Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня валентных электронов их атомов с увеличением заряда ядра. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Периоды могут состоять из 2 первый , 8 второй и третий , 18 четвертый и пятый или 32 шестой элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен. Все периоды кроме первого начинаются щелочным металлом s -элементом , а заканчиваются благородным газом ns 2 np 6. Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s - подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p - подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p - подуровне от 1 до 5 усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя ns 2 np 6 химически инертны. В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, так как происходит формирование внутреннего n - 1 d - подуровня при сохранении внешнего ns 2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов. У элементов четных рядов на внешнем слое ns 2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np - подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств. Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns - и np - подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns - подуровне и внутреннем n - 1 d - подуровне или n - 2 f - подуровне. В зависимости от того, какой подуровень s -, p -, d - или f - заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам. Номер группы показывает высшую валентность элемента кроме O , F , элементов подгруппы меди и восьмой группы. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидратов. У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп кроме бора преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды водород в степени окисления - 1 , а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы ЭН 4 - нейтральны, V группы ЭН 3 - основания, VI и VII групп Н 2 Э и НЭ - кислоты. От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:. На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и Для характеристики химического элемента по периодической системе Д. Положение в периодической таблице порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса. Формулы и химический характер соединений высшего оксида и гидроксида; водородных соединений. Сравнить с соседями по периоду, по группе. Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4. Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4 s - и 3 d -подуровнях. Скандий — d - элемент. Электронное строение атома заканчивается s - электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства. Формула высшего оксида — Sc 2 O 3 , гидроксида — Sc OH 3 обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует. Элемент находится в IV периоде, значит в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной подгруппе VI группы; его валентные электроны распределены на 4 s и 4 p -подуровнях. Атом селена имеет 6 валентных электронов; поэтому высшая валентность равна 6, что соответствует номеру группы. Селен - p - элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла. Высший оксид SeO 3 , его гидроксид H 2 SeO 4 и газообразное водородное соединение H 2 Se имеют кислотный характер. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. VIII кроме инертных газов.
Российский химико-технологический университет им. Электронное учебное пособие Москва Примеры решения задач Задачи для самостоятельного решения Тестирование. 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. Менделеевым в г. Ученый сформулировал этот закон так: 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: Периодическая система элементов Д. 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: 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 следуют14 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. 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. Два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов. Принцип Паули определяет максимальное число электронов, обладающих данным главным квантовым числом n то есть находящихся на данном электронном слое: На первом электронном слое энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором — 8, на третьем — 18 и т. В атоме водорода, например, имеется один электрон, который находится на первом энергетическом уровне в 1s — состоянии. 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. 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. Следовательно, электронная формула гелия 1s 2. Электронная оболочка гелия завершена и очень устойчива. Гелий - благородный газ. Согласно принципу Паули, на одной орбитали не может быть двух электронов с параллельными спинами. Третий электрон в атоме лития занимает 2s-орбиталь. Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора занимает 2р-орбиталь. Состоянию 2р соответствуют три энергетические ячейки, рис. 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. В первой схеме, рис. Расположение спинов определяется правилом Хунда , которое гласит: 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: Распределение электронов атомов элементов третьего периода на орбиталях показано на рис. Распределение электронов на орбиталях для атомов элементов третьего периода в основном состоянии. В атоме каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его наибольшей связи с ядром. Последовательность энергетических уровней в порядке возрастания энергии примерно следующая:. Рассмотрим распределение электронов на орбиталях атомов элементов четвертого периода рис. Распределение электронов по орбиталям атомов элементов четвертого периода в основном состоянии. После калия электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 и кальция электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 происходит заполнение электронами внутренней 3d-оболочки переходные элементы Sc - Zn. Следует отметить существование двух аномалий: Электронное строение атома хрома можно представить следующим образом рис. Электронные конфигурации атомов Mn, Fe, Co, Ni, Cu и Zn отражены следующими формулами:. 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:. Следует отметить, что если не нарушается запрет Паули, в возбужденных состояниях электроны могут располагаться на других орбиталях атомов. У атомов s—элементов заполняются s—оболочки внешнего слоя n. К s—элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода. У атомов р—элементов электронами заполняются р—оболочки внешнего уровня np. К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода кроме первого. У d—элементов заполняется электронами d—оболочка второго снаружи уровня n—1 d. Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s— и p— элементами. У f—элементов заполняется электронами f—подуровень третьего снаружи уровня n—2 f. К семейству f—элементов относятся лантаноиды и актиноиды. 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 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. Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Периодичность свойств атомов элементов. Такие характеристики атомов, как их радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронным строением атома. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы атомов неметаллов. Радиусы атомов металлов вычисляются на основе межатомных расстояний, которые хорошо известны для большинства металлов на основе экспериментальных данных. При этом радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов. Аналогичным образом вычисляются ковалентные радиусы неметаллов в молекулах и кристаллах простых веществ. Чем больше атомный радиус, тем легче отрываются от ядра внешние электроны и наоборот. В отличие от атомных радиусов, радиусы ионов — условные величины. 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. Радиус катиона меньше радиуса соответствующего ему атома, причем с увеличением положительного заряда катиона его радиус уменьшается. Наоборот, радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего ему атома. Изоэлектронными называют частицы атомы и ионы , имеющие одинаковое число электронов. В ряду изоэлектронных ионов радиус снижается с уменьшением отрицательного и возрастанием положительного радиуса иона. Такое уменьшение имеет место, например в ряду: Энергия ионизации — энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, т. Во втором периоде при переходе от Li к Ne энергия отрыва первого электрона возрастает см. Однако, как видно из таблицы, энергия ионизации возрастает неравномерно: 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. На каждой р-орбитали атома азота имеется по одному электрону. У атома кислорода электрон поступает на р-орбиталь, которая уже занята одним электроном. Два электрона, находящиеся на одной и той же орбитали, сильно отталкиваются, поэтому оторвать электрон от атома кислорода легче, чем от атома азота. Наименьшее значение энергии ионизации имеют щелочные металлы, поэтому они обладают ярко выраженными металлическими свойствами, наибольшая величина энергии ионизации у инертных газов. Сродство к электрону — энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Сродство к электрону, как и энергию ионизации, обычно выражают в электронвольтах. Наибольшее сродство к электрону — у галогенов, наименьшее — у щелочных металлов. Электроотрицательность — способность атома в молекуле или ионе притягивать к себе валентные электроны других атомов. Электроотрицательность ЭО как количественная мера — приближенная величина. Предложено около 20 шкал электроотрицательностей, наибольшее признание из которых получила шкала, разработанная Л. Наиболее электроотрицательным из всех элементов по шкале Полинга является фтор. Его ЭО принята равной 4. Наименее электроотрицательный — цезий. Водород занимает промежуточное положение, поскольку при взаимодействии с одними элементами он отдает электрон, а при взаимодействии с другими — приобретает. Кислотно-основные свойства соединений; схема Косселя. Для объяснения характера изменения кислотно-основных свойств соединений элементов Коссель Германия предложил использовать простую схему, основанную на предположении о том, что в молекулах существует чисто ионная связь и между ионами имеет место кулоновское взаимодействие. Схема Косселя описывает кислотно-основные свойства соединений, содержащих связи Э-Н и Э-О-Н, в зависимости от заряда ядра и радиуса образующего их элемента. Схема Косселя для двух гидроксидов металлов, например, LiOH и KOH показана на рис. В результате КОН будет легче диссоциировать в растворе и основные свойства гидроксида калия будут выражены сильнее. Аналогичным образом можно проанализировать схему Косселя для двух оснований CuOH и Cu OH 2. В результате основание Cu OH 2 будет более слабым, чем CuOH. Таким образом, сила оснований возрастает при увеличении радиуса катиона и уменьшении его положительного заряда. В главных подгруппах сверху вниз сила оснований увеличивается, поскольку в этом направлении возрастают радиусы ионов элементов. В периодах слева направо происходит уменьшение радиусов ионов элементов и увеличение их положительного заряда, поэтому в этом направлении сила оснований уменьшается. Схема Косселя для двух бескислородных кислот, например, HCl и HI показана на рис. Таким образом, сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса отрицательного иона. Сила кислородсодержащих кислот изменяется противоположным образом. Она увеличивается с уменьшением радиуса иона и увеличением его положительного заряда. В результате HClO 4 будет более сильной кислотой, чем HClO. Достоинством схемы Косселя является то, что она с использованием простой модели позволяет объяснить характер изменения кислотно-основных свойств соединений в ряду сходных веществ. Вместе с тем эта схема является чисто качественной. Она позволяет лишь сравнивать свойства соединений и не дает возможность определить кислотно-основные свойства произвольно выбранного одного соединения. Недостатком этой модели является то, что в ее основу положены только электростатические представления, в то время как в природе не существует чистой стопроцентной ионной связи. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений. Изменение окислительно-восстановительных свойств простых веществ легко установить, рассматривая характер изменения электроотрицательности соответствующих элементов. В главных подгруппах сверху вниз электроотрицательность уменьшается, что приводит к уменьшению окислительных и увеличению в этом направлении восстановительных свойств. В периодах слева направо электроотрицательность возрастает. В результате в этом направлении восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, а окислительные — возрастают. Таким образом, сильные восстановители располагаются в левом нижнем углу периодической системы элементов калий, рубидий, цезий, барий , в то время как сильные окислители находятся в правом верхнем ее углу кислород, фтор, хлор. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов зависят от их природы, величины степени окисления элементов, положения элементов в периодической системе и ряда других факторов. В главных подгруппах сверху вниз окислительные свойства кислородсодержащих кислот, в которых атомы центрального элемента имеют одинаковую степень окисления, уменьшаются. Сильными окислителями являются азотная и концентрированная серная кислоты. Окислительные свойства проявляются тем сильнее, чем больше положительная степень окисления элемента в соединении. Сильные окислительные свойства проявляют перманганат калия и дихромат калия. В главных подгруппах восстановительные свойства простых анионов увеличиваются сверху вниз. Сильными восстановителями являются HI, H 2 S, иодиды и сульфиды. ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ Электронное учебное пособие Москва 4. Периодический закон и периодическая система Д. Менделеева Примеры решения задач Задачи для самостоятельного решения Тестирование В результате изучения данной темы вы узнаете: LiOH или KOH; какая кислота сильнее: В результате изучения данной темы вы научитесь: Периодическая система и электронные конфигурации атомов 4. Типы химических элементов 4. Периодичность свойств атомов элементов 4. Кислотно-основные свойства соединений; схема Косселя 4.
Периодический закон, периодическая система химических элементов Менделеева и строение атома
https://gist.github.com/c66db0152c017f95b55290d7223cb52b
Поезд 131 ижевск санкт петербург расписание
https://gist.github.com/24903cadb2add0fb182cc291cc5ffbee