Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Рабочая программа. Периодический закон Менделеева – один из основных законов природы. Современное определение понятий порядкового номера элемента, периода, группы. Физический смысл периодического закона. Построение системы элементов на основе электронных структур атомов элементов. Понятие об s-, p-, d- и f- элементах. Структура периодической системы: периоды, группы, подгруппы. Изменение свойств элементов, их соединений и простых веществ по периодам и группам. Периодические свойства атомов: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус.

Периодический закон Д.И. Менделеева формулируется следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Заряд ядра определяет число электронов, а следовательно, электронные структуры атомов в невозбужденном состоянии (табл. 5.2).

Водород, первый элемент периодической системы (ПС), имеет заряд ядра, равный единице. В соответствии с принципом наименьшей энергии единственный электрон атома водорода располагается на 1s-подуровне. Строение электронной оболочки атома водорода может быть описано электронной формулой 1s¹, означающей, что электрон располагается на оболочке с главным квантовым числом n=1 (К-уровень) и побочным квантовым числом l=0 (s-подуровень). Строение электронной оболочки атома водорода может быть представлено графически с помощью квантовой ячейки:

↑

Атом гелия имеет заряд ядра, равный двум. В соответствии с принципом наименьшей энергии, запретом Паули и правилом Гунда два электрона атома гелия будут располагаться на 1s-подуровне и иметь противоположные спины (спаренные электроны). Электронная конфигурация атома гелия будет описываться электронной формулой 1s² и может быть изображена графически следующим образом:

Продолжение табл.4.2

↑↓

Подуровень 1s и уровень К заполнены полностью. Одновременно окончено заполнение 1-го периода ПС.

Продолжение табл.4.2

Следующий электронный уровень L состоит из двух подуровней – 2s и 2р, которые могут содержать соответственно 2 и 6 электронов. Электронные формулы элементов второго периода приведены в табл. 5.2.

Второй период заканчивается благородным газом неоном, имеющим конфигурацию 2s²2p⁶. Электронная структура ns²np⁶называется благородногазовой конфигурацией. Она обладает высокой устойчивостью в химических реакциях. Эта конфигурация (2s²2p⁶) сохраняется у всех последующих элементов и обозначается как [Ne].

Элементы, у которых происходит заполнение s-подуровня, называют s-элементами, а р-подуровня – р-элементами. К s-элементам относятся H, He, Li, Be, а B, C, N, O, F – р-элементы. Эти элементы являются первыми элементами восьми главных подгрупп ПС.

Таблица 5.2. Электронные конфигурации атомов элементов

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
		H He	1s¹ 1s²
		Li Be B С N O F Ne	[He]2s¹ 2s² 2s²2p¹ 2s²2p² 2s²2p³ 2s²2p⁴ 2s²2p⁵ 2s²2p⁶
		Na Mg Al Si P S Cl Ar	[Ne] 3s¹ 3s² 3s²3p¹ 3s²3p² 3s²3p³ 3s²3p⁴ 3s²3p⁵ 3s²3p⁶
		K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr	[Ar]4s¹ 4s² 3d¹4s² 3d²4s² 3d³4s² 3d⁵4s¹ 3d⁵4s² 3d⁶4s² 3d⁷4s² 3d⁸4s² 3d¹⁰4s¹ 3d¹⁰4s² 3d¹⁰4s²4p¹ 3d¹⁰4s²4p² 3d¹⁰4s²4p³ 3d¹⁰4s²4p⁴ 3d¹⁰4s²4p⁵ 3d¹⁰4s²4p⁶

Продолжение табл. 5.2

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
		Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe	[Kr]5s¹ 5s² 4d¹5s² 4d²5s² 4d⁴5s¹ 4d⁵5s¹ 4d⁵5s² 4d⁷5s¹ 4d⁸5s¹ 4d¹⁰5s⁰ 4d¹⁰5s¹ 4d¹⁰5s² 4d¹⁰5s²5p¹ 4d¹⁰5s²5p² 4d¹⁰5s²5p³ 4d¹⁰5s²5p⁴ 4d¹⁰5s²5p⁵ 4d¹⁰5s²5p⁶
		Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu	[Xe]6s¹ 6s² 5d¹6s² 4f²6s² 4f³6s² 4f⁴6s² 4f⁵6s² 4f⁶6s² 4f⁷6s² 4f⁷5d¹6s² 4f⁹6s² 4f¹⁰6s² 4f¹¹6s² 4f¹²6s² 4f¹³6s² 4f¹⁴6s² 4f¹⁴5d¹6s²

