Періодичний закон та періодична система хімічних елементів
ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА
Основою сучасної хімії є відкритий у 1869 році Д.І. Менделєєвим періодичний закон, графічним зображенням якого є таблиця періодичної системи (ПС).
Відповідно до теорії будови атомаголовною характеристикою атомаєпозитивний заряд ядра, який визначаєчисло електронівв атомі та йогоелектронна будова. Хімічні властивості атомів та їх сполук визначаються головним чином будовою зовнішніх енергетичних рівнів . Заряд ядра атома визначає всі властивості елемента та його положення у ПС.
Тому сучасне формулювання ПЗ таке:
Властивості атомів хімічних елементів, а також склад і властивості утворених ними простих і складних речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів атомних ядер.
Зростання заряду ядра атомів елементів від +1 до +118 призводить до поступової "забудови" електронної структури атомів, при цьому будова електронних оболонок періодично змінюється і повторюється, а властивості елементів залежать від будови електронної оболонки (насамперед - зовнішнього енергетичного рівня), то й вони періодично змінюються та повторюються.У цьому полягає фізичний зміст ПЗ.
У ПС всі хімічні елементи розташовуються в порядку зростаннязаряду ядра, якому відповідає т.зв. атомний (порядковий) номер (ПН) хімічного елемента.У цьому полягає фізичний зміст ПН.
Структура ПС пов'язані з електронної структурою елементів. Залежно від того, який енергетичний рівень заповнюється електронами останнім, розрізняютьчотири сімействаелементів: у елементівs-ір-родиностанніми заповнюються відповідно s і р-підрівні зовнішнього енергетичного рівня: y d-елементів - d-підрівень передостаннього енергетичного рівня, у f-елементів - f-підрівень третього зовні енергетичного рівня.
Сім горизонтальних рядів ПС називають періодами, вертикальні ряди – групами.
Період- послідовний ряд елементів, розташованих у порядку зростання зарядів ядер їх атомів), електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня яких змінюється відns1доns2np6(для 1 періоду від1s1до1s2). При цьому номер періоду збігається із номером зовнішнього енергетичного рівня. Тобто. у елементів одного періоду електронами заповнюється однакова кількість енергетичних рівнів, що дорівнює номеру цього періоду.У цьому полягає фізичний зміст номера періоду.
Елементи, що мають подібну електронну будову, об'єднані в колонках, які називають групами. У елементівА-груп (головних)останніми заповнюються s і р-підрівнізовнішньогоенергетичного рівня, у елементівВ-груп (побічних)останніми заповнюютьсяd- і f-підрівні другого та третьогозовніенергетичних рівнів відповідно.
Елементи А- і В-груп з однаковим номером (наприклад, VIA та VIB) розрізняються за властивостями, однак мають певну схожість (наприклад, склад та властивості вищих оксидів та гідроксидів: CrO3 та SO3 – кислотні оксиди, H2CrO4 та H2SO4 – сильні кислоти) . Це пов'язано з тим, що числовалентних електронів(електронів, здатних до утворення хімічних зв'язків) у елементів А і груп з однаковим номером - однаково, але для елементів А груп валентними є електрони зовнішнього енергетичного рівня, а уелементів В груп - електрони зовнішнього та передостанніх енергетичних рівнів. У цьому основне різницю між елементами груп А і У. Таким чином номер групи показує число валентних електронів.У цьому полягає фізичний зміст № групи.
Група- це вертикальний ряд елементів, розташованих у порядку збільшення зарядів ядер атомів, що містять однакову кількість валентних електронів.
ПЕРІОДИЧНІСТЬ ВЛАСТИВОСТЕЙ АТОМІВ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ
Атомні та іонні радіуси:
З погляду квантової механіки атом немає суворо певних кордонів, тому встановити його абсолютні розміри неможливо.
У хімічній практиці найбільш широко використовуються так звані ефективні радіуси - ковалентні, металеві, іонні - розраховані за експериментальними даними з між'ядерних відстаней у молекулах або кристалах. Так, радіуси катіонів завжди менше радіусів відповідних нейтральних атомів, а радіуси аніонів – більше, т.к. катіони утворюються при віддачі електронів, а аніони - при приєднанні електронів (Rкат Rат).
В даний час також використовують поняття"орбітальний радіус"- теоретично розрахована відстань від ядра до головного максимуму електронної густини зовнішньої орбіталі. Орбітальний радіус – характеристика вільного, хімічно незв'язаного атома.
У елементів однієї групи ПС при русі зверху вниз зі зростанням заряду ядра збільшується кількість енергетичних рівнів, отже збільшується відстань від зовнішніх електронів до ядравідбувається збільшення радіусу атомів та іонів.
У елементів одного періоду зі зростанням позитивного заряду ядра при русі зліва направо (→) збільшується сила тяжіння електронів до ядра, щопризводить до зменшення атомних та іонних радіусів.
Енергія іонізації. Енергія спорідненості до електрона (спорідненість до електрона):
Здатність атомів хімічних елементів віддавати чи приєднувати електрони визначає прояв атомом металевих чи неметалічних властивостей. Ця здатність залежить від електронної будови атома, його радіусу та сили тяжіння електрона до ядра.
Енергія іонізації (Еі, I)- мінімальна енергія, необхідна для відриву найбільш слабко пов'язаного електрона від незбудженого атома
Виявляється у кДж/моль. Визначається зарядом ядра, радіусом атома та конфігурацією зовнішніх електронних оболонок.
За періодом зліва направо зі зростанням заряду ядра та зменшенням атомного радіусу Eізбільшується. В А-групах зверху вниз зі збільшенням атомного радіусу Eізменшується.Енергія іонізації (Eі) характеризує проявметаллічностіу атомів елементів. Чим менший Eі, тим більше виражена здатність атома віддавати електрони, його відновлювальні та металеві властивості.
За періодом зліва направо металеві та відновлювальні властивості атомів зменшуються, по групі зверху вниз зростають.
Кількісною характеристикою здатності атомів приєднувати електрони є енергія спорідненості до електрона Еср F).
Енергія спорідненості до електрона- це енергія, що виділяється при приєднанні електрона до нейтрального атома
Е о + ē → Е - + Еср
Чим більше Еср, тим легше атом приєднує електрони і тим сильніше виявляються його окислювальні та неметалеві властивості елементів.
Виражається зазвичай у кДж/моль.
У періодах зліва направо зі зростанням заряду ядра та зменшенням радіусу атомаЕсрзбільшується, у групі зверху вниз зі збільшенням радіусу атома Есрзменшується.
Так Еср більшості металів невелика або навіть негативна, тому вони не утворюють стійких аніонів.
Неметалічні та окислювальні властивості елементів за періодом зліва направо посилюються, а по групі зверху вниз зменшуються.
Атоми приєднують або віддають електрони у процесі хімічної взаємодії. Комплексною характеристикою атома, що враховує його здатність до приєднання, і до віддачі електронів, є електронегативність - ЕО (χ).
ЕО елемента- умовна величина, що характеризує здатність його атомів у хімічних сполуках притягувати до себе електрони від атомів-партнерів (тих, з якими безпосередньо пов'язаний даний атом).
Величина ЕО залежить від Еї та Еср і спрощено може бути визначена
Для практичної оцінки цієї здатності атомів використовують умовну шкалу, відносних електронегативностей. Відповідно до неї самий ЕО елемент F, а найменш ЕО - Fr.
Очевидно, що в періоді зліва направо зі зменшенням радіусу атома і збільшенням Еіі Есрзбільшується ОЕОвідбувається ослаблення відновлювальних та посилення окисних властивостей, а в групі зверху вниз зі збільшенням радіус атома та зменшенням Еіі ЕсрОЭО зменшується,відбувається ослаблення окислювальних та посилення відновлювальних властивостей атомів хімічних елементів.
За величиною ОЕО можна віднести елемент до металів або неметалів.
Як правило, неметали мають значення ОЕО більше 2 (за іншими джерелами більше 1,7). Вони розташовуються в А-групах правої частини ПС над умовною діагоналлю В - Аt. У металів значення ОЕО
Характеристики атомів елементів - Еі, Еср, - безпосередньо пов'язані з типами хімічних реакцій, в які здатні вступати атоми цих елементів, а також з типами і властивостями речовин, що ними утворюються.
Зі зміною електронної конфігурації атомів елементів за періодом від ns1до ns2np6змінюєтьсявищий ступінь окислення атомів елементів(від +1 до +7 (+8)), що призводить до зміни складу та властивостей вищих оксидів та гідроксидів. Ця зміна також має періодичний характер.
За періодомзліва направо зі зменшенням металевих властивостей атомів елементів і утворених ними простих речовин відбуваєтьсязменшення основнихвластивостей оксидів і гідроксидів і відповідно їхкислотні властивості збільшуються.
По групізверху вниз зі зменшенням неметалевих та посиленням металевих властивостей атомів елементів відбуваєтьсязменшення кислотнихтазбільшення основнихвластивостей оксидів та гідроксидів.
Цей перехід зазвичай здійснюється через так звані амфотерні гідроксиди, здатні дисоціювати і як кислота, і як основа.
Нижча ступінь окислення металів дорівнює 0, а неметалів - (№ групи - 8), тобто. визначається числом електронів, відсутніх до завершення зовнішнього енергетичного уровня.Отже, за зміни електронної конфігурації атома неметалу відns2np2доns2np5нижчий рівень окислення змінюється від - 4 до -1. Така зміна також періодична. Це призводить до періодичної зміни складу і властивостей летких водневих сполук неметалів (RH4, RH3, H2R, RH).
Кислотно-основний характер їх водних розчинів змінюється наступним чином: за періодом ліворуч кислотні властивості посилюються внаслідок збільшення ОЕО неметалу, що призводить до збільшення полярності зв'язку R - Н; по групі зверху донизу кислотні властивості також посилюються внаслідок збільшення радіусів атомів, що призводить до збільшення довжини зв'язку R - H та її ослаблення.
Метали не утворюють летких водневих сполук, їх гідриди солеподібні (NaH, CaH2) або металоподібні.
Зміна властивостей хімічних елементів та їх сполук можна проілюструвати на прикладі 2 та 3 періодів: