ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Периодичность свойств химических элементов из "Строение атома и химическая связь" В длинной форме периодической таблицы (см. вклейку) видно, что атомы элементов каждой группы имеют одинаковое строение внешних и достраивающихся электронных подуровней. Периодичность электронного строения проявляется в том, что через определенное количество элементов снова повторяются 5-, р-, d- и /-элементы с одинаковыми конфигурациями внешних электронных подуровней. Периодичность электронных структур элементов приводит к периодическому изменению ряда физических свойств элементов, в частности атомных радиусов, потенциалов ионизации, сродства к электрону. [c.29] Атомные радиусы. Атомные радиусы химических элементов изменяются периодически (рис. 18). Уменьшаясь от щелочного металла до галогена, атомный радиус следующего щелочного металла снова увеличивается и становится больше радиуса атома предыдущего щелочного металла. Так, атом натрия имеет радиус 1,8 А, атомный радиус магния 1,6 А, радиус атома хлора 0,73 А, а радиус калия вновь увеличивается и становится равным 2,2 А. Таким образом, общая закономерность в изменении радиусов проявляется в том, что в пределах заполнения электронами подуровня ( -, р-, й- или /-) атомные радиусы, как правило, уменьшаются. Объяснить это можно тем, что сила притяжения увеличивающегося заряда ядра играет большую роль, чем взаимное отталкивание электронов. [c.31] Потенциалы ионизации атомов. Потенциалом ионизации (ПИ) называется работа, необходимая для удаления электрона из одиночного атома на бесконечное расстояние, например Ыа + ПИ = Ыа++е. Бесконечными расстояниями по отношению к атому являются расстояния, измеряемые долями сантиметра. Потенциалы ионизации выражают в электрон-вольтах на один атом, 1в килокалориях и килоджоулях на грамм-атом. 1 эв1атом равняется 23 ккал1г-атом или 96 кдж г-атом. Различают первые, вторые, третьи и т. д. ионизационные потенциалы, соответствующие удалению первого, второго, третьего и т. д. электрона атома. [c.33] Потенциалы ионизации являются важной характеристикой атомов и могут быть непосредственно измерены. Величины потенциалов ионизации являются сложной функцией ряда свойств атомов величины заряда ядра, атомного радиуса, экранирующего действия электронных подуровней, глубины проникновения внешних электронов в нижерасположенные электронные облака. [c.33] Экранирование ядра проявляется в том, что нижележащие электронные орбитали закрывают ядро от вышележащих электронов, уменьшая эффективный заряд ядра. Экранирование зависит от положения экранирующих электронов по отношению к рассматриваемому. Экранирование заряда ядра электронами того же электронного слоя, что и рассматриваемый, составляет 0,35 заряда каждого электрона. Каждый электрон предыдущего электронного слоя уменьшает эффективный заряд ядра на 0,85 своего заряда. Доля экранирования более глубоких слоев равна единице. [c.33] В табл. 6 приведены величины ионизационных потенциалов для элементов I и II периодов. Из таблицы видно, что потенциалы ионизации электронов с внешнего квантового уровйя резко отличаются от потенциалов ионизации электронов с предыдущего квантового уровня. Этот факт еще в 1908 г. отмечал профессор Технологического института Курбатов. [c.34] Структура периодической системы элементов. Периодом называется ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего электронного уровня. Каждый период, кроме первого, начинается типичным металлом. При переходе от элемента к элементу в периоде слева направо происходит постепенное ослабление металлических и нарастание неметаллических свойств. Типичными неметаллами Я1ВЛЯЮТСЯ галогены. Каждый период завершается инертным газом, который отделяет типичные неметаллы от типичных металлов. [c.35] Наличие в периодах вставных декад приводит к тому, что типичные металлы отделены от типичных неметаллов не 5, а 15 элементами. Вследствие этого соседние элементы в больших периодах (IV и V) отличаются по химическим свойствам гораздо меньше, чем в малых периодах (П и III). В VI периоде вставная декада начинается с лантана. Однако в дальнейшем в атомах четырнадцати элементов от церия по лютеций происходит заполнение 4/ -орбиталей. Только после этого заполняются оставшиеся 5 -орбитали. Таким образом, название декада в этом случае условное, так как от бария до таллия размещается не 10, а 24 элемента. Аналогично построен незавершенный VII период. Для него известны только два элемента вставной декады актиний и курчатовий. Стоящие рядом f-элeмeнты очень мало отличаются друг от друга по химическим свойствам. Это объясняется тем, что различие в электронных структурах [-элементов наблюдается, главным образом, в третьем снаружи электронном слое. [c.36] Увеличение сходства между соседними элементами при переходе от коротких периодов к длинным наблюдается не только для й- и /-элементов, но и для р-элементов. Так, если между С и N сходство крайне мало, то РЬ и В1 по некоторым свойствам уже довольно близки. Рядом стоящие элементы II и III периодов сильно отличаются по свойствам, и поэтому Менделеев назвал их типическими элементами. [c.36] Принадлежность элементов к группе и деление их на подгруппы находятся в зависимости от структуры двух внешних электронных слоев. В соответствии с максимально возможным числом электронов во внешнем слое элементы в периодической системе разделены на 8 групп. Главные подгруппы составляют п - и р-элементы. Они начинаются с типических элементов. Начальным элементом главной подгруппы VIII группы является гелий. В настоящее время считается правильнее относить водород к седьмой группе. Элементы вставных декад образуют побочные подгруппы. В побочную подгруппу VIII группы входят триады Ре, Со, N1 Ки, НЬ, Рё и Оз, 1г, Р1. [c.36] Элементы главных и побочных подгрупп отличаются по своим свойствам. Наиболее сильно это различие выражено в I, II, VII и VIII группах. Свойства элементов главных и побочных подгрупп середины периодической системы сближаются. Наибольшее сближение свойств имеет место в III и IV группах. [c.36] Вернуться к основной статье