ftp://ftp.che.nsk.su/pub/students/1-semestr/

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА (ПС) ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

ПС элементов была предложена выдающимся русским химиком Д.И. Менделеевым в 1869 году

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Свойства простых веществ и соединений, которые они образуют, находятся в периодической зависимости от величины атомного номера элемента. В основу современной классификации элементов положен главный признак – электронная конфигурация атомов. Периодический закон был сформулирован почти за полстолетия до открытия электрона.

ОФИЦИАЛЬНАЯ ПС ЭЛЕМЕНТОВ ИЮПАК (2005 год)

СТРУКТУРА ПС Лантаниды (лантаноиды) – 4f элементы (ид – от греческого следующий за; оид – от греческого подобный). Аналогично, актиниды (актиноиды) – 5f элементы Галогены – элементы 17 группы Халькогены - элементы 16 группы Пниктогены - элементы 15 группы

Закономерности изменения свойств атомов и ионов Одна из основных характеристик атомов и ионов – их размеры. Строение соединений – расположение атомов в пространстве (расстояния между атомами, углы). Единица измерения расстояний - 1Å Методы определения строения – рентгеноструктурный анализ (РСА), электронография, нейтронография и некоторые другие.

Металлический радиус Металлический радиус (для металлов) – половина расстояния между ядрами соседних атомов

Ковалентный радиус Ковалентный радиус (для неметаллов) - половина расстояния между ядрами соседних атомов Металлический радиус и ковалентный радиус называют атомными радиусами

Ионный радиус Ионный радиус (для ионных соединений) – пример CsCl: из данных РСА определяют карту электронной плотности и там где минимум электронной плотности на прямой Cs-Cl, проводят границу между Cs+ и Cl-

Закономерности изменения атомных радиусов Атомный радиус уменьшается в периоде при увеличении атомного номера (N): Li(1s 2 2s 1 ) F(1s 2 2s 2 2p 5 ) – валентные электроны занимают орбитали одной оболочки, но увеличивается заряд ядра. Атомный радиус увеличивается в группе при увеличении атомного номера (N): Li([He]2s 1 ) Cs([Xe]5s 1 ) – валентные электроны занимают орбитали с большим главным квантовым числом.

Закономерности изменения ионных радиусов Ионный радиус зависит от координационного окружения (КЧ) – чем больше КЧ, тем больше радиус. В пределах периода размеры анионов больше размеров катионов (упрощенно: катионы – маленькие, анионы – большие).

Закономерности изменения ионных радиусов Ионный радиус увеличивается в группе при увеличении атомного номера (N): Li + ([He] Cs + ([Xe]). Изоэлектронные катионы - Na +, Mg 2+, Al 3+ имеют одинаковую электронную конфигурацию [Ne], но отличаются зарядом, ионный радиус сильно уменьшается. Изоэлектронные анионы - P 3-, S 2-, Cl - имеют одинаковую электронную конфигурацию [Ar], но отличаются зарядом, ионный радиус уменьшается.

Закономерности изменения ионных радиусов для переходных металлов В периоде: Ti 2+ (1,00 Å) Ni 2+ (0,83 Å) – уменьшение радиуса катиона, но различия небольшие. Зависимость от заряда: Fe 2+ (0,75 Å) Fe 3+ (0,69 Å). Больше положительный заряд, меньше ионный радиус.

Энергия ионизации Энергия ионизации атома (или иона) (I, эВ) – минимальная энергия для удаления электрона от атома (или иона), находящегося в газообразном состоянии: А(г) А + (г) + е(г); I = E(A +, г.) – E(A, г.) Максимальное значение I имеют инертные газы, минимальные – щелочные металлы.