Окончание табл.5.2

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
		Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn	4f¹⁴5d²6s² 4f¹⁴5d³6s² 4f¹⁴5d⁴6s² 4f¹⁴5d⁵6s² 4f¹⁴5d⁶6s² 4f¹⁴5d⁷6s² 4f¹⁴5d⁹6s¹ 4f¹⁴5d¹⁰6s¹ 4f¹⁴5d¹⁰6s² 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p¹ 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p² 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p³ 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁴ 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁵ 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁶
		Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db	[Rn]7s¹ 7s² 6d¹7s² 6d²7s² 5f²6d¹7s² 5f³6d¹7s² 5f⁴6d¹7s² 5f⁶7s² 5f⁷7s² 5f⁷6d¹7s² 5f⁸6d¹7s² 5f¹⁰7s² 5f¹¹7s² 5f¹²7s² 5f¹³7s² 5f¹⁴7s² 5f¹⁴6d¹7s² 6d²7s² 6d³7s²

Третий период начинается так же, как и второй, с s¹-элемента – натрия, а заканчивается s²p⁶-элементом – аргоном. Из электронных формул, приведенных в табл. 5.2, следует, что элементы, находящиеся в одной и той же главной подгруппе ПС, имеют аналогичное строение внешней электронной оболочки. Это сходство ведет к сходству химических свойств элементов, расположенных в одной подгруппе одной группы. В третьем периоде третий электронный уровень M остается незаполненным, т.к. 3d-подуровень свободен.

В соответствии с принципом наименьшей энергии четвертый период начинается с заполнения 4s-подуровня, как имеющего более низкую энергию по сравнению с 3d-подуровнем. После заполнения у кальция 4s-подуровня начинается заполнение 3d-подуровня у скандия. Элементы от скандия [Ar]3d¹4s²до цинка [Ar]3d¹⁰4s², у которых происходит заполнение d-подуровня, относятся к электронному семейству d-элементов. Они являются также первыми элементами побочных подгрупп ПС. Очевидно, что все d-элементы находятся в побочных подгруппах.

В атоме хрома наблюдается переход одного электрона с уже заполненного 4s²-подуровня на 3d-подуровень, и на 3d-подуровне оказываются не четыре, а пять электронов. Это явление носит название провал (проскок) электрона и объясняется более низкой энергией конфигурации d⁵s¹по сравнению с d⁴s². Провал электрона имеет место у целого ряда элементов (Cu, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, La, Gd и др.).

Заполнение пятого периода аналогично заполнению четвертого периода.

Шестой период начинается с заполнения s-подуровня у цезия и бария. Следующий электрон поступает на 5d-подуровень лантана. Однако у следующих четырнадцати элементов происходит заполнение 4f-подуровня, что энергетически более выгодно. Эти элементы принадлежат к f-семейству и носят название лантанидов. За лантанидами следуют десять d-элементов и шесть р-элементов. Завершается период благородным газом. Таким образом, шестой период состоит из 32 элементов.

Заполнение седьмого периода аналогично шестому, с той лишь разницей, что к настоящему времени период не завершен.

Отсюда следует, что с ростом заряда ядра происходит образование периодически повторяющихся, сходных электронных структур, а значит, и повторяемость свойств элементов.

Структура периодической системы. Известно несколько сотен вариантов представления ПС. Наиболее распространенными являются короткопериодный (восьмиклеточный; предложенный Менделеевым) (см. табл. 1.4) и длиннопериодный (восемнадцатиклеточный) варианты.

Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп. Периоды начинаются s-элементом, имеющим электронную структуру ns,¹ и заканчиваются p-элементом с электронной структурой ns²np⁶, где n не только главное квантовое число, но и номер периода. Исключением является первый период, который заканчивается элементом с электронной структурой 1s². Периоды подразделяются на три малых и четыре больших периода. Первый период содержит 2 элемента, второй и третий по 8 элементов. Четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов, шестой – 32. Последний, седьмой, период не завершен. Малые периоды состоят из s- и р-элементов, четвертый и пятый большие периоды включают в себя также d-элементы, а шестой и седьмой периоды содержат s-, p-, d- и f-элементы.

Группы делятся на главные и побочные подгруппы, обозначаемые буквами А и В. Подгруппы содержат элементы с аналогичными электронными структурами внешнего уровня, а в случае d-элементов – на внешнем s и заполняющемся d подуровнях. Главные подгруппы начинаются с элементов первого и второго периодов. Главные подгруппы первой и второй групп состоят из s-элементов, а от третьей до восьмой – из р-элементов. Побочные подгруппы состоят из d-элементов за исключением IIIB-подгруппы, которая содержит также f-элементы. В короткопериодном варианте ПС f-элементы (лантаниды и актиниды) вынесены из III группы побочной подгруппы шестого и седьмого периодов и помещены отдельно.

Периодичность изменения свойств элементов. Свойства элементов и их соединений могут быть разделены на периодически изменяющиеся и не изменяющиеся периодически. Свойства элементов, определяемые строением электронных оболочек атомов, закономерно изменяются по периодам и группам ПС. При этом в каждом последующем периоде свойства элементов не просто повторяются, но наблюдается b[ закономерное изменение. Из большого числа периодических свойств рассмотрим энергию ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и атомные радиусы.

Энергия ионизации атома. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I:

Э + I = Э⁺ + е^-.

Энергии, необходимые для отрыва второго, третьего и последующих электронов, носят название второй (I₂), третьей (I₃) и т.д. энергий (потенциалов) ионизации. Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль) или электронвольтах на моль (эВ/моль). Увеличение положительного заряда образовавшегося иона ведет к росту энергии ионизации (I₁<I₂< <I₃…).

Энергия ионизации возрастает в периодах от щелочных металлов к благородным газам и уменьшается в группах сверху вниз (рис. 5.3). Наименьшие энергии ионизации имеют щелочные металлы, начинающие периоды, а наибольшие – благородные газы, заканчивающие периоды. Пики на кривой рис. 5.3 соответствуют полностью законченной s-оболочке (Be, Mg) или наполовину заполненной р-оболочке (N, P). Энергии ионизации элементов, находящихся в главной подгруппе одной и той же группы, уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента. Для d- и f-элементов закономерности более сложные.

Рис. 5.3. Зависимость первой энергии ионизации от порядкового номера элемента Z

Сродство к электрону. Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется сродством к электрону (Е):

Э + е^- = Э^- - Е.

Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации.

Для элементов главных подгрупп сродство к электрону возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Максимальное значение сродства к электрону имеет фтор.

Электроотрицательность. Способность атома, находясь в составе устойчивой молекулы, смещать к себе электронную плотность характеризуется электроотрицательностью. Существует много способов количественной оценки электроотрицательности. Так, электроотрицательность по Малликену (χ) равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:

χ = ½ (I + Е).

Для s- и р-элементов электроотрицательность возрастает в периодах слева направо и уменьшается в группах сверху вниз. Минимальное значение сродства к электрону имеет франций, а максимальное – фтор.

Атомные радиусы. Из квантово-механических представлений о характере движения электрона следует, что атом не имеет определенных границ. По этой причине за атомные радиусы принимают величины, найденные на основе тех или иных допущений. Численные значения радиусов, определенные на основе разных подходов, не совпадают между собой. Теоретически рассчитывают так называемые орбитальные радиусы, или расстояние от центра ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности. Экспериментально величины атомных радиусов могут быть определены, например, как половина расстояния между центрами двух соседних атомов в кристалле простого вещества (эффективные радиусы).

Периодичность изменения атомных радиусов особенно отчетливо выражена у s- и р-элементов: в периодах слева направо радиусы уменьшаются, а в группах сверху вниз увеличиваются. Закономерности изменения атомных радиусов для d- и f-элементов имеют более сложный характер.

Вопросы для самостоятельной подготовки

1. Сформулируйте периодический закон Д.И. Менделеева.

2. Опишите структуру короткопериодного варианта ПСЭМ.

3. Чем обусловлена периодичность изменения свойств химических элементов?

4. В чем основное различие свойств элементов главных и побочных подгрупп?

5. На что указывает номер группы в ПСЭМ?

6. Чем определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?

7. Найдите в периодической системе элемент, в атоме которого завершается заполнение электронами 3-го квантового уровня. Напишите электронную формулу атома этого элемента.

8. Какое из следующих состояний описывается электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁵3s¹:

а) возбужденное состояние атома фтора;

б) основное состояние неона;

в) возбужденное состояние аниона кислорода О^2-;

г) основное состояние аниона фтора F^-?

9. Одинаково ли электронное строение атомов изотопов одного и того же элемента?

9. Составьте электронную конфигурацию ионов: 1)H^‾; 2) Al³⁺; 3) Cl^‾.

10.Как изменяется значение сродства к электрону в периодах ПСЭМ?

