Методические рекомендации. При изучении этой темы основное внимание рекомендуется обратить на следующие

При изучении этой темы основное внимание рекомендуется обратить на следующие вопросы: построение структуры периодической системы, исходя из электронной последовательности подуровней многоэлектронных атомов. Понятие периода и его формирование по правилам Кличковского. Причины различной длины периодов; s – ,p –, d –, f – элементы и их расположение в структуре периодической системы. Современная формулировка периодического закона. Расположение в периодической системе металлов и неметаллов. Свойства элементов: потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиусы Ван-дер-Ваальса. Общие свойства элементов и периодический характер их изменения. Значение периодического закона для химии.

1Руководствуясь порядком заполнения подуровней электронами, можно объяснить структуру периодической системы. Для объяснения энергетической последовательности подуровней с помощью правил Кличковского нужно поместить под символом каждого подуровня соответствующие ему сумму n + I и значение.

период
подуровни	1s	<2s<2p	<3s<3p	<4s<3d<4p	<5s<4d<5p
(n + l)	1+0	2+0 2+1	3+0 3+1	4+0 3+2 4+1	5+0 4+2 5+1
n		2 2	3 3	4 3 4	5 4 5
<6s<4f<5d<6p	<7s<5f<6d<7p
6+0 4+3 5+2 6+1	7+0 5+3 6+2 7+1
6 4 5 6	7 5 6 7

Структура периодической системы элементов

Период	Подуровни	Число эле- Ментов в периоде
S – элеме – нты	f – элеме – нты	d – элеме – нты	P – элеме – нты
	1s (1) 2s (2) 3s (3) 4s (4) 5s (5) 6s (6) 7s (7)	- - - - - 4f (7) 5f (8)	- - - 3d (5) 4d (6) 5d (7) 6d (8)	- 2p (3) 3p (4) 4p (5) 5p (6) 6p (7) 7p (8)

Сравнение таблицы с длиннопериодным вариантом периодической системы (форзац учебника) показывает, что она в целом очень хорошо передает структуру системы элементов. В 6,7 периодах за 6s и 7s элементами следуют 4f и 5f элементы.

Основной структурной единицей системы элементов является период.

Периодом с номером n называется совокупность химических элементов, начинающая ns – элементами и заканчивающая np – элементами. Исключение составляет первый период, в котором нет p – элементов. В периодической системе элементов семь периодов: 1,2,3, - малые периоды; 4,5,6,7 – большие периоды, которые состоят из двух рядов. Легко объяснимо деление элементов на А и В – группы (главные и побочные подгруппы), основанные на различии в заполнении электронами энергетических уровней.

У элементов А – групп заполняется S – подуровень (S - элементов) Р – подуровень (Р - подуровень) внешних уровней. У элементов В – групп заполняются d – подуровень (второго с наружи уровня) d – элементы. У лантоноидов и актиноидов заполняются 4f и 5f подуровни (f - элементы). У элементов В – групп валентными электронами являются не только внешних и предвнешних уровней, когда их атомы находятся в возбуждённом состоянии. Номер указывает число валентных электронов, которые участвуют в образовании химических связей. В этом физический смысл номера группы. Итак, строение атомов обусловливает две закономерности:

1) изменение свойств элементов по горизонтали (слева направо);

2) изменение свойств элементов по вертикали (сверху вниз).

2Свойства химических элементов и образующих ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Заряд ядра определяет порядковый номер элемента в периодической системе. С ростом порядкового номера усложняется структура периодов и увеличивается число элементов в них. В периодах происходит повторение строения валентных электронных оболочек. Элементы с одинаковыми конфигурациями валентных оболочек образуют вертикально расположенные в периодической системе группы и подгруппы. Так как физические и химические свойства элементов определяются прежде всего их валентными электронными конфигурациями, эти свойства тоже периодически изменяются с ростом ядра элемента.

Свойства химических элементов закономерно изменяются в периодах при переходе от щелочных металлов к благородным газам, а также в группах при переходе от элементов с малыми номерами периодов к элементам с большими номерами периодов.

Д.И.Менделеев открыл периодический закон, основываясь на закономерности изменения свойств элементов при увеличении массы атомов. Существует много вариантов периодических таблиц химических элементов. Наиболее широкое распространение получили коротко – и длиннопериодный варианты. Длиннопериодный вариант, является более наглядным, менее компактен. Чаще применяют короткопериодный вариант, так как его таблицы компактнее.

3 К числу важнейших свойств атомов относится потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус Ван – дер – Ваалься.

3.1 Потенциал ионизации I – это энергия, которую необходимо затратить для удаления одного электрона с валентной орбитали изолированного, свободного атома в основном состоянии.

Различают первый, второй и последующие потенциал ионизации, т.е. потенциалы, отвечающие удалению первого, второго и каждого из последующих электронов.

Э⁰ – е - > Э⁺ – I,

Где, Э⁰ - атом элемента; Э⁺ – однозарядный катион элемента; е – электрон; I – первый потенциал ионизации. Первые потенциалы ионизации с увеличением заряда атомного ядра Z изменяется периодически. В пределах периода I₁ растет, после завершения периода I₁ резко падает, и с началом нового периода I₁ снова растет. По группам значения I₁ уменьшается.

3.2 Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется в результате присоединения электронейтральным атомом элекрона и превращения его в анион.

Э⁰ + е -> Э^- + Е

В целом, с ростом порядкового номера элемента в периоде, сродство к электрону растет, а при движении по группе падает. Эти изменения связаны с тем, что в многоэлектронных атомах на электроны удаленных от ядра валентных подуровней действует не полный заряд (Z) ядра, а значительно меньший эффективный заряд.

Электроны, находящиеся на внешних уровнях легко отрываются, т.е. затрачивается меньше энергии. В периоде (слева направо) потенциал ионизации растет т.к. число валентных электронов увеличивается, а в группе увеличивается (сверху вниз), и энергии (выделяется) затрачивается меньше.

3.3 Электроотрицательность – это мера способности атома элемента к приобретению электрического заряда при образовании химической связи. Электроотрицательность X вычисляют на основе измерения потенциала ионизации и сродства к электрону.

Рассмотрим пример образования молекулы АВ из различных атомов А и В, отдающих на образование связи по одному электрону. Если электронная пара целиком переходит к атому В, то этот атом превращается в анион,

· В + е -> :В^- + Е присоединение электрона характеризуется сродством к электрону атома В. Атом А теряет электрон и превращается в катион; при этом затрачивается энергия I :

· А – е – А⁺ – I_A . В целом энергия этой реакции характеризуется суммой (-I_{A +} E_B)

· A +.B -> A⁺: B^- - I_A + E_B

Если же электронная пара переходит к атому А, то энергия характеризуется суммой (-I_B + Е_A) .А +. В –> А:^- В⁺ - I_B + Е_A

Из двух возможных реакций протекает та, в результате которой выделяется больше энергии. Таким образом, если сумма ( -I_A + Е_B ) больше, чем сумма (- I_B + Е_A ) т.е. если

- I_A + Е_B > -I_B +Е_A , то образуется А⁺:В^-.

После алгебраического преобразования (прибавить к обоим сторонам этого неравенства У_A + У_B , то получим Е_B + I_B > Е_A + I_A

Таким образом электроотрицательность атома В больше электроотрицательности атома А; Х_B > Х_A

Широко распространенная шкала электроотрицательностей основанная на термохимических данных была предложена Л.Полингом.

3.4 Радиус атома по Ван - дер – Ваальсу – это половина кратчайшего расстояния, на которое могут сблизиться ядра двух одинаковых атомов, если они принадлежат разным молекулам.

Радиусы Ван-дер-Ваальса уменьшаются по периоду, и увеличиваются по группе. Причина этого заключается в уменьшении размеров внешних электронных орбиталей при росте заряда ядра в периоде. В группе радиусы увеличиваются из-за того, что с ростом номера элемента в подгруппе увеличивается число энергетических уровней.

4 К числу общих свойств относятся металличность и неметалличность элемента, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства и способность к участию в комплексообразовании.

Количественно металличность и неметалличность определяется электроотрицательностью элемента. Чем ниже электроотрицательность, тем больше электроположительность, тем ярче выражены металлические свойства. И наоборот, чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее выражены неметаллические свойства.

По периодам металличность уменьшается, неметалличность увеличивается, так как увеличивается число валентных электронов на внешнем уровне. По подгруппам металличность возрастает, т.е. увеличивается число энергетических уровней. Самым ярко выраженным металлом является Fr (франций) и Cs (цезий), самым выраженным неметаллом – F (фтор).

Кислотно-основные свойства в периодах и группах изменяются также, как металличность и неметалличность. Металлы (электроположительные - щелочные) - образуют самые сильные основания. Электроотрицательные неметаллы образуют сильные кислоты.

NaOH -> Mg(OH)₂ -> Al(OH)₃ -> H₂SiO₃ -> H₃PO₄ -> H₂SO₄ -> HСlO₄

амфотерное основание

слабое основание

сильное основание

очень сильная кислота

сильная кислота

кислота ср. силы

слабая кислота

В группе электроположительность элементов растет, значит основные свойства увеличиваются Be(OH)₂ – амфотерное основание, Ba(OH)₂ – сильное основание.

В группах сила бескислородных кислот растет Н₂О – амфоkbт, Н₂Те – сильная кислота, т.к. радиус иона увеличивается, и сила притяжения протона водорода (Н) уменьшается.

Окислительно-восстановительные свойства

Металлы являются самыми сильными восстановителями, наиболее электроотрицательные элементы проявляют свойства окислителей. По периодам ослабевают восстановительные и усиливаются окислительные свойства элементов. Например, в третьем периоде восстановительная способность уменьшается в ряду Na -> Mg -> Al -> Si -> P; окислительная способность растет P -> S -> Cl. Окислительно-восстановительные свойства элемента зависят от числа проявляемых им степеней окисления. По периоду число проявляемых степеней окисления растет: Na проявляет две степени окисления (Na⁰; Na⁺), а Cl проявляет шесть (Cl⁰₂, Cl^-, Cl⁺, Cl⁺³, Cl⁺⁵, Cl⁺⁷).

По группам возрастает восстановительная способность и уменьшается окислительная; во второй группе (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) самым сильным восстановителем является Ва, в седьмой группе самый слабый окислитель I (F, Cl, Br, I).

Комплексообразование изменяется по периоду и группам и подчиняется сложным периодическим закономерностям.

5Значение периодического закона состоит в том, что он является главным инструментом систематизации и классификации химической информации, очень важным средством толкования, мощным инструментом предсказания свойств химических соединений и средством направленного поиска соединений с заранее заданными свойствами.

Правильность учения о строении атома всегда проверялась периодическим законом. В 1921 году Нильс Бор показал, что элемент 72 Hf (гафний), существование которого предсказано Д.И. Менделеевым в 1870 году, должен иметь строение атома, аналогичное цирконию (Zr – 2, 8, 18, 10, 2 и Hf – 2, 8, 18, 32, 10, 2), а поэтому искать этот элемент следует среди минералов циркония.

Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека. Можно без преувеличения сказать, что периодический закон является первоисточником всех великих открытий химии и физики ХХ века. Он сыграл выдающуюся роль в развитии других смежных с химией естественных наук.

Контрольные вопросы

1 Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева.

2 Объясните физический смысл порядкового номера элемента, номера периода, номера группы.

3 По содержанию в живых организмах макроэлементами считают O, H, C, N, Ca, S, P, K, Si, Mg, Fe, Na, Cl. Назовите среди них s-, p- и d-элементы. Проанализируйте распределение биогенных элементов по периодам и группам периодической системы.

4 Запишите электронные и электронно-структурные формулы следующих атомов

B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg

Al, Si, P, S, Cl, Ar, K, Ca

и сравните их. Объясните изменения физических свойств в пределах каждого ряда на основании электронного строения атомов. Что отличает Na, Mg, K, Ca, Ne, Ar от остальных элементов? Как связаны химические свойства этих элементов с их электронным строением?

5 В чем проявляется близость химических свойств элементов-аналогов? Рассмотрите этот вопрос на примерах C – Si, N – P, O – S, F – Cl, Na – K, Mg – Ca. Для этого запишите и сравните электронные и электронно-структурные формулы этих элементов.

6 Что такое потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность? Как они изменяются в периодах и группах?

7 Объясните, почему первый потенциал ионизации У₁ и энергия сродства к электрону Е у щелочных металлов меньше, чем у атома водорода. Почему У₁ и Е у атомов галогенов гораздо больше, чем у атомов водорода и щелочных металлов?

8 сравните значение сродства к электрону атомов азота и кислорода. Какой из этих атомов имеет большее сродство к электрону и чем это объясняется?

9 Приведите электронные конфигурации атомов четвертой группы элементов в основном состоянии. Как деление на подгруппы для элементов данной группы периодической системы Д.И. Менделеева отвечает строению их атомов?

10 Что является причиной периодического изменения свойств элемента?

Рекомендуемая литература

Основная:

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1998, глава 2, стр 53-75

2 Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неоганическая химия. М.: Высшая школа, 1990, глава 10, стр 102 -112

Дополнительная:

3 Глинка Н.Л. Общая химия. (Под ред. А.И.Ермакова, - 28-е изд., перераб. и доп. – М.; Интеграл-Пресс, 2000 – 728с.)

4 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.;1988.

5 Павлов Н.Н Теоретические основы общей химии. М.,Высшая химия 1978.