Чем определяется порядковый номер элемента в периодической

Порядковый номер химического элемента

Заря́довое число́ атомного ядра (синонимы: атомный номер, атомное число, порядковый номер химического элемента) — количество протонов в атомном ядре. Зарядовое число равно заряду ядра в единицах элементарного заряда и одновременно равно порядковому номеру соответствующего ядру химического элемента в таблице Менделеева.

Термин «атомный» или «порядковый» номер обычно используется в атомной физике и химии, тогда как эквивалентный термин «зарядовое число» — в физике ядра. В неионизированном атоме количество электронов в электронных оболочках совпадает с зарядовым числом.

Зарядовое число обычно обозначается буквой Z. Ядра с одинаковым зарядовым числом, но различным массовым числом A (которое равно сумме числа протонов Z и числа нейтронов N) являются различными изотопами одного и того же химического элемента, поскольку именно заряд ядра определяет структуру электронной оболочки атома и, следовательно, его химические свойства.

Смотреть что такое «Порядковый номер химического элемента» в других словарях:

ПОРЯДКОВЫЙ НОМЕР — элемента, то же, что (см. АТОМНЫЙ НОМЕР). Физический энциклопедический словарь. М.: Советская энциклопедия. Главный редактор А. М. Прохоров. 1983. ПОРЯДКОВЫЙ НОМЕР … Физическая энциклопедия

ПОРЯДКОВЫЙ НОМЕР — химического элемента то же, что атомный номер … Большой Энциклопедический словарь

Порядковый номер элемента — Зарядовое число атомного ядра (синонимы: атомный номер, атомное число, порядковый номер химического элемента) количество протонов в атомном ядре. Зарядовое число равно заряду ядра в единицах элементарного заряда и одновременно равно порядковому… … Википедия

порядковый номер — химического элемента, то же, что атомный номер. * * * ПОРЯДКОВЫЙ НОМЕР ПОРЯДКОВЫЙ НОМЕР химического элемента, то же, что атомный номер (см. АТОМНЫЙ НОМЕР) … Энциклопедический словарь

Атомный номер — порядковый номер химического элемента в периодической системе элементов (См. Периодическая система элементов) Д. И. Менделеева. А. н. равен числу протонов в атомном ядре, которое, в свою очередь, равно числу электронов в электронной… … Большая советская энциклопедия

АТОМНЫЙ НОМЕР — АТОМНЫЙ НОМЕР, порядковый номер химического элемента в периодической системе элементов. Равен числу протонов в атомном ядре, определяет химические и большинство физических свойств атома … Современная энциклопедия

Атомный номер — АТОМНЫЙ НОМЕР, порядковый номер химического элемента в периодической системе элементов. Равен числу протонов в атомном ядре, определяет химические и большинство физических свойств атома. … Иллюстрированный энциклопедический словарь

атомный номер — порядковый номер, Z, номер химического элемента в периодической системе элементов. Равен числу протонов в атомном ядре и определяет химические и большинство физических свойств атома. * * * АТОМНЫЙ НОМЕР АТОМНЫЙ НОМЕР (порядковый номер), Z, номер… … Энциклопедический словарь

АТОМНЫЙ НОМЕР — (порядковый номер) Z, номер химического элемента в периодической системе элементов. Равен числу протонов в атомном ядре и определяет химические и большинство физических свойств атома … Большой Энциклопедический словарь

Химический элемент — Химический элемент совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева[1]. Каждый химический элемент имеет свои название и символ, которые приводятся в… … Википедия

Источник

Порядковые номера элементов

При изложении теории строения атомов мы уже говорили о зависимости между рентгеновыми спектрами элементов и их порядковыми, или атомными, номерами. Изучение этой зависимости привело к выводу, что порядковый номер, определяемый местом элемента в периодической системе, является важнейшей константой элемента, выражающей число положительных зарядов ядра его атома. При помощи рентгеновых спектров были определены величины ядерных зарядов атомов всех элементов. Результаты этих определений показали, что в периодической системе элементы расположены строго последовательно в порядке возрастания зарядов ядер их атомов.

Это открытие давало новое обоснование расположению элементов в периодической системе. Вместе с тем оно устраняло и кажущееся противоречие в системе Менделеева — положение некоторых элементов с большим атомным весом впереди элементов с меньшим атомным весом (теллур и иод, аргон и калий, кобальт и никель). Оказалось, что никакого противоречия здесь нет, так как место элемента в системе определяется не его атомным весом, а зарядом атомного ядра. Определение зарядов ядер теллура и иода показало, что заряд первого равен 52, а второго 53, почему теллур, несмотря на больший атомный вес, и должен стоять впереди иода. Точно так же заряды ядер аргона и калия, никеля и кобальта полностью отвечают последовательности расположения этих элементов в системе.

Итак, заряд атомного ядра является той основной величиной, от которой зависят все свойства элемента и его положение в периодической системе. Поэтому периодический закон Менделеева в настоящее время формулируется следующим образом:

Свойства элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.

Однако сама периодическая система не является завершенной, о чем свидетельствует открытие так называемых трансурановых (заурановых) элементов, т. е. элементов, следующих за ураном по величине заряда ядра их атомов.

Замена атомных весов ядерными зарядами или порядковыми номерами не только не нарушила систему, но, наоборот, еще больше укрепила ее. В то же время последовательность расположения элементов, установленная Менделеевым, осталась неизмененной как вполне отвечающая новой основе системы — зарядам атомных ядер.

Источник

Чем определяется порядковый номер элемента в периодической

Выдающийся русский учёный, химик, физик и энергетик. Самым значимым его вкладом в науку стало открытие периодического закона, графическое выражение которого получило название Периодической системы химических элементов.

Периодический закон

К середине XIX века учёные располагали множеством сведений о физических и химических свойствах разных элементов и их соединений. Появилась необходимость упорядочить эти знания и представить их в наглядном виде. Исследователи из разных стран пытались создать классификацию, объединяя элементы по сходству состава и свойств веществ, которые они образуют. Однако ни одна из предложенных систем не охватывала все известные элементы.

Пытался решить эту задачу и молодой русский профессор Д.И. Менделеев. Он собирал и классифицировал информацию о свойствах элементов и их соединений, а затем уточнял её в ходе многочисленных экспериментов. Собрав данные, Дмитрий Иванович записал сведения о каждом элементе на карточки, раскладывал их на столе и многократно перемещал, пытаясь выстроить логическую систему. Долгие научные изыскания привели его к выводу, что свойства элементов и их соединений изменяются с возрастанием атомной массы, однако не монотонно, а периодически.

Так был открыт периодический закон, который учёный сформулировал следующим образом: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Своё открытие Менделеев совершил почти за 30 лет до того, как учёным удалось понять структуру атома. Открытия в области атомной физики позволили установить, что свойства элементов определяются не атомной массой, а зависят от количества электронов, содержащихся в нём. Поэтому современная формулировка закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Этот принцип Менделеев проиллюстрировал в таблице, в которой были представлены все 63 известных на тот момент химических элемента. При её создании учёный предпринял ряд весьма смелых шагов.

Во-первых, многочисленные эксперименты позволили Менделееву сделать вывод, что атомные массы некоторых элементов ранее были вычислены неправильно, и он изменил их в соответствии со своей системой.

Во-вторых, в таблице были оставлены места для новых элементов, открытие которых учёный предсказал, подробно описав их свойства.

Мировое научное сообщество поначалу скептически отнеслось к открытию русского химика. Однако вскоре были открыты предсказанные им химические элементы: галлий, скандий и германий. Это разрушило сомнения в правильности системы Менделеева, которая навсегда изменила науку. Там, где раньше учёному требовалось провести ряд сложнейших (и даже не всегда возможных в реальности) опытов — теперь стало достаточно одного взгляда в таблицу.

Существует легенда, якобы знаменитая таблица явилась Менделееву во сне. Но сам Дмитрий Иванович эту информацию не подтвердил. Он действительно нередко засиживался над работой до поздней ночи и засыпал, продолжая размышлять над решением задачи, однако факт мистического озарения во сне учёный отрицал: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете, сел и вдруг — готово!».

Теперь расскажем, как устроена Периодическая таблица элементов Менделеева и как ею пользоваться.

Структура Периодической системы элементов

На настоящий момент Периодическая таблица Менделеева содержит 118 химических элементов. Каждый из них занимает своё место в зависимости от атомного числа. Оно показывает, сколько протонов содержит ядро атома элемента и сколько электронов в атоме находятся вокруг него. Атом каждого последующего элемента содержит на один протон больше, чем предыдущий.

Периоды — это строки таблицы. На данный момент их семь. У всех элементов одного периода одинаковое количество заполненных электронами энергетических уровней.

Группы — это столбцы. В группы в Периодической таблице объединяются элементы с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. В кратком варианте таблицы, используемой в школьных учебниках, элементы разделены на восемь групп. Каждая из них делится на главную (A) и побочную (B) подгруппы, которые объединяют элементы со сходными химическими свойствами.

Каждый элемент обозначается одной или двумя латинскими буквами. Порядковый номер элемента (число протонов в его ядре) обычно пишется в левом верхнем углу. Также в ячейке элемента указана его относительная атомная масса (сумма масс протонов и нейтронов). Это усреднённая величина, для расчёта которой используются атомные массы всех изотопов элемента с учётом их содержания в природе. Поэтому обычно она является дробным числом.

Чтобы узнать количество нейтронов в ядре элемента, необходимо вычесть его порядковый номер из относительной атомной массы (массового числа).

Свойства Периодической системы элементов

Расположение химических элементов в таблице Менделеева позволяет сопоставлять не только их атомные массы, но и химические свойства.

Вот как они изменяются в пределах группы (сверху вниз):

В пределах периодов (слева направо) свойства элементов меняются следующим образом:

Элементы Периодической таблицы Менделеева

По положению элемента в периоде можно определить его принадлежность к металлам или неметаллам. Металлы расположены в левом нижнем углу таблицы, неметаллы — в правом верхнем углу. Между ними находятся полуметаллы. Все периоды, кроме первого, начинается щелочным металлом. Каждый период заканчивается инертным газом.

Щелочные металлы

Первая группа главная подгруппа элементов (IA) — щелочные металлы. Это серебристые вещества (кроме цезия, он золотистый), настолько мягкие, что их можно резать ножом. Поскольку на их внешнем электронном слое находится только один электрон, они очень легко вступают в реакции. Плотность щелочных металлов меньше плотности воды, поэтому они в ней не тонут, а бурно реагируют с образованием щёлочи и водорода. Реакция идёт настолько энергично, что водород может даже загореться или взорваться. Эти металлы настолько активно реагируют с кислородом в воздухе, что их приходится хранить под слоем керосина (а литий — под слоем вазелина).

Учите химию вместе с домашней онлайн-школой «Фоксфорда»! По промокоду CHEMISTRY892021 вы получите бесплатный недельный доступ к курсам химии за 8 класс и 9 класс.

Щелочноземельные металлы

Вторая группа главная подгруппа (IIА) представлена щелочноземельными металлами с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне атома. Бериллий и магний часто не относят к щелочноземельным металлам. Они тоже имеют серебристый оттенок и легко взаимодействуют с другими элементами, хотя и не так охотно, как металлы из первой группы главной подгруппы. Температура плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных. Ионы магния и кальция обусловливают жёсткость воды.

Лантаноиды и актиноиды

В третьей группе побочной подгруппе (IIIB) шестого и седьмого периодов находятся сразу несколько металлов, сходных по строению внешнего энергетического уровня и близких по химическим свойствам. У этих элементов электроны начинают заполнять третий по счёту от внешнего электронного слоя уровень. Это лантаноиды и актиноиды. Для удобства их помещают под основной таблицей.

‍Лантаноиды иногда называют «редкоземельными элементами», поскольку они были обнаружены в небольшом количестве в составе редких минералов и не образуют собственных руд.

‍Актиноиды имеют одно важное общее свойство — радиоактивность. Все они, кроме урана, практически не встречаются в природе и синтезируются искусственно.

Переходные металлы

Элементы побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, называют переходными металлами. Они вполне укладываются в привычные представления о металлах — твёрдые (за исключением жидкой ртути), плотные, обладают характерным блеском, хорошо проводят тепло и электричество. Валентные электроны их атомов находятся на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях.

Неметаллы

Правый верхний угол таблицы до инертных газов занимают неметаллы. Неметаллы плохо проводят тепло и электричество и могут существовать в трёх агрегатных состояниях: твёрдом (как углерод или кремний), жидком (как бром) и газообразном (как кислород и азот). Водород может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства, поэтому его относят как к первой, так и к седьмой группе Периодической системы.

Подгруппа углерода

Четвёртую группу главную подгруппу (IVА) называют подгруппой углерода. Углерод и кремний обладают всеми свойствами неметаллов, германий и олово занимают промежуточную позицию, а свинец имеет выраженные металлические свойства. Углерод образует несколько аллотропных модификаций — вариантов простых веществ, отличающихся по своему строению, а именно: графит, алмаз, фуллерит и другие.

Большинство элементов подгруппы углерода — полупроводники (проводят электричество за счёт примесей, но хуже, чем металлы). Графит, германий и кремний используют при изготовлении полупроводниковых элементов (транзисторы, диоды, процессоры и так далее).

Подгруппа азота

Пятую группу главную подгруппу (VA) называют пниктогенами или подгруппой азота. В ходе реакций эти элементы могут как отдавать электроны, так и принимать их, завершая внешний энергетический уровень.

Физические свойства элементов подгруппы азота различны. Азот является бесцветным газом. Фосфор, мягкое вещество, образует несколько вариантов аллотропных модификаций — белый, красный и чёрный фосфор. Мышьяк — твёрдый полуметалл, способный проводить электрический ток. Висмут — блестящий серебристо-белый металл с радужным отливом.

Азот — основное вещество в составе атмосферы нашей планеты. Некоторые элементы подгруппы азота токсичны для человека (фосфор, мышьяк, висмут). При этом азот и фосфор являются важными элементами почвенного питания растений, поэтому они входят в состав большинства удобрений. Азот и фосфор также участвуют в формировании важнейших молекул живых организмов — белков и нуклеиновых кислот.

Подгруппа кислорода

Халькогены или подгруппа кислорода — элементы шестой группы главной подгруппы (VIA). Для завершения внешнего электронного уровня атомам этих элементов не хватает лишь двух электронов, поэтому они проявляют сильные окислительные (неметаллические) свойства. Однако, по мере продвижения от кислорода к полонию они ослабевают.

Кислород образует две аллотропные модификации — кислород и озон — тот самый газ, который образует экран в атмосфере планеты, защищающий живые организмы от жёсткого космического излучения.

Кислород и сера легко образуют прочные соединения с металлами — оксиды и сульфиды. В виде этих соединений металлы часто входят в состав руд.

Галогены

Седьмая группа главная подгруппа (VIIA) представлена галогенами — неметаллами с семью электронами на внешнем электронном слое атома. Это сильнейшие окислители, легко вступающие в реакции. Галогены («рождающие соли») назвали так потому, что они реагируют со многими металлами с образованием солей. Например, хлор входит в состав обычной поваренной соли.

Самый активный из галогенов — фтор. Он способен разрушать даже молекулы воды, за что и получил своё грозное имя (слово «фтор» переводится на русский язык как «разрушительный»). А его «близкий родственник» — иод — используется в медицине в виде спиртового раствора для обработки ран.

Инертные газы

‍Инертные газы, расположенные в последней, восьмой группе главной подгруппе (VIIIA) — элементы с полностью заполненным внешним электронным уровнем. Они практически не способны участвовать в реакциях. Поэтому их иногда называют «благородными», проводя параллель с представителями высшего общества, которые брезгуют контактировать с посторонними.

У инертных газов есть удивительная способность: они светятся под действием электромагнитного излучения, поэтому используются для создания ламп. Так, неон используется для создания светящихся вывесок и реклам, а ксенон — в автомобильных фарах и фотовспышках.

Гелий обладает массой всего в два раза больше массы молекулы водорода, но, в отличие от последнего, не взрывоопасен и используется для заполнения воздушных шаров.

У нас вы сможете учиться в удобном темпе, делать упор на любимые предметы и общаться со сверстниками по всему миру.

Попробовать бесплатно

Интересное по рубрике

Найдите необходимую статью по тегам

Подпишитесь на нашу рассылку

Мы в инстаграм

Домашняя онлайн-школа
Помогаем ученикам 5–11 классов получать качественные знания в любой точке мира, совмещать учёбу со спортом и творчеством

Посмотреть

Рекомендуем прочитать

Реальный опыт семейного обучения

Звонок по России бесплатный

Посмотреть на карте

Если вы не нашли ответ на свой вопрос на нашем сайте, включая раздел «Вопросы и ответы», закажите обратный звонок. Мы скоро свяжемся с вами.

Источник

Периодическая система Д.И. Менделеева. Структура

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Периодическая система Д.И. Менделеева

Периодический закон и структура периодической системы Д.И. Менделеева.

Тема строения вещества является центральной в теоретической части курса химии и рассматривается в неразрывной связи с периодическим законом и его графическим изображением – периодической системой Д.И. Менделеева.

Развитие атомистических представлений в XIX веке завершилось открытием в 1869 г. Д.И. Менделеевым периодического закона и созданием периодической системы.

«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов» – такова первоначальная, авторская формулировка периодического закона. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д.И. Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. Наиболее общепризнанными являются короткая и длинная системы.

Работами Резерфорда и Мозли (1921 г.) было установлено, что заряд ядра атома равен порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Например, порядковый номер атома азота N равен 7, следовательно, положительный заряд его ядра +7 и вокруг ядра находится 7 электронов.

Заряд ядра – важнейшая и фундаментальная характеристика атома, на ее основе дается современное понятие химического элемента: «Химическим элементом называется вид атомов с определенным зарядом ядра».

В ядре атома находятся два вида частиц: протоны и нейтроны. Протоны – это положительно заряженные частицы с зарядом +1 и массой 1 (точнее, 1,0076). Число протонов равно порядковому номеру элемента. Нейтроны – это нейтральные частицы с массой 1 (точнее, 1,0089)

Вся масса атома сосредоточена в ядре, следовательно, атомная масса элемента – суммарная масса протонов и нейтронов. Чтобы найти число нейтронов (N) в ядре любого атома, нужно из атомной массы (A) вычесть порядковый номер (Z) : N=A-Z. Например, для атома азота число протонов Z=7, число нейтронов N=14-7=7. Атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную массу, называются изотопами. Изотопы одного и того же химического элемента, согласно определению, имеют одинаковое число протонов, но разное число нейтронов. Например, для изотопов водорода имеют место соотношения, приведенные в табл. 7.

Таблица 7. Изотопы водорода

Атомная масса элемента, указанная в периодической системе, определяется как средняя величина из масс всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе. Поэтому атомные массы имеют дробные значения. Атомы разных элементов, имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу, называются изобарами. Например, атом 40 ₁₈Ar и 40 ₁₉K являются изобарами, атомы 39 ₁₈Ar и 39 ₁₉K также являются изобарами.

Согласно этой формуле, в первом электронном слое может разместиться не более 2 электронов, во втором – не более 8, в третьем – не более 18, в четвертом – не более 32 и т.д.

(Более детальное заполнение электронных слоев 2, 8, 18-ю и т.д. электронами рассматривается на основе квантовых чисел.)

Заряд ядра атома (порядковый номер элемента в периодической системе элементов) определяет общее число электронов в атоме и, как следствие его, число внешних электронов. Например, элемент №9 – фтор, имеет 9 электронов, которые распределяются в соответствии с законами построения электронных оболочек следующим образом: 2, 7.

Элемент №10, неон, имеет 10 электронов, закономерно распределяющихся по слоям: 2, 8. У элемента №11, натрия, распределение электронов соответственно 2, 8, 1. Все три элемента имеют различное строение внешнего электронного слоя.

