлам.

ОТКРЫТИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА

Периодический закон был открыт Д. И. Менделеевым в ходе работы над текстом учебника «Основы химии», когда он столкнулся с трудностями систематизации фактического материала. К середине февраля 1869 г., обдумывая структуру учебника, учёный постепенно пришёл к выводу, что свойства простых веществ и атомные массы элементов связывает некая закономерность.

Открытие периодической таблицы элементов было совершено не случайно, это был результат огромного труда, длительной и кропотливой работы, которая была затрачена и самим Дмитрием Ивановичем, и множеством химиков из числа его предшественников и современников. «Когда я стал окончательно оформлять мою классификацию элементов, я написал на отдельных карточках каждый элемент и его соединения, и затем, расположив их в порядке групп и рядов, получил первую наглядную таблицу периодического закона. Но это был лишь заключительный аккорд, итог всего предыдущего труда…» - говорил учёный. Менделеев подчёркивал, что его открытие было итогом, завершившим собой двадцатилетнее размышление о связях между элементами, обдумывание со всех сторон взаимоотношений элементов.

17 февраля (1 марта) рукопись статьи, содержащая таблицу под названием «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве», была закончена и сдана в печать с пометками для наборщиков и с датой «17 февраля 1869 г.». Сообщение об открытии Менделеева было сделано редактором «Русского химического общества» профессором Н. А. Меншуткиным на заседании общества 22 февраля (6 марта) 1869 г. Сам Менделеев на заседании не присутствовал, так как в это время по заданию Вольного экономического общества обследовал сыроварни Тверской и Новгородской губерний.

В первом варианте системы элементы были расставлены учёным по девятнадцати горизонтальным рядам и по шести вертикальным столбцам. 17 февраля (1 марта) открытие периодического закона отнюдь не завершилось, а только началось. Его разработку и углубление Дмитрий Иванович продолжал еще в течение почти трёх лет. В 1870 г. Менделеев в «Основах химии» опубликовал второй вариант системы («Естественную систему элементов»): горизонтальные столбцы элементов-аналогов превратились в восемь вертикально расположенных групп; шесть вертикальных столбцов первого варианта превратились в периоды, начинавшиеся щелочным металлом и заканчивающиеся галогеном. Каждый период был разбит на два ряда; элементы разных вошедших в группу рядов образовали подгруппы.

Сущность открытия Менделеева заключалась в том, что с ростом атомной массы химических элементов их свойства меняются не монотонно, а периодически. После определённого количества разных по свойствам элементов, расположенных по возрастанию атомного веса, свойства начинают повторяться. Отличием работы Менделеева от работ его предшественников было то, что основ для классификации элементов у Менделеева была не одна, а две - атомная масса и химическое сходство. Для того, чтобы периодичность полностью соблюдалась, Менделеев исправил атомные массы некоторых элементов, несколько элементов разместил в своей системе вопреки принятым в то время представлениям об их сходстве с другими, оставил в таблице пустые клетки, где должны были разместиться пока не открытые элементы.

В 1871 г. на основе этих работ Менделеев сформулировал Периодический закон, форма которого со временем была несколько усовершенствована.

Периодическая система элементов оказала большое влияние на последующее развитие химии. Она не только была первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они образуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с другом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследований. В то время, когда Менделеев на основе открытого им периодического закона составлял свою таблицу, многие элементы были еще неизвестны. Менделеев был не только убеждён, что должны существовать неизвестные еще элементы, которые заполнят эти места, но и заранее предсказал свойства таких элементов, основываясь на их положении среди других элементов периодической системы. В течение следующих 15 лет предсказания Менделеева блестяще подтвердились; все три ожидаемых элемента были открыты (Ga, Sc, Ge), что было величайшим триумфом периодического закона.

Д.И. Менделеевым сдана в набор рукопись «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве» // Президентская библиотека // День в истории http://www.prlib.ru/History/Pages/Item.aspx?itemid=1006

РУССКОЕ ХИМИЧЕСКОЕ ОБЩЕСТВО

Русское химическое общество – научная организация, основанная при Санкт-Петербургском университете в 1868 г. и представлявшая собой добровольное объединение российских химиков.

