Химические свойства элементов. Периодический закон Д.И.Менделеева

Английский ученый Джон Дальтон (1766–1844) был первым из тех, кто понял, что атомы различных элементов отличаются друг от друга по своей атомной массе. После опытов Резерфорда стало ясно, что практически вся масса атомов сосредоточена в их ядрах, причем ядра эти положительно заряжены, и величина этого заряда различна для атомов различных элементов. Таким образом, атомы различных элементов разнятся между собой массой и зарядом ядра.

В 1913 г. один из лучших учеников Резерфорда Генри Гвин Джеффрис Мозли доказал, что заряд атомного ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева (таблица 1.2), которая была составлена в 1869 г. с учетом химических свойств атомов. После этого открытия стало ясно, что химические свойства элементов определяются зарядом Z атомного ядра.

Атомы одного и того же элемента могут иметь различные массы, так как их ядра при равном числе протонов могут содержать разное число нейтронов. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но различные массовые числа, называются изотопами.

Из таблицы 1.1, в которой представлены электронные конфигурации некоторых атомов, ясно, что возрастание положительного заряда ядер приводит к периодическому заполнению электронами одних и тех же энергетических подуровней. Эта периодичность в строении электронныхоболочек проявляется в периодичности физико-химических свойств атомов и их соединений, которая была открыта великим русским химиком Д. И. Менделеевым и выражает суть периодического закона.

В современной формулировке этот закон утверждает, что свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер. Графическим выражением периодического закона и является периодическая таблица Д.И.Менделеева (таблица 1.2), в которой в соответствии с электронной конфигурацией атомов все элементы разбиты на 7 периодов и 8 групп.

Каждый период таблицы Менделеева (кроме первого) начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом, химические и физические свойства которых резко различны.

Инертные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), отличаются от всех остальных элементов тем, что у них внешние энергетические уровни полностью заполнены. Такие уровни обладают особой устойчивостью, поэтому инертные газы полностью отвечают своему названию: в химическом отношении они инертны.

Атомы щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), которые следуют за инертными газами, содержат по одному s-электрону на следующем, более высоком уровне. Эти электроны много слабее связаны с атомным ядром, чем электроны заполненных уровней, поэтому атомы щелочных металлов легко их теряют и становятся положительными однозарядными ионами.

В атомах галогенов (F, Cl, Br, I, At), наоборот, недостает одного электрона, чтобы замкнуть их внешнюю оболочку до оболочки инертного газа. Поэтому атомы охотно присоединяют электрон, образуя отрицательные ионы.

Среди периодов можно выделить большие (IV – VII) и малые (I – III) периоды. В малых периодах с ростом положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом подуровне атомов. У элементов больших периодов с ростом положительного заряда атомных ядер могут заполняться не только внешние, но и внутренние энергетические подуровни.

Таблица 1.2.Периодическая система элементов Д.И.Менделеева

ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ

I II III IV V VI VII VIII

I H H 1,00794 водород He 4,002602 гелий 1атомный номер H 1,00794атомная масса водород

II Li 6,941 литий Be 9,01218 бериллий B 10,811 бор C 12,011 углерод N 14,0067 азот O 15,9994 кислород F 18,998403 фтор Ne 20,179 неон

III Na 22,98977 натрий Mg 24,305 магний Al 26,98154 алюминий Si 28,0855 кремний P 30,97376 фосфор S 32,066 сера Cl 35,453 хлор Ar 39,948 аргон

IV K 39,0983 калий Ca 40,078 кальций Sc 44,95591 скандий Ti 47,88 титан V 50,9415 ванадий Cr 51,9961 хром Mn 54,9380 марганец Fe 55,847 железо Co 58,9332 кобальт Ni 58,69 никель

Cu 63,546 медь Zn 65,39 цинк Ga 69,723 галлий Ge 72,59 германий As 74,9216 мышьяк Se 78,96 селен Br 79,904 бром Kr 83,80 криптон

V Rb 85,4678 рубидий Sr 87,62 стронций Y 88,9059 иттрий Zr 91,224 цирконий Nb 92,9064 ниобий Mo 95,94 молибден Tc 97,9072 технеций Ru 101,07 рутений Rh 102,9055 родий Pd 106,42 палладий

Ag 107,8682 серебро Cd 112,41 кадмий In 114,82 индий Sn 118,710 олово Sb 121,75 сурьма Te 127,60 теллур I 126,9045 иод Xe 131,29 ксенон

