78339

Периодический закон

Реферат

Химия и фармакология

Опирающаяся на периодический закон классификация химических элементов которую Менделеев выразил в форме периодической системы сыграла очень важную роль в изучении свойств химических элементов и дальнейшем развитии учения о строении вещества. В отличие от своих предшественников Менделеев был глубоко убежден что между всеми химическими элементами должна существовать закономерная связь объединяющая их в единое целое и пришел к заключению что в основу систематики элементов должна Эта замечательная закономерность получила свое выражение в...

Русский

2015-02-07

35.06 KB

1 чел.

Тема:  Периодический закон.

План:

  1.  Порядковый номер элемента.
  2.  Электронное строение s,p,d,f – элементы.
  3.  Размеры атома, ионов.
  4.  Энергия ионизации и сродство с электроном.  Электро- отрицательность.

I.

После утверждения атомно-молекулярной теории важнейшим событием в химии было открытие периодического закона. Это открытие, сделанное в 1869 г. гениальным русским ученым Д. И. Менделеевым, создало новую эпоху в химии, определив пути ее развития на много десятков лет вперед. Опирающаяся на периодический закон классификация химических элементов, которую Менделеев выразил в форме периодической системы, сыграла очень важную роль в изучении свойств химических элементов и дальнейшем развитии учения о строении вещества.

В отличие от своих предшественников Менделеев был глубоко убежден, что между всеми химическими элементами должна существовать закономерная связь, объединяющая их в единое целое, и пришел к заключению, что в основу систематики элементов должна

Эта замечательная закономерность получила свое выражение в периодическом законе, который Менделеев формулировал следующим образом:

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

Таким образом, изменение свойств химических элементов по мере возрастания их атомной массы не совершается непрерывно в одном и том же направлении, а имеет периодический характер. Через определенное число элементов происходит как бы возврат назад, к исходным свойствам, после чего в известной мере вновь повторяются свойства предыдущих элементов в той же последовательности, но с некоторыми качественными и количественными различиями.

II.

Периодическая система элементов. Ряды элементов, в пределах которых свойства изменяются последовательно, как, например, ряд из восьми элементов от лития до неона или от натрия до аргона, Менделеев назвал периодами.

При таком расположении в вертикальные столбцы попадают элементы, сходные по своим свойствам и обладающие одинаковой валентностью, например, литий и натрий, бериллий и магний и т. д.

Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы Сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев составил таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам.

Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон с данным значением n (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементом, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же n (благородный газ). Первый период содержит всего два элемента, второй и третий - по восемь (малые периоды). Начиная с четвертого, периоды называют большими, так как в них появляются d- и f-элементы: четвертый и пятый периоды включают по 18 элементов, шестой - 32. Седьмой период еще не завершен, но он, как и шестой, должен содержать 32 элемента.

Последовательность заселения электронами атомных орбиталей можно определить с помощью правила, сформулированное им в 1951 г. русским агрохимиком В.М. Клечковским. Это правило часто называют правилом "n + l". Оно отражает зависимость энергии атомных орбиталей от главного и орбитального квантовых чисел.

Согласно правилу Клечковского, заселение электронами энергетических уровней и подуровней в нейтральных атомах в основном состоянии происходит с увеличением порядкового номера элемента в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при одинаковом значении (n + l) − в порядке увеличения главного квантового числа n.

Правило Клечковского имеет исключения. В отдельных случаях электроны, не закончив полное заселение s-атомных орбиталей, могут появиться на d-орбиталях или вместо 4f-атомных орбиталей заселять 5d-орбитали.

Например, у хрома и молибдена (VIБ-группа) на 4s- и 5s-атомных орбиталях, соответственно, имеется только по одному электрону, а остальные пять заполняют 3d- и 4d-атомные орбитали, так как наполовину заполненные d-подуровни имеют высокую устойчивость, и электронная конфигурация (n−1)d5ns1 оказывается для атомов хрома и молибдена более выгодной, чем (n−1)d4ns2.

Особо устойчив также целиком заполненный d-подуровень, поэтому электронной конфигурации валентных электронов атомов меди, серебра и золота (IБ-группа) (n−1)d10ns1 будет соответствовать более низкая энергия, чем (n−1)d9ns2.

Для атома скандия возникает вопрос: какой из подуровней должен заполняться – 3d или 4p, т.к. сумма n+l для них одинакова и равна 5. В подобных случаях порядок заполнения определяется вторым правилом Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (n+l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n. Заполнение 3d-подуровня происходит у десяти элементов от Sc до Zn. Это атомы d-элементов. Затем начинается формирование 4p-подуровня (p-элементы от Ga до Kr). Как и атомы предшествующих благородных газов – неона и аргона – атом криптона характеризуется структурой внешнего электронного слоя  ns2np6

После работ Г. Мозли атомная масса элемента постепенно начала уступать свою первенствующую роль новой, еще не ясной по своему внутреннему (физическому) смыслу, но более четкой константе — порядковому или, как теперь называют, атомному номеру элемента. Физический смысл этой константы был выявлен в 1920 г. работами английского ученого Д.Чедвика. Д. Чёдвик экспериментально установил, что порядковый номер элемента численно равен величине положительного заряда Z ядра атома этого элемента, т. е. количеству протонов в ядре.

В периодической системе свойства элементов, их атомная масса, валентность, химический характер изменяются в известной последовательности как в горизонтальном, так и в вертикальном направлениях. Место элемента в таблице определяется, следовательно, его свойствами, и, наоборот, каждому месту соответствует   элемент,   обладающий   определенной   совокупностью свойств. Поэтому, зная положение элемента в таблице, можно довольно точно указать его свойства.

III.

Вследствие волновой природы электрона * атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними.

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие значения:

 

Li

Be

B

C

N

O

F

r, нм

0,155

0,113

0,091

0,077

0,071

0,066

0,064

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

 

r, нм

 

r, нм

Li

0,155

N

0,071

Na

0,189

P

0,130

K

0,236

As

0,148

Rb

0,248

Sb

0,161

Cs

0,268

Bi

0,182

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению. Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Например:

 

r, нм

 

r, нм

K0

0,236

Cl0

0,099

K+

0,133

Cl

0,181

Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона:

 

Cr0

Cr2+

Cr3+

r, нм

0,127

0,083

0,064

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра:

 

r, нм

 

r, нм

Li+

0,068

F

0,133

Na+

0,098

Cl

0,181

K+

0,133

Br

0,196

Rb+

0,149

I

0,220

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

IV.

Энергия ионизации и сродство к электрону. В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:

X – e ® X+

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:

X+ – e ® X2+

Поэтому второй потенциал ионизации I2 больше, чем первый (I2>I1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.

В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:

 

Li

Na

K

Rb

Cs

I, эВ

6,39

5,14

4,34

4,18

3,89

Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой “металличности” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства.

В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают:

 

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

I, эВ

5,39

9,32

8,30

11,26

14,53

13,61

17,42

21,56

Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:

Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.

Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядра, от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.

Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. Энергию отрыва электрона от отрицательного однозарядного иона в процессе  X– e ® X0  называют сродством атома к электрону (A), измеряемым в кДж/моль или эВ . При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O2–, S2–, N3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.

Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов.

в)  Электроотрицательность. Эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе – к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону:  АЭО=I+A. На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности, равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):

Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду.

Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее – цезий. Водород занимает промежуточное положение, т.е. при взаимодействии с одними элементами (например, с F) он отдает электрон, а при взаимодействии с другими (например, с Rb) – приобретает электрон.

г)  Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.

д)  Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:

Na+

Mg2+

Al3+

Si4+

P5+

S6+

Cl7+

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

основные

 

амфотерный

слабо кислотный

средне кислотный

сильно кислотные

 

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:

B3+

H3BO3

слабая кислота

Al3+

Ga3+

In3+

Al(OH)3

Ga(OH)3

In(OH)3

  амфотер-

  ные гидрок-

  сиды

Tl3+

Tl(OH)3

более выражены основные свойства

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

28861. Становление правовой науки в Российском государстве 99.5 KB
  Однако собственно теории права тогда еще не было. Все теоретическое знание о праве формировалось в рамках самостоятельной дисциплины философии права. Последняя исследовала не столько теоретические основы позитивного права сколько право каким оно должно быть с точки зрения тех или иных идеальных критериев т. имело своим предметом то что исторически получило название естественного права.
28862. Учения о государстве и праве в Украине в 19первой половине 20 ст. 72 KB
  Философия права Панфила Юркевича. Что же касается собственно проблем осмысления и развития права то в силу приоритетности вопросов национальногосударственного самоопределения они оказываются на периферии внимания крупных ученых. Концептуальное значение для понимания права и автономности личности в учении Сковороды имеют идея сродности и природного равенства людей.1 Философия права Панфила Юркевича.
28863. Современные учения о государстве и праве 75 KB
  Неопозитивистские теории права Ганс Кельзен Герберт Харт. Социологические теории права Евгений Эрлих Роско Паунд. Психологическая теория права Лев Петражицкий. Это обусловлено с одной стороны тем что природа права такова что оно пронизывает все сверы человеческой жизнедеятельности и отражает как явление сложные экономические политические и социальные отношения.
28864. Обґрунтування проблем права і держави у вченнях мислителів стародавнього Сходу та Греції (докласичний період) 79 KB
  1 Обґрунтування проблем права і держави у вченнях мислителів стародавнього Сходу та Греції докласичний період. Філософське споглядання проблем держави і права перших грецьких мислителів. Виведення права із субєктивних потреб людини у вченні софістів. питання: Причини що обумовлюють відмінність розвитку підходу до ідеї права і держави у народів Сходу та грецького народу: історичні обєктивний та субєктивний напрямки у історії правової культури; психологічні що розкриваються у принципах: мінливості чуттєвих вражень сталості звички...
28865. Учения о государстве и праве в Древней Греции 42 KB
  Теоретическое исследование проблем государства и права в Античной греческой философии: общая характеристика Основу формирования теоретического мировозрения  философии и в том числе первых представлений о гос. В соответствии с такими представлениями в философских учениях Античной Греции можно выделить следующие характерные особенности в понимании государства и права: государство рассматривалось как абсолютное и самодостаточное существо  человек большого размера. Частные формы жизни имели смысл лишь с точки зрения их полезности и...
28866. Учения о праве и государстве периода классической греческой философии 92.5 KB
  Методологические основания учения о праве и государства Платона. Поскольку человек должен действовать в жизни в соответствии с идеей блага то и цель государства реализовать эту идею. Сущность же государства как общества разумных существ можно познать познав сущность человека. И три основные функции которые надлежит выполнять этим сословиям управленческою оборону государства удовлетворение основных потребностей людей.
28867. Предмет історії вчень про державу і право 29 KB
  В общем виде задача этой дисциплины может быть сформулирована следующим образом: познакомить студента с содержанием и историей наиболее значительных теоретических концепций государства и права прошлых эпох. они представляют собой материал необходимый как для выработки научно обоснованного описания закономерностей функционирования государства так и для правильного решения типичных проблем политического властвования и правового регулирования возникающих в современной государственной жизни в Украине. По своему содержанию он призван охватить во...
28868. Учения о государстве и праве елленистического и древнеримского периодов 62.5 KB
  Таким образом в понимании стоиками государства и права можно выделить следующие особенности: 1. В этом смысле закон рассматривается как закон природы источник справедливости и права. Для учения о праве характерно различение права и закона анализ форм права. В качестве основы права П.
28869. Государственно-правовые аспекты учений раннего христианства и средневековья 49.5 KB
  С политикоправовых позиций эти идеи не поддаются однозначной оценке поскольку отрицание государства в римском понимании и связынный с этим правовой нигилизм можно рассматривать как регресс по сравнению с развитой юридической мыслью с другой стороны в учении раннего христианства в первую очередь поддаавались критике те стороны общественной жизни которые требовали серьезного реформирования. В последствии в средневековье проблема взаимоотношения церкви и государства транформируется в основную идеологическую проблему. В последствии в Новое...