On

Горизонтальный ряд элементов начинающийся щелочным металлом

Posted by admin

12-§. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Чем отличаются друг от друга большой и малый периоды?

Все химические элементы в периодической таблице химических элементов распределены по периодам, рядам и группам. Горизонтальные ряды в периодической таблице образуют периоды, которые делятся на большие и малые. Каждый малый период включает один ряд, а каждый большой — два ряда. Период состоит из ряда химических элементов, начинающегося щелочным металлом и оканчивающегося инертным газом.

Запишем все существующие химические элементы в порядке возрастания их атомных масс. При этом наблюдается постепенное убывание металлических свойств, которые переходят к типичным неметаллам. Девятый после лития элемент натрий — типичный металл, который повторяет свойства лития (рис.10).

Девятый после натрия элемент калий — типичный металл, который повторяет свойству лития и натрия.

  • Горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и оканчивающийся инертными газами, называется периодом.

В периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева имеется семь периодов.

В первом периоде расположены только два элемента — водород и гелий. Второй и третий периоды содержат по восемь элементов.

  • Первый, второй, третий периоды называют малыми периодами.
  • Четвертый, пятый, шестой, седьмой периоды — большими.

Четвертый, пятый периоды содержат 18 элементов, шестой период 32 элемента, седьмой период считается незавершенным. Каждый большой период состоит и:) двух рядов: четного и нечетного.

Схожие элементы, расположенные в одном вертикальном столбце, составляют группу элементов. В периодической системе имеется восемь групп, каждая из которых пронумерована вверху таблицы римскими цифрами.

  • Каждая группа разбита на две подгруппы. Подгруппы, в которые входят элементы и малых, и больших периодов, называются основными. Подгруппы, вклю чающие только элементы больших периодов, называются побочными.

Элементы основных и побочных подгрупп записываются в клетки групп со смешением плево и вправо. Например, элементы вертикального столбца, состоящего из щелочных металлов первой группы, входят в основную подгруппу, а медь, серебро и золото — в побочную подгруппу.

Водород входит в первую группу периодической таблицы, так как валентность его оксида (в воде) равна I. Его можно расположить и в седьмую группу, то есть в вертикальном столбце, поскольку для заполнения внешнего энергетического уровня его атома недостаточно одного электрона.

Числа электронов во внешнем электронном слое атомов элементов основных подгрупп равны номерам их групп. Валентность этих элементов в высших кислородных соединениях также численно равна номерам их групп (за исключением кислорода и фтора).

Валентность элементов, образующих нелетучие водородные соединения, также периодически уменьшается с IV до I (только у неметаллов).

В каждой основной подгруппе с возрастанием относительных атомных масс элементов их металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Например, в основной подгруппе первой группы металлические свойства, начиная с лития, усиливаются у элементов, стоящих под ним, и достигают наивысшего проявления у франция. У галогенов металлические свойства начинают ослабевать от фтора к йоду. Самый сильный неметалл — это фтор.

Элементы знаний, умений н навыков: период, малый период, большой период, группа, основная подгруппа, побочная подгруппа, изменение металлических и неметаллических свойств.

Вопросы и задания

  1. Что называется периодом? В чем состоит периодичность изменения свойств элементов в периодах?
  2. Дайте определение групп. Каким общим правилам подчиняются элементы, относящиеся к одной группе?
  3. Объясните, почему водород входит и в первую, и в седьмую группу.

Объясните, почему в периодической таблице теллур находится перед йодом, хотя его атомная масса больше атомной массы йода.

Изотопы водорода

Изотоп Заряд ядра (порядковый номер) Число электронов Атомная масса Число нейтронов N=A-Z
Протий 11Н
Дейтерий 21Н или 21Д 2-1=1
Тритий 31Н или 31Т 3-1=2

Атомная масса элемента, указанная в периодической системе, определяется как средняя величина из масс всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе. Поэтому атомные массы имеют дробные значения. Атомы разных элементов, имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу, называются изобарами. Например, атом 4018Ar и 4019K являются изобарами, атомы 3918Ar и 3919K также являются изобарами.

Электроны в атоме располагаются по электронным слоям, или энергетическим уровнями. Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется формулой N=2n2, где n-номер уровня (считая от ядра).

Согласно этой формуле, в первом электронном слое может разместиться не более 2 электронов, во втором – не более 8, в третьем – не более 18, в четвертом – не более 32 и т.д.

n=1 N=2n2=2
n=2 N=2n2=8
n=3 N=2n2=18
n=4 N=2n2=32

(Более детальное заполнение электронных слоев 2, 8, 18-ю и т.д. электронами рассматривается на основе квантовых чисел.)

Заряд ядра атома (порядковый номер элемента в периодической системе элементов) определяет общее число электронов в атоме и, как следствие его, число внешних электронов. Например, элемент №9 – фтор, имеет 9 электронов, которые распределяются в соответствии с законами построения электронных оболочек следующим образом: 2, 7.

Элемент №10, неон, имеет 10 электронов, закономерно распределяющихся по слоям: 2, 8.

Период – горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом

У элемента №11, натрия, распределение электронов соответственно 2, 8, 1. Все три элемента имеют различное строение внешнего электронного слоя.

Электроны внешних слоев называются валентными и определяют химические свойства атома. При этом все химические элементы можно разделить на три основные группы. Элементы, атомы которых имеют 1-3 внешних электрона, являются металлами и легко отдают эти электроны при химических реакциях. Элементы, атомы которых имеют 4-7 внешних электронов, относятся к неметаллам и склонны принимать электроны от других атомов до завершения внешнего электронного слоя (до устойчивого октета). Атомы, имеющие завершенный внешний электронный слой (2 или 8 электронов), не склонны вступать в химические реакции и являются химически инертными.

В приведенном примере (9F, 10N, 11Na) даже небольшое изменение величины заряда ядра приводит к значительному изменению в химических свойствах элементов, что еще раз подчеркивает фундаментальное значение такой характеристики атома, как заряд ядра.

Современная формулировка периодического закона гласит:свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер (порядковых номеров элементов в периодической системе).

Периодическая система содержит 7 периодов (3 малых и 4 больших) и 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, имеющих сходное строение внешнего электронного слоя и близкие химические свойства. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов. Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов.

Группа объединяет элементы, имеющие одинаковую высшую валентность (валентность по кислороду). Высшая валентность равна номеру группы (исключения: O, F; Cu, Ag, Au; Fe, Co, Ni и некоторые другие элементы). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы — аналоги). К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f- элементы. Первые шесть d- элементов от (Se до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Se) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s- подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) находятся в III подгруппе в соответствие с особенностями их электронных конфигураций.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Исключение из этого правила представляет самый короткий I период, начинающийся водородом. Период это последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2 np6 (или до ns2 у первого периода). Периоды начинаются с s- элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода s- элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В периодической системе строго соблюдается ряд закономерностей, связанных со строением электронных оболочек атомов. Эти закономерности таковы:

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором данный элемент находится. Например, у атома H и He всего один электронный слой, у атома C – два электронных слоя, у атома Cl – три, у атома Fr – семь и т.д.

Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Например, атом натрия находится в I группе и имеет 1 электрон в наружном слое, атом кремния находится в IV группе и имеет 4 электрона в наружном слое, атомы инертных газов расположены в VIII группе и имеют 8 внешних электронов.

Электроны (1-7) незавершенного внешнего слоя участвуют в образовании химических связей и являются валентными.

В побочных подгруппах распределение валентных электронов более сложное, чем в главных подгруппах. Общее число подвижных валентных электронов также равно номеру группы, но только 2 (реже 1) из них находятся во внешнем слое, а остальные помещаются в предпоследний слой. Например, в атоме марганца (элемент 7-й группы периодической системы) электроны распределены следующим образом:

В периодической системе сверху вниз по группе увеличивается металлическая активность элементов, т.е. способность отдавать электроны (поскольку с ростом порядкового номера растет число электронных слоев и ослабевает связь внешних электронов с ядром).

В периодической системе слева направо по периоду увеличивается неметаллическая активность, т.е. способность принимать электроны (поскольку с ростом порядкового номера увеличивается число электронов во внешнем электронном слое, отдавать их становится все труднее, более выгодной будет тенденция дополнить внешний слой до устойчивой восьми электронной оболочки).В соответствии с вышеприведенными закономерностями самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом является фтор. Вблизи диагонали, разделяющей эти два полюса, расположены элементы переходного и амфотерного характера: бор, алюминий, германий, мышьяк, теллур, астат и др. Необходимо уметь свободно ориентироваться в закономерностях периодической системы; по месту нахождения элемента в таблице рассказать о его свойствах, характерных валентных состояниях, важнейших соединениях.

3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов.Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Полные записи электронных конфигураций первых двух периодов приведены в таблице 8.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формированием К — оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s – элементами.

Таблица 8.

Предыдущая6789101112131415161718192021Следующая

Дата добавления: 2014-12-26; просмотров: 1494;

ПОСМОТРЕТЬ ЕЩЕ:

Изотопы водорода

Изотоп Заряд ядра (порядковый номер) Число электронов Атомная масса Число нейтронов N=A-Z
Протий 11Н
Дейтерий 21Н или 21Д 2-1=1
Тритий 31Н или 31Т 3-1=2

Атомная масса элемента, указанная в периодической системе, определяется как средняя величина из масс всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе. Поэтому атомные массы имеют дробные значения. Атомы разных элементов, имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу, называются изобарами. Например, атом 4018Ar и 4019K являются изобарами, атомы 3918Ar и 3919K также являются изобарами.

Электроны в атоме располагаются по электронным слоям, или энергетическим уровнями. Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется формулой N=2n2, где n-номер уровня (считая от ядра).

Согласно этой формуле, в первом электронном слое может разместиться не более 2 электронов, во втором – не более 8, в третьем – не более 18, в четвертом – не более 32 и т.д.

n=1 N=2n2=2
n=2 N=2n2=8
n=3 N=2n2=18
n=4 N=2n2=32

(Более детальное заполнение электронных слоев 2, 8, 18-ю и т.д. электронами рассматривается на основе квантовых чисел.)

Заряд ядра атома (порядковый номер элемента в периодической системе элементов) определяет общее число электронов в атоме и, как следствие его, число внешних электронов. Например, элемент №9 – фтор, имеет 9 электронов, которые распределяются в соответствии с законами построения электронных оболочек следующим образом: 2, 7.

Элемент №10, неон, имеет 10 электронов, закономерно распределяющихся по слоям: 2, 8. У элемента №11, натрия, распределение электронов соответственно 2, 8, 1. Все три элемента имеют различное строение внешнего электронного слоя.

Электроны внешних слоев называются валентными и определяют химические свойства атома. При этом все химические элементы можно разделить на три основные группы. Элементы, атомы которых имеют 1-3 внешних электрона, являются металлами и легко отдают эти электроны при химических реакциях. Элементы, атомы которых имеют 4-7 внешних электронов, относятся к неметаллам и склонны принимать электроны от других атомов до завершения внешнего электронного слоя (до устойчивого октета). Атомы, имеющие завершенный внешний электронный слой (2 или 8 электронов), не склонны вступать в химические реакции и являются химически инертными.

В приведенном примере (9F, 10N, 11Na) даже небольшое изменение величины заряда ядра приводит к значительному изменению в химических свойствах элементов, что еще раз подчеркивает фундаментальное значение такой характеристики атома, как заряд ядра.

Современная формулировка периодического закона гласит:свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер (порядковых номеров элементов в периодической системе).

Периодическая система содержит 7 периодов (3 малых и 4 больших) и 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, имеющих сходное строение внешнего электронного слоя и близкие химические свойства. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов. Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов.

Группа объединяет элементы, имеющие одинаковую высшую валентность (валентность по кислороду). Высшая валентность равна номеру группы (исключения: O, F; Cu, Ag, Au; Fe, Co, Ni и некоторые другие элементы). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы — аналоги). К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f- элементы. Первые шесть d- элементов от (Se до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Se) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s- подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) находятся в III подгруппе в соответствие с особенностями их электронных конфигураций.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Исключение из этого правила представляет самый короткий I период, начинающийся водородом. Период это последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2 np6 (или до ns2 у первого периода). Периоды начинаются с s- элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода s- элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В периодической системе строго соблюдается ряд закономерностей, связанных со строением электронных оболочек атомов. Эти закономерности таковы:

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором данный элемент находится. Например, у атома H и He всего один электронный слой, у атома C – два электронных слоя, у атома Cl – три, у атома Fr – семь и т.д.

Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Например, атом натрия находится в I группе и имеет 1 электрон в наружном слое, атом кремния находится в IV группе и имеет 4 электрона в наружном слое, атомы инертных газов расположены в VIII группе и имеют 8 внешних электронов.

Электроны (1-7) незавершенного внешнего слоя участвуют в образовании химических связей и являются валентными.

В побочных подгруппах распределение валентных электронов более сложное, чем в главных подгруппах. Общее число подвижных валентных электронов также равно номеру группы, но только 2 (реже 1) из них находятся во внешнем слое, а остальные помещаются в предпоследний слой. Например, в атоме марганца (элемент 7-й группы периодической системы) электроны распределены следующим образом:

В периодической системе сверху вниз по группе увеличивается металлическая активность элементов, т.е. способность отдавать электроны (поскольку с ростом порядкового номера растет число электронных слоев и ослабевает связь внешних электронов с ядром).

В периодической системе слева направо по периоду увеличивается неметаллическая активность, т.е. способность принимать электроны (поскольку с ростом порядкового номера увеличивается число электронов во внешнем электронном слое, отдавать их становится все труднее, более выгодной будет тенденция дополнить внешний слой до устойчивой восьми электронной оболочки).В соответствии с вышеприведенными закономерностями самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом является фтор. Вблизи диагонали, разделяющей эти два полюса, расположены элементы переходного и амфотерного характера: бор, алюминий, германий, мышьяк, теллур, астат и др. Необходимо уметь свободно ориентироваться в закономерностях периодической системы; по месту нахождения элемента в таблице рассказать о его свойствах, характерных валентных состояниях, важнейших соединениях.

3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов.Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Полные записи электронных конфигураций первых двух периодов приведены в таблице 8.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формированием К — оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s – элементами.

Таблица 8.

Предыдущая6789101112131415161718192021Следующая

Дата добавления: 2014-12-26; просмотров: 1493;

ПОСМОТРЕТЬ ЕЩЕ:

Изотопы водорода

Изотоп Заряд ядра (порядковый номер) Число электронов Атомная масса Число нейтронов N=A-Z
Протий 11Н
Дейтерий 21Н или 21Д 2-1=1
Тритий 31Н или 31Т 3-1=2

Атомная масса элемента, указанная в периодической системе, определяется как средняя величина из масс всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе. Поэтому атомные массы имеют дробные значения. Атомы разных элементов, имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу, называются изобарами. Например, атом 4018Ar и 4019K являются изобарами, атомы 3918Ar и 3919K также являются изобарами.

Электроны в атоме располагаются по электронным слоям, или энергетическим уровнями. Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется формулой N=2n2, где n-номер уровня (считая от ядра).

Согласно этой формуле, в первом электронном слое может разместиться не более 2 электронов, во втором – не более 8, в третьем – не более 18, в четвертом – не более 32 и т.д.

n=1 N=2n2=2
n=2 N=2n2=8
n=3 N=2n2=18
n=4 N=2n2=32

(Более детальное заполнение электронных слоев 2, 8, 18-ю и т.д. электронами рассматривается на основе квантовых чисел.)

Заряд ядра атома (порядковый номер элемента в периодической системе элементов) определяет общее число электронов в атоме и, как следствие его, число внешних электронов. Например, элемент №9 – фтор, имеет 9 электронов, которые распределяются в соответствии с законами построения электронных оболочек следующим образом: 2, 7.

Элемент №10, неон, имеет 10 электронов, закономерно распределяющихся по слоям: 2, 8. У элемента №11, натрия, распределение электронов соответственно 2, 8, 1. Все три элемента имеют различное строение внешнего электронного слоя.

Электроны внешних слоев называются валентными и определяют химические свойства атома. При этом все химические элементы можно разделить на три основные группы. Элементы, атомы которых имеют 1-3 внешних электрона, являются металлами и легко отдают эти электроны при химических реакциях. Элементы, атомы которых имеют 4-7 внешних электронов, относятся к неметаллам и склонны принимать электроны от других атомов до завершения внешнего электронного слоя (до устойчивого октета). Атомы, имеющие завершенный внешний электронный слой (2 или 8 электронов), не склонны вступать в химические реакции и являются химически инертными.

В приведенном примере (9F, 10N, 11Na) даже небольшое изменение величины заряда ядра приводит к значительному изменению в химических свойствах элементов, что еще раз подчеркивает фундаментальное значение такой характеристики атома, как заряд ядра.

Современная формулировка периодического закона гласит:свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер (порядковых номеров элементов в периодической системе).

Периодическая система содержит 7 периодов (3 малых и 4 больших) и 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, имеющих сходное строение внешнего электронного слоя и близкие химические свойства. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов. Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов.

Группа объединяет элементы, имеющие одинаковую высшую валентность (валентность по кислороду). Высшая валентность равна номеру группы (исключения: O, F; Cu, Ag, Au; Fe, Co, Ni и некоторые другие элементы). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы — аналоги). К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f- элементы. Первые шесть d- элементов от (Se до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Se) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s- подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) находятся в III подгруппе в соответствие с особенностями их электронных конфигураций.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Исключение из этого правила представляет самый короткий I период, начинающийся водородом. Период это последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2 np6 (или до ns2 у первого периода). Периоды начинаются с s- элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода s- элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В периодической системе строго соблюдается ряд закономерностей, связанных со строением электронных оболочек атомов. Эти закономерности таковы:

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором данный элемент находится. Например, у атома H и He всего один электронный слой, у атома C – два электронных слоя, у атома Cl – три, у атома Fr – семь и т.д.

Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Например, атом натрия находится в I группе и имеет 1 электрон в наружном слое, атом кремния находится в IV группе и имеет 4 электрона в наружном слое, атомы инертных газов расположены в VIII группе и имеют 8 внешних электронов.

Электроны (1-7) незавершенного внешнего слоя участвуют в образовании химических связей и являются валентными.

В побочных подгруппах распределение валентных электронов более сложное, чем в главных подгруппах. Общее число подвижных валентных электронов также равно номеру группы, но только 2 (реже 1) из них находятся во внешнем слое, а остальные помещаются в предпоследний слой. Например, в атоме марганца (элемент 7-й группы периодической системы) электроны распределены следующим образом:

В периодической системе сверху вниз по группе увеличивается металлическая активность элементов, т.е. способность отдавать электроны (поскольку с ростом порядкового номера растет число электронных слоев и ослабевает связь внешних электронов с ядром).

В периодической системе слева направо по периоду увеличивается неметаллическая активность, т.е. способность принимать электроны (поскольку с ростом порядкового номера увеличивается число электронов во внешнем электронном слое, отдавать их становится все труднее, более выгодной будет тенденция дополнить внешний слой до устойчивой восьми электронной оболочки).В соответствии с вышеприведенными закономерностями самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом является фтор. Вблизи диагонали, разделяющей эти два полюса, расположены элементы переходного и амфотерного характера: бор, алюминий, германий, мышьяк, теллур, астат и др.

Группа — это вертикальный ряд элементов

Необходимо уметь свободно ориентироваться в закономерностях периодической системы; по месту нахождения элемента в таблице рассказать о его свойствах, характерных валентных состояниях, важнейших соединениях.

3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов.Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Полные записи электронных конфигураций первых двух периодов приведены в таблице 8.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формированием К — оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s – элементами.

Таблица 8.

Предыдущая6789101112131415161718192021Следующая

Дата добавления: 2014-12-26; просмотров: 1492;

ПОСМОТРЕТЬ ЕЩЕ:

Сообщение о водороде: открытие, применение, изотопы

Водород – это один из самых распространенных в природе химических элементов, а также самый распространенный химический элемент во Вселенной. Его символ в периодической таблице химических элементов (которую еще по традиции называют таблицей Менделеева) – Н. Водород – очень горючий газ, крайне подверженный воспламенению и взрывоопасный. Водород вместе с кислородом образует воду, из которой в основном состоит весь наш мир, из которого почти на 96 процентов состоит и тело человека.

Если бы элементы в химической таблице изображали в виде людей, то водород, наверное, стал бы человечком, что носит привязанные к ботинкам чугунные тяжелые гири, чтобы не улететь в небо. Ведь водород – легче воздуха. И уж точно этот человечек держался бы подальше от газовых конфорок, спичек и свечек, костров и зажигалок.

Открытие и применение водорода

Водород выделяли еще химики в 16 веке. Но тогда они еще не могли определить и пояснить, что это за химический элемент, каковы его свойства. Большой вклад в исследование водорода сделал Михаил Васильевич Ломоносов, великий русский эрудит и ученый очень широкого профиля, в том числе и химик.

Водород получил свое название («гидроген», что означает «порождающий воду) уже в конце 18 века. «Отцом» этого названия стал Антуан Лавуазье, французский химик.

Водород применяется в промышленности очень широко. Например, в химической промышленности для реакций, в пищевой промышленности – для упаковки продуктов, для мыловарения, как топливо для ракет в космической индустрии. Водород используется в некоторых видах сварки. Также он необходим сейчас для производства пластмассы.

Изотопы водорода

Существует три изотопа водорода, что различаются по количеству атомов. В первом один, во втором – два. И называются они соответственно количеству атомов – протий и дейтерий.

Три атома в таком изотопе водорода как тритий. Это радиоактивный изотоп водорода, и он был открыт учеными позже всех – в 1930-х годах.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Он применяется для нужд термоядерной энергетики. Поскольку в природе тритий существует лишь в самых верхних слоях атмосферы, то его специально производят на ядерных реакторах.

Изотопы водорода

Изотоп Заряд ядра (порядковый номер) Число электронов Атомная масса Число нейтронов N=A-Z
Протий 11Н
Дейтерий 21Н или 21Д 2-1=1
Тритий 31Н или 31Т 3-1=2

Атомная масса элемента, указанная в периодической системе, определяется как средняя величина из масс всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе. Поэтому атомные массы имеют дробные значения. Атомы разных элементов, имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу, называются изобарами. Например, атом 4018Ar и 4019K являются изобарами, атомы 3918Ar и 3919K также являются изобарами.

Электроны в атоме располагаются по электронным слоям, или энергетическим уровнями. Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется формулой N=2n2, где n-номер уровня (считая от ядра).

Согласно этой формуле, в первом электронном слое может разместиться не более 2 электронов, во втором – не более 8, в третьем – не более 18, в четвертом – не более 32 и т.д.

n=1 N=2n2=2
n=2 N=2n2=8
n=3 N=2n2=18
n=4 N=2n2=32

(Более детальное заполнение электронных слоев 2, 8, 18-ю и т.д. электронами рассматривается на основе квантовых чисел.)

Заряд ядра атома (порядковый номер элемента в периодической системе элементов) определяет общее число электронов в атоме и, как следствие его, число внешних электронов. Например, элемент №9 – фтор, имеет 9 электронов, которые распределяются в соответствии с законами построения электронных оболочек следующим образом: 2, 7.

Элемент №10, неон, имеет 10 электронов, закономерно распределяющихся по слоям: 2, 8. У элемента №11, натрия, распределение электронов соответственно 2, 8, 1. Все три элемента имеют различное строение внешнего электронного слоя.

