Д. И. Менделеева прогнозирование свойств элементов и их соединений методические указания

Вид материала

Методические указания

Содержание Главная подгруппа А Побочная подгруппа Б Лантаноиды Порядковые номера от 57 до 71. N (периода) = 6 N (группы) = III N (группы) = III Подгруппа – побочная Б 3. Электронное строение атома 4. Периодичность свойств атомов химических элементов Энергия сродства к электрону Е

Подобный материал:

• Химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых, 461.43kb.
• Модуль Теория строения атома. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева, 401.18kb.
• Химических элементов Д. И. Менделеева, 32.78kb.
• Программа, контрольные вопросы и упражнения по неорганической химии под редакцией проф.,, 600.91kb.
• Таблицы Д. И. Менделеева. Атомы в свою очередь состоят из более мелких частиц: протонов,, 951.76kb.
• Тема №1 «Общая химия», 73.57kb.
• Задачи изучения дисциплины, 16.34kb.
• Материалы для подготовки к экзамену по химии, 462.84kb.
• Характеристика химических элементов малых периодов по их положению в периодической, 97.2kb.
• Закон и периодическая система д. И. Менделеева, 334.53kb.

2.4. Подгруппа – часть группы, в состав которой входят химические элементы с одинаковым распределением валентных электронов в атоме.

В результате смещения химических элементов влево и вправо каждая группа делится на две подгруппы: главную А и побочную Б.

Главная подгруппа А Вē находятся: - на последнем n–м энергетическом уровне; - ns- и np- подуровнях. Включает: s-элементы: ns1 или ns2; р-элементы: ns2npх, где х = 1, 2…6.

Побочная подгруппа Б Вē находятся: - на последнем n-м и предпоследнем (n – 1)-м энергетических уровнях; - ns- и (n – 1)d-подуровнях. Включает: d–элементы: (n – 1)dх ns2, где х = 1,2…10. На ns-подуровне некоторых d-элементов может быть один электрон или не одного.

2.5. Лантаноиды и актиноиды – два семейства f-элементов, которые в виде двух отдельных рядов вынесены за пределы таблицы. В последние годы в эти ряды часто включают лантан и актиний.

Лантаноиды Порядковые номера от 57 до 71. N (периода) = 6 N (группы) = III Подгруппа – побочная Б Вē находятся: на трех последних энергетических уровнях; подуровнях 4f x5dy6s2, где х = 1,2…14 y = 0, 1, 2; Включает: f-элементы

Актиноиды Порядковые номера от 89 до 103 N (периода) = 7 N (группы) = III Подгруппа – побочная Б Вē находятся: на трех последних энергетических уровнях; подуровнях 5f x6dу7s2, где х = 0, 1,2…14 y = 0, 1, 2; Включает: f-элементы

Число валентных электронов у атомов этих химических элементов может быть больше или меньше трех за счет провала электронов с

f-подуровня на d-подуровень или наоборот.


Пример 3

Химический элемент
Полоний Ро	Лантан Lа
Положение в периодической системе	Строение атома	Положение в периодической системе	Строение атома
N = 84 А r = 208,98. N (периода) = 6 N (группы) = VI Подгруппа Электронное семейство	ZЯ = 84; Nр = 84; N ē = 84 N n = 209 – 84 = 125 N (энер.ур.) = 6 n = 6 Bē = 6 Главная А 6s26p4 р-элемент	N = 57 А r = 138,9. N (периода) = 6 N (группы) = III Подгруппа Электронное семейство	ZЯ = 57; Nр = 57; N ē = 57 N n = 139 – 57 = 82 N (энер.ур.) = 6 n = 6 Bē = 3 Побочная Б 5d16s2 d-элемент

3. Электронное строение атома


Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням и подуровням, что изображается чаще всего двумя способами: в виде электронной конфигурации атома или энергетической диаграммой расположения электронов по уровням и подуровням в атоме.

3.1. Электронная конфигурация атома отображает расположение электронов в атоме по уровням и подуровням.

При этом следует помнить, что в соответствии с принципом Паули максимально может быть на s-подуровне любого уровня 2 электрона, на

p-подуровне – 6 электронов, на d-подуровне – 10 электронов, на f-подуровне – 14 электронов.

В соответствии с правилом наименьшей энергии (правилом Клечковского) уровни и подуровни заполняются в следующей последовательности:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Электронную конфигурацию атома принято изображать в виде электронной формулы, которая записывается в порядке возрастания номера энергетического уровня, т.е. без учета последовательности заполнения подуровней электронами.

