Закон д. И. Менделеева (1869 г.) Определение, предложенное Д. И. Менделеевым: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соедин - umotnas.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Лекция Периодический закон Д. И. Менделеева 1 43.64kb.
Новая интерпритация периодического закона и периодической таблицы... 1 232.88kb.
Закон химических элементов и создал первый вариант периодической... 1 51.53kb.
Основные научные достижения и заслуги Д. И. Менделеева 1 19.73kb.
Закон Периодический закон фундаментальный закон природы был открыт Д. 1 10.02kb.
Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева. 1 12.12kb.
Одномерные массивы 1 47.63kb.
Электромагнитные волны и их свойства. Принципы радиосвязи и примеры... 1 41.37kb.
Определители 1 37.25kb.
Урок алгебры в 11 классе учитель Дряпак Л. Н. Цели урока: Повторить... 1 188.72kb.
Закон полноты частей системы, работоспособность элементов системы... 1 115.21kb.
Программа междисциплинарного государственного экзамена по математике... 1 35.51kb.
Викторина для любознательных: «Занимательная биология» 1 9.92kb.

Закон д. И. Менделеева (1869 г.) Определение, предложенное Д. И. Менделеевым: «Свойства - страница №1/1

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

(1869 г.)

Определение, предложенное Д.И. Менделеевым: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соедине­ний элементов находятся в периодической зависимости от величи­ны атомных весов элементов».

В дальнейшем этот основополагающий закон химии полу­чил подтверждение на базе современной квантово-механиче-ской теории на основе трудов Г. Мозли, Э. Резерфорда и Д. Чедвика, показавших, что заряд ядра элемента (выраженный в единицах заряда электрона) численно равен порядковому но­меру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Поэтому современная формулировка периодического закона химических элементов Д.И. Менделеева выглядит следующим образом:

«Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от ве­личины заряда ядра их атомов».

ФИЗИЧЕСКИЙ СМЫСЛ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением по определенной закономерности электронной конфигурации внешнего энергетического уровня их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона являет­ся периодическая таблица, в которой все элементы расположе­ны по увеличению заряда их ядер. Поэтому порядковый номер элемента численно равен заряду его ядра и общему количеству электронов. Таблица содержит 7 периодов и 8 групп.



Период — горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валент­ных электронов. Номер периода обозначает число энергетиче­ских уровней в атоме элемента. Исключение составляет Pd (№46), у которого всего четыре квантовых уровня, хотя распо­ложен он в пятом периоде. Малые периоды состоят из 2 (пер­вый) и 8 (второй и третий), а большие — из 18 (четвертый и пятый) и 32 (шестой) элементов. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды начинаются s-элементом (nsl), а заканчивают­ся (кроме первого) благородным газом (ns2 np6). Первый пери­од начинается с водорода, который в силу специфики его свойств, помещают и в первую, и в седьмую группу. Этот пе­риод заканчивается s-элементом гелием (1s2).

Металлические свойства рассматриваются как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметалличе­ские — присоединять электроны из-за стремления атомов при­обрести устойчивую электронную конфигурацию, аналогичную инертным или благородным газам. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации (I) атома и его сродством к электрону (Еср).

Энергией ионизации называется та минимальная энергия, ко­торая необходима для отрыва одного моля электронов от одно­го моля атомов какого-либо элемента (первая энергия иониза­ции), а сродством атома к электрону энергия, выделяющая­ся при присоединении моля электронов к молю нейтральных атомов. Величины этих энергий для каждого элемента обычно выражаются в электронвольтах (эВ) или кДж/моль.

Энергия ионизации характеризует восстановительную спо­собность элемента: чем меньше энергия ионизации, тем ярче выражены его металлические свойства. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода, а наибольшие — благородные газы, находя­щиеся в конце периода. Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронными атомами могут характеризо­ваться второй, третьей и более высокой энергией ионизации, которые равны соответственно энергии отрыва молей электро­нов от молей ионов Э+, Э2+ и т.д. ( I1<I2<I3 и т.д.).

Сродство к электрону есть энергетический эффект присое­динения моля электронов к молю нейтральных атомов (Eср).

Э +ē = Э-

Наибольшие значения сродства к электрону имеют элемен­ты шестой и седьмой главных подгрупп, а наименьшее — эле­менты с электронной конфигурацией s2 (He, Be и др.), с пол­ностью или наполовину заполненной р-подоболочкой (инерт­ные газы, N, Р, As).

Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близ­ко к нулю или отрицательно. Из этого следует, что для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетиче­ски невыгодно. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному газу расположен неметалл в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Это свидетельствует об усилении неметалли­ческих свойств к концу периода.

Таким образом, заполнение внешнего s-подуровня указыва­ет на металлические свойства атома, а формирование внешнего р-подуровня — на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на р-подуровне (от 1 до 5) усиливает неметалличе­ские свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электрон­ного слоя (ns2 nр6) при нормальных условиях химически инерт­ны (инертные или благородные газы главной подгруп­пы VIIIA).

