Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Теоретическое введение

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.

Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода). Все периоды начинаются с s -элемента и заканчиваются p -элементом (у первого периода s -элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2–8–18–32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на третьем – 18, на четвертом – 32 электрона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства и кислотный характер соединений.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов. Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s -элементы (I, II группы) и p -элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s - и р -подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.

В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f- элементы. Валентные электроны в атомах d- элементов находятся на s- подуровне внешнего и d- подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства элементов, кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления.

d- элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:

Cr⁺²O Cr⁺⁶O₃

основной амфотерный кислотный

Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные.

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII
Формула высшего оксида
Формула гидроксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	НЭО3	Н2ЭО4	НЭО4
	Основания	Кислоты

 

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений (гидриды):

Подгруппа	I A	II A	III A	IV A	V A	VI A	VII A
Формула гидрида
	Твердые	Газообразные

 

Так как электронное строение атомов элементов изменяется периодически, то, соответственно, периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, например, энергия ионизации и сродство к электрону.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (Е_и). В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион Э⁰–е→Э⁺. Е_и выражается в электрон-вольтах (эВ) и является мерой восстановительной способности элемента. Чем меньше Е_и, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента. У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Восстановительная активность s - и p -элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера Е_и увеличивается, восстановительная активность d -элементов понижается.

Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион, называется сродством к электрону (Е_е). Э+е→Э^–. Е_е выражается в электрон-вольтах и является мерой окислительной способности элемента. Чем больше Е_е, тем сильнее выражены окислительные свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Е_е по периодам возрастает, по группам уменьшается. Наибольшее сродство к электрону имеют фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями.

Примеры решения задач

Пример 4.1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют фосфор, сера, хлор? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

Решение. Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня 3 s ²3 p ³; 3 s ²3 p ⁴; 3 s ²3 p ⁵.

Таблица 4.1

Степени окисления фосфора, серы, хлора

Элемент	Степень окисления	Соединения
Высшая	Низшая
P S Cl	+5 +6 +7	–3 –2 –1	H3PO4; PH3 SO3; Na2S HClO4; HCl

 

Для большинства элементов главных подгрупп высшая степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент, а низшая степень окисления равна разности N–8, (N – номер группы). Ответ на вопрос задачи см. в табл. 3.1.

Пример 4.2. На каком основании марганец и бром расположены в одном периоде (4), одной VII группе, но в разных подгруппах – А и В?

Решение. Электронная конфигурация атомов марганца и брома соответственно – ₂₅Mn [Ar]3 d ⁵4 s ²; ₃₅Br [Ar]4 s ²4 p ⁵. Количество заполняющихся энергетических уровней в атомах указанных элементов равно 4, значит, это элементы 4 периода. Сумма валентных электронов у каждого атома равна 7, следовательно, это элементы VII группы. Но валентные электроны атома марганца расположены на 4 s -подуровне внешнего и d -подуровне предвнешнего уровня, значит, это d -элемент и расположен в побочной подгруппе (В). Валентные электроны атома брома находятся на p- и s- подуровнях внешнего уровня. Следовательно, это p- элемент и расположен в главной подгруппе (А).

Пример 4.3. У какого из элементов четвертого периода – ванадия или мышьяка – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом?

Решение. Электронные конфигурации атомов данных элементов ₂₃V [Ar]3 d ³4 s ²; ₃₃As [Ar]4 s ²4 p ³. Ванадий – d- элемент VB-группы, а мышьяк – p- элемент VA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома ванадия два электрона, а у атома мышьяка – пять. Принадлежность элемента к металлам или неметаллам определяется, в основном, числом электронов на внешнем энергетическом уровне. Атомы металлов на внешнем уровне содержат 1–2, реже 3 электрона. Металлы проявляют только восстановительные свойства и, отдавая свои электроны, переходят в положительно заряженные ионы. Отрицательно заряженных ионов металлы не образуют. Атомы неметаллов на внешнем энергетическом уровне имеют 4–7 электронов. Они могут как принимать электроны (т. е. выступать в качестве окислителей), так и отдавать электроны (т. е. быть восстановителями) У неметаллов окислительная функция выражена сильнее, чем восстановительная. Атомы неметаллов образуют отрицательно заряженные ионы. Таким образом, ванадий, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для мышьяка более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d- элементы, является преобладание металлических свойств у d- элементов. Следовательно, металлические свойства у ванадия выражены сильнее, чем у мышьяка. Газообразное соединение с водородом образует неметалл мышьяк (As^–3H₃).

Пример 4.4. Вычислите молярную массу и назовите элемент, высший оксид которого отвечает формуле ЭО₃, образует с водородом газообразное соединение, массовая доля водорода в котором 1,54%.

Решение. Вычислим содержание элемента в гидриде, приняв массу гидрида за 100%: 100 – 1,54 = 98,46%, т. е. на 98,46 частей массы элемента приходится 1,54 частей массы водорода или на 98,46 г элемента приходится 1,54 г водорода. Зная, что молярная масса эквивалентов водорода равна 1 г/моль, определим молярную массу эквивалентов элемента в гидриде по закону эквивалентов:

; ; М_эк (эл-та) = 63,9 г/моль.

Элемент образует высший оксид ЭО₃, следовательно, он находится в VI группе. Его высшая степень окисления в соединении с кислородом +6, а низшая – в соединении с водородом –2. Находим молярную массу элемента из соотношения . М = 63,9×2 = 127,8 г/моль. Следовательно, искомая молярная масса элемента 127,8, а элемент – теллур.