Периодическая система элементов: периодичность атомных характеристик

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.

6.

7.

8.

Периодическая система элементов состоит из
горизонтальных и вертикальных рядов: периодов и групп.
Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое
число электронных уровней.
Номер периода совпадает со значением главного
квантового числа n внешнего уровня;
в периодической системе семь периодов.
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)

9.

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.
Побочные подгруппы (В-подгруппы) содержат d-элементы.
В побочных подгруппах элементы только больших периодов,
только металлы.

10.

Расположение валентных электронов
(электронов, способных образовывать
химические связи)
В атомах элементов главных подгрупп –
s- и p-орбитали внешнего энергетического
уровня.
В атомах элементов побочных подгрупп –
s-орбитали внешнего и d-орбитали
предвнешнего уровня.
В атомах f-элементов –
(n – 2)f-, (n – 1)d- и ns-электроны.

11.

12.

13.

14.

15.

16.

17.

18.

19.

20.

21.

22. Периодичность атомных характеристик

атомный радиус,
энергия ионизации,
сродство к электрону,
электроотрицательность (ЭО).

23. Радиус атома

Атомы не имеют строго определенных границ,
поэтому абсолютное значение радиуса атома
определить невозможно.
Условно за атомный радиус принимают
теоретически рассчитанное значение расстояния
от ядра до наиболее удаленного от него
максимума электронной плотности (орбитальный
радиус атома).
Эффективные радиусы атомов
и
ионов
определяют
по
межъядерным расстояниям в
молекулах и кристаллах.

24.

В периодах по мере увеличения заряда ядра Z
(слева направо) радиус атома уменьшается,
Число энергетических уровней в атомах элементов
одного периода постоянно, но увеличивается число
электронов на внешнем уровне.
Следовательно электростатическое взаимодействие
между положительно заряженным ядром и электронами
усиливается, а радиус уменьшается.
В связи с этим элементы конца периода будут
легче принимать электроны. Такие элементы
проявляют неметаллические и окислительные
свойства. Их оксиды носят кислотный характер.

25.

В группах по мере увеличения заряда ядра Z
(сверху вниз) радиус атома увеличивается.
Увеличение числа энергетических уровней в атомах
элементов одной группы, приводит к увеличению
расстояния от ядра до наиболее удаленного от него
электрона.
Элементы, легко отдающие электроны,
проявляют металлические свойства,
восстановительные свойства.
Их оксиды и гидроксиды проявляют основные
свойства (реже амфотерные).

26.

Радиусы атомов уменьшаются
Радиусы атомов увеличиваются

27. Ионный радиус

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

28. Ионный радиус

29. Энергия ионизации атома

Энергия ионизации атома (I) – количество энергии,
необходимое для отрыва электрона от атома c
превращением атома в положительно заряженный ион.
Э – е- = Э+ [кДж/моль или эВ/атом]
Для отрыва каждого последующего электрона требуется
большая затрата энергии, поэтому последовательные
потенциалы ионизации возрастают: I1 < I2 < I3…
С увеличением радиуса атома энергия ионизации
уменьшается.
Энергия ионизации определяет восстановительные
свойства элементов. Этим объясняется уменьшение
металлических свойств в периодах слева направо и
увеличение металлических свойств в группах сверху вниз.

30. Величины энергии ионизации

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

31. Энергия сродства к электрону

Энергия сродства к электрону (Е) – энергия,
выделяющаяся при присоединении электрона к
нейтральному атому.
Э + е - = Э–
Чем больше сродство к электрону, тем более сильным
окислителем является данный элемент.
У инертных газов окислительная способность отсутствует,
так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.
У остальных элементов в таблице Д.И. Менделеева
окислительная способность нейтральных атомов
повышается слева направо и снизу вверх.

32. Электроотрицательность

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 )
Самая высокая степень электроотрицательности
у галогенов и сильных окислителей (p-элементов,
F, O, N, Cl), а низкая – у активных металлов
(щелочных металлов).

33.

На практике пользуются относительными значениями
электроотрицательности (ОЭО) по Полингу.
В периодах электроотрицательность растет,
а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет
от Cs к F по диагонали периодической системы.