Периодическая система является графическим (табличным) изображением периодического закона.
В 1870 году Менделеев публикует второй вариант системы элементов под названием «Естественная система элементов». По своей форме этот вариант значительно отличался от первого. Горизонтальные ряды элементов–аналогов первого варианта превратились здесь в вертикальные. Кроме того, произошло уплотнение, сдваивание родственных рядов и образовалось 8 групп элементов, чего не было в первом варианте системы. Номера групп указывали на высшую валент-ность по кислороду элементов трех рядов, которые включены в эти группы.
Шесть вертикальных столбцов первого варианта прооб-разы периодов – превратились в периоды, более близкие к современным. Теперь каждый период начинался щелочным металлом и заканчивался типичным неметаллом–галогеном. Второй вариант системы, конструктивно более современный, позволил Д.И. Менделееву предсказать существование 11-ти новых не открытых элементов. Эти элементы Менделеевым были названы «экабор», «экасилиций», «эка-алюминий» и т. д. «Эка» означает подобный, одно и то же. Таким путем Д.И. Менделеев обозначал элементы, которые по своим свойствам должны быть близки бору (B), алюминию (Al), кремнию (Si) и т.д. Уже при жизни Менделеева были открыты новые элементы, которые подтвердили истинность закона и укрепили его в науке. Это было началом триумфа периодического закона.
В 1875 году французский химик Лекок де Буабодран открыл элемент галий (Ga) – «экаалюминий», в 1879 году шведский химик Нильсон – скандий (Sc) – «экабор», в 1886 году немецкий химик Винклер – геманий(Ge) – «экасилиций».
III. Структура периодической системы. Зависимость свойств элементов от положения в системе.
Периодическому закону и периодической системе химических элементов посвящены многочисленные труды. Среди них множество исследований, посвященных вопросу о форме периодической системы элементов. В настоящее время известно несколько сотен вариантов изображения периодической систе-мы. Такое изобилие графических вариантов таблицы элементов является результатом стремления как можно полнее и точнее отразить в рамках таблицы периодическую повторяемость свойств химических элементов.
Короткая форма таблицы была разработана Д.И.Менделеевым в 1870 году и ее называют классической( первый вариант, пред-ложенный Менделеевым в 1869 году, имел длинную форму, то есть в ней периоды располагались одной строкой). Каждый из вариантов имеет свои преимущества и недостатки.
Так, существенный недостаток короткой формы – сочетание в одной группе несходных элементов. Недостатками длинной формы являются растянутость, некомпактность. В настоящее время чаще применяется короткая форма, как наиболее удобная.
В короткой форме таблицы каждый элемент, изображенный соответствующим символом, занимает определенную клетку. Когда говорят о расположении элемента в системе, прежде всего имеют в виду общую взаимосвязь между ним и окружающими его в системе элементами, а через них со всеми остальными элементами.
Каждая клетка – это занумерованное место элемента в системе, его координаты. Сами клетки получаются за счет пересечения горизонтальных и вертикальных граф или полос.
Периодическая система элементов основана на двух основных типах закономерностей:
закономерности, проявляющиеся в вертикальных рядах (группах);
закономерности, проявляющиеся в горизонтальных рядах(периодах) и связанные с последовательным увеличением порядкового номера.
Кроме того, существуют еще 2 диагональные закономерности, охватывающие как вертикальные, так и горизонтальные ряды.
Исходя из этих положений, можно увидеть, что любой элемент имеет свойства, промежуточные между свойствами двух его соседей по вертикали, горизонтали или по двум диагоналям.
Таким образом, каждый элемент сопоставим с восемью другими. Пересечение трех направлений: вертикального, горизонтального и диагонального, получило название «звездность». Этот термин введен советским академиком Ферсманом.
Горизонтальный ряд элементов, в котором имеет место законо-мерное изменение свойств элементов от типично металлических
типично неметаллическим и далее к благородным (инертным) газам, называется периодом.
Элементы в периодах, а также водородные и кислородные соединения, образованные ими имеют следующие свойства:
свойства простых веществ изменяются от металлических
неметаллическим
элементы (за исключением инертных газов) образуют водородные и кислородные соединения, физические свойства которых изменяются от твердых к газообразным.
LiH и NaH; BeH2 и МgH2 – твердые;
СH4 и SiH4; NH3 и PH3 – газообразные;
Li2O и Na2 O; BeO и MgO – твердые оксиды; CO2; NO2; SO2 – газообразные оксиды;
• химические свойства водородных соединений изменяют-ся от восстановительных к окислительным; свойства оксидов и гидрооксидов изменяются от основных к кислотным через амфотерные.
Всего в таблице 7 периодов.
В 1-м периоде два элемента: Н (водород) и Не (гелий).
Во 2-м и 3-м периодах содержится по 8 элементов. Это малые периоды.
Затем следуют большие периоды: в 4-м и 5-м периодах – по 18 элементов, в 6-м – 32 элемента, а в 7-м (незавершенном) из-вестно 25 химических элементов.
малых периодах слава направо валентность в соединениях
кислородом (О2), как правило, возрастает от 1 до 8 (например, в 5-м периоде от рубидия Rb до рутения Ru). Затем происходит резкий скачок, и валентность в соединениях с кислородом уменьшается до 1 (серебро Ag), потом снова возрастает.
Таким образом, в том месте, где происходит резкий скачок в изменении валентности элементов, периоды, начиная с 4-го, разделили на два ряда – четный и нечетный.
Вертикальные графы, представляющие собой совокупность элементов, обладающих одинаковой валентностью в высших оксидах, называются группами.
Каждая группа состоит из 2–х подгрупп – главной и побочной. Следует учитывать, что в состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов, т. е. главные подгруппы начинаются с 1-го или со 2-го периода. В состав побочных подгрупп входят элементы только четных рядов больших периодов. Таким образом, символы элементов побочных подгрупп 1-й и 2-й группы смещены вправо, а всех остальных – влево. Для элементов, объединенных в одну и ту же группу, характерны следующие закономерности:
высшая валентность в соединениях с О2 (за некоторыми исключениями) соответствует номеру группы. Валентность элементов в соединениях с водородом (Н2) определяется разно-стью между числом 8 и номером группы;
в главной подгруппе (сверху вниз) с увеличением атомной массы усиливаются металлические свойства элементов и ослабевают неметаллические (в побочных подгруппах эта закономерность не всегда соблюдается).
Закономерности, характерные для групп и периодов, позволяют на основании положения элемента предсказать и его важнейшие свойства.
Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.
Следует отметить, что в 6-м периоде за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 48–71, называемых лантаноидами («лантаноиды» – «подобные лантану», «актиноиды» – «подобные актинию»). Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: Ce – Lu (от церия до лютеция). Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционноспособными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. Из этого следует, что у лантаноидов сильно выражена горизонтальная аналогия.
В 7-м периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90–103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно – под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Th – Lr (от тория до лоуренсия).
Однако в отличие от лантаноидов, горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.
IY. Современная формулировка периодического закона, объяснение явления периодичности с точки зрения теории строения атома.
IY. Современная формулировка периодического закона, объяснение явления периодичности с точки зрения теории строения атома.
Периодический закон Д.И. Менделеева и высказанные на его основе гипотезы явились стимулом к выяснению строения атома.
В начале ХХ века была создана теория строения атома, на основе которой периодический закон Д.И. Менделеева формулируется так:
«Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атомов этих элементов».
Было выяснено, что порядковый номер химического элемента совпадает с зарядом ядра его атома.
На основе знания теории строения атома сущность явления периодичности объясняется тем, что с возрастанием заряда ядра атомов элементов наблюдается периодическая повторяемость элементов с одинаковым числом валентных элементов, чем объясняется периодическая повторяемость свойств химических элементов и их соединений.
Расположение электронов объясняется теорией строения атомного ядра. В свете учения о строении атомного ядра следует объяснить положение водорода в периодической системе. Атом водорода имеет один внешний электрон, который он может отдавать атомам других элементов. Подобное свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих период: Li, Na, K, Pb, Cs, Fr. Поэтому водород Н, проявляющий металлические свойства (отдача электронов), должен находиться в главной подгруппе 1-й группы.
С другой стороны, поскольку на первом уровне от ядра может 2 электрона, водород может принимать один электрон подобно тому, как принимает его каждый атом галогенов:
+ е = Н–
этом случае водород проявляет неметаллические свойства
должен находиться в главной подгруппе VII группы. Двойс-твенность в химическом поведении водорода дает возможность отнести его прежде всего к главной подгруппе I группы и затем к главной подгруппе VII группы (в этом случае символ элемен-та заключается в скобки). Однако часто водород ставят только в I группе, поскольку он начинает период.
Y. Значение периодического закона и периодической системы химических элементов, применение ее для выяснения физических и химических свойств элементов, получения новых элементов.
Периодический закон Д.И. Менделеева имеет исключительно большое значение. Он положил начало современной химии, сделал ее единой, целостной наукой. Элементы стали рассматриваться во взаимосвязи, в зависимости от того, какое место они занимают в периодической системе. Как указывал Н. Д. Зелинский, периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов мироздания».
Химия перестала быть описательной наукой. С открытием периодического закона в ней стало возможным научное предвидение. Появилась возможность предсказывать и описывать новые элементы и их соединения.
На основе закона Д.И. Менделеева были заполнены все клетки его системы от элемента с Z=1 до Z=92, а также открыты трансурановые элементы. И сегодня этот закон служит ориентиром для открытия или искусственного создания новых химических элементов (ивзестно 116 элементов).
Периодический закон послужил основой для исправления атомных масс элементов. У 20 элементов Д.И. Менделеевым были исправлены атомные массы, после чего эти элементы заняли свои места в периодической системе.
На основе периодического закона и периодической системы быстро развивалось учение о строении атома. Оно вскрыло физический смысл периодического закона и объяснило положение элементов в периодической системе.
Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека. Можно без преувеличения сказать, что периодический закон является первоисточником всех открытий химии и физики ХХ века. Он сыграл выдающуюся роль в развитии других, смежных с химией естественных наук.
Периодический закон и система элементов лежат в основе решения современных задач химической науки и промышленности. С учетом периодической системы элементов Д.И. Менделеева ведутся работы по получению новых полимерных и полупроводниковых материалов, жаропрочных сплавов, веществ с заданными свойствами, по использованию ядерной энергии, исследуются недра Земли и Вселенная.
Девиз: «ВЗАИМОДЕЙСТВУЮТ
АНТИПОДЫ»
ЛЕКЦИЯ 4
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
План лекции:
Теории Косселя и Льюиса.
Метод валентных связей (ВС) и молекулярных орбиталей
(МО).
Свойства связей.
Металлическая связь.
Водородная связь.
Вопрос о химической связи является одним из фундаментальных в химии. Первая теория – Берцелиуса – электростатическая. Вещества связаны посредством притяжения разноименно заряженных частиц.
Однако, не все химические соединения можно объяснить с позиций этой теории: H2, Cl2 и т.д. (H+,H –). Органические соединения также не укладывались в рамки этой теории.
Теории, базирующиеся на электронном строении были предложены Косселем и Льюисом.
Положения. При формировании электронных оболочек в конце каждого периода реализуется устойчивая s2 и s2p6 кон-фигурация, поэтому атомы стремятся создать устойчивые 2-х или 8-и электронные оболочки.
ТЕОРИЯ КОССЕЛЯ
Застройка внешнего ē слоя до двух или восьмиэлектронной конфигурации может происходить двумя способами:
а) путем присоединения электронов б) путем отдачи электронов
а) 11Na 1s22s22p63s1
Na0 – ē → Na+[1s22s22p6(Ne)]
б) 17Cl 1s22s22p63s23p5
Cl0 +ē → Cl-[1s22s22p63s23p6(Ar)]
Процесс образования химической связи заключается в передаче электронов от атома Na к атому Cl, в результате чего образуются разноименно заряженные ионы, связанные между собой силами электростатического взаимодействия. Такая связь получила название ионной (гетерополярной) или электровалентной.
Недостаток теории в невозможности объяснения связи в органических соединениях, а также в молекулах H2, Cl2 и т.д.
ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА
Основным положением теории Льюиса является то, что образование химической связи до устойчивой 2-х или 8-элект-ронной оболочки осуществляется путем обобществления электронов.
1) Cl2 17Cl 1S22S22P6 3S23P5
Символом элемента обозначим ядро атома с внутренними электронами, внешние валентные электроны – точками.
(Cl–Cl)
Рассмотрим образование химической связи для молекулы N2
7N 1S22S22P3
2P3 Px Py Pz
(N ≡ N )
Такая связь, образовавшаяся путем обобществления электронов, называется ковалентной или гомеополярной или атомной.
В том случае, когда химическое соединение или молекула состоят из одинаковых атомов образуется неполярная ковалентная химическая связь.
При образовании молекул, состоящих из разных атомов, образуется ковалентная полярная связь, причем электронные пары смещаются в сторону более электроотрицательного атома. Для оценки полярной химической связи вводится величина дипольного момента, чем больше значение его, тем больше полярность связи ядрами. В результате проведенного расчета было установлено, что образование ковалентной химической связи возможно только лишь в том случае, если спины электронов ориентированы противоположно, т.е. ковалентная химическая связь представляет собой 2-х центровую, 2-х-электронную химическую связь с различной ориентацией спинов.
Е – энергия системы,
r – расстояние между ядрами, ДЕ – энергия диссоциации молекул Н, которую условно можно считать энергией образующейся химической связи
В случае кривой оси (I) не происходит образования химических связей. В случае противоположном (II) наблюдается образование минимума полной энергии, что свидетельствует об образовании ковалентной химической связи. r0 представляет собой межъядерное расстояние. Данный метод был распространен на различные химические соединения: органические, неорганические, комплексные соединения. Метод валентных связей является наглядным поскольку электронная пара может быть представлена в виде черты (валентность).