Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

До открытия Д. И. Менделеева в науке уже были предприняты попытки классифицировать химические элементы по определенным признакам.
Предшественники Д.И.Менделеева, отмечая сходство некоторых элементов, объединили их в отдельные группы или классы. Например, разделение элементов на два класса — металлы и неметаллы — оказалось неточным, потому что есть химические элементы с двойственными свойствами — как металлов, так и неметаллов.
Важным этапом в работе по созданию классификации химических элементов было объединение сходных элементов в естественные семейства, например щелочные металлы, галогены.
Однако все ученые, пытаясь классифицировать химические элементы, искали сходство между элементами одного семейства, но не могли себе представить, что все элементы тесно связаны друг с другом.
Гениальное подтверждение того, что все химические элементы взаимосвязаны, сделал выдающийся русский химик Д. И. Менделеев, который сравнил их на основе двух свойств: атомной массы и валентности, т. е. способности образовывать известные формы соединений (оксиды, водородные соединения и др.).
В 1869 г. он впервые сформулировал периодический закон:
«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов» .
Это позже стало известно, что у атома есть ядро, которое имеет определенный заряд и массу. Причем чем больше заряд ядра, тем больше в нем содержится протонов и нейтронов. Это, в конечном счете, определяет взаимосвязь заряда атома и его массы. Чем больше заряд, тем, как правило, больше масса атома. Необходимо было обладать большой научной интуицией, чтобы, не зная состав атомного ядра, взять за основу систематизации элементов массу их атомов. Расположив известные элементы по мере увеличения массы их атомов, ученый обнаружил повторяемость свойств элементов, образующих одну большую последовательность.
Данные о строении атома подтвердили и объяснили периодическое изменение свойств химических элементов и теперь периодический закон формулируют так:

«Свойства простых веществ, а также формы, и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от значения зарядов ядер атомов (равному атомному номеру элемента в периодической таблице элементов)».

На основе периодического закона были систематизированы элементы, или, говоря иначе, построена периодическая система химических элементов. Графическое изображение этого закона называется периодической таблицей.
В таблице каждый химический элемент имеет атомный номер, который определяется числом протонов в ядре атома, т. е. атомный номер численно равен заряду ядра. Таким образом, основной признак, который определяет химический элемент, — это заряд его ядра. Массу атома в основном определяют протоны и нейтроны, составляющие ядро.
Периодом называется ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, начинающийся со щелочного металла (за исключением первого периода; он начинается с водорода) и заканчивающийся инертным газом. В первый период входят только два элемента, во второй и третий — по восемь (эти периоды называются малыми). Четвертый период образован восемнадцатью элементами, а пятый и шестой — еще большим числом элементов.
Чтобы определить, какая подгруппа — главная, а какая — побочная, важно помнить, что в состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов.
Побочные подгруппы образованы только элементами больших периодов. Например, в состав главной подгруппы II группы входят элементы второго и третьего периодов — бериллий Be и магний Mg. Побочная подгруппа начинается с элемента четвертого (большого) периода — цинка Zn. И еще одно отличие: главная подгруппа, как правило, состоит из большего числа элементов, чем побочная (в VIII группе наоборот).
В малых периодах, как было отмечено выше, по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается закономерное увеличение числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое атомов элементов. Как следствие этого от щелочного металла к галогену уменьшаются металлические свойства элементов и увеличиваются неметаллические свойства. Эта же закономерность проявляется и в свойствах веществ, образованных этими элементами. Так, например, оксид лития проявляет основные свойства, оксид бериллия — амфотерные. Высшие оксиды остальных элементов являются кислотными (кислородное соединение фтора является не оксидом, а фторидом).
В главной подгруппе по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается усиление металлических свойств элемента и уменьшение неметаллических.
Это можно объяснить следующим образом. У элементов V группы на внешнем электронном слое по пять электронов. Однако внешние электроны у атома висмута находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются около него. Поэтому атомы висмута могут отдавать электроны, иначе говоря, проявлять металлические свойства, что не характерно для азота.
Такая же закономерность в свойствах элементов и их соединений наблюдается в любой группе. Так, IV группа начинается с двух неметаллов — углерода С и кремния Si, далее следует германий Ge с промежуточными свойствами, и заканчивается группа оловом Sn и свинцом РЬ — металлами.
Изменяются в группах и свойства соединений: оксид углерода (IV) — кислотный оксид, а оксид свинца обладает основными свойствами.
Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений.
При создании периодической системы Д. И. Менделеев предсказал существование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и описал их свойства.

2. Периодические изменения свойств химических элементов: радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, металлические и неметаллические свойства.

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Атомы не имеют строго определенных границ, что обусловлено волновой природой электронов. В расчетах пользуются так называемыми эффективными или кажущимися радиусами, т. е. радиусами шарообразных атомов, сближенных между собой при образовании кристалла. Обычно их рассчитывают из рентгенометрических данных.

Радиус атома — важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус.

Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра. Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных; газов связана с их высокими значениями энергии ионизации.

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. Значения сродства к электрону известны не для всех элементов; измерять их весьма трудно. Наиболее велики они у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это говорит об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода.

Определение электроотрицательности дал американский ученый Л. Полинг в 1932 г. Он же предложил и первую шкалу электроотрицательности. Согласно Полингу, электроотрицательность - это способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.

Сопоставляя значения электроотрицательностей элементов от франция (0,86) до фтора (4,10), легко заметить, что относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растет с увеличением номера элемента, в группе — уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов. Очевидно, чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства. Неметаллы характеризуются большой относительной электроотрицательностью, а металлы — небольшой. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью.

3. Развитие представления о строении атома: планетарная модель Резерфорда, теория Бора, квантовая теория строения атома.

Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).

3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.

Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени уже доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два необычных предположения (постулата):

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.

Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния в другое, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия.

Бор рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено также и то, что для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов.

Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.

Свойства элементарных частиц, образующих атом

Частица	Заряд	Масса
Кл	условн. ед.	г	а.е.м.
Электрон	-1,6∙10-19	-1	9,10∙10-28	0,00055
Протон	1,6∙10-19	+1	1,67∙10-24	1,00728
Нейтрон			1,67∙10-24	1,00866

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mv, где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.(принцип неопределённости Гейзенберга). Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

∆x∙m∙∆v > ћ/2, где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, равный порядковому номеру в таблице, равный числу электронов и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями: Z = А - N, N = А - Z, А= Z + N.

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.

Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики