Пособие-репетитор по химии. Периодический закон химических элементов дмитрия ивановича менделеева

1. Докажите, что Периодический закон Д. И. Менделеева, как и любой другой закон природы, выполняет объясняющую, обобщающую и предсказательную функции. Приведите примеры, иллюстрирующие эти функции у других законов, известных вам из курсов химии, физики и биологии.

Периодический закон Менделеева— один из основополагающих законов химии. Можно утверждать, что вся современная химия построена на нем. Он объясняет зависимость свойств атомов от их строения, обобщает эту зависимость для всех элементов, разделяя их на различные группы, а также предсказывает их свойства в зависимости от строения и строение в зависимости от свойств.

Существуют другие законы, несущие объясняющую, обобщающую и предсказательную функции. Например, закон сохранения энергии, закон преломления света, генетический закон Менделя.

2. Назовите химический элемент, в атоме которого электроны располагаются по уровням согласно ряду чисел: 2, 5. Какое простое вещество образует этот элемент? Какую формулу имеет его водородное соединение и как оно называется? Какую формулу имеет высший оксид этого элемента, каков его характер? Запишите уравнения реакций, характеризующих свойства этого оксида.

3. Бериллий раньше относили к элементам III группы, и его относительная атомная масса считалась равной 13,5. Почему Д. И. Менделеев перенес его во II группу и исправил атомную массу бериллия с 13,5 на 9?

Раньше элемент бериллий ошибочно относили к III группе. Причина этого заключалась в неправильном определении атомной массы бериллия (вместо 9 ее считали равной 13,5). Д. И. Менделеев предположил, что бериллий находится в II группе, основываясь на химических свойствах элемента. Свойства бериллия были очень похожи на свойства Mg и Ca, и совершенно не похожи на свойства Al. Зная, что атомные массы Li и В, соседних элементов к Be, равны соответственно 7 и 11, Д. И.Менделеев предположил, что атомная масса бериллия равна 9.

4. Напишите уравнения реакций между простым веществом, образованным химическим элементом, в атоме которого электроны распределены по энергетическим уровням согласно ряду чисел: 2, 8, 8, 2, и простыми веществами, образованными элементами № 7 и № 8 в Периодической системе. Каков тип химической связи в продуктах реакции? Какое кристаллическое строение имеют исходные простые вещества и продукты их взаимодействия?

5. Расположите в порядке усиления металлических свойств следующие элементы: As, Sb, N, Р, Bi. Обоснуйте полученный ряд, исходя из строения атомов этих элементов.

N, Р, As, Sb, Bi — усиление металлических свойств. Металлические свойства в группах усиливаются.

6. Расположите в порядке усиления неметаллических свойств следующие элементы: Si, Al, Р, S, Cl, Mg, Na. Обоснуйте полученный ряд, исходя из строения атомов этих элементов.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl — усиление неметаллических свойств. Неметаллические свойства в периодах усиливаются.

7. Расположите в порядке ослабления кислотных свойств оксиды, формулы которых: SiO2, Р2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Обоснуйте полученный ряд. Запишите формулы гидроксидов, соответствующих этим оксидам. Как изменяется их кислотный характер в предложенном вами ряду?

8. Напишите формулы оксидов бора, бериллия и лития и расположите их в порядке возрастания основных свойств. Запишите формулы гидроксидов, соответствующих этим оксидам. Каков их химический характер?

9. Что такое изотопы? Как открытие изотопов способствовало становлению Периодического закона?

Периодическая система элементов отражает взаимосвязь химических элементов. Атомный номер элемента равен заряду ядра, численно он равен числу протонов. Число нейтронов, содержащихся в ядрах одного элемента, в отличие от числа протонов, может быть различным. Атомы одного элемента, ядра которых содержат разное число нейтронов, называются изотопами.

Каждый химический элемент имеет по несколько изотопов (природных или полученных искусственно). Атомная масса химического элемента равна среднему значению из масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности.

С открытием изотопов для распределения элементов по периодической системе стали использовать заряды ядер, а не их атомные массы.

10. Почему заряды атомных ядер элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева изменяются монотонно, т. е. заряд ядра каждого последующего элемента возрастает на единицу по сравнению с зарядом атомного ядра предыдущего элемента, а свойства элементов и образуемых ими веществ изменяются периодически?

Так происходит из-за того, что свойства элементов и их соединений зависят не от общего числа электронов, а только от валентных, которые находятся на последнем слое. Количество валентных электронов меняется периодически, следовательно, свойства элементов также меняются периодически.

11. Приведите три формулировки Периодического закона, в которых за основу систематизации химических элементов взяты относительная атомная масса, заряд атомного ядра и строение внешних энергетических уровней в электронной оболочке атома.

1. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.
2. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов.
3. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней в электронной оболочке атома.

Периодический закон Д. И. Менделеева - фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

В начале XX векас открытием строения атома было установлено, что периодичность изменения свойств элементов определяетсяне атомным весом, а зарядом ядра , равным атомному номеруи числу электронов, распределение которых поэлектронным оболочкаматомаэлемента определяет его химические свойства.

Современная формулировка Периодического закона гласит:

свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер.

Дальнейшее развитие периодической системы связано с заполнением пустых клеток таблицы, в которые помещались всё новые и новые элементы: благородные газы, природные и искусственно полученные радиоактивные элементы. В2010 году, с синтезом117 элемента, седьмой период периодической системы был завершён. Однако проблема нижней границы таблицы Менделеева остаётся одной из важнейших в современнойтеоретической химии

Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая система элементов.

Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная), «сверхдлинная».

В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки.

Короткая форма таблицы Менделеева (табл.2) основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп : например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6, как у серы и селена, и т. д.

Таблица 2.Короткая форма Периодической системы

Для облегчения восприятия символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются в ячейках таблицы в разные стороны. В вышеприведённой таблице символы элементов главных подгрупп выровнены влево, а символы элементов побочных подгрупп - вправо.

Широко распространён и другой вариант выравнивания (см. вариант таблицы ниже): в первой строке каждого периода символы элементов выровнены влево, а во второй строке - вправо. Во втором и третьем периоде, которые состоят только из одной строки, используется смешанное выравнивание.

Длинный вариант (длиннопериодная форма) таблицы Менделеева утверждён Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) в качестве основного (табл.3):

Таблица 3. Длиннопериодная форма Периодической системы

Названия синтезированных элементов от 113 до 118 даны по порядковому номеру (искусственно образованы из корней латинских числительных. Например, элемент с Z=115 Ununpentium можно приблизительно перевести как «одно-одно-пятый

Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, Не, Li, Be...), образуют семь периодов.

В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам

Вертикальные столбцы - группы элементов, сходных по свойствам

Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность)

Свойства химического элемента (свойства его свободных атомов и свойства простого вещества) проявляют периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

энергия ионизации атомов;

энергия сродства атомов к электрону;

электроотрицательность;

атомные (и ионные) радиусы;

степени окисления.

Энергия ионизации атомов - наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома

Легче всего удалить электрон из атомов щелочных металлов, включающих по одному валентному электрону, труднее всего - из атомов благородных газов, обладающих замкнутой электронной оболочкой. Поэтому периодичность изменения энергии ионизации атомов характеризуется минимумами, отвечающими щелочным металлам, и максимумами, приходящимися на благородные газы.

2) Энергия сродства атомов к электрону-э нергия, выделяющаяся в процессе присоединения электрона к свободному атому.

Наибольшим сродством к электрону обладают p -элементы VII группы.

Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p 6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p -орбиталями (N, P, As)

3) Электроотрицательность(χ) - фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары .

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах - её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая - у p-элементов VII группы.

4) Атомные (и ионные) радиусы.

Значения орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу немонотонно уменьшаются, за исключением ряда Li-Ne, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f- элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое.

В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

5) Степень окисления-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 .

В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО 4).

В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами.

Все элементы в Периодической системе условно делят на металлы и неметаллы.

В главных группах металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.

В периодах для элементов главных групп металлические свойства элементов уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента.

Оксидам типичных неметаллов соответствуют кислотные гидроксиды, а оксидам типичных металлов – основные гидроксиды.

Элементы главных групп, расположенные по диагональной границе (Be, Al, Ge. Sb. Pb) и примыкающие к ней, образуют амфотерные оксиды и гидроксиды .

Для оксидов элементов главных групп в Периодической системе:

Слева направо в пределах периода уменьшается основной характер, но растет кислотный характер,

Сверху вниз в пределах групп растет основной характер, но уменьшается кислотный характер.

С повышением степени окисления основной характер оксидов переходных элементов уменьшается, но одновременно растет их кислотный характер.

Дата публикации: 03.11.2010

К вопросу о «Третьем законе Менделеева»

Кстати ты не пробовал применить «третий закон» Менделеева? — А что это такое?

Так начался один разговор в переписке при обсуждении одной из сложных проблем, решение которой никак не находилось… И неожиданно «выяснился один интересный аспект творчества»…

Как известно Менделеев открыл три великих закона природы . Первый изучается в школе — его еще называют периодическим законом , то бишь, всем известная таблица Менделеева.

Второй полагается изучать после школы и только на территории России, хотя наблюдаются исключения, — это закон о том, что водка должна быть сорокоградусной . :)

Третий полагается изучать до выхода на пенсию по состоянию умственного здоровья — этот закон, наименее известный, но и наиболее великий, гласит — «каждый разумный человек должен потреблять в день 70 граммов водки ». :)))

В этой формулировке возможны уточнения, но в важно понимать, что в нем важны все слова. :)

Это так сказать формулировка, а теперь ЛЖЕнаучное доказательство. Причем экспериментальное. :)

Описание эксперимента. Рассказываю ВСЕ как было.

Май (5 или 7 число) 1996 года. Мы с отцом на старой даче занимаемся любимой игрой белорусского народа — закапыванием картошки, чтобы была возможность осенью поиграть в еще более занимательную игру — попытаться угадать, где же мы ее закопали. :)

Итак, идет увлекательный процесс «закапывания», играет радио, и вот по этому радио выступает какой-то «прорицатель лженаучных истин» и как раз и излагает формулировки этих самых законов. Тут наступает время обеда. Отец разливает по стопкам (25 г.) «экспериментальное доказательство» второго закона, и произносит тост в честь третьего закона, попутно объясняя, почему второй закон справедлив, и замечая, что доказательство третьего закона тоже наверно есть, но оно ему неизвестно . Надо сказать, что отец в тот момент занимался водочным бизнесом, точнее решал строительные проблемы завода «Кристалл», так что с темой он был знаком достаточно хорошо. Пока мы выпили за все три закона, я предложил ему новую марку водки «Менделеевская» сочетавшую в себе все три закона. Решение заключалось в этикетке с изображением Менделеева и его таблицы, отличающейся тем, что с целью..., шаг сетки таблицы был ровно 70 грамм. Мы посмеялись над этим «изобретением» и вернулись к «картофельным» играм. Кстати это решение так и осталось не реализованным, хотя «дожималось» очень неплохо — может, кому еще пригодится. Отец ушел отдыхать, а я, ковыряясь в земле, начал обдумывать, в чем же смысл этого третьего закона.

Тут надо пояснить, что в тот момент я как раз начал работать у...., и уже месяца три переходил в режим «решателя задач». Т.е. практически каждый день приходилось решать задачи самого разного типа, в том числе и «смеха ради» и «тренировки ради». Процесс «вхождения» в такой режим решателя был немного болезненным . Даже сформировался такой стереотип ощущений — если после очередного «обсуждения» голова болела, то значит, что-то интересное придумали. Иногда даже не хотелось участвовать в таких «посиделках штурмого типа» из-за не желания потом весь вечер «мучиться головой». Точно помню одну апрельскую ситуацию, когда, подходя к зданию «Белпроекта» четко ощущаешь, что решение, неизвестное решение, будет найдено, причем сегодня, завтра уже нужно сдавать отчет, но отдача потом «замучит». Так и было (тема «Фантики»). Причину болезненных ощущений, тогда я списывал на никотин. Дым на этих посиделках стоял «коромыслом». К маю, правда, количество «головных болей» сократилось очень значительно. Но и задачки тогда уже часто «щелкались как орехи», так что решение с этикеткой для «менделеевки» было так, на уровне обычной «разминки».

Но вернемся на грядку. И так я, на свежем воздухе, в отличном настроении, не спеша обдумываю объяснение третьего закона Менделеева. Т.е. я не подвергаю его сомнению, а ищу «кончики» неизвестного доказательства «великого закона ». Ну так, «шутки ради», считаем его «великим» и «всеобщим». И ищем доказательство, опровергать и, уж тем более, отрицать особых умений не требуется, а ты попробуй докажи .

«Каждый разумный человек должен ежедневно потреблять 70 грамм водки».

За что зацепиться? Мысли текут не спешно, греет майское солнышко, серьезно думать после обеда с выпивкой сильно не хочется. Ну, думает себе человек и думает, чего тут особенного. Весь ход мыслей сейчас спустя шесть лет восстановить, естественно, не удастся. Да он, наверное, и не нужен. Интересен только финал .

Перебирая различные варианты объяснения, я вспомнил что «огненная вода», то бишь, спирт в различной упаковке, был, возможно, самым страшным оружием «цивилизованных наций» против аборигенов. А с чего собственно, спивались аборигены? Моряки пили ничуть не меньше, а не спивались, или спивались не так быстро. В чем причина? Ссылки на особенности в генетике, какие-то неубедительные, у некоторых аборигенов собственные алкогольные напитки были веками, так что вряд ли дело в конкретном «рецепте». В чем отличие? А если дело в том, что для моряков «корабли под парусом», «всадники верхом», «огнестрельное оружие» и др. это что-то вполне понятное, а для аборигенов это открытие , причем количество этих «открытий» в «единицу времени» такое , что это вредно отражается на «бедной головке» и это «дело» нужно «залить вином».

И вот тут и произошел эксперимент . Сразу же после этой мысли, точнее, после того как я принял ее к рассмотрению , голова вдруг перешла из режима «неспешных послеобеденных размышлизмов» в режим «лавинообразного насыщения» какими-то образами, выводами, искрящимися мыслями и.... я получил отдачу в виде головной боли , причем буквально за минуту .

Абсолютно те же самые ощущения, что и после «гениальных посиделок», только много быстрее . И я попробовал тут же проанализировать, что произошло. Благо голова еще продолжала работать в «ускоренном» режиме.

Версия никотинового отравления отпадала начисто — никакого дыма в радиусе ста метров в течение суток, тепловой «солнечный» удар — возможно, хотя у меня даже в июле никогда такого не было, а тут начало мая, алкогольное отравление — вряд ли, даже 70 грамм не выходило — пили только для аппетита. В чем дело? А может быть именно в этой «лавине», «цепной реакции» мысли, подключении какого-то «нового контура», образовании новой «цепочки нейронов»... и водка в этом случае просто помогает снять боль ?

Вот после этой мысли мне стало совсем плохо . Я полностью «вырубился». Голова болела ужасно, и «закапывание картошки» пришлось прекратить. Пришлось «отлеживаться» часа полтора-два. Но и потом, до вечера думать не просто не хотелось — действовал какой-то внутренний запрет на вообще какие-то мыслительные процессы. Как даже после полного залечивания перелома боишься по-прежнему нагрузить руку или ногу. Страх повторения боли.

К более-менее спокойному осмыслению того, что произошло, удалось перейти только на следующий день, когда возвращались с дачи. Отец в прошлом спортсмен, и он объяснил, что водка, вообще-то, допинг, точнее это анаболик . При физической нагрузке в мышечной ткани образуется молочная кислота, которая воздействуя на нервные окончания, создает болевые ощущения, и анаболики снижая чувствительность этих нервных окончаний, позволяют добиваться более высоких «спортивных результатов». Тех же результатов можно добиться регулярными тренировками, т.е. «привыканием» или приспособлением организма к более высокой скорости образования молочной кислоты. Но физико-химическая природа и клеток мышечной ткани и клеток головного мозга вряд ли сильно отличаются друг от друга. Следовательно, и механизмы регуляции организма при физических и интеллектуальных повышенных нагрузках могут быть весьма сходными. В общем, для третьего закона Менделеева вполне можно найти достаточно рациональное медицинское обоснование. И поискать вытекающие из этого полезные рекомендации, ориентируясь на соответствующие рекомендации профессионального спорта .

Прежде всего, это знание того, что у профессионального «открывателя нового » куда больше общего с профессиональным спортсменом, чем с «профессиональным» ученым, со всеми вытекающими отсюда последствиями, за исключением того, что предел «интеллектуальным способностям» человека на сегодняшний день никому не известен .

«Спортивная форма» «открывателя нового » есть результат постоянных тренировок и разумного плана тренировок. Скорость набора «спортивной формы» вообще-то достаточно ограниченная, т.е. попытки сесть и по быстрому «накачаться» могут закончиться катастрофически — здесь надо быть очень аккуратным и внимательным к собственному самочувствию. Хорошо бы иметь соответствующие грамотные медицинские советы, но таких медиков еще нет . Поэтому надо быть вдвойне осторожным.

Ну и напоследок, если поставить знак равенства между «человеком разумным» и профессиональным «открывателем нового», то третий закон Менделеева можно трактовать как индивидуальную границу допустимой для человека скорости генерации идей. Если 70 грамм в день достаточно для снятия болевых ощущений значит порог скорости «познания нового» еще не превышен, если не достаточно значит, превышен и надо чуть-чуть «притормозить», чтобы не сломаться очень серьезно , если болевых ощущений нет , значит, ресурс головного мозга задействован не полностью . И здесь возможно действие каких-то совсем других законов, причин, аксиом.

«Вот такой закончик, безусловно, не бесспорный. Но прими к сведению, и воспринимай «бунт и саботаж под тюбетейкой», как обычную весеннюю простуду. Не обращать внимание нельзя, но и паниковать по этому поводу, наверно, тоже. Весь вопрос в скорости. Скорость есть отношение пути ко времени. Следовательно, либо удлиняй время, переспрашивая непонятное, либо срезай углы, т.е. меньше обращай внимание на детали и отслеживай только главную линию»...

Записано с моих слов верно 22.03.2002 Митасов Андрей.

И еще одна очень краткая иллюстрация к «теме». Более подробно см. источник.

Может быть, но только если вы старые крысы. Результаты исследований американских ученых, занимавшихся проблемами мозговой деятельности крыс, вызвали небывалый ажиотаж в мировых средствах массовой информации. И, как это бывает постоянно, и в заголовках, и в сообщениях информационных агентств, и в репортажах газет и телевидения эта новость исказилась до неузнаваемости. Общий рефрен практически всех сообщений на эту тему — «американские ученые выяснили, что думать вредно».

Ньюсмейкеры ухватились за эту сенсацию, столь приятную слуху весьма многих. Те, чьим рабочим языком является английский, тут же наперебой принялись острить на тему, что скоро появятся лозунги «минздрав предупреждает: думать опасно для вашего здоровья». Би-би-си не преминула съязвить: «в скором времени американцы могут столкнуться с предупреждениями минздрава: «Думать опасно для вашего здоровья».

Русскоязычные же комментаторы все как один припомнили знаменитое «горе от ума». А НТВ просто и без обиняков заявило: «Самое невероятное в этой истории даже не то, что ученые в XXI веке доказали вредность мыслительного процесса, а то, что они нашли мужество сказать об этом вслух».

