периодический закон менделеева в свете учения о строении атома

В результате изучения данной темы вы научитесь:

Учебные вопросы:

1. Периодический закон Д.И. Менделеева

Периодический закон – величайшее достижение химической науки, основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение.

Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 г. Ученый сформулировал этот закон так: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Более детальное изучение строения вещества показало, что периодичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электронным строением атомов.

Заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов. Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера (от величины заряда ядра их атомов).

Выражением Периодического закона является периодическая система элементов.

2. Периодическая система Д. И. Менделеева

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра. Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента. Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, остальные — большими.

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует типичный неметалл. В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне.

В первом периоде, кроме гелия, имеется только один элемент — водород. Его условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Сходство водорода со щелочными металлами проявляется в том, что водород, как и щелочные металлы является восстановителем и, отдавая один электрон, образует однозарядный катион. Больше общего у водорода с галогенами: водород, как и галогены неметалл, его молекула двухатомна, он может проявлять окислительные свойства, образуя с активными металлами солеподобные гидриды, например, NaH, CaH₂.

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (декада Sc — Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода (Ga — Кг). Аналогично построен пятый период. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположена вставная декада d–элементов (La — Hg), причем после первого переходного элемента La следуют 14 f–элементов — лантаноидов ( Се — Lu). После Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

Таким образом, каждый элемент в периодической системе занимает строго определенное положение, которое отмечается порядковым, или атомным, номером.

В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные, или подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сходство элементов внутри каждой подгруппы — наиболее заметная и важная закономерность в периодической системе. В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. При этом происходит увеличение устойчивости соединений элементов в низшей для данной подгруппы степени окисления. В побочных подгруппах – наоборот – сверху вниз металлические свойства ослабевают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

3. Периодическая система и электронные конфигурации атомов

Поскольку при химических реакциях ядра реагирующих атомов не изменяются, то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек.

Заполнение электронных слоев и электронных оболочек атомов происходит в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.

Принцип Паули (запрет Паули)

Два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа (на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов).

В атоме водорода, например, имеется один электрон, который находится на первом энергетическом уровне в 1s – состоянии. Спин этого электрона может быть направлен произвольно (m_s = +1/2 или m_s = –1/2). Следует подчеркнуть еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня – 1s, второй энергетический уровень – из двух подуровней – 2s и 2р, третий – из трех подуровней – 3s, 3p, 3d и т.д. Подуровень, в свою очередь, содержит орбитали, число которых определяется побочным квантовым числом l и равно (2l + 1). Каждая орбиталь условно обозначается клеткой, находящийся на ней электрон – стрелкой, направление которой указывает на ориентацию спина этого электрона. Значит, состояние электрона в атоме водорода можно представить как 1s 1 или изобразить в виде квантовой ячейки, рис. 1:

1s

Рис. 1. Условное обозначение электрона в атоме водорода на 1s орбитали

Рис. 2. Расположение электронов атома бора на орбиталях

Для атома азота (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 3 два электрона на первом уровне, пять — на втором) возможны два следующих варианта электронного строения, рис. 3:

1s 2s 2p 1s 2s 2p

Рис. 3. Возможные варианты расположения электронов атома азота на орбиталях

В первой схеме, рис. 3а, суммарный спин равен 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), во второй (рис. 3б) суммарный спин равен 3/2 (+1/2 +1/2 +1/2).

Расположение спинов определяется правилом Хунда, которое гласит: заполнение энергетических уровней происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Таким образом, из двух приведенных схем строения атома азота устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первая, где все р-электроны занимают различные орбитали. Орбитали подуровня заполняются так: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Начиная с натрия, заполняется третий энергетический уровень с n = 3.

Последовательность энергетических уровней в порядке возрастания энергии примерно следующая:

Можно представить энергетический ряд орбиталей в виде схемы:

Рассмотрим распределение электронов на орбиталях атомов элементов четвертого периода. Строение атома калия:

+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

+19K [Ar]4s 1 [Ar] 4s

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca [Ar]4s 2 [Ar] 4s

+24Cr [Ar]3d 5 4s 1 [Ar] 4s 3d

Рис. 4. Распределение электронов по орбиталям для атома хрома

Электронные конфигурации атомов Mn, Fe, Co, Ni, Cu и Zn отражены следующими формулами:

₂₅Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

₂₆Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

₂₇Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2

₂₈Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2

₂₉Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

₃₀Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

После цинка, начиная с 31 элемента — галлия вплоть до 36 элемента — криптона продолжается заполнение четвертого слоя (4р – оболочки). Электронные конфигурации этих элементов имеют следующий вид:

₃₁Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1

₃₂Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2

₃₃As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

₃₄Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4

₃₆Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

Следует отметить, что если не нарушается запрет Паули, в возбужденных состояниях электроны могут располагаться на других орбиталях атомов.

4. Типы химических элементов

Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа:

1. У атомов s–элементов заполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода.

Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:

Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последующих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом и седьмом периодах.

Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.

s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – побочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов. Таким образом, подгруппа включает элементы, атомы которых обычно имеют сходное строение не только внешнего, но и предвнешнего слоя (за исключением элементов, в которых имеет место «провал» электрона).

Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних оболочек. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными.

Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.

5. Периодичность свойств атомов элементов

Такие характеристики атомов, как их радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронным строением атома.

Слева направо в периодах величина атомных радиусов металлов уменьшается, а атомных радиусов неметаллов изменяется сложным образом, так как она зависит от характера химической связи. Во втором периоде, например, радиусы атомов сначала уменьшаются, а затем возрастают, особенно резко при переходе к атому благородного газа.

