11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.

12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.

Д.И.Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют по-новому рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера)

Периодическая таблица элементов является графическим выражением Периодического закона. Существует несколько форм Периодической таблицы.

Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.

В группах собраны элементы с похожими химическими свойствами, а в периодах химические свойства постепенно изменяются.

Если сравнить между собой элементы разных периодов, то можно отметить важную особенность:

Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.

В этом заключается физический и химический смысл номера периода. Как же изменяются свойства элементов одного периода?

В левой части периодов элементы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. Большинство из этих элементов являются металлами (Li, Na, Mg, Ca).

В правой части собраны типичные неметаллы, обладающие окислительными свойствами (O, F, Cl).

В середине периодов располагаются элементы, обладающие как восстановительными, так и окислительными свойствами. Эти окислительные или восстановительные свойства зависят от того, с каким элементом они реагируют.

Каждый период Периодической таблицы начинается активным металлом и заканчивается инертным газом.

Номер группы совпадает с числом валентных электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Поэтому номер группы часто совпадает с валентностью элементов. Например, номер группы совпадает с валентностью s-элементов и с наибольшей возможной валентностью p-элементов. В этом заключается физический смысл номера группы.

Заряд ядра Z совпадает с ПОРЯДКОВЫМ НОМЕРОМ элемента в Периодической таблице.

Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с их атомным весом.

Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы - металлы).Термин “переходные металлы” возник вследствие того, что все d-элементы в периодах служат как бы “переходным мостиком” от металлических s-элементов к p-элементам, среди которых уже много неметаллов.

Все элементы разделяются на 4 электронных семейства.

1.s-элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется s – подуровень внешнего электронного слоя. Первые два элемента каждого периода. Они составляют главные подгруппы 1 и 2 групп.

2.р- элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется р –подуровень внешнего электронного слоя. Р – элементы составляют главные подгруппы 3-8 групп.

3.d- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется d- подуровень предвнешнего электронного слоя. Это элементы побочных подгрупп всех восьми групп.

4.f- элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется f- подуровень третьего снаружи электронного слоя. Это элементы располагающиеся в нижней части периодической системы лантаноиды и актиноиды.

Валентные электроны – это электроны. Которые могут участвовать в образовании химических связей.

В атомах s- и р- элементов валентными являются, все электроны внешнего слоя.

В атомах d – элементов валентными являются электроны s- и d- подуровней.

В атомах f – элементов валентными являются электроны s- и f- подуровней.

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательности, степень окисления связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Атомы не имеют строго определенных границ , что обусловлено волновой природой электронов. В расчетах пользуются так называемыми эффективными и кажущимися радиусами, т.е. радиусом шарообразных атомов, сближенных между собой при образовании кристалла. Обычно их рассчитывают из рентгенометрических данных.

Радиус атома- расстояние от ядра атома до максимума электронной плотности его валентных электронов. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электрона притягиваются к ядру сильнее.

Атомы. Лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, т.к. заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Атомы, присоединяющие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами. Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома:

r _аниона > r _ат.> r_{катиона}

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Потенциал ионизации- наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов. Выражается в вольтах

Энергия ионизации, выраженная в электронвольтах, численно равна потенциалу ионизации, выраженному в вольтах.

Электроотрицательность характеризует способность атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Металличность – это способность атомов элемента отдавать электроны.

Неметалличность – это способность атомов элемента присоединять электроны.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

Количественной характеристикой неметаличности является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому т.е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:

Э⁰ + е = Э^- + Е_ср.

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем, сильнее неметаллические свойства элемента.