Энергия ионизации Горизонтальная периодичность – в пределах одного периода значения I увеличиваются т.к. увеличивается заряд ядра. Вертикальная периодичность – в пределах одной группы значения I уменьшаются (не сильно): например, Li ([He]2s 1 ) Cs ([Xe]6s 1 )

Энергия ионизации Примеры отклонений в плавном изменении значений I: Be – 9,32 эВ, В – 8,30 эВ. Различия в электронном строении – у В один электрон находится на 2p орбитали, р орбитали более диффузные, по сравнению с s орбиталями. N – 14,53 эВ, O – 13,62 эВ. Анион O - имеет три электрона на 2р уровне (p уровень заполнен ровно на половину - это выгодно энергетически).

Электроотрицательность Электроотрицательность (χ) – способность элемента притягивать электроны, когда элемент входит в состав химических соединений. Определение электроотрицательности по Малликену: χ М = ½(I+E a ) Сродство к электрону (E a, эВ) : А(г) + е(г) А - (г) E a = E(A, г.) – E(A -, г.)

Электроотрицательность Электроотрицательность увеличивается в периоде при увеличении атомного номера элемента. Электроотрицательность уменьшается в группе при увеличении атомного номера элемента.

Закономерности изменения кислотно- основных свойств гидроксидов элементов Основные свойства: ЭОН Э + + ОН - Кислотные свойства: ЭОН ЭО - + Н + ГидроксидИонный радиус Э 2+ Свойства Be(OH) 2 0,27 ÅАмфотерный Mg(OH) 2 0,49 ÅОснование средней силы Ca(OH) 2 1,00 ÅСильное основание Sr(OH) 2 1,16 ÅСильное основание Ba(OH) 2 1,49 ÅСильное основание Вертикальная периодичность: увеличение ионного радиуса приводит к ослаблению связи с ОН -

Закономерности изменения кислотно- основных свойств гидроксидов элементов ГидроксидИонный радиус Э n+ Свойства NaOH0,99 ÅСильное основание Mg(OH) 2 0,49 ÅОснование средней силы Al(OH) 3 0,39 ÅАмфотерный Si(OH) 4 ????ÅСлабая кислота Горизонтальная периодичность: уменьшение основных свойств коррелирует с увеличением заряда катиона и уменьшением радиуса катиона

Кислотные свойства безкислородных кислот НЭ СоединениеКислотные св- ва (К 1 в воде) Радиус аниона Э n-, Å Заряд аниона NH 3 Основание1,71-3 H2OH2O ,38-2 HF ,31 H2OH2O ,38-2 H2SH2S ,84-2 H 2 Se ,98-2 H 2 Te ,21-2 Два фактора (изменение радиуса аниона и изменение заряда аниона) действуют в противоположных направлениях. Главным является изменение заряда аниона.

Некоторые закономерности изменения окислительно-восстановительных свойств Э + 2е + 2Н + Н 2 Э (Э – халькоген) ЭлементЕ о, В O1,23 S0,14 Se-0,40 Te-0,72 Окислительные свойства уменьшаются в ряду O 2, S, Se, Te Восстановительные свойства увеличиваются в ряду H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te Аналогичные закономерности для галогенов. Э 2 + 2е + 2Н + 2НЭ (Э – галоген)

Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов в высших степенях окисления Главные элементы – s и p: 4 группа: CO 2, SiO 2, GeO 2 – практически не являются окислителями; SnO 2 и PbO 2 – сильные окислители. НО……… Переходные металлы: 15 группа: V(V) – окислитель, Nb(V) и Ta(V) – не являются окислителями. 16 группа: Cr(VI) - окислитель, Mo(VI) и W(VI) – не являются окислителями. 17 группа: Mn(VII) - окислитель, Tc(VII) и Re(VII) – не являются окислителями.

Диагональная периодичность Диагональная периодичность: химические свойства элементов 2 периода (от Li до F) несколько отличаются от свойств их более тяжелых аналогов, но приближаются к свойствам более тяжелых элементов последующих периодов. Be(OH) 2 – амфотерный B(OH) 3 – слабая кислота Mg(OH) 2- – слабое основание Al(OH) 3 – амфотерный Si(OH) 4 - слабая кислота