Descubrimiento de la ley periódica y el sistema periódico de Mendeleev. Introducción a la Química General

Los datos sobre la estructura del núcleo y sobre la distribución de los electrones en los átomos permiten considerar la ley periódica y el sistema periódico de elementos desde posiciones físicas fundamentales. Basándose en ideas modernas, la ley periódica se formula de la siguiente manera:

Propiedades sustancias simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos dependen periódicamente del valor de la carga del núcleo atómico (número de serie).

Tabla periódica de D.I. Mendeleev

Actualmente, se conocen más de 500 variantes de la imagen del sistema periódico: estas son diversas formas transmisión de la ley periódica.

La primera versión del sistema de elementos, propuesta por D.I. Mendeleev el 1 de marzo de 1869, fue la llamada versión larga. En esta variante, los períodos estaban ordenados en una línea.

En el sistema periódico hay 7 períodos horizontales, de los cuales los tres primeros se denominan pequeños y el resto grandes. En el primer período hay 2 elementos, en el segundo y tercero - 8 cada uno, en el cuarto y quinto - 18 cada uno, en el sexto - 32, en el séptimo (incompleto) - 21 elementos. Cada período, a excepción del primero, comienza con un metal alcalino y termina con un gas noble (el séptimo período está inacabado).

Todos los elementos del sistema periódico están numerados en el orden en que se suceden. Los números de los elementos se llaman números ordinales o atómicos.

El sistema tiene 10 filas. Cada período pequeño consta de una fila, cada período grande consta de dos filas: par (superior) e impar (inferior). En filas pares de períodos grandes (cuarto, sexto, octavo y décimo) solo hay metales, y las propiedades de los elementos en la fila de izquierda a derecha cambian ligeramente. En filas impares de períodos grandes (quinto, séptimo y noveno), las propiedades de los elementos de la fila de izquierda a derecha cambian, como en los elementos típicos.

La principal característica por la que los elementos de grandes períodos se dividen en dos filas es su estado de oxidación. Sus valores idénticos se repiten dos veces en el período con el aumento masas atómicas elementos. Por ejemplo, en el cuarto período, los estados de oxidación de los elementos de K a Mn cambian de +1 a +7, seguido de la tríada Fe, Co, Ni (estos son elementos de una serie par), después de lo cual se produce el mismo aumento en se observan los estados de oxidación de los elementos de Cu a Br (son elementos de una fila impar). Vemos lo mismo en los demás. grandes periodos, excluyendo la séptima, que consta de una fila (par). Las formas de combinaciones de elementos también se repiten dos veces en largos períodos.

En el sexto período, después del lantano, hay 14 elementos con números de serie 58-71, llamados lantánidos (la palabra "lantánidos" significa similar al lantano, y "actínidos", "como actinio"). A veces se les llama lantánidos y actínidos. , que significa después de los lantánidos, después del actinio). Los lantánidos se colocan por separado en la parte inferior de la tabla, y en la celda un asterisco indica la secuencia de su ubicación en el sistema: La-Lu. Las propiedades químicas de los lantánidos son muy similar Por ejemplo, todos son metales reactivos, reaccionan con el agua para formar hidróxido e hidrógeno De esto se deduce que los lantánidos tienen una fuerte analogía horizontal.

En el séptimo período, 14 elementos con números de serie 90-103 conforman la familia de los actínidos. También se colocan por separado, debajo de los lantánidos, y en la celda correspondiente, dos asteriscos indican la secuencia de su ubicación en el sistema: Ac-Lr. Sin embargo, a diferencia de los lantánidos, la analogía horizontal para los actínidos se expresa débilmente. Exhiben estados de oxidación más diferentes en sus compuestos. Por ejemplo, el estado de oxidación del actinio es +3 y el del uranio es +3, +4, +5 y +6. El estudio de las propiedades químicas de los actínidos es extremadamente difícil debido a la inestabilidad de sus núcleos.

En la tabla periódica, ocho grupos están dispuestos verticalmente (indicados por números romanos). El número de grupo está relacionado con el grado de oxidación de los elementos que presentan en los compuestos. Como regla general, el estado de oxidación positivo más alto de los elementos es igual al número del grupo. Las excepciones son el flúor: su estado de oxidación es -1; cobre, plata, oro muestran estados de oxidación +1, +2 y +3; de los elementos del grupo VIII, el estado de oxidación +8 solo se conoce para el osmio, el rutenio y el xenón.

El grupo VIII contiene los gases nobles. Anteriormente, se creía que no podían formar compuestos químicos.

Cada grupo se divide en dos subgrupos: principal y secundario, que en el sistema periódico se enfatiza por el desplazamiento de algunos hacia la derecha y otros hacia la izquierda. El subgrupo principal consta de elementos típicos (elementos del segundo y tercer período) y similares a ellos en propiedades químicas elementos de largos períodos. Un subgrupo secundario consta solo de metales, elementos de períodos largos. El grupo VIII es diferente a los demás. Además del subgrupo principal de helio, contiene tres subgrupos secundarios: un subgrupo de hierro, un subgrupo de cobalto y un subgrupo de níquel.

Las propiedades químicas de los elementos de los subgrupos principal y secundario difieren significativamente. Por ejemplo, en el grupo VII, el subgrupo principal está formado por los no metales F, CI, Br, I, At, mientras que el grupo secundario son los metales Mn, Tc, Re. Así, los subgrupos unen los elementos más similares entre sí.

Todos los elementos excepto el helio, el neón y el argón forman compuestos de oxígeno; Sólo hay 8 formas de compuestos de oxígeno. En el sistema periódico, a menudo se representan mediante fórmulas generales ubicadas debajo de cada grupo en orden ascendente del estado de oxidación de los elementos: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, donde R es un elemento de este grupo. Las fórmulas de óxidos superiores se aplican a todos los elementos del grupo (principal y secundario), excepto en aquellos casos en los que los elementos no muestran un estado de oxidación igual al número del grupo.

Los elementos de los subgrupos principales, a partir del grupo IV, forman compuestos de hidrógeno gaseosos, existen 4 formas de tales compuestos y también están representados por fórmulas generales en la secuencia RN 4, RN 3, RN 2, RN. Las fórmulas de los compuestos de hidrógeno se encuentran debajo de los elementos de los subgrupos principales y solo se aplican a ellos.

Las propiedades de los elementos de los subgrupos cambian de forma natural: de arriba a abajo, las propiedades metálicas aumentan y las no metálicas se debilitan. Obviamente, las propiedades metálicas son más pronunciadas en el francio que en el cesio; no metálico - en flúor, luego - en oxígeno.

También es posible rastrear visualmente la periodicidad de las propiedades de los elementos basándose en la consideración de las configuraciones electrónicas de los átomos.

El número de electrones ubicados en el nivel exterior en los átomos de los elementos, ordenados en orden creciente de número de serie, se repite periódicamente. El cambio periódico en las propiedades de los elementos con un aumento en el número de serie se explica por el cambio periódico en la estructura de sus átomos, es decir, el número de electrones en sus niveles de energía externos. Según el número de niveles de energía en la capa electrónica del átomo, los elementos se dividen en siete períodos. El primer período consta de átomos en los que la capa de electrones consta de un nivel de energía, en el segundo período, de dos, en el tercero, de tres, en el cuarto, de cuatro, etc. Cada nuevo período comienza cuando un nuevo nivel de energía comienza a llenar el nivel.

En el sistema periódico, cada período comienza con elementos cuyos átomos tienen un electrón en el nivel exterior -átomos de metales alcalinos- y termina con elementos cuyos átomos en el nivel exterior tienen 2 (en el primer período) u 8 electrones (en todos los posteriores). ) - átomos de gases nobles .

Además, vemos que las capas externas de electrones son similares para los átomos de los elementos (Li, Na, K, Rb, Cs); (Be, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ag, Kr, Xe), etc. Es por eso que cada uno de los grupos de elementos anteriores se encuentra en un determinado subgrupo principal de la tabla periódica: Li, Na, K, Rb, Cs en el grupo I, F, Cl, Br, I - en VII, etc.

Debido a la similitud de la estructura de las capas de electrones de los átomos, sus propiedades físicas y químicas son similares.

Número subgrupos principales está determinado por el número máximo de elementos en el nivel de energía y es igual a 8. El número de elementos de transición (elementos subgrupos laterales) está determinado por el número máximo de electrones en el subnivel d y es igual a 10 en cada uno de los grandes períodos.

Dado que en el sistema periódico de elementos químicos D.I. Mendeleev, uno de los subgrupos laterales contiene a la vez tres elementos de transición que tienen propiedades químicas cercanas (las llamadas tríadas Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), luego el número de subgrupos laterales , además de los principales, es 8.

Por analogía con los elementos de transición, el número de lantánidos y actínidos colocados en la parte inferior del sistema periódico en forma de filas independientes es igual al número máximo de electrones en el subnivel f, es decir, 14.

El período comienza con un elemento en el átomo del cual hay un electrón s en el nivel externo: en el primer período es hidrógeno, en el resto, metales alcalinos. El período termina con un gas noble: el primero - con helio (1s 2), los períodos restantes - con elementos cuyos átomos en el nivel exterior tienen una configuración electrónica ns 2 np 6 .

El primer período contiene dos elementos: hidrógeno (Z = 1) y helio (Z = 2). El segundo período comienza con el elemento litio. (Z= 3) y termina con neón (Z= 10). Hay ocho elementos en el segundo período. El tercer período comienza con el sodio (Z = 11), cuya configuración electrónica es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. A partir de él se inició el llenado del tercer nivel energético. Termina en el gas inerte argón. (Z= 18), cuyos subniveles 3s y 3p están completamente llenos. Fórmula electrónica del argón: 1s 2 2s 2 2p 6 Zs 2 3p 6. El sodio es un análogo del litio, el argón es un análogo del neón. En el tercer período, como en el segundo, hay ocho elementos.

El cuarto período comienza con el potasio (Z = 19), cuya estructura electrónica se expresa mediante la fórmula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1. Su electrón 19 ocupaba el subnivel 4s, cuya energía es menor que la energía del subnivel 3d. El electrón 4s externo le da al elemento propiedades similares a las del sodio. En calcio (Z = 20), el subnivel 4s está lleno de dos electrones: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. A partir del elemento escandio (Z = 21), comienza el llenado del subnivel 3d, ya que es energéticamente más favorable que el subnivel 4p. Cinco orbitales del subnivel 3d pueden estar ocupados por diez electrones, lo que ocurre en átomos desde escandio hasta zinc (Z = 30). Por lo tanto, la estructura electrónica de Sc corresponde a la fórmula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2, y zinc - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. En los átomos de elementos posteriores hasta el gas inerte criptón (Z = 36) se llena el subnivel 4p. Hay 18 elementos en el cuarto período.

El quinto período contiene elementos que van desde el rubidio (Z = 37) hasta el gas inerte xenón (Z = 54). El llenado de sus niveles de energía es el mismo que el de los elementos del cuarto período: después de Rb y Sr, diez elementos del itrio. (Z= 39) al cadmio (Z = 48), se llena el subnivel 4d, después de lo cual los electrones ocupan el subnivel 5p. En el quinto período, como en el cuarto, hay 18 elementos.

En átomos de elementos del sexto período de cesio. (Z= 55) y bario (Z = 56), se llena el subnivel 6s. En lantano (Z = 57), un electrón ingresa al subnivel 5d, después de lo cual se detiene el llenado de este subnivel y comienza a llenarse el subnivel 4f, siete de los cuales pueden estar ocupados por 14 electrones. Esto ocurre para los átomos de los elementos lantánidos con Z = 58 - 71. Dado que estos elementos llenan el subnivel profundo 4f del tercer nivel desde el exterior, tienen propiedades químicas muy similares. Con hafnio (Z = 72) se reanuda el llenado del subnivel d y finaliza con mercurio (Z = 80), después de lo cual los electrones llenan el subnivel 6p. El llenado del nivel finaliza en el gas noble radón (Z = 86). Hay 32 elementos en el sexto período.

El séptimo período está incompleto. El llenado de niveles electrónicos con electrones es similar al sexto período. Después de llenar el subnivel 7s en Francia (Z = 87) y radio (Z = 88), un electrón de actinio ingresa al subnivel 6d, después de lo cual el subnivel 5f comienza a llenarse con 14 electrones. Esto ocurre para átomos de elementos actínidos con Z = 90 - 103. Después del elemento 103, se llena el subnivel b d: en kurchatovium (Z = 104), = 105), elementos Z = 106 y Z = 107. Los actínidos, como los lantánidos, tienen muchas propiedades químicas similares.

Aunque el subnivel 3d se completa después del subnivel 4s, se coloca antes en la fórmula, ya que todos los subniveles de este nivel se escriben secuencialmente.

Dependiendo de qué subnivel se llene por última vez con electrones, todos los elementos se dividen en cuatro tipos (familias).

1. s - Elementos: el subnivel s del nivel exterior está lleno de electrones. Estos incluyen los dos primeros elementos de cada período.

2. p - Elementos: el subnivel p del nivel exterior está lleno de electrones. Estos son los últimos 6 elementos de cada período (excepto el primero y el séptimo).

3. d - Elementos: el subnivel d del segundo nivel desde el exterior está lleno de electrones, y uno o dos electrones permanecen en el nivel exterior (para Pd - cero). Estos incluyen elementos de décadas intercalares de grandes períodos ubicados entre los elementos s y p (también se les llama elementos de transición).

4. f - Elementos: el subnivel f del tercer nivel desde el exterior está lleno de electrones y quedan dos electrones en el nivel exterior. Estos son los lantánidos y actínidos.

