Периодический закон менделеева с точки зрения строения атома

1.Периодический закон Д.И. Менделеева, его современная формулировка. Структура периодической системы с точки зрения строения атома. Периодичность изменения свойств атомов: энергия ионизации, электроотрицательность, энергия сродства к электрону. Основные классы химических соединений. Классификация биогенных элементов. Качественное и количественное содержание макро- и микроэлементов в организме человека. Элементы — органогены.

Периодический закон Д.И. Менделеева: Химические свойства атома или элемента находяться в периодической зависимости от строения атомного ядра или Св-ва химических элементов, а также формы и св-ва соединений элементов находяться в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Структура периодической системы с точки зрения строения атома: В 1869 г. Д.И. Менделеев обнаружил природную связь и объединил все элементы, открыв периодический закон. Физический смысл периодического закона: Порядковый номер элемента равен заряду ядра атома; Элементы в периодической системе размещены в порядке возрастания ядер их атомов; Кол-во протонов и ионов равно порядковому номеру; Кол-во нейтронов равно разности между нуклонным числом и протонным числом. Периодическая система состоит из рядов, периодов и групп. Периоды бывают малые (содержат по 8 элементов), (1, 2, 3) и большие (содержат 18 и более элементов), (4, 5, 6, и 7-ой не завершённый). Состоят из 2-х рядов: чётный содержит только металлы, а не чётнный содержит металлы и неметаллы.

Периодичность изменения свойств атомов: энергия ионизации-это минимальная энергия необхадимая для отщепления электрона от невозбуждеённого атома и преобразование его на катион.

Электронегативность — это электрооотрицательность — относительная способность его атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.

Энергия сродства к электрону. Определение: энергия, которая выделяется (реже поглощается) при присоединении электрона к атому. Э0+е?Э- rат.

Вопрос. Периодический закон с точки зрения строения атома. Причина периодичности.

1867г – таблица Менделеева

Авторская формулировка(1869г): свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.

Современная формулировка: свойства простых веществ, а также форма и свойства элементов находятся в периодической зависимости от величин заряда числа атома.

Менделеев располагал элементы не только по принципу возрастания атомных масс, но и учитывал свойства элементов.

Каждому элементу присвоен порядковый (атомный) номер.

Порядковый номер совпадает с числом элементарных положительных электронных зарядов ядра атома этого элемента.

Порядковый номер частично равен положительному заряду ядра его атома.

Периодически повтор.след свойства элементов:

1.Металличность(легко отдают электроны)

2.Энергия ионизации атома – кол-во энергии, кот. Необходимо затратить отрыва электрона от атома.

3.Неметалличность(сильно притягивают электроны)

4.Сродство к электрону – кол-во энергии, которая выделяется при присоединении электрона к атому.

5.Электроотрицательность – способность атома притягивать электроны.

Причины: периодичное повторение св-в эл-ов объясняется периодическим повторением кол-во электронов по внешним электронам слое.

Вопрос. s-, p-, d-, f-элементы, положение в периодической системе. Основные химические свойства

Вопрос.Природа химической связи. Метод валентных связей.

(Хим. Связь имеет электронную природу, образ. за счет электронов)

Природа химической связи едина: взаимодействие атомов в молекуле (ионах, кристаллах) осуществляется под действием электрических сил между электронами и ядрами атомов.

(у S и P элементов за счет электронов внешнего слоя, у d элементов за счет электронов внешнего слоя и предвнешнего)

В формировании химической связи принимают участие валентные электроны. Это электроны внешних электронных слоев, которые наименее прочно связаны с ядром атома. Несмотря на единую электрическую природу связывания атомов существуют различные типы связей, формируемые по разным механизмам. К основным типам связи относятся ковалентная (полярная и неполярная) и ионная связи. Разновидностями этих типов являются донорно-акцепторная (координационная), водородная и другие. Между атомами металлов в конденсированной фазе действует металлическая связь. Метод базируется на двух положениях: 1 ) ковалентная химическая связь образуется парой электронов с антипараллельными спинами, пренадлежащей двум атомам; 2 ) ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим.

Папиллярные узоры пальцев рук — маркер спортивных способностей: дерматоглифические признаки формируются на 3-5 месяце беременности, не изменяются в течение жизни.

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

Периодический закон менделеева с точки зрения строения атома

Периодический закон Д. И. Менделеева и его обоснование с точки зрения электронного строения атомов. Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX в. Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок.

Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Несмотря на всю огромную значимость такого открытия, периодический закон и система Менделеева представляли лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Причина этого заключалась в том, что в XIX в . совершенно отсутствовали какие-либо представления о сложности строения атома.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов с фундаментальных физических позиций. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

Периодическая таблица и электронные конфигурации атомов. В настоящее время известно более 500 вариантов изображения периодической системы: это различные формы передачи периодического закона.

Первым вариантом системы элементов, предложенным Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 г., был так называемый вариант длинной формы. В этом варианте периоды располагались одной строкой. В декабре 1870 г. он опубликовал второй вариант периодической системы — так называемую короткую форму. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы — на подгруппы (главную и побочную).

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные — большими. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем — по 8, в четвертом и пятом — по 18, в шестом — 32, в седьмом (незавершенном) — 2 1 элемент. Каждый период, за исключением первого” начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (7-й период — незаконченный).

Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.

В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов

Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Например, в четвертом периоде степени окисления элементов от К до Mn изменяются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Со, Ni (это элементы четного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисления у элементов от Cu до Br (это элементы нечетного ряда). То же мы видим в остальных больших периодах, исключая седьмой, который состоит из одного (четного) ряда. Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элементов.

В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (слово “лантаноиды” означает подобные лантану”, а “актиноиды” — “подобные актинию”). Иногда их называют лантанидами и актинидами, что означает следующие за лантаном, следующие за актинием) . Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: La-Lu. Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. Из этого следует, что у лантаноидов сильно выражена горизонтальная аналогия.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно — под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ас-Lr. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.

В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор — его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.

В VIII группе размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения.

Каждая группа делится на две подгруппы — главную и побочную, что в периодической системе -подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы — элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Например, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F , С1, Вг, I, А t, побочную — металлы М n , Т c, R е. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего 8 форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, R О, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, R О ₃, R₂O₇, RO₄ , где R — элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности R Н ₄, R Н ₃, R Н ₂, R Н. Формулы водородных соединений располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у ф ранция, затем у цезия; неметаллические — у фтора, затем — у кислорода.

Наглядно проследить периодичность свойств элементов можно и исходя из рассмотрения электронных конфигураций атомов.

Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения их атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней в электронной оболочке атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного энергетического уровня, во втором периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом — из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.

В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I); (Не, Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I — в VII и т. д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп)определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fe-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14.

Период начинается элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один s-электрон: в первом периоде это водород, в остальных — щелочные металлы. Завершается период благородным газом: первый — гелием (1 s 2 ), остальные периоды — элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную конфигурацию ns 2 np 6 .

Первый период содержит два элемента: водород (Z=1) и гелий (Z= 2). Второй период начинается элементом литием (Z= 3) и завершается неоном (Z = 10). Во втором периоде восемь элементов. Третий период начинается с натрия (Z= 11), электронная конфигурация которого 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного газа аргона (Z = 18), Зs- и 3p-подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона: 1s 2 2s 2 2p 6 Зs 2 3p 6 . Натрий — аналог лития, аргон — неона. В третьем периоде, как и во втором, восемь элементов.

Четвертый период начинается калием (Z= 19), электронное строение которого выражается формулой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1 . Его 19-й электрон занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии Зd-подуровня. Внешний 4s-электрон придает элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (Z = 20) 4s-подуро-вень заполнен двумя электронами: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3р 6 4s 2 . С элемента скандия (Z = 21) начинается заполнение Зd-подуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень. Пять орбиталей 3d-подуровня могут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до цинка (Z = 30). Поэтому электронное строение Sc соответствует формуле 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 , а цинка — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 . В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа криптона (Z=36) идет заполнение 4p-подуровня. В четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период содержит элементы от рубидия (Z=37) до инертного газа ксенона (Z = 54). Заполнение их энергетических уровней идет так же, как у элементов четвертого периода: после Rb и Sr у десяти элементов от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z=48) заполняется 4d-подуровень, после чего электроны занимают 5p-подуровень. В пятом периоде как и в четвертом, 18 элементов.

В атомах элементов шестого периода цезия (Z= 55) и бария (Z = 56) заполняется 6s-подуровень. У лантана (Z= 57) один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня приостанавливается, а начинает заполняться 4f-поАуровень, семь орбиталей которого могут быть заняты 14 электронами. Это происходит у атомов элементов лантаноидов с Z = 58 — 71. Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они обладают весьма близкими химическими свойствами. С гафния (Z = 72) возобновляется заполнение d-подуровня и заканчивается у ртути (Z = 80), после чего электроны заполняют 6p — подуровень. Заполнение уровня завершается у благородного газа радона (Z= 86). В шестом периоде 32 элемента.

Седьмой период — незавершенный. Заполнение электронами электронных уровней аналогично шестому периоду. После заполнения 7s-подуровня у Франция (Z = 87) и радия (Z = 88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинает заполняться 5f-подуровень 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z = 90 — 103. После 103-го элемента идет заполнение б d-подуровня: у курчатовия (Z = 104), нильсбория (Z = 105), элементов Z = 106 и Z = 107. Актиноиды, как и лантаноиды, обладают многими сходными химическими свойствами.

Хотя 3 d-подуровень заполняется после 4s-подуровня, в формуле он ставится раньше, так как последовательно записываются все подуровни данного уровня.

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства).

1. s-Элементы : заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды.

В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.

Периодическая система Д. И. Менделеева является естественной классификацией химических элементов по электроны структуре их атомов. Об электронной структуре атома, а значит, и свойствах элемента судят по положению элемента в соответствующем периоде и подгруппе периодической системы. Закономерностями заполнения электронных уровней объясняется различное число элементов в периодах.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом — физический смысл периодического закона.

В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 — в первом периоде, и от 1 до 8 — во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.

В свете учения о строении атомов становится обоснованным разделение Д.И. Менделеевым всех элементов на семь периодов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. Поэтому s-элементы имеются во всех периодах, р-элементы — во втором и последующих, d-элементы — в четвертом и последующих и f-элементы — в шестом и седьмом периодах.

Легко объяснимо и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется (d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни (это f-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону.

Различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов подгруппы марганца — по два электрона. Первые — типичные металлы, а вторые — металлы.

Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда же следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом — физический смысл номера группы.

Итак, строение атомов обусловливает две закономерности:

1) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева право ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

2) изменение свойств элементов по вертикали — в подгруппе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении горизонтали и вертикали, что определяет его свойства. Это помогает находить и писывать свойства элементов, изотопы которых получают искусственным путем.

Проверено экспертом

Вероника959

В 1869 году Д.И.Менделеевсформулировал фундаментальный закон природы — закон периодичности. «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных вевов элементов»
На основании этого закона и была построена периодическая система химических элементов.

Таблица разделена на периоды, ряды, группы. Каждому химическому элементу предоставлено определённое место в ней. Каждый химический элемент имеет порядковый номер, атомную массу, название, химический символ.
Возьмём первый химический элемент-водород.Порядковый номер-1, атомная масса-1,0079, химический символ-Н.
Каждая из составляющих периодической системы, имеет определённый физический смысл, исполузуя таблицу мы можем определить некоторые характеристики атома элемента.
1.Порядковый номер.По нему мы можем определить заряд ядра атома, число электронов в атоме и число протонов в ядре. Так как практически вся масса атома сосредоточена в ядре, мы можем найти число нейтронов, вычтя из атомной массы порядковый номер. Пример: возьмём химический элемент-золото. Число протонов равно 79, нейтронов- (197-79=118 ). Атомную массу округляем до целой величины, используя правила округления, которые вам известны из курса математики.
2.Номеру периода соответствует число энергетических уровней , на которых расположены электроны.
3. По номеру группы мы можем определить высшую валентность химического элемента. Группы делятся на две подгруппы: главную и побочную. Главную подгруппу образуют s-и p-элементы. Для главной подгруппы номеру группы соответствует число электронов на внешнем энергетическом уровне.В главных подгруппах расположены как металлы, так и неметаллы.
d- и f-элементы образуют побочную подгруппу.

В периодах слева направо происходит ослабление металлических свойств, усиление — неметаллических. В группах сверху вниз усиливаются металлические свойства, ослабляются неметеллические. Наблюдаются закономерности и для соединений. Об этом будет сказано при изучении классов неорганических веществ.

2.4. Периодический закон и современная теория строения атома

Если форма таблицы элементов за время ее существования практически не претерпела существенных изменений, то сам принцип расположения в ней химических элементов коренным образом изменился. Современная концепция периодичности свойств химических элементов базируется на ческой модели строения атома.

Причины периодичности свойств элементов по вполне объективным причинам (теории строения атома просто не существовало!) к концу XIX века установлены не были и периодический закон на том этапе развития правильнее называть постулатом. История химии содержит немало примеров, когда на ка- этапе осмысления экспериментальных данных рождалась некая гипотеза (подчас достаточно безумная для своего времени), не находящая объяснений и не подтверждаемая точными математическими выкладками. И только время расставляло все по своим местам. Безумная, сенсационная гипотеза со временем находила самое естественное обоснование и занимала свое скромное место в составе гораздо более общей теории или системы понятий. Так, например, законпревратился в иллюстрацию общего закона сохранения энергии, а термохимия стала лишь областью химической термодинамики.

Современную теорию строения атома можно уподобить яркому лучу прожектора, высветившему систему элементов, мерцающую до этого в неверном пламени свечи, колеблющемся на ветру. Все стало четким и понятным. Правда, на сегодняшний день в таблице Д. И. Менделеева немало аномалий. Но они лишь подчеркивают многогранность и многоликость Природы, не терпящей ординарности и примитивной прямолинейности в описании ее явлений.

После установления соответствия между порядковым номером элемента в таблице Д. И. Менделеева и зарядом ядра его атома (Генри Мозли, 1913 г.) стало очевидным, что именно заряд ядра атома предопределяет последовательность расположения элементов.

Периодичность в изменении свойств химических элементов не связана непосредственно с атомными массами, однако погрешность в их определении в менделеевские времена была настолько велика, что последовательность в расположении элементов по атомным массам практически совпала с той, которая принята сегодня – в порядке возрастания зарядов ядер их атомов (атомных номеров). Сегодня, когда точность измерений атомных масс достаточно высока, существуют по крайней мере три пары элементов, расположение которых не соответствует значениям их атомных масс. Это кобальт и никель, аргон и калий, теллур и иод. Последняя аномалия сохранилась со времен Д. И. Менделеева, хотя он и ожидал, что действительная атомная масса теллура окажется меньше, чем у иода. Впрочем, это не помешало ему расположить эти элементы правильно.

Теория строения атома позволила дать четкое обоснование периодической системе Д. И. Менделеева, объяснив причины периодичности изменения свойств элементов. Современная формулировка периодического закона имеет вид:

свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.

Химические элементы располагаются в системе в порядке возрастания их атомных номеров, а, следовательно, зарядов ядер их атомов и, соответственно, числа электронов. При переходе от одного элемента к другому происходит закономерное увеличение числа электронов на единицу. При этом электроны заполняют энергетические уровни и подуровни в соответствии с рассмотренными выше правилами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули).

В атомах элементов 1 периода застраивается первый энергетический уровень:

Этот период – самый короткий в системе элементов, т.к. первый энергетический уровень способен «вместить» только два электрона.

2 период включает в себя восемь элементов от лития до неона. В атомах этих элементов происходит застройка второго энергетической уровня, включающего два подуровня: s и p. Емкость второго энергетического уровня составляет 8 электронов – s 2 p 6 . Первые два элемента – литий и бериллий – относятся к семейству в их атомах заполняется

Li [He]2s 1 Be [He]2s 2 .

Далее следуют шесть в атомах которых застраивается 2pподуровень:

Элементы 3 периода характеризуются застройкой третьего энергетического уровня. В соответствие с конфигурацией 3s23p6 таких элементов восемь – от натрия до аргона. Вновь период открывается двумя

За ними следуют шесть элементов

Несмотря на то, что на третьем энергетическом уровне имеется еще и d- подуровень, в 3 периоде нет. Это объясняется тем, что подуровень 3d заполняется после 4s (см. с.32). Следовательно,могут появиться только в 4 периоде . Число элементов в этом периоде составляет 18, что отвечает электронной конфигурации 4s 2 3d 10 4p 6 . 4 период (как и два предыдущих) начинается с двух(K и Ca) и завершается шестью(от Ga до Kr). Однако между ними вклиниваются десять элементов, в атомах которых происходит застройка(элементы

Cu [Ar]4s 1 3d 10

Zn Ar]4s 2 3d 10 .

Следует обратить внимание на электронные конфигурации элементов Cr и Cu: здесь учтен эффект, называемый «электронным перескоком» (см. с. 35).

5 период построен аналогично предыдущему и содержит также 18 элементов: два элемента(Rb и Sr), десять(от Y до Cd) и шесть(от In до Xe).

Увеличение числа элементов до 32 в 6 периоде вызвано застройкой f- подуровня, вмещающего в себя 14 электронов. 14 элементов, в атомах которых застраивается третий снаружиотносят к

6 периода называют лантаноидами (по названию их «родоначальника» – лантана). Элементы данного электронного семейства принято выносить за пределы таблицы в виде отдельной строки. Последнее объясняется тем, что расположение элементов по вертикали – по группам элементов – предполагает аналогичное строение валентного электронного слоя (электронов внешнего уровня и предвнешнегоПо этой причине все лантаноиды должны находиться в той же клетке таблицы, что и сам лантан. Удобнее, поставив у лантана знак сноски, выделить эти элементы в отдельную строку.

7 период является незавершенным. В настоящее время можно с уверенностью утверждать о наличии в нем двух элементов(Cs и Ba), четырнадцати элементов– актиноидов (от Th до Lr) и семи d- элементов (от Ac до Mt). Имеется предварительная информация о синтезе некоторых элементов с большими порядковыми номерами. Так, по сообщениям из Германии в 1994 г. там синтезированы элементы 110 и 111 в количестве нескольких атомов. Стабильность элемента 111 оценивалась временным интервалом в 0.0015 секунд. 28 октября 2000 г. средства массовой информации сообщили о синтезе элемента с порядковым номером 116, время «жизни» которого оценивалось 50 миллисекундами, а в феврале 2004 – о синтезе элементов 113 и 115. Это произошло в России, в Дубне, в Объединенном институте ядерных исследований. Правда, сообщения носили предварительный характер.

Работы по синтезу новых химических элементов в настоящее время активно продолжаются в России, США и Германии. Есть предположения о том, что элементы с порядковыми номерами в интервале должны обладать большей стабильностью, чем элементы

Итак, подводя итоги данного рассмотрения, можно заключить:

периодическая система Д.И. Менделеева является естественной клас сификацией химических элементов по электронным конфигурациям их атомов.

Действительно, систему элементов можно рассматривать как иллюстрацию приведенного на с. 33 ряда заполнения энергетических подуровней:

переход от одного элемента к другому сопровождается закономерным изменением электронной конфигурации их атомов: каждый вновь поступающий электрон занимает тот или иной энергетический подуровень в строгом соответствии с рядом заполнения. Число элементов в каждом периоде определяется емкостью соответствующего энергетического уровня.

Если составить электронные формулы всех известных на сегодняшний день химических элементов и расположить их по принципу аналогии электронных конфигураций валентного слоя, то можно самостоятельно воссоздать таблицу Д. И. Менделеева.

Понимание взаимосвязи между электронной конфигурацией валентного слоя и положением элемента в периодической системе позволяет составлять электронную формулу атома более рациональным путем. Например, электронные формулы элементов с порядковыми номерами 43 (технеций) и 83 (висмут) можно вывести, исходя из следующих соображений.

Технеций располагается в таблице в 5 периоде, подгруппе VIIB (побочная подгруппа VII группы). Это говорит о том, что последний энергетический уровень в его электронной формуле – пятый, а число валентных электронов, равное номеру группы – семь. Чтобы выяснить, как распределены семь его валентных электронов по энергетическим подуровням, проанализируем расположение элемента в периоде. В своем периоде технеций стоит после двух элементов s- семейства (рубидия и стронция) пятым по счетуСледовательно, его валентные электроны имеют конфигурацию: 4d 5 5s 2 . Энергетические подуровни, предшествующие данным, застроены полностью. Это отвечает электронной формуле благородного газа предыдущего периода – криптона. Поэтому можно записать электронную формулу технеция в виде: [Kr]4d 5 5s 2 или пол-

ностью: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 5 5s 2 .

Висмут – элемент 6 периода, подгруппы VA (главная подгруппа группы V). Следовательно, внешний (последний в формуле) энергетический уровень, заполняемый электронами его атома – шестой, а число валентных электронов (равное номеру группы) – пять. Шестой период начинается с двух

(цезий и барий), обеспечивающих конфигурацию 6s 2 . Далее следует семействокоторому соответствует конфигурация 5d 10 . Один из элементов d- семейства – лантан – добавляет конфигурацию 4f 14 за счет семейства лантаноидов. Наконец, завершается период семействомв котором висмут занимает третью позицию (после таллия и свинца). Следовательно, конфигурация валентного слоя имеет вид: 6s 2 6p 3 . Все предыдущие электронные слои застроены полностью. Это позволяет вывести сокращенную

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 3

электронные формулы висмута.

Теория строения атома позволила ответить и на вопрос о причинах периодичности свойств элементов . Под периодической зависимостью понимается повторение значений некоторой функции через определенный интервал значений аргумента. Поскольку свойства элементов определяются в первую очередь структурой валентного слоя, то в пределах периода, где эта структура постоянно изменяется в результате добавления электрона при переходе от одного элемента к другому, аналогии в свойствах элементов не наблюдается. Однако, как только период заканчивается, и мы переходим к следующему, электронные конфигурации валентного слоя начинают повторяться. Элементы одной и той же подгруппы ( главные подгруппы образованы s- иа побочные подгруппы – d- идемонстрируют аналогию в свойствах, т.к. их атомы характеризуются сходными электронными конфигурациями. Например, щелочные металлы – элементы главной подгруппы I группы (подгруппа IA) обладают электронной конфигурацией s 1 , а галогены – элементы главной подгруппы VII группы (подгруппа VIIA) – конфигурацией s 2 p 5 .

причина периодичности свойств химических элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигураций валентного слоя электронов их атомов.