andruhova

Периодическая система является графическим изображением периодического закона.

Первый вариант системы, предложенный Менделеевым в 1869 году, имел длинную форму, т.е. периоды располагались одной строкой. Основной недостаток длинной формы таблицы – растянутость, не компактность. В декабре 1870 года Менделеев предложил короткую форму периодической системы (классическая форма). Недостаток такой таблицы – сочетание в одной группе несходных элементов.

В ПС каждый элемент изображен соответствующим символом, имеет порядковый номер и занимает определенную клетку в таблице. Элементы сгруппированы по периодам и группам.

Порядковый номер элемента в таблице показывает:

1.Заряд ядра атома (+q)

2.Количество протонов в ядре(р+)

3.Количество нейтронов в ядре n0=A – p+

4.Общее число электронов в атоме.

Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра, или количеству протонов в нем, а также количеству электронов в оболочке нейтрального атома.

Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп.

Период – последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружном слое. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего электронного уровня.

Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает два элемента, второй и третий – по восемь, четвертый и пятый – по восемнадцать, шестой тридцать два, седьмой (незавершенный) – двадцать четыре. Каждый период (кроме первого) начинается типичным металлом и завершается благородным газом. Малые периоды состоят из одного ряда, большие – из двух рядов четного (верхнего)

111

и нечетного (нижнего). Лантаноиды (58-71) и актиноиды (90-103) выделены из 6 и 7 периодов и помещены отдельно внизу таблицы. Причина этого – горизонтальная аналогия и строение атомов этих элементов.

Принадлежность элементов к группам и деление их на подгруппы зависит от структуры двух внешних слоев. В соответствии с количеством электронов в этих слоях элементы периодической системы разделены на 8

групп. Группа – вертикальные ряды, объединяющие элементы с

одинаковой степенью окисления в высших оксидах и сходными свойствами. В пределах одной группы выделяют две подгруппы – главную и побочную. Главные подгруппы составляют s- и p-элементы, побочные - d- и f- элементы.

Номер группы совпадает с числом валентных электронов элемента. Валентными являются в первую очередь ns- и np-электроны (n – номер внешнего электронного слоя), а затем (n–1)d-электроны. Для примера рассмотрим электронные формулы хлора и марганца.

Cl 1s22s22p63s23p5

Mn 1s22s22p63s23p63d54s2

Здесь подчеркнуты валентные электроны, количество которых в обоих случаях равно 7. В соответствии с этим Cl и Mn находятся в VII группе периодической системы.

7.6.1. Периодичность свойств химических элементов и их соединений

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

Размеры атомов и ионов

112

Вследствие волновой природы электрона атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними.

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z

радиусы атомов уменьшаются, т.к. при одинаковом числе электронных слоёв возрастает заряд ядра, а следовательно, увеличивается притяжение электронов внешнего слоя.

Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие

значения:
Li	Be	B	C	N	O	F
r, нм 0,155	0,113	0,091	0,077	0,071	0,066	0,064

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра.

В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

	r, нм		r, нм
Li	0,155	N	0,071
Na	0,189	P	0,130
K	0,236	As	0,148
Rb	0,248	Sb	0,161
Cs	0,268	Bi	0,182

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению.

113

Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Например:

	r, нм		r, нм
K0	0,236	Cl0	0,099
K+	0,133	Cl–	0,181
Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше
заряд иона:
	Cr0	Cr2+	Cr3+
	r, нм 0,127	0,083	0,064
В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда
возрастают с увеличением заряда ядра:
	r, нм		r, нм
Li+	0,068	F–	0,133
Na+	0,098	Cl–	0,181
K+	0,133	Br–	0,196
Rb+	0,149	I–	0,220

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Энергия ионизации и сродство к электрону

В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

114

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:

X – e → X+

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:

X+ – e → X2+

Поэтому второй потенциал ионизации I2 больше, чем первый (I2>I1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.

В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:

Li	Na	K	Rb	Cs
I, эВ 6,39	5,14	4,34	4,18	3,89

В основном состоянии Li ….2s1 ; Cs….6s1. Атому цезия легче отдать электрон. Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев.

Величина потенциала ионизации может служить мерой

“металличности” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче

удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства.

В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают:

115

Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
I, эВ 5,39	9,32	8,30	11,26	14,53	13,61	17,42	21,56

Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:

Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.

Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядра, от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.

Сродство к электрону Е – это энергия, которую необходимо

затратить для того, чтобы присоединить к атому дополнительный электрон. При присоединении электрона нейтральные атомы приобретают отрицательный заряд, превращаясь в анионы. Энергия сродства атома к электрону измеряется в кДж/моль или эВ.

X + e → X─

Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. При присоединении двух и более

116

электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O2–, S2–, N3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.

Величины энергии сродства к электрону известны не для всех атомов, т.к. прямое их определение сопряжено с большими трудностями. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов.

Склонность к образованию анионов возрастает слева направо по периоду и убывает сверху вниз по группе.

Электроотрицательность. Эта величина характеризует способность

атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны.

Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе – к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону: АЭО=I+Е. На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности, равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):

ОЭО = АЭОАЭО(Li) = АЭО535

Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду.

Ниже приведены относительные электроотрицательности некоторых элементов.

	Li	Be	B	C	N	O	F
ОЭО	1,0	1,5	2,0	2,5	3,1	3,5	4,0
			Na	K	Rb	Cs
		ОЭО	0,9	0,8	0,8	0,7

117

Cl	Br	I
ОЭО 3,0	2,8	2,6

Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее – цезий. Водород занимает промежуточное положение, т.е. при взаимодействии с одними элементами (например, с F) он отдает электрон, а при взаимодействии с другими (например, с Rb) – приобретает электрон.

Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов

Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону.

Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон.

В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает.

В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается.

Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.

Кислотно-основные свойства соединений

Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:

118

Na+	Mg2+	Al3+	Si4+	P5+	S6+	Cl7+
Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3			H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4
основные		амфотер-	слабо	средне	сильно кислотные
		ный	кислотный	кислотный

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:

B3+	H3BO3	слабая кислота
Al3+	Al(OH)3	амфотер-
Ga3+	Ga(OH)3	ные гидрок-
In3+	In(OH)3	сиды
Tl3+	Tl(OH)3	более	выражены
		основные свойства

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.

Таким образом, периодическая система Д.И. Менделеева отражает:

1. Закономерности, проявляемые в вертикальных рядах (группах)

2. Закономерности, проявляемые в горизонтальных рядах (период), связанные с последовательным увеличением порядкового номера;

3. Диагональные закономерности, охватывающие как вертикальные, так и горизонтальные ряды.

Любой элемент имеет свойства, промежуточные между свойствами двух соседних с ним элементов по вертикали, по горизонтали или по двум диагоналям. Таким образом, указанные закономерности позволяют сопоставить любой элемент с восемью элементами.

119

Зная положение элемента в периодической системе химических элементов можно дать его полную характеристику, то есть, определить строение его атома, химические и физические свойства.

120