76232

Доменделеевская систематизация элементов

Реферат

Химия и фармакология

Он обратил внимание что для классификации элементов может служить такое постоянное свойство простых веществ как атомная масса. В книге Начала стехиометрии или способ измерения химических элементов опубликованной в 1793 г.

Русский

2015-01-30

233.03 KB

4 чел.

Доменделеевская систематизация элементов

Первую успешную попытку систематизации химических элементов предпринял немецкий химик И.В. Рихтер. Он обратил внимание, что для классификации элементов может служить такое постоянное свойство простых веществ как атомная масса. В книге "Начала стехиометрии или способ измерения химических элементов", опубликованной в 1793 г., он расположил металлы, обладающие близкими свойствами (натрий и калий; магний, кальций, стронций и барий) в ряд по возрастанию их атомных масс. Хотя эти элементы еще не были выделены в свободном состоянии, однако их соединения были хорошо изучены, а атомные массы - измерены. При таком расположении элементов стало видно, что атомная масса калия, равная 39, больше атомной массы натрия, равной 23, на 16 единиц массы. 
Так же различаются и атомные массы кальция (40) и магния (24). И хотя массы атомов кальция и стронция различались на большую величину, впервые была отмечена определенная закономерность, связывающая химические свойства элементов и массу атома, не имеющую отношения к химической активности.

Объединив в 1817 году в особую группу щелочноземельные элементы (кальций - стронций - барий), немецкий химик И. Дёберейнер обнаружил, что массы среднего из трех химических элементов, близких по физическим и химическим свойствам, равна, примерно, среднему арифметическому атомных масс двух других элементов. Через 12 лет в разговоре со своим другом, известным поэтом и философом Иоганном Гёте, Дёберейнер вспомнил об этой особенности элементов. Он обнаружил еще три ряда сходных по свойствам элементов: литий - натрий - калийсера - селен - теллур и хлор - бром - иод. Дёберейнер назвал такие группы элементов триадами. У недавно открытого брома из последней триады не была еще известна атомная масса. Ее Дёберейнер определил, используя свое правило. Если у хлора и иода атомные массы равны соответственно 35,5 и 127, то у брома она должна быть равной (35,5 + 127)/2 = 81,2, что близко к экспериментальному значению атомной массы брома.

В изданном в 1849 году учебнике "Основания чистой химии", русский химик Г.И. Гесс, получивший известность как основатель термохимии, рассмотрел четыре группы известных тогда элементов-неметаллов, имевших большое сходство в химических свойствах: углерод − бор − кремнийазот − фосфор − мышьяксера − селен − теллур и хлор − бром − иод
Гесс не считал свою систему идеальной и законченной. Он писал: "Эта классификация еще очень далека от того, чтобы быть естественной, но она все-таки соединяет элементы в группы весьма сходные, и с распространением наших сведений она может усовершенствоваться". Считается, что именно Гесс впервые ввел в употребление понятие "группа элементов". Он правильно определил состав большинства групп неметаллов, которые почти без изменения вошли в периодическую систему Д.И. Менделеева. Лишь бор пришлось исключить из группы углерода и объединить в одну группу с алюминием, индием и таллием, в которую позднее был добавлен галлий.

Один из важных шагов к созданию Периодической системы - спираль Шанкуртуа. Она стала первой попыткой упорядочить в виде таблицы известное к тому времени множество химических элементов. Пытаясь, как и другие химики, найти основу для их классификации, французский ученый А. Бегие де Шанкуртуавысказал предположение, что "свойства элементов являются функцией чисел". В 1862 году он предложил для систематизации химических элементов оригинальную пространственную схему. Шанкуртуа выдвинул идею спирального расположения элементов в зависимости от их атомных масс. В своем сочинении "Земная спираль" он сгруппировал элементы по спирали вокруг цилиндра в порядке возрастания их масс. Оказалось, что через 16 единиц атомной массы появляются близкие по химическим свойствам элементы. В спирали Шанкуртуа они находятся на одной вертикальной линии, образующей цилиндр, на который навертывается эта спираль (рисунок). Однако идея расположения элементов на оси "земного винта" не привлекла внимания его современников. Не знал о ней и Д.И. Менделеев.

В 1865 г. английский химик Дж. Ньюлендс предложил "закон октав". На основе этого закона он составил таблицу, в которой близкие по свойствам элементы (каждый из которых впервые получил порядковый номер), как и близкие по звуку ноты в музыкальной октаве, повторялись через семь номеров. 
Доклад Ньюлендса на заседании Лондонского химического общества был встречен равнодушно. Один из профессоров спросил Ньюлендса, не пробовал ли он расположить элементы в таблице в алфавитном порядке и не заметил ли он при таком расположении каких-либо закономерностей. 
Журнал общества отверг статью Ньюлендса, в которой он излагал содержание своего доклада. Тем не менее в 1887 году руководители Лондонского химического общества присудили Ньюлендсу медаль имени Дэви "за открытие периодического закона" - спустя пять лет после того, как этой же медалью с аналогичной формулировкой был награжден Д.И. Менделеев.

