Горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются последовательно, Менделеев назвал периодами (начинаются щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)).
Исключения: первый период, который начинается водородом и седьмой период, который является незавершённым.
Периоды разделяются на малые и большие . Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми, в них находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды). Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвёртый, пятый и шестой периоды являются большими, в них находятся 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Верхние ряды больших периодов называются чётными , нижние ряды – нечётными.
В шестом периоде лантаноиды и в седьмом периоде актиноиды располагаются в нижней части периодической системы.
В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.
В чётных рядах больших периодов находятся только металлы.
В результате в таблице имеется 7 периодов, 10 рядов и 8 вертикальных столбцов, названных группами – это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.
Исключения:
В VIII группе только Ru и Os имеют высшую валентность VIII.
Группы - вертикальные последовательности элементов, они нумеруется римской цифрой от I до VIII и русскими буквами А и Б. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа – А, содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа – В, содержит элементы только больших периодов. В них входят элементы периодов, начиная с четвёртого.
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а не металлические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.
Квантовые числа
Главное квантовое число n определяет полную энергию электрона. Каждому числу соответствует энергетический уровень. n=1,2,3,4…или K,L,M,N…
Орбитальное квантовое число l определяет подуровни на энергетическом уровне. Квантовое число l определяет форму орбиталей (n-1) 0,1,2…
Магнитное квантовое число ml определяет число орбиталей на подуровне. …-2,-1,0,+1,+2… Общее число орбиталей на подуровне равно 2l+1
Спиновое квантовое число ms относится к двум различным ориентациям +1/2 -1/2 на каждой орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами.
Правило заполнения энергетических уровней и под уровней элементов периодической системы
Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атомов заполнение энергетических уровней происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального * квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы. Следовательно, 4s-подуровень (n+l=4) должен заполняться раньше, чем 3d (n+l=5).
Второе правило Клечковского, согласно которому при одинаковых значениях суммы (n+l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n. Заполнение 3d-подуровня происходит у десяти элементов от Sc до Zn. Это атомы d-элементов. Затем начинается формирование 4p-подуровня. Порядок заполнения подуровней в соответствии с правилами Клечковского можно записать в виде последовательности: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p.
Особенности электронного строения атомов элементов периодической системы
Особенности электронного строения атомов элементов в главных и побочных подгруппах, семействах лантаноидов и актиноидов
Эффекты экранирования и проникновения
За счет экранирования притяжение валентных электронов к ядру ослабевает. Вместе с тем при этом противоположную роль играет проникающая способность к ядру валентных электронов, которая усиливает взаимодействие с ядром. Общий результат притяжения валентных электронов к ядру зависит от относительного вклада в их взаимодействие экранирующего влияния электронов внутренних слоев и проникающей способности валентных электронов к ядру.
Периодический характер свойств элементов, связанных со строениями их электронных оболочек
Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов в периодах и группах
Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх.!
Степени окисления элементов
Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
Представления о степени окисления положены в основу классификации и номенклатуры неорганических соединений.
Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:
Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда атома, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.
1) s-блок в периодической таблице элементов - электронная оболочка, включающая в себя первые два слоя s-электронов. Данный блок включает в себя щелочные металлы, щелочноземельные металлы, водород и гелий. Эти элементы отличаются тем, что в атомном состоянии высокоэнергичный электрон находится на s-орбитали. Исключая водород и гелий, эти электроны очень легко переходят и формируются в позитивные ионы при химической реакции. Конфигурация гелия химически весьма стабильна, следовательно, именно по этому гелий не имеет стабильных изотопов; иногда, благодаря этому свойству, его объединяют с инертными газами. Остальные элементы, имеющие этот блок, все без исключения являются сильными восстановителями и поэтому в свободном виде в природе не встречаются. Элемент в металлическом виде может быть получен только с помощью электролиза растворенной в воде соли. Дэви Гемфри, в 1807 и 1808 году, стал первым кто отсоединил соли кислот от s-блок-металлов, за исключением лития, бериллия, рубидия и цезия. Бериллий был впервые отделен от солей независимо двумя учёными: Ф. Вулером и А. А. Бази в 1828 году, в то время как литий был сепарирован Р. Бунзеном только в 1854 году, который, после изучения рубидия, отделил его спустя 9 лет. Цезий не был выделен в чистом виде вплоть до 1881 года, после того как Карл Сеттерберг подверг электролизу цианид цезия. Твердость элементов, имеющих s-блок, в компактном виде (при обычных условиях) может варьироваться от очень малой (все щелочные металлы - их можно разрезать ножом) до довольно высокой (бериллий). Исключая бериллий и магний, металлы очень реакционноспособны и могут быть использованы в сплавах со свинцом в малых количествах (<2 %). Бериллий и магний, ввиду их высокой стоимости, могут быть ценными компонентами для деталей, где требуется твёрдость и лёгкость. Эти металлы являются чрезвычайно важными, поскольку позволяют сэкономить средства при добыче титана, циркония, тория и тантала из их минеральных форм; могут находить своё применение как восстановители в органической химии.
Опасность и хранение
Все элементы, имеющие s-оболочку, являются опасными веществами. Они пожароопасны, требуют особого пожаротушения, исключая бериллий и магний. Храниться должны в инертной атмосфере аргона или углеводородов. Бурно реагируют с водой, продуктом реакции является водород, например:
Исключая магний, который реагирует медленно, и бериллия, который реагирует только когда его оксидная плёнка снята с помощью ртути. Литий имеет схожие свойства с магнием, так как находится, относительно периодической таблицы, рядом с магнием.
P-блок в периодической таблице элементов - электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь.
В p-блок входят последние шесть групп, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы.
P-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-блок-неметаллы - это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы - умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов
Свойства d- и f-элементов. Привести примеры.