Электроны внешних слоев называются валентными и определяют химические свойства атома. При этом все химические элементы можно разделить на три основные группы. Элементы, атомы которых имеют 1-3 внешних электрона, являются металлами и легко отдают эти электроны при химических реакциях. Элементы, атомы которых имеют 4-7 внешних электронов, относятся к неметаллам и склонны принимать электроны от других атомов до завершения внешнего электронного слоя (до устойчивого октета). Атомы, имеющие завершенный внешний электронный слой (2 или 8 электронов), не склонны вступать в химические реакции и являются химически инертными.

В приведенном примере (9F, 10N, 11Na) даже небольшое изменение величины заряда ядра приводит к значительному изменению в химических свойствах элементов, что еще раз подчеркивает фундаментальное значение такой характеристики атома, как заряд ядра.

Современная формулировка периодического закона гласит:свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер (порядковых номеров элементов в периодической системе).

Периодическая система содержит 7 периодов (3 малых и 4 больших) и 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, имеющих сходное строение внешнего электронного слоя и близкие химические свойства. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов. Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов.

Группа объединяет элементы, имеющие одинаковую высшую валентность (валентность по кислороду). Высшая валентность равна номеру группы (исключения: O, F; Cu, Ag, Au; Fe, Co, Ni и некоторые другие элементы). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы — аналоги).

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f- элементы. Первые шесть d- элементов от (Se до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Se) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s- подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) находятся в III подгруппе в соответствие с особенностями их электронных конфигураций.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Исключение из этого правила представляет самый короткий I период, начинающийся водородом. Период это последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2 np6 (или до ns2 у первого периода). Периоды начинаются с s- элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода s- элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В периодической системе строго соблюдается ряд закономерностей, связанных со строением электронных оболочек атомов. Эти закономерности таковы:

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором данный элемент находится. Например, у атома H и He всего один электронный слой, у атома C – два электронных слоя, у атома Cl – три, у атома Fr – семь и т.д.

Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем электронном слое атома равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Например, атом натрия находится в I группе и имеет 1 электрон в наружном слое, атом кремния находится в IV группе и имеет 4 электрона в наружном слое, атомы инертных газов расположены в VIII группе и имеют 8 внешних электронов.

Электроны (1-7) незавершенного внешнего слоя участвуют в образовании химических связей и являются валентными.

В побочных подгруппах распределение валентных электронов более сложное, чем в главных подгруппах. Общее число подвижных валентных электронов также равно номеру группы, но только 2 (реже 1) из них находятся во внешнем слое, а остальные помещаются в предпоследний слой. Например, в атоме марганца (элемент 7-й группы периодической системы) электроны распределены следующим образом:

В периодической системе сверху вниз по группе увеличивается металлическая активность элементов, т.е. способность отдавать электроны (поскольку с ростом порядкового номера растет число электронных слоев и ослабевает связь внешних электронов с ядром).

В периодической системе слева направо по периоду увеличивается неметаллическая активность, т.е. способность принимать электроны (поскольку с ростом порядкового номера увеличивается число электронов во внешнем электронном слое, отдавать их становится все труднее, более выгодной будет тенденция дополнить внешний слой до устойчивой восьми электронной оболочки).В соответствии с вышеприведенными закономерностями самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом является фтор. Вблизи диагонали, разделяющей эти два полюса, расположены элементы переходного и амфотерного характера: бор, алюминий, германий, мышьяк, теллур, астат и др. Необходимо уметь свободно ориентироваться в закономерностях периодической системы; по месту нахождения элемента в таблице рассказать о его свойствах, характерных валентных состояниях, важнейших соединениях.

3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов.Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Полные записи электронных конфигураций первых двух периодов приведены в таблице 8.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формированием К — оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s – элементами.

Таблица 8.

Предыдущая6789101112131415161718192021Следующая

Дата добавления: 2014-12-26; просмотров: 1491;

ПОСМОТРЕТЬ ЕЩЕ:

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *