Химия. 11 класс

В ходе кропотливого труда по систематизации свойств простых и сложных веществ профессор Санкт-Петербургского университета Д. И. Менделеев обнаружил периодическую зависимость состава высших оксидов и водородных соединений химических элементов от их атомной массы. Расположив символы химических элементов в порядке возрастания атомной массы и объединив элементы с одинаковой формулой высшего оксида в группы, в 1869 году Д. И. Менделеев создал таблицу, которую назвал периодической. Оказалось, что элементы, объединённые в одну группу по признаку общей валентности, имеют близкие химические свойства. На основе установленной закономерности он сформулировал закон, который получил название периодического.

В отличие от физических законов, которые обычно представляются в виде формул, периодический закон был отображён Д. И. Менделеевым в виде периодической системы химических элементов.

В 1913 году было экспериментально установлено, что химический элемент — это вид атомов с определённым положительным зарядом ядра, значение которого соответствует порядковому номеру химического элемента в периодической системе. После этого периодический закон получил новую формулировку:

свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер.

Таким образом, порядковый номер химического элемента приобрёл физический смысл. Как вы уже знаете, если за единицу измерения заряда принять заряд электрона, то относительный заряд ядра любого атома будет численно равен порядковому номеру Z соответствующего химического элемента.

Следующим этапом развития теории периодической системы стало выяснение причины периодической зависимости свойств химических элементов от заряда ядра атомов, обоснование интервалов периодичности.

Для выяснения этих причин давайте проследим, как по мере возрастания заряда атомных ядер изменяются состояния электронов в атомах химических элементов. Для каждого элемента запишем формулу электронной конфигурации и построим электронно-графическую схему в соответствии с рисунком 20.

При решении вопроса о последовательности заполнения электронами атомных орбиталей будем руководствоваться следующими правилами.

1. Электроны в атоме в первую очередь заполняют свободные атомные орбитали с наиболее низкой энергией. Энергия атомных орбиталей возрастает в следующей последовательности:

1s < 2s <2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p…

2. На одной атомной орбитали может находиться не более двух электронов, причём электроны должны иметь антипараллельные спины.

3. Число неспаренных электронов на данном энергетическом подуровне должно быть максимальным.

Состояние атома, у которого атомные орбитали заполнены электронами в указанной последовательности, является основным состоянием, то есть состоянием с наименьшей энергией. Все остальные состояния будут возбуждёнными.

Итак, у атома водорода с относительным зарядом ядра Z = 1 единственный электрон должен занять самую низкую по энергии атомную орбиталь 1s. У атома следующего элемента оба электрона заселяют ту же 1s-орбиталь, но должны иметь противоположные спины:

₁H 1s¹

₁H 

₂He 1s²

₂He

Так как на первом энергетическом уровне есть только одна атомная орбиталь, которая не может вместить более двух электронов, то третий и четвёртый электроны в атомах с Z = 3 и Z = 4 занимают следующую по энергии 2s-орбиталь. Атомы этих элементов начинают второй период:

₃Li 1s²2s¹

₃Li

₄Be 1s²2s²

₄Be

В атомах следующих элементов электроны заполняют 2p-подуровень: сначала по одному электрону на каждую из трёх р-орбиталей; затем, начиная с атома кислорода (Z = 6), каждая р-орбиталь заполняется вторым электроном:

₅B 1s²2s²2p¹

₅B

₆C 1s²2s²2p²

₆C

₇N 1s²2s²2p³

₇N

₈O 1s²2s²2p⁴

₈O

₉F 1s²2s²2p⁵

₉F

₁₀Ne 1s²2s²2p⁶

₁₀Ne

Так как второй энергетический уровень не может содержать более 8 электронов, то элемент с относительным зарядом ядра атома +11 (Z = 11) начинает третий период:

₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹

Последовательность заполнения электронами атомных орбиталей на третьем энергетическом уровне аналогична той, что мы наблюдали для второго уровня (Приложение 1). Состояние электронов последнего элемента третьего периода аргона (Z = 18) описывается так:

₁₈Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

При этом у атома Ar, в отличие от атомов предыдущих благородных газов He и Ne, не заканчивается заполнение электронами третьего энергетического уровня. У него остаются незаполненными 3d-орбитали. Поскольку на внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов, то cледующий за аргоном элемент (Z = 19) начинает новый, четвёртый период.

Для компактности записи заполненные электронные оболочки в формулах электронных конфигураций заменим символом благородного газа, атом которого имеет такую же электронную конфигурацию. Так, запись 1s² можно заменить на [He], 1s²2s²2p⁶ — на [Ne], 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ — на [Ar] и т. д. Например, формулу электронной конфигурации атома лития можно записать как [He]2s¹, хлора — [Ne]3s²3p⁵.

На этом остановим рассмотрение электронных конфигураций атомов химических элементов.

Сопоставив формулы электронных конфигураций атомов с положением соответствующих им химических элементов в периодической системе, можно обратить внимание на следующие закономерности.

Во-первых, начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового энергетического уровня в атоме. Значение номера этого уровня (n) равно номеру периода. В этом заключается физический смысл номера периода.

Во-вторых, число электронов на внешней электронной оболочке атома А-группы равно номеру группы, в которой размещён соответствующий этому атому химический элемент. В этом заключается физический смысл номера группы. Максимальное число электронов на внешней электронной оболочке атомов не превышает восьми (табл. 6).

Таблица 6. Электронная конфигурация атомов химических элементов А-групп

Третья закономерность следует из анализа следующей логической схемы, которую мы построим с учётом знаний, полученных в 8–10-х классах.

В одной группе размещены химические элементы, образующие соединения со сходными химическими свойствами

Атомы химических элементов, расположенных в одной группе, имеют одинаковую электронную конфигурацию внешней электронной оболочки

Вывод. Химические свойства веществ обусловлены строением внешних электронных оболочек атомов, поэтому внешнюю электронную оболочку называют валентной, а размещённые на ней электроны — валентными.

Четвёртую закономерность нам позволит сделать логическая схема.

Свойства химических элементов изменяются периодически с ростом заряда их атомных ядер

Электронная конфигурация внешней электронной оболочки атомов повторяется периодически с ростом заряда их ядер

Вывод. Периодичность изменения свойств химических элементов совпадает с периодичностью изменения электронной структуры их атомов.

Проведённое сопоставление позволяет заключить: свойства химических элементов изменяются периодически потому, что периодически изменяется электронная конфигурация внешней электронной оболочки их атомов.