В каждом периоде периодической системы химических элементов. Структура периодической системы

Элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания порядковых номеров Z от 1 до 110. Порядковый номер элемента Z соответствует заряду ядра его атома, а также числу движущихся в поле ядра электронов.

Химические элементы по структуре невозбужденных атомов подразделяются на естественные совокупности, что отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа энергетических уровней (электронных слоев). Номер периода указывает на число электронных слоев в атомах элементов. Периоды начинаются s-элементами, в атомах которых на новом уровне появляется первый s – электрон с новым значением главного квантового числа n (водород и щелочные металлы), а заканчиваются р – элементами, атомами благородных газов, имеющих устойчивую электронную структуру внешнего уровня ns 2 np 6 (у первого периода – s – элементом 2 He).

Различие в последовательности заполнения электронных слоев (внешних и более близких к ядру) объясняет причину различной длины периодов. 1,2,3 периоды – малые, 4,5,6,7 – большие периоды. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным, хотя конструктивно он построен аналогично шестому периоду.

В соответствии с максимальным числом электронов на внешнем уровне невозбужденных атомов элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. Группы элементов – это совокупность элементов с одинаковым количеством валентных электронов в атоме. Номер группы равен числу валентных электронов.

Положение в группах s- и p- элементов определяется общим числом электронов внешнего слоя. Например, фосфор (), имеющий на внешнем слое пять электронов, относится кV группе, аргон () – кVIII, кальций () – коII группе и т. д.

Положение в группах d – элементов обусловливается общим числом s – электронов внешнего и d – электронов предвнешнего уровня. По этому признаку первые шесть элементов каждого семейства d – элементов располагаются в одной из соответствующих групп: скандий вIII, марганец вVII, железо вVIII и т. д. Цинк , у которого предвнешний слой завершен и внешними являются- электроны, относится коII группе. В атомах d – элементов, как правило, на внешнем уровне содержится по два электрона, за исключением Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. У последних наблюдается энергетически выгодный «провал» одного электрона с внешнего уровня на d – подуровень предвнешнего уровня, что происходит при достройке этого подуровня до пяти (половинная емкость) или десяти электронов (максимальная емкость), т. е. до состояния, когда все орбитали заняты каждая одним электроном или когда они заняты каждая парой электронов. В атоме палладия (Pd) происходит «двойной провал» электронов.

По наличию на внешнем слое лишь одного электрона (за счет «провала» одного из s – электронов внешнего слоя в предвнешний d – подслой) медь (), а также сереброи золотоотносят кI группе. Кобальт и никель, родийи палладий, иридийи платинувместе сFe, Ru, и Os обычно помещают в VIII группу.

В соответствии с особенностями электронных структур семейства 4f – (лантаноиды) и 5f – (актиноиды) элементов помещают в III группу.

Группы делятся на подгруппы: главные (подгруппы А) и побочные (подгруппы В). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы - аналоги). s - и р – элементы составляют так называемую главную подгруппу, или подгруппу А, d – элементы – побочную, или подгруппу В.

Например, IV группа периодической системы состоит из следующих подгрупп:

Элементы главной подгруппы (А)

Попытки систематизировать химические элементы предпринимали многие ученые. Но только в 1869 году Д. И. Менделееву удалось создать классификацию элементов, которая устанавливала связь и зависимость химических веществ и заряда атомного ядра.

История

Современная формулировка периодического закона заключается в следующем: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элемента.

К моменту открытия закона было известно 63 химических элемента. Однако атомные массы многих из этих элементов были определены ошибочно.

Сам Д. И Менделеев в 1869 году сформулировал свой закон как периодическую зависимость от величины атомных весов элементов, так как в XIX веке наука еще не имела сведений о строении атома. Однако гениальное предвидение ученого позволило ему более глубоко, чем все его современники, понять закономерности, которые обуславливают периодичность свойств элементов и веществ. Он учитывал не только возрастание атомной массы, но и уже известные свойства веществ и элементов и, взяв за основу идею периодичности, смог совершенно точно предсказать существование и свойства неизвестных на тот момент науке элементов и веществ, исправить атомные массы ряда элементов, правильно расположить элементы в системе, оставив пустые места и сделав перестановки.

Рис. 1. Д. И. Менделеев.

Существует миф, что периодическая система приснилась Менделееву. Однако это только красивая история, которая не является доказанным фактом.

Структура периодической системы

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева является графическим отражением его же закона. Элементы расположены в таблице по определенному химическому и физическому смыслу. По расположению элемента можно определить его валентность, число электронов и многие другие особенности. Таблица поделена горизонтально на большие и малые периоды, а вертикально на группы.

Рис. 2. Таблица Менделеева.

Существует 7 периодов, которые начинаются с щелочного металла, а заканчиваются веществами, имеющими неметаллические свойства. Группы, в свою очередь, состоящие из 8 столбцов, поделены на главные и побочные подгруппы.

Дальнейшее развитие науки показало, что периодическое повторение свойств элементов через определенные интервалы, особенно отчетливо проявляющиеся во 2 и 3 малых периодах, объясняется повторением электронного строения внешних энергетических уровней, где находятся валентные электроны, за счет которых идет образование химических связей и новых веществ в реакциях. Поэтому в каждом вертикальном столбце-группе оказываются элементы с повторяющимися характерными чертами. Это ярко проявляется в группах, где находятся семейства очень активных щелочных металлов (I группа, главная подгруппа) и неметаллов-галогенов (VII группа, главная подгруппа). Слева направо по периоду число электронов возрастает от 1 до 8, при этом имеет место уменьшение металлических свойств элементов. Таким образом, металлические свойства проявляются тем сильнее, чем меньше электронов на внешнем уровне.

Рис. 3. Малые и большие периоды в таблице Менделеева.

Периодически также повторяются такие свойства атомов, как энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность. Эти величины связаны со способностью атома отдать электрон с внешнего уровня (ионизация) или удержать чужой электрон на своем внешнем уровне (сродство к электрону).. Всего получено оценок: 117.

На этом уроке вы узнаете о Периодическом законе Менделеева, который описывает изменение свойств простых тел, а также формы и свойства соединений элементов в зависимости от величины их атомных масс. Рассмотрите, как по положению в Периодической системе можно описать химический элемент.

Тема: Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Урок: Описание элемента по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева

В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон. Тогда он звучал так: « Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов». Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения атома.

Современная формулировка периодического закона: « Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом, атом электронейтрален.

Заряд ядра атома в Периодической таблице - это порядковый номер элемента.

Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.

Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные электроны отвечают за образование химических связей элемента.

Химические элементы 8 группы - инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.

Какие же характеристики атома меняются в Периодической системе периодически?

Повторяется строение внешнего электронного уровня.

Периодически меняется радиус атома. В группе радиус увеличивается с увеличением номера периода, так как увеличивается число энергетических уровней. В периоде слева направо будет происходить рост атомного ядра, но притяжение к ядру будет больше и поэтому радиус атома уменьшается .

Каждый атом стремится завершить последний энергетический уровень У элементов 1 группы на последнем слое 1 электрон. Поэтому им легче его отдать. А элементам 7 группы легче притянуть 1 недостающий до октета электрон. В группе способность отдавать электроны будет увеличиваться сверху вниз, так ка увеличивается радиус атома и притяжение к ядру меньше. В периоде слева направо способность отдавать электроны уменьшается, потому что уменьшается радиус атома.

Чем легче элемент отдает электроны с внешнего уровня, тем большими металлическими свойствами он обладает, а его оксиды и гидроксиды обладают большими основными свойствами. Значит, металлические свойства в группах увеличиваются сверху вниз, а в периодах справа налево. С неметаллическими свойствами все наоборот.