11. Как изменяется значение сродства к электрону в подгруппах?

12. Как изменяется значение энергии ионизации в периодах ПСЭМ?

13. Как изменяется значение энергии ионизации в подгруппах ПСЭМ?

14. Как изменяется электроотрицательность элементов в периодах и группах ПСЭМ?

15. Для каких элементов 3-го периода различие электроотрицательностей будет максимальным?

16. Как изменяются значения атомных радиусов в подгруппах ПСЭМ?

17. Как соотносятся между собой радиусы следующих частиц: а)Н, Н⁺ и Н^-; б) Cl, Cl⁺ и Cl^-?

5.6.Задания для текущих и промежуточных контролей

1. Чем обусловлена периодичность изменения свойств элементов?

2. Элементы с какими свойствами начинают и с какими свойствами заканчивают любой период?

3. В чем заключается принципиальное различие между элементами главных и побочных подгрупп?

4. Какова основная тенденция изменения радиусов элементов главных подгрупп в пределах периода с увеличением заряда ядра атомов?

5. Как изменяются энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность элементов главных подгрупп в пределах периода с увеличением заряда ядра атомов?

6. Как изменяются энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность s- и p - элементов в пределах подгрупп с увеличением заряда ядра?

7. Какие элементы ПСЭМ имеют наибольшие и наименьшие значения энергий ионизации и сродства к электрону, электроотрицательности?

8. Как изменяются металлические и неметаллические свойства элементов главных подгрупп в пределах периода и в пределах подгрупп с увеличением заряда ядер атомов?

9. Какие из s-элементов в виде простых веществ являются: а) газообразными неметаллами; б) металлами?

10. Свойства лантанидов очень близки. В чем причина?

11. Для каких элементов 3-го периода различие энергий ионизациибудет максимальным? Почему?

12. Какие из следующих элементов образуют оксиды с формулой Э₂О₃: Ca, Cd, In, Cs, Ga, P? Аргументируйте ответ.

13. Какие из следующих элементов образуют гидроксиды с формулой Э(ОН)₂: Rb, Sr, C, Se, As, Zn? Аргументируйте ответ.

14. Какой из следующих элементов имеет наибольший атомный радиус: К, Al, Cs, Ba, Te, Br? Аргументируйте ответ.

15. Дайте мотивированный ответ на вопрос: какие элементы легче образуют катионы, а какие анионы?

16. Расположите элементы в порядке возрастания их неметаллических свойств: As, Se, F, Cl, Br.

17. Энергия ионизации в процессе Mg¹⁺ ® Mg²⁺ + вдвое превышает энергию ионизации в процессе Mg ® Mg¹⁺ + . При удалении третьего электрона требуется в десять раз больше затрат энергии, чем при удалении первого. В чем причина такого резкого отличия?

18. Энергия ионизации в процессе равна 6270 кДж/моль. Энергия ионизации в процессе равна 16100 кДж/моль. В чем причина столь большого различия?

19. Как отличаются друг от друга энергии ионизации атомов: а) Na и Cl, б) K и Kr, в) Ве и Ва? Ответ обоснуйте.

20. Ион Li²⁺ и атом водорода имеют по одному 1s¹-электрону. Различны или одинаковы энергии ионизации этих частиц?

21. Объясните, почему гелий, неон и аргон в отличие от криптона, ксенона и радона не образуют химических соединений.

22. Какой вывод можно сделать о свойствах элемента по значению его энергии ионизации и сродства к электрону?

23. Ионы Li⁺ и Н^- имеют одинаковое число электронов. Энергия ионизации какого иона больше? Почему?

24. В чём особенность третьей группы ПСЭМ по сравнению с другими группами?

25. У каких элементов происходит заполнение второго снаружи электронного уровня?

26. У каких элементов происходит заполнение третьего снаружи электронного уровня?

27. Объясните, почему гелий, неон и аргон в отличие от криптона, ксенона и радона не образуют химических соединений?

28. Расположите частицы V²⁺, V³⁺, V⁴⁺,V⁵⁺ в порядке увеличения ионных радиусов. Ответ поясните.

29. Почему фтор в отличие от хлора, брома и йода не способен отдавать электроны?

30. Для элементов 2-го и 3-го периодов главных подгрупп

имеет место так называемое «диагональное сходство», состоящее в близости многих свойств элементов, расположенных в ПСЭМ по диагонали, например литий и магний, бериллий и алюминий и т.д. Как можно объяснить это явление?

Глава 6. Химическая связь