Группы и подгруппы в таблице менделеева

Электронное строение атомов 2. Периодическая система элементов Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы атомного весав 1869 г. Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Менделеева — это естественная классификация элементов по электронным структурам их атомов. Простейшая основа такой классификации — число электронов в нейтральном атоме, которое равно заряду ядра. Группы и подгруппы в таблице менделеева при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд группы и подгруппы в таблице менделеева остается неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов». Это обстоятельство отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов — периодов и групп. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом ns 1 и заканчивается благородным газом ns 2 np 6. По вертикали группы и подгруппы в таблице менделеева система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные — А, состоящие из s- и группы и подгруппы в таблице менделеева, и побочные — B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4 f- и 5 f-элементов 4 f- и 5 f-семейства. Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы. В главных подгруппах валентные электроны электроны, способные образовывать химические связи расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных — на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются n — 2 f- n — 1 d- и ns-электроны. Сходство элементов внутри каждой группы — наиболее важная закономерность в периодической группы и подгруппы в таблице менделеева. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали в группах их изменением по горизонтали в периодах. Все сказанное выше подтверждает, что структура электронной оболочки атомов элемента группы и подгруппы в таблице менделеева периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов. Связь между электронным строением элементов их положением в периодической системе представлена в 2 Рисунок 2. Элементы называются соответсвенно s- и p-элементами. Пока они вакантны, и третий период, как и второй, содержит восемь p-элементов элементов от Na до Ar. Следующие за аргоном калий и кальций имеют на внешнем уровне 4 s-электроны четвертый период. Появление 4 s-электронов при наличии свободных 3 d-орбиталей обусловлено экранированием ядра плотным 3 s 23 p 6-электронным слоем. Сходство K и Ca с Na и Mg соответственно, кроме чисто «химического» обоснования, подтверждается также электронными спектрами. При дальнейшем увеличении заряда у следующего за кальцием скандия 3 d-состояние становится энергетически более выгодным, чем 4 p, поэтому и заселяется 3 d-орбиталь рис. Из анализа зависимости энергии электрона от порядкового группы и подгруппы в таблице менделеева элемента Клечковский сформулировал правило, согласно которому энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы n + l. При равенстве сумм сначала заполняется уровень с меньшим n и большим l, а потом с большим n и меньшим l. Приведенные рассуждения подтверждаются экспериментальными данными об изменении энергии s- p- d- и f-орбиталей в зависимости от порядкового номера элемента. Как следует из рис. Характер этого различия таков, что кривые, выражающие изменение энергии, пересекаются. Поэтому в четвертом периоде в ряду от Sc до Zn все десять 3 d-элементов — металлы с низшей степенью окисления, как правило, 2, за счет внешних 4 s-электронов. Общая электронная формула этих элементов — 3 d 1—104 s 1—2. Для хрома и меди наблюдается проскок или провал электрона на d-уровень: Cr — 3 d 54 s 1, Cu — 3 d 104 s 1. Такой проскок с ns- на n — 1 d-уровень наблюдается также у Mo, Ag, Au, Pt и у других группы и подгруппы в таблице менделеева и объясняется близостью энергий ns- и n — 1 d-уровней и стабильностью наполовину и полностью заполненных уровней. Образование катионов d-элементов связано с потерей прежде всего внеших ns- и только затем n — 1 d-электронов. Например: Дальше в четвертом периоде после десяти d-элементов появляются p-элементы от Ga 4 s 24 p 1 до Kr 4 s 24 p 6. Пятый период повторяет четвертый — в нем также 18 элементов, и 4 d-элементы, как и 3 d образуют вставную декаду 4 d 1—105 s 0—2. В шестом периоде после лантана 5 d 16 s 2 — аналога скандия иттрия следуют 14 4 f-элементов — лантаноидов. Свойства этих элементов очень близки, поскольку идет заполнение глубоколежащего n — 2 f-подуровня. Общая формула лантаноидов 4 f 2—145 d 0—16 s 2. Ионы 4f-элементов образуются следующим образом: После 4 f-элементов заполняются 5 d- и 6 p-орбитали. Седьмой период отчасти повторяет шестой. Их общая формула 5 f 2—146 d 0—17 s 2. Далее следуют еще 6 искусственно полученных 6 d-элементов незавершенного седьмого периода. Организация груповых и комбинированных туров.

Все эти элементы формально входят в состав третьей группы и идут после химических элементов лантана номер 57 и актиния номер 89. Для этого из 8 максимального числа групп надо вычесть номер группы, в которой находится элемент.

добавлено 10 комментария(ев)