D-блок в периодической таблице элементов - электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают d-орбиталь.
Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s2d1 (третья группа) и заканчивается s2d10 (двенадцатая группа). Однако, существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s1d5 (но не s2d4) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s1d10 (но не s2d9). Одиннадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны.
D-блок-элементы так же известны как переходные металлы или переходные элементы. Однако, точные границы, отделяющие переходные металлы от остальных групп химических элементов, еще не проведены. Хотя некоторые авторы считают, что элементы, входящие в d-блок, являются переходными элементами, в которых d-электроны являются частично заполненными либо в нейтральных атомах или ионах, где степень окисления равна нулю. ИЮПАК в данное время принимает такие исследования как достоверные, и сообщает, что это относится только к 3-12 группам химических элементов. У металлов 12ой группы отсутствуют явно выраженные химические и физические свойства, это объясняется неполным заполнением d подоболочки, поэтому их можно считать и постпереходными металлами. Так же было пересмотрено историческое применение термина «переходные элементы» и d-блока.
В s-блоке и p-блоке периодической таблицы аналогичные свойства, через периоды, как правило, не наблюдаются: самые важные свойства усиливаются по вертикали у нижних элементов данных групп. Примечательно, что различия элементов входящих в d-блок по горизонтали, через периоды, становятся более выраженными.
Лютеций и лоуренсий находятся в d-блоке, и они не считаются переходными металлами, но лантаноиды и актиноиды, что примечательно, таковыми считаются с точки зрения ИЮПАК. Двенадцатая группа химических элементов хоть и находится в d-блоке, однако считается, что входящие в неё элементы являются постпереходными элементами
К p-элементов периодической системы относятся элементы с валентным p-подуровнем. Эти элементы расположены в III, IV, V, VI, VII, VIII группах, главных подгруппах . В периоде орбитальные радиусы атомов с увеличением атомного номера уменьшаются, а в целом растет. В подгруппах элементов с увеличением номера элемента, размеры атомов в общем увеличиваются, а уменьшается. p-Элементы III группы К p-элементов III группе относятся , галлий Ga, индий In и таллий Tl. По характеру этих элементов бор является типичным неметаллом, остальные - металлы. В пределах подгруппы прослеживаются резкий переход от неметаллу к металлам. Свойствами и поведением бор подобный , что является результатом диагональной сродства элементов в периодической системе, согласно которой смещение в периоде вправо вызывает усиление неметаллического характера, а вниз по группе - металлического, поэтому аналогичные по свойствам элементы оказываются расположенными диагонально рядом, например Li и Mg, Ber и Al, B и Si.
Электронное строение валентных подуровней атомов p-элементов III группы в основном состоянии имеет вид ns 2 np 1 . В соединениях бор и трехвалентные , галлий и индий, кроме того, могут образовывать соединения со +1, а для таллия последний является довольно характерным.
p-Элементы VIII группы К p-элементов VIII группы относятся гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радон Rh, которые составляют главную подгруппу. Атомы этих элементов имеют завершенные внешние электронные слои, поэтому электронная конфигурация валентных подуровней их атомов в основном состоянии имеет вид 1s 2 (Не) и ns 2 np 6 (остальные элементы). Благодаря очень высокой устойчивости электронных конфигураций они в целом характеризуются большими значениями энергий ионизации и химической инертностью, поэтому их называют благородными (инертными) газами. В свободном состоянии они существуют в виде атомов (одноатомных молекул). Атомы гелия (1s 2), неона (2s 2 2p 6) и аргона (3s 2 3p 6) имеют особо устойчивую электронную структуру, поэтому соединения валентного типа для них неизвестны.
Криптон (4s 2 4p 6), ксенон (5s 2 5p 6) и радон (6s 2 6p 6) отличаются от предыдущих благородных газов большими размерами атомов и, соответственно, меньшими энергиями ионизации. Они способны образовывать соединения, которые зачастую имеют низкую стойкость.
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.
К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы . Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1 . Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.
Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.
К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом-шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА -группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6 . В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.
К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов . В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2 . С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. У d-эле-ментов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления обнаруживают кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.
8. Ковалентная связь. Метод валентных связей
Химическая связь, осуществляемая общими электронными парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной связью. Ковалентная связь двухэлектронная и двуцентровая (удерживает ядра). Она образуется атомами одного вида – ковалентная неполярная – новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора; и атомами разного вида, сходных по химическому характеру – ковалентная полярная. Элементы с большей электроотрицательностью (Cl) будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью (Н). Атомы с непарными электронами, имеющими параллельные спины, отталкиваются – химическая связь не возникает. Способ образования ковалентной связи называется обменным механизмом .
Свойства ковалентной связи. Длина связи – межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь. Энергия связи – количество энергии, требующееся для разрыва связи. Величина кратности связи прямо пропорциональна энергии связи и обратно пропорциональна длине связи. Направленность связи – определенное расположение электронных облаков в молекуле. Насыщаемость – способность атома образовывать определенное количество ковалентных связей. Химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков вдоль оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью. Связь, образованная перекрыванием электронных облаков перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью . Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между связями. Эти углы называются валентными углами. Гибридизация – процесс перестройки неравноценных по форме и энергии электронных облаков, ведущих к образованию одинаковых по тем же параметрам гибридных облаков. Валентность – число химических связей (ковалентных ), посредством которых атом соединен с другими. Электроны, участвующие в образовании химических связей, называются валентными . Число связей между атомами равно числу его неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар, поэтому валентность не учитывает полярность и не имеет знака. В соединениях, в которых отсутствует ковалентная связь, имеет место степень окисления – условный заряд атома, исходный из предположения, что оно состоит из положительно или отрицательно заряженных ионов. К большинству неорганических соединений применимо понятие степень окисления.