3. Периодическая система химических элементов в свете теории строения атома.

Теория строения атома показа, что ПС является классификацией химических элементов по электронным структурам их атомов.

Период – это последовательность элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронных слоев. Это число равно номеру периода.

Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого периода), в атомах которого на внешнем электронным слое имеется один s – электрон (ns¹) и заканчивается инертным газом, в атомах которого ( кроме гелия) на внешнем электронном слое имеются два s – и шесть p – электронов (ns² np⁶). Электронный октет (8 электронов) – это максимальное число электронов на внешнем электронном слое (завершенный). Завершенные электронные слои являются очень устойчивыми.

Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем электронном слое. Это число равное номеру группы.

Элементы, которые находятся в одной подгруппе являются элементами – аналогами и имеют некоторые общие свойства (одинакового высшую валентность, одинаковые формы оксидов, гидроксидов и т.д.). Это объясняется одинаковым строением внешнего электронного слоя.

Периодические изменения свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

Все элементы разделяются на четыре электронных семейства:

S – элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется s – подуровень внешнего электронного слоя (это два элемента каждого периода) . Они составляют главные подгруппы I и II групп.

P – элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется p- подуровень внешнего электронного слоя. В каждом периоде (кроме I и VII) имеется шесть p- элементов (составляют главные подгруппы III- VIII групп).

D – элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется d – подуровень предвнешнего электронного слоя.

Побочная подгруппа – это вертикальный ряд d – элементов, которые имеют одинаковое суммарное число электронов на d- подуровне предвнешнего слоя и S –подуровня внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы. Пример: побочная подгруппа IV группы титан ₂₂ Тi 1 s² 2s² 2 p⁶3 s² 3p⁶4s²3d²

4 e

Цирконий ₄₀Zr 1 s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d²

4 e

Побочная подгруппа VI группы.

Хром ₂₄Сr 1s²2s² 2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

6 e

f - элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется f –подуровень третьего снаружи электронного слоя. f – элементы находятся в VI и VII периодах, каждый из этих периодов содержит 14 элементов (лантаноиды и актиноиды, которые располагаются в нижней части периодической системы).

4. Зависимость свойств элементов от строения их атомов

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.

Важнейшими свойствами элементов является:

- металличность (металлические свойства) – это способность атома элемента отдавать электроны.

Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации (J) . Энергия ионизации атома – это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента (Э) в положительно заряженный ион.

_

Э⁰ + J = Э ⁺ + е

Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов элементов присоединять электроны.

Количественной характеристикой неметаличности элемента является сродство к электрону (Е ср) . 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.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электро-отрицательность элемента (ЭО).

ЭО элемента характеризует способность атома притягивать к себе электроны других атомов в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития.

В П.С. ЭО в периодах слева направо и в группах снизу вверх увеличивается. Самый ЭО элемент фтор.

В периодах закономерно изменяется и высшая валентность элементов: во II периоде от 1 у лития до 4 у углерода; в III периоде от 1 у натрия до 7 у хлора.

В большом IV периоде высшая валентность увеличивается от 1 у калия до 7 у марганца; у следующих элементов она понижается до 2 у цинка, а затем снова увеличивается от 3 у галлия до 7 у брома.

Это объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах, то есть тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей.

В атомах S – и P –элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя; в атомах d- элементов – электроны внешнего слоя (2 или 1) , а также все или некоторые d- электроны предвнешнего слоя.