Химия, полный курс для 11 класса

Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева

Современная формулировка Периодического закона

Историческая формулировка Периодического закона, данная Д.И. Менделеевым, гласила: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов». Однако последующие научные открытия, особенно в области строения атома, показали, что в основе этой периодичности лежит более фундаментальная величина.

Было обнаружено, что в Периодической системе есть элементы, расположение которых не подчиняется принципу возрастания атомных масс. Например, аргон (атомная масса 39,95) стоит перед калием (атомная масса 39,10). Это кажущееся нарушение было блестяще объяснено с установлением физического смысла порядкового номера элемента.

Современная формулировка Периодического закона звучит так:
Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в Периодической системе. Таким образом, именно заряд ядра, а не атомная масса, является той основной характеристикой, которая определяет периодическое изменение свойств элементов.

Строение атома: ядро и электронная оболочка. Изотопы

Атом — это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

1. Ядро атома находится в центре атома и состоит из двух видов нуклонов:

   • Протоны (p⁺) — имеют положительный заряд (+1) и относительную массу, приблизительно равную 1.

   • Нейтроны (n⁰) — не несут электрического заряда (заряд 0) и имеют относительную массу, приблизительно равную 1.

   Масса атома практически полностью сосредоточена в его ядре.

2. Электроны (е⁻) — это отрицательно заряженные частицы (заряд -1), масса которых ничтожно мала. Они движутся вокруг ядра, образуя электронную оболочку атома.

Для атома справедливы следующие соотношения:

• Заряд ядра (Z) = Число протонов = Порядковый номер элемента.

• Число электронов = Числу протонов (так как атом электронейтрален).

• Массовое число (A) = Число протонов (Z) + Число нейтронов (N).

Изотопы — это разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов), но разное массовое число (разное число нейтронов).

Например, у водорода существуют три изотопа:

• ${}_1^{1}H$ — протий (1 протон, 0 нейтронов)

• ${}_1^{2}H$ — дейтерий (1 протон, 1 нейтрон)

• ${}_1^{3}H$ — тритий (1 протон, 2 нейтрона)

Изотопы имеют одинаковое строение электронных оболочек, поэтому их химические свойства практически identical.

Электронные конфигурации атомов элементов 1-4 периодов

Электроны в атоме располагаются на энергетических уровнях (слоях), которые, в свою очередь, подразделяются на подуровни. Подуровни обозначаются буквами: *s*, *p*, *d*, *f*.

Распределение электронов по уровням и подуровням подчиняется трем основным принципам:

1. Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют орбитали в порядке возрастания их энергии (1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p...).

2. Принцип Паули: на одной орбитали может находиться не более двух электронов, и их спины должны быть противоположны.

3. Правило Хунда: в пределах подуровня электроны стремятся занять максимальное число свободных орбиталей по одному, и только затем спариваются.

Запись распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням называется электронной конфигурацией.

Рассмотрим электронные конфигурации для некоторых элементов малых периодов:

• Водород (H, Z=1): $1s^1$

• Гелий (He, Z=2): $1s^2$

• Литий (Li, Z=3): $1s^{2}2s^1$

• Углерод (C, Z=6): $1s^{2}2s^{2}2p^2$
  

• Неон (Ne, Z=10): $1s^{2}2s^{2}2p^6$
  

• Натрий (Na, Z=11): $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$ или $[Ne]3s^1$
  

• Аргон (Ar, Z=18): $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^6$ или $[Ne]3s^{2}3p^6$

• Калий (K, Z=19): $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^1$ или $[Ar]4s^1$
  

• Кальций (Ca, Z=20): $[Ar]4s^2$
  

Особенности заполнения d-подуровня:
У элементов, таких как хром (Cr, Z=24) и медь (Cu, Z=29), наблюдается «провал» электрона с *s*- на *d*-подуровень для достижения более устойчивого состояния:

• Хром: $[Ar]4s^{1}3d^5$ (а не $4s^{2}3d^4$)

• Медь: $[Ar]4s^{1}3d^{10}$ (а не $4s^{2}3d^9$)

Причины периодичности свойств элементов

Периодическое изменение свойств химических элементов объясняется периодическим повторением строения внешних электронных оболочек их атомов.

С увеличением заряда ядра число энергетических уровней в атоме растет, однако строение внешнего энергетического уровня изменяется периодически.

• Каждый новый период начинается с элемента, у которого на внешнем уровне появляется первый электрон (*s*-элемент щелочного металла).

• По мере движения слева направо по периоду заряд ядра увеличивается, число электронов на внешнем уровне последовательно возрастает от 1 до 8.

• Период заканчивается элементом с полностью завершенным, устойчивым внешним электронным слоем (благородный газ).

Эта закономерность приводит к периодическому повторению свойств:

• Щелочные металлы (Li, Na, K) имеют на внешнем уровне один *s*-электрон (конфигурация $n{s}^1$), что обусловливает их сильные восстановительные свойства и степень окисления +1.

• Галогены (F, Cl, Br) имеют на внешнем уровне семь электронов (конфигурация $n{s}^{2}n{p}^5$), поэтому они легко принимают один электрон, проявляя окислительные свойства и степень окисления -1.

• Благородные газы (He, Ne, Ar) имеют полностью завершенный внешний электронный слой ( $n{s}^{2}n{p}^6$, кроме гелия $1s^2$ ), что объясняет их исключительную химическую инертность.

Таким образом, периодичность в изменении свойств элементов и их соединений есть следствие периодического повторения электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атомов по мере увеличения заряда их ядер.