Вы вошли как ГостьПриветствую Вас, Гость
Главная » 2013 » Июль » 10 » 6. Периодический закон Д. И. Менделеева
12:08
6. Периодический закон Д. И. Менделеева

Я полагаю, что все слышали о великом Русском ученом Дмитрии Ивановиче Менделееве. Одно из величайших свершений этого выдающегося мыслителя состоит в открытии периодического закона и составлении периодической таблицы химических элементов. Пришло время познакомится с этим вопросом. Наш видео блог по химии, периодический закон химических элементов.

Химический элемент – это вещество, состоящее из атомов одного вида, не связанных друг с другом. Примеры химических элементов: кислород, железо, алюминий, углерод и др. вещества. Основа или "маркер” химического элемента, это ядро атома, точнее его заряд. Как мы уже говорили, заряд ядра всегда положительное число, являющееся суммой зарядов всех протонов в ядре (нейтроны, как мы помним, не несут заряда, поэтому их число особого значения не имеет). Заряд ядра может изменяться от 1+ до n+, где n – любое целое число, так как "половинки” протона в химии не существует. Как мы знаем, для компенсации заряда ядра, на орбиталях атома присутствуют электроны, в нейтральном состоянии атома, их число равно числу протонов в ядре.

Теперь представим себе ряд атомов, у которых заряды ядер увеличиваются от 1+ и выше, и напишем названия этих элементов на квадратных картонках. Там же кратко опишем свойства этих элементов. Если разложить картонки в определенной форме, при соблюдении порядка увеличения заряда ядер, то обнаружим ряд интересных закономерностей.

При добавлении протонов в ядро (то есть, при переходе к следующему элементу в ряду) свойства элементов изменяются не равномерно, а циклически. Свойства химических элементов, в основном, зависят от количества и состояния электронов на верхних орбиталях, так как именно через эти электроны атом контактирует с внешним миром. Поэтому, логично предположить, что количество электронов на внешнем электронном слое и энергия их связи с ядром изменяются периодически. Расположив элемента не одним рядом, а горизонтальными рядами слева на право, по некоторому количеству в ряд, мы получаем закономерное изменение свойств.

Вспомним расположение электронов, у первых двух элементов заполняется электронами 1s электронная орбиталь, атомы этих двух элементов имеют соответственно 1 и два электрона на внешней электронной орбитали. При этом, у первого – водорода, его единственный электрон держится со средней силой, оторвать его сложно но можно. Следующий – гелий, имеет два электрона, но и вдвое больший заряд ядра, причем, так как электронная орбиталь заполнена полностью и более высоких орбиталей нет, то любое возбуждение системы (добавка энергии к системе) либо не возымеет эффект, либо вызовет отрыв электронов с образованием иона. Что может произойти лишь при очень высокой температуре. Поэтому, такие элементы как гелий называют – инертными, ибо они пассивны при любых химических воздействиях.

Эти два элемента расположим в первом ряду; в начале, где только началось заполнение первого электронного слоя, и в конце, где оно закончилось. Следующий ряд начинается снова со сферической 2s-орбитали.

Первый элемент здесь – литий, как и водород, он имеет на внешнем электронном слое 1 электрон, и также слабо его "держит”. Так как заряд ядра вырос, по сравнению с гелием, всего в полтора раза (с 2+ до 3+), а вот диаметр 2s орбитали намного больше чем у 1s. Далее идет постепенное заполнение всего второго электронного слоя, где 8 мест для электронов. Значит в ряду будет 8 позиций, а последнюю займет опять инертное соединение – неон, у которого также заполнены все орбитали.

Аналогичная картина наблюдается для третьего электронного слоя, так как там отсутствует заполнение d-орбиталей, то в третьем периоде также 8 позиций. Начало – натрий, конец периода – аргон. При этом, внутри любого периода (горизонтальный ряд элементов) при росте заряда ядра остается одинаковым количество электронных орбиталей. Поэтому, электроны на верхней орбитали испытывают притяжение более "положительного” ядра, следовательно, крепче держаться, и больше энергии нужно дать атому чтобы их оторвать. По этой же причине происходит уменьшение диаметра атома (исходя из принципа определения потенциальной энергии электронов относительно ядра).

В четвертом, пятом, шестом и седьмом периодах по две строки элементов, в первой строке 10, во второй 8 элементов. Это происходит из-за эффекта "провала электрона”, на котором мы закончили предыдущий раздел. Стоит отметить только, что все элементы, входящие во вставные декады являются металлами, и имеют несколько аномальные свойства, в первую очередь из-за практически одинакового количества электронов на внешнем электронном слое.

На рисунке представлен общий вид периодической таблицы химических элементов. Строки, обозначенные арабскими цифрами от 1 до 7, это периоды, в каждом новом периоде добавляется новый электронный слой. Поэтому, радиус атома увеличивается сверху вниз, и уменьшается с лево на право. Таким образом, верхние электроны крепче держатся у элементов, которые сгруппированы в правой части таблицы и наверху (крепче всего у фтора). Количество электронов на внешнем электронном слое изменяется в периоде от 1 до 8 (римские цифры сверху), и относится ко всему столбцу (исключение – переходные металлы, показанные синим цветом).

Как Вы уже, наверное поняли, электроны одного электронного слоя имеют небольшую разницу в энергии, а в рамках электронных орбиталей одного вида – практически одинаковую. При этом, электронам более энергетически выгодно располагаться по одному на орбитали. Поэтому, если электронные орбитали одного вида, в пределах электронного слоя, заполнены не полностью, то электроны не будут теснится по два на одной орбитали, пока есть хоть одна свободная орбиталь.

Продемонстрируем это на нескольких примерах. На рисунке изображены электронные орбитали внешнего электронного слоя атомов углерода (С), фтора (F) и серы (S).

Такой метод графической записи распределения электронов на орбиталях атома достаточно широко распространен. Каждая ячейка – электронная орбиталь, стрелочка – электрон, вертикальная черта – энергетический барьер между электронными слоями. Слева, значок элемента изображает направление в сторону ядра атома, там ниже стоящие электронные орбитали, а при записи всех электронов (начиная с 1s2), там расположено ядро атома.

В первом случае углерод имеет на внешнем электронном слое электроны 2s22, всего 4 электрона. s-электроны не могут самопроизвольно перейти на немного более высокую р-орбиталь, а на р-орбиталях только 2 электрона, третья р-орбиталь остается не занятой. В случае фтора мы видим 5 штук 2р-электронов. У серы в 3-м периоде 6 электронов на внешнем электронном слое, при этом, как и у углерода, р-электроны не могут самопроизвольно перейти на незанятые d-орбитали. Такой переход возможен при увеличении энергии атома, например, при нагревании.

Немного о структуре таблицы, левый столбец начинается с водорода, затем идут щелочные металлы вплоть до рубидия. Синим цветом, в таблице обозначены переходные металлы (или "вставные декады”). Правый столбец, с гелия до радона – инертные газы. Седьмой столбец, с фтора до астата – галогены. Более подробный анализ таблицы нас пока не интересует, но, настоятельно рекомендую Вам всегда держать таблицу Менделеева под рукой, она нам еще много раз пригодится. При этом выберите цветную таблицу, в которой указаны валентные электроны для каждого элемента.

Категория: Фундамент | Просмотров: 2094 | Добавил: Chemadm | Теги: строение вещества, распределение электронов, периодическая таблица | Рейтинг: 4.6/18
Всего комментариев: 0
Добавлять комментарии могут только зарегистрированные пользователи.
[ Регистрация | Вход ]