Периодический закон изменения свойств элементов. Периодическое изменение свойств химических элементов. Периодичность свойств химических элементов и их соединений

Cтраница 1

Периодичность химических свойств особенно ясно обнаруживается в составе химических соединений. Состав химических соединений обусловливается валентностями элементов, входящих в данное соединение.  

Периодичность химических свойств особенно ясно обнаруживается составе химических соединений. Состав химических соединений обуслов-ивается валентностями элементов, входящих в данное соединение.  

Физический смысл периодичности химических свойств состоит в периодическом изменении конфигурации электронов на внешнем энергетическом уровне (валентных электронов) с увеличением заряда ядра. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она состоит из 7 периодов и 8 групп.  

Другая истина лежит в основе элементной периодичности химических свойств, которая вытекает из фермионной природы электронов и их кван-тово-механического поведения в силовом поле ядер, а также связана с генезисом и эволюцией химических соединений в разнообразных природных условиях, в частности, она порождает геохимическую и биохимическую их эволюцию.  

Зз-состояние, от чего и возникает периодичность химических свойств.  

Энергия ионизации дает очень важные сведения для понимания периодичности химических свойств всех элементов.  

Сформулируйте принцип Паули и объясните, каким образом он используется для объяснения периодичности химических свойств различных элементов.  

Мы рассмотрели достаточное количество примеров того, как группы уровней энергии и промежутки между ними на соответствующей диаграмме определяют периодичность химических свойств при переходе от одного элемента периодической таблицы к другому.  

При этом первостепенное значение имеет понятие порядкового номера (Z) элемента в таблице Менделеева. Это понятие было введено еще самим Менделеевым, поскольку в ряде мест своей таблицы он отступил от исходного принципа - расположения элементов по возрастающему атомному весу и придал большее значение периодичности химических свойств. Вместе с тем этот же номер для нейтрального атома равен числу электронов в его электронной оболочке. Поэтому, зная номер элемента Z, мы знаем важнейшие для атомной механики данные - заряд ядра и число электронов в атоме. Число протонов в ядре, согласно сказанному выше, должно быть равно Z. Атомы с одинаковым числом протонов, но отличающиеся друг от друга числом нейтронов, имеют один и тот же номер Z, но разный атомный вес А. Такие атомы называются изотопами. Z, поэтому изотопы химически равноценны 1, и совокупность изотопов, принадлежащих одному и тому же Z, представляет собой один и тот же химический элемент. Оказывается, что атомный вес A % 2Z, так что число протонов и нейтронов в ядрах приблизительно равно друг другу.  

При построении схемы сложных атомов мы заполняем низшие квантовые состояния имеющимися в данном атоме электронами, при этом в наружном слое периодически появляются группы электронов с одинаковыми орбитальными квантовыми числами. Например, у лития и у натрия имеется в наружной оболочке по одному электрону в состоянии / 0, а так как химические свойства определяются поведением внешних электронов, то это объясняет периодичность химических свойств, открытую Менделеевым еще задолго до создания атомной теории.  

Известно, что все элементы, относящиеся к одной группе системы Менделеева (например, Н, Li, Na, К, Pb, Cs), обладают сходными химическими свойствами. Вместе с тем атомы всех этих элементов имеют во внешнем слое одинаковое число электронов, называемых валентными. Следовательно, периодичность химических свойств атомов, установленная Менделеевым, вызвана особенностью строения атомов: периодическим повторением числа валентных электронов.  

Слишком еще слабо была в его время разработана вся эта область сложнейших химических процессов. Поэтому сама постановка такого вопроса должна была оказаться неожиданной, хотя в общей форме Менделеев предвидел периодичность химических свойств различных веществ.  

При построении схемы сложных атомов мы заполняем низшие квантовые состояния имеющимися в данном атоме электронами. При этом в наружном слое периодически появляются группы электронов с одинаковыми орбитальными квантовыми числами. Химические свойства определяются поведением внешних электронов. Последнее объясняет периодичность химических свойств, открытую Менделеевым еще задолго до создания атомной теории.  

Неорганическая химия охватывает очень широкую область. Помимо более сотни основных веществ, различающихся своими свойствами, ей приходится иметь дело еще с бесчисленным количеством соединений, образующихся в результате взаимных комбинаций основных веществ. Изучение этой обширной области и выделение из ее многообразия наиболее важного фактического материала чрезвычайно облегчается соответствующей классификацией этого материала. Такая классификация химических элементов (а вместе с тем и их характерных соединений) дается периодической системой, основанной на периодичности химических свойств, которая, как будет дальше показано, может претендовать на признание ее естественной системой химических элементов. Поэтому, прежде чем перейти к рассмотрению отдельных элементов и важнейших их соединений, следует остановиться на рассмотрении самой периодической системы. Уже одно ознакомление с ее закономерностями дает краткий обзор некоторых важнейших свойств элементов и их важнейших соединений.  

а) Размеры атомов и ионов. Вследствие волновой природы электрона * атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними.

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов.

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев.

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению. Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра.

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

б) Энергия ионизации и сродство к электрону. В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:

Энергия ионизации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:

Поэтому второй потенциал ионизации I2 больше, чем первый (I2>I1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.

В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента.

Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой “металличности” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства.

В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают.

Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:

Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.

Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядра, от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.

Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. Энергию отрыва электрона от отрицательного однозарядного иона в процессе X– – e ® X0 называют сродством атома к электрону (A), измеряемым в кДж/моль или эВ. При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением – сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ионы (O2–, S2–, N3– и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.

Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов.

в) Электроотрицательность. Эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе – к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону: АЭО=I+A. На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности, равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль).

Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду.

Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее – цезий. Водород занимает промежуточное положение, т.е. при взаимодействии с одними элементами (например, с F) он отдает электрон, а при взаимодействии с другими (например, с Rb) – приобретает электрон.

г) Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.

д) Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным.

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются.

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.