Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева

(задачи 46–60)

Необходимо научиться писать электронные формулы элементов и по положению в периодической системе предсказывать их свойства. Электронная формула является графическим изображением размещения электронов атома по слоям и подслоям.

Для написания электронных формул удобно пользоваться следующими правилами и порядком действий:

1. находим общее количество электронов элемента (оно равно его порядковому номеру в периодической системе).

2. определяем число электронных слоев (оно соответствует номеру периода, в котором расположен элемент).

3. определяем количество электронов внешнего слоя, имеющего наибольшую энергию, (оно равно номеру группы для элементов главных подгрупп (А-группа) или 2 электронам для элементов побочных подгрупп (В-группа), за исключением I В-группы и некоторых элементов VI B и VIII В-групп).

4. размещаем электроны по отдельным слоям (максимальное количество электронов на 1, 2, 3, 4-м слоях равно соответственно 2, 8, 18, 32).

5. обозначаем номер слоя арабской цифрой (1, 2,... и т.д.), подслой – буквами (s, p, d, f), а число электронов в данном уровне – надстрочным индексом (в виде показателя степени). Записываем электронную формулу.

Надо знать, что максимальное количество электронов подслоя одинаково на всех слоях: так, s-подслой может содержать 2, р – 6, d – 10, а f – 14 электронов.

Например, для серы общее число электронов равно 16, количество электронных слоев – 3 (номер периода), во внешнем слое у серы 6 электронов (номер группы). Таким образом, электронная формула серы будет иметь следующий вид: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

При рассмотрении периодичности изменения свойств элементов принято характеризовать изменение их металличности или неметалличности. Основным химическим свойством, отличающим металлы от неметаллов, является способность неметаллов в химических реакциях принимать электроны. Металлы проявляют только положительные степени окисления в своих соединениях и никогда электронов не принимают. Металличность элемента характеризуется легкостью отдачи им электронов. Неметалличность проявляется тем сильнее, чем труднее элементы отдают свои электроны и чем охотнее их присоединяют. Это зависит от таких характеристик атома, как число электронов на внешней оболочке, радиус атома и заряд ядра атома.

Для описания свойств элементов по его положению в периодической системе необходимо рассматривать изменение каждой из этих характеристик в периодах и группах, так как их влияние на металличность или на неметалличность элемента может быть направлено в противоположные стороны.

Вдоль периодов увеличивается число электронов на внешней обо-лочке атома и заряд ядра, а радиус атома уменьшается. Все это увеличивает притяжение валентных электронов к ядру и затрудняет их отрыв. Поэтому металлические свойства в периодах слева направо ослабевают. Заметим, что в четных рядах больших периодов не происходит увеличения числа электронов на внешней оболочке. Ослабление металлических свойств слева направо здесь более постепенное и объясняется только увеличением заряда ядра и уменьшением радиуса атома.

В группах сверху вниз при неизменном количестве валентных электронов их притяжение к ядру ослабевает за счет увеличения радиуса атома (возрастает число электронных слоев). Это приводит к возрастанию металлических свойств сверху вниз. В то же время в этом же направлении увеличивается заряд ядра, что противоположным образом влияет на металличность. В главных подгруппах ослабление взаимодействия внешних электронов с ядром за счет увеличения радиуса атома преобладает над увеличением притяжения электрона за счет возрастания заряда ядра. В этих подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются.

В побочных подгруппах, где расположены элементы четных рядов больших периодов, эти эффекты практически взаимно компенсируются. Поэтому в побочных подгруппах сверху вниз не происходит усиления металлических свойств элементов.

Отметим, что изменение характера окислительных или восстановительных свойств элементов соответствует изменению их неметалличности или металличности.

Свойства оксидов различных элементов принято определять в зависимости от кислотного, основного или амфотерного характера образуемых ими гидроксидов. В общем случае, чем сильнее выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее проявляются кислотные свойства его гидроксида.

Чем активнее металл, тем сильнее основание, которое он образует. Например, серная кислота H₂SO₄ более сильная, чем селеновая H₂SeO₄ (сера и селен имеют одинаковые степени окисления, однако, сера – более активный неметалл); гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ – более сильное основание, чем гидроксид никеля (II) Ni(OH)₂ (железо – более активный металл). Для одного и того же элемента с увеличением степени окисления кислотный характер его гидроксида увеличивается. Марганец – металл и проявляет положительные степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Образуемые марганцем оксиды: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃ и Mn₂O₇. В этом ряду ослабевают основные свойства и усиливаются кислотные. Соответствующие этим оксидам гидроксиды носят следующий характер: Mn(OH)₂ – основные свойства; Mn(OH)₃ – амфотерные свойства с преобладанием основных; Mn(OH)₄ или H₂MnO₃ – амфотерные свойства с преобладанием кислотных; H₂MnO₄ – кислотные свойства; HMnO₄ – активные кислотные свойства.

Изложенные закономерности должны служить основой для самостоятельной характеристики любой группы или подгруппы периодической системы. Рассмотрим, как это следовало бы сделать для главной подгруппы VII группы. В этой подгруппе расположены галогены F, Cl, Br, I и At – элементы, замыкающие соответствующие периоды. Все они имеют на внешней оболочке 7 электронов, наименьший в своих периодах радиус атомов и являются типичными неметаллами с высокой химической активностью. Попутно отметим, что элементы, расположенные в середине периодов, имеют меньшую активность (сравните, например, элементы главной подгруппы IV группы с элементами I, II или VI и VII групп, химически пассивны также элементы побочных подгрупп I и VIII групп).

Поскольку галогены – типичные неметаллы, то их оксиды и гидроксиды имеют в основном кислотный характер. Сила кислот (способность к диссоциации с отщеплением иона H⁺) для одного и того же галогена с увеличением степени окисления увеличивается. Так, в ряду HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄ происходит значительное усиление кислотной функции (не путать с окислительной!). Таким образом, HClO – слабая кислота, а HClO₄ – самая сильная из всех кислородных кислот хлора.

При одинаковой степени окисления в ряду Cl, Br, I происходит ослабление кислотной функции их оксидов и гидроксидов. Так, в ряду оксидов Cl₂O, Br₂O, I₂O и соответствующих им гидратов свойства изменяются так, что HClO – слабая кислота, а HIO – носит амфотерный характер, так как вследствие роста радиуса атома связь йод–кислород слабее, чем связь хлор–кислород.

В соответствии с усилением металличности в группе галогенов сверху вниз устойчивость водородных соединений падает от HF к HI. Все водородные соединения галогенов являются полярными веществами и в растворах обладают кислотными свойствами. С точки зрения электролитической диссоциации сила галогенводородных кислот зависит от прочности связи водород–галоген. Поскольку радиус атома увеличивается от F к I, то прочность связи водород-галоген в этом направлении ослабевает, а соответствующие водородные соединения будут в растворе усиливать свои кислотные свойства в ряду HF, HCl, HBr, HI.

Восстановительные свойства водородных соединений галогенов усиливаются от HF к HI. С ростом радиуса ион R^- все легче будет отдавать электроны. Это совпадает с возрастанием металличности и уменьшением прочности водородных соединений сверху вниз.

Из общих соображений следует ожидать, что окислительная спо-собность элементов усиливается с возрастанием положительной степени окисления каждого элемента. Однако окислительные свойства зависят также и от устойчивости соответствующих соединений. Так, при оценке окислительной способности кислородных соединений, например, хлора, необходимо учитывать неустойчивость его в промежуточных валентных состояниях. Поэтому в ряду HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄ окислительная способность уменьшается.

Вопросы для самопроверки

1. Перечислите известные вам элементарные частицы и укажите их основные характеристики.

2. Какая модель строения атома принята в настоящее время?

3. Сущность двойственной природы элементарных частиц?

4. Квантовые числа и их сущность. Сформулируйте принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

5. Каков порядок заполнения атомных орбиталей?

6. Как определить принадлежность элемента к тому или другому электронному семейству?

7. Современная формулировка периодического закона.

8. Как изменяются металлические и неметаллические свойства элементов в периодах и группах периодической системы?

9. Как изменяется характер гидроксидов элементов в периодах и группах периодической системы?