Представление о сотроении атома

Атомы состоят из еще более мелких частиц, которые были открыты в разное время разными исследователями. Самой первой из таких частиц оказался электрон, несущий единичный электрический заряд, описанный в 1853 году французским исследователем А.Массоном.

Позже были исследованы и открыты положительно заряженные частицы, которые стали называть протонами. Масса протона оказалась почти в 2000 раз больше массы электрона, а его заряд, как выяснилось, равен заряду электрона, но со знаком "плюс".

Таким образом, в распоряжении физиков появились первые "строительные детали", с помощью которых уже можно было попытаться построить те или иные модели атомов.

Томсон предположил, что атомы состоят из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены электроны. Эта модель атома получила среди ученых прозвище "сливовый пудинг", хотя не менее похожа и на булочку с изюмом (где "изюминки" - это электроны), или на "арбуз" с "семечками" - электронами.

В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. В то время уже была открыта радиоактивность, о которой в наше время знают даже школьники начальных классов. Радиоактивные вещества способны испускать не только лучи высокой энергии, но и частицы высокой энергии, которые способны проникать сквозь многие предметы. Такие частицы называются альфа-частицами.

Поток альфа-частиц проникает сквозь тонкую золотую фольгу толщиной приблизительно 10000 атомов. Пройдя сквозь золото, альфа-частицы вызывают вспышку при ударе об экран. По вспышкам на экране можно видеть отклонения части альфа-частиц от прямолинейной траектории

В опыте Резерфорда пучок альфа-частиц направлялся на тонкую золотую фольгу, а затем становился видимым на специальном экране со светящимся покрытием. Обнаружилось, что не весь пучок альфа-частиц проходит фольгу насквозь. Некоторые альфа-частицы меняют направление весьма значительно и даже отражаются от тонкого листа золотой фольги, как снаряд от брони! Это могло означать только одно: атомы золота не сплошные, а состоят из "разреженных" пустот (сквозь которые альфа-частицы проходят беспрепятственно) и очень плотных областей, от которых альфа-частицы отскакивают, как мячик.

Резерфорд предположил, что атом золота состоит из плотного, положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома, и окружающих это ядро электронов. Электроны вращаются вокруг ядра по круговым орбитам, при этом на электроны действует центробежная сила, которая в точности уравновешивается электростатическим притяжением электрона к ядру. Альфа-частицы относительно легко проходят сквозь "разреженную" область, занимаемую электронами и отражаются (или отклоняются в сторону) при столкновении с плотным ядром атома. По соотношению отклоненных и неотклоненных альфа-частиц удалось рассчитать, что размеры ядра атома золота примерно в 100000 раз меньше внешних границ атома, которыми он соприкасается с другими атомами. Важным следствием теории Резерфорда было указание на заряд атомного центра, который Резерфорд положил равным ± Ne. Заряд оказался пропорциональным атомному весу. “Точное значение заряда центрального ядра не было определено,- писал Резерфорд, - но для атома золота оно приблизительно равно 100 единицам заряда”.

Из последующих исследований и экспериментов Гейгера и Мардсена, предпринявших проверку формул Резерфорда, возникло представление о ядре как устойчивой части атома, несущей в себе почти всю массу атома и обладающей положительным (Резерфорд считал знак заряда неопределенным) зарядом. При этом число элементарных зарядов оказалось пропорциональным атомному весу.

Заряд ядра оказался важнейшей характеристикой атома. В 1913 году было показано, что заряд ядра совпадает с номером элемента в таблице Менделеева. Бор писал: ”С самого начала было ясно, что благодаря большой массе ядра и его малой протяженности в пространстве сравнительно с размерами всего атома строение электронной системы должно зависеть почти исключительно от полного электрического заряда ядра. Такие рассуждения сразу наводили на мысль о том, что вся совокупность физических и химических свойств каждого элемента может определяться одним целым числом...”

Модель Резерфорда объясняла результаты эксперимента с альфа-частицами, но задавала физикам и химикам еще больше вопросов, чем было раньше. Почему при движении заряженного электрона около заряженного ядра не выделяется энергия? Как атомы "прикрепляются" друг к другу? Почему электроны не падают на ядро? Каким образом физические тела, состоящие из атомов, при нагревании испускают свет?

Эти вопросы частично прояснились только после того, как датский физик Н.Бор предложил модель атома, похожую на модель Резерфорда, но с тем отличием, что электроны располагались вокруг ядра на строго определенных, постоянных орбитах. Эта модель напоминает устройство солнечной системы, где электроны вращаются вокруг ядра так же, как планеты вокруг Солнца.

Когда вещество нагревают, электроны поглощают энергию и переходят на более удаленные от ядра постоянные орбиты, а затем возвращаются на прежнее место, выделяя энергию строго отмеренными "порциями" (в виде света). Такая "порция" энергии (ее называют квантом света) в точности равна разнице между энергиями электрона на более высокой и менее высокой орбитах.

Изучая испускаемый нагретыми телами свет, можно выяснить, сколько постоянных электронных орбит существует в атоме и даже установить довольно сложное внутреннее устройство этих орбит.

Со временем появились новые гипотезы, позволившие более точно представить движение электронов. Матричная механика немецкого физика-теоретика В Гейзенберга описывала электрон как частицу, а волновая механика австрийского физика-теоретика Э Шредингера - как волну. Эти теории были объединены в квантовой механике, которая в применении к химическим объектам получила свое развитие в квантовой химии.

Результаты огромного числа экспериментов и усилия физиков-теоретиков позволили получить довольно подробную информацию об атомах:

1. B центре атома находится ядро, заряд его положительный и определяется по порядковому номеру элемента.
2. B ядре атома расположены частицы: протоны и нейтроны. Протон p¹₁ (имеет заряд +1, массу 1).
Нейтрон n10 (имеет заряд "0", масса 1).
Число протонов определяется по порядковому номеру элемента. Число нейтронов определяется (численно) разностью между атомной массой элемента и его порядковым номером.
3. Вокруг ядра на электронных слоях (уровнях, оболочках) находятся электроны.
4. Электрон (изображается e) имеет заряд (–1), а массу ¹ /1837 массы атома водорода, т. е. величину незначительную, что массой электронов пренебрегают. Масса атома сосредоточена в ядре.
5. Число электронных слоев в атоме определяется по номеру периода.
6. Общее число электронов в атоме определяется по порядковому номеру элемента.
7. На внешнем слое атома (последнем) располагается столько электронов, каков номер группы, если элемент из главной подгруппы. Если элемент из побочной подгруппы, то у него на последнем слое атома располагается, как правило, 2e. Бывают исключения.
8. Максимальное число электронов на слоях определяется по формуле 2 ∙ n², где n – номер слоя или периода.
1 слой max ё 2 ∙ 1² = 2ё,
2 слой 2 ∙ 2² = 8ё,
3 слой 2 ∙ 3² = 18ё,
4 слой 2 ∙ 4² = 32ё.
9. Электронное облако – это часть пространства, в котором нахождение электрона наиболее вероятно.
10. Типы электронов: s, p, d, f.
11. На любом слое первые два электрона это электроны S типа.
max ё s типа - 2ё,
max ё p типа - (8 - 2) = 6ё,
max ё d типа - (18 - 2 -6) = 10ё,
max ё f типа - (32 - 2 - 6 - 10) = 14ё.
12. Графически электрон изображается ↑ или ↓.

1. Ядром называется центральная часть атома, в которой сосредоточена практически вся масса атома и его положительный электрический заряд. Все атомные ядра состоят из элементарных частиц: протонов и нейтронов, которые считаются двумя зарядовыми состояниями одной частицы - нуклона. Протон имеет положительный электрический заряд, равный по абсолютной величине заряду электрона. Нейтрон не имеет электрического заряда.

2. Зарядом ядра называется величина Ze, где е - величина заряда протона, Z - порядковый номер химического элемента в периодической системе Менделеева, равный числу протонов в ядре. В настоящее время известны ядра с Z от Z=1 до Z=107.

3. Число нуклонов в ядре A=N+Z называется массовым числом. Нуклонам (протону и нейтрону) приписывается массовое число, равное единице, электрону - нулевое значение А.

Ядра с одинаковыми Z, но различными А называются изотопами. Ядра, которые при одинаковом А имеют различные Z, называются изобарами. Всего известно около 300 устойчивых изотопов химических элементов и более 2000 естественных и искусственно полученных радиоактивных изотопов.

4. Размер ядра характеризуется радиусом ядра, имеющим условный смысл ввиду размытости границы ядра. Плотность ядерного вещества составляет по порядку величины 10¹⁷ кг/м³ и постоянна для всех ядер. Она значительно превосходит плотности самых плотных обычных веществ.

5. Ядерные частицы имеют собственные магнитные моменты, которыми определяется магнитный момент ядра Р m яд в целом.

6. Распределение электрического заряда протонов по ядру в общем случае несимметрично. Мерой отклонения этого распределения от сферически симметричного является квадрупольный электрический момент ядра Q. Если плотность заряда считается везде одинаковой, то Q определяется только формой ядра.

1. Нуклоны в ядрах находятся в состояниях, существенно отличающихся от их свободных состояний. За исключением ядра обычного водорода во всех ядрах имеется не менее двух нуклонов, между которыми существует особое ядерное сильное взаимодействие - притяжение - обеспечивающее устойчивость ядер, несмотря на отталкивание одноименно заряженных протонов.

2. Энергией связи нуклона в ядре называется физическая величина, равная той работе, которую нужно совершить для удаления нуклона из ядра без сообщения ему кинетической энергии.

Энергия связи ядра определяется величиной той работы, которую нужно совершить, чтобы расщепить ядро на составляющие его нуклоны без придания им кинетической энергии. Из закона сохранения энергии следует, что при образовании ядра должна выделяться такая же энергия, какую нужно затратить при расщеплении ядра на составляющие его нуклоны. Энергия связи ядра является разностью между энергией всех свободных нуклонов, составляющих ядро, и их энергией в ядре.

3. При образовании ядра происходит уменьшение его массы: масса ядра меньше, чем сумма масс составляющих его нуклонов. Уменьшение массы ядра при его образовании объясняется выделением энергии связи. Если W _св - величина энергии, выделяющейся при образовании ядра, то соответствующая ей масса Dm, называется дефектом массы и характеризует уменьшение суммарной массы при образовании ядра из составляющих его нуклонов. Если ядро с массой M _яд образовано из Z протонов с массой m _p и из (A-Z) нейтронов с массой m n, то

Вместо массы ядра М _яд величину D m можно выразить через атомную массу М _ат:

При практическом вычислении D m массы всех частиц и атомов выражаются в атомных единицах массы.

Дефект массы служит мерой энергии связи ядра:

Одной атомной единице массы соответствует атомная единица энергии (а.е.э.): а.е.э.=931,5016 МэВ.

4. Удельной энергией связи ядра w _св называется энергия связи, приходящаяся на один нуклон. Величина w _св составляет в среднем 8 МэВ/нуклон. По мере увеличения числа нуклонов в ядре удельная энергия связи убывает.

5. Критерием устойчивости атомных ядер является соотношение между числом протонов и нейтронов в устойчивом ядре для данных изобаров. (А =const).

Открытый Менделеевым в 1869г. периодический закон явился обобщением имеющихся сведений относительно известных к тому времени элементов.
Попытки классифицировать химические элементы имели место и до Менделеева. Предшественники Менделеева отмечали сходство некоторых элементов, объединили их в отдельные группы (Мейер), отмечали, что свойства веществ в порядке возрастания атомных масс повторяются через семь элементов (Ньюлендс). В этих работах не было теоретических обобщений, не было найдено причины замеченных изменений свойств.
Ко времени открытия периодического закона было известно 63 элемента, определены их атомные массы и изучены свойства, а также свойства их соединений.
Менделеев считал, что основным свойством элементов является их масса или относительные величины масс атомов элементов.
Располагая элементы по возрастанию атомных масс, Менделеев получил следующий ряд (таблица 6).

Таблица 6 – Зависимость свойств оксидов от положения элементов в Периодической таблице

Химические Знаки элементов	Li	Вe	В	C	N	O	F	Na
Атомные Массы
Формулы Оксидов	Li₂O	BeO	B₂O₃	CO₂	N₂O₅	__	__	Na₂O
Свойства оксидов	co	a	слк	слк	ск	__	__	со
Химические Знаки элементов	Mg	Al	Si	P	S	Cl	K	Ca
Атомные массы						35,5
Формулы оксидов	MgO	Al₂O₃	SiO₂	P₂O₅	SO₃	Cl₂O₇	K₂O	CaO
Свойства оксидов	о	а	скл	к	к	ск	со	со

Примечание. о - основной; сло - слабоосновной; к - кислотный; слк - слабокислотный; со - сильноосновной; ск - сильнокислотный; а – амфотерный.

Подставляя сходные по свойствам элементы друг под другом, Менделеев получает следующее расположение элементов (таблица 7).

Таблица 7 – Расположение элементов (с учетом периодичности) при возрастании атомных масс

Периоды	Группы элементов
I	II	III	IV	V	VI	VII
	Li	Be	B	C	N	O	F
	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
	K	Ca
Формулы оксидов	Э₂O	ЭO	Э₂O₃	ЭO₂	Э₂O₅	ЭO₃	Э₂O₇

Менделеев назвал элементы, попавшие в один вертикальный ряд, группой и внизу каждой группы поставил формулу оксида, свойственную всем элементам, попавшим в одну группу. Элементы IV и VII групп образуют газообразные соединения с водородом, общие формулы которых также проставлены в периодической таблице (таблица 8).
Таблица 8 – Водородные соединения элементов

Группы	IV	V	VI	VII
Формулы водородных соединений	CH₄	NH₃	H₂O	HF
SiH₄	PH₃	H₂S	HCl
ЭH₄	ЭH₃	H₂Э	HЭ

Периодический закон Менделеев сформулировал следующим образом. Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов.

Над составлением периодической таблицы элементов Менделеев работал с 1869 по 1905 г. В составленную Менделеевым таблицу позднее вносили дополнения в связи с открытием новых элементов.

Составляя периодическую таблицу, Менделеев встречает ряд затруднений, связанных с тем, что многие элементы еще не открыты и атомные массы многих элементов определены неправильно. Все эти затруднения были преодолены Менделеевым, глубоко убежденным в существовании периодического закона.

1) должны быть открыты неизвестные в то время элементы;

2) Должны быть исправлены атомные массы ряда элементов;

3) переход от неметаллов к сильным металлам не должен быть очень резок.

Менделеев называет неоткрытые элементы: экабор, экаалюминий, экасилиций, экамарганец. Слово "эка" в переводе на русский язык означает "одно и то же", этим обозначением Менделеев показал, что эти элементы должны по свойствам быть близки к уже открытым ранее элементам: бору, алюминию, кремнию и т.д..

Менделеев очень подробно описывает как физические, так и химические свойства этих недостающих элементов, выводя их как среднее из свойств элементов окружающих неизвестный элемент. Например, атомную массу экабора он рассчитывает как среднюю из атомной массы бора, иттрия, кальция и титана. Плотность экабора равна среднему арифметическому из плотностей окружающих элементов и т. д.

При жизни Менделеева были открыты такие элементы: галлий (экаалюминий) французским химиком Лекок де Буабодраном в 1867 г.; скандий (экабор) шведским химиком Нильсоном, свойства которых оказались близкими к предсказанным Менделеевым, и, наконец, были открыты инертные газы: аргон в 1893 г., гелий в 1895 г., неон, криптон и ксенон в 1898 г. Менделеев поместил инертные газы в нулевую группу, таким образом, был заполнен переход от типичных неметаллов к типичным металлам.

В 1905 г. Менделеев пишет в связи с этим: "По - видимому, периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройкой и развитие обещается ".

Окончательная таблица, составленная Менделеевым в 1905 г., имела IX групп, в числе их одну нулевую, и 7 периодов – 1, 2, 3 – малые периоды, содержащие по 1 ряду, остальные периоды – 4, 5, 6 – большие, содержащие по два ряда.

В начале каждого периода стоит элемент, обладающий сильно выраженными металлическими свойствами, а заканчиваются периоды инертными газами. В восьмой группе стоят по 3 элемента Fe, CO, Ni; Ru, Rh, Pd; Os, Ir, Pt в четных рядах больших периодов имеют более ярко выраженный металлический характер, или, что то же, более слабо выраженный неметаллический характер, чем элементы того же периода, но нечетного ряда. Это находит свое отражение в таблице тем, что элементы четных рядов больших периодов сдвинуты влево в группах, а менее основные элементы сдвинуты вправо каждой клетки.

Закон Мозли и периодический закон. В 1912 г. Мозли открыл закон, сущность которого заключалась в том, что число зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу.

Заряд ядра водорода равен 1, гелия 2, лития 3, бериллия 4 и т.д. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента. Порядковый номер показывает заряд ядра и количество электронов в атоме элемента. Заряд ядра является основным свойством элементов, обусловливающим остальные свойства. В связи с открытием закона Мозли закон Менделеева теперь формулируется иначе: свойства простых тел, а также свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

При составлении таблицы Менделеев поставил аргон перед калием, кобальт перед никелем, теллур перед йодом вопреки тому, что атомная масса калия меньше, чем у аргона, никеля меньше, чем кобальта, и йода меньше чем теллура, хотя такое положение этих элементов противоречило формулировке периодического закона.

Открытый Мозли закон подтвердил правильность установленного Менделеевым положения этих элементов в таблице, так как заряд ядра аргона меньше, чем заряд ядра калия, кобальта - меньше, чем никеля, теллура - меньше, чем йода.

Как указывалось выше, у большинства элементов имеются изотопы, распространенность их в природе различна. Калий имеет 3 изотопа ³⁹К, ⁴⁰К и ⁴¹К. Атомная масса калия равна 39,9, так как распространенность в природе у самого легкого изотопа ³⁹К наибольшая.

Структура периодической системы элементов Д.И.Менделеева. Современная (1975) периодическая система элементов охватывает 106 химических элементов; из них все трансурановые (Z = 93—106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно. За всю историю периодической системы элементов было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, спирали) и т.д. Наибольшее распространение получили три формы периодической систмы элементов: короткая, предложенная Менделеевым и получившая всеобщее признание; длинная; лестничная. Длинную форму также разрабатывал Менделеев, а в усовершенствованном виде она была предложена в 1905 А.Вернером. Лестничная форма предложена английским учёным Т. Бейли (1882), датским учёным Ю. Томсеном (1895) и усовершенствована Н. Бором (1921). Каждая из трёх форм имеет достоинства и недостатки. Фундаментальным принципом построения периодической системы элементов является разделение всех химических элементов на группы и периоды. Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Элементы а - и б -подгрупп в каждой группе, как правило, обнаруживают между собой определённое химическое сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, соответствуют номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом (особый случай — первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. Периодическая система элементов состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).

Порядок з аполнения электронных уровней и подуровней атомов элементов периодической системы.

Разберем строение атомов в связи с положением элементов в периодической таблице Менделеева.

Доказано, что наибольшее количество электронов на каждом энергетическом уровне описывается формулой 2n², где n - порядковый номер уровня, начиная счет от ядра атома.

Так, максимальное количество электронов на первом уровне 2 ∙ 1 = 2, на втором 2 ∙ 2² = 8; на третьем 2 ∙ 3²= 18 и на четвертом 2 ∙ 4² = 32.

Водород, занимающий первое место, имеет 1 элементарный заряд в ядре (протон) и 1 электрон.

Второй порядковый номер занимает гелий. Общий заряд ядра гелия равен 2, т. е. в 2 раза больше, чем заряд ядра водорода, а масса атома гелия в 4 раза больше массы атома водорода. Ядро атома гелия имеет 2 протон и 2 нейтрона. 2 протона нейтрализуются 2 электронами, вращающимися вокруг ядра.

Водород и гелий – 2 элемента первого периода таблицы Менделеева. Водород легко вступает во взаимодействие с другими веществами, тогда как для гелия соединения не получены. Атом водорода может отдавать электрон и превращаться в положительный одновалентный ион H⁺, а также может принимать электрон, образовывая отрицательно заряженный ион H^–, расположение электронов в котором подобно нейтральному атому гелия: H^– (2) He^o (2).

Отрицательно заряженный ион водорода имеет два электрона, как и нейтральный атом гелия.

Третий порядковый номер занимает литий, находящийся во втором периоде. Заряд ядра лития равен 3, ядро состоит из 3 протонов и 3нейтронов. Нейтрализующие заряд ядра электроны расположены на двух уровнях. У всех элементов, стоящих во втором периоде, электроны расположены на двух уровнях.
В таблице 9 приводим расположение электронов у элементов второго периода.

Таблица 9 – Расположение электронов у элементов второго периода

Порядковый номер	Химические знаки элементов	Расположение электронов по уровням

3 4 5 6 7 8 9 10	Li Be B C N O F Ne	2 2 2 2 2 2 2 2	1 2 3 4 5 6 7 8

Литий легко отдает 1 электрон и превращается в положительный ион Li⁺; бериллий отдает 2 электрона и переходит в Ве²⁺ и т. д. Элементы литий и бериллий расположены в левой части клетки, а начиная с бора элементы сдвинуты в правую часть клеток. Этим подчеркивается их металлические и неметаллические свойства.

От лития к кислороду постепенно уменьшается радиус атомов и потеря электронов затрудняется, т. е. металлические свойства уменьшаются.

Кислород и фтор не проявляют положительной валентности, т. к. из – за весьма малых радиусов притяжение электронов ядром очень сильно. Начиная с углерода элементы образуют газообразные соединения с водородом. Валентность элементов в соединениях с водородом от углерода к фтору уменьшается от 4 –х до 1.
В таблице 10 дано расположение электронов элементов третьего периода.

Таблица 10 – Расположение электронов элементов третьего периода

Порядковый номер	Химический знак	Расположение электронов по уровням

11 12 13 14 15 16 17 18	Na Mg Al Si P S Cl Ar	2 2 2 2 2 2 2 2	8 8 8 8 8 8 8 8	1 2 3 4 5 6 7 8

Элементы третьего периода могут отдавать все электроны третьего уровня от натрия до алюминия включительно. Радиусы атомов в третьем периоде так же, как и во втором, уменьшаются от натрия к хлору, но радиусы элементов третьего периода соответственно больше радиусов атомов второго периода.

Отдавая электроны, атомы элементов третьего периода принимают конфигурацию атома неона.

Натрий, магний и алюминий не проявляют отрицательной валентности. Начиная с кремния элементы, присоединяя электроны, принимают конфигурацию аргона.

Элементы, стоящие в первых группах системы и имеющие малое количество электронов на внешних уровнях, легко отдают электроны и являются сильными металлами.

Отдавая электроны, элементы принимают конфигурацию инертного газа предыдущего периода.

Элементы, стоящие в V, VI и VII группах, имеют большое количество электронов на внешних уровнях, легко принимают электроны, т. е. проявляют свойства неметаллов.

Принимая электроны, элементы приобретают конфигурацию инертного газа того периода, в котором они занимают место.

Четвертый период таблицы Менделеева является большим периодом, и заполнение уровней в этом случае происходит не так просто, как в первых трех периодах.

Большие периоды имеют 2 ряда, и элементы одной и той же группы этого периода попадают в разные подгруппы.

Вертикальный ряд, содержащий элементы, проявляющие металлические свойства, попадает в правую (главную) подгруппу, а вертикальный ряд элементов со слабопроявленными металлическими свойствами – в левую подгруппу (побочную).

В таблице 11 указано, как происходит заполнение уровней у элементов четвертого периода.

Таблица 11 – Расположение электронов в атомах элементов четвертого периода

Порядковый номер	Химический знак	Расположение электронов по уровням

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36	K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr	2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2	8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8 8	8 9 10 11 13 13 14 15 16 18 18 18 18 18 18 18 18	1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 1 2 3 4 5 6 7 8

У первых 2 – х элементов четвертого периода заполняется четвертый уровень, а далее, начиная со скандия, заполняется до максимального количества, 18 электронов, третий незаполненный еще уровень и лишь начиная с меди, последовательно заполняется четвертый уровень до 8 электронов. Криптон – инертный газ, по свойствам аналог гелия, неона, аргона.

Все элементы четвертого периода, за исключением криптона, дают оксиды. Причем максимальная положительная валентность в оксидах соответствует положению элементов в группе. Исключение составляют элементы: железо, кобальт и никель; железо проявляет положительную валентность, равную 3 и 2, кобальт и никель 3 и 2. Бром имеет максимальную положительную валентность 5. Медь, хотя и стоит в первой группе, но дает оксид, где проявляет валентность, равную 2. С водородом образуют газообразные соединения лишь элементы, стоящие в конце периода.

В связи с тем, что заполнение уровней происходит иначе, чем в первых трех периодах, свойство элементов изменяются также иначе, чем в малых периодах. Элементы, начиная со скандия до цинка включительно, называются переходными элементами и по свойствам сильно отличаются от вышестоящих элементов. Они имеет различную валентность, и в соединениях низшей валентности проявляют металлические свойства.

Заполнение уровней в следующем пятом большом периоде происходит аналогично четвертому периоду.
В шестом большом периоде выделены в особую группу лантаниды – элементы, весьма близкие по свойствам, потому что у них заполняется электронами (до 32) глубоко лежащей от валентного четвертый уровень.

В заключение разбора периодической системы обобщаем весь материал.
1. Порядковый номер элемента указывает на заряд ядра и количество электронов, окружающих ядро.
2. Положение в периоде указывает на скольких энергетических уровнях расположены электроны.
3. Номер группы, в которой расположен элемент, указывает на максимальное количество электронов валентных или на максимальную положительную валентность, свойственную элементу.
4. Элементы, проявляющие наибольшие металлические свойства, расположены в левом нижнем углу таблицы. Металлические свойства в группе снизу вверх убывают. Металлические свойства слева направо убывают.
5. Элементы, проявляющие наибольшие неметаллические свойства, расположены в верхнем правом углу таблицы, и их неметаллические свойства уменьшаются сверху вниз и справа налево. Приблизительно по диагонали от угла верхнего левого к углу правому нижнему расположены элементы, гидроксиды которых амфотерного характера.
6. Металлические свойства проявляют элементы с малым количеством внешних электронов.
7. Неметаллическими свойствами обладают элементы с большим количеством валентных электронов.
8. Периодичность объясняется определенной повторимостью в расположении электронов при возрастании зарядов ядер элементов от 1 до 8 в малых и от 1 до 18 в больших периодах.

Таблица12 - Периодическая система элементов Д.И.Менделеева

период

ряды

s - элементы

p - элементы

d - элементы

f - элементы

группы элементов

III

VII

VIII

H
1.0079
водород		2.10

(H)

He
4.0026
гелий		-

Li
6.941
литий		0.97

Be
9.012
бериллий	1.47

B
10.811
бор		2.01

C
12.011
углерод		2.50

N
14.007
азот		3.07

O
15.999
кислород	3.50

F
18.998
фтор		4.3

Ne
20.179
неон		-

Na
22.990
натрий		1.01

Mg
24.305
магний		1.23

Al
26.982
алюминий	1.47

Si
28.086
кремний	1.47

P
30.974
фосфор		2.1

S
32.066
сера		2.6

Cl
35.453
хлор		2.83

Ar
39.948
аргон		-

K
39.098
калий		0.91

Ca
40.078
кальций		1.04

		Sc
44.956
1.20		скандий

		Ti
47.88
1.32		титан

		V
50.942
1.45		ванадий

		Cr
51.996
1.56		хром

	Mn
54.938
1.60	марганец

		Fe
55.847
1.64		железо

		Co
58.933
1.70		кобальт

		Ni
58.69
1.75		никель

		Cu
63.546
1.75		медь

		Zn
65.39
1.66		цинк

Ga
69.723
галий		1.82

Ge
72.59
германий	2.02

As
74.922
мышьяк		2.2

Se
78.96
селен		2.48

Br
79.904
бром		2.74

Kr
83.80
криптон		-

Rb
85.468
рубидий		0.89

Sr
87.62
стронций	0.99

		Y
88.906
1.11		итрий

	Zr
91.224
1.22	цирконий

		Nb
92.906
1.23		ниобий

	Mo
96.94
1.3	молибден

	Tc
97.907
1.36	технеций

		Ru
101.07
1.42		рутений

		Rh
102.906
1.45		родий

	Pd
106.42
1.35	палладий

		Ag
107.868
1.42		серебро

		Cd
11.41
1.46		кадмий

In
114.82
индий		1.49

Sn
118.710
олово		1.72

Sb
121.75
сурьма		1.82

Te
127.60
теллур		2.01

I
126.905
йод		2.21

Xe
131.29
ксенон		-

Cs
132.905
цезий		0.79

Ba
137.34
барий		0.89

		La*
138.906
-		лантан

		Hf
178.49
1.25		гафний

		Ta
180.948
1.33		тантал

	W
183.85
1.4	вольфрам

		Re
186.207
1.46		рений

		Os
190.2
1.52		осмий

		Ir
192.22
1.55		иридий

		Pt
195.08
1.44		платина

		Au
196.9665
1.42		золото

		Hg
200.59
1.44		ртуть

Tl
204.383
талий		1.44

Pb
207.2
свинец		1.55

Bi
208.980
висмут		1.67

Po
208.982
полоний	1.67

At
209.987
астат		1.90

Rn
222.018
радон		-

Fr
223.0197
франций		0.86

Ra
226.0254
радий		0.97

		Ac**
227.028
-		актиний

		Rf
[261]
резерфордий

		Db
[262]
-		дубний

	Sg
[263]
сиборговий

		Bh
[262]
		борий

		Hs
[265]
		хассий

		Mt
[265]
	мейтнерий

высшие оксиды

R₂O

R₂O₃

RO₂

R₂O₅

RO₃

R₂O₇

RO₄

летучие водородные соединения

RH₄

RH₃

H₂R

		Ce
140.12
церий

	Pr
140.908
празеодим

		Nd
144.24
неодим

		Pm
144.913
прометий

		Sm
150.36
самарий

	Eu
151.96
европий

	Gd
157.25
гадолиний

		Tb
158.925
тербий

		Dy
162.50
диспрозий

		Ho
164.930
гольмий

		Er
167.26
эрбий

		Tm
168.934
тулий

		Yb
173.04
иттерий

		Lu
174.967
лютеций

		Th
232.038
торий

		Pa
231.036
протактиний

		U
238.029
уран

		Np
237.048
нептуний

		Pu
244.054
плутоний

		Am
243.061
америций

		Cm
247.070
кюрий

		Bk
347.070
берклий

		Cf
251.080
калифорний

		Es
252.083
эйнштейний

		Fm
257.095
фермий

		Md
258.099
менделеев

	No
259.101
нобелий

	Lr
260.105
лоуренсий

Значение открытия периодического закона и создания периодической таблицы Менделеевым

1. Открытие периодического закона и создание периодической системы послужило движущей силой для открытия новых элементов.

2. Облегчило работу по открытию новых элементов, т.к. по положению их в периодической таблице оказывались известными свойства самих элементов и их соединений.

3. Стимулировало работу по определению атомных масс.