Сторінка
1

Cтруктура періодичної системи Д.І. Менделеєва

1869 р. Д.І.Менделеєв, „Періодичний закон”: Фізичні та хімічні властивості елементів періодично змінюються при зростанні їх атомної маси.

Періодична система-шахово-клітинна таблиця, в якій елемент займає своє місце (це табличне вираження періодичного закону). В ПС розрізняють:

1. Періоди – це горизонтальний ряд елементів, який починається з активного металу з поступовим переходом до менш активних металів, з появою неметалічних властивостей і їх посиленням і закінчується інертним газом. Бувають короткі (1-3) і довгі або дворядні (4-7).

2. Вертикальне сімейство елементів називають групами. Групи об’єднуються за єдиною ознакою: максимальне число електронів, які можуть віддати при хім. реакції (валентні електрони). Кожна група ділиться на головну (А) і побічну (В) підгрупу. Головна – це та, верхній елемент якої знаходиться в 1 або 2 періоді. Побічна – верхній елемент знаходиться в IV періоді.

Порядок заповнення електронних рівнів:

1) Номер періоду вказує на число заповнених електронних рівнів одного атома (заповненим вважається той рівень, де є хоча б 1 електрон).

2) На зовнішньому рівні атома не може бути більше 8 електронів, а на передзовнішньому – не більше 18 електронів.

Правило Гунда: електрони розташовуються в межах одного підрівня таким чином, щоб їх сумарний спін був максимальний (в межах одного підрівня електрони намагаються зайняти максимальне число комірок).

Другою побічною підгрупою (С) назив. вертикальні пари з двох елементів, з яких 1-лантанід, другий – актинід і які винесені за межі ПС.

Загальні закономірності заповнення рівнів елементами:

1) Починається заповнення з зовнішнього рівня атома (№ періоду);

2) Кожен період закінчується 6-ма елементами, де заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня (це не стосується 1-го періоду).

3) Атоми, в яких заповнюється d-підрівень передзовнішнього рівня називаються перехідними, а їх сукупність – вставною декадою.

Черговий електрон – це електрон, який додається до попереднього атома при збільшенні Z на одиницю. Головні підгрупи – це ті, в яких чергові електрони стають на s та р – підрівні зовнішнього рівня. В атомах В-підргуп черговий електрон стає на d-підрівень передзовнішнього рівня (10 ел-нів – 10В підргуп). У елементів других побічних підгруп чергові ел-нт стають на f-підрівень передзовнішнього рівня (14 ел-нів – 14 В підргуп).

Валентні ел-ни – це ті ел-ни, які можуть віддаватися атомами при хім.реакції.

В атомах А-підргуп валентні ел-ни знаходяться на s- (або s та р) – підрівнях зовнішнього рівня. Максимальна валентність 8.

В атомах елементів В-підгруп валентні ел-ни знаходяться до 2-х на зовн. s-підрівні, а решта – на d-підрівні. Макс. s2 d10 ел-нів.

Класифікація елементів за їх електронною поведінкою:

1) Металами називаються елементи, атоми яких при х.р. можуть тільки віддавати електрони - s-елементи (крім Н) p, d, f.

2) Неметалами називаються елементи, атоми яких при х.р. можуть приймати і віддавати електрони.

3) Інертні гази – це ті елементи, атоми яких при х.р. не приймають і не віддають електрони.

Атом може прийняти не більше електронів, ніж він сам має на зовнішньому рівні і при цьому повинен досягнутися октет. Отже, атоми, які мають 1-3 електрони на зовнішньому рівні відносяться однозначно до металів (I-IIIA підгрупи, I-X B, I-XIV C), 4-7 електронів – до неметалів (IV-VIIA-підргупи).

Радіуси атомів ПС.r еф. (ефективний радіус атома, іона) – це границя силового поля, ближче якої даний атом не підпускає ніякі інші частинки. В періодах r еф. зменшується, бо чергові електрони стають на один і той самий рівень, а Z весь час зростає. В А-підргупах зверху вниз r еф. зростає, оскільки збільшується число електронних рівнів.

Лантанідне стиснення. В В-підргупах r еф. зростає від 1-го елемента до 2-го і залишається постійним при переході від 2-го до 3-го. Причиною є лантанідне стиснення – зменшення r еф. в ряду з 14 лантанідів. В С-підргупах (вертикальних стовпчик з 1-го лантаніду і 1-го актиніду) радіуси зростають зверху вниз (збільшення числа електронів). В IV-VII В – підгрупах розміри атомів нижніх елементів є настільки великі, що вони скоріше віддають, ніж приймають ел-ни, тому проявляють металічні властивості (Sn, Pb, Sb, Bi, Fe, Po, At).

Кількісна характетистика хімічних властивостей елементів:

1) Енергія іонізації (іонізаційних потенціал)

Ме° – 1ē → Ме+

Еіон (І, еВ) – 1 еВ – прискорення, яке набуває електрон,

рухаючись в колі наприуженістю 1В/см.

2) F (спорідненість до електрону) – енергія, яка виділяється при приєднанні електрону до неметалу

Неме° + 1ē → Неме-

F збільшується зліва направо в періоді, оскільки в цьому напрямку зростають заряди ядер і зменшується r еф. F зростає знизу вверх в підгрупі, бо так зменш. число електронних рівнів, ел-н стає ближчим до ядра, виділяється енергії.

3) Електронегативність: Х = | Еіон| + |F|

Електронна аналогія. Це явище однакової кінетичної будови зовнішнього енергетичного рівня атомів і умовних іонів. Є повна ел. аналогія (частинки 2-х ел-тів мають однакову будову зовн. рівня в будь-якому доступному валентному стані) і неповна.

Використана література

1. Бабак Т. Неорганічна хімія - К.: , 2001.- 7с.

2. Фізична та колоїдна хімія.- Запоріжжя: ЗНУ, 2005.-

3. Бабак Т. Неорганічна хімія - К.: Вид-во "Шкільний світ", 2001.- 8с.

4. Буринська Ніна Миколаївна Хімія.8 кл.- К.- Ірпінь: "Перун", 2000.- 160с.