Рис. 1. Положение магния в таблице

В группе магний соседствует с бериллием и кальцием. Рис.1. Магний стоит ниже, чем бериллий, но выше кальция в группе. У магния больше металлические свойства, чем у бериллия, но меньше чем у кальция. Основные свойства его оксидов и гидроксидов изменяются также. В периоде натрий стоит левее, а алюминий правее магния. Натрий будет проявлять больше металлические свойства, чем магний, а магний больше, чес алюминий. Таким образом, можно сравнить любой элемент с соседями его по группе и периоду.

Кислотные и неметаллические свойства изменяются противоположно основным и металлическим свойствам.

Характеристика хлора по его положению в периодической системе Д.И.Менделеева.

Рис. 4. Положение хлора в таблице

. Значение порядкового номера 17 показывает число протонов17 и электронов17 в атоме. Рис.4. Атомная масса 35 поможет вычислить число нейтронов (35-17 = 18). Хлор находится в третьем периоде, значит число энергетических уровней в атоме равно 3. Стоит в 7 -А группе, относится к р- элементам. Это неметалл. Сравниваем хлор с его соседями по группе и по периоду. Неметаллические свойства хлора больше чем у серы, но меньше, чем у аргона. Хлор об-ла-да-ет мень-ши-ми неме-тал-ли-че-ски-ми свой-ства-ми, чем фтор и боль-ши-ми чем бром. Распределим электроны по энергетическим уровням и напишем электронную формулу. Общее распределение электронов будет иметь такой вид. См.Рис. 5

Рис. 5. Распределение электронов атома хлора по энергетическим уровням

Определяем высшую и низшую степень окисления хлора. Высшая степень окисления равна +7, так как он может отдать с последнего электронного слоя 7 электронов. Низшая степень окисления равна -1, потому что хлору до завершения необходим 1 электрон. Формула высшего оксида Cl 2 O 7 (кислотный оксид), водородного соединения HCl.

В процессе отдачи или присоединения электронов атом приобретает условный заряд . Этот условный заряд называется .

- Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю.

Элементы могут проявлять максимальную степень окисления и минимальную . Максимальную степень окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных электронов равно номеру группы, то и максимальная степень окисления равна номеру группы.

Рис. 2. Положение мышьяка в таблице

Минимальную степень окисления элемент будет проявлять тогда, когда он примет все возможные электроны для завершения электронного слоя.

Рассмотрим на примере элемента №33 значения степеней окисления.

Это мышьяк As.Он находится в пятой главной подгруппе.Рис.2. На последнем электронном уровне у него пять электронов. Значит, отдавая их, он будет иметь степень окисления +5. До завершения электронного слоя атому As не хватает 3 электрона. Притягивая их, он будет иметь степень окисления -3.

Положение элементов металлов и неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Рис. 3. Положение металлов и неметаллов в таблице

В побочных подгруппах находятся все металлы . Если мысленно провести диагональ от бора к астату , то выше этой диагонали в главных подгруппах будут все неметаллы , а ниже этой диагонали - все металлы . Рис.3.

1. №№ 1-4 (с.125) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Какие характеристики атома изменяются периодичности?

3. Дайте характеристику химического элемента кислорода по его положению в Периодической системе Д.И.Менделеева.

Состоит из вертикальных рядов (групп) и горизонтальных рядов (периодов). Для лучшего понимания принципов объединения элементов в группы и периоды, рассмотрим нескольких элементов, скажем, первой, четвертой и седьмой групп.

