Периодичность химических свойств элементов

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Порядковый номер элемента, периоды, группы элементов. Электронная структура атомов элементов малых периодов. Закономерности заполнения энергетических уровней и подуровней атомов элементов малых периодов. Электронная структура атомов элементов больших периодов. Закономерности заполнения энергетических уровней и подуровней атомов элементов больших периодов. Электронные s -, p -, d - и f -семейства элементов. Структура Периодической системы. Взаимосвязь периодического повторения химических свойств с электронным строением атомов элементов.

Периодический закон и Периодическая система

Элементов Д. И. Менделеева

	Современная формулировка Периодического закона Д. И. Менделеева: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов.

 

 

        

    Периодическая система элементов является графическим выражением Периодического закона. Химические элементы расположены в семи периодах (три из них малые, четыре – большие) и восьми группах. Группы разделены на подгруппы: главные (А), образованные элементами малых и больших периодов, и побочные (Б), в которые входят только элементы больших периодов.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям называют электронной структурой атома элемента. Электронные структуры часто изображают в виде электронных формул, в которых последовательно записывают условные обозначения полностью или частично заполненных подуровней и указывают число электронов на данном подуровне (надстрочным индексом). При составлении электронных формул атомов учитывают положение элементов в Периодической системе:

v порядковый номер элемента равен общему числу электронов в атоме, т. е. у каждого последующего элемента на один электрон больше, чем у предыдущего;

v номер периода равен числу энергетических уровней;

v номер группы, за редкими исключениями, равен числу валентных электронов (электронов, которые могут участвовать в образовании химической связи).

    Электрон, который последним заполняет орбитали атома, определяет принадлежность элемента к соответствующему электронному семейству (s-, p-, d-, f-).

Электронные формулы элементов малых периодов

П                       содержит два элемента, водород и гелий. Электронные формулы атомов этих элементов:

₁Н 1s¹;  ₂He 1s².

    У атома гелия заканчивается формирование первого энергетического уровня. Оба элемента принадлежат к s-семейству, их называют s-элементами.

                           В атомах элементов второго периода заполняется второй энергетический уровень, включающий s- и p-подуровни.

Примеры электронных формул:

₃Li  1s²2s¹;               ₉F  1s²2s²2p⁵;

₅B 1s²2s²2p¹;  ₁₀Ne 1s²2s²2p⁶.

Первые два элемента (литий и бериллий) относят к s-элементам, остальные шесть – к p-элементам. Выделенные подчеркиванием фрагменты электронных формул соответствуют расположению валентных электронов.

                           У элементов третьего периода заполняются 3s- и 3p-подуровни, остается незаполненным 3d-подуровень.

Примеры электронных формул:

₁₁Na 1s²2s²2p⁶3 s ¹;

₁₃Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹;

₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵;

₁₈Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

    Третий период образован двумя s- и шестью р-элементами.

Электронные формулы элементов больших периодов

                                     В атомах первых двух элементов четвертого периода, калия и кальция, заполняется 4s-подуровень, энергия которого ниже, чем энергия 3d-подуровня:

₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4 s ¹;

₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4 s ².

    Начиная со скандия происходит формирование электронного 3d-подуровня:

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3 d ¹ 4 s ²;

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3 d ⁵ 4 s ²;

₂₈Ni 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3 d ⁸ 4 s ².

    Электронная структура атомов некоторых элементов отличается от ожидаемой на основании общих закономерностей. Например, электронная формула атома хрома имеет вид

₂₄Сr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹,   а не ₂₄Сr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²,

атома меди –

₂₉Сu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹, а не ₂₉Сu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s².

Это явление названо "провалом" электрона и обусловлено повышенной стабильностью наполовину (пять электронов) или полностью (десять электронов) заполненного d-подуровня.

    После заполнения 3d-подуровня, начиная с галлия, происходит заполнение 4р-подуровня:

₃₁Ga 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹;      ₃₆Kr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶.

    Четвертый период включает восемнадцать элементов, из них два s- , десять d- и шесть р-элементов.

                           Порядок заполнения энергетических подуровней подобен тому, который наблюдается в четвертом периоде.

₃₇Rb 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶5s¹;

₃₉Y 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹5s²;

₄₃Tc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d⁵5s²;

₄₇Ag 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s¹;

₄₉In 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p¹;

₅₂Te 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁴;

₅₄Xe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶.

                                     Аналогично предыдущим, начинается с двух s-элементов, цезия и бария, затем, вследствие энергетической близости 4f- и 5d-подуровней, у лантана появляется один электрон на 5d -подуровне, а далее идет заполнение 4f-подуровня (соответствующие четырнадцать f-элементов называют лантаноидами). В результате последний элемент в ряду лантаноидов, лютеций, имеет полностью заполненный четвертый энергетический уровень (32 электрона). У следующих за лантаном элементов идет заполнение 5d-, а затем 6р-подуровней.

₅₇La 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶5d¹6s²;

₇₁Lu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹6s²;

₇₂Hf 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d²6s²;

₇₉Au 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁶4d¹⁰ 4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s¹;

₈₆Rn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p⁶.

                                     (незавершенный. Все атомы элементов этого периода являются радиоактивными. Порядок заполнения подуровней электронами тот же, что и у элементов шестого периода.

₈₇Fr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p⁶7s¹;

₈₉Ac 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p⁶6d¹7s².

    За актинием (Ас) следуют четырнадцать f-элементов – актиноидов, у которых идет заполнение электронами 5f-подуровня.

Периодичность химических свойств элементов

Периодическое возникновение аналогичных электронных структур атомов по мере увеличения порядкового номера элемента приводит к периодическому появлению сходных химических свойств элементов. Периоды начинаются s-элементами и заканчиваются p-элементами (за исключением первого периода). Каждый период (за исключением первого) начинается щелочным металлом и завершается инертным газом, имеющим устойчивую конфигурацию последнего энергетического уровня – ns²np⁶ (или ns² у гелия). Малые периоды образованы s- и p-элементами, большие периоды – s-, p-, d- и f-элементами.

Число групп в Периодической системе (восемь) соответствует максимальному числу электронов на внешнем энергетическом уровне.

Главные подгруппы образованы s- и p-элементами. Валентные электроны s- и p-элементов расположены на внешнем энергетическом уровне – ns, np (n равно номеру периода).

    Побочные подгруппы образованы d-элементами. Валентные электроны d-элементов расположены на (n – 1)d- и ns-подуровнях.

    Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (электронные аналоги). Эти элементы имеют наибольшее химическое сходство. Например, у элементов VII группы суммарное количество валентных электронов одинаково и равно номеру группы. В приведенных примерах полностью заполненные энергетические уровни атомов рения и йода обозначены суммарным числом электронов.

Главная подгруппа	Побочная подгруппа
9F 1s22 s 2 2 p 5
	25Mn 1s22s22p63s23p63 d 5 4 s 2
17Cl 1s22s22p63 s 2 3 p 5
	43Tc 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2
35Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
	75Re 2,8,18,4s24p64d104f145s25p65d56s2
53I 2,8,18,4s24p64d105s25p5

Конфигурация валентных электронов элементов главной подгруппы (фтора, хлора, брома, йода) – ns²np⁵; элементов побочной подгруппы (марганца, технеция, рения) – (n-1)d⁵ns². Различие электронных структур определяет существенное различие свойств простых веществ: элементы главной подгруппы типичные неметаллы, элементы побочной подгруппы – металлы. Фтор, хлор, бром, йод являются электронными аналогами и проявляют сходные химические свойства, но наиболее близки по химическим свойствам бром и йод, имеющие одинаковую структуру двух последних энергетических уровней. Высшая степень окисления всех элементов VII группы (за исключением фтора) равна (+7), соответствующие соединения проявляют сходные свойства, например, Cl₂O₇ и Mn₂O₇ – кислотные оксиды, HClO₄ и HMnO₄ – сильные кислоты.

---

Дата добавления: 2022-01-22; просмотров: 98; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!