Hay 14 elementos s, 30 elementos p, 35 elementos d, 28 elementos f en el sistema periódico Los elementos del mismo tipo tienen una serie de propiedades químicas comunes.

El sistema periódico de D. I. Mendeleev es una clasificación natural de elementos químicos según la estructura electrónica de sus átomos. La estructura electrónica de un átomo y, por lo tanto, las propiedades de un elemento, se juzga por la posición del elemento en el período y subgrupo correspondiente del sistema periódico. Los patrones de llenado de los niveles electrónicos explican el diferente número de elementos en los períodos.

Por lo tanto, la estricta periodicidad de la disposición de los elementos en el sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev se explica completamente por la naturaleza constante del llenado de los niveles de energía.

Conclusiones:

La teoría de la estructura de los átomos explica el cambio periódico en las propiedades de los elementos. Aumento de cargas positivas. núcleos atómicos del 1 al 107 provoca una repetición periódica de la estructura del nivel de energía externo. Y dado que las propiedades de los elementos dependen principalmente de la cantidad de electrones en el nivel exterior, también se repiten periódicamente. Este es el significado físico de la ley periódica.

En períodos cortos, con un aumento en la carga positiva de los núcleos de los átomos, aumenta el número de electrones en el nivel externo (de 1 a 2, en el primer período, y de 1 a 8, en el segundo y tercer período). , lo que explica el cambio en las propiedades de los elementos: al comienzo del período (excepto el primer período) aparece un metal alcalino, luego las propiedades metálicas se debilitan gradualmente y las propiedades no metálicas aumentan.

En períodos largos, a medida que aumenta la carga nuclear, es más difícil llenar los niveles con electrones, lo que también explica el cambio más complejo en las propiedades de los elementos en comparación con los elementos de períodos pequeños. Entonces, en filas pares de períodos largos, con carga creciente, el número de electrones en el nivel exterior permanece constante y es igual a 2 o 1. Por lo tanto, mientras los electrones llenan el nivel que sigue al nivel exterior (segundo desde el exterior) , las propiedades de los elementos de estas filas cambian muy lentamente. Solo en las filas impares, cuando el número de electrones en el nivel exterior aumenta con el crecimiento de la carga nuclear (de 1 a 8), las propiedades de los elementos comienzan a cambiar de la misma manera que las típicas.

A la luz de la doctrina de la estructura de los átomos, la división de D.I. Mendeleev de todos los elementos durante siete períodos. El número del período corresponde al número de niveles de energía de los átomos llenos de electrones, por lo tanto, los elementos s están presentes en todos los períodos, los elementos p en el segundo y siguientes, los elementos d en el cuarto y siguientes, y los elementos f en los periodos sexto y séptimo.

La división de grupos en subgrupos, basada en la diferencia en el llenado de los niveles de energía con electrones, también se explica fácilmente. Para los elementos de los subgrupos principales, se rellenan los subniveles s (estos son elementos s) o los subniveles p (estos son elementos p) de los niveles externos. Para los elementos de los subgrupos laterales, se llena el subnivel (d) del segundo nivel exterior (estos son elementos d). Para los lantánidos y actínidos, se llenan los subniveles 4f y 5f, respectivamente (estos son elementos f). Así, en cada subgrupo se combinan elementos cuyos átomos tienen una estructura similar al nivel electrónico exterior. Al mismo tiempo, los átomos de los elementos de los subgrupos principales contienen en los niveles exteriores el número de electrones igual al número del grupo. .Los subgrupos secundarios incluyen elementos cuyos átomos tienen en el nivel exterior dos o un electrón.

Las diferencias en la estructura también causan diferencias en las propiedades de los elementos de diferentes subgrupos del mismo grupo. Entonces, en el nivel externo de los átomos de los elementos del subgrupo halógeno, hay siete electrones del subgrupo manganeso, dos electrones cada uno. Los primeros son metales típicos y los segundos son metales.

Pero los elementos de estos subgrupos también tienen propiedades generales: entrando a reacciones químicas, todos ellos (a excepción del flúor F) pueden donar 7 electrones para formar enlaces químicos. En este caso, los átomos del subgrupo de manganeso donan 2 electrones del nivel exterior y 5 electrones del siguiente nivel. Por lo tanto, en los elementos de los subgrupos secundarios, los electrones de valencia no solo son los niveles externos, sino también los penúltimos (segundos desde el exterior), que es la principal diferencia en las propiedades de los elementos de los subgrupos principal y secundario.

También se deduce que el número de grupo, por regla general, indica la cantidad de electrones que pueden participar en la formación de enlaces químicos. Este es el significado físico del número de grupo.

Entonces, la estructura de los átomos determina dos patrones:

1) cambio en las propiedades de los elementos horizontalmente: en el período de izquierda a derecha, las propiedades metálicas se debilitan y las propiedades no metálicas aumentan;

2) un cambio en las propiedades de los elementos a lo largo de la vertical: en un subgrupo con un aumento en el número de serie, las propiedades metálicas aumentan y las no metálicas se debilitan.

En este caso, el elemento (y la celda del sistema) se encuentra en la intersección de la horizontal y la vertical, lo que determina sus propiedades. Esto ayuda a encontrar y describir las propiedades de elementos cuyos isótopos se obtienen artificialmente.

Esta lección trata sobre la ley periódica y el sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev a la luz de la teoría de la estructura del átomo. Se explican los siguientes conceptos: la formulación moderna de la ley periódica, el significado físico de los números de período y grupo, las razones de la periodicidad de los cambios en las características y propiedades de los átomos de los elementos y sus compuestos usando ejemplos de períodos pequeños y grandes, subgrupos principales, el significado físico de la ley periódica, características generales elemento y las propiedades de sus compuestos según la posición del elemento en el sistema periódico.

Tema: La estructura del átomo. Ley periódica

Lección: Ley periódica y sistema periódico elementos químicos D.I. Mendeleev

Durante la formación de la ciencia de la química, los científicos intentaron incorporar al sistema información sobre varias docenas de ellas, conocidas en ese momento. Este problema también fascinó a D.I. Mendeleev. Buscaba patrones y relaciones que abarcaran todos los elementos, y no sólo algunos de ellos. Mendeleev consideraba que la masa de su átomo era la característica más importante de un elemento. Después de analizar toda la información sobre los elementos químicos conocida en ese momento y ordenarlos en orden ascendente de sus masas atómicas, en 1869 formuló la ley periódica.

La redacción de la ley: las propiedades de los elementos químicos, las sustancias simples, así como la composición y propiedades de los compuestos dependen periódicamente del valor de las masas atómicas.

Cuando se formuló la ley periódica, aún no se conocía la estructura del átomo ni la existencia de partículas elementales. Posteriormente también se estableció que las propiedades de una sustancia no dependen de las masas atómicas, como suponía Mendeleev. Aunque, al no disponer de esta información, D. I. Mendeleev no cometió ni un solo error en su tabla.

Tras el descubrimiento de Moseley, quien estableció experimentalmente que la carga del núcleo de un átomo coincide con el número de serie del elemento químico indicado por Mendeleev en su tabla, se realizaron cambios en la formulación de su ley.

Redacción moderna de la ley.: las propiedades de los elementos químicos, las sustancias simples, así como la composición y propiedades de los compuestos dependen periódicamente de los valores de las cargas de los núcleos de los átomos.

Arroz. 1. La expresión gráfica de la ley periódica es el sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev.

Arroz. 2. Considere la notación adoptada en él usando el ejemplo de rubidio

Cada celda correspondiente a un elemento contiene: símbolo químico, nombre, número de serie correspondiente al número de protones en un átomo, masa atómica relativa. El número de electrones en un átomo corresponde al número de protones. El número de neutrones en un átomo se puede encontrar mediante la diferencia entre la masa atómica relativa y el número de protones, es decir, el número de serie.

norte(norte 0 ) = a r - z

Número relativo ordinal

neutrones masa atómica elemento número

Por ejemplo, para el isótopo de cloro 35 CL el número de neutrones es: 35-17= 18

Los componentes del sistema periódico son grupos y periodos.

El sistema periódico contiene ocho grupos de elementos. Cada grupo consta de dos subgrupos: principal y lateral. Los principales están marcados con una letra. A, y laterales - por letra b. El subgrupo principal contiene más elementos que el secundario. El subgrupo principal contiene elementos s y p, mientras que el subgrupo secundario contiene elementos d.

Grupo- una columna del sistema periódico, que combina elementos químicos que tienen similitud química debido a configuraciones electrónicas similares de la capa de valencia. Este principio fundamental construcción del sistema periódico. Considere esto como un ejemplo de los elementos de los dos primeros grupos.

Pestaña. 1

La tabla muestra que los elementos del primer grupo del subgrupo principal tienen un electrón de valencia. Los elementos del segundo grupo del subgrupo principal tienen dos electrones de valencia.

Algunos de los principales subgrupos tienen sus propios nombres especiales:

Pestaña. 2

Una cadena, llamada período, es una secuencia de elementos, ordenados en orden creciente de carga nuclear, que comienza con un metal alcalino (o hidrógeno) y termina con un gas noble.

Número el período es el número de niveles electrónicos en el átomo

Hay dos opciones principales para representar el sistema periódico: de período largo, en el que se distinguen 18 grupos (Fig.3) y de período corto, en el que hay 8 grupos, pero se introduce el concepto de subgrupos principales y secundarios (Fig. . 1).

Tarea

1. No. 3-5 (pág. 22) Rudzitis G.E. Química. Fundamentos de Química General. Grado 11: libro de texto para instituciones educativas: nivel básico / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14ª ed. - M.: Educación, 2012.

2. Compara la configuración electrónica de los átomos de carbono y silicio. ¿Qué valencia y estado de oxidación pueden exhibir en compuestos químicos? Dar fórmulas de compuestos de estos elementos con hidrógeno. Dé las fórmulas de sus compuestos con oxígeno en el estado de oxidación más alto.

3. Escribe las fórmulas electrónicas de las capas exteriores de los siguientes elementos: 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 34 Se, 52 Te. Tres elementos de esta serie son análogos químicos (muestran propiedades químicas similares). ¿Cuáles son estos elementos?

Ley periódica D.I. Mendeleev y la tabla periódica de elementos químicos Tiene gran importancia en el desarrollo de la química. Sumerjámonos en 1871, cuando el profesor de química D.I. Mendeleev, a través de numerosas pruebas y errores, llegó a la conclusión de que “... las propiedades de los elementos, y por tanto las propiedades de lo simple y cuerpos complejos, mantienen una relación periódica con su peso atómico. La periodicidad de los cambios en las propiedades de los elementos surge debido a la repetición periódica de la configuración electrónica de la capa electrónica exterior con un aumento en la carga del núcleo.

Formulación moderna de la ley periódica. es:

"las propiedades de los elementos químicos (es decir, las propiedades y la forma de los compuestos que forman) dependen periódicamente de la carga del núcleo de los átomos de los elementos químicos".

Mientras enseñaba química, Mendeleev comprendió que recordar las propiedades individuales de cada elemento causa dificultades a los estudiantes. Comenzó a buscar formas de crear. método del sistema para que sea más fácil recordar las propiedades de los elementos. Como resultado, hubo mesa natural, más tarde se conoció como periódico.

Nuestra mesa moderna es muy similar a la de Mendeleev. Considerémoslo con más detalle.

mesa de mendeleev

La tabla periódica de Mendeleev consta de 8 grupos y 7 períodos.

Las columnas verticales de una tabla se llaman grupos . Los elementos dentro de cada grupo tienen características químicas y propiedades físicas. Esto se explica por el hecho de que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares a las de la capa exterior, cuyo número de electrones es igual al número del grupo. Luego se divide el grupo en subgrupos principal y secundario.

EN Subgrupos principales incluye elementos cuyos electrones de valencia se encuentran en los subniveles externos ns y np. EN Subgrupos laterales incluye elementos cuyos electrones de valencia están ubicados en el subnivel ns externo y en el subnivel d interno (n - 1) (o (n - 2) subnivel f).

Todos los elementos en tabla periódica , dependiendo de qué subnivel (s-, p-, d- o f-) son electrones de valencia se clasifican en: elementos s (elementos de los principales subgrupos I y II grupos), elementos p (elementos de los principales subgrupos III - VII grupos), elementos d (elementos de subgrupos laterales), elementos f (lantánidos, actínidos).

La valencia más alta de un elemento (a excepción de O, F, elementos del subgrupo cobre y el octavo grupo) es igual al número del grupo en el que se encuentra.

Para los elementos de los subgrupos principal y secundario, las fórmulas de los óxidos superiores (y sus hidratos) son las mismas. En los subgrupos principales, la composición de los compuestos de hidrógeno es la misma para los elementos de este grupo. Los hidruros sólidos forman elementos de los principales subgrupos de los grupos I-III, y los grupos IV-VII forman compuestos de hidrógeno gaseosos. Los compuestos de hidrógeno del tipo EN 4 son compuestos más neutros, EN 3 son bases, H 2 E y NE son ácidos.

Las filas horizontales de la tabla se llaman periodos. Los elementos en períodos se diferencian entre sí, pero tienen en común que los últimos electrones están en el mismo nivel de energía ( número cuántico principalnorte- igualmente ).

El primer período se diferencia de los demás en que allí solo hay 2 elementos: hidrógeno H y helio He.

Hay 8 elementos (Li - Ne) en el segundo período. Litio Li: un metal alcalino comienza el período y cierra su gas noble neón Ne.

En el tercer período, como en el segundo, hay 8 elementos (Na - Ar). El metal alcalino sodio Na comienza el período y el gas noble argón Ar lo cierra.

En el cuarto período hay 18 elementos (K - Kr): Mendeleev lo designó como el primer gran período. También comienza con el metal alcalino Potasio y termina con el gas inerte criptón Kr. La composición de grandes períodos incluye elementos de transición (Sc - Zn) - d- elementos.

En el quinto período, al igual que en el cuarto, hay 18 elementos (Rb - Xe) y su estructura es similar a la del cuarto. También comienza con el metal alcalino rubidio Rb y termina con el gas inerte xenón Xe. La composición de grandes períodos incluye elementos de transición (Y - Cd) - d- elementos.

El sexto período consta de 32 elementos (Cs - Rn). excepto 10 d-elementos (La, Hf - Hg) contiene una fila de 14 F-elementos (lantánidos) - Ce - Lu

El séptimo tiempo no ha terminado. Comienza con Francium Fr, se puede suponer que contendrá, al igual que el sexto período, 32 elementos ya encontrados (hasta el elemento con Z = 118).

tabla periódica interactiva

Si miras tabla periódica de mendeleev y dibuja una línea imaginaria que comienza en el boro y termina entre el polonio y el astato, entonces todos los metales estarán a la izquierda de la línea y los no metales a la derecha. Los elementos inmediatamente adyacentes a esta línea tendrán las propiedades tanto de los metales como de los no metales. Se llaman metaloides o semimetales. Estos son boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio.

Ley periódica

Mendeleev dio la siguiente formulación de la Ley Periódica: "propiedades cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de los elementos y, por tanto, las propiedades de los cuerpos simples y complejos formados por ellos, dependen periódicamente de su peso atómico.
Hay cuatro patrones periódicos principales:

Regla del octeto establece que todos los elementos tienden a ganar o perder un electrón para tener la configuración de ocho electrones del gas noble más cercano. Porque Dado que los orbitales s y p exteriores de los gases nobles están completamente llenos, son los elementos más estables.
Energía de ionización es la cantidad de energía necesaria para separar un electrón de un átomo. De acuerdo con la regla del octeto, moverse de izquierda a derecha en la tabla periódica requiere más energía para separar un electrón. Por lo tanto, los elementos del lado izquierdo de la tabla tienden a perder un electrón, y los del lado derecho, a ganarlo. Los gases inertes tienen la mayor energía de ionización. La energía de ionización disminuye a medida que desciendes en el grupo, porque los electrones en niveles de energía bajos tienen la capacidad de repeler electrones de niveles de energía más altos. Este fenómeno se llama efecto de blindaje. Debido a este efecto, los electrones exteriores están menos unidos al núcleo. Moviéndose a lo largo del período, la energía de ionización aumenta gradualmente de izquierda a derecha.

afinidad electronica es el cambio de energía cuando un átomo de una sustancia en estado gaseoso adquiere un electrón adicional. Al descender en el grupo, la afinidad electrónica se vuelve menos negativa debido al efecto de apantallamiento.

Electronegatividad- una medida de con qué fuerza tiende a atraer los electrones de otro átomo unido a él. La electronegatividad aumenta a medida que te mueves tabla periódica de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Hay que recordar que los gases nobles no tienen electronegatividad. Por tanto, el elemento más electronegativo es el flúor.

Con base en estos conceptos, consideremos cómo cambian las propiedades de los átomos y sus compuestos en tabla periódica.

Entonces, en una dependencia periódica se encuentran aquellas propiedades de un átomo que están asociadas con su configuración electrónica: radio atómico, energía de ionización, electronegatividad.

Considere el cambio en las propiedades de los átomos y sus compuestos dependiendo de la posición en tabla periodica de los elementos quimicos.

La no metalicidad del átomo aumenta. al moverse en la tabla periodica de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Debido a esto las propiedades básicas de los óxidos disminuyen, A propiedades ácidas aumente en el mismo orden: al moverse de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Al mismo tiempo, las propiedades ácidas de los óxidos son más fuertes cuanto mayor es el grado de oxidación del elemento que lo forma.

Por periodo de izquierda a derecha propiedades básicas hidróxidos debilitarse, en los subgrupos principales de arriba a abajo, la fuerza de las bases aumenta. Al mismo tiempo, si un metal puede formar varios hidróxidos, entonces con un aumento en el grado de oxidación del metal, propiedades básicas los hidróxidos se debilitan.

Por periodo de izquierda a derecha aumenta la fuerza de los ácidos que contienen oxígeno. Al moverse de arriba a abajo dentro de un mismo grupo, la fuerza de los ácidos que contienen oxígeno disminuye. En este caso, la fuerza del ácido aumenta con un aumento en el grado de oxidación del elemento formador de ácido.

Por periodo de izquierda a derecha la fuerza de los ácidos anóxicos aumenta. Al moverse de arriba a abajo dentro del mismo grupo, aumenta la fuerza de los ácidos anóxicos.

INTRODUCCIÓN

penza

Introducción

1. Ley periódica de D. I. Mendeleev.

2. Estructura del sistema periódico.

3. Familias de elementos.

4. Tamaños de átomos e iones.

5. La energía de ionización es una medida cuantitativa de las propiedades reductoras de los átomos.

6. Afinidad electrónica: medida cuantitativa de las propiedades oxidativas de un átomo.

7. La electronegatividad de un átomo es una medida cuantitativa de las propiedades redox de un elemento.

Conclusión.

Literatura:

1. Korovin N.V. Química General. Libro de texto. – M.: Escuela de posgrado, 1998. - pág. 27 - 34.

Apoyo educativo y material:

1. Proyector multimedia.

2. Versiones de corto y largo plazo de D.I. Mendeleev.

3. Tabla de electronegatividad de elementos según Pauling.

Propósito de la lección:

Saber: 1. Ley periódica D.I. Mendeleev (formulación de D.I. Mendeleev y formulación moderna). La estructura del sistema periódico. Número ordinal del elemento, período, grupo, subgrupo. S -, p-, d-, f- propiedades electrónicas de los elementos.

2. Radios atómicos, energía de ionización y afinidad electrónica, electronegatividad de los elementos, su cambio de períodos y grupos.

Instrucciones organizativas y metodológicas:

1. Verificar la disponibilidad de los estudiantes y su preparación para las clases, eliminar deficiencias.

2. Anuncie el tema y propósito de la lección, cuestiones educativas, literatura.

3. Justificar la necesidad de estudiar este tema.

4. Considere preguntas de capacitación utilizando marcos de presentación y tablas del sistema periódico.

5.Para cada tema educativo y resúmalo al final de la lección.

6. Al final de la lección, asigne una tarea de autoestudio.

La ley fundamental de la naturaleza y base teórica de la química es la ley periódica, descubierta por D.I. Mendeleev en 1969 sobre la base de un profundo conocimiento en el campo de la química y una brillante intuición. Posteriormente, la ley recibió una interpretación teórica basada en modelos de la estructura del átomo.

La primera versión de la ley periódica fue propuesta por Mendeleev en 1869 y finalmente formulada en 1871.

La formulación de la ley periódica por D.I. Mendeleev:

Las propiedades de los cuerpos simples, así como las formas y propiedades de los compuestos de elementos, dependen periódicamente de la magnitud de los pesos atómicos de los elementos.

En 1914, Moseley, al estudiar los espectros de rayos X de los átomos, llegó a la conclusión de que el número de serie de un elemento en PS coincide con la carga del núcleo de su átomo.

Formulación moderna de la ley periódica.

Las propiedades de los elementos y de las sustancias simples y complejas que forman dependen periódicamente de la carga del núcleo de los átomos de los elementos.

El significado físico de la ley periódica.(su conexión con la estructura del átomo):

La estructura y propiedades de los elementos y sus compuestos dependen periódicamente de la carga del núcleo de los átomos y están determinadas por configuraciones que se repiten periódicamente del mismo tipo de sus átomos.

: como señaló en sentido figurado el famoso químico ruso N. D. Zelinsky, la ley periódica fue "el descubrimiento de la conexión mutua de todos los átomos del universo".

Historia

La búsqueda de las bases de la clasificación natural y sistematización de los elementos químicos comenzó mucho antes del descubrimiento de la Ley Periódica. Las dificultades que encontraron los naturalistas que fueron los primeros en trabajar en este campo se debieron a la falta de datos experimentales: a principios del siglo XIX, el número de elementos químicos conocidos era pequeño y los valores aceptados de los átomos masas de muchos elementos son incorrectas.

Triadas de Döbereiner y los primeros sistemas de elementos

A principios de los años 60 del siglo XIX, aparecieron varias obras a la vez, que precedieron inmediatamente a la Ley periódica.

Espiral de Chancourtois

Octavas de Newlands

Mesa Newlands (1866)

Poco después de la espiral de Chancourtois, el científico inglés John Newlands intentó comparar las propiedades químicas de los elementos con sus masas atómicas. Al ordenar los elementos en orden ascendente de sus masas atómicas, Newlands notó que había una similitud en las propiedades entre cada octavo elemento. Newlands llamó al patrón encontrado la ley de las octavas por analogía con los siete intervalos de la escala musical. En su tabla, ordenó los elementos químicos en grupos verticales de siete elementos cada uno, y al mismo tiempo encontró que (con un ligero cambio en el orden de algunos elementos) elementos similares en propiedades químicas aparecen en la misma línea horizontal.

John Newlands, por supuesto, fue el primero en dar una serie de elementos dispuestos en orden de masas atómicas crecientes, asignó el número de serie correspondiente a los elementos químicos y notó una relación sistemática entre este orden y las propiedades fisicoquímicas de los elementos. Escribió que en tal secuencia se repiten las propiedades de los elementos, cuyos pesos (masas) equivalentes difieren en 7 unidades, o en un valor que es múltiplo de 7, es decir, como si el octavo elemento en orden repitiera las propiedades. de la primera, como en la música la octava nota se repite primero. Newlands trató de dar a esta dependencia, que en realidad se produce para los elementos ligeros, un carácter universal. En su tabla, elementos similares estaban dispuestos en filas horizontales, pero elementos con propiedades completamente diferentes a menudo estaban en la misma fila. Además, Newlands se vio obligado a colocar dos elementos en algunas celdas; finalmente, la mesa no contenía asientos vacíos; como resultado, la ley de las octavas fue aceptada con mucho escepticismo.

Mesas Odling y Meyer

Manifestaciones de la ley periódica en relación con la energía de afinidad electrónica

La periodicidad de las energías de afinidad electrónica atómica se explica naturalmente por los mismos factores que ya se han señalado en la discusión de los potenciales de ionización (ver la definición de energía de afinidad electrónica).

tienen la mayor afinidad por los electrones pag-elementos del grupo VII. La afinidad electrónica más baja para los átomos con configuración s² ( , , ) y s²p 6 ( , ) o con configuración medio llena. pag-orbitales ( , , ) :

Manifestaciones de la ley periódica en relación con la electronegatividad.

Estrictamente hablando, a un elemento no se le puede asignar una electronegatividad permanente. La electronegatividad de un átomo depende de muchos factores, en particular, del estado de valencia del átomo, el estado de oxidación formal, el número de coordinación, la naturaleza de los ligandos que forman el entorno del átomo en el sistema molecular y de algunos otros. EN Últimamente Cada vez más, para caracterizar la electronegatividad, se utiliza la denominada electronegatividad orbital, que depende del tipo de orbital atómico implicado en la formación de un enlace y de su población electrónica, es decir, de si el orbital atómico está ocupado por un par de electrones no compartido. , está ocupado individualmente por un electrón desapareado o está vacío. Pero, a pesar de las conocidas dificultades para interpretar y definir la electronegatividad, siempre es necesario para una descripción y predicción cualitativas de la naturaleza de los enlaces en un sistema molecular, incluida la energía de enlace, la distribución de carga electrónica y el grado de ionicidad, la constante de fuerza. , etc.

La periodicidad de la electronegatividad atómica es importante. parte integral ley periódica y puede explicarse fácilmente sobre la base de la dependencia inmutable, aunque no del todo inequívoca, de los valores de electronegatividad de los valores correspondientes de las energías de ionización y la afinidad electrónica.

En los períodos hay una tendencia general al aumento de la electronegatividad y, en los subgrupos, a su caída. La electronegatividad más pequeña se encuentra en los elementos s del grupo I, la más grande se encuentra en los elementos p del grupo VII.

Manifestaciones de la ley periódica en relación con los radios atómicos e iónicos.

Arroz. 4 Dependencia de los radios orbitales de los átomos del número atómico del elemento.

La naturaleza periódica del cambio en el tamaño de los átomos y los iones se conoce desde hace mucho tiempo. La dificultad radica aquí en el hecho de que, debido a la naturaleza ondulatoria del movimiento electrónico, los átomos no tienen tamaños estrictamente definidos. Dado que es imposible una determinación directa de las dimensiones absolutas (radios) de átomos aislados, en este caso se suelen utilizar sus valores empíricos. Se obtienen a partir de las distancias internucleares medidas en cristales y moléculas libres, dividiendo cada distancia internuclear en dos partes e igualando una de ellas al radio del primer átomo (de dos conectados por un enlace químico correspondiente), y la otra al radio. del segundo átomo. Esta división tiene en cuenta varios factores incluyendo la naturaleza enlace químico, los estados de oxidación de dos átomos unidos, la naturaleza de la coordinación de cada uno de ellos, etc. De esta forma se obtienen los llamados radios metálicos, covalentes, iónicos y de van der Waals. Los radios de Van der Waals deben considerarse como los radios de átomos libres; se encuentran por distancias internucleares en sustancias sólidas o líquidas, donde los átomos están muy cerca entre sí (por ejemplo, átomos en argón sólido o átomos de dos moléculas de N 2 vecinas en nitrógeno sólido), pero no están conectados por ninguna sustancia química. enlace

pero obviamente mejor descripción El tamaño efectivo de un átomo aislado es la posición teóricamente calculada (distancia del núcleo) del máximo principal de la densidad de carga de sus electrones externos. Este es el llamado radio orbital del átomo. La periodicidad del cambio en los valores de los radios atómicos orbitales dependiendo del número atómico del elemento se manifiesta con bastante claridad (ver Fig.4), y los puntos principales aquí son la presencia de máximos muy pronunciados correspondientes al metal alcalino. átomos, y los mismos mínimos correspondientes a los gases nobles. La disminución de los valores de los radios atómicos orbitales durante la transición de un metal alcalino al gas noble correspondiente (más cercano) es, con excepción de la serie -, de carácter no monótono, especialmente cuando se trata de familias de elementos de transición (metales) y entre el metal alcalino y el gas noble aparecen lantánidos o actínidos. En grandes periodos en familias d- Y F- elementos, se observa una disminución menos pronunciada de los radios, ya que el llenado de orbitales con electrones se produce en la capa exterior antecedente. En subgrupos de elementos, los radios de átomos e iones del mismo tipo generalmente aumentan.

Manifestaciones de la ley periódica en relación con la energía de atomización.

Cabe recalcar que el estado de oxidación de un elemento, al ser una característica formal, no da idea ni de las cargas efectivas de los átomos de este elemento en el compuesto, ni de la valencia de los átomos, aunque el estado de oxidación es a menudo llamado la valencia formal. Muchos elementos son capaces de presentar no uno, sino varios estados de oxidación diferentes. Por ejemplo, para el cloro se conocen todos los estados de oxidación de -1 a +7, aunque incluso algunos son muy inestables, y para el manganeso, de +2 a +7. Los valores más altos del estado de oxidación cambian periódicamente dependiendo del número de serie del elemento, pero esta periodicidad es compleja. En el caso más simple, en una serie de elementos desde un metal alcalino hasta un gas noble, el estado de oxidación más alto aumenta de +1 (F) a +8 (O 4). En otros casos, el mayor grado de oxidación del gas noble es menor (+4 F 4) que el del halógeno anterior (+7 O 4 −). Por lo tanto, en la curva de dependencia periódica del estado de oxidación más alto del número de serie del elemento, los máximos caen en el gas noble o en el halógeno que lo precede (los mínimos siempre están en el metal alcalino). La excepción es la serie -, en la que ni para el halógeno () ni para el gas noble () se conocen en absoluto. altos grados oxidación, y el miembro intermedio de la serie, el nitrógeno, tiene el valor más alto del mayor grado de oxidación; por lo tanto, en la serie -, el cambio en el mayor grado de oxidación resulta pasar por un máximo. En el caso general, el aumento del estado de oxidación más alto en la serie de elementos desde un metal alcalino hasta un halógeno o un gas noble no es en absoluto monótono, debido principalmente a la manifestación de estados de oxidación elevados por parte de los metales de transición. Por ejemplo, el aumento en el estado de oxidación más alto de la serie, de +1 a +8, se "complica" por el hecho de que para el molibdeno, el tecnecio y el rutenio estados de oxidación tan altos como +6 (O 3), +7 (2 O7), +8(O4).

Manifestaciones de la ley periódica en relación con el potencial de oxidación

Una de las características más importantes de una sustancia simple es su potencial de oxidación, que refleja la capacidad fundamental de una sustancia simple para interactuar con soluciones acuosas, así como sus propiedades redox. El cambio en los potenciales de oxidación de sustancias simples, dependiendo del número atómico del elemento, también es periódico. Pero hay que tener en cuenta que el potencial de oxidación de una sustancia simple está influenciado por varios factores, que a veces es necesario considerar individualmente. Por lo tanto, la periodicidad en el cambio de los potenciales de oxidación debe interpretarse con mucho cuidado.

Algunas secuencias definidas se pueden encontrar en el cambio en los potenciales de oxidación de sustancias simples. En particular, en una serie de metales, al pasar de elementos alcalinos a los siguientes elementos, los potenciales de oxidación disminuyen ( + (aq), etc. - catión hidratado):

Esto se explica fácilmente por un aumento en la energía de ionización de los átomos con un aumento en el número de electrones de valencia eliminados. Por tanto, en la curva de dependencia de los potenciales de oxidación de sustancias simples del número ordinal del elemento, existen máximos correspondientes a Metales alcalinos. Pero no lo es la única razón Cambios en los potenciales de oxidación de sustancias simples.

Periodicidad interna y secundaria

s- Y R-elementos

Las tendencias generales en la naturaleza de los cambios en los valores de la energía de ionización de los átomos, la energía de la afinidad de los átomos por un electrón, la electronegatividad, los radios atómicos e iónicos, la energía de atomización de sustancias simples, el grado de oxidación, Los potenciales de oxidación de sustancias simples a partir del número atómico del elemento se consideran arriba. Con un estudio más profundo de estas tendencias, se puede encontrar que los patrones en el cambio de las propiedades de los elementos en períodos y grupos son mucho más complicados. En la naturaleza del cambio en las propiedades de los elementos durante un período, se manifiesta la periodicidad interna y, en el grupo, la periodicidad secundaria (descubierta por E. V. Biron en 1915).

Entonces, al pasar de un elemento s del grupo I a R-El elemento del grupo VIII en la curva de la energía de ionización de los átomos y la curva de cambio en sus radios tiene máximos y mínimos internos (ver Fig. 1, 2, 4).

Esto atestigua la naturaleza periódica interna del cambio en estas propiedades a lo largo del período. Las regularidades anteriores pueden explicarse con la ayuda del concepto de cribado del núcleo.

El efecto de protección del núcleo se debe a los electrones de las capas internas que, al proteger el núcleo, debilitan la atracción del electrón externo hacia él. Así, al pasar del berilio 4 al boro 5, a pesar del aumento de la carga nuclear, la energía de ionización de los átomos disminuye:

Arroz. 5 Estructura de los últimos niveles de berilio, 9,32 eV (izquierda) y boro, 8,29 eV (derecha)

Esto se debe a que la atracción hacia el núcleo 2p-El electrón del átomo de boro se debilita debido al efecto de apantallamiento. 2s-electrones.

Está claro que el blindaje del núcleo aumenta con el aumento del número de capas electrónicas internas. Por lo tanto, en subgrupos s- Y R-elementos, existe una tendencia a disminuir la energía de ionización de los átomos (ver Fig. 1).

La disminución de la energía de ionización del nitrógeno 7 N al oxígeno 8 O (ver Fig. 1) se explica por la repulsión mutua de dos electrones del mismo orbital:

Arroz. 6 Diagrama de la estructura de los últimos niveles de nitrógeno, 14,53 eV (izquierda) y oxígeno, 13,62 eV (derecha)

El efecto de apantallamiento y repulsión mutua de los electrones de un orbital también explica la naturaleza periódica interna del cambio en el período de los radios atómicos (ver Fig. 4).

Arroz. 7 Dependencia periódica secundaria de los radios atómicos de los orbitales p externos del número atómico

Arroz. 8 Dependencia periódica secundaria de la primera energía de ionización de los átomos del número atómico

Arroz. 9 Distribución radial de la densidad electrónica en el átomo de sodio.

En la naturaleza de los cambios de propiedad. s- Y R-elementos en subgrupos, se observa claramente la periodicidad secundaria (Fig. 7). Para explicarlo se utiliza la idea de la penetración de electrones al núcleo. Como se muestra en la Figura 9, un electrón en cualquier orbital se ubica en una región cercana al núcleo durante un cierto tiempo. En otras palabras, los electrones externos penetran en el núcleo a través de capas de electrones internos. Como se puede ver en la Figura 9, externo 3 s-El electrón del átomo de sodio tiene una probabilidad muy significativa de estar cerca del núcleo en la región de la interna. A- Y l-capas electrónicas.

La concentración de densidad electrónica (el grado de penetración de los electrones) con el mismo número cuántico principal es la más alta para s-electrón, menos - para R-electrón, aún menos - para d-electrón, etc. Por ejemplo, en n = 3, el grado de penetración disminuye en la secuencia 3 s>3pag>3d(ver figura 10).

Arroz. 10 Distribución radial de la probabilidad de encontrar un electrón (densidad electrónica) a distancia r desde el núcleo

Está claro que el efecto de penetración aumenta la fuerza del enlace entre los electrones exteriores y el núcleo. Debido a una penetración más profunda s-electrones en más proteger el núcleo que R-electrones, y estos últimos son más fuertes que d-electrones, etc.

Utilizando la idea de la penetración de electrones hasta el núcleo, consideremos la naturaleza del cambio en el radio de los átomos de los elementos del subgrupo de carbono. En la serie - - - - hay una tendencia general a aumentar el radio del átomo (ver Fig. 4, 7). Sin embargo, este aumento no es monótono. Al pasar de Si a Ge, el exterior R- los electrones pasan a través de una pantalla de diez 3 d-electrones y así fortalecer el enlace con el núcleo y comprimir la capa electrónica del átomo. Reducción de personal 6 pag-orbitales de Pb en comparación con 5 R-orbital Sn debido a la penetración de 6 pag-electrones bajo doble pantalla diez 5 d-electrones y catorce 4 F-electrones. Esto también explica la no monotonicidad en el cambio en la energía de ionización de los átomos de la serie C-Pb y su mayor valor para el Pb en comparación con el átomo de Sn (ver Fig. 1).

d-Elementos

En la capa exterior de átomos. d-Los elementos (excepto) tienen 1-2 electrones ( ns-estado). Los electrones de valencia restantes se encuentran en (n-1) d-estado, es decir, en la capa preexterna.

Una estructura similar de las capas electrónicas de los átomos determina algunas propiedades generales. d-elementos. Por tanto, sus átomos se caracterizan por valores relativamente bajos de la primera energía de ionización. Como puede verse en la Figura 1, la naturaleza del cambio en la energía de ionización de los átomos durante el período de la serie. d-los elementos son más suaves que en una fila s- Y pag-elementos. Al pasar de d-elemento del grupo III a d-elemento del grupo II, los valores de la energía de ionización cambian de forma no monótona. Así, en la sección de la curva (Fig.1), son visibles dos áreas, correspondientes a la energía de ionización de los átomos, en las que 3 d Orbitales de uno y dos electrones cada uno. Relleno 3 d-orbitales por un electrón termina en (3d 5 4s 2), lo que se observa por un cierto aumento en la estabilidad relativa de la configuración 4s 2 debido a la penetración de los electrones 4s 2 debajo de la pantalla de la configuración 3d 5. Valor más alto La energía de ionización tiene (3d 10 4s 2), que está de acuerdo con la finalización completa de Z. d-subcapa y estabilización del par de electrones debido a la penetración debajo de la pantalla 3 d 10 -configuraciones.

En subgrupos d-elementos, los valores de la energía de ionización de los átomos generalmente aumentan. Esto puede explicarse por el efecto de la penetración de los electrones en el núcleo. Entonces, si tú d-elementos del 4to periodo externo 4 s-los electrones penetran la pantalla 3 d-electrones, entonces los elementos del sexto período tienen 6 externos s-los electrones ya penetran bajo la doble pantalla 5 d- y 4 F-electrones. Por ejemplo:

Por lo tanto, d-elementos del sexto período externo b s-los electrones están más firmemente unidos al núcleo y, por tanto, la energía de ionización de los átomos es mayor que la de d-elementos del 4to periodo.

Tamaños de átomos d-los elementos son de tamaño intermedio entre los átomos s- Y pag-elementos período determinado. El cambio en los radios de sus átomos durante el período es más suave que para s- Y pag-elementos.

En subgrupos d-elementos, los radios de los átomos generalmente aumentan. Es importante tener en cuenta la siguiente característica: un aumento de los radios atómicos e iónicos en los subgrupos d-elementos corresponde principalmente a la transición del elemento del 4º al elemento del 5º período. Los radios atómicos correspondientes. d-Los elementos del quinto y sexto período de este subgrupo son aproximadamente iguales. Esto se explica por el hecho de que el aumento de radios debido al aumento en el número de capas de electrones durante la transición del quinto al sexto período se compensa F- compresión causada por el llenado de electrones 4 F-subcapa y F-elementos del 6º periodo. En este caso F-a la compresión se le llama lantánido. con similares configuraciones electrónicas capas externas y aproximadamente el mismo tamaño de átomos e iones para d-Los elementos de los períodos quinto y sexto de este subgrupo se caracterizan por una especial similitud de propiedades.

Los elementos del subgrupo de escandio no obedecen a los patrones señalados. Para este subgrupo, los patrones característicos de los subgrupos vecinos son típicos. s-elementos.

Ley periódica: la base de la sistemática química.

ver también

Notas

Literatura

1. Ajmetov N. S. Temas de actualidad curso de química inorgánica. - M.: Ilustración, 1991. - 224 s - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D. V. Fundamentos de la química inorgánica. - M.: Ilustración, 1982. - 271 p.
3. Mendeleiev D. I. Fundamentos de Química, volumen 2. M.: Goshimizdat, 1947. 389 p.
4. Mendeleev D.I.// Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Efron: en 86 volúmenes (82 volúmenes y 4 adicionales). - San Petersburgo. , 1890-1907.