Из приведенных выше электронных конфигураций видно, что внешние (самые высо­кие по энергии) электронные оболочки атомов одной группы заполнены электронами одинаково. К одной группе принадлежат элементы, расположенные в одном вертикальном столбце таблицы. Элементы IVA груп­пы периодической системы имеет два электрона на s-орбитали и два электрона на р-орбиталях. Конфи­гурация внешней электронной оболочки атомов фтора F, хлора Сl и бро­ма Вг также одинакова (два s- и пять р-электронов). И эти элементы от­носятся к одной группе (VIIA). Атомы элементов одной группы имеют одинаковое строение внешней электронной оболочки. Именно поэтому такие элементы имеют сходные химические свойства. Химические свой­ства каждого элемента определяются электронным строением атомов этого элемента . Это основополагающий принцип современной химии. Именно он лежит в основе периодической системы.

Номер группы периодической системы соответствует числу электро­нов на внешней электронной оболочке атомов элементов этой группы. Номер периода (горизонтального ряда периодической таблицы) совпа­дает с номером высшей занятой электронной орбитали. Например, нат­рий и хлор — оба элементы 3-го периода и у обоих типов атомов высший, заполненный электронами,уровень - третий.

Строго говоря, число электронов на внешней электронной оболочке определяет номер группы только для так называемых непереходных элементов, расположенных в группах с буквенным индексом А.

Электронное строение атомов определяет химические и физи­ческие свойства элементов. А т.к электронное строение атомов повторяется через период, то и свойства элементов также повторяются периодически.

Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов» .

Размеры атомов

Нам следует остановиться еще на двух видах информации, получае­мой из периодической системы. Первый из них — вопрос о размере (радиусе) атомов. Если двигаться вниз в пределах данной группы, переход к каждому следующему элементу означает заполнение электронами следующего, все более высокого уровня. В группе IA внешний электрон атома натрия находится на Зs-орбитали, калия — на 4s-орбитали, руби­дия - 5s-орбитали и т. д. Поскольку 4s-орбиталь больше по размеру, чем Зs-орбиталь, атом калия имеет большие размеры, чем атом натрия. По этой же причине в каждой группе размеры атомов возрастают сверху вниз .

При движении направо по периоду атомные массы возрастают, но размеры атомов, как правило, уменьшаются. Во 2-м периоде, например, атом неона Ne имеет меньший размер, чем атом фтора, который, в свою очередь, меньше атома кислорода.

Электроотрицательность

Другая тенденция, выявляемая с помощью периодической таблицы,- закономерное изменение злектроотрицательности элементов, т. е. отно­сительной способности атомов притягивать электроны, образующие свя­зи с другими атомами. Например, атомы инертных газов не склонны приобретать или терять электроны, тогда как атомы металлов легко от­дают электроны, а атомы неметаллов охотно их принимают. Электро­отрицательность (способность притягивать, приобретать электроны) возрастает слева направо в пределах периода и снизу вверх в пределах группы. Последняя группа (инертные газы) выпадает из этих законо­мерностей.

Фтор F, расположенный в правом верхнем углу периодической сис­темы, - наиболее электроотрицательный элемент, а франций Fr, находя­щийся в левом нижнем углу, наименее электроотрицателен. Изменение электроотрицательности также показано стрелками на рисунке.Пользуясь этой закономерностью, можно, например, утверждать, что кислород более электроотрицательный элемент, чем углерод или сера. Это значит, что атомы кислорода сильнее притягивают к себе электроны, чем атомы углерода и серы.

Первая и широко известная шкала относительных атомных электроотрицательностей Полинга охватывает значения от 0,7 для атомов франция до 4,0 для атомов фтора.

Электронное строение инертных газов

Элементы последней группы периодической системы называются инертными (благородными) газами. В атомах этих элементов, кроме гелия Не, на внешней электронной оболочке имеется восемь электронов. Инертные газы не вступают в химические реакции и не образуют ника­ких соединений с другими элементами (кроме очень немногих исключе­ний). Это связано с тем, что конфигурация из восьми электронов на внешней электронной оболочке чрезвычайно стабильна.

Атомы других элементов образуют химические связи таким образом, чтобы на их внеш­ней оболочке оказалось восемь электронов. Это положение часто назы­вают правилом октета .