VI Cs 132,9054 цезий Ba 137,33 барий La* 138,9055 лантан Hf 178,49 гафний Ta 180,9479 тантал W 183,85 вольфрам Re 186,207 рений Os 190,2 осмий Ir 192,22 иридий Pt 195,08 платина

Au 196,9665 золото Hg 200,59 ртуть Tl 204,383 таллий Pb 207,2 свинец Bi 208,9804 висмут Po 208,9824 полоний At 209,9871 астат Rn 222,0176 радон

VII Fr 223,0197 франций Ra 226,0254 радий Ac** 227,0278 актиний Ku [261] курчатовий Ns [262] нильсборий [263] [264] [265] [ ]

* ЛАНТАНОИДЫ

Ce 140,12 церий Pr 140,9077 празеодим Nd 144,24 неодим Pm 144,9128 прометий Sm 150,36 самарий Eu 151,96 европий Gd 157,25 гадолиний

Tb 158,9254 тербий Dy 162,50 диспрозий Ho 164,9304 гольмий Er 167,26 эрбий Tm 168,9342 тулий Yb 173,04 иттербий Lu 174,967 лютеций

** АКТИНОИДЫ

Th 232,0331 торий Pa 231,0359 протактиний U 238,0289 уран Np 237,0482 нептуний Pu 244,0642 плутоний Am 243,0614 америций Cm 247,0703 кюрий

Bk 247,0703 берклий Cf 251,0796 калифорний Es 252,0828 эйнштений Fm 257,0951 фермий Md 258,0986 менделевий (No) 259,1009 (нобелий) (Lr) 260,1054 (лоуренсий)

s- элемент p- элемент d- элемент f- элемент

У калия, например, происходит заполнение 4s-орбитали минуя пустую 3d-орбиталь. В четвертом ("аргоновом") периоде 3d-орбиталь начинает заполняться у скандия (Sc) – первого из элементов группы железа (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni). В пятом ("криптоновом") периоде 4d-орбиталь начинает заполняться у иттрия (Y) – первого из элементов группы палладия (Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd). В шестом ("ксеноновом") периоде 5d-орбиталь начинает заполняться у лантана (La), однако у следующих за ним элементов (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) образующих группу редкоземельных элементов (или лантаноидов) заполняется 4f-орбиталь. Дальнейшее заполнение 5d-орбитали возобновляется у гафния (Hf) – "правого соседа" лютеция (Lu), начинающего группу платины (Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt). 6d и 6f-орбитали начинают заполняться у актиния (Ac) и протактиния (Pa) соответственно, являющихся родоначальниками группы актиноидов (Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lw).

Длина периодов изменяется весьма прихотливо: в I периоде – 2 элемента, во II и III – 8, в IV и V – 18, в VI – 32. На рубеже XIX и XX веков числа 2, 8, 18 и 32 вызывали недоумение и получили название «магических». В то время вряд ли кто предполагал, что квантовая механика найдет очень простое объяснение этих чисел: все они описываются формулой 2n² и определяют максимальное число электронов во внешней оболочке инертных газов.

Простое объяснение в квантовой механике получила и нумерация периодов в таблице Менделеева. Номер периода соответствует числу электронных оболочек атомов.

Группы периодической таблицы Менделеева объединяют атомы, близкие по строению внешних оболочек, а значит – близкие по своим химическим свойствам элементы. При этом среди элементов одной и той же группы, в свою очередь, можно выделить элементы главной подгруппы (подгруппы A; в таблице 1.2 они сдвинуты вправо) и побочной подгруппы (подгруппы B; в таблице 1.2 они сдвинуты влево).

Атомы элементов главных подгрупп содержат на внешнем энергетическом уровне число электронов, равное номеру группы. В основном именно эти электроны участвуют в образовании химических связей и определяют все химические и физические свойства элементов. Такие электроны называют валентными. Таким образом, номер группы указывает число валентных электронов в атомах элементов главных подгрупп.

Побочные подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по одному или два электрона. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны двух внешних незаполненных оболочек.

В зависимости от того, какой из атомных подуровней (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы принято подразделять на s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III – VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп) и f- элементы (лантаноиды и актиноиды).

s-элементы (щелочные и щелочноземельные металлы) характеризуются ярко выраженными металлическими свойствами, которые определяются как способность атомов элементов легко отдавать электроны. Увеличение числа электронов (от 1 до 5) на p-подуровне p-элементов усиливает неметаллические свойства атомов, то есть способность атомов присоединять электроны из-за их стремления приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными внешними подуровнями.

Все элементы с незаполненными d- или f-орбиталями относятся к переходным элементам (элементам промежуточных групп). Для этих элементов характерна ярко выраженная нерегулярность заполнения оболочек, связанная с повышением роли межэлектронного взаимодействия при возрастании орбитального квантового числа l, и, как следствие, разнообразие химических свойств, проявляемых этими элементами в химических соединениях.

В заключение отметим, что с ростом заряда ядра, т.е. порядкового номера элемента, периодически меняется не только строение двух внешних электронных оболочек, но и радиусы атомов (таблица 1.3), а также радиусы и заряды ионов.

Радиус атома – это неоднозначная величина, так как электронное облако атома не имеет четких границ. Однако это понятие может быть полезным и весьма плодотворным, если им пользоваться осторожно и в надлежащей ситуации.

Под радиусом атома обычно понимают половину расстояния между соседними атомами в простых соединениях, которые состоят из атомов одного элемента. В периодах с возрастанием положительного заряда ядра и степени взаимодействия внешних электронов с ядром радиусы атомов уменьшаются. В главных подгруппах в связи с ростом числа энергетических уровней радиусы атомов заметно увеличиваются. В побочных подгруппах радиусы увеличиваются незначительно.

Радиусы ионов (таблица 1.3) отличаются от радиусов атомов: радиус положительно заряженных ионов меньше, чем радиус нейтрального атома, а отрицательно заряженных – больше. Эти радиусы обычно определяются таким образом, чтобы их сумма равнялась среднему межъядерному расстоянию в ионных соединениях, речь о которых пойдет в следующем параграфе настоящего раздела.

Таблица 1.3[1].Радиусы атомов и ионов с заполненными внешними оболочками, Å

	ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ
I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H						H 0,46 1,36	He 1,22	1атомный номер H радиус полож. ионарадиус атомарадиус отриц. иона
II	Li 0,68 1,55	Be 0,34 1,13	B 0,20 0,91	C 0,20 0,77	N 0,15 0,71 1,48	O 0,66 1,36	F 0,71 1,33	Ne 1,60
III	Na 0,98 1,89	Mg 0,74 1,60	Al 0,57 1,43	Si 0,39 1,34	P 0,35 1,30 1,86	S 0,29 1,04 1,82	Cl 0,99 1,81	Ar 1,92
IV	K 1,33 2,36	Ca 1,04 1,97	Sc 1,64	Ti 1,46	V 1,34	Cr 1,27	Mn 1,30	Fe 1,26	Co 1,25	Ni 1,24
Cu 1,28	Zn 1,39	Ga 0,62 1,39	Ge 0,44 1,39	As 1,48 1,91	Se 0,35 1,60 1,93	Br 1,14 1,96	Kr 1,98
V	Rb 1,49 2,48	Sr 1,20 2,15	Y 1,81	Zr 1,60	Nb 1,45	Mo 1,39	Tc 1,36	Ru 1,34	Rh 1,34	Pd 1,37
Ag 1,44	Cd 1,56	In 0,92 1,66	Sn 0,67 1,58	Sb 0,62 1,61 2,08	Te 1,70 2,11	I 1,33 2,20	Xe 0,48 2,18
VI	Cs 1,65 2,68	Ba 1,38 2,21	La* 1,87	Hf 1,59	Ta 1,46	W 1,40	Re 1,37	Os 1,35	Ir 1,35	Pt 1,38
Au 1,44	Hg 1,60	Tl 1,05 1,71	Pb 0,76 1,75	Bi 1,82	Po 0,67	At 0,62	Rn
VII	Fr 1,78 2,80	Ra 1,48 2,35	Ac** 2,03	Ku	Ns

* Аномальное заполнение 4s–уровня в атоме K объясняется тем, что M– и N– оболочки перекрываются, причем таким образом, что уровень 4s лежит ниже уровня 3d. Заполнение 3d–уровня начинается после заполнения 4s–уровня. Конфигурация 3d¹⁰4s¹ в атоме Cu тоже оказывается более выгодной с точки зрения энергии, чем конфигурация 3d⁹4s², так как отвечает полностью заполненной M–оболочке. Такие оболочки особенно устойчивы.

[1] Данные взяты из книги

Артеменко А.И., Малеванный, Тикунова И.В. Справочное руководство по химии: Справочное пособие. - М.: Высшая школа, 1990. - 303 с.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: