Периодическая система элементов. Тема 3

1.

Лектор: к.т.н., доцент
Ковынева Наталья Николаевна

2. Периодическая система элементов

Исследуя изменение химических свойств
элементов в зависимости от величины их
относительной атомной массы (атомного веса),
Д.И. Менделеев в 1869 г. открыл
периодический закон:
«Свойства элементов, а потому и свойства
образуемых ими простых и сложных тел,
находятся в периодической зависимости
от величины атомных весов элементов»

3.

Физическая основа периодического закона была установлена
в 1922 г. Н. Бором.
Поскольку химические свойства обусловлены
строением электронных оболочек атома,
периодическая система Менделеева –
это естественная классификация элементов
по электронным структурам их атомов.
Простейшая основа такой классификации –
число электронов в нейтральном атоме,
которое равно заряду ядра.
Но при образовании химической связи
электроны могут перераспределяться между атомами,
а заряд ядра остается неизменным,
поэтому современная формулировка
периодического закона гласит:
«Свойства элементов находятся
в периодической зависимости
от зарядов ядер их атомов»

4.

Физический смысл периодического закона:
повторение свойств элементов связано с
повторением электронного строения внешнего
энергетического уровня.
Наглядным выражением периодического закона
служит периодическая система Д.И. Менделеева

5.

Ряды элементов, в пределах которых свойства
элементов изменяются последовательно,
Д.И. Менделеев назвал периодами.
Разделив все элементы на периоды и расположив
один период под другим так, чтобы сходные по
свойствам и типу образуемых соединений
элементы располагались друг под другом,
Д.И. Менделеев составил таблицу, названную им
Периодической системой элементов.

6.

Периодическая система элементов состоит из
горизонтальных и вертикальных рядов: периодов и групп.
Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое
число электронных слоев.
Номер периода совпадает со значением главного
квантового числа n внешнего уровня;
таких периодов в периодической системе семь.
Первый период состоит из двух элементов – H и He.
Второй и последующие периоды
Начинаются щелочным элементом (ns1)
и заканчивается благородным газом (ns2np6).
Периоды:
1) малые – 1-й (2 элемента), 2-й и 3-й (8 элементов)
2) большие – 4-й, 5-й (18 элементов), 6-й (32 элемента),
7-й (19 элементов, незавершенный)

7.

Группа – вертикальный ряд.
Номер группы определяет максимальную валентность,
максимальную положительную степень окисления.
Группы делятся на подгруппы – вертикальные ряды
элементов, имеющих однотипное электронное строение
и являющихся электронными аналогами.
Главные подгруппы (А-подгруппы) содержат
s-элементы (металлы) и p-элементы (металлы и неметаллы),
которые расположены и в больших, и в малых периодах.
Главные подгруппы содержат на внешнем электронном
уровне одинаковое число электронов, равное номеру группы.
Побочные подгруппы (В-подгруппы) содержат d-элементы.
В побочных подгруппах элементы только больших периодов,
только металлы.

8.

В главных подгруппах валентные электроны
(электроны, способные образовывать
химические связи) расположены
на s- и p-орбиталях внешнего энергетического
уровня.
В побочных подгруппах – на s-орбиталях
внешнего и d-орбиталях предвнешнего уровня.
Для f-элементов валентными являются
(n – 2)f-, (n – 1)d- и ns-электроны.

9.

Первый период (n = 1, l = 0) состоит из двух
элементов H (1s1) и He (1s2).
Во втором периоде (n = 2, l = 0, 1) заполняются
s- и p-орбитали от Li до Ne. Элементы
называются соответственно s- и p-элементами.
В третьем периоде появляются пять
d-орбиталей (n = 3, l = 0, 1, 2).
Пока они вакантны и третий период, как и второй,
содержит восемь элементов от Na до Ar.

10.

