Реферат: Периодическая система элементов Менделеева
Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:
а) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;
б) изменение свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.
Таким образом, по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.
2. Изменение в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы
Формулировка закона, данная Д.И. Менделеевым, не могла быть точной и полной с современной точки зрения так как она соответствовала состоянию науки на тот период времени, когда не было известно строение атома. Поэтому новые научные открытия вступили с ней в противоречие. Так были открыты изотопы.
Изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа. Сумму чисел протонов и нейтронов в ядре атома называют массовым числом обозначают буквой А. Следовательно, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра, то есть содержащих одинаковое число протонов.
3. Строение электронных оболочек атомов
Заполнение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии , принципом Паули и правилом Хунда .
Электроны заполняют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии . Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и так далее …
Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства-т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.
Электроны в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.
В случае s -орбитали электронное облако сферическое:
В случае p -орбиталей форма электронного облака гантелеобразная
Внутри атомных орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая электронная плотность . Пространство вне объема орбиталей соответствует малой электронной плотности.
В каждой атомной орбитали может размещаться максимально два электрона (принцип Паули ).
При наличии орбиталей с одинаковой энергией (например, трех р -орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р -подуровне не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Хунда ).
Для изображения электронной конфигурации атома нужно распределить его электроны по подуровням так, чтобы каждой атомной орбитали соответствовала одна квантовая ячейка, и в соответствии с тремя указанными правилами заселения
Электронные конфигурации атомов
Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:
Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s - и p - подуровни (s 2 p 6 ). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.
В атомах остальных элементов внешние s - и p - подуровни - незавершенные , например у хлора: 17 Cl = [10 Ne] 3s 2 3p 5 . Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными , поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.
f-Элементы. Открытие новых элементов. Ядерные реакции.
Итак, с увеличением атомного номера неизбежно наступает момент, когда у элементов начинают заполняться f-орбитали. Это происходит после заполнения 6s-орбиталей - сразу после элемента 56 Ba с валентной оболочкой ...6s2 .
Поскольку при заполнении семи f-орбиталей образуется целых 14 элементов, то как в форме Периодической таблицы f-элементы вынесены отдельными строчками внизу. В нижней части любой таблицы одна строчка из f-элементов “лантаноидов” (по имени элемента лантана La, открывающего ряд f-элементов) и строчка из f-элементов “актиноидов” (по имени элемента актиния Ac). У лантаноидов постепенно заполняются 4f-орбитали, у актиноидов – 5f-орбитали.
Клеточки с f-элементами в Периодической таблице обычно окрашены в зеленый цвет. Для удобства не только в короткой, но даже в длинной форме Периодической таблицы f-элементы вынесены за ее пределы - иначе вся таблица еще сильнее "вытянулась" бы в ширину.
Итак, f-элементами являются 14 лантаноидов и 14 актиноидов.
У лантаноидов заполняются "глубинные" 4f-орбитали третьего снаружи уровня. На внешнем 6s-подуровне все они имеют по 2 электрона (...6s2 ) и обладают очень похожими химическими свойствами. Лантаноиды - активные металлы, все они реагируют с водой с образованием элементарного водорода и гидроксида металла. Их преимущественная степень окисления +3.
Из-за похожести химических свойств многие лантаноиды долго не удавалось выделить в чистом виде. Кроме того, в природных минералах они встречаются редко и в небольших количествах. Отсюда еще одно общее название лантаноидов - редкоземельные элементы.
Актиноиды меньше похожи друг на друга по своим химическим свойствам. Их исследование очень затруднено из-за неустойчивости (радиоактивности) атомов этих элементов. Кстати, у первого члена ряда актиноидов - элемента актиния (89 Ac) наблюдается аналогичный “проскок” 5f1 -электрона на 6d1 ! Это, как мы уже знаем, связано с требованием минимизации энергии атома данного элемента (хотя, повторим, здесь не все еще понятно), но никак не меняет общих закономерностей Периодической таблицы.
Заполнение 5f-оболочек у актиноидов заканчивается на элементе 103 (Lr, лоуренсий). Здесь в Периодической таблице расположены элементы с уже очень "тяжелыми" и поэтому неустойчивыми ядрами.