Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева

Порядковый номер элемента Z соответствует заряду ядра его атома, равен количеству протонов в ядре и количеству е^–е^– в атоме.

Период – последовательный ряд элементов с одинаковым количеством энергетических уровней в атомах. Номер периода равен количеству электронных уровней в атомах элементов.

Группа – это совокупность элементов с одинаковым количеством валентных электронов в атоме. Номер группы равен количеству валентных электронов.

Г

руппы делятся на подгруппы: главные (подгруппы А) и побочные (подгруппы В). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы - аналоги). s- и р – элементы составляют главную подгруппу, или подгруппу А, d – элементы – побочную, или подгруппу В. Например, IV группа периодической системы состоит из следующих подгрупп:

главной подгруппы (A): ₆C…2s²2p², ₁₄Si…3s²3p², ₃₂Ge…4s²4p², ₅₀Sn…5s²5p², ₈₂Pb…6s²6p²

побочной подгуппы (В): ₂₂Ti…4s²3d² , ₄₀Zr…5s²4d² , ₇₂Hf…6s²5d²

f – элементы (4f – лантаноиды и 5f – актиноиды) вынесены вниз таблицы.

Электронные конфигурации элементов

Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям, т.е. электронные конфигурации элементов изображают с помощью электронных формул.

Обычно электронная формула приводится для основного состояния атома. При записи электронной формулы указывают цифрами номер энергетического уровня, равный главному квантовому числу (n), буквами показывают подуровни или тип орбиталей (s, p, d, или f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне.

Например, электронные формулы

водорода: ₁H 1s¹,

лития: ₃Li 1s² 2s¹,

титана: ₂₂Ti 1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d².

Очень часто структуру электронных оболочек изображают с помощью квантовых ячеек – это так называемые графические электронные формулы или схемы. Каждая ячейка обозначается клеткой: клетка – орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки – направление спина, свободная клетка – свободная орбиталь. Например:

₄Be 1s²2s² ;

₄Be – графическая формула

2p

2s

1s

или

1s 2s 2p

или 1s

2s 2p

Во избежание громоздких записей обычно графические формулы пишут для подуровней с валентными электронами. Например:

₁₇Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵; p – элемент,

₁₇Cl … -валентные электроны;

3s 3p

₂₂Ti – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d²; d – элемент,

₂₂Ti … -валентные электроны.

3d 4s

Периодичность свойств элементов

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие, как атомный радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Атомный радиус. Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия атомных радиусов:

- эффективный;

- орбитальный.

Эффективный атомный радиус определяется экспериментально (из спектрографических данных) как ½ расстояния между центрами ядер двух соседних атомов в молекуле или кристалле.

Орбитальный атомный радиус – это расстояние от ядра атома до наиболее удаленного максимума электронной плотности.

1. В периоде атомные радиусы с ростом порядкового номера уменьшаются (от щелочного металла к инертному газу). Атом Na имеет радиус 1,8Ǻ; Mg – 1,6Ǻ; Сl – 0,73Ǻ.

Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня. В больших периодах у d – и f – элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов при увеличении заряда ядра атома. Это уменьшение называется соответственно d – и f – сжатием.

2. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода (или Z), так как возрастает число энергетических уровней.

Пример:

Z R, нм

As 33 0,148

Sb 51 0,161

Bi 83 0,182

Радиусы ионов отличаются от радиусов атомов: радиусы положительно заряженных ионов меньше, а радиусы отрицательно заряженных ионов больше радиусов соответствующих атомов.

Энергия ионизации. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией ионизации I₁:

.

Энергию ионизации выражают либо в кДж/моль, либо в эВ/атом (1эВ = 1,6∙10^-19 Дж).

Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента или его металлические свойства.

1. Первая энергия ионизации и восстановительные свойства элементов с увеличением Z в периоде возрастают слева направо.

2. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера энергия ионизации уменьшается.

3. В подгруппах d – элементов при переходе от 3d – к 5d – элементу энергии ионизации увеличиваются, что видно, например, на элементах V группы.

Энергия сродства к электрону. Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому E. Выражается в кДж/моль или эВ/атом. Энергия Е характеризует окислительные или неметаллические свойства атома элемента:

.

В периодах увеличением Z сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают (исключение для N и P). В группах с увеличением Z сродство к электрону уменьшается.

Электроотрицательность. Электроотрицательность (ЭО) характеризут способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с атомами других элементов соединения.

ЭО может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону: .

В периодах с увеличением Z наблюдается общая тенденция роста величины электроотрицательности, а в подгруппах - ее уменьшения.

Наименьшими значениями ЭО характеризуются s – элементы I группы, а наибольшими – р – элементы VII группы.

Вывод: в периоде Z↑R↓I↑E↑

в группе (в пределах главной подгруппы) Z↑R↑I↓E↓

Явление второй периодичности.

90