Структура періодичної системиПеріодичний закон є фундаментальним законом природи, що відбиває єдність кількісних і якісних характеристик елементів. Періодичну таблицю (ПТ) Д.І. Мендєлєєва, яка є графічним відображенням періодичного закону, доцільно розглядати як своєрідну матрицю, “елементами” якої є власне хімічні елементи. Роль строчки виконує тут період, а роль стовпчика − група. Сукупність цих характеристик забезпечує інваріантність положення елемента в періодичній таблиці. З точки зору сучасних уявлень про будову атома належність елемента до конкретного періоду визначається числом електронних шарів атома в нормальному, не збудженому стані. Належність елемента до тієї чи іншої групи визначається загальною кількістю валентних електронів, тобто електронів, що знаходяться на зовнішньому та недобудованих внутрішніх шарах. Групова аналогія У групах періодичної системи об’єднуються елементи з однаковою загальною кількістю електронів на шарах, що добудовуються, не залежно від їх типу (значення побічного квантового числа). Наприклад: Хром [24Cr]: [18Ar] 4s13d5 і Сульфур [16S]: [10Ne] 3s23p4, обидва атоми мають по шість валентних електронів. У вищих ступенях окиснення, що відповідають номеру групи, утворюють оксиди однакового складу CrO3 і SO3, що володіють схожими кислотними властивостями, їм відповідають гідроксиди, що теж мають яскраво виражені кислотний характер. Ця аналогія зникає для елементів у нижчих ступенях окиснення і тим більше у вільному стані.
Типова аналогія У межах кожної групи можна виділити елементи, які володіють більш глибокою схожістю між собою. Ця схожість проявляється не лише у вищих ступенях окиснення, а й у всіх проміжках, і обумовлена не лише однаковим числом валентних орбіталей, але й однаковим типом орбіталей, на яких розміщені ці електрони. За цією ознакою і виділяються підгрупи елементів у межах однієї групи. Наприклад: Елементи III групи бор, алюміній і підгрупа галію, що утворюють головну підгрупу (або III-А групу), є тип-аналогами, так як для всіх цих елементів характерний однаковий тип валентних електронних орбіталей (ns 2 np 1). Елементи підгрупи скандію, які утворюють побічну підгрупу III групи (або III-В групу), також є між собою типовими аналогами, їх валентна електронна конфігурація n s2 (n−;1) d 1. Типова аналогія характеризує більш глибоку аналогію між елементами в порівнянні з груповою, що знаходить своє втілення в закономірностях зміни властивостей як самих елементів, так і їх сполук. Періоди у періодичній системі З точки зору електронної будови атома номер періоду набуває наочного фізичного змісту. Він співпадає із значенням головного квантового числа, яким характеризуються s- і p- орбіталі, що заповнюються або завершені. Кожен період починається з елемента, валентна електронна конфігурація якого відповідає формулі n s1, а закінчується елементом із стабільною конфігурацією ns 2 np 6 (або 1 s 2 – для першого періоду). Періоди в яких заповнені лише ці оболонки, називаються малими. До них відносяться перші три періоди, що містять відповідно 2, 8, 8 елементів. Число елементів у першому та другому періодах відповідає максимальній ємності електронних шарів. Ємність третього електронного шару (18 електронів) перевищує число елементів у третьому періоді. Це зв’язано з існуванням 3 d -орбіталі, яка лишається вакантною у елементів 3 періоду, і її заповнення стає енергетично вигідним лише в четвертому періоді. Таким чином починаючи з четвертого періоду порушується порядок заповнення електронних шарів і між n s- і np -елементами з’являються вставні декади d -елементів, у яких заповнюються передзовнішні (n −1) d -оболонки. Такою структурою володіють четвертий та п’ятий періоди, що містять по 18 електронів. У 6-му та 7-му періодах, крім вставних декад d -елементів, існують ще елементи, у яких відбувається заповнення (n-2)f - оболонкою (це лантаноїди і актиноїди). Ці періоди повинні складатись із 32 елементів. Періоди, що містять, крім s - і p -елементів, вставні декади d -елементів і сімейства f- елементів, називаються великими. У малих періодах, де у ряді не більш 8 елементів, їхні властивості змінюються різко при переході від одного до другого. У великих періодах s - і p -елементи підкоряються тій же закономірності, а для d -елементів характерна плавна зміна властивостей, так як електронами заповнюється друга зовні оболонка. Всі d -елементи – метали. Ще більшою мірою ця особливість характерна для f -елементів, у яких формується третій зовні шар. Всі ці елементи дуже близькі за своїми хімічними властивостями. Електронна аналогія У s -елементів малих і великих періодів, а також p -елементів малих періодів під валентною електронною оболонкою знаходиться атомний остов попереднього інертного газу. У p- елементів великих періодів, крім атомного остова попереднього інертного газу містяться ще й електрони (n-1)d-підрівня. Наприклад: 16S [10Ne] 3 s 23 p 4 ; 34Se [18Ar] 4 s 23 d 104 p 4 Конфігурація „йонів” S6+ та Se6+ відповідно: 16S6+ [10Ne]; 34Se6+ [18Ar] 3 d 10 Таким чином, не треба очікувати повної аналогії у властивостях сполук Сульфуру та Селену в максимальних ступенях окиснення. У проміжних позитивних, а також у негативних ступенях окиснення в Сульфуру та Селену спостерігається повна електронна аналогія. З іншого боку, у проміжних ступенях окиснення відсутня будь-яка аналогія між елементом VІ-A групи – Сульфуром і елементом VI-B групи – хромом; проте така аналогія проявля-ється у цих елементів у вищих ступенях окиснення. Так у Сульфуру та Хрому утворюється стійка електронна конфігу-рація попереднього інертного газу: [16S6+] − [10Ne]; [24Cr6+] − [18Ar]. Таким чином, елементи малих періодів можуть проявляти електронну аналогію як з елементами головних підгруп (у проміжних і мінімальних ступенях окиснення), так і з елементами побічних підгруп (у максимальних ступенях окиснення). Тим самим вони визначають вигляд групи в цілому, тому їх називають типічними. Цей термін введено Д.І. Менделєєвим. Повні електронні аналоги – це такі елементи, які в усіх ступенях окиснення мають ідентичну електронну будову.
S
Cr Se
Mo Te
W Po
s -Елементи (I-A та II-A підгруп) є повними електронними аналогами, разом з тим проявляють групову і типову аналогію. Це обумовлено аналогією будови електронних орбіталей (ns 1-2) у всіх представників однієї групи, а також відсутністю запов-нених передзовнішніх d -орбіталей. Типові елементи обох груп (Li, Na та Be, Mg) є неповними електронними аналогами з елементами побічних підгруп (Cu, Ag, Au та Zn, Cd, Hg). Останні являють собою сімейства типових аналогів і характеризуються повною електронною аналогією між собою. У елементів III−VII груп можна виділити три сімейства повних електронних аналогів: 1 – типічні елементи; 2 – решта елементів головної групи; 3 – елементи побічної підгрупи. Між собою ці елементи зв’язані через типічні елементи неповною аналогією. Причому електронна аналогія між елементами головних підгруп виражена яскравіше, оскільки вони є типовими аналогами. Відмінність між електронними аналогами в цих групах від I і II обумовлена наявністю вставних декад між II-A та III-A підгрупами. Наскрізна аналогія не простежується серед елементів VІІІ-А групи, тут також слід відмітити типічні елементи (Ne, Ar) і елементи підгрупи Крептону, у яких на відміну від типічних елементів присутні заповнена передзовнішня (n−;1 )d 10 оболонка. Порівнюючи між собою типові елементи 2-го і 3-го періодів відзначимо, що вони з точки зору електронної будови теж відмінні.
¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ 7N 2 ¯ 15P 3 ¯
Максимальна ковалентність Нітроґену дорівнює ІV (3 за рахунок спінової теорії валентності і 1 за рахунок донорно-акцепторної взаємодії неподіленої s -пари електронів). У Фосфору додається ще одна ковалентність за рахунок переходу s -електрона на валентну d -орбіталь при збуджені атома:
¯ ¯ ¯ ¯ 15Р* 3 ¯
Кайносиметричні орбіталі Кайносиметричними (“кайнос” (грец.) – новий) орбіталя-ми називають такі орбіталі, які з’являються вперше, а саме: 1 s, 2 p, 3 d, 4 f. У зв’язку з цим можна виділити ще один тип аналогії – шарову. Шаровими аналогами називають елементи, що є типовими аналогами, але не мають зовнішніх або передзовнішніх кайносиметричних електронів.
|
О
