Периодические свойства элементов

Структура периодической системы (ПС)

Периодический закон. Строение атома.

Ш. Теоретическая часть

В 1896 г Д.И. Менделеев открыл периодический закон: свойства элементов, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомного веса (в современной формулировке) от заряда ядра их атомов.

Наглядным выражением закона служит периодическая система Д.И.Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. Наиболее общепризнанными являются короткая и длинная системы. Физический смысл периодического закона.

ПС элементов состоит из периодов, групп и подгрупп.

Период – горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядковых номеров, в котором имеет место закономерное изменение свойств элементов от типично металлических к типично неметаллическим. Периоды начинаются с S-элемента, и заканчивается Р-элементом. Малые периоды содержат 2-8 элементов, большие 18-32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число валентных электронов. В системе имеется восемь групп. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппа – вертикальный ряд элементов, имеющих аналогичную структуру внешнего электронного слоя. В группах (главных подгруппах) число уровней увеличивается, но заряд ядра также растет. Первый фактор ведет к увеличению радиуса атома, а второй- к его уменьшению. В целом радиус увеличивается, хотя меняется меньше, чем в периоде. Поэтому в группах металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабевают сверху вниз.

Металлические свойства – способность отдавать электроны.

Неметаллические свойства – способность принимать электроны.

Номер группы соответствует максимальному числу электронов на внешнем уровне и максимальной степени окисления элементов данной группы. Все элементы в зависимости от заполнения соответствующего подуровня делятся на: S-, P-, d-, f- семейства. S-элементы, это элементы 1,П группы, главной подгруппы (Li, Na, K, Be, Mg, Ca и др.). К Р- элементам относятся элементы Ш-VIII групп, главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп валентными являются не только внешние S- электроны, но и внутренние d- электроны, что отличает их от элементов главным подгрупп. Хлор (неметалл) 3S²3P⁵. Марганец (металл) 3d⁵4S².

Так как электронное строение элементов изменятся периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные свойства и другие свойства.

Энергия ионизации (I)- энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо электровольтах (эВ). Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента и возрастает по периоду (слева направо). Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода.

В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния, внешних подоболочек от ядра.

Энергия сродства к электрону (Е_ср.)- энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому – уменьшается в группах и увеличивается в периодах. Его количество выражается в кДж/моль или эВ и зависит от положения элемента в ПС. Наибольшее сродство к электрону имеют неметаллы: галогены, кислород, сера; наименьшие металлы.

Электроотрицательность (Х=I+E_ср) - способность атома в молекуле притягивать к себе электроны – уменьшается в группах сверху вниз и увеличивается в периодах слева направо.

По Полингу:

Э.О.= I + E / 2

Это – абсолютная электроотрицательность. Чаще пользуются относительной э.о., принимая э.о. лития за 1. Самый электроотрицательный элемент фтор: э.о.= 4. Наименьшая э.о. у металлов, наибольшая э.о. у неметаллов (фтор, кислород, азот, сера и т.д)

Чем выше э.о., тем больше способность атома притягивать электроны (или электронные пары). Величина электроотрицательности обусловливает характер химической связи атомов в молекулах. Существуют таблицы относительных э.о. элементов. Так, если разность э.о. = 1,9, то связь ионная; если разность э.о. = 0, связь чисто ковалентная (неполярная); в промежуточных случаях – связь между атомами ковалентная полярная. Наименьшие значения ЭО имеют S-элементы 1 подгруппы, наибольшие – Р элементы VII и VI групп

Атомные радиусы. 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 (орбитальный радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов). Наблюдается периодичность изменения атомных радиусов, особенно у S и Р элементов. У d- и f- элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер. В одной группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением числа электронных оболочек.

Дата добавления: 2014-10-31