Электроны внешних слоев называются валентными и определяют химические свойства атома. При этом все химические элементы можно разделить на три основные группы. Элементы, атомы которых имеют 1-3 внешних электрона, являются металлами и легко отдают эти электроны при химических реакциях. Элементы, атомы которых имеют 4-7 внешних электронов, относятся к неметаллам и склонны принимать электроны от других атомов до завершения внешнего электронного слоя (до устойчивого октета). Атомы, имеющие завершенный внешний электронный слой (2 или 8 электронов), не склонны вступать в химические реакции и являются химически инертными.

В приведенном примере (₉F, ₁₀N, ₁₁Na) даже небольшое изменение величины заряда ядра приводит к значительному изменению в химических свойствах элементов, что еще раз подчеркивает фундаментальное значение такой характеристики атома, как заряд ядра.

Современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер (порядковых номеров элементов в периодической системе).

Периодическая система содержит 7 периодов (3 малых и 4 больших) и 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, имеющих сходное строение внешнего электронного слоя и близкие химические свойства. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов. Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов.

Группа объединяет элементы, имеющие одинаковую высшую валентность (валентность по кислороду). Высшая валентность равна номеру группы (исключения: O, F; Cu, Ag, Au; Fe, Co, Ni и некоторые другие элементы). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы – аналоги). К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f- элементы. Первые шесть d- элементов от (Se до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Se) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s- подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) находятся в III подгруппе в соответствие с особенностями их электронных конфигураций.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Исключение из этого правила представляет самый короткий I период, начинающийся водородом. Период это последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns 1 до ns 2 np 6 (или до ns 2 у первого периода). Периоды начинаются с s- элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода s- элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В периодической системе строго соблюдается ряд закономерностей, связанных со строением электронных оболочек атомов. Эти закономерности таковы:

– Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором данный элемент находится. Например, у атома H и He всего один электронный слой, у атома C – два электронных слоя, у атома Cl – три, у атома Fr – семь и т.д.

– Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Например, атом натрия находится в I группе и имеет 1 электрон в наружном слое, атом кремния находится в IV группе и имеет 4 электрона в наружном слое, атомы инертных газов расположены в VIII группе и имеют 8 внешних электронов.

Электроны (1-7) незавершенного внешнего слоя участвуют в образовании химических связей и являются валентными.

В побочных подгруппах распределение валентных электронов более сложное, чем в главных подгруппах. Общее число подвижных валентных электронов также равно номеру группы, но только 2 (реже 1) из них находятся во внешнем слое, а остальные помещаются в предпоследний слой. Например, в атоме марганца (элемент 7-й группы периодической системы) электроны распределены следующим образом:

– В периодической системе сверху вниз по группе увеличивается металлическая активность элементов, т.е. способность отдавать электроны (поскольку с ростом порядкового номера растет число электронных слоев и ослабевает связь внешних электронов с ядром).

– В периодической системе слева направо по периоду увеличивается неметаллическая активность, т.е. способность принимать электроны (поскольку с ростом порядкового номера увеличивается число электронов во внешнем электронном слое, отдавать их становится все труднее, более выгодной будет тенденция дополнить внешний слой до устойчивой восьми электронной оболочки).В соответствии с вышеприведенными закономерностями самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом является фтор. Вблизи диагонали, разделяющей эти два полюса, расположены элементы переходного и амфотерного характера: бор, алюминий, германий, мышьяк, теллур, астат и др. Необходимо уметь свободно ориентироваться в закономерностях периодической системы; по месту нахождения элемента в таблице рассказать о его свойствах, характерных валентных состояниях, важнейших соединениях.

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов.

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Полные записи электронных конфигураций первых двух периодов приведены в таблице 8.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формированием К – оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s – элементами.