Четвертый период.
Следующие за Ar калий и кальций имеют
внешними 4s-электроны.
Появление 4s-электронов при наличии свободных
3d-орбиталей обусловлено экранированием ядра
плотным 3s23p6-электронным слоем.
В связи с отталкиванием от этого слоя внешних
электронов для калия и кальция реализуются
[Ar]4s1- и [Ar]4s2-состояния.
Сходство K и Ca с Na и Mg соответственно,
кроме чисто «химического» обоснования,
подтверждается также электронными спектрами,
эти элементы называются электронными
аналогами.

11.

Начиная со скандия (Z = 21) заполняется 3d-орбиталь,
а во внешнем слое остаются 4s-электроны.
В четвертом периоде в ряду от Sc до Zn – десять
3d-элементов – это переходные металлы, у которых
низшая степень окисления, как правило, равна 2,
за счет внешних 4s-электронов. Общая электронная
формула этих элементов …4s1–23d1–10.
Для хрома и меди наблюдается проскок (провал)
электрона на d-уровень:
Cr –4s13d5, Cu – 4s13d10
Такой проскок с ns- на (n–1)d-уровень наблюдается
также у Mo, Ag, Au, Pt и у других элементов и
объясняется близостью энергий ns- и (n–1)d-уровней
и стабильностью наполовину и полностью
заполненных уровней.

12.

Далее в четвертом периоде после десяти
d-элементов появляются p-элементы
от Ga (…4s24p1) до Kr (…4s24p6).
Пятый период повторяет четвертый –
в нем также 18 элементов, и 4d-элементы,
как и 3d-, образуют вставную декаду (…5s0–24d1–10).
В шестом периоде после лантана (…6s25d1) –
аналога скандия и иттрия – следует четырнадцать
4f-элементов – лантаноидов. Свойства этих элементов
очень близки, поскольку идет заполнение
глубоколежащего (n – 2)f-подуровня.
Общая формула лантаноидов …6s24f2–145d0–1.
После 4f-элементов заполняются 5d- и 6p-орбитали.
Всего 32 элемента.

13.

Седьмой период отчасти повторяет шестой.
5f-элементы называются актиноидами.
Их общая формула …7s25f2–146d0–1.
Далее следуют 6d-элементы незавершенного
седьмого периода.

14. Периодичность атомных характеристик

Поскольку электронное строение атомов
изменяется периодически, соответственно
периодически изменяются и свойства элементов:
атомный радиус,
энергия ионизации,
сродство к электрону,
электроотрицательность (ЭО).
Радиус атома (ra) это теоретически рассчитанное
расстояние от ядра до наиболее удаленного от
него электрона (орбитальный радиус) или
половина расстояния между центрами двух
смежных атомов в кристалле (эффективный
радиус).

15.

В периодах по мере увеличения заряда ядра Z
(слева направо) радиус атома уменьшается,
т.к. число энергетических уровней в пределах
одного периода постоянно, но увеличивается
число электронов на внешнем уровне.
Следовательно электростатическое
взаимодействие между «+» ядром и электронами
усиливается, а радиус уменьшается.
Т.е. в периодах атомные радиусы в общем
монотонно уменьшаются из-за роста степени
взаимодействия внешних электронов с ядром.
В связи с этим элементы конца периода будут
легче принимать электроны. Такие элементы
проявляют неметаллические и окислительные
свойства. Их оксиды носят кислотный характер.

16.

В группах сверху вниз радиус атома
увеличивается. Число валентных электронов
остается постоянным (равным номеру группы).
Чем меньше электронов на внешнем уровне и
чем дальше эти электроны находятся от ядра,
тем слабее электростатические силы между
«+» ядром и электронами, и тем легче атом
элемента отдает эти электроны.
Элементы, легко отдающие электроны,
проявляют металлические свойства,
восстановительные свойства.
Их оксиды и гидроксиды проявляют основные
свойства (реже амфотерные).
В подгруппах радиусы в основном
увеличиваются из-за возрастания числа
электронных оболочек

17.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в
периодах, так и в подгруппах выражено более ярко,
чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны
внутренние.
Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в
периодах называется d- и f-сжатием.
Следствием f-сжатия является то, что атомные
радиусы электронных аналогов d-элементов пятого
и шестого периодов практически одинаковы.

18.

Образование ионов приводит к изменению
ионных радиусов по сравнению с атомными.
При этом радиусы катионов всегда меньше,
а радиусы анионов всегда больше
соответствующих атомных радиусов:
rан > rа > rкат
Ковалентный радиус равняется половине
межатомного расстояния в молекулах или
кристаллах простых веществ.

19.

Энергией ионизации атома (I) называется
количество энергии, необходимое для отрыва
электрона от невозбужденного атома или иона.
I выражается в кДж/моль или эВ/атом.
Значения I в электронвольтах численно равны
потенциалам ионизации, выраженным в вольтах,
поскольку
E = ē∙I
Э – ē = Э+, ΔH = I1 – первый потенциал ионизации;
Э+ – ē = Э2+, ΔH = I2 – второй потенциал
ионизации…
I1 < I2 < I3 < I4...
Энергия ионизации определяет характер и
прочность химической связи и восстановительные
свойства элементов.

20. Величины энергии ионизации I1

Элемент
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
I1, эВ
13,6
24,6
5,4
9,3
8,3
11,3
14,5
13,6
17,4
21,6
Элемент
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
I1, эВ
5,1
7,6
6,0
8,1
10,5
10,4
13,0
15,8
4,3
6,1

21.

Потенциалы ионизации
нейтральных атомов

22.

Энергия ионизации изменяется периодически по
мере заполнения электронами оболочек атомов.
I1 максимальна у элементов с полностью
заполненными валентными оболочками (у
благородных газов), при переходе к следующему
периоду I1 резко понижается – она минимальна у
щелочных металлов.
Так, во втором периоде наименьшее значение
энергии ионизации у элемента лития,
наибольшее у фтора. Следовательно
наибольшей восстановительной активностью
характеризуются щелочные металлы.

23.

Энергия связи электрона с ядром пропорциональна
Z и обратно пропорциональна атомному радиусу.
Атомные радиусы d- и f-элементов с ростом Z
в периоде уменьшаются незначительно по
сравнению с s- и p-элементами, поэтому их
потенциалы ионизации растут также незначительно.
В главных подгруппах потенциалы ионизации с
ростом Z уменьшаются вследствие увеличения
числа электронных подоболочек и экранирования
заряда ядра электронами внутренних подоболочек.
В побочных подгруппах d-электроны экранируются
не только электронами заполненных оболочек, но и
внешними s-электронами. Поэтому потенциал
ионизации d-элементов с ростом Z в подгруппе
увеличивается незначительно.

24.

Чем меньше потенциал ионизации,
тем легче атом отдает электрон.
Поэтому восстановительная способность
нейтральных атомов с ростом Z
в периоде уменьшается,
в главных подгруппах растет,
а в побочных – падает.

25.

Энергия сродства к электрону (Е) – энергия,
выделяющаяся при присоединении электрона к
нейтральному атому.
Чем больше сродство к электрону, тем более
сильным окислителем является данный элемент.
Экспериментальное определение энергии
сродства к электрону E значительно сложнее, чем
энергии ионизации I.

26.

Окислительной способностью не обладают
нейтральные атомы с устойчивыми
конфигурациями s2 и s2p6
и переходные элементы.
У остальных элементов в таблице
Д.И. Менделеева окислительная способность
нейтральных атомов повышается слева
направо и снизу вверх.

27.

Электроотрицательность (ЭО) – способность
атома притягивать к себе электроны в
химическом соединении.
Определяется как полусумма энергии ионизации
и сродства к электрону:
ЭО= 1/2 (I + Е )
Поскольку нет надежных методов определения Е,
на практике пользуются относительными
значениями электроотрицательности (ОЭО).
По величине ОЭО можно судить о свойствах
элемента, его заряде в соединении, типах связи.

28.

Мы будем использовать значениями ОЭО по Полингу.
За единицу принята ОЭО Li. Самая высокая ОЭО у F.
В периодах электроотрицательность растет,
а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет
от Cs к F по диагонали периодической системы.