Пример 4. Электронная формула химического элемента 5-го периода, IV группы, подгруппы Б циркония Zr с порядковым номером 40 имеет вид


₄₀Zr 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s² 4p⁶4d²5s².


Тогда как электронная конфигурация атома ₄₀Zr с учетом последовательности заполнения подуровней записывается следующим образом:


1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d².


3.2. Энергетическая диаграмма уровней и подуровней – это наглядная схема электронной структуры атома, которая в общепринятом, сжатом по вертикали изображении в отсутствие электронов имеет вид

энергетические уровни

123456 7

f

d

p

s

п о д у р о в н и


На диаграмме обозначаются:

- атомная орбиталь или энергетическая ячейка ;

- электроны в ячейке  или ;

- спаренные электроны		;
- неспаренные электроны		или		.

Согласно принципу Паули, на одной атомной орбитали (в одной энергетической ячейке) не может находиться больше двух электронов. Следовательно, на s-подуровне (одна атомная орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (три орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 атомных орбителей) ─ 10 электронов, на f-подуровне (7 атомных орбиталей) – 14 электронов.

Согласно правилу Гунда, электроны стремятся занять наибольшее число ячеек в подуровне.


Пример 5.

Электронная структура атома углерода ₆С 1s²2s²2p² изображается на энергетической диаграмме только так:









1s² 2s² 2p


Пример 6

Химический элемент

Сурьма Sb

Марганец Mn

Основные характеристики атома

Nē = 51; N (энер.ур.) = 5; Вē = 5; р-элемент

Nē = 25; N (энер.ур.) = 4; Вē = 7; d-элемент

Электронная формула атома

1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 5s25p3 Вē

1s22s22p63s23p63d54s2 Вē

Энергетическая диаграмма распределения электронов по уровням и подуровням в атоме

5

⇅

↧

↧

↧

4

⇅

4

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

3

⇅

⇅

⇅

⇅

↧

↧

↧

↧

↧

3

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

⇅

2

⇅

⇅

⇅

⇅

d

2

⇅

⇅

⇅

⇅

d

1

⇅

p

1

⇅

p

s

s

Электронная конфигурация валентных электронов

5s2 – спаренные электроны 5p3 – неспаренные электроны

4s2 – спаренные электроны 3d5 – неспаренные электроны

4. Периодичность свойств атомов химических элементов

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева отражает периодичность конфигураций валентных электронов и позволяет на их основе объяснить закономерное изменение физических и химических свойств элементов.


4.1. Электронное строение последних энергетических уровней

На последних энергетических уровнях атомов распределяются валентные электроны Вē, которые при протекании химических реакций переходят от атома к атому. Если атом отдает все Вē, то элемент приобретает высшую положительную степень окисления (в. ст. ок.). Число валентных электронов, их электронные конфигурации и положительные степени окисления элементов периодически повторяются при непрерывном увеличении заряда ядра атома.

В больших периодах (4, 5, 6, 7) наблюдается периодическое изменение числа валентных электронов и высших положительных степеней окисления дважды: в одном и другом рядах.

Некоторые d-элементы (Cu, Ag, Au) и f-элементы имеют аномально высокие положительные степени окисления за счет d-электронов предпоследнего и f-электронов третьего от конца уровней.


4.2. Размеры атомов

Радиусы атомов с увеличением заряда ядра в группах сверху вниз увеличиваются в связи с ростом числа энергетических уровней, в периодах от начала к концу – уменьшаются, так как при одинаковом числе энергетических уровней усиливается притяжение валентных электронов к ядру атома.

В атомах d- и f-элементов действие возрастающего заряда ядра на радиус атома более слабое, потому в периодах и группах радиусы изменяются в меньшей степени, а у актиноидов они почти постоянны.


4.3. Энергетическая характеристика атома

Способность атома удерживать электроны количественно оценивается энергиями ионизации и сродства к электрону или их суммарной величиной, называемой электроотрицательностью.

Энергия ионизации Е_и – это энергия, необходимая для отрыва от одного моля атомов одного или более молей валентных электронов

(Е_и(1) < E_и(2) < E_и(3) < …). Энергия ионизации атомов химических элементов периодически изменяется: повышается от начала периода к его концу, а в главных подгруппах ─ снизу вверх.

Энергия сродства к электрону Е_ср – это энергия присоединения молей электронов к одному молю нейтральных атомов. Энергия сродства атома к электрону также повышается в периоде от начала к концу, в группе − снизу вверх.