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

33038. Функции финансов и их проявление в системе финансовых отношений 55 KB
  Необходимым элементом рыночной экономики являются денежные отношения складывающиеся между экономическими субъектами. Финансы это экономические отношения по поводу образования распределения и использования целевых денежных фондов. Финансы это экономическая категория а любая экономическая категория выражает определенные экономические отношения. Финансовые отношения имеют целый ряд особенностей по сравнению с другими экономическими отношениями: денежные отношения; распределительные отношения; связаны с формированием и использованием...
33039. Финансовая система: понятие, назначение. Структура и принципы организации финансовой системы РФ 43.5 KB
  Структура и принципы организации финансовой системы РФ. Возглавляет систему финансовых органов РФ Министерство финансов РФ которое является исполнительным органом обеспечивающим проведение единой финансовой бюджетной налоговой и валютной политики и осуществляющим общее руководство организацией финансов в РФ. Функции финансовой деятельности выполняют также органы государственного управления РФ и субъектов РФ в рамках отнесенных к их компетенции сфер управления. Структура финансовой системы это совокупность её элементов и связей...
33040. Государственные внебюджетные фонды: Пенсионный фонд, Фонд социального страхования, Фонд обязательного медицинского страхования: цели, задачи, порядок формирования и расходования финансовых ресурсов. Роль внебюджетных фондов в системе финансов 53.5 KB
  Государственные внебюджетные фонды: Пенсионный фонд Фонд социального страхования Фонд обязательного медицинского страхования: цели задачи порядок формирования и расходования финансовых ресурсов.; Фонд социального страхования РФ создан в 1990 г.; Фонд обязательного медицинского страхования создан в 1991 г. Вторым по объёму аккумулируемых средств государственным внебюджетным фондом является Фонд социального страхования РФ.
33041. Финансовые рынки и финансовые посредники: понятие, виды, функции 53 KB
  Финансовый рынок представляет собой сферу реализации финансовых активов и экономических отношений возникающих между продавцами и покупателями этих активов. Функции финансового рынка: Реализация стоимости и потребительной стоимости заключённой в финансовых активах. Организация процесса доведения финансовых активов до потребителей Финансовое обеспечение процессов инвестирования и потребления Воздействие на денежное обращение В процессе выполнения финансовым рынком 1й функции Реализация стоимости и потребительной стоимости...
33042. Финансовый механизм: понятие, цель и задачи, структура 49 KB
  Цель финансового механизма в обеспечении эффективного функционирования финансовой системы. Задачи финансового механизма: обеспечение стабильного кругооборота финансовых ресурсов; обеспечение перераспределения финансовых ресурсов в соответствии с потребностями отдельных субъектов хозяйствования; уменьшение риска потерь финансовых ресурсов субъектами хозяйствования. Организационная функция финансового механизма направлена на организацию финансовых отношений как объекта управления т. Управленческая функция финансового механизма...
33043. Органы управления финансами в РФ: перечень, характеристика. Особенности реформы государственного управления 2004г 109.5 KB
  Функции органов представительной власти Президента РФ И Центрального Банка в области регулирования финансов. Структура и функции органов власти осуществляющих управление финансами в условиях реализации административной реформы претерпели существенные изменения. Функции этих органов разделены на четыре вида: нормотворческая контроль и надзор: управление государственным имуществом; оказание государственных услуг. В систему федеральных органов исполнительной власти входят федеральные министерства федеральные службы и федеральные...
33044. Министерство финансов РФ: цели и задачи деятельности 45 KB
  К основным задачам Министерства финансов РФ относятся: совершенствование бюджетной системы и развитие бюджетного федерализма; разработка и реализация единой финансовой бюджетной налоговой и валютной политики в РФ; концентрация финансовых ресурсов на приоритетных направлениях социальноэкономического развития; разработка проекта федерального бюджета и обеспечение исполнения федерального бюджета; составление отчета об исполнении федерального бюджета и консолидированного бюджета РФ; разработка программ государственных...
33045. Финансовая политика: понятие , задачи, содержание, структура. Взаимосвязь финансовой политики и социально-экономической политики государства. Содержание и особенности финансовой политики в 2013 г 35.88 KB
  Взаимосвязь финансовой политики и социальноэкономической политики государства. Содержание и особенности финансовой политики в 2013 г. Задачи финансовой политики: обеспечение условий для формирования максимально возможных финансовых ресурсов; рациональное распределение и использование финансовых ресурсов; организация регулирования и стимулирования экономических и социальных процессов финансовыми методами; создание эффективной системы управления финансами. В разработке финансовой политики участвуют законодательные Гос.
33046. Сущность финансового планирования и прогнозирования. Современные подходы и методы финансового планирования при разработке среднесрочных финансовых планов 33 KB
  Сущность финансового планирования и прогнозирования. Современные подходы и методы финансового планирования при разработке среднесрочных финансовых планов. Назначение и сущность финансового планирования заключается в определении общих направлений деятельности предприятия главных целей и основных способов их достижения предприятием. Конечным результатом финансового планирования является составление финансового плана.