Периодический закон Д.И. Менделеева (1869г.) Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Изучение строения атомов показало, что в периодической системе все элементы расположены в определенном порядке в соответствии со строением электронных оболочек их атомов. Число электронов в атоме определяет электронное строение атома. Так как атом электронейтральная частица, то число электронов в атоме равно положительному заряду ядра. Таким образом, заряд ядра атома определяет электронное строение атома, а следовательно, и свойства элементов. В 1913г. Мозли открыл закон, сущность которого заключается в том, что величина зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу. Периодический закон сформулирован следующим образом: Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов. Структура периодической системы Химические элементы по структуре атомов подразделяются на горизонтальные и вертикальные ряды – периоды и группы. Период представляет собой последовательный ряд элементов с одинаковым числом электронных уровней в атомах. Номер периода указывает на скольких энергетических уровнях расположены электроны и соответствует n- главному квантовому числу внешнего энергетического уровня. Таблица содержит VII периодов, из них 3 (I, II, III) – малые однорядные, первый содержит 2 элемента, II, III – по восемь. Остальные периоды – большие; IV, V периоды содержат по 18 элементов, в VI периоде – 32 элемента; VII период незавершен. В химическом отношении каждый из периодов (кроме I) начинается типичным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs) и завершается благородным газом (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует типичный неметалл (F, Cl, Br, I, At). Поэтому переход от Li к F, от Na к Cl и т.д. связан с постепенным ослаблением металлических свойств и усилением неметаллических свойств. С точки зрения электронной структуры атомов, каждый период начинается с заполнения sподуровня внешнего уровня и заканчивается заполнением р- подуровня. По вертикали периодическая система подразделяется на 8 групп, которые делятся на подгруппы: главные подгруппы А, начинаются с элементов 1 и 2 периодов и побочные подгруппы Б, содержащие элементы вставных декад (d- и f- элементы). Основные подгруппы образуют s- и р- элементы каждого периода. Эти подгруппы самые длинные, они начинаются с элементов второго периода. Основные подгруппы Li, Be, B, C, N, O, F; к ним следует присоединить благородные газы, составляющие нулевую группу. Восьмая подгруппа особая, она содержит «триады» элементов, составляющих семейство железа (Fe, Co, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt). Побочные подгруппы короче основных и начинаются с IV периода. Это подгруппы Cu, Zn, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni. В рядах лантаноидов и актиноидов каждые два элемента расположенные на одной вертикали – лантаноид и актиноид можно рассматривать как составляющие лантаноидно – актиноидную подгруппу. Энергия ионизации J (кДж/моль) Химические свойства элементов определяются способностью их атомов отдавать или присоединять электроны. Эта способность количественно может быть оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону. Энергией ионизации J называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома и превращения его в положительно заряженный ион: Э0 + J = Э+ + еЗатратив достаточную энергию, можно последовательно оторвать от атома один, два, три и т.д. электронов. По мере удаления электронов от атома, положительный заряд образующегося иона возрастает, следовательно J1 < J2 < J3, энергия ионизации возрастает. От атома лития сравнительно легко отрывается 1 электрон, от атома бериллия – 2, от атома бора – 3, от атома углерода – 4. Отрыв последующих электронов требует гораздо большей затраты энергии, что говорит о распределении электронов по энергетическим уровням. Потенциал ионизации служит мерой большей или меньшей «металличности» элемента, а также его восстановительных свойств. С увеличением порядкового номера элемента сверху вниз в пределах главных подгрупп s- и р- элементов потенциал ионизации уменьшается, что свидетельствует об усилении металлических и, соответственно, ослабление неметаллических свойств. Это объясняется: 1) увеличением радиусов атомов в подгруппе сверху вниз; 2) увеличением числа промежуточных электронных слоев, экранирующих заряд ядра. В подгруппах d- элементов при переходе от 3d- к 5d- элементу энергии ионизации возрастают. У элементов одного и того же периода при переходе слева на право, т.е. от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается, поэтому потенциал ионизации увеличивается, а металлические свойства ослабевают. Энергия сродства атома к электрону Е (кДж/моль) Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны, переходя в отрицательные ионы. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Э0 + е- = Э- + Е Энергией сродства атома к электрону называется энергия, которую необходимо затратить для перевода отрицательного иона в нейтральный атом. Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или даже отрицательно. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем больше электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому самым большим значением энергии сродства атома к электрону обладают галогены (р- элементы VII группы): F, Cl, Br, I. В пределах периода энергия сродства атома к электрону возрастает слева направо, то есть по мере усиления неметаллических свойств, в пределах группы уменьшается сверху вниз. Электроотрицательность ЭО (кДж/моль) ЭО характеризует способность данного атома смещать электронную плотность на себя по сравнению с другими элементами соединения. ЭО может быть выражена как полусумма: ЭО = ½ (J + E) Электроотрицательность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в периодической таблице. В начале каждого периода находятся элементы с наименьшей ЭО – типичные металлы, в конце каждого периода р- элементы – элементы с наивысшей ЭО, т.е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность.