Реферат: Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Скачать бесплатно и без регистрации

Точно так же блестяще
подтвердились предсказанные Д. И. Менделеевым свойства “эка-алюминия”
(элемент галлий Ga, открыт в 1875 году) и “эка-бора” (открытый в 1879
году элемент скандий Sc).

После этого ученым всего
мира стало ясно, что Периодическая таблица Д. И. Менделеева не просто
систематизирует элементы, а является графическим выражением фундаментального
закона природы – Периодического закона.

2. Структура Периодической системы

На основе Периодического
закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов,
которая состояла из 7 периодов и 8 групп (короткопериодный вариант таблицы). В
настоящее время чаще используется длиннопериодный вариант Периодической системы
(7 периодов, 8 групп, отдельно показаны элементы – лантаноиды и актиноиды).

Периоды – это горизонтальные ряды таблицы,
они подразделяются на малые и большие. В малых периодах находится 2 элемента
(1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды), в больших периодах – 18
элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Каждый период
начинается с типичного металла, а заканчивается неметаллом
(галогеном) и благородным газом.

Группы – это вертикальные
последовательности элементов, они нумеруется римской цифрой от I до VIII и
русскими буквами А и Б. Короткопериодный вариант Периодической системы включал подгруппы
элементов (главную и побочную).

Подгруппа – это совокупность элементов,
являющихся безусловными химическими аналогами; часто элементы подгруппы
обладают высшей степенью окисления, отвечающей номеру группы.

В А-группах химические
свойства элементов могут меняться в широком диапазоне от неметаллических к металлическим
(например, в главной подгруппе V группы азот – неметалл, а висмут
– металл).

В Периодической системе
типичные металлы расположены в IА группе (Li-Fr), IIА (Mg-Ra) и IIIА (In, Tl).
Неметаллы расположены в группах VIIА (F-Al), VIА (O-Te), VА (N-As), IVА (C, Si)
и IIIА (B). Некоторые элементы А-групп (бериллий Ве, алюминий Al,
германий Ge, сурьма Sb, полоний Po и другие), а также
многие элементы Б-групп проявляют и металлические, и неметаллические
свойства (явление амфотерности).

Для некоторых групп применяют
групповые названия: IА (Li-Fr) – щелочные металлы, IIА (Ca-Ra) – щелочноземельные
металлы, VIА (O-Po) – халькогены, VIIА (F-At) – галогены,
VIIIА (He-Rn) – благородные газы. Форма Периодической системы, которую
предложил Д.И. Менделеева, называлась короткопериодной или классической.
В настоящее время больше используется другая форма Периодической системы – длиннопериодная.

Периодический
закон Д.И. Менделеева и Периодическая система химических элементов стали
основой современной химии. Относительные атомные массы приведены по
Международной таблице 1983 года. Для элементов 104-108 в квадратных скобках
приведены массовые числа наиболее долгоживущих изотопов. Названия и символы
элементов, приведенные в круглых скобках, не являются общепринятыми.

III. Периодический закон и строение
атома

1. Основные сведения строения атомов

В конце XIX – начале XX
века физики доказали, что атом является сложной частицей и состоит из
более простых (элементарных) частиц. Были обнаружены:

·  
катодные лучи (английский физик Дж. Дж.Томсон, 1897 г.),частицы которых получили название электроныe⁻ (несут
единичный отрицательный заряд);

·  
естественная
радиоактивность
элементов (французские ученые – радиохимики А. Беккерель и М. Склодовская-Кюри,
физик Пьер Кюри, 1896 г.) и существование б-частиц (ядер гелия⁴He² );

·  
наличие в центре
атома положительно заряженного ядра (английский физик и радиохимик Э.
Резерфорд, 1911 г.);

·  
искусственное
превращение одного элемента в другой, например азота в кислород (Э. Резерфорд, 1919 г.). Из ядра атома одного элемента (азота – в опыте Резерфорда) при соударении с б-частицей
образовывалось ядро атома другого элемента (кислорода) и новая частица, несущая
единичный положительный заряд и названная протоном (p ,
ядро ¹H)

В результате проведенных
исследований было установлено, что в атоме каждого элемента (кроме ₁H)
присутствуют протоны, нейтроны и электроны, причем протоны
и нейтроны сосредоточены в ядре атома, а электроны – на его
периферии (в электронной оболочке).

Число протонов в ядре равно числу электронов
в оболочке атома и отвечает порядковому номеру этого элемента в
Периодической системе.

Электронная
оболочка атома представляет собой сложную систему. Она делится на подоболочки с
разной энергией (энергетические уровни); уровни, в свою очередь,
подразделяются на подуровни, а подуровни включают атомные орбитали,
которые могут различаться формой и размерами (обозначаются буквами s, p,
d, f и др.).

