Химия: 1.2. Периодический закон и периодическая система

Химия
1.2 Периодический закон и периодическая система
1.2.1. Периодический закон
Этот фундаментальный закон природы был открыт великим русским химиком Д.И. Менделеевым в
1869 году - задолго до изучения строения атома.
Располагая элементы в порядке возрастания их атомных весов, Д.И. Менделеев обнаружил
фундаментальный закон природы, который теперь известен как Периодический закон:
Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с их атомным весом.
Сегодня мы знаем, что основной характеристикой атома, определяющей его химические свойства,
является заряд ядра, а не атомная масса. Но во времена Менделеева атом считался неделимым, и
понятий электрон, ядро вообще не существовало. Тем не менее приведенная формулировка
нисколько не противоречит современной, в которой понятие "атомный вес" заменено понятием
"заряд ядра". Сегодня мы знаем, что атомная масса сосредоточена в основном в ядре атома. Ядро
состоит из протонов и нейтронов. С увеличением числа протонов, определяющих заряд ядра, растет
и число нейтронов в ядрах, а значит и масса атомов элементов. Современная формулировка
Периодического закона:
Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с зарядом ядер их атомов.
1.2.2. Периодическая таблица
Периодическая таблица (или Периодическая система) элементов является графическим
выражением Периодического закона. Существует несколько форм Периодической таблицы.
Наиболее распространенным вариантом является восьмиклеточная (короткоклеточная) таблица,
рис. 1. Рассмотрим ее структуру.
Рис. 1. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются ПЕРИОДАМИ, а вертикальные ГРУППАМИ.
Период – совокупность химических элементов с одинаковым числом энергетических уровней, в
котором происходит увеличение заряда ядра и числа валентных электронов. Каждый период
Периодической таблицы начинается щелочным металлом с конфигурацией внешнего уровня ns 1 и
заканчивается благородным газом с конфигурацией ns2np6, где n – номер внешнего энергетического
уровня элемента. Номер периода равен номеру внешнего энергетического уровня находящихся в
нем элементов = числу энергетических уровней элементов.
Группа – вертикальный ряд элементов с одинаковым числом валентных электронов. Число
валентных электронов элемента равно номеру его группы. Например, элементы хлор и марганец
находятся в VII группе, их атомы содержат по семь валентных электронов.
Группы подразделяются на подгруппы – главную и побочную.
Подгруппа- это вертикальный ряд элементов с одинаковым строением внешнего (или внешнего и
предвнешнего) энергетических уровней, обладающих сходными химическими свойствами. В
главных подгруппах (А) находятся s- и p- элементы, а в побочных (В) – d –элементы. f-элементы
(лантоноиды и актиноиды) вынесены за пределы Периодической таблицы.
Рассмотрим VII группу. Она подразделяется на главную подгруппу (VIIА), в которой расположены
p-элементы фтор, хлор, бром, иод и астат, и побочную подгруппу (VIIВ), в которой находятся dэлементы марганец, технеций и рений. Хотя у всех элементов VII группы 7 валентных электронов,
но их конфигурация отличается для элементов главной и побочной подгрупп. У элементов главной
подгруппы конфигурация валентных электронов ns2np5, а у элементов побочной подгруппы (n-
1)d5ns2. Таким образом, у элементов, стоящих в одной подгруппе, одинаковая конфигурация
валентных электронов, и поэтому сходные химические свойства.
Элементы главной и побочной подгрупп одной группы объединяет одинаковое число валентных
электронов, но т.к. их конфигурация различна, то простые вещества, образованные элементами
главной и побочной подгрупп, имеют несхожие химические свойства. Сравним, например, хлор и
марганец, находящиеся в VII группе соответственно в главной и побочной подгруппе. Хлор –
активный неметалл, газ, ядовит. Марганец – активный металл.
Каждая клеточка Периодической таблицы несет определенную информацию об элементе, которую
надо уметь читать.
Рис. 2. Информация об элементе, содержащаяся в
отдельной клеточке Периодической таблицы.
Рассмотрим отдельную клеточку Периодической таблицы. В ней изображены прежде всего
латинский символ и русское название элемента. В нижней части клеточки приводится
относительная атомная масса элемента. В верхней части клеточки находится число, обозначающее
заряд ядра Z. В некоторых таблицах также приводится распределение электронов по
энергетическим уровням.
s, p, d и f-элементы занимают определенное место в Периодической системе. s-элементы
расположены в главных подгруппах I и II групп; p-элементы – в главных подгруппах III – VIII
групп, d-элементы – в побочных подгруппах I – VIII групп, f-элементы вынесены за пределы
Периодической таблицы и располагаются непосредственно под ней. Для наглядности s, p, d и fэлементы часто раскрашены разными цветами. Например, в таблице, приведенной на рис.1, sэлементы обозначены красным цветом, p-элементы – зеленым, d-элементы – голубым, f-элементы –
синим.
1.2.3. Изменение свойств атомов в Периодической системе
Периодическая таблица систематизирует не только элементы, но и самые разнообразные их
свойства.
Радиус атома.
В периоде радиусы атомов при перемещении слева направо вдоль периода уменьшаются.
Электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение
числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не
приводит к увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома
кислорода.
В группе при перемещении сверху вниз атомные радиусы элементов растут, т.к. увеличивается
число электронных слоев.
Металлические и неметаллические свойства.
Основное химическое свойство металлов – отдавать электроны в химических реакциях. Чем легче
металл отдает электроны, тем он активнее. Активность неметаллов, наоборот, определяется их
способностью принимать электроны. Чем легче неметалл принимает электроны, тем он активнее. В
отличие от металлов, способных только отдавать электроны, неметаллы способны и принимать, и
отдавать электроны. Способность принимать и отдавать электроны у атома зависит от
электростатического взаимодействия ядра и внешних электронов. Чем это взаимодействие сильнее,
тем прочнее атом удерживает электроны, и хуже отдает их в химических реакциях.
Изменение металлических и неметаллических свойств в периоде.
Рассмотрим изменение металлических и неметаллических свойств на примере второго периода.
Второй период начинается с щелочного металла лития с конфигурацией внешних электронов 2s1 и
заканчивается благородным газом неоном с конфигурацией внешних электронов 2s22p6.
Во втором периоде происходит заполнение второй электронной оболочки электронами, число
которых увеличивается от одного (у лития) до восьми (у неона). По мере возрастания
положительного заряда ядра и увеличения числа валентных электронов у атомов элементов в
периоде слева направо увеличивается притяжение валентных электронов к ядру, и поэтому
уменьшается способность атома отдавать электроны (металлические свойства), увеличивается
способность атома принимать электроны (неметаллические свойства).
Литий – самый активный металл второго периода, т.к. у него всего один электрон на внешней
оболочке, а заряд ядра лития (+3) – самый маленький для этого периода. Поэтому притяжение
электрона лития к ядру невелико, и в химических реакциях атом лития легко отдает свой электрон,
превращаясь в ион лития Li+ с конфигурацией благородного газа 1s2. У бериллия два валентных
электрона, а заряд ядра (+4), больше, чем у лития, поэтому ядро бериллия сильнее притягивает
валентные электроны, и требуется большая энергия для их отрыва от атома. Поэтому бериллий –
менее активный металл по сравнению с литием. Следующий элемент бор содержит еще больше
валентных электронов (3) и имеет еще больший заряд ядра, поэтому притяжение валентных
электронов к ядру еще усиливается, а способность отдавать их в химических реакциях ослабевает.
Бор проявляет слабые неметаллические свойства и способен и отдавать, и принимать электроны.
Неметаллические свойства далее нарастают в периоде и достигают максимума у фтора с
конфигурацией валентных электронов 2s22p5. Фтор способен только принимать электрон,
приобретая устойчивую электронную оболочку благородного газа неона 2s22p6. Восьмой элемент
периода – благородный газ неон содержит на внешней оболочке восемь валентных электронов
(октет) и имеет конфигурацию 2s22p6. Восьми-электронная конфигурация является очень
устойчивой, поэтому благородные газы не склонны принимать или отдавать электроны, т.е.
участвовать в химических реакциях.
Изменение металлических и неметаллических свойств в группе.
В группе сверху вниз происходит увеличение электронных слоев у атомов элементов, а
следовательно, возрастает радиус атома. Чем больше радиус, тем слабее электроны внешнего слоя
притягиваются к ядру, тем сильнее металлические свойства и слабее неметаллические.
Увеличение неметаллических свойств в периоде и увеличение металлических в группе приводит к
тому, что чем левее и ниже находится элемент, тем сильнее его металлические свойства, а чем
правее и выше – тем сильнее выражены неметаллические свойства. Самый активный металл –
франций (находящийся в левом нижнем углу Периодической системы), самый активный неметалл –
фтор (находящийся в верхнем правом углу). Благородные газы (они относятся к неметаллам)
находятся еще правее, но они не проявляют химической активности из-за устойчивого октета
электронов на внешней оболочке. Если мысленно провести диагональ от бериллия к астату в
Периодической таблице, то слева ниже от нее находятся металлы, а сверху выше – неметаллы.
Вблизи диагонали находятся элементы, проявляющие как металлические, так и неметаллические
свойства (полуметаллы-полунеметаллы). К ним относятся германий, мышьяк, сурьма, теллур. Все
эти рассуждения справедливы только для элементов главных подгрупп (s- и p-элементов).
Все d и f-элементы являются металлами, т.к. на внешней электронной оболочке у них находится
всего два s-электрона, которые довольно легко оторвать от ядра.
1.2.4. Изменение свойств соединений в Периодической системе
Периодически изменяются не только свойства атомов, но и свойства образованных ими химических
соединений.
Кислотно-основные свойства гидроксидов.
К гидроксидам относят вещества, в которых атомы какого-либо элемента соединены с одной или
несколькими гидроксогруппами. В составе любого гидроксида есть группа Э–О–Н. Гидроксиды
подразделяют на кислотные (или кислородсодержащие кислоты, например, H2SO4), амфотерные
(например, Al(OH)3) и основные (или основания, например, Ca(OH)2). Кислотно-основные свойства
гидроксидов зависят от легкости разрыва связи О–Н и Э–О. Диссоциация по кислотному механизму
происходит с разрывом связи О–Н, при этом образуются ионы водорода H+. Диссоциация по
основному механизму происходит с разрывом связи Э–О, при этом образуются гидроксид-ионы
OH-. Диссоциация амфотерных гидроксидов происходит с разрывом связей О–Н и Э–О, при этом
образуются и ионы водорода H+, и гидроксид-ионы OH-.
В периоде слева направо уменьшается радиус атома, образующего гидроксид, уменьшается длина
связи Э–О, увеличивается ее прочность, разрыв этой связи происходит все труднее, а разрыв связи
О–Н – все легче, а значит основные свойства ослабевают, кислотные свойства возрастают.
Например, в ряду гидроксидов элементов, образованных элементами третьего периода, кислотноосновные свойства изменяются следующим образом: NaOH – сильное основание, Мg(OH)2 – слабое
основание, Al(ОН)3 – амфотерный гидроксид, Н2SiO3 – слабая кислота, Н3PO4 – средняя кислота,
Н2SO4 – сильная кислота, НClO4 – сверхсильная кислота. Этот пример наглядно демонстрирует
убывание основных и нарастание кислотных свойств гидроксидов в периоде.
В группе сверху вниз увеличивается радиус атома, образующего гидроксид, увеличивается длина
связи Э–О, уменьшается ее прочность, разрыв этой связи происходит все легче, а разрыв связи О–Н
– все труднее, а значит основные свойства возрастают, кислотные свойства ослабевают.
Например, в ряду гидроксидов элементов, образованных элементами второй группы главной
подгруппы, кислотно-основные свойства изменяются следующим образом: Вe(OH)2 – амфотерный
гидроксид, Мg(OH)2 – слабое основание, Ca(ОН)2 – сильное основание, Sr(ОН)2 – сильное
основание, Ba(ОН)2 – сильное основание, причем от гидроксида кальция к гидроксиду бария сила
оснований растет. Этот пример наглядно демонстрирует убывание кислотных и нарастание
основных свойств гидроксидов в группе.
Аналогичным образом изменяются кислотно-основные свойства оксидов: в периоде слева направо
убывают основные свойства, возрастают кислотные; в группе сверху вниз возрастают основные
свойства, убывают кислотные.
Кислотные свойства бескислородных кислот.
В бескислородных кислотах атомы водорода непосредственно соединены с атомом элемента,
образующим кислоту. Сила кислот определяется легкостью разрыва связи Э–H.
В группе сверху вниз увеличивается радиус атома, образующего кислоту, увеличивается длина
связи Э–H, уменьшается ее прочность, разрыв этой связи происходит все легче, а значит кислотные
свойства возрастают.
Например, в ряду бескислородных кислот, образованных элементами седьмой группы главной
подгруппы, кислотно-основные свойства изменяются следующим образом: HF – средняя кислота,
HCl, HBr, HI – сильные кислоты, причем от хлороводородной к иодоводородной сила кислот
возрастает.