04. Периодическая система химических элементов

Изменено: 22.04.2015 Posted on

4. Периодическая система химических элементов.

   Открытие множества элементов выявило их общие свойства (реакции, валентности, соединения) и группы — щелочных (Na, K, Li) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов, галогенов (Cl, Br, I) и других. Расположив их в систему по росту масс (Аг) Д.И. Менделеев обнаружил в 1869 г. Периодический закон: “Свойства элементов и их соединений зависят периодически от их атомных весов”. Этот закон позволил исправить противоречившие ему факты, веса и предсказать новые элементы, вскоре открытые.

Структура Периодической системы. Группы металлов — слева, неметаллов — справа (в длинной форме — отдельно — подгруппы — главные — s- слева и p- элементов справа побочных —  d- с 4 периода, и f- с 6). Их объединяют в короткой форме таблицы по общей высшей валентности, равной номеру группы (в характерных соединениях R2On=0-8 — под группами).*

mendeleev

Д.И. Менделеев (1834-1907)

Пе-ри-
од

гр.1:ns1

гр.2: ns2

гр.3: ns2p

гр.4: s2p2-sp3

гр.5: ..ns2p3

6 ..ns2p4

7 ..ns2p5

8 ..ns2p6

1

1 H1

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

2 He 4

2

 3 Li7

4 Be9

5 B11

6 C12

7 N14

8 O16

 9 F19

10 Ne20

3

11 Na23

12 Mg24

13 Al27

14  Si28

15 P31

16  S32

17 Cl35.5

18 Ar40

4

19 K39

20 Ca40

3d:21Sc

22 Ti48

  23 V51

24 Cr52

25 Mn55

FeCo Ni

29 Cu64

30 Zn65

31 Ga70

32 Ge73

33 As75

34 Se79

35 Br80

36 Kr84

5

37 Rb85

38  Sr 88

4d: 39Y89

40 Zr 91

41 Nb93

42 Mo96

43 Tc99

Ru Rh Pd

47 Ag108

48 Cd 112

49 In 115

50 Sn119

51 Sb122

52 Te128

53 I 127

54 Xe131

6

55 Cs133

56  Ba 137

4f:57Ln139

72 Hf 178

73 Ta181

74 W184

75 Re186

OsIr Pt

79 Au197

80 Hg201

81 Tl204

82 Pb207

83 Bi209

84 Po209

85 At210

86 Rn222

7

87 Fr223

88 Ra 226

6d+f: :89Ac

90 Th232

91 Pa231

92 U238

93 Np237

94 Pu244

ст. ок. 0

Характерные соединения

-4: RH4

-3:RH3     

-2 H2R

-1: НR

  0: R

8

+1:R2O

ROH

2:RO

R(OH)2

3:R2O3

R(OH)3

4:RO2

H2RO3

5:R2O5

H3RO4

6:RO3

H2RO4

+7:R2О7

НRО4

+8: RO4

 Периодический закон на основе учения о строения атомов уточнила электронная и квантовая теория (в.3): “Свойства элементов и соединений их находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов”. Она объяснила причины периодичности, число элементов, нарушения роста масс (Ar40-K39; Co-Ni; Te-I), ионизацию, электрические и другие свойства.

 Элементы одной группы имеют общее число валентных электронов, равное высшей валентности, степени окисления и номеру группы. Например, в 6 группе их 6 и в главных, S 16=[Ne]103s23p4, и в побочных,* Cr 24=[Ar]183d54s1.

   По закону Кулона Еn=Frn=Ze/rn — с ростом Z в периодах притяжение электронов и энергия ионизации растет, а в группах (по вертикали) уменьшается, так как растет число уровней n, радиус (знаменатель Е=Ze/r) и отдача электронов — металлические свойства (металлы слева и ниже неметаллов)

Изменение свойств химических элементов и их соединений в периодической системе: С ростом порядкового номера в периоде растут заряд (числитель Е=Ze/r,- радиус меньше) и потому электроотрицательность (ЭО) и “сродство к электрону” — свойства притягивать электроны — неметаллические, как и снизу вверх, по шкале ЭО: Ме (ряд их — в.15)<неМе: H<C (<S< I<Br<Cl) <N<O<F.

   Также изменяются свойства соединений, оксидов и гидроксидов, диссоциация Э-/-О-/-Н (на Э+ОН или Н+ и ЭО, в.9) в периоде — от основных к кислотным, в группе — наоборот,

 так, Н3ВО3 — кислота

NaOH —  Mg(OH)2 —  Al(OH)3 = H3AlO3 — H4SiO4 — H3PO4 — H2SO4 — HClOщелочь  основание  амфотерный гидроксид — кислоты слабые — сильные

Ga(OH)3 — основание

   И металлические свойства (отдача е-) и сила оснований — ионизация Ме(ОН)n=Me+n+nOH- определяются устойчивостью Ме+n. С ростом заряда притяжение затрудняет диссоциацию и растворимость Ме(ОН)n — Ме+3 гидролизуются, а Ме+4 практически не существует, О-2 притягивается больше к Э+n, чем к Н+ — теряя протон и воду Э(ОН)n в HnЭO4 (сила кислот связана со степенью и окисления и гидратации). Большее притяжение электронов обуславливает ионизацию Н+ — рост кислотности водородных соединений неметаллов и в ряду NH3 <H2O<HF<H2S<HCl.

   Рост зарядов ионов т.о. определяет силу притяжения, уменьшение диссоциации и растворимости (больших у однозарядных катионов и анионов), направления ионных реакций (в.8,9), а увеличение радиуса с периодом n (сверху вниз) — с уменьшением притяжения ионов — силу — диссоциацию и оснований и кислот.

   Периодическая система т.о. — краткое обобщение всей химии (раскрывающее высшее — уравнение Шредингера E(n,l)=T(l)+V(n)=p2/2m-eZ/r, Д2.2), определяющее свойства всех и элементов и основных соединений их.

Характеристика химического элемента по ПС включает:

 1. Общие сведения и положение его в ПС — название, символ, порядковый номер (атомный, Z), номер периода и группы, тип подгруппы (A или B),* атомная масса Аr.

 2. Строение атома — заряд ядра Z, число протонов, нейтронов (N=A-Z) и электронов, электронные схема, формула, конфигурация и тип элемента (s, p…), металл или неметалл.

 3. Основные степени окисления и соединения — формулы высшего оксида, соответствующего гидроксида и гидрида, кислотно-основные свойства их.

 4. Cравнение с соседними элементами периода и группы, ЭО и другие характеристики, свойства простого вещества.

Пример:

1. Сера S, № 16, Ar=32,066, находится в 3 периоде, VI группе*, главной подгруппе.

2. Z=16, S32 имеет 16n, 16p, 16e, конфигурация 1s22s22p63s23p4, графическая схема см.в.3, Д2.2, р-элемент, неметалл.

3. Степени окисления от -2 до +6, высший оксид SО3 — кислотный, гидроксид Н24 — сильная кислота, гидрид Н2S — слабая кислота.

4. Имеет неметаллические и окислительные свойства, меньшие, чем O и Cl, и большие, чем Р и Se, промежуточные по ЭО и др. Простое вещество — модификации S8 и S при н.у.  твердые.

*   Примечание: ИЮПАК “отменила” эту короткую форму, рекомендуя с 1989 г. только длинную, и на Западе в школе учат, что С и Si, N и P, О и S и галогены стоят не в 4, 5, 6 и 7 группах, а в 14-17 (хотя 18-групповые периоды также произвольны как 8- и 32-групповые и теряет связь с валентностью и числом внешних электронов, у C, N, О нет столько электронов! Это показывает смысл короткой формы – повторение свойств и валентности первых элементов у следующих, в т.ч. переходных, не объясненное электронной теорией. Эта 8+0-групповая форма более важна для всех соединений, а не только элементов (Т.1), вероятно, в связи с 3-мерностью и «плотной упаковкой» пространства, определяющей px,y,z— и все другие орбитали и формы молекул, Д2.2).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

?Общая формула оксидов щелочноземельных металлов: 1- R2O 2- RО  3- R2О3 4- RО2.

2a. Формулы характерных водородных и кислородных соединений элементов 5а группы 1) ЭН5 и ЭО5 2)  ЭН5 и Э2О53) ЭН3 и Э2О3 4) ЭН3 и Э2О5.

3а. Более неметаллические свойства имеет 1- сера 2- фосфор 3- йод 4- свинец

H He Li Be B C N O  F Ne → Na Mg Al Si P S Cl Ar

Электроотрицательность, сродство к электрону и энергия ионизации с ростом номера в периоде 1- увеличивается 2- уменьшается 3- не изменяется 4- изменяются противоположно

Электроотрицательность 1)- H>C>N>O>F 2)- H<C<S<I<Cl<N<O 3)- Na>Li>H  4)- Na<H<C<Si.

H-H  HeH  LiH  BeH  BH  CH  NH  OH  HF  NeH  NaH  MgH  AlH  SiH  PH  SH  HCl

6a Высший оксид состава Э2О5 у элемента 1. с зарядом ядра +5 2. c 5е-  3. с 3 е- на p-подуровне 4. с зарядом ядра +10

7а На внешнем энергетическом уровне электронов не более 1) 2 2) 4  3) 8 4) 10.

8a Элементы побочных групп: 1- Mg, Al, Si  2- Cu, Zn, Fe  3- Ag, Hg, Pb  4- Sn, Kr, Au.

Правильно утверждение, что все элементы 1- в побочных подгруппах — металлы 2- расположены в порядке роста атомной массы 3-  расположены в порядке роста числа электронов 4- в главных  подгруппах — только s- и  p-элементы.

10с По номеру группы элемента можно установить 1) общее число электронов 2)  формулу высшего оксида 3) число валентных электронов 4) свойства гидроксида.

   Электронные оболочки могут заполняться электронами не только одного, но и двух и более атомов, определяя химические соединения и связи (в.5, Д2.3).

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *