ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Периодичность свойств атомоз из "Химия" Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл периодического закона. [c.31] Как указывалось, главной характеристикой атома ныне является не атомная масса, а положительный заряд ядра. Это более общая и точная характеристика атома, а значит, и элемента. Заряд ядра определяет число электронов в электронной оболочке атома, ее строение, а тем самым все свойства элемента и его положение в периодической системе. В связи с этим претерпела изменение и формулировка закона. [c.31] Современная формулировка периодического закона Д. И. Менделеева такова свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер. Новая формулировка закона нисколько не противоречит формулировке, дайной Д. И. Менделеевым. Она только базируется на новых данных, которые придают закону и системе научную обоснованность и подтверждают нх правильность. [c.31] В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электроиов иа внешнем уровне (от I до 2 в I периоде и от 1 до 8 во II и III периодах), что объясняет изменение свойств элементов в начале периода (кроме I) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические свойства. [c.31] В свете учения о строении атомов становится понятным размещение всех элементов в семи периодах, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. Поэтому 5-элементы имеются во всех периодах, р-элементы — во И и последующих, ( -элементы — в IV и последующих и /-элементы—в VI и VII периодах. [c.32] Легко объяснимо деление групп на подгруппы — главную и побочную. Оно основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Как уже отмечалось, у элементов главных подгрупп заполняются или 5-подуровни (это 5-элементы), или/7-ПОЗ-уровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется -подуровень второго снаружи уровня (это -элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4/- и 5/-подуровни (это /-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. Побочные же подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону. [c.32] Эти различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы. Так, атомы элементов подгруппы галогенов содержат на внешнем уровне по семь электронов, а подгруппы марганца — по два электрона. Первые—типичные неметаллы, а вторые—металлы. Но есть у элементов этих подгрупп и общие свойства вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора) могут использовать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца используют 2 электрона с внешнего и 5 электронов второго снаружи уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп. [c.32] Отсюда же следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом — физический смысл номера группы. [c.32] Пример 1. Объясните на основе строения атомов, у какого из элементов I группы — лития или калия — сильнее выражены металлические свойства. Расположение электронов по уровням в атомах этих элементов можно представить так — 2.1 и К — 2.8.8.1 или 15 2 и ls 2s 2p 3 3p is . Отсюда видно, что у атома калия внешний электрон находится дальше от ядра, чем у лития (у него больше радиус атома), и, следовательно, легче отрывается. Поскольку металлические свойства обусловливаются способностью отдавать электроны, они сильнее выражены у калия. [c.33] В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с увеличением заряда ядра. В подгруппах сверху внпз атомный радиус воз- растает. В этом случае за счет возникновения дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус. [c.34] Энергия ионизации атома — это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома элемента-, при этом образуется соответствующий катион. Она обычно выражается в электрон-вольтах. Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо, так как возрастает заряд ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз из-за увеличения расстояния электрона от ядра. Изменение энергии ионизации атомов с ростом заряда ядра представлено на рис. 1.5. [c.35] Энергия ионизации обусловливает химические свойства элементов. Ее величина характеризует прочность связи электрона с ядром и служит мерой металличности элемента. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных газов связана с их высокими значениями энергии ионизации. [c.35] Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны при этом образуется соответствующий анион. Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону. Обычно сродство к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электрон-вольтах. Величины сродства к электрону известны не для всех элементов, их измерять весьма трудно. Наибольшим сродством к электрону характеризуются элементы VII группы—галогены. [c.35] Фтор имеет наибольшее значение 1 -т Е, поэтому он является наиболее электроотрицательным элементом. Наименьшее значение электроотрицательности имеют атомы щелочных металлов. [c.36] Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов. Тогда получают простые и удобные для сравнения величины относительной электроотрицательности элементов (будем ее обозначать через л ) хц = 1, хр = 21,04/5,61 4 и т. д. [c.36] Необходимо отметить, что в разных книгах по химии приводимые величины относительной электроотрицательности несколько отличаются. Это объясняется тем, что они рассчитывались различными методами, исходя из определенных допущений и предположений. К тому же важно иметь именно относительные числовые данные, которые бы указывали, какой из двух атомов более электроотрицателен. [c.37] Из табл. 1.2 также видно, что неметаллы характеризуются большой относительной электроотрицательностью, а металлы — небольшой. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью. [c.37] Степень окисления рассмотрим позже. [c.37] Периодический закон Д. И. Менделеева положил начало современной химии, сделал ее единой, целостной наукой. Элементы стали рассматриваться во взаимосвязи, в зависимости от того, какое место они занимают в периодической системе. Как указывал акад. Н. Д. Зелинский, периодический закон явился открытием взаимной связи всех атомов в мироздании . [c.37] Вернуться к основной статье