Итак, главной
характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного
заряда ядра. Это более общая и точная характеристика атома, а значит, и
элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства
элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый
номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома.
Периодическая система элементов является графическим изображением
периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория
строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание
положительного заряда атомных ядер от 1 до 110 приводит к периодическому
повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А
поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства
элементов, то и они периодически повторяются. В этом физический смысл
периодического закона.

Каждый период в периодической системе начинается элементами, атомы
которых на внешнем уровне имеют один s-электрон (незавершенные внешние уровни)
и потому проявляют сходные свойства — легко отдают валентные электроны, что
обуславливает их металлический характер. Это щелочные металлы — Li, Na, К, Rb,
Cs.

Заканчивается
период элементами, атомы которых на внешнем уровне содержат 2(s²)
электрона (в первом периоде) или 8 (s²p⁶) электронов (во
всех последующих), то есть имеют завершенный внешний уровень. Это благородные
газы Не, Ne, Аr, Кr, Хе, имеющие инертные свойства.

Именно
вследствие сходства строения внешнего энергетического уровня похожи их
физические и химические свойства. В каждом периоде с возрастанием порядкового
номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают
неметаллические, заканчивается период инертным газом.

В свете
учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов,
сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических
уровней атома, то есть положение элементов в Периодической системе обусловлено
строением их атомов. В зависимости от того, какой подуровень заполняется
электронами, все элементы делят на четыре типа

s-элементы.
Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ — s²). Сюда
относятся первые два элемента каждого периода.

р-элементы.
Заполняется p-подуровень внешнего уровня (p¹ — p⁶)- Сюда
относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

d-элементы.
Заполняется d-подуровень последнего уровня (d¹ — d¹⁰), а
на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся
элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между
s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

f-элементы.
Заполняется f-подуровень глубинного (треть­его снаружи) уровня (s¹ —
s²), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным.
Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

Таким
образом, число элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует максимально
возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на
первом — два, на втором — восемь, на третьем — восемнадцать, а на четвертом —
тридцать два электрона.

Деление групп
на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами
энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и р-элементы, а
побочную подгруппу — d и f-элементы. Например в IV группу Периодической системы
элементов входят следующие элементы:

Итак, в
каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение
внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп
содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы.
Это так называемые валентные электроны.

У элементов
побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и
предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в
свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда
следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые
могут участвовать в образовании химических связей. В этом физический смысл
номера группы.

С позиций
теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств
элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например,
распределение электронов по уровням в атомах ₉F (1s² 2s² 2р⁵) и ₅₃J (1s² 2s² 2р⁶
3s² 3р⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰
5s² 5p⁵) можно отметить, что у них по 7 электронов на
внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в
атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой
причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять
металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак,
строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение
свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются
металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение
свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера
усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким
образом, по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов
периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной
периодического изменения их свойств.

2.
Изменение в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы

Формулировка
закона, данная Д.И. Менделеевым, не могла быть точной и полной с современной
точки зрения так как она соответствовала состоянию науки на тот период времени,
когда не было известно строение атома. Поэтому новые научные открытия вступили
с ней в противоречие. Так были открыты изотопы.

Изотопы
– разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие
одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа. Сумму чисел протонов и
нейтронов в ядре атома называют массовым числом обозначают буквой А.
Следовательно, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся
одинаковым зарядом ядра, то есть содержащих одинаковое число протонов.

3.Строение
электронных оболочек атомов

Заполнение атомных
орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом
Паули и правилом Хунда.

Электроны
заполняют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом
состоит правило минимума энергии. Последовательность в нарастании
энергии подуровней акова: 1s < 2s < 2p < 3s
< 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и
так далее …

Согласно
расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может
находиться в любой части околоядерного пространства-т.е. можно говорить лишь о
вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.

Электроны
в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с
минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.

В случае s-орбитали
электронное облако сферическое:

В случае p-орбиталей
форма электронного облака гантелеобразная

Внутри атомных орбиталей
вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая
электронная плотность. Пространство вне объема орбиталей соответствует
малой электронной плотности.

В каждой атомной орбитали
может размещаться максимально два электрона (принцип Паули).

При наличии орбиталей с
одинаковой энергией (например, трех р-орбиталей одного подуровня) каждая
орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р-подуровне
не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с
образованием электронных пар (правило Хунда).

Для изображения
электронной конфигурации атома нужно распределить его электроны по подуровням
так, чтобы каждой атомной орбитали соответствовала одна квантовая ячейка, и в
соответствии с тремя указанными правилами заселения

Электронные конфигурации атомов

Электронные конфигурации
атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:

Из рассмотрения
электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s– и p–
подуровни (s²p⁶). Такие конфигурации обладают повышенной
устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных
газов.

В атомах остальных
элементов внешние s– и p– подуровни – незавершенные,
например у хлора: ₁₇Cl = [₁₀Ne] 3s² 3p⁵.
Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными,
поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между
атомами.

f-Элементы. Открытие
новых элементов. Ядерные реакции.

Итак, с увеличением
атомного номера неизбежно наступает момент, когда у элементов начинают
заполняться f-орбитали. Это происходит после заполнения 6s-орбиталей – сразу
после элемента ₅₆Ba с валентной оболочкой …6s².

Поскольку при заполнении
семи f-орбиталей образуется целых 14 элементов, то как в форме Периодической
таблицы f-элементы вынесены отдельными строчками внизу. В нижней части любой
таблицы одна строчка из f-элементов “лантаноидов” (по имени элемента лантана
La, открывающего ряд f-элементов) и строчка из f-элементов “актиноидов” (по
имени элемента актиния Ac). У лантаноидов постепенно заполняются 4f-орбитали, у
актиноидов – 5f-орбитали.

Клеточки с f-элементами в
Периодической таблице обычно окрашены в зеленый цвет. Для удобства не только в
короткой, но даже в длинной форме Периодической таблицы f-элементы вынесены за
ее пределы – иначе вся таблица еще сильнее “вытянулась” бы в ширину.

Итак, f-элементами являются
14 лантаноидов и 14 актиноидов.

У лантаноидов заполняются
“глубинные” 4f-орбитали третьего снаружи уровня. На внешнем
6s-подуровне все они имеют по 2 электрона (…6s²) и обладают очень
похожими химическими свойствами. Лантаноиды – активные металлы, все они
реагируют с водой с образованием элементарного водорода и гидроксида металла.
Их преимущественная степень окисления 3.

Из-за похожести
химических свойств многие лантаноиды долго не удавалось выделить в чистом виде.
Кроме того, в природных минералах они встречаются редко и в небольших
количествах. Отсюда еще одно общее название лантаноидов – редкоземельные
элементы.

Актиноиды меньше похожи
друг на друга по своим химическим свойствам. Их исследование очень затруднено
из-за неустойчивости (радиоактивности) атомов этих элементов. Кстати, у первого
члена ряда актиноидов – элемента актиния (₈₉Ac) наблюдается
аналогичный “проскок” 5f¹-электрона на 6d¹! Это, как мы
уже знаем, связано с требованием минимизации энергии атома данного элемента
(хотя, повторим, здесь не все еще понятно), но никак не меняет общих
закономерностей Периодической таблицы.

Заполнение 5f-оболочек у
актиноидов заканчивается на элементе 103 (Lr, лоуренсий). Здесь в Периодической
таблице расположены элементы с уже очень “тяжелыми” и поэтому
неустойчивыми ядрами.

Последний из “тяжелых”
элементов, еще существующих в природе – это уран (₉₂U). Уран
радиоактивен, то есть постепенно распадается с образованием ядер других
элементов. Однако скорость этого распада все же не так велика, чтобы весь уран
на Земле успел исчезнуть. Все элементы с более тяжелыми ядрами давно распались
и сегодня в минералах их найти невозможно. Такие элементы получают только
искусственным путем – синтезом их атомов из ядер более легких элементов с
помощью ядерных реакций.

Сначала атомы одного из
исходных элементов превращают в ионы – чтобы они приобрели заряд и могли быть
разогнаны до высоких скоростей на специальных сложных приборах – ускорителях.
Затем разогнанными на ускорителе ядрами бомбардируют мишень из атомов другого
элемента. При высоких энергиях ионных пучков на таких ионных ускорителях
удается добиться слияния двух ядер в новое ядро с зарядом, равным сумме зарядов
двух ядер.

Существуют три признанных
во всем мире исследовательских центра по синтезу тяжелых элементов: в Дубне
(Россия), в Беркли (США) и в Дармштадте (Германия). Все элементы, начиная с
93-го (нептуний) и до 109-го (майтнерий) были получены именно в этих
лабораториях.

Открытие новых элементов
сегодня – чрезвычайно сложный и долгий процесс. Атомы искусственных элементов
живут очень недолго – порядка секунд для элементов с Z = 101-103, а при
дальнейшем “утяжелении” ядер время жизни атомов катастрофически уменьшается. Из
миллиардов образующихся ядер нового элемента удается зафиксировать и распознать
лишь одно.

В качестве примера
рассмотрим сравнительно недавние работы по синтезу 110-го элемента (еще не
имеющего названия). Для синтеза ядер этого элемента в лаборатории Дармштадта на
мощном ионном ускорителе мишень из свинца-208 (изотопа свинца ₈₂Pb с
массовым числом A = (Z N) = 208) облучалась ядрами никеля-62 (изотопа никеля ₂₈Ni
с массовым числом 62). Это приводило к образованию ядер 110-го элемента с
числом протонов (82 28) = 110 и с числом нейтронов – 159. Схематично ядерную
реакцию, использованную в Дармштадте, можно записать так:

₈₂Pb ₂₈Ni ® ₁₁₀Элемент (изотоп с
массовым числом 269).

В Дубне для синтеза
110-го элемента использовали мишень из плутония-244, которая облучалась ядрами
серы-34. Этот эксперимент проводился на ускорителе в Дубне совместно с
Ливерморской лабораторией (США), которая изготовила для эксперимента
плутониевую мишень высокого качества. Было зарегистрировано несколько атомов
110-го элемента с числом нейтронов 163. Ядерная реакция в этом случае выглядит
так:

₉₄Pu ₁₆S ® ₁₁₀Элемент (изотоп с
массовым числом 273).

Новый элемент не
считается открытым до тех пор, пока одна группа исследователей не получит
надежных результатов по исследованию его атомов и пока другая (независимая)
группа ученых не подтвердит эти результаты. Поэтому дальние клеточки
Периодической таблицы заполняются очень медленно.

Есть и другая проблема –
как называть вновь открытые элементы? По традиции исследователи, впервые
получившие новый элемент, могут предлагать его название. Поэтому каждая группа
физиков давала свои названия вновь открытым химическим элементам. По этому
поводу было много споров.

Дело
в том, что Периодический закон и Периодическая таблица Д. И. Менделеева
являются общемировым достоянием и названия новых элементов, остающиеся в них
навечно, могут закрепиться лишь при единодушном согласии ученых всего мира. В
тех случаях, когда открытие нового элемента еще не подтверждено, либо название
не утвердилось окончательно, используются “временные” названия, связанные с
атомным номером элемента. Например, элемент 104 был получен советскими физиками
в 1964 году и получил название “курчатовий” (Ku) в честь русского физика И. В.
Курчатова. В 1969 году этот же элемент воспроизвели в своих опытах американские
исследователи и предложили для него название “резерфордий” (Rf) в честь
английского физика Э. Резерфорда. До тех пор, пока вопрос о названии 104-го
элемента не был решен окончательно, во многих изданиях Периодической таблицы он
назывался “унилквандий” и обозначался символом Unq. Здесь “ун” означает 1, “нил”
– 0 и “квад” – 4. Точно так же элемент 105 назывался “унилпентий” (Unp),
элемент 106 – “унилгексий” (Unh) и так далее.

В
1987 году Международные союзы чистой и прикладной химии (IUPAC) и физики
(IUPAP) создали совместную международную комиссию, которая рассмотрела вопрос о
приоритете в открытии новых элементов и сделала предложения относительно их
наименований. А в январе 1997 г. специальный комитет IUPAC обнародовал решение
по названиям элементов № 104–109. Вероятно, эти названия утвердятся уже
окончательно:

– элемент 104 назван
резерфордием (Rf) – в честь английского физика Эрнста Резерфорда, внесшего
огромный вклад в установление строения атома;

– элемент 105 назван дубнием
(Db) – в честь города в России, где был открыт этот и многие другие новые
элементы.

– элемент 106 назван сиборгием
(Sg) – в честь американского физика и радиохимика Гленна Сиборга,
участвовавшего в выделении и синтезе многих новых элементов – плутония,
нептуния, кюрия, америция, берклия, калифорния, эйнштейния, фермия, менделевия;
сделавшего множество других важнейших работ по физике и химии тяжелых
элементов;

– элемент 107 назван борием
(Bh)– в честь знаменитого датского физика Нильса Бора. Кстати,
неправы те, кто думает, что в честь Нильса Бора уже назван элемент бор. Этот
элемент был открыт и назван химиками Гей-Люссаком и Тенаром еще в 1808 году;

– элемент 108 назван хассием
(Hs) – в честь земли Гессен в Германии, где находится крупнейший
научно-исследовательский центр по синтезу и изучению новых элементов;

– элемент 109 назван майтнерием
(Mt) – в честь австрийской исследовательницы (физика и радиохимика) Лизе
Майтнер, которая вместе с О. Ганом открыла элемент протактиний и сделала много
других важнейших работ, способствовавших установлению строения атома.

Элементы 110-112 пока не считаются официально открытыми, хотя
ждать этого, видимо, осталось недолго. Уже полным ходом идут работы по синтезу
более тяжелых элементов, вплоть до 114-го, который, по некоторым данным, может
оказаться гораздо стабильнее, чем его более “легкие” предшественники. Если это
необычное свойство 114-го элемента подтвердится в опыте, физики и химики
откроют новую страницу в изучении сверхтяжелых элементов.