О необходимости создания Общества было заявлено на 1-м Съезде русских естествоиспытателей и врачей, состоявшемся в Санкт-Петербурге в конце декабря 1867 – начале января 1868 г. На Съезде было оглашено решение участников Химической секции:

«Химическая секция заявила единодушное желание соединиться в Химическое общество для общения уже сложившихся сил русских химиков. Секция полагает, что это общество будет иметь членов во всех городах России, и что его издание будет включать труды всех русских химиков, печатаемые на русском языке».

К этому времени уже были учреждены химические общества в нескольких европейских странах: Лондонское химическое общество (1841), Химическое общество Франции (1857), Немецкое химическое общество (1867); Американское химическое общество было основано в 1876 г.

Устав Русского химического общества, составленный в основном Д. И. Менделеевым, был утверждён Министерством народного просвещения 26 октября 1868 г., а первое заседание Общества состоялось 6 ноября 1868 г. Первоначально в его состав вошли 35 химиков из Петербурга, Казани, Москвы, Варшавы, Киева, Харькова и Одессы. Первым Президентом РХО стал Н. Н. Зинин, секретарём – Н. А. Меншуткин. Члены общества платили членские взносы (10 руб. в год), приём новых членов осуществлялся только по рекомендации трёх действующих. В первый год своего существования РХО выросло с 35 до 60 членов и продолжало плавно расти в последующие годы (129 – в 1879 г., 237 – в 1889 г., 293 – в 1899 г., 364 – в 1909 г., 565 – в 1917 г.).

В 1869 г. у РХО появился собственный печатный орган – «Журнал Русского химического общества» (ЖРХО); журнал выходил 9 раз в год (ежемесячно, кроме летних месяцев). Редактором ЖРХО с 1869 по 1900 был Н. А. Меншуткин, а с 1901 по 1930 – А. Е. Фаворский.

В 1878 г. РХО объединилось с Русским физическим обществом (основано в 1872 г.) в Русское физико-химическое общество. Первыми Президентами РФХО были А. М. Бутлеров (в 1878–1882 гг.) и Д. И. Менделеев (в 1883–1887 гг.). В связи с объединением с 1879 г. (с 11-го тома) «Журнал Русского химического общества» был переименован в «Журнал Русского физико-химического общества». Периодичность издания составляла 10 номеров в год; журнал состоял из двух частей – химической (ЖРХО) и физической (ЖРФО).

На страницах ЖРХО впервые были напечатаны многие труды классиков русской химии. Можно особо отметить работы Д. И. Менделеева по созданию и развитию периодической системы элементов и А. М. Бутлерова, связанные с разработкой его теории строения органических соединений; исследования Н. А. Меншуткина, Д. П. Коновалова, Н. С. Курнакова, Л. А. Чугаева в области неорганической и физической химии; В. В. Марковникова, Е. Е. Вагнера, А. М. Зайцева, С. Н. Реформатского, А. Е. Фаворского, Н. Д. Зелинского, С. В. Лебедева и А. Е. Арбузова в области органической химии. За период с 1869 по 1930 г. в ЖРХО было опубликовано 5067 оригинальных химических исследований, печатались также рефераты и обзорные статьи по отдельным вопросам химии, переводы наиболее интересных работ из иностранных журналов.

РФХО стало учредителем Менделеевских съездов по общей и прикладной химии; три первых съезда прошли в С.-Петербурге в 1907, 1911 и 1922 гг. В 1919 г. издание ЖРФХО было приостановлено и возобновлено лишь в 1924 г.

Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон в 1869 году, в основе которого была одна из главнейших характеристик атома – атомная масса. Последующее развитие Периодического закона, а именно, получение большого экспериментальных данных, несколько изменило первоначальную формулировку закона, однако эти изменения не противоречат главному смыслу, заложенному Д.И. Менделеевым. Эти изменения только придали закону и Периодической системе научную обоснованность и подтверждение правильности.

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева такова: свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Структура Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

К настоящему мнению известно большое количество интерпретаций Периодической системы, но наиболее популярная – с короткими (малыми) и длинными (большими) периодами. Горизонтальные ряды называют периодами (в них расположены элементы с последовательным заполнением одинакового энергетического уровня), а вертикальные столбцы – группами (в них расположены элементы, имеющие одинаковое количество валентных электронов – химические аналоги). Так же все элементы можно разделить на блоки по по типу внешней (валентной) орбитали: s-, p-, d-, f-элементы.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода (обозначается арабской цифрой) равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Периодические свойства элементов

Близость физико-химических и химических свойств атомов обусловлена сходством их электронных конфигураций, причем, главную роль играет распределение электронов по внешней атомной орбитали. Это проявляется в периодическом появлении, по мере увеличения заряда ядра атома, элементов с близкими свойствами. Такие свойства называют периодическими, среди которых наиболее важными являются:

1. Количество электронов на внешней электронной оболочке (заселенность – w ). В малых периодах с ростом заряда ядра w внешней электронной оболочки монотонно увеличивается от 1 до 2 (1 период), от 1 до 8 (2-й и 3-й периоды). В больших периодах на протяжении первых 12 элементов w не превышает 2, а затем до 8.

2. Атомный и ионный радиусы (r), определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в разных соединениях. По периоду атомный радиус уменьшается (постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками, по группе атомный радиус возрастает, поскольку увеличивается число электронных слоев (рис.1.).

Рис. 1. Периодическое изменение атомного радиуса

Такие же закономерности наблюдаются и для ионного радиуса. Следует заметить, что ионный радиус катиона (положительно заряженный ион) больше атомного радиуса, а тот в свою очередь, больше ионного радиуса аниона (отрицательно заряженный ион).

3. Энергия ионизации (Е и) – количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома, т.е. энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион (катион).

Э 0 — → Э + + Е и

Е и измеряется в электронвольтах (эВ) на атом. В пределах группы Периодической системы значения энергии ионизации атомов уменьшаются с возрастанием зарядов ядер атомов элементов. От атомов химических элементов можно последовательно отрывать все электроны, сообщив дискретные значения Е и. При этом Е и 1 < Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Сродство к электрону (Е е) – количество энергии, выделяющееся при присоединении дополнительного электрона к атому, т.е. энергия процесса

Э 0 + → Э —

Е е также выражается в эВ и, как и Е и зависит от радиуса атома, поэтому характер изменения Е е по периодам и группам Периодической системы близок характеру изменения атомного радиуса. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

5. Восстановительная активность (ВА) – способность атома отдавать электрон другому атому. Количественная мера – Е и. Если Е и увеличивается, то ВА уменьшается и наоборот.

6. Окислительная активность (ОА) – способность атома присоединять электрон от другого атома. Количественная мера Е е. Если Е е увеличивается, то ОА также увеличивается и наоборот.

7. Эффект экранирования – уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов. Экранирование растет с увеличением числа электронных слоев в атоме и уменьшает притяжение внешних электронов к ядру. Экранированию противоположен эффект проникновения , обусловленный тем, что электрон может находиться в любой точке атомного пространства. Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

8. Степень окисления (окислительное число) – воображаемый заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Номер группы Периодической системы указывает высшую положительную степень окисления, которую могут иметь элементы данной группы в своих соединениях. Исключение – металлы подгруппы меди, кислород, фтор, бром, металлы семейства железа и другие элементы VIII группы. С ростом заряда ядра в периоде максимальная положительная степень окисления растет.

9. Электроотрицательность, составы высших водородных и кислородных соединений, термодинамические, электролитические свойства и т.д.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Охарактеризуйте элемент (Z=23) и свойства его соединений (оксидов и гидроксидов) по электронной формуле: семейство, период, группа, число валентных электронов, электронно-графическая формула для валентных электронов в основном и возбужденном состоянии, основные степени окисления (максимальная и минимальная), формулы оксидов и гидроксидов.
Решение	23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 3 3p 6 3d 3 4s 2 d-элемент, металл, находится в ;-м периоде, в V группе, В подгруппе. Валентные электроны 3d 3 4s 2 . Оксиды VO, V 2 O 3 , VO 2 , V 2 O 5 . Гидроксиды V(OH) 2 , V(OH) 3 , VO(OH) 2 , HVO 3 . Основное состояние Возбужденное состояние Минимальная степень окисления «+2», максимальная – «+5».