Периодический закон и периодическая система

Периодический закон — один из важнейших законов химии.

Этот закон открыл в 1869 г. великий русский ученый-химик Дмитрий Иванович Менделеев (1834— 1907).

В середине XlX в. было известно около 60 химических элементов. Д. И Менделеев полагал, что должен существовать закон, который объединяет все химические элементы. Менделеев считал, что главной характеристикой элемента является его атомная масса. Поэтому он расположил все известные элементы в один ряд в порядке увеличения их атомной массы.

В данной таблице вы видите часть этого ряда (первые 16 элементов). Внимательно посмотрите, как изменяются свойства элементов и их соединений. В ряду от Li до F металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические свойства усиливаются. Аналогично изменяются свойства элементов в ряду от Na до Cl. Следующий элемент K, как Li и Na, является типичным металлом.

Высшая валентность элементов увеличивается от у Li до V у (кислород и фтор имеют постоянную валентность, соответственно П и 1) и от I у Na до VII у Cl. Следующий элемент K, как Li и Na, имеет валентность I.

В ряду оксидов от Li₂O до N₂O₅ и гидроксидов от LiОН до HNO₃ основные свойства ослабляются, а кислотные свойства усиливаются. Аналогично изменяются свойства оксидов и гидроксидов в ряду от Na₂O и NaОН до Cl₂O₇ и HClO₄. Оксид калия K₂О, как и оксиды лития и натрия Li₂O и Na₂O, является основным оксидом, а гидроксид калия KОН, как и гидроксиды лития и натрия LiOH и NaОН, является типичным основанием.

Аналогично изменяются формы и свойства водородных соединений неметаллов от СН₄ до HF и от SiH₄ до HCl.

Такой характер изменения свойств элементов и их соединений, какой наблюдается при увеличении атомной массы элементов, называется периодическим изменением

. Свойства всех химических элементов при увеличении атомной массы изменяются периодически.

Это периодическое изменение называется периодической зависимостью свойств элементов и их соединений от величины атомной массы.

Поэтому Д. И. Менделеев сформулировал открытый им закон так:

Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.

Менделеев расположил периоды элементов друг под другом и в результате составил периодическую систему элементов.

Ниже вы видите часть периодической системы, которая содержит первые 16 элементов (в ней отсутствуют инертные газы Не, Ne и Ar, которые были открыты после 1869 г.).

Периодическая система — это графическое выражение периодического закона. Современная периодическая система содержит 110 химических элементов. Каждый элемент занимает определенное место (клетку) в периодической системе и имеет свой порядковый (атомный) номер. Например:

Структура периодической системы

Периодическая система состоит из семи периодов, десяти рядов и восьми групп.

Период — это последовательность элементов, которая начинается щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn).

Исключения: первый период, который начинается водородом; седьмой период, который является незавершенным.

Периоды разделяются на малые и большие. Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми. Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвертый, пятый и шестой периоды являются большими. Верхние ряды больших периодов называются четными, нижние ряды -нечетными.

В шестом периоде после лантана La (Z = 57) находятся 14 элементов (Z = 58—71), которые похожи по свойствам на лантан и называются лантаноидами. Они располагаются в нижней части периодической системы.

В незавершенном седьмом периоде после актиния Ас (Z = 89) находятся 14 элементов (Z = 90—103), которые похожи по свойствам на актиний и называются актиноидами. Как и лантаноиды, они располагаются в нижней части периодической системы.

В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические свойства усиливаются.

В четных рядах больших периодов находятся только металлы.

Группа – это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.

Исключения:

Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов.

Например, рассмотрим 1-ю группу периодической системы:

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Д. И. Менделеев»  Дмитрий-Иванович-Менделеев.docx (29 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Похожее

6. Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева Структура периодической системы (период, группа, подгруппа). Зна­чение периодического закона и периодической системы.

Периодический закон Д. И. Менделеева : Свойства простых тел, а также формы и свойства соеди­

нений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.(Свойства эл-тов находяхтся в периодической зависимости от заряда атомов их ядер).

Периодическая система элементов. Ряды элементов, в пре­делах которых свойства изменяются последовательно, как, напри­мер, ряд из восьми элементов от лития до неона или от натрия до аргона, Менделеев назвал периодами. Если напишем эти два периода один под другим так, чтобы под литием находился натрий, а под неоном — аргон, то получим следующее расположение эле­ментов:

Li	Be	В	С	N	0	F	Ne
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar

При таком расположении в вертикальные столбцы попадают элементы, сходные по своим свойствам и обладающие одинаковой валентностью, например, литий и натрий, бериллий и магний и т. д.

Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы Сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев со­ставил таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам.

Значение периодической системы. Периодическая система элементов оказала большое влияние на последующее развитие химии. Она не только была первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они обра­зуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с дру­гом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследо­ваний.

7. Периодическое изменение свойств химических элементов. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличе­нием Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах

С началом застройки нового электронного слоя, более удален­ного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются.

Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эф­фективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного нона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового за­ряда возрастают с увеличением заряда ядра Такая закономерность объясняется увеличением числа элек­тронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Наиболее ха­рактерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, харак­теризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превраще­нием последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наи­меньшее напряжение поля, при котором скорость электронов ста­новится достаточной для ионизации атомов, называется потен­циалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первом потен­циале ионизации (энергия отрыва от атома первого элек­трона).втором потенциале ионизации (энергия отрыва второго электрона)

Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоедине­нии электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Так, сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ, кислорода—1,47 эВ, фтора —3,52 эВ.

Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для атомов боль­шинства металлов присоединение электронов энергетически невы­годно. Сродство же к электрону атомов неметаллов всегда поло­жительно и тем больше, чем ближе к благородному газу распо­ложен неметалл в периодической системе; это свидетельствует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

Периодический закон Википедия

Памятник на территории Словацкого технологического университета (Братислава), посвящённый Д. И. Менделееву

Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.

Определения[ | ]

После открытия периодического закона Д. И. Менделеев два года совершенствовал его формулировку и окончательно оформил её в следующем виде (1871):

Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса[1].

С развитием атомной физики и квантовой химии Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам Й. Ридберга (1897), А. Ван-ден-Брука (1913), Г. Мозли (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер (Н. Бор, В. Паули, Э. Шрёдингер, В. Гейзенберг и др.). В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку:

Свойства

1.2. Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева

Современная формулировка Периодического закона: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что с возрастанием заряда ядра происходит периодическое повторение сходного строения внешнего энергетического уровня атомов элементов. В соответствии с этим физические и химические свойства атомов элементов периодически повторяются.

Периодическая система является графическим выражением Периодического закона. Все элементы в Периодической системе расположены в виде горизонтальных и вертикальных рядов, называемых периодами и группами.

Период – это горизонтальная последовательность элементов, в атомах которых происходит заполнение электронами одинакового числа энергетических уровней. Номер периода определяет число энергетических уровней в атомах элементов данного периода и соответствует значению главного квантового числа внешнего энергетического уровня

Группа — это вертикальная последовательность химических эле­ментов. Номер группы указывает на число валентных электронов, т.е. тех, которые могут участвовать в образовании хими­ческой связи. В одну группу объединяются элементы с одинаковым числом валент­ных электронов независимо от их электронного типа (s-, p-, d-, f-). Номер группы совпадает с высшей валентностью элемента в возбужденном состоянии и отвечает высшей положительнойстепени окисления атомов (кроме F, O и Br).

Каждая группа состоит из двух подгрупп – главной и побочной. В главную подгруппу входят s— и р— элементы, а в побочную – d— элементы. То есть в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение валентного уровня. Такие элементы называют электронными аналогами.

Важнейшие характеристики атома, которые изменяются периодически от величины заряда ядра и в конечном итоге определяют химические свойства элементов и их соединений, – это радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.

Эффективный радиус атома (r_ат) принимают равным половине межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. В пределах одного периода (при движении слева направо) при неизменном числе энергетических уровней заряд ядра атома увеличивается. Это приводит к возрастанию силы электростатического притяжения валентных электронов к ядру, вследствие чего происходит сжатие орбиталей, т.е. атомный радиус уменьшается. Внутри группы (при движении сверху вниз) заряд ядра атома и число энергетических уровней возрастают. Вследствие проявления эффекта экранирования (защиты валентных электронов от влияния ядра атома электронами внутренних энергетических уровней) силы электростатического притяжения между ядром и валентными электронами уменьшаются, и радиус атома увеличивается.

Энергия ионизации (Е_и) – это энергия, необходимая для отрыва одного электрона от невозбужденного атома. Е_и является количественной характеристикой восстановительных свойств атомов. Чем меньше величина Е_и, тем сильнее восстановительные свойства атома.

Энергия сродства к электрону (Е_е) – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Е_е характеризует окислительные свойства атомов. С увеличением энергии сродства к электрону окислительная способность атома повышается.

Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома в молекуле притягивать к себе чужие электроны, участвующие в образовании химической связи. ЭО = (Е_и + Е_е) / 2.

В настоящее время используется шкала относительных электроотрицательностей, в которой ЭО атома фтора, как самого сильного окислителя, условно принята равной 4 (табл.1). При образовании молекулы электроны смещаются от атома с меньшей ЭО к атому с большей ЭО. Внутри периодов наблюдается общая тенденция роста ЭО атомов, а в группах – ее падение.

Химические свойства атома зависят от конфигурации внешнего энергетического уровня, r_ат, Е_и,и Е_е. В пределах периода (слева направо) r_ат уменьшается, Е_и, иЕ_е повышаются. В результате способность атомов к отдаче электрона уменьшается, а к присоединению электрона увеличивается. Таким образом, в периоде металлические свойства атомов элементов ослабляются, а неметаллические – усиливаются. В главной подгруппе (сверху вниз) r_ат увеличивается, а Е_и уменьшается, в результате способность атомов отдавать свои электроны повышается, а способность принимать чужие электроны снижается. Таким образом, в главной подгруппе металлические свойства атомов элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают.

В периоде с ростом степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные свойства усиливаются. В подгруппах (сверху вниз) кислотные свойств кислородсодержащих соединений ослабевают, а основные свойства увеличиваются. Так, La(OH)₃ значительно более сильное основание, чем Al(OH)₃; H₃AsO₃ более слабая кислота, чем HNO₃.

Таблица 1