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых пе­риодах, вследствие формирования внутреннего (п - 1) d-поду-ровня при сохранении внешнего ns2-подуровня. Большие пе­риоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем подуровне находятся ns2-электроны, поэтому у них преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в не­четных рядах формируются nр-подуровни, с чем связывают значительное ослабление металлических свойств этих элемен­тов.

Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрица­тельности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зави­сит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика носит условный характер. Однако ее использо­вание полезно для объяснения типа химических связей и

свойств соединений. Имеется несколько шкал электроотрица­тельности. Согласно Р. Малликену электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Сложность использования подхода Р. Малликена за­ключается в том, что нет надежных методов определения энер­гии сродства к электрону. Поэтому Л. Полинг предложил тер­мохимический метод расчета ЭО на основе определения разно­сти энергии диссоциаций соединения А-В и молекул, образующих его элементов А-А и В-В. Он ввел относительную шкалу электроотрицательности (ОЭО). За единицу принята ОЭО лития. Относительная электроотрицательность атома ка­кого-либо элемента равна ЭОA/ЭОLi. Наименьшую электроот­рицательность имеет элемент франций (0,7), а наиболь­шую — фтор (4,0). Наименьшие значения ЭО имеют s-элемен-ты I подгруппы, а наибольшие — р-элементы VI и VII групп.

В целом по периодам, с возрастанием порядкового номера, усиливаются неметаллические и окислительные свойства эле­ментов (способность к принятию электронов), а металлические и восстановительные свойства (способность к отдаче электро­нов) — ослабевают. Это вызвано тем, что число электронных слоев не изменяется, а заряд ядра по периоду растет, поэтому связь электронов с ядром усиливается и, как следствие, умень­шается размер (радиус) атома. В том же направлении увеличи­ваются энергия ионизации, сродство к электрону и электроот­рицательность элементов.



Группы — вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Число групп равно восьми, что определяется максимально возмож­ным числом внешних электронов. Различают главные (А) и побочные (В) подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и пр-подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns-подуровне и внутреннем (n—1) d-подуровне [или (п - 2) ƒ-подуровне].

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или ƒ-) заполняется валентными электронами, элементы периодиче­ской системы подразделяются на: s-элементы (элементы глав­ных подгрупп I и II групп), р-элементы (элементы главных


подгрупп III—VII групп), d-элементы (элементы побочных под­групп), ƒ-элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металличе­ские и восстановительные свойства элементов, а неметалличе­ские и окислительные — ослабевают. Это объясняется тем, что с ростом числа электронных слоев увеличивается радиус атома, следовательно, ослабляется связь электронов с ядром. Поэтому в том же направлении уменьшаются энергия ионизации, срод­ство к электрону и электроотрицательность.

Химические свойства элементов побочных подгрупп как внутри периода, так и внутри группы меняются в значительно меньшей степени, чем у элементов главных подгрупп.

Неметаллы занимают в периодической системе определен­ное положение — они находятся в главных подгруппах III—VIII групп справа от металлов, причем границу между металлами и неметаллами образуют: алюминий (А1), германий (Ge), сурьма (Sb), полоний (Ро). Эти элементы, являясь металлами, в силу своего промежуточного положения проявляют в той или иной степени свойства неметаллов.

Наиболее четко периодичность химических свойств элемен­тов проявляется в образовании ими определенных химических соединений. Состав соединений обусловливается степенью окисления элементов, под которой понимается воображаемый (условный) заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что электронейтральное соединение состоит из ионов. Максимальные величины высшей (положительной) и низшей (отрицательной) степеней окисления элементов опре­деляются их положением в периодической системе Д.И. Мен­делеева.

Высшая степень окисления элемента соответствует номеру его группы в таблице Д.И. Менделеева. Исключение составля­ют:

а) кислород (VI группа), проявляющий в соединениях
из-за высокого значения ЭО = 3,5 отрицательную степень
окисления -2, кроме пероксида водорода (Н2О2) и случаев об­
разования особых соединений, например, с фтором (OF2), где
его степени окисления соответственно равны —1 и +2;

б) фтор (VII группа) при характерной отрицательной сте­


пени окисления — 1;

в) элементы подгруппы меди (I В), способные проявлять не


только степень окисления +1, но и +2, и +3, например, Си (I),
Си (II), Си (III); Ag (I), Ag (II); Аи (I), Аи (III). Это объясняет­ся тем, что у данных d-элементов предпоследний электронный слой является восемнадцатиэлектронным ns2np6nd10(n+l)sl и d-электроны недостаточно прочно связаны с ядром. Поэтому они способны терять не только по одному, но и по два, и по три электрона.

Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окис­ления + 1, а в гидридах металлов -1 (например, СаН2).

Металлы не дают соединений, в которых они проявляли бы отрицательную степень окисления. Поэтому их низшая степень окисления равна 0.

Низшая степень окисления неметаллов равна номеру груп­пы периодической системы элементов Д.И. Менделеева за вы­четом восьми (№ группы — 8), т.е. соответствует числу элек­тронов, которое необходимо присоединить к атому для образо­вания электронной конфигурации ближайшего по периодической системе благородного или инертного газа. На­пример, у атома хлора (С1) низшая степень окисления равна -1(7-8 = -1), серы (S) =-2 (6 - 8 =-2).



Общими для элементов (Э) главных подгрупп IA-VIIA яв­ляются формулы высших оксидов, гидроксидов и гидридов, а также высшие и низшие степени окисления (см. табл. ).

Таблица. Степени окисления (СО), формулы высших оксидов, гидроксидов

и гидридов элементов главных подгрупп IA-VIIA

Свойства элементов

I

II

III

Группа IV

V

VI

VII

Высшая СО

+ 1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

Высший оксид

Э2О

ЭО

Э2О3

ЭО2

Э2О5

ЭО3

Э2О7

Высший гидроксид

ЭОН

Э(ОН)2

Э(ОН)3 Н3Э03

Н2ЭО3

НЭО3

Н2Э04

НЭО4

Низшая СО

0

0

0

-4

-3

-2

-1

Гидрид

ЭН

ЭН2

ЭН3

ЭН4

ЭН3

Н2Э

нэ

У высших оксидов и гидроксидов элементов I—III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VII — кислотные. Относительная сила оснований (гидро-

ксидов) связана с электроотрицательностью входящих в ок­сиды элементов. Оксиды и гидроксиды характерных метал­лов имеют основной характер, т.е. реагируют с кислотами с образованием солей. Наиболее сильные основания получа­ются из оксидов тех элементов, которые обладают наимень­шей электроотрицательностью. С ростом электроотрица­тельности элементов усиливаются кислотные свойства их оксидов и гидроксидов. Наиболее сильные кислоты получа­ются из оксидов тех элементов, которые обладают наиболь­шей электроотрицательностью. Гидроксиды элементов с промежуточной величиной электроотрицательности, напри­мер, алюминия и цинка, проявляют амфотерные свойства, т.е. способны реагировать как с кислотами, так и со щело­чами.

С ростом степени окисления элементов основные свойст­ва оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные — усили­ваются.

Для элементов главных подгрупп общими являются также формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I—III групп образуют твердые (водород в степени окисления -1), а IV—VII групп — газообразные гидриды (водород в сте­пени окисления +1). Водородные соединения элементов глав­ных подгрупп IV группы (ЭН4) — нейтральны, V группы (ЭН3) обладают основными, а VI и VII групп (Н2Э и НЭ) — кислот­ными свойствами.

По положению элемента в периодической системе Д.И. Менделеева можно прогнозировать его основные химиче­ские свойства как средние всех его соседей.

Пример. На основании периодической системы химических эле­ментов Д.И. Менделеева охарактеризуйте химические свойства атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 34.

Решение. Для характеристики химических свойств атомов элемен­тов по их положению в периодической системе Д. И. Менделеева сле­дует рассмотреть:


  1. Положение элемента в периодической системе (порядковый
    номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса).

  2. Строение атома элемента (заряд ядра; состав ядра — количество
    протонов 11Pнейтронов ,10n и электронов,0-1e число энергетических
    уровней и подуровней; написание формулы электронной конфигура­
    ции; распределение электронов по квантовым ячейкам; определение
    числа валентных электронов).



  1. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида
    и гидроксида; водородных соединений).

  2. Химические свойства соседних элементов (по периоду, по
    группе).

а) В периодической системе химических элементов Д.И. Менде­леева элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий

(4521Sc).

Заряд ядра его атома +21.

Число протонов и электронов по 21.

Число нейтронов А — Z= 45 — 21 = 24.

Общий состав атома Sc(2l 11p; 24 10п; 21-1°е).

Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число

энергетических уровней в атоме этого элемента — 4. Sc расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные

электроны находятся на 4s- и 3d-подуровнях. Электронная конфигурация скандия 21Sc Is2 2s26 3s2 3p63d14s2 или в


виде сокращенной записи: [Ar]3d'4s2 (где Аг — электронная конфигу­рация аргона). Затем строим электронную конфигурацию Sc в виде квантовых ячеек.



Скандий — d-элемент. Электронное строение атома заканчивается s-электронами, поэтому этот элемент проявляет металлические свойства. Атом скандия имеет 3 валентных электрона (два на 4s- и один на 3d-подуровне); поэтому высшая степень его окисления равна +3, что соответствует номеру группы. Формула высшего оксида — Sc2O3, гид-роксида — Sc(OH)3, они обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует, так как находится в побочной

подгруппе.