Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от атомного (порядкового) номера.

ПЛАН ОТВЕТА:

1)     Периодический закон – открытие

2)     Периодическая система химических элементов

3)     Закономерности в изменении свойств элементов

4)     Современная формулировка периодического закона.

1 Периодический закон.

Периодический закон - закон, объясняющий закономерности изменения свойств элементов. Он был открыт в результате огромной исследовательской работы Д.И.Менделеева. Д.И.Менделеев пришел к открытию закона, сопоставляя свойства и относительные атомные массы элементов  различных естественных групп. В то время было известно 6 таких групп – щелочные металлы, щелочноземельные металлы, галогены, группа кислорода, группа азота, группа углерода. В своей черновой работе над классификацией элементов Д.И.Менделеев использовал карточки элементов, в которых были выписаны их основные характеристики, эти карточки он располагал в порядке увеличения атомных весов элементов. Благодаря глубокому анализу, сравнению и обобщению известных данных в 1869 г. Д.И.Менделеев сформулировал периодический закон: «Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомного веса».

На основе периодического закона Д.И.Менделеев исправил характеристики некоторых известных элементов (например, атомный вес и валентность Ве), а также предсказал новые элементы, которые ещё не были известны в то время (Д.И.Менделеев назвал их экаалюминием, экабором, экасилицием. Позднее эти элементы были открыты и получили название галлий, скандий, германий).

2. Периодическая система химических элементов.

Следствием периодического закона и его графическим изображением стала периодическая система химических элементов. Периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп. Каждый элемент в периодической системе занимает в соответствии с порядковым номером определённое место в определённом её периоде и определённой группе.

Период – горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся галогеном и инертным элементом. Различают малые и большие периоды. Малые периоды состоят из одного ряда элементов (I, II, III периоды). Большие периоды содержат по два (IV, V)и три ряда элементов ( VI, VII периоды).

Группы – вертикальный столбик элементов, имеющих хотя бы одну общую валентность. Группы делятся на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа – подгруппа, начинающаяся элементом малого периода (например, C, Si, Ge, Sn, Pb (IV); F, Cl, Br, I, At (VII)), побочная подгруппа - подгруппа, начинающаяся элементом большого периода (например,Cu, Ag, Au (I); Cr, Mo, W (VI)). Символы элементов, входящих в главные и побочные подгруппы в таблице сдвинуты относительно друг друга, этим подчёркивается их различие.

3. Закономерности в изменении свойств элементов.

В малых периодах с увеличением порядкового номера:

?     Ослабевают металлические свойства

?     Усиливаются неметаллические свойства

?     Валентность в соединении с кислородом возрастает от 1 до 7.

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера:

?     Усиливаются металлические свойства

?     Ослабевают неметаллические свойства

?     Высшая валентность равна номеру группы.

4. Современная формулировка периодического закона.

1. В начале 20 века была создана теория строения атома, на основе которой периодический закон в настоящее время формулируется так:

Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома.

1. Между положением элемента в периодической системе и его электронным строением существует связь.
2. Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра атома (следовательно, порядковый номер показывает число протонов в ядре и число электронов в атоме).
3. Каждый период начинается элементом, в атомах которого начинает застраиваться новый электронный слой, причём номер этого слоя равен номеру периода (следовательно, номер периода показывает число электронных слоёв в атомах элементов данного периода).
4. Элементы, атомы которых обладают сходными по строению электронными оболочками, попадают в одну подгруппу периодической системы. У всех элементов главных подгрупп электронами заполняется внешний электронный слой, причём число электронов на этом слое равно номеру группы. У элементов I и II групп электронами заполняется s–подуровень, поэтому они называются
   s–элементами. У элементов III - VIII групп происходит заполнение р-подуровня, поэтому эти элементы относятся к семейству р-элементов. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение электронами d–подуровня предпоследнего слоя, а у лантаноидов и актиноидов f- -подуровня предпредпоследнего слоя.
5. Свойства элементов определяются их строением. Элементы, имеющие на последнем слое 1 – 2 электрона являются металлическими, 2 – 5 электронов – переходными, 4 – 8 электронов – неметаллическими.

В периоде с возрастанием заряда ядра атомов металлические свойства уменьшаются, а неметаллические усиливаются. Это связано с увеличением числа электронов на последнем слое.

В главной подгруппе с возрастанием заряда ядра атомов металлические свойства усиливаются, а неметаллические уменьшаются. Это связано с увеличением числа электронных слоёв, а следовательно с уменьшением сил притяжения электронов последнего слоя к ядру.

Периодическое повторение свойств элементов объясняется периодическим повторением числа электронов на внешнем энергетическом уровне и повторением электронных структур атома.

Химическая активность элементов определяется строением внешнего электронного слоя. Активность галогенов объясняется нехваткой 1 электрона до завершения внешнего слоя. У инертных элементов внешний электронный слой завершён, поэтому они химически неактивны. У атомов щелочных металлов 1 электрон на последнем слое является как бы лишним.