Однако все не совсем так, вернее, все совсем не так...

Итак, что же выяснил коллектив биологов из университета Вирджинии? Эксперименты на лабораторных крысах показали, что когда старых крыс заставляли запоминать большой объем информации, их мозг стремительно терял глюкозу. Глюкоза, как известно — основное «топливо» для процессов, происходящих в головном мозге млекопитающих. А после резкого снижения уровня глюкозы восстановление до нормы проходит с большими трудностями — этот факт давно известен. Вот, собственно, и весь сухой остаток — ибо никаких экспериментов не только с людьми, а даже с крысами других возрастных групп, просто не проводилось. Все отсальное — только «комментарии»…

Т.е. «бледнолицие братья по разуму» пока обнаружили, только «глюкозную» составляющую, у нас есть уже и «молочно-кислая» составляющая, и «управа на нее», причем «исконно-русская». :)))

Периодический закон сформулирован Д. И. Менделеевым в \(1869\) году. К этому времени было известно \(63\) химических элемента. В качестве основного свойства элементов Менделеев выбрал относительную атомную массу . Учитывал также состав, физические и химические свойства образованных элементом простых и сложных веществ.

Расположив все известные химические элементы в порядке возрастания атомных масс, Менделеев обнаружил, что свойства повторяются через определённое число элементов.

Повторим действия Менделеева с учётом того факта, что благородные газы в его время ещё не были известны. Расположим элементы по возрастанию атомной массы (вторая строчка таблицы), укажем металлические и неметаллические свойства, формулы и свойства высших оксидов и гидроксидов, а также формулы газообразных водородных соединений.

Если внимательно проанализировать полученные последовательности, то можно увидеть повторяемость металлических и неметаллических свойств, состава и свойств соединений. Через семь элементов от щелочного металла лития в ряду располагается щелочной металл натрий, а через семь элементов от галогена фтора - галоген хлор. Через семь элементов появляются одинаковые формулы оксидов и водородных соединений, так как повторяются значения валентностей в соединениях с кислородом и водородом. Можем составить их общие формулы.

Формулы высших оксидов: R 2 O , RO , R 2 O 3 , R O 2 , R 2 O 5 , R O 3 , R 2 O 7 .

Летучие водородные соединения (для неметаллов): R H 4 , R H 3 , R H 2 , RH .

Таким образом Менделеев установил периодичность изменения свойств с возрастанием атомной массы. В статье «Периодическая закономерность химических элементов» Д. И. Менделеев дал следующую формулировку периодического закона:

В переводе на современный научный язык это звучит так:

«Свойства простых веществ, а также состав и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс».

Все элементы Менделеев разделил на периоды.

Период - ряд элементов, расположенных в порядке возрастания относительной атомной массы, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся галогеном и инертным газом.

В периоде:

• постепенно ослабляются металлические свойства простых веществ и усиливаются неметаллические;
• высшая валентность элементов по кислороду возрастает от I (у щелочных металлов) до VII (у галогенов);
• валентность элементов неметаллов в летучих водородных соединениях уменьшается от IV до I (у галогенов);
• свойства высших оксидов и гидроксидов постепенно изменяются от основных через амфотерные до кислотных.

Периодический закон получил дальнейшее развитие после изучения физиками строения атома. Оказалось, что главной характеристикой химического элемента является не относительная атомная масса, а заряд ядра атома. Современная формулировка периодического закона несколько изменена:

«Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер».

4.1. Периодический закон Д.И. Менделеева

Периодический закон – величайшее достижение химической науки, основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение.

Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 г. Ученый сформулировал этот закон так: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Более детальное изучение строения вещества показало, что периодичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электронным строением атомов.

Заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов. Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера (от величины заряда ядра их атомов).

Выражением Периодического закона является периодическая система элементов.

4.2. Периодическая система Д. И. Менделеева

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра. Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента. Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, остальные - большими.

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует типичный неметалл. В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне.

В первом периоде, кроме гелия, имеется только один элемент - водород. Его условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Сходство водорода со щелочными металлами проявляется в том, что водород, как и щелочные металлы является восстановителем и, отдавая один электрон, образует однозарядный катион. Больше общего у водорода с галогенами: водород, как и галогены неметалл, его молекула двухатомна, он может проявлять окислительные свойства, образуя с активными металлами солеподобные гидриды, например, NaH, CaH 2 .

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (декада Sc - Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода (Ga - Кг). Аналогично построен пятый период. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположена вставная декада d–элементов (La - Hg), причем после первого переходного элемента La следуют14 f–элементов - лантаноидов (Се - Lu). После Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl - Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th - Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

Таким образом, каждый элемент в периодической системе занимает строго определенное положение, которое отмечается порядковым, или атомным, номером.

В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы - главные, или подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сходство элементов внутри каждой подгруппы - наиболее заметная и важная закономерность в периодической системе. В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. При этом происходит увеличение устойчивости соединений элементов в низшей для данной подгруппы степени окисления. В побочных подгруппах – наоборот – сверху вниз металлические свойства ослабевают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

4.3. Периодическая система и электронные конфигурации атомов

Поскольку при химических реакциях ядра реагирующих атомов не изменяются, то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек.

Заполнение электронных слоев и электронных оболочек атомов происходит в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.

Принцип Паули (запрет Паули)

Два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа (на каждой атомной орбитали может находиться не более двух электронов).

Принцип Паули определяет максимальное число электронов, обладающих данным главным квантовым числом n (т.е. находящихся на данном электронном слое): N n = 2n 2 . На первом электронном слое (энергетическом уровне) может быть не больше 2 электронов, на втором – 8, на третьем – 18 и т. д.

В атоме водорода, например, имеется один электрон, который находится на первом энергетическом уровне в 1s – состоянии. Спин этого электрона может быть направлен произвольно (m s = +1/2 или m s = –1/2). Следует подчеркнуть еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня – 1s, второй энергетический уровень – из двух подуровней – 2s и 2р, третий – из трех подуровней – 3s, 3p, 3d и т.д. Подуровень, в свою очередь, содержит орбитали, число которых определяется побочным квантовым числом l и равно (2l + 1). Каждая орбиталь условно обозначается клеткой, находящийся на ней электрон – стрелкой, направление которой указывает на ориентацию спина этого электрона. Значит, состояние электрона в атоме водорода можно представить как 1s 1 или изобразить в виде квантовой ячейки, рис. 4.1:

Рис. 4.1. Условное обозначение электрона в атоме водорода на 1s орбитали

Для обоих электронов атома гелия n = 1, l = 0, m l = 0, m s = +1/2 и –1/2. Следовательно, электронная формула гелия 1s 2 . Электронная оболочка гелия завершена и очень устойчива. Гелий - благородный газ.

Согласно принципу Паули, на одной орбитали не может быть двух электронов с параллельными спинами. Третий электрон в атоме лития занимает 2s-орбиталь. Электронная конфигурация Li: 1s 2 2s 1 , а у бериллия 1s 2 2s 2 . Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора занимает 2р-орбиталь. При n = 2 побочное (орбитальное) квантовое число l принимает значения 0 и 1. При l = 0 (2s-состояние) m l = 0, а при l = 1 (2p – состояние) m l может быть равным +1; 0; –1. Состоянию 2р соответствуют три энергетические ячейки, рис. 4.2.

Рис. 4.2. Расположение электронов атома бора на орбиталях

Для атома азота (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 3 два электрона на первом уровне, пять - на втором) возможны два следующих варианта электронного строения, рис. 4.3:

Рис. 4.3. Возможные варианты расположения электронов атома азота на орбиталях

В первой схеме, рис.4.3а, суммарный спин равен 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), во второй (рис.4.3б) суммарный спин равен 3/2 (+1/2 +1/2 +1/2). Расположение спинов определяется правилом Хунда , которое гласит: заполнение энергетических уровней происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Таким образом, из двух приведенных схем строения атома азота устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первая, где все р-электроны занимают различные орбитали. Орбитали подуровня заполняются так: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Начиная с натрия, заполняется третий энергетический уровень с n = 3. Распределение электронов атомов элементов третьего периода на орбиталях показано на рис. 4.4.

Рис. 4.4. Распределение электронов на орбиталях для атомов элементов третьего периода в основном состоянии

В атоме каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его наибольшей связи с ядром. В 1961 г. В.М. Клечковский сформулировал общее положение, согласно которому энергия электронных орбиталей возрастает в порядке увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел ( n + l), причем в случае равенства этих сумм, меньшей энергией обладает орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n .

Последовательность энергетических уровней в порядке возрастания энергии примерно следующая:

1s < 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Рассмотрим распределение электронов на орбиталях атомов элементов четвертого периода (рис. 4.5).

Рис. 4.5. Распределение электронов по орбиталям атомов элементов четвертого периода в основном состоянии

После калия (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) и кальция (электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) происходит заполнение электронами внутренней 3d-оболочки (переходные элементы Sc - Zn). Следует отметить существование двух аномалий: у атомов Сr и Сu на 4 s -оболочке находятся не два электрона, а один, т.е. происходит так называемый «провал» внешнего 4s-электрона на предшествующую 3d-оболочку. Электронное строение атома хрома можно представить следующим образом (рис. 4.6).

Рис. 4.6. Распределение электронов по орбиталям для атома хрома

Физическая причина «нарушения» порядка заполнения связана с различной проникающей способностью электронных орбиталей к ядру, особой устойчивостью электронных конфигураций d 5 и d 10 , f 7 и f 14 , отвечающих заполнению электронных орбиталей одним или двумя электронами, а также экранирующим действием внутренних электронных слоев заряда ядра.

