Структура периодической системы химических элементов

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп.

Период представляет собой последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания ядра атомов, электронная конфигурация которых от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода).

Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются р-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды (1-3) содержат 2 и 8 элементов, большие периоды (4 - 7) - 18 и 32 элемента, седьмой период остается неизменным.

s-элементы - это первые два элемента каждого периода, р-элементы - это последние шесть элементов каждого периода (кроме 1 и 7). s-элементы - это элементы, в атомах которых заполняются s-орбитали, а p-элементы - это элементы, в атомах которых заполняются р-орбитали.

d-элементы (переходные элементы) - это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами; в атомах d-элементов заполняются d-opбитaли.

В шестом и седьмом периодах в семейства по 14 элементов объединяются f-элементы. Это - семейства 4f-элементов (Ce - Lu), называемых лантаноидами, и 5f-элементов (Th - Lr), называемых актиноидами.

У атомов s- и р-элементов заполняется внешний слой, у d-элементов - предвнешний, у f-элементов - третий снаружи. Поэтому отличия в свойствах наиболее отчетливо проявляются у соседних s(р)-элементов. У d-элементов и, в особенности, у f-элементов одного и того же периода отличия в свойствах проявляются менее отчетливо.

Элементы периодической системы подразделяются на восемь групп, что соответствует максимальному числу электронов внешних слоев.

Группы делятся на главные и побочные подгруппы. Главную подгруппу (подгруппу А) составляют s-и р-элементы, побочную подгруппу (подгруппу В) - d- и f-элементы. Атомы элементов главных подгрупп содержат на внешнем уровне число электронов, равное номеру группы: кальций (4s²), фосфор (3s²3р³), аргон (3s²3p⁶).

Атомы элементов побочных подгрупп имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону. Положение в группах d-элeмeнтoв обусловливается общим числом s-электронов внешнего и d-элeктpoнoв предвнешнего слоев: скандий (3d¹ 4s²) в III, марганец (4d⁵4s²) в VII, железо (Зd⁶4s²) в VIII, медь (3d¹⁰ 4s¹) в I и т.д.

Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются лектроны не только внешних, но и предпоследних слоев, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Лантаноиды и актиноиды (f-элементы) находятся в III подгруппе в соответствии с особенностями их электронных конфигураций

Выводы:

1. Начало каждого периода совпадает с началом нового электронного слоя.

2. Каждый период завершается благородным газом с завершенной оболочкой с электронной конфигурацией ns²nр⁶.

3. У элементов главных подгрупп (подгрупп А) заполняются либо внешние ns-оболочки (подуровни) - тогда это - s-элементы, либо внешние nр-подуровни, тогда это - р-элементы.

4. У элементов побочных подгрупп (подгрупп В), включая побочную подгруппу VIII группы, происходит заполнение внутренних (n-1) d-подуровней. Это - d-элементы.

5. Для лантаноидов и актиноидов характерно заполнение (n-2) f-подуровней.

6. Для элементов-аналогов наблюдается одинаковое число электронов на одноименных оболочках при разных значениях n.

7. Физический смысл периодического закона Д.И. Менделеева заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при последовательном возрастании значений главного квантового числа n.

1. Периодичность свойств химических элементов.

Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы.

Рассмотрим периодичность изменения некоторых свойств химических элементов.

Энергия ионизации атома Е_и (кДж/моль) - это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома.

Энергия ионизации атома зависит от его электронной конфигурации. Она возрастает по периоду. Наименьшие значения энергии ионизации имеют s-элементы (щелочные металлы), находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации обладают р-элементы (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.

Сродство атома к электрону E_е (кДж/моль) - это энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион.

Сродство атома к электрону зависит от электронной конфигурации атома.

Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы VlI группы.

Сродства к электрону не проявляют атомы с конфигурацией s² (Be, Mg, Ca) и s²р⁶ (Ne, Ar, Kr) или наполовину заполненные р-подслоем (N, P, As).

Понятие электроотрицательности (ЭО) введено для характеристики способности атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении.

Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, это понятие является условным. Тем не менее оно полезно для качественного объяснения химической связи и свойств соединений.

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

В шкале электроотрицательностей, по Полингу, электроотрицательность фтора равна четырем.

В периодах наблюдается тенденция роста электроотрицательности элементов, а в подгруппах - её падения. Наименьшими значениями электроотрицательности характеризуются s-элементы I группы, а наибольшими – р-элементы VII группы.

За радиус атома условно принимается 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).

Изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе носит периодический характер.

В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра, в общем, уменьшаются. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного слоя.

В больших периодах в пределах семейств d- и f-элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов (d- и f- сжатие).

В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов, в общем, увеличиваются.

Лекция 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

1.Основные типы и характеристики химической связи.

2. Ионная связь.

3. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Типы ковалентных молекул. Понятие о методе молекулярных орбиталей.

4. Металлическая связь.

5.Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Силы межмолекулярного взаимодействия.

6. Донорно-акцепторное взаимодействие.

7. Водородная связь.

Дата добавления: 2013-12-14