Периодическая система Д.И.Менделеева

Распределение электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям называют электронной структурой атома. Электронную структуру атомов изображают в виде электронных формул. В электронных формулах атомов элементов цифрой указывают энергетический уровень, латинской буквой – энергетический подуровень, надстрочным индексом – число электронов на данном подуровне. Например, электронная формула атома водорода – 1s¹, атома натрия -1s²2s²2p⁶3s¹.

Электронные структуры атомов связаны с положением элемента в Периодической системе Д.И.Менделеева: порядковым номером, периодом, группой, подгруппой.

Период – совокупность химических элементов, расположенных по горизонтали. Номер периода равен числу энергетических уровней, на которых расположены электроны. Периодов в системе семь: с I по III - малые, с IV по VII – большие.

Группа – совокупность химических элементов, расположенных в вертикальных колонках. Номер группы, как правило, равен числу валентных (участвующих в образовании химических связей) электронов. Групп восемь, их делят на подгруппы: главные и побочные. Главные подгруппы образованы элементами малых и больших периодов, побочные - только элементами больших периодов. У элементов главных подгрупп валентные электроны расположены на ns- и np- подуровнях, у элементов побочных – на (n- 1 )d- и ns- подуровнях.

· Последовательность заполнения энергетических подуровней электронами:

· для атомов элементов малых периодов - ns¹, ns², np¹,¼,np⁶;

· для атомов элементов больших периодов - ns¹, ns²,(n- 1 )d¹,¼,(n- 1 )d¹⁰,

np¹,¼,np⁶.

Примеры электронных формул (подчёркнуты валентные электроны):

₁₃Al 1s²2s²2p⁶ 3s²3p¹ (III период - малый, III группа, главная подгруппа);

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹4s² (IV период – большой, III группа, побочная подгруппа).

Элементы, образующие одну подгруппу, имеют одинаковое строение внешних энергетических подуровней, их называют электронными аналогами. Свойства электронных аналогов и их соединений подобны и изменяются закономерно. Периодическое возникновение сходных электронных структур обусловлено действием Периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым: свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер химических элементов (современная формулировка).

Например, в пределах одного периода радиус атомов химических элементов закономерно уменьшается, восстановительные свойства также уменьшаются, окислительные – возрастают, оснóвные свойства гидроксидов ослабевают, кислотные – возрастают. В пределах главной подгруппы радиус атомов увеличивается, восстановительные свойства возрастают, окислительные уменьшаются, оснóвные свойства гидроксидов возрастают, кислотные – ослабевают.

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Оксиды, гидроксиды, соли

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента. Все простые вещества можно разделить на неметаллы и металлы. К неметаллам относят только 22 элемента: благородные газы, галогены, а также O, S, Se, Te, N, P, As, C, Si, B, H. Почти все они обладают плохой тепло- и электропроводностью, при обычных условиях большинство из них находится в газообразном состоянии, немногие – в твёрдом, и только бром - жидкость. Остальные элементы относят к металлам. Они обладают характерным "металлическим" блеском, хорошими тепло- и электропроводностью, пластичностью, ковкостью. При обычных условиях металлы, кроме Hg и Fr, - твердые вещества.

Сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов разных химических элементов. В зависимости от состава их подразделяют на классы, основные из которых - оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды - вещества, состоящие из какого-либо элемента и кислорода: Э_nO_m. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Последние немногочисленны, к ним относят CO, NO, N₂O. Эти оксиды не образуют солей, не реагируют с другими оксидами и водой. Солеобразующие оксиды, в зависимости от свойств делят на оснóвные, кислотные и амфотерные. Оснóвные - оксиды металлов (М) со степенью окисления +1, +2 (не всегда). Кислотные - оксиды неметаллов, а также оксиды металлов со степенью окисления +6 и больше. Амфотерные – оксиды металлов со степенью окисления +3 (за редкими исключениями), +4, +5 и иногда +2 (например, BeO, ZnO, SnO, PbO),

Гидроксиды - соединения, в состав которых входят элемент (Э), кроме фтора и кислорода, и гидроксогруппа OH. Общая формула гидроксидов – Э(OH)_n. Это, по существу, гидратные формы оксидов, поэтому их тоже три соответствующих типа: оснóвные (основания), кислотные (кислородсодер-жащие кислоты) и амфотерные. У основных гидроксидов связь Э-О слабее, чем О-Н, в водном растворе они диссоциируют с образованием гидроксид-ионов: Э ¾ О-Н Û Э⁺ + ОН ^—, у кислотных связь Э-О сильнее, чем О-Н, они диссоциируют с образованием ионов водорода: Э - О ¾ Н Û ЭО^— + Н⁺, у амфотерных гидроксидов химические связи почти равноценны: ЭО^—+ Н⁺ Û Э-О-Н Û Э⁺ + ОН ^—.

Соли - продукты полного или частичного замещения атомов водорода у кислот (или амфотерных гидроксидов) на атомы металлов или продукты замещения гидроксогрупп у оснований (или амфотерных гидроксидов) на кислотные остатки. По составу соли делят на средние (K₂SO₃, Mg(NO₃)₂ и т.д.), кислые (NaHCO₃, КH₂PO₄ и т.д.) и оснóвные (CuOHNO₃, Fe(OH)₂Cl и т.д.).

Все соли можно рассматривать как продукт взаимодействия соответствующих кислот и оснований.