Электронные конфигурации атомов Mn, Fe, Co, Ni, Cu и Zn отражены следующими формулами:

25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 ,

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ,

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 ,

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 ,

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ,

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .

После цинка, начиная с 31 элемента - галлия вплоть до 36 элемента - криптона продолжается заполнение четвертого слоя (4р – оболочки). Электронные конфигурации этих элементов имеют следующий вид:

31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ,

32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 ,

33 As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 ,

34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 ,

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 ,

36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .

Следует отметить, что если не нарушается запрет Паули, в возбужденных состояниях электроны могут располагаться на других орбиталях атомов.

4.4. Типы химических элементов

Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа:

1. У атомов s–элементов заполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода.

2. У атомов р–элементов электронами заполняются р–оболочки внешнего уровня (np). К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого).

3. У d–элементов заполняется электронами d–оболочка второго снаружи уровня (n–1) d . Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s– и p– элементами.

4. У f–элементов заполняется электронами f–подуровень третьего снаружи уровня (n–2) f . К семейству f–элементов относятся лантаноиды и актиноиды.

Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:

Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последующих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом и седьмом периодах.

Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.

s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – побочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов. Таким образом, подгруппа включает элементы, атомы которых обычно имеют сходное строение не только внешнего, но и предвнешнего слоя (за исключением элементов, в которых имеет место «провал» электрона).

Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних оболочек. Это является основным различием в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными.

Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.

4.5. Периодичность свойств атомов элементов

Такие характеристики атомов, как их радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронным строением атома.

Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы атомов неметаллов. Радиусы атомов металлов вычисляются на основе межатомных расстояний, которые хорошо известны для большинства металлов на основе экспериментальных данных. При этом радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов. Аналогичным образом вычисляются ковалентные радиусы неметаллов в молекулах и кристаллах простых веществ. Чем больше атомный радиус, тем легче отрываются от ядра внешние электроны (и наоборот). В отличие от атомных радиусов, радиусы ионов – условные величины.

Слева направо в периодах величина атомных радиусов металлов уменьшается, а атомных радиусов неметаллов изменяется сложным образом, так как она зависит от характера химической связи. Во втором периоде, например, радиусы атомов сначала уменьшаются, а затем возрастают, особенно резко при переходе к атому благородного газа.

В главных подгруппах радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных слоев.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего ему атома, причем с увеличением положительного заряда катиона его радиус уменьшается. Наоборот, радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего ему атома. Изоэлектронными называют частицы (атомы и ионы), имеющие одинаковое число электронов. В ряду изоэлектронных ионов радиус снижается с уменьшением отрицательного и возрастанием положительного радиуса иона. Такое уменьшение имеет место, например в ряду: O 2– , F – , Na + , Mg 2+ , Al 3+ .

Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, находящегося в основном состоянии. Она обычно выражается в электронвольтах (1 эВ = 96,485 кДж/моль). В периоде слева направо энергия ионизации возрастает с увеличением заряда ядра. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается, т. к. увеличивается расстояние электрона до ядра и возрастает экранирующее действие внутренних электронных слоев.

В таблице 4.1 приведены значения энергий ионизации (энергий отрыва первого, второго и т.д. электронов) для некоторых атомов.

Во втором периоде при переходе от Li к Ne энергия отрыва первого электрона возрастает (см. таблицу 4.1). Однако, как видно из таблицы, энергия ионизации возрастает неравномерно: у следующих за бериллием и азотом соответственно бора и кислорода наблюдается ее некоторое уменьшение, что обусловлено особенностями электронного строения атомов.

Внешняя s–оболочка бериллия полностью заполнена, поэтому у следующего за ним бора электрон поступает на р-орбиталь. Этот р-электрон менее прочно связан с ядром, чем s–электрон, поэтому отрыв р–электронов требует меньшей затраты энергии.

Таблица 4.1.

Энергии ионизации I атомов некоторых элементов

На каждой р-орбитали атома азота имеется по одному электрону. У атома кислорода электрон поступает на р-орбиталь, которая уже занята одним электроном. Два электрона, находящиеся на одной и той же орбитали, сильно отталкиваются, поэтому оторвать электрон от атома кислорода легче, чем от атома азота.

Наименьшее значение энергии ионизации имеют щелочные металлы, поэтому они обладают ярко выраженными металлическими свойствами, наибольшая величина энергии ионизации у инертных газов.

Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Сродство к электрону, как и энергию ионизации, обычно выражают в электронвольтах. Наибольшее сродство к электрону – у галогенов, наименьшее – у щелочных металлов. В таблице 4.2 приведены значения сродства к электрону для атомов некоторых элементов.

Таблица 4.2.

Сродство к электрону атомов некоторых элементов

Электроотрицательность – способность атома в молекуле или ионе притягивать к себе валентные электроны других атомов. Электроотрицательность (ЭО) как количественная мера – приближенная величина. Предложено около 20 шкал электроотрицательностей, наибольшее признание из которых получила шкала, разработанная Л. Полингом. На рис. 4.7 приведены значения ЭО по Полингу.

Рис. 4.7. Электроотрицательность элементов (по Полингу)

Наиболее электроотрицательным из всех элементов по шкале Полинга является фтор. Его ЭО принята равной 4. Наименее электроотрицательный – цезий. Водород занимает промежуточное положение, поскольку при взаимодействии с одними элементами он отдает электрон, а при взаимодействии с другими – приобретает.

4.6. Кислотно-основные свойства соединений; схема Косселя

Для объяснения характера изменения кислотно-основных свойств соединений элементов Коссель (Германия) предложил использовать простую схему, основанную на предположении о том, что в молекулах существует чисто ионная связь и между ионами имеет место кулоновское взаимодействие. Схема Косселя описывает кислотно-основные свойства соединений, содержащих связи Э-Н и Э-О-Н, в зависимости от заряда ядра и радиуса образующего их элемента.

Схема Косселя для двух гидроксидов металлов, например, LiOH и KOH показана на рис. 4.8.

Рис. 4.8. Схема Косселя для LiOH и KOH

Как видно из представленной схемы, радиус иона Li + меньше радиуса иона К + и ОН - –группа связана прочнее с катионом лития, чем с катионом калия. В результате КОН будет легче диссоциировать в растворе и основные свойства гидроксида калия будут выражены сильнее.

Аналогичным образом можно проанализировать схему Косселя для двух оснований CuOH и Cu(OH) 2 . Поскольку радиус иона Cu 2+ меньше, а заряд – больше, чем у иона Cu + , ОН - -группу будет прочнее удерживать ион Cu 2+ . В результате основание Cu(OH) 2 будет более слабым, чем CuOH.

Таким образом, сила оснований возрастает при увеличении радиуса катиона и уменьшении его положительного заряда .

В главных подгруппах сверху вниз сила оснований увеличивается, поскольку в этом направлении возрастают радиусы ионов элементов. В периодах слева направо происходит уменьшение радиусов ионов элементов и увеличение их положительного заряда, поэтому в этом направлении сила оснований уменьшается.

Схема Косселя для двух бескислородных кислот, например, HCl и HI показана на рис. 4.9

Рис. 4.9. Схема Косселя для HCl и HI

Поскольку радиус хлорид-иона меньше, чем иодид-иона, ион Н + прочнее связан с анионом в молекуле хлороводородной кислоты, которая будет слабее, чем иодоводородная кислота. Таким образом, сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса отрицательного иона .

Сила кислородсодержащих кислот изменяется противоположным образом. Она увеличивается с уменьшением радиуса иона и увеличением его положительного заряда. На рис. 4.10 представлена схема Косселя для двух кислот HClO и HClO 4 .

Рис. 4.10. Схема Косселя для HClO и HClO 4

Ион С1 7+ прочно связан с ионом кислорода, поэтому протон легче будет отщепляться в молекуле НС1О 4 . В то же время связь иона С1 + с ионом О 2- менее прочная, и в молекуле НС1О протон будет сильнее удерживаться анионом О 2- . В результате HClO 4 будет более сильной кислотой, чем HClO.

Достоинством схемы Косселя является то, что она с использованием простой модели позволяет объяснить характер изменения кислотно-основных свойств соединений в ряду сходных веществ. Вместе с тем эта схема является чисто качественной. Она позволяет лишь сравнивать свойства соединений и не дает возможность определить кислотно-основные свойства произвольно выбранного одного соединения. Недостатком этой модели является то, что в ее основу положены только электростатические представления, в то время как в природе не существует чистой (стопроцентной) ионной связи.

4.7. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений

Изменение окислительно-восстановительных свойств простых веществ легко установить, рассматривая характер изменения электроотрицательности соответствующих элементов. В главных подгруппах сверху вниз электроотрицательность уменьшается, что приводит к уменьшению окислительных и увеличению в этом направлении восстановительных свойств. В периодах слева направо электроотрицательность возрастает. В результате в этом направлении восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, а окислительные – возрастают. Таким образом, сильные восстановители располагаются в левом нижнем углу периодической системы элементов (калий, рубидий, цезий, барий), в то время как сильные окислители находятся в правом верхнем ее углу (кислород, фтор, хлор).

Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов зависят от их природы, величины степени окисления элементов, положения элементов в периодической системе и ряда других факторов.

В главных подгруппах сверху вниз окислительные свойства кислородсодержащих кислот, в которых атомы центрального элемента имеют одинаковую степень окисления, уменьшаются. Сильными окислителями являются азотная и концентрированная серная кислоты. Окислительные свойства проявляются тем сильнее, чем больше положительная степень окисления элемента в соединении. Сильные окислительные свойства проявляют перманганат калия и дихромат калия.

В главных подгруппах восстановительные свойства простых анионов увеличиваются сверху вниз. Сильными восстановителями являются HI, H 2 S, иодиды и сульфиды.