Тема: Периодическая система Д.И. Менделеева

Периодический закон Д.И. Менделеева и его значение

Основной закон химии - Периодический закон - был открыт великим русским ученым Д.И. Менделеевым в 1869 году.

За основу классификации элементов Д.И. Менделеев положил атомный вес элемента - как единственную количественную меру, характеризующие атомы данного элемента, независимо от того, находятся они в составе простых или сложных веществ. Расположив элементы в порядке возрастания атомного веса, он отметил периодичность в изменении свойств элементов и на основе этого формулирует периодический закон: «Свойства простых тел, так же формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Д.И. Менделеев не только обобщил свойства уже изученных элементов, но и оставил места в Периодической системе для ещё не открытых элементов и заранее описал их свойства. Д.И. Менделеев предсказал существование галлия, германия, гафния и скандия.

Последующие исследования в XX веке показали, что периодический закон нерушим. В таблицу периодической системы были внесены только небольшие уточнения местоположения некоторых элементов, а также новые данные, углубившие понимание закона.

Было установлено, что только заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, и, следовательно, и свойства образованных из них простых и сложных веществ. Поэтому была уточнена формулировка периодического закона Д.И. Менделеева: «Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов».

Открытие Периодического закона имеет огромное научное и практическое значение не только для развития химии, физики, но и для других смежных естественных и технических наук. Периодический закон является фундаментальным законом химии. На его основе решают задачи синтеза веществ, разрабатывают новые материалы и сплавы, подбирают катализаторы для химических и металлургических процессов.

Структура Периодической системы Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Период — это ряд элементов, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n.

3Li: 1s22s1; 10Ne: 1s22s22р6 для этих элементов n=2.

Элементы в периоде размещены в порядке возрастания заряда ядра атомов. Их электронная конфигурация изменяется от ns1 до ns2nр6 (или пs2 у элементов первого периода). Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются р-элементом (у первого периода s-элементом). Периоды делятся на большие и малые. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие 18 и 32 элемента; седьмой период остается незавершенным.

Группа - это совокупность элементов, атомы которых характеризуются одинаковым количеством валентных электронов. В системе имеется 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные и побочные подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги).

К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода (лития, бериллия, бора, углерода, азота, кислорода, фтора) и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) относятся d- и f- элементы.

Радиусы атомов и ионов

Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности, или половину расстояния между центрами двух атомов в кристаллах.

Пример. Алмаз С C ; г = 0,77А°

1,54 A0

Атомные радиусы металлов в периодах с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, который сжимает электронные оболочки. В пределах каждой подгруппы элементов, как правило, радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число энергетических уровней.

Радиусы ионов отличаются от радиусов атомов, так как они или лишились электрона(-ов), или их присоединили. Поэтому радиусы положительно заряженных ионов меньше, а радиусы отрицательно заряженных ионов больше, чем радиусы соответствующих атомов. Радиусы ионов также находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента. Например, в пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра (порядкового номера) элемента.

Ионизационный потенциал

Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанным с электронной структурой атома, является ионизационный потенциал. Ионизационным потенциалом (Еu) называется та наименьшая энергия, которую необходимо затратить, чтобы отделить электрон от атома и удалить его на бесконечно большое расстояние.

Величину ионизационного потенциала принято выражать в электрон-вольтах на атом или килоджоулях на моль. Атомы элементов - восстановителей, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или молекулы энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется первым ионизационным потенциалом E1, второго - вторым ионизационным потенциалом Е2 и так далее.

Атомы с небольшим потенциалом ионизации проявляют восстановительные свойства. Атомы с высоким потенциалом ионизации находятся в нейтральном состоянии. Потенциал ионизации возрастает по периоду. В пределах главных подгрупп потенциал ионизации убывает с увеличением порядкового номера элементов. Это обусловлено увеличением размеров атомов и расстоянием внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону

Сродством к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и ионизационный потенциал.

Атомы элементов-окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие - элементы с электронной конфигурацией s2 (Не, Ве, Мg, Zn) или наполовину заполненными р-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, Р, Аs).

Электроотрицательность

Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Л. Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать относительные значения. Он принял электроотрицательность фтора равной 4. Тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других элементов, получилась равной 1. Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Д.И. Менделеева.