3.2 Принципы построения периодической системы элементов
Явление
периодичности с позиций современного
строения атомов объясняется тем, что
через определённое число элементов
появляются элементы с аналогичной
электронной структурой.
Например, рассмотрим элементы
группы:
.
.
.
Периодическая система состоит из периодов, рядов и групп.
Период
– горизонтальный ряд элементов, имеющий
одинаковое число энергетических уровней
(электронных слоёв), номер периода
совпадает со значением главного
квантового числа
внешнего уровня (слоя). Периодов в системе
,
их них
короткие,
длинные, которые имеют чётные и нечётные
ряды (таблица
).
Каждый период начинается типичным
металлом (щелочным элементом), имеющим
электронную конфигурацию
,
а при переходе слева направо происходит
постепенное ослабление металлических
и нарастание неметаллических свойств;
заканчивается период благородным газом
.
По
вертикали
периодическая система подразделяется
на восемь групп, которые делятся на
главные
–
,
состоящие из
и
элементов,
и побочные
–
подгруппы,
содержащие
и
элементы.
Подгруппа
,
кроме
элементов,
содержит по
и
элементов.
Это семейства лантаноидов и актиноидов
соответственно. Главные подгруппы
содержат на внешнем электронном слое
одинаковое число электронов, которое
равно номеру группы.
В
главных подгруппах валентные электроны
(электроны, способные образовывать
химические связи) расположены на
и
орбиталях
внешнего энергетического уровня, в
побочных – на
-орбиталях
внешнего и
орбиталях
предвнешнего слоя. Для
элементов
валентными являются
,
где
равно
или
для лантаноидов и актиноидов соответственно.
Сходство элементов внутри каждой подгруппы – наиболее важная закономерность в периодической системе; они называются элементами – аналогами.
Рассмотрим
группу.
главной подгруппе находятся типичные
неметаллы – галогены (
),
в побочной подгруппе – элементы,
проявляющие достаточно сильные
металлические свойства (
).
Несмотря на столь разные свойства, эти
элементы объединены в одну группу
потому, что они имеют одинаковое число
валентных электронов:
В разных подгруппах эти элементы находятся потому, что они обладают различными электронными конфигурациями валентных электронов.
По
типу заполнения подуровней электронами
элементы разделяются на
электронных семейства:
элементы
– это элементы, в атомах которых последним
заполняется
подуровень
внешнего электронного слоя (их
):
;
элементы
– последним заполняется
подуровень
внешнего электронного слоя (их
):
;
-элементы
– последним идёт заполнение
-подуровня
предвнешнего электронного слоя (их 35):
элементы
– в атомах которых последним заполняется
подуровень
третьего снаружи электронного слоя (их
):
Только актиноиды (в основном) имеют
электронную конфигурацию валентных
электронов, указанную выше:
.
Всё сказанное подтверждает, что структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов.
Связь между электронным строением элементов и их положением в периодической системе представлена в таблице :
Первый
период (n
= 1, l
= 0) состоит
из двух элементов
и
.
Во
втором периоде (n
= 2, l
= 0, 1) заполняются
и
орбитали
от
до
.
Элементы называются соответственно
и
элементами.
В
третьем периоде появляются пять
d-орбиталей
(n
= 3, l
= 0, 1, 2). Пока
они вакантны, и третий период, как и
второй, содержит восемь
элементов
от
до
.
Следующие за аргоном калий и кальций
имеют на внешнем уровне
электроны
(четвёртый
период).
Появление
электронов
при наличии свободных
орбиталей
обусловлено экранированием ядра плотным
-электронным
слоем (эффект
экранирования).
В связи с отталкиванием от этого слоя
внешних электронов для калия и кальция
реализуются
и
-состояния.
При дальнейшем увеличении заряда у
следующего за кальцием скандия
состояние
становится энергетически более выгодным,
чем
,
поэтому и заселяется
орбиталь.
Приведённые рассуждения подтверждаются
экспериментальными данными об изменении
энергии
и
орбиталей
в зависимости от порядкового номера
элемента. Как следует из рисунка
,
значения энергии различных состояний
зависят от заряда ядра
,
и чем больше
,
тем меньше различаются эти состояния
по энергиям. Характер этого различия
таков, что кривые, выражающие изменение
энергии, пересекаются.
Так,
для элементов
и
(
и
)
энергия
орбиталей
выше, чем
,
а для элементов с
энергия
орбиталей
ниже, чем
.
Начиная со скандия
,
заполняется
орбиталь,
а во внешнем слое остаются
электроны.
Поэтому в четвёртом периоде в ряду от
до
все десять
элементов
– металлы с низшей степенью окисления,
как правило,
,
за счёт внешних
электронов.
Общая электронная формула этих элементов
Для хрома и меди наблюдается проскок
(или провал) электрона на
подуровень:
,
Такой проскок с
на
уровень
наблюдается также у
и
некоторых других элементов и объясняется
близостью энергий
и
уровней
и стабильностью наполовину и полностью
заполненных уровней. Этот эффект
называется эффектом
проскока электрона.
Рисунок 3.1 – Зависимость энергии электрона от порядкового номера элемента
Образование
катионов
элементов
связано с потерей, прежде всего, внешних
и только
затем
электронов.
Например:
Дальше
в четвёртом периоде после 10
элементов
появляются
элементы
от
Пятый
период
повторяет четвёртый, в нём также
элементов, и
элементы,
как и
,
образуют
вставную декаду
.
В
шестом периоде
после лантана
– аналога скандия и иттрия, следуют
элементов
– лантаноидов. Свойства этих элементов
очень близки, поскольку идёт заполнение
глубоколежащего
подуровня.
Общая формула лантаноидов
Ионы
элементов
образуются следующим образом:
,
После
элементов
заполняются
и
орбитали.
Седьмой
период
отчасти повторяет шестой. 5
элементы
называются актиноидами. Их общая формула
Далее следует ещё
искусственно полученных
элементов
незавершенного седьмого периода.