В главных подгруппах радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных слоев.

Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. Она обычно выражается в электронвольтах (1 эВ = 96,485 кДж/моль). В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, т. к. увеличивается расстояние электрона до ядра и возрастает экранирующее действие внутренних электронных слоев.

В таблице 1 приведены значения энергий ионизации (энергий отрыва первого, второго и т.д. электронов) для некоторых атомов.

Во втором периоде при переходе от Li к Ne энергия отрыва первого электрона возрастает (см. таблицу 1). Однако, как видно из таблицы, энергия ионизации возрастает неравномерно: у следующих за бериллием и азотом соответственно бора и кислорода наблюдается ее некоторое уменьшение, что обусловлено особенностями электронного строения атомов.

Внешняя s–оболочка бериллия полностью заполнена, поэтому у следующего за ним бора электрон поступает на р-орбиталь. Этот р-электрон менее прочно связан с ядром, чем s–электрон, поэтому отрыв р–электронов требует меньшей затраты энергии.

Таблица 1.

Энергии ионизации I атомов некоторых элементов

Источник

Периодический закон в свете учения о строении атома

В 1869 г. тридцатипятилетний профессор Санкт-Петербургского университета Д. И. Менделеев открыл закон периодического изменения свойств химических элементов – основополагающий закон природы вообще и фундамент всей химии элементов в частности – и создал Периодическую систему химических элементов (рис. 2).

Окончательная формулировка периодического закона была дана Менделеевым в июле 1871 г. Она гласила: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Открытие периодического закона было сделано в то время, когда атом считался неде­лимой частицей, и было известно только 63 химических элемента. Спустя 40 лет, когда началась разгадка тайны строения атомов, путеводной нитью в этих работах служила Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, так как ока­залось, что элементы в ней размещены в соответствии с электронным строе­нием их атомов, а заряд ядра атома (выраженный в единицах заряда протона) численно равен порядковому номеру соответствующего элемента в Периодической системе (закон Мозли*, 1913 г.). И это при том, что во времена Д.И. Менделеева химические элементы не нумеровались.

Таким образом, был установлен физический смысл порядкового номера химического элементав Периоди­ческой системе, который выражает заряд ядра и количество электронов в электронейтральном атоме.

С современных позиций периодические изменения свойств атомов элементов обусловлены периодическим повторением с определённой закономерностью сходных электронных конфигураций их атомов. И поэтому современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева такова: «Свойства химических элементов, а также свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атом­ов и определяются периодически повторяющимися электронными конфигурациями атомов.

Периодическая система химических элемен­тов, представленная Д. И. Менделеевым в виде таблицы, – это наглядное отражение открытого им периодического закона.

При изучении химии используются три формы периодической системы, химических элементов которые получили наибольшее распространение: ко­роткая (8 клеточная*, рис. 4), полудлинная (18 клеточная, рис. 5), длиннопериодная (32 клеточная, рис. 6), и лестничная (рис. 3).

Рис. 3. Лестничная форма Периодической

системы химических элементов Д.И. Менделеева (по Н. Бору**)

Рис. 5. Полудлинная форма Периодической системы Д.И. Менделеева (18 клеточная)

Рис. 6. Длиннопериодная форма Периодической системы Д.И. Менделеева (32 клеточная)

Иногда меня спрашивают, как можно быть уверенным, что где-то во Вселенной не существует большего числа элементов, чем в периодической системе. Пытаясь ответить на этот вопрос, я говорю, что он подобен вопросу – откуда известно, что где-нибудь во Вселенной не существует ещё одного целого числа между 4 и 5? К сожалению, кое-кому кажется, что это тоже разумный вопрос.

Джордж Уальд (1964 г)

Дата добавления: 2014-12-30 ; просмотров: 321 ; Нарушение авторских прав

Источник

Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома.

План изучения темы

(перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома. Периодическая таблица химических элементов – графическое отображение Периодического закона.

2. Структура периодической таблицы: периоды (малые и большие), группы (главная и побочная).

3. Основные сведения о строении атома. Атом сложная частица. Ядро (протоны и нейтроны) и электронная оболочка.

4. Строение электронных оболочек атомов элементов малых периодов. Особенности строения электронных оболочек атомов элементов больших периодов (переходных элементов).

5. Понятие об орбиталях. S-, p-, d- орбитали. 8. Электронные конфигурации атомов химических элементов.

Содержание лекции:

Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома.

Периодический закон, открытый в 1869 г. Дмитрием Ивановичем Менделеевым, стал одним из основных среди общих законов природы. За основу своей классификации Д.И. Менделеев взял атомный вес элемента и расположил все известные химические элементы (63) в порядке возрастания их атомных весов и обнаружил закономерность периодичности свойств элементов.

Это дало возможность ученому так сформулировать периодический закон. Свойства простых веществ, а также свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов.

По сравнению с другими законами особенностью периодического закона является отсутствие количественного выражения, то есть формулы или уравнения, которые его отражают. Зато этот закон, единственный среди других законов, имеет графическое выражение в виде периодической системы химических элементов.

Периодическая система Д.И. Менделеева – это наглядное графическое изображение периодического закона.

Период— это горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных масс, начинающийся щелочным металлическим элементом, а заканчивается инертным элементом.

В таблице 119 хим. элементов, которые располагаются по периодам, рядам, группам и подгруппам.

Место каждого химического элемента в периодической системе четко определено (исключение составляет Водород, его располагают и в первой, и в седьмой группах), за каждым элементом закреплен его порядковый номер.

Источник

• ← периодизация тренировок в пауэрлифтинге
• периодический контроль в обучении →