Таблица 8. Электронные конфигурации элементов первых двух периодов

У элементов второго периода формируется L – оболочка, за­полняются s- и р-подоболочки. Формирующими электронами у пер­вых двух элементов являются s-электроны, поэтому Li и Be – отно­сятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число р – элементoв, так как формирование их орбиталей заканчивается р- электроном. У элемента Ne полностью заполнена 2р-подоболочка, обозначим его электронную конфигурацию как [Ne]. В таблице 9 даны в краткой записи электронные конфигурации элементов н основном состоянии. При этом не приводится полная запись конфигурации полностью заполненных подоболочек предыдущих периодов.

подуровня 3d (см. рис. 2). В соответствие с правилом Клечковского n +1 у 4s (4ниже, чем n +1 у 3d (5).

Рис. 2. Примерная схема относительного расположения энергетических подуровней в многоэлектронных атомах

Таблица 9. Электронные конфигурации элементов

Четвертый период завершается формированием подоболочки 4р у криптона [Ar] 3d°4s 2 4p 6 или [Кг]. Всего в четвертом периоде 18 эле­ментов.

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную декаду из d-элементов и четырнадцать 5f- элементов (актиноидов).

Рис. 3. Зависимость первой энергии ионизации от порядкового номера элемента Z

Периодические свойства элементов.

Так как электронное строение элементов изменяется периодиче­ски, то соответственно периодически изменяются и свойства элемен­тов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и дру­гие свойства.

Количественно-химическая активность элементов может быть выражена с помощью таких характеристик, как энергия (потенциал) ионизации, сродство к электрону, относительная электроотрицательность. Две первых характеристики измеряются в единицах энергии (ккал, кдж, эв и др.), последняя – относительная безразмерная величина.

Энергия ионизации. Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, на­зывается первой энергией ионизации I₁. В результате ионизации ато­мы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию иони­зации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Na 0 – ē = Na + – 5,14 эв

Cs 0 – ē = Cs + – 3,9 эв

Энергия ионизации характеризует восстановительную способ­ность элемента, т.е. металличность. Активные металлы обладают очень малыми значениями энергии ионизации. Первая энергия ионизации (рис. 3) определяется электронным строением элементов и ее изменение имеет периодиче­ский характер. Энергия ионизации возрастает по периоду. Наимень­шие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, нахо­дящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии иони­зации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце пе­риода. Пики на кривой зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента на­блюдаются у элементов с законченной s- подоболочкой (Be, Mg) и d- подоболочкой (Zn, Cd, Hg), и р– подоболочкой, в АО кото­рой находится по одному электрону (N, P, As). Ми­нимумы на кривой на­блюдаются у элементов, имеющих на внешней подоболочке по одному электрону (щелочные металлы, В, Al, Ga, In). В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьша­ется с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Е отражает способность атомов притягивать электроны, т.е. их неметаллический характер, и увеличивается по периоду слева направо, по группе снизу вверх. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее – элементы с электронной конфигурацией s 2 (He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, P, As).

Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта ха­рактеристика имеет условный характер. Однако ее использование по­лезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену (США), электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Сложность использования подхода Малликена заключается в том, что нет надежных методов количественного определения энергии сродства к электрону. Поэтому Л. Полинг (США) предложил термохимический метод расчета ЭО на основе определения разности энергии диссоциации соединения А-В и образующих его молекул А-А и В-В. Он ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв ЭО фтора, равной четырем.

Электроотрицательность ЭО определяет собой арифметическую сумму энергии ионизации и сродства к электрону и является достаточно полной характеристикой химической активности элементов:

ЭО=I+E (ккал, кдж, эв и др.)

Например, для фтора ЭО=415ккал + 95ккал = 510ккал/моль. Пользуются относительными значениями электроотрицательности ОЭО (по шкале Полинга), для чего значение ЭО лития принимают за единицу сравнения и делят на него значения ЭО других элементов. Например для фтора:

Элек­троотрицательность элементов (табл. 10) возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у эле­ментов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V — побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной под­группы (минимум ЭО у А1), возрастает с увеличением номера пе­риода у элементов IV — VIII побочных подгрупп. Наименьшие зна­чения ЭО имеют s-элементы I подгруппы, наибольшие значения — р-элементы VII и VI групп.

Таблица 10. Электроотрицательность элементов по Полингу

Источник