"Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса".
Современная формулировка:" свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".
Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.
Периоды - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns 2 np 6 ).
Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s-подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p-подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p-подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns 2 np 6 ) химически инертны.
В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d-подуровня при сохранении внешнего ns 2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов. У элементов четных рядов на внешнем слое ns 2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np-подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.
Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np-подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды). В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.
Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме N , O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).
Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VII - кислотные.
Группы I II III IV V VI VII
Высший
оксид Э 2 О ЭО Э 2 О 3 ЭО 2 Э 2 О 5 ЭО 3 Э 2 О 7
Гидрат ЭОН Э(ОН) 2 Э(ОН) 3 Н 2 ЭО 3 Н 3 ЭО 4 Н 2 ЭО 4 НЭО 4
оксида
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН 4 ) - нейтральны, V группы (ЭН 3 ) - основания, VI и VII групп (Н 2 Э и НЭ) - кислоты. От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.
По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:
Пример
На основании положения в периодической таблице охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и 34.
Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть:
1. Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса).
2. Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов, нейтронов и электронов; число энергетических уровней и подуровней; написать формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента).
3. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; водородных соединений).
4. Сравнить с соседями (по периоду, по группе).
Например
a) Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): 65 21 Sc - +21; число протонов p - 21; число электронов - 21; число нейтронов 0 1 n = Ar -Z = 65 - 21 = 44.
Формула состава атома 65 21 Sc (21p 1 1 ; 44n 1 0 ; 21e)
Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4. Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях.
Электронная формула скандия
21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2
или в виде сокращенной записи: 21 Sc [Ar] 3d 1 4s 2
Электронная формула в виде квантовых ячеек:
21 Sc [Ar]
- |
|
|
|
|
|
? - |
|
|
|
|
3 d 1 4 s 2
Скандий - d- элемент. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства.
Формула высшего оксида - Sc 2 O 3 , гидроксида - Sc(OH) 3 ; обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует.
б) Порядковый номер 34 имеет селен Se. Элемент находится в IV периоде, значит в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной подгруппе VI группы; его валентные электроны распределены на 4s и 4p-подуровнях.
Электронная формула селена:
34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4
Внешний уровень в виде квантовых ячеек имеет вид:
|
? - |
|
? - |
- |
- |
4 s 2 4 p 4
Атом селена имеет 6 валентных электронов; поэтому высшая валентность равна 6, что соответствует номеру группы. Селен - p-элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла. Высший оксид SeO 3 , его гидроксид H 2 SeO 4 и газообразное водородное соединение H 2 Se имеют кислотный характер.