Начало таблицы Ньюлендса

1. H

8. F

15. Cl

22. Co, Ni

2. Si

9. Na

16. K

23. Rb, Cs

3. Be

10. Mg

17. Ca

24. Zn

4. B

11. Al

18. Cr

25. Y

5. C

12. Si

19. Ti

26. In

6. N

13. P

20. Mn

27. As

7. O

14. S

21. Fe

28. Se

В 1864 году немецкий химик Л.-Ю. Мейер в своей книге "Современные теории химии и их значения для химической статики" привел таблицу, в которой элементы были расположены в порядке увеличения их атомных масс. В эту таблицу Мейер поместил всего 27 элементов. Пытаясь сопоставить в общей системе группы сходных химических элементов, он не сделал никаких теоретических выводов и обобщений из этого сопоставления. 
Только в 1870 году после обнародования Д.И. Менделеевым Периодического закона и периодической системы химических элементов, Мейер опубликовал статью, где привел общую схему химических элементов, которая была, по его словам, "в существенном идентична с данной Менделеевым". Статья содержала удачную иллюстрацию Периодического закона в виде зависимости атомных объемов от атомных весов. Отвечая на попытки Мейера оспорить приоритет открытия Периодического закона, Менделеев писал: "Лотар Мейер раньше меня не имел в виду периодического закона, а после меня нового ничего к нему не прибавил".

Таблица Мейера

Li

Be

C

N

O

F

Na

Mg

Si

P

S

Cl

K

Ca

As

Se

Br

Rb

Sr

Sn

Sb

Te

I

Cs

Ba

Pb

Bi

Первые попытки систематизации элементов

Одной из важнейших проблем теоретической химии XIX века после разрешения проблемы атомных весов оставалась систематизация химических элементов, число которых постоянноросло. Со времён античности и средних веков были известны 14 элементов (хотя собственно элементами их стали считать лишь в конце XVIII века). В XVIII веке к ним добавилось 20 новых элементов; к 1860 году число известных элементов возросло до шестидесяти. Проблема упорядочения элементов и отыскания закономерности в изменении их свойств становилась всё более актуальной. Создание периодической системы химических элементов стало результатом многолетней работы многих химиков.

Первую попытку систематизации элементов предпринял немецкий химик Иоганн Вольфганг Дёберейнер, сформулировавший в 1829 г. закон триад. Дёберейнер обратил внимание на то, что в рядах сходных по свойствам элементов наблюдается закономерное изменение атомной массы. В выделенных Дёберейнером триадах элементов атомный вес среднего элемента триады примерно равен полусумме атомных весов двух крайних элементов: 

Cl  – 35.5
Br  – 
80
I  – 
125

P  – 31
As  – 
75
Sb  – 
122

S  – 32
Se  – 
79
Te  – 
129

Ca  – 41
Sr  – 
88
Ba  – 
137

Li  – 7
Na  – 
23
K  – 
39

Хотя разбить все известные элементы на триады Дёберейнеру, естественно, не удалось, тем не менее, закон триад явно указывал на наличие взаимосвязи между атомной массой и свойствами элементов и их соединений.

Таблица Гмелина, 1843 г.

Необходимым этапом систематизации элементов стала их химическая классификация, важнейший вклад в которую внёс немецкий химик Леопольд Гмелин. В 1843 г. Гмелин опубликовал таблицу химически сходных элементов, расставленных по группам в порядке возрастания "соединительных масс". Вне групп элементов, вверху таблицы, Гмелин поместил три "базисных" элемента – кислород, азот и водород. Под ними были расставлены триады, а также тетрады и пентады (группы из четырех и пяти элементов), причём под кислородом расположены группы металлоидов (по терминологии Берцелиуса), т.е. электроотрицательных элементов; электроположительные и электроотрицательные свойства групп элементов плавно изменялись сверху вниз.

Следующим шагом на пути к открытию периодического закона стали т.н. дифференциальные системы, направленные на выявление общих закономерностей в изменении атомного веса элементов. В 1850 г. немецкий врач Макс фон Петтенкофер попытался найти у элементов соотношения, подобные тем, что обнаруживаются в гомологических рядах, т.е. в рядах соединений, отличающихся друг от друга группой CH2. Он указал, что атомные веса некоторых элементов отличаются друг от друга на величину, кратную восьми. На этом основании Петтенкофер высказал предположение, что элементы, возможно, являются сложными образованиями каких-то субэлементарных частиц. На следующий год подобные соображения высказал и французский химик-органик Жан Батист Андрэ Дюма. Различные варианты дифференциальных систем предложили немецкий химик Эрнст Ленсен (1857), американецДжосайя Парсонс Кук (1857), английские химики Уильям Одлинг (1858) и Джон Холл Глэдстон(1859). В 1859 г. эту идею детально разработал немецкий учёный Адольф Штреккер

 
Таблица Штреккера, 1859 г.

Винтовой график Шанкуртуа, 1862 г.

Дальнейшим развитием дифференциальных систем сталипериодические классификации 1860-х годов. Александр Эмиль Бегуйе де Шанкуртуа в 1862 г. предложил винтовой график элементов, расположенных в порядке возрастания атомных весов – т. н. "земная спираль" (vis tellurique). Шанкуртуа нанёс на боковую поверхность цилиндра, размеченную на 16 частей, линию под углом 45°, на которой поместил точки, соответствующие элементам. Таким образом, элементы, атомные веса которых отличались на 16, или на число, кратное 16, располагались на одной вертикальной линии. При этом точки, отвечающие сходным по свойствам элементам, часто оказываются на одной прямой. Винтовой график Шанкуртуа фиксировал закономерные отношения между атомными массами элементов, однако данная система не могла быть признана удовлетворительной.

Джон Александр Рейна Ньюлендс в 1864 г. опубликовал таблицу элементов, отражающую предложенный им закон октав. Ньюлендс показал, что в ряду элементов, размещённых в порядке возрастания атомных весов, свойства восьмого элемента сходны со свойствами первого. Такая зависимость действительно имеет место для лёгких элементов, однако Ньюлендс пытается придать ей всеобщий характер. В таблице Ньюлендса сходные элементы располагались в горизонтальных рядах; однако, в одном и том же ряду часто оказывались и элементы совершенно непохожие. Кроме того, в некоторых ячейках Ньюлендс вынужден был разместить по два элемента; наконец, таблица Ньюлендса не содержит свободных мест. Вследствие присущих системе Ньюлендса недостатков современники отнеслись к закону октав весьма скептически.

  
Таблица Ньюлендса, 1864 г.

В том же году Уильям Одлинг, пересмотрев предложенную им в 1857 г. систематику элементов, основанную на эквивалентных весах, предложил следующую таблицу, не сопровождаемую какими-либо пояснениями:

  
Таблица Одлинга 1864 г.
  

Несколько попыток систематизации элементов предпринял в 60-е годы XIX века немецкий химик Юлиус Лотар Мейер.

В 1864 г. Мейер опубликовал в своей книге «Новейшие теории химии и их значение для химической статики» таблицу, в которую были включены 28 элементов, размещённые в шесть столбцов согласно их валентностям. Мейер намеренно ограничил число элементов в этой таблице, чтобы подчеркнуть закономерное изменение атомной массы в рядах подобных элементов (соотношения атомных масс и валентностей ещё 22 элементов рассматривались в другой таблице).

   
Таблица Мейера 1864 г. (фрагмент)
 

Объединённая таблица, подготовленная им в 1868 г. для второго издания своей книги, была опубликована лишь в 1895 г.; в ней 52 элемента размещались в 15 столбцах. Следующую таблицу Мейер предложил в вышедшей в 1870 г. статье, содержавшая также графикзависимости атомного объёма элемента от атомного веса, имеющий характерный пилообразный вид. Таблица "Природа элементов как функция их атомного веса" состояла из девяти вертикальных столбцов, сходные элементы располагались в горизонтальных рядах; некоторые ячейки таблицы Мейер оставил незаполненными.

  
Таблица Мейера 1870 г.

Современная формулировка периодического закона.

Д.И. Менделеев прекрасно понимал, что открытый им периодический закон и составленная на его основе периодическая система элементов обладает внутренней способностью к развитию. Современная квантово-механическая теория строения атома подтвердила правильность менделеевских воззрений на периодичность свойств химических элементов. Сейчас установлено, что главной характеристикой атома любого элемента является не атомная масса, а величина положительного заряда его ядра. Заряд ядра является наиболее универсальной характеристикой атома. От величины заряда ядра зависит общее число электронов в атоме и его положение в периодической системе (номер элемента в периодической системе равен величине заряда ядра. Заряд ядра определяет число электронов). От заряда ядра зависят свойства элементов. В связи с этим внесены уточнения в формулировке периодического закона. Современная формулировка периодического закона следующая:

Свойства элементов, формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Эта формулировка периодического закона не противоречит формулировке, данной Менделеевым. Она базируется на новых данных, которые придают закону и периодической системе научную обоснованность и подтверждают их правильность. Современная формулировка закона – это новый этап развития периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым. Она легко объясняет те незначительные ономалии, которые встречаются в таблице Д.И. Менделеева. (Например, аргон с атомной массой 39,948 стоит впереди калия, атомная масса которого меньше, 39,102; теллур с атомной массой 127,60 стоит впереди йода, атомная масса которого равна 126,90).

3.3. Структура современной периодической системы элементов.

Д.И. Менделеев постоянно совершенствовал структуру периодической системы элементов. В 1871г он представил второй вариант системы – так называемую короткую форму таблицы. В этом варианте уже четко были выявлены различные степени сродства между элементами. Элементы разделены на восемь групп, номер группы равен высшей валентности, которую может иметь элемент.

Современная периодическая система элементов в общих чертах напоминает последние варианты менделеевской таблицы.

Сейчас наибольшее распространение имеют две формы периодической системы элементов: короткопериодная (табл. 3.1.) и длиннопериодная (табл. 3.2.) 105 элементов, известных в настоящее время, расположены в таблице в порядке увеличения заряда ядер атомов. Заряд ядра определяет порядковый номер элемента в периодической системе. Ключом к разгадке периодичности свойств элементов является строение электронных оболочек атомов.

Современная периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп. Периодом называют последовательный ряд элементов, в пределах которого происходит постепенный переход от ярко выраженных металлических к ярко выраженным неметаллическим свойствам.

Например, второй период начинается типичным щелочным металлом (литием) и заканчивается двумя элементами (фтором и неоном) яркими неметаллами. Номер периода указывает на число квантовых электронных уровней в атоме и он равен значению главного квантового числа (n). Период начинается s-элементами и заканчивается p-элементами. s-элементами называют такие элементы, в атомах которых последние электроны заполняют s-подуровень внешнего квантового уровня. p-элементами – такие элементы, в атомах которых в последнюю очередь электроны заполняют p-подуровень внешнего уровня. Максимально в каждом периоде может быть только два s-элемента (например, Li и Be во втором периоде) и не более шести  p-элементов (например, B, C, N, O, F, Ne во втором периоде).

Первых четыре периода являются малыми периодами. Причем первый период содержит только два элемента (H, He). Структура электронной оболочки, определяемая квантовыми числами, разрешает атому иметь на первом квантовом уровне только один подуровень (s-подуровень) с одной s-орбиталью, а следовательно на одной s-орбитали может быть только два электрона с разными спинами.

Второй, третий и четвертый периоды содержат по 8 элементов (s-элементов два и p-элементов шесть). Четвертый и все последующие периоды – большие. В короткопериодной системе большие периоды сложены в два ряда, но в длиннопериодной таблице большие периоды составляют один ряд. В больших периодах между s-элементами и p-элементами вклиниваются d-элементы. Максимальное число d-элементов в больших периодах – десять. d-элементами называют такие элементы, в атомах которых последние электроны заполняют              d-подуровень предпоследнего уровня. Например, в четвертом периоде за двумя           s-элементами (K, Ca) следует 10 d-элементов (от Sc до Zn). У d-элементов 4-го периода последние электроны заполняют d-подуровень третьего квантового уровня, т.е.         3d-подуровень.

Шестой и седьмой периоды становятся еще длиннее. В этих периодах появляются f-элементы. f-элементами называют такие элементы, в атомах которых последние электроны заполняют f-подуровень третьего от вне уровня, т.е. предпредпоследнего уровня. Например f-элементы шестого периода заполняют последними электронами 4f-подуровень. Максимальное число f-элементов в периоде – четырнадцать.                 f-элементы идут вслед за первым d-элементов, разбивая при этом d-подуровень на две части. Так в шестом периоде после двух s-элементов (Cs и Ba) идет один d-элемент под №57 (La). Затем следует четырнадцать f-элементов (Cs–Lu) и только после них, с №72 гафния продолжается d-подуровень (Hf–Hg) и заканчивается шестой период шестью p-элементами (Tl–Rn). Аналогичная картина имеет место в седьмом периоде. В короткопериодной форме периодической системы f-элементы вынесены в отдельную строчку и располагаются под таблицей. (ряд лантаноидов и ряд актиноидов).

Периоды.

I      ––   ––   ––   ––   ––   ––   H   He

II     ––   ––   B     C    N    O    F    Ne

III    ––   ––   ––  Si     P     S    Cl  Ar

IV    ––   ––   ––   ––  As    Se  Br  Kr

V     ––   ––   ––   ––   ––   Te   J    Xe

VI    ––   ––   ––   ––   ––   ––  At   Rn

В этом «треугольнике» два неметалла (H и He) являются s-элементами, остальные неметаллы относятся к p-элементам. Диагональ, выделенная рамочкой, содержит элементы, разделяющие неметаллы от металлов. Некоторые ученые выделенные рамочкой элементы, т.е. элементы, лежащие на диагональной границе треугольника (B, Si, As, Te, At), иногда называют полуметаллами или полунеметаллами по причине их двойственных свойств.

Группой называют вертикальный ряд, столбец, элементов для которых существует идентичность свойств, т.е. группа – это совокупность элементов сходных по своим химическим свойствам. Группа делится на подгруппы. Рассмотрим два типа деления группы на подгруппы. Каждое деление основывается на своих принципах. Первая форма деления группы на подгруппы известна еще из средней школы: каждая группа делится на главную и побочную подгруппы. В главную подгруппу каждой группы входят элементы больших и малых периодов, а в побочную – только элементы больших периодов (d-элементы). Так, во второй группе к главной подгруппе относятся шесть элементов (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), а к побочной подгруппе всего три элемента (Zn, Cd, Hg). По второму типу деления каждая группа делится на три подгруппы: подгруппу типических элементов и две подгруппы полных электронных аналогов.

В подгруппу типических элементов входят элементы малых периодов, элементов, для которых наиболее ярко выражены свойства, определяемые номером группы.

Полными электронными аналогами называют элементы, в атомах которых содержится одинаковое число электронов на внешнем и предпоследнем квантовых уровнях. Так вторая группа делится на следующие три подгруппы:

1.     Be, Mg.

2.     Ca, Sr, Ba, Ra.

3.     Zn, Cd, Hg.

Особняком стоит восьмая группа. Она включает в себя пять подгрупп:

1.     He, Ne.

2.     Kr, Xe, Rn.

3.     Fe, Ru, Os.

4.     Ko, Rh, Ir.

5.     Ni, Pd, Pt.

В длиннопериодной таблице элементы главных подгрупп каждой группы называют просто – элементы IAгруппы; элементы IIA – группы и т.д. Элементы побочных подгрупп называют элементами Б групп – элементыIB – группы, элементы IIB – группы. Например: во IIA группу входят элементы Be, Mg, Ca, Sr, Ba и Ro.  A IIBгруппа содержит элементы Zn, Cd, Hg.

 Современная формулировка периодического закона звучит так: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер. Заряд ядра Z равен атомному (порядковому) номеру элемента в системе. Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, He, Li, Be...), образуют 7 периодов. В 1-м — 2 элемента, во 2-м и 3-м — по 8, в 4-м и 5-м — по 18, в 6-м — 32. В 7-м периоде (на 1990) известны 23 элемента. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (напр., у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность). Элементы с Z = 58-71, а также с Z = 90-103, особенно сходные по свойствам, образуют 2 семейства — соответственно лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлена периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов.

Структура ПСЭ.

Периодическая система элементов является графическим (табличным) изображением периодического закона.

Прообразом периодической системы был «Опыт системы элементов, основанный на их «атомном весе и химическом сходстве», составленный Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г. Это так называемый вариант длинной формы системы элементов, в нем периоды располагались одной строкой.

Короткая форма периодической системы была опубликована Д.И. Менделеевым в декабре 1870г. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы — на подгруппы (главные и побочные).

Основным недостатком короткой формы было сочетание в одной группе несходных элементов. Недостатком длинной формы — растянутость, некомпактность.

Короткий вариант периодической системы (см. таблицу) подразделяется на семь периодов — горизонтальных последовательностей элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, и восемь групп — вертикальных последовательностей элементов обладающих однотипной электронной конфигурацией атомов и сходными химическими свойствами.

Первые три периода называются малыми, остальные — большими. Первый период включает два элемента, второй и третий периоды — по восемь, четвертый и пятый — по восемнадцать, шестой — тридцать два, седьмой (незавершенный) — двадцать один элемент.

Каждый период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

Элементы 2 и 3 периодов называются типическими.

Малые периоды состоят из одного ряда, большие — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов расположены металлы и свойства элементов слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов свойства элементов изменяются слева направо, как у элементов 2 и 3 периодов.

В периодической системе любой формы для каждого элемента указывается его символ и порядковый номер, название элемента и значение относительной атомной массы. Координатами положения элемента в системе является номер периода и номер группы.

Элементы с порядковыми номерами 58—71, именуемые лантаноидами, и элементы с номерами 90-103 — актиноиды — помещаются отдельно внизу таблицы.

Группы элементов, обозначаемые римскими цифрами, делятся на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы содержат 5 элементов (или более). В побочные подгруппы входят элементы периодов, начиная с четвертого.

VIII группа кроме подгруппы гелия содержит «триады»

.элементов, составляющих семейства железа (Fe — Со — Ni) ж платиновых металлов (Ru —Rh —Pd, Os —Ir —Pt). В диадах элементов наблюдается горизонтальная аналогия. В некоторых вариантах таблицы под каждой группой расположены формулы высших оксидов элементов, они ^относятся к элементам главных и побочных подгрупп (исключая элементы, не проявляющие степень окисления, равную номеру группы; гелий, неон, аргон не образуют кислородных соединений). Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют водородные соединения, формулы которых также приведены внизу таблицы.

Дальнейшее развитие науки показало, что химические свойства элементов обусловлены строением их атома, а точнее, строением электронной оболочки атомов.

Периодический закон Д.И. Менделеева в настоящее время формулируется так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов этих элементов.

Сопоставление строения электронных оболочек с положением элементов в периодической системе позволяет установить ряд важных закономерностей.

Номер периода равен общему числу энергетических уровней, заполняемых электронами, у атомов данного элемента.

В малых периодах и нечетных рядах больших периодов с ростом положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом уровне (с 1 до 2 в первом периоде и с 1 до 8 в последующих). С этим связано ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов слева направо по периодам.

В четных рядах больших периодов с ростом заряда ядер происходит заполнение электронами предвнешнего уровня при постоянном числе электронов на внешнем уровне (2 или 1), чем и объясняется медленное изменение свойств этих элементов.

Строение внешнего электронного уровня атомов элементов, относящихся к одной подгруппе, однотипно. Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (валентных электронов). У атомов элементов главных подгрупп это электроны внешнего электронного уровня. У атомов элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешнего, но и предпоследнего уровня.

В подгруппах с ростом положительного заряда ядер атомов элементов усиливаются их металлические и ослабляются неметаллические свойства.

В зависимости от строения электронных оболочек атомов все элементы периодической системы Д.И. Менделеева делят на четыре семейства: s-, p-, d- и f-элементы.

К семейству s-элементов относят химические элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

Элементы, у которых происходит заполнение электронами р-подуровня внешнего уровня, принадлежат к р-элементам. К ним относятся последние 6 элементов каждого периода. Семейство d-элементов включает переходные элементы, у которых электронами заполняется d-подуровень второго снаружи уровня. К ним относятся элементы больших периодов, расположенные между s-и р-элементами.

У семейства f-элементов происходит заполнение f-подуровня третьего снаружи уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды.

 

Периодическое изменение свойств химических элементов

Периодичность - это повторяемость свойств химических и некоторых физических свойств у простых веществ и их соединений при изменении порядкового номера элементов. Она связана, в первую очередь, с повторяемостью электронного строения атомов по мере увеличения порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра и числа электронов в атоме).

Химическая периодичность проявляется в аналогии химического поведения, однотипности химических реакций. При этом число валентных электронов, характерные степени окисления, формулы соединений могут быть разными. Периодически повторяются не только сходные черты, но и существенные различия химических свойств элементов по мере роста их порядкового номера.

Некоторые физико-химические свойства атомов (потенциал ионизации, атомный радиус), простых и сложных веществ могут быть не только качественно, но и количественно представлены в виде зависимостей от порядкового номера элемента, причем для них периодически проявляются четко выраженные максимумы и минимумы.

Вертикальная периодичность

Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств простых веществ и соединений в вертикальных столбцах Периодической системы. Это основной вид периодичности, в соответствии с которым все элементы объединены в группы. Элементы одной группы имеет однотипные электронные конфигурации. Химия элементов и их соединений обычно рассматривается на основе этого вида периодичности.

Вертикальная периодичность обнаруживается и в некоторых физических свойствах атомов, например, в энергиях ионизации Ei (кДж/моль):

Горизонтальная периодичность 

Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода. Она особенно заметна для элементов VIIIБ-группы и лантаноидов (например, лантаноиды с четными порядковыми номерами более распространены, чем с нечетными).

В таких физических свойствах, как энергия ионизации и сродство к электрону, также проявляется горизонтальная периодичность, связанная с периодическим изменением числа электронов на последних энергетических подуровнях:

Диагональная периодичность

Диагональная периодичность - повторяемость свойств простых веществ и соединений по диагоналям Периодической системы. Она связана с возрастание неметаллических свойств в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому литий похож на магний, бериллий на алюминий, бор на кремний, углерод на фосфор. Так, литий и магний образуют много алкильных и арильных соединений, которые часто используют в органической химии. Бериллий и алюминий имеют сходные значения окислительно-восстановительных потенциалов. Бор и кремний образуют летучие, весьма реакционноспособные молекулярные гидриды.

Диагональную периодичность не следует понимать как абсолютное сходства атомных, молекулярных, термодинамических и других свойств. Та, в своих соединениях атом лития имеет степень окисления (+I), а атом магния - (+II). Однако свойства ионов Li+ и Mg2+ очень близки, проявляясь, в частности, в малой растворимости карбонатов и ортофосфатов.

В результате объединения вертикальной, горизонтальной и диагональной периодичности появляется так называемая звездная периодичность. Так, свойства германия напоминают свойства окружающих его галлия, кремния, мышьяка и олова. На основании таких "геохимических звезд" можно предсказать присутствие элемента в минералах и рудах.

Энергия ионизации и сродство к электрону.

В химических реакциях поведение атомов и ионов в значительной мере зависит от того, насколько прочно у них электроны удерживаются на своих уровнях. Электроны связаны с ядром энергией, величина которой зависит от того, на каком уровне расположены электроны. Чем выше уровень, на котором находится электрон, тем меньше энергия связи.

Чтобы оторвать электрон от ядра, нужно затратить энергию, превышающую энергию связи. Мерой энергии электронов в различных атомах может служить энергия ионизации (потенциал ионизации), т. е. то количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и удалить его из сферы влияния положительно заряженного ядра. Величины потенциалов ионизации определены различными методами и приведены в приложении 5.

Потенциалы ионизации выражают в электронвольтах (эв) или в . Различают потенциалы ионизации первого электрона (т.е. количество энергии, необходимое для отрыва от атома первого электрона), второго электрона  (т. е. количество энергии, необходимое для отрыва электрона от одновалентного положительного иона), третьего электрона  и т. д.

Потенциал ионизации зависит в основном от величины заряда ядра и радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем слабее притягивается электрон к ядру, а следовательно, и меньше энергии необходимо затратить на отрыв электрона и превращение атома в положительный ион. Потенциалы ионизации для элементов второго периода приведены в табл. 11.

Из таблицы видно, что наиболее трудно первый электрон отрывается от атома инертного элемента, имеющего стабильные, законченные энергетические уровни. Второй электрон труднее всего оторвать от атомов элементов I группы, третий — от атомов элементов II группы, так как в этих случаях отрываемый электрон принадлежит к законченному энергетическому уровню. Наоборот, очень легко отрывается первый электрон от атомов щелочных металлов, у которых он является единственным валентным электроном, дающим начало новому электронному слою.

Электроотрицательность

Эле́ктроотрица́тельность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.
Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Он использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A—B (A, B — символы любых химических элементов) в общем случае больше 
среднего геометрического значения гомоатомных связей A—A и B—B.
В настоящее время для определения электроотрицательностей атомов существует много различных методов, результаты которых хорошо согласуются друг с другом, за исключением относительно небольших различий, и во всяком случае внутренне непротиворечивы.
Первая и широко известная шкала относительных атомных электроотрицательностей Полинга охватывает значения от 0,7 для атомов
франция до 4,0 для атомов фтораФтор — наиболее электроотрицательный элемент, за ним следует кислород (3,5) и далее азот и хлор (3,0). Активныещелочные и щёлочноземельные металлы имеют наименьшие значения электроотрицательности, лежащие в интервале 0,7—1,2, а галогены — наибольшие значения, находящиеся в интервале 4,0—2,5. Электроотрицательность типичных неметаллов находится в середине общего интервала значений и, как правило, близка к 2 или немного больше 2. Электроотрицательность водорода принята равной 2,1. Для большинствапереходных металлов значения электроотрицательности лежат в интервале 1,5—2,0. Близки к 2,0 значения электроотрицательностей тяжёлых элементов главных подгрупп. Существует также несколько других шкал электроотрицательности, в основу которых положены разные свойства веществ. Но относительное расположение элементов в них примерно одинаково.
Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком 
Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (например, от А до А+) и на этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома:
где J
1A и εA — соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.
Помимо шкалы Малликена, описанной выше, существует более 20-ти различных других шкал электроотрицательности, среди которых шкала Л. Полинга (основана на энергии связи при образовании сложного вещества из простых), шкала Олреда-Рохова (основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон) и др.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.
В период бурного развития квантовой химии как средства описания молекулярных образований (середина и вторая половина XX века) плодотворным оказался подход Л.Полинга, который в числе прочих исследований ввел собственную шкалу электроотрицательностей, в которой из «стандартных» элементов максимальную имеет фтор (
), а минимальную — цезий (). Степень ионности связи, то есть вклад структуры, при которой более электроотрицательный атом полностью «забирает» себе валентные электроны, в общую резонансную «картину», в этой теории определяется как

где 
 — разность электроотрицетельностей образующих связь атомов.
Одним из наиболее развитых в настоящее время подходов является подход Сандерсона. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательностей атомов при образовании химической связи между ними. В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностями Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы. Очень плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.

Валентность и степень окисления

Валентность химического элемента определяет сколько одинарных химических связей способны образовывать атомы этого элемента с другими атомами. Атомы многих химических элементов могут проявлять разную валентность.Химическую связь образует общая электронная пара двух атомов, которая образуется в ковалентной связи. Таким образом, валентность атомов определяется только в ковалентных соединениях. В ионной и металлической связи нет общих электронных пар, поэтому для веществ с такой связью понятие валентности не уместно.Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома не может быть больше 8 электронов, то валентность атомов разных химических элементов изменяется от I до VIII.В структурных формулах молекул валентность изображают черточками между атомами. Сколько черточек отходит от одного атома, такова и его валентность.Высшая валентность атома химического элемента в оксиде, равна номеру группы, в которой он находится. Так, углерод находится в IV группе и его высший оксид — CO2. Для натрия — Na2O, для хлора — Cl2O7.Однако обычно атом проявляет валентность, равную количеству его неспаренных электронов. Так у галогенов — это один электрон, у кислорода — два, у водорода и щелочных металлов — по одному.Степень окисления, по сравнению с валентностью, более универсальное понятие. Оно не зависит от вида химической связи и является характеристикой для соединений как с ковалентной, так и ионной и металлической связью. Степень окисления — это условный заряд на атоме в веществе. При определении степени окисления делают предположение, что все связи в соединении ионные. Степень окисления может быть положительной, отрицательной, нулевой.В простых случаях степень окисления совпадает с зарядами ионов. Однако в отличие от заряда ионов степень окисления записывают после знака «+» или «-». Например: Na+Cl-, Ca+2O-2, C+4O2-2 Поскольку металлы обычно образуют ионные связи неметаллами, то под их валентность понимают именно степень окисления.В простых веществах степень окисления атомов считают равной нулю. Однако валентность не равна нулю, она равна числу общих электронных пар между атомами. Например, в молекуле H2 валентность атомов равна I, а степень окисления 0.Отрицательную степень окисления имеют атомы с большей электроотрицательностью. Так в хлориде калия K+1Cl-1 электронная пара смещена к хлору.При определении степеней окисления атомов в молекуле следует иметь в виду, что сумма степеней окисления должна быть равна нулю, так как молекула электронейтральна.

Строение атомных ядер. Изотопы.

Согласно современным представлениям, атомные ядра состоят из протонов и нейтронов. Протон (от греч. «протос» — первый) — элементарная частица, обладающая массой 1,00728 а. е. м. и положительным зарядом, равным по абсолютной величине заряду электрона. Нейтрон также представляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим зарядом; масса нейтрона составляет 1,00867 а. е. м. Протон принято обозначать символом, , нейтрон — n.

Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Поскольку и протон, и нейтрон имеют массу, очень близкую к атомной единице массы, то массовое число атома приближенно выражает его атомную массу. Но число протонов равно числу положительных зарядов, т. е. порядковому номеру элемента; следовательно, число нейтронов равняется разности между массовым числом и порядковым номером элемента.

Между образующими ядро частицами действуют два вида сил: электростатические силы взаимного отталкивания положительно заряженных протонов и силы притяжения между всеми частицами, входящими в состав ядра, называемые ядерными силами. С возрастанием расстояния между взаимодействующими частицами ядерные силы убывают гораздо более резко, чем силы электростатического взаимодействия. Поэтому их действие заметно проявляется только между очень близко расположенными частицами. Но при ничтожных расстояниях между частицами, составляющими атомное ядро, ядерные силы притяжения превышают силы отталкивания, вызываемые присутствием одноименных зарядов, и обеспечивают устойчивость ядер.

Не всякое сочетание протонов с нейтронами устойчиво. Ядра атомов более легких элементов устойчивы, когда число нейтронов примерно равно числу протонов. По мере увеличения заряда ядра относительное число нейтронов, необходимых для устойчивости, растет, достигая в последних рядах периодической системы значительного перевеса над числом протонов. Так, у висмута (ат. масса 209) на 83 протона приходится уже 126 нейтронов; ядра более тяжелых элементов вообще неустойчивы.

Масса ядра атома лишь приближенно равна сумме масс протонов и нейтронов, образующих ядро. Если, приняв во внимание точные величины масс протона и нейтрона, подсчитать, чему должны равняться массы различных ядер, то получается некоторое расхождение с величинами, найденными экспериментальным путем.

Вычислим, например, массу ядра гелия, состоящего из двух протонов и двух нейтронов. Сумма масс протонов и нейтронов, образующих ядро гелия, равна

тогда как в действительности масса ядра гелия равна 4,0026, т. е. примерно на 0,03 а. е. м. меньше.

Аналогичные результаты получаются при подсчете масс других ядер. Оказывается, что масса ядра всегда меньше суммы масс всех составляющих ядро частиц, т. е. всех протонов и нейтронов, рассматриваемых отделенными друг от друга. Это явление получило название дефекта массы.

*Радиоактивные ряды (радиоактивные семейства) - ряды генетически связанных радиоактивных нуклидов, в которых каждый последующий возникает в результате α- или β- распадов предыдущего.

изотопы впервые получили искусственно в 1934 г. Ф. и И. Жолио-Кюри. Они обнаружили, что при облучении потоком альфа-частиц ядра изотопа алюминия 2713 Al превращаются в ядра изотопа фосфора 3015P, при этом испускаются свободные нейтроны:

2713 Al + 42He = 3015P + 10n (15)

Искусственно полученный изотоп фосфора 3015P оказался радиоактивным; его ядро распадается с испусканием позитрона:

3015P = 3014Si + 01e +00νe (16)

Последующие опыты по бомбардировке атомных ядер стабильных изотопов альфа-частицами, протонами, нейтронами и другими частицами показали, что искусственные радиоактивные изотопы могут быть получены практически у всех элементов.

Среди изотопов легких элементов (до кальция) стабильными являются те, в которых содержание протонов и нейтронов примерно одинаково. Нестабильными по отношению к электронному бета-распаду оказываются ядра, в которых число нейтронов заметно больше числа протонов. Изотопы с избытком протонов над числом нейтронов в ядре испытывают позитронный бета-распад.

Искусственные радионуклиды поступают в окружающую среду в результате испытаний ядерного оружия, ядерных взрывов, проводившихся в мирных целях, а также деятельности предприятий ЯТЦ. Локальными источниками служат аварии самолетов с ядерным оружием на борту, гибель подводных лодок, оснащенных атомными силовыми установками и ядерным оружием. В течение ряда лет многие страны, в том числе и СССР, сбрасывали в моря и реки жидкие радиоактивные отходы и затапливали отработавшие ядерные установки. Вклад в техногенную радиоактивность окружающей среды вносят и аварии искусственных спутников Земли с ядерными источниками энергии. Развитие атомной энергетики также привело к тому, что радионуклиды поступали и продолжают поступать в окружающую среду, как при штатной работе АЭС, так и в результате аварийных ситуаций, из которых наиболее серьезные последствия имела авария на Чернобыльской АЭС 26 апреля 1986 г.


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

63062. Психология критического мышления 2.72 MB
  Критическое мышление — это, прежде всего, творческое мышление. В книге Дайаны Халперн природа критического мышления раскрывается с точки зрения его развития и предлагаются эффективные приемы его формирования. Эти подходы созвучны идеям развивающего обучения, где, в первую очередь, нужно «учить мыслить», в том числе «мыслить о смысле», «мыслить о своем мышлении»
63067. Проектування скребкового конвеєра 414.14 KB
  Скребкові конвеєри використовують для транспортування сипких, зернистих матеріалів і коренеплодів у горизонтальному напрямі і під кутом близько 0-65° до горизонту, їх широко застосовують на зернових токах і елеваторах, у кормоцехах тваринницьких ферм...