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

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 химических элементов. 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.

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.

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

Например, для изотопа хлора ³⁵Cl 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 на 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 подгруппы 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).                                                                       Рис. 3

Электронные конфигурации валентного слоя некоторых атомов

Периодическая повторяемость строения валентных электронов в атоме – это важнейший критерий, который объясняет и предсказывает свойства многих элементов (см. табл. 3).

У каждой группы есть формула высшего оксида, т. е. оксида с максимальной степенью окисления элементов. Эта информация написана внизу таблицы. Например, для элементов V группы формула высшего оксида – R₂O_5. Это N₂O₅, P₂O₅, As₂O₅, V₂O₅…. По составу высшего оксида элемента можно определить его свойства. Оксиды состава R₂O, RO основные. R₂O₃ - чаще всего амфотерные. Остальные оксиды – кислотные. Чем выше степень окисления элемента R, чем ярче выраженными кислотными свойствами обладает его оксид. Таким образом, кислотность высших оксидов элементов главных подгрупп увеличивается по периоду слева направо.

В таблице отражен состав летучих водородных соединений. Такие соединения образуют элементы IV-VII групп, причем только легких.

Изменение атомного радиуса

В группах: для элементов главных подгрупп сверху вниз увеличивается число энергетических уровней. Энергетический уровень – это и есть расстояние, на котором находится электрон от ядра. Значит, по группе вниз атомный радиус увеличивается.

В периодах: по периоду номер энергетического уровня, на котором находятся валентные электроны, остается неизменным, но число валентных электронов увеличивается, а также растет и заряд ядра. Значит, электроны электростатически сильнее притягиваются к ядру. Поэтому радиус атома уменьшается.

Электроотрицательность

Электроотрицательность – это способность атома перетягивать на себя электроны связи.

Это величина, которая отражает «желание» атома отдать свои валентные электроны или принять чужие валентные электроны. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее атом хочет принять чужие валентные электроны. Существует несколько основных шкал электроотрицательности. Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом.

Электроотрицательность (X) измеряется в относительных величинах (таблица 4).

Электроотрицательность по Полингу – это свойство атомов, связанных химическими связями, т. е. находящихся в составе химических соединений. Соединения таких благородных элементов, как гелий, неон и аргон до сих пор не получены, поэтому не определена и ЭО этих элементов. Однако в полной таблице в приложении VII уже можно найти значения для ксенона (Xe), соединения которого с фтором и кислородом известны с 60-х годов ХХ века.

Наибольшей электроотрицательностью обладают элементы, находящиеся в правом верхнем углу Периодической системы. Соответственно, наименьшей – элементы, находящиеся в нижнем левом углу. Аналогично меняются и металлические свойства простых веществ, образованных данными элементами. Металлы легко отдают свои валентные электроны, соответственно, они имеют низкую электроотрицательность. Поэтому металлы находятся в нижнем левом углу Периодической системы, а типичные неметаллы – в правом верхнем.

Закономерности изменения периодических свойств приведены в табл. 5.

Табл. 5

Скачано с www.znanio.ru