Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов

На основе Периодического закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов. В связи с открытием закона Мозле современная формулировка периодического закона следующая: свойство элементов, а так же формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов. Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона. В качестве примера рассмотрим изменение свойств у первых и последних элементов периодов. Каждый период в периодической системе начинается элементами атомы, которых на внешнем уровне имеют один s-электрон (незавершенные внешние уровни) и потому проявляют сходные свойства — легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер.

Основные принципы заполнения Атомных Орбиталей электронами. Принцип Паули, правило Хунда. Принцип Паули: у атомов, имеющих больше одного электрона, не может быть 2х электронов с одинаковыми значениями всех 4х квантовых чисел. Следствие: на каждой АО максимально может находится только два электрона с антипараллельными спинами.

Подуровни p, d и f состоят из нескольких орбиталей, энергия которых одинакова, поэтому эти подуровни называются «вырожденными»: p подуровень вырожден трехкратно, d пятикратно и f семикратно. Для электронов этих подуровней соблюдается правило Хунда.

Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный неспаренный спин).

Правило Хунда. Минимумом энергии обладает конфигурация с максимальным сумм. спином.

Особенности формирования d- и f-подуровней. Принцип минимума энергии: состояние электрона должно отвечать основному принципу – принципу минимума энергии. Энергия задается: Е= n+l. Минимум энергии соответствует максимуму устойчивости. На внешнем уровне не может быть более 8 электронов.

Правило Кличковского: Энергетические подуровни заполняются в порядке увеличения суммы квантовых чисел (n+l). При равных значениях суммы сначала заполняется подуровень

с меньшим n.

Во всех вариантах Периодической системы она состоит из 7 периодов, причем номер периода соответствует главному квантовому числу внешнего энергетического уровня. Во всех вариантах выделены отдельные столбцы s-, p-, d-, f- элементов, т.е. элементов, у которых идет заполнение

соответствующего энергетического подуровня. Эти блоки элементов имеют и сходные химические свойства. Во всех вариантах (а в полудлинном и длинном особенно явно) действует «диагональное правило» - все элементы ниже условной диагонали являются металлами, а

выше – неметаллами, причем справа налево и сверху вниз усиливаются

металлические свойства.

В соответствии с современными представлениями о структуре атомов все элементы подразделяются на 4 группы, исходя из того, какие их орбитали в основном состоянии имеют наибольшую энергию. Таким образом выделяются s -, p -, d -, f- элементы.

Группа периодической системы химических элементов — последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением.

Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов) и, как правило, соответствует высшей валентности атома.

В короткопериодном варианте периодической системы группы подразделяются на подгруппы — главные (или подгруппы A), начинающиеся с элементов первого и второго периодов, и побочные (подгруппы В), содержащие d-элементы. Подгруппы также имеют названия по элементу с наименьшим зарядом ядра (как правило, по элементу второго периода для главных подгрупп и элементу четвёртого периода для побочных подгрупп). Элементы одной подгруппы обладают сходными химическими свойствами.

С возрастанием заряда ядра у элементов одной группы из-за увеличения числа электронных оболочек увеличиваются атомные радиусы, вследствие чего происходит снижение электроотрицательности, усиление металлических и ослабление неметаллических свойств элементов, усиление восстановительных и ослабление окислительных свойств образуемых ими веществ.

Объем научной информации, с которой оперирует система Д. И. Менделеева и на которую

опирается развитие ее теории, становится все шире и шире. Сами границы периодической системы расширяются и в переносном, и в буквальном смысле слова [3]. Все это, естественно, позволяет более глубоко и всесторонне исследовать лежащие в остове структуры системы закономерности.

Периодичность изменения свойств атомов химических элементов. Радиусы атомов и ионов. Изменение атомных и ионных радиусов по периодам и группам. Эффекты d- и f- сжатия. Ионизационные потенциалы. Изменение величин ионизационных потенциалов по периодам и группам. Сродство к электрону. Понятие об электроотрицательности атомов химических элементов. Изменение величин электроотрицательности атомов элементов по периодам и группам.

Периодичность свойств атомов химических элементов. Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение. Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону. Энергией ионизации (Eи) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-

Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону (Ee) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0

K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии: Э + e- = Э- + Ee.

Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ). Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью. Это понятие в науку введено Л.Полингом. Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи. Для количественной оценки ÷ предложено несколько различных методов.

По Р.Маликену электротрицательность атома оценивается полу-суммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом ÷ = (Ee + Eи)/2

Наибольшее распространение в учебной литературе получила шкала электроотрицательностей, предложенная Л.Полингом, которую и рекомендуется применять. В этой шкале электроотрицательность выражается в относительных величинах. За единицу шкалы Полинга условно принята электроотрицательность атома лития (÷ = 1.0), а обладающий наибольшей способностью притягивать электроны атом фтора имеет ÷= 4.0. Значения электроотрицательностей атомов химических элементов по Полингу приведены в таблице.

В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают. Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.

Атомные и ионные радиусы. Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов. Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер. В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Основы термохимии. Понятие об энтальпии. Изохорные, изобарные и изотермические процессы. Изменение энтальпии в процессе химической реакции. Тепловой эффект химической реакции. Экзо- и эндотермические реакции. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса. Изменение энтальпии и направление химической реакции.

Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии (обычно в виде теплоты). Химические реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а реакции, протекающие с поглощением теплоты, – эндотермическими.

Например:

С + О2 CO2 + Q,

СaCO3 CaO + CO2 – Q.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называется тепловым эффектом реакции (Q).

Тепловой эффект выражается в кДж или ккал

(1 ккал = 4,187 кДж). Для экзотермических реакций Q > 0, для эндотермических Q < 0.

Уравнения химических реакций, в которых записывается тепловой эффект реакции, называют термохимическими уравнениями. Величина Q указывается в правой части уравнения со знаком «+» в случае экзотермической реакции и со знаком «–» в случае эндотермической реакции. В термохимическом уравнении принято указывать агрегатные состояния реагентов и продуктов реакции, т.к. тепловой эффект реакции зависит от агрегатных состояний реагирующих веществ. По термохимическим уравнениям можно проводить различные расчеты, поскольку тепловой эффект реакции относится к мольным количествам исходных веществ и продуктов реакции. Также термохимические уравнения можно записывать с величиной изменения энтальпии (Н).

Энтальпия – термодинамическая функция, определяющая общий запас энергии системы (энергетическое состояние вещества), включая энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления. Q = –H. Размерность энтальпии – Дж/моль.

Например:

С + О2 CO2 – Н,

СaCO3 CaO + CO2 + Н.

Основной закон термохимии установлен русским ученым Г.И.Гессом в 1840 г. (закон Гесса):