2.2. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева

Одним из важнейших законов природы является периодический закон, открытый в 1869 г. Менделеевым, который он сформулировал так: "Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов".

С развитием квантовой химии периодический закон получил строгое теоретическое обоснование, а с ним и новую формулировку: "Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов".

До Менделеева многие пытались систематизировать элементы, наиболее близко подошел Майер (Германия). В 1864 г. в своей книге он привел таблицу, в которой элементы были также расположены в порядке возрастания их атомных масс, но в эту таблицу Майер поместил всего 27 элементов, меньше половины, известных в то время. Заслуга Менделеева, что в его таблице нашлось место не только всем известным элементам, но были оставлены пустые места для еще не открытых элементов (экабор – Sc, экаалюминий – Ga, экасилиций – Ge).

С точки зрения электронного строения атома:

Периодом называют горизонтальную последовательность элементов, начинающуюся со щелочного металла и заканчивающуюся благородным газом с тем же максимальным значением главного квантового числа, равного номеру периода.

Число элементов в периоде определяется емкостью подуровней.

n=1 =0(s) Одна АО – 2е

n=2 =0(s) Одна АО – 2е

=1(p) Три АО – 6е

n=3 =0(s) Одна АО – 2е

=1(p) Три АО – 6е

=2(d) Так как сначала заполняется 4s, а потом 3d, то 3d подуровень в третьем периоде еще не заполняется.

n=4 =0(s) Одна АО – 2е

=1(p) Три АО – 6е

=2(d) Пять АО – 10е

=3(f) В четвертом периоде не заполняется.

n=5 =0(s) Одна АО – 2е

=1(p) Три АО – 6е

=2(d) Пять АО – 10е

=3(f) Не заполняется

n=6 =0(s) Одна АО – 2е

=1(p) Три АО – 6е

=2(d) Пять АО – 10е

=3(f) Семь АО – 14е

1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

I II III IV V VI VII периоды

2 8 8 18 18 32 32 элемента.

Группой элементов называют вертикальную совокупность элементов, обладающую однотипной электронной конфигурацией и определенным химическим сходством. Номер группы (за исключением I, II, VIII побочных подгрупп) равен сумме валентных электронов.

Кроме деления по периодам (определяемое главным квантовым числом) существует деление на семейства, определяемое орбитальным квантовым числом. Если у элемента заполняется s-подуровень, то s-семейство или s-элемент; p-подуровень – p‑элемент; d-подуровень – d-элемент; f-подуровень – f-элемент.

В короткопериодной форме ПС 8 групп, каждая из которых делится на главную и побочную подгруппы. I и II главные подгруппы заполняются s-элементами; III‑VIII главные подгруппы – р-элементами. d-элементы находятся в побочных подгруппах. f-элементы вынесены в отдельные группы.

Элементы, относящиеся к одной подгруппе, обладающие одинаковой электронной конфигурацией валентных электронов, называются полными аналогами.

Элементы, относящиеся к одной группе, имеющие одинаковое число валентных электронов, но имеющие разную электронную конфигурацию – неполные аналоги.

Таким образом, каждый элемент в ПС занимает строго определенное место, которое отмечается порядковым номером и связано со строением электронных оболочек атома.

Экспериментальными исследованиями была установлена зависимость химических и физических свойств элементов от их положения в ПС.

2.2.1. Энергией ионизации называется энергия, которую надо затратить для отрыва и и удаления электрона от атома, иона или молекулы. Она выражается в Дж или эВ (1эВ=1,6^.10^-19 Дж).

Энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома. Чем ниже значение энергии ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Атомы, теряя электрон, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или иона энергия, необходимая для отрыва и удаления первого электрона называется первой энергией ионизации I₁, второго ‑ I₂ и т.д.

Рис. Зависимость энергии ионизации от заряда ядра.

На рисунке резкие максимумы соответствуют атомам благородных газов, которые обладают наиболее устойчивой электронной конфигурацией s²p⁶. Минимумы кривой характерны для щелочных металлов, атомы которых, отдавая свой единственный электрон, отдавая свой единственный электрон, s-электрон внешнего уровня, приобретают конфигурацию атома предшествующего благородного газа. Таким образом, периоды на кривой рисунка полностью соответствуют периодам ПС. На кривой наблюдаются вторичные менее резкие максимумы, соответствующие заполнению s-подуровня у элементов II группы Ве, Mg, Zn, Cd и Hg. У следующих за ними элементов III группы B, Al, Ga появление первого р-электрона снова снижает энергию активации. Следующие максимумы на кривой отвечают элементам V группы N, P, As, что соответствует энергетически выгодному половинному заполнению р-подуровня.

2.2.2. Сродство к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу.

Энергия сродства к электрону атомов закономерно изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. В группах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается.

Галогены отличаются самым высоким сродством к электрону, т.к. присоединяя один электрон к нейтральному атому, она приобретает законченную электронную конфигурацию благородного газа.

Характеристика о том, какой из атомов легче отдает или присоединяет электрон, называется электроотрицательностью которая равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону. ЭО возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы ПС.