Do trenutka kada je periodični zakon otkriven, bila su poznata 63 hemijska elementa i opisana su svojstva njihovih različitih jedinjenja.

Radovi prethodnika D.I. Mendeljejev:

1. Berzeliusova klasifikacija, koja danas nije izgubila na važnosti (metali, nemetali)

2. Döbereiner trijade (npr. litijum, natrijum, kalijum)

4. Shankurtur spiralna os

5. Meyerova kriva

Učešće D.I. Mendeljejev na Međunarodnom kemijskom kongresu u Karslruheu (1860.), gdje su utemeljene ideje atomizma i koncept “atomske” težine, koja je danas poznata kao “relativna atomska masa”.

Lične kvalitete velikog ruskog naučnika D.I. Mendeljejev.

Briljantni ruski hemičar odlikovao se svojim enciklopedijskim znanjem i skrupuloznošću hemijski eksperiment, najveća naučna intuicija, povjerenje u istinitost svog stava i otuda neustrašivi rizik u odbrani ove istine. DI. Mendeljejev je bio veliki i divan građanin ruske zemlje.

D.I. Mendeljejev je rasporedio sve njemu poznate hemijske elemente u dugi lanac prema rastućim atomskim težinama i zabeležio segmente u njemu - periode u kojima su se svojstva elemenata i supstanci formiranih od njih menjala na sličan način, i to:

1). Oslabljena metalna svojstva;

2) Poboljšana su nemetalna svojstva;

3) Oksidacijsko stanje u viši oksidi povećan sa +1 na +7(+8);

4). Stepen oksidacije elemenata u hidroksidima, čvrstim solima sličnim jedinjenjima metala sa vodonikom se povećao sa +1 na +3, a zatim u isparljivim jedinjenja vodonika od -4 do -1;

5) Oksidi od bazičnih do amfoternih zamenjeni su kiselim;

6) Hidroksidi iz alkalija, preko amfoternih, zamijenjeni su kiselinama.

Zaključak njegovog rada bila je prva formulacija periodičnog zakona (1. marta 1869.): svojstva hemijski elementi a supstance koje od njih formiraju periodično zavise od njihove relativne atomske mase.

Periodični zakon i strukturu atoma.

Formulacija periodičnog zakona koju je dao Mendeljejev bila je netačna i nepotpuna, jer odražavalo je stanje nauke u vrijeme kada složena struktura atoma još nije bila poznata. Stoga moderna formulacija periodičnog zakona zvuči drugačije: svojstva kemijskih elemenata i tvari koje oni formiraju periodično zavise od naboja njihovih atomskih jezgara.

Periodni sistem i struktura atoma.

Periodični sistem je grafički prikaz periodnog zakona.

Svaka oznaka u periodičnoj tablici odražava neku osobinu ili obrazac u strukturi atoma elemenata:

Fizičko značenje broj elementa, perioda, grupe;

Razlozi za promjene svojstava elemenata i tvari koje oni formiraju horizontalno (u periodima) i vertikalno (u grupama).

U istom periodu metalna svojstva slabe, a nemetalna se povećavaju, jer:

1) Povećavaju se naboji atomskih jezgara;

2) Povećava se broj elektrona na spoljašnjem nivou;

3) broj energetskih nivoa je konstantan;

4) Radijus atoma se smanjuje

Unutar iste grupe (u glavnoj podgrupi) metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna slabiju, jer:

1). Povećavaju se naboji atomskih jezgara;

2). Broj elektrona na vanjskom nivou je konstantan;

3). Povećava se broj energetskih nivoa;

4). Radijus atoma se povećava

Kao rezultat toga, data je uzročno-posledična formulacija periodičnog zakona: svojstva hemijskih elemenata i supstanci koje oni formiraju periodično zavise od promena u spoljašnjim elektronskim strukturama njihovih atoma.

Značenje periodnog zakona i periodnog sistema:

1. Dozvolio nam je da uspostavimo odnos između elemenata i kombinujemo ih po svojstvima;

2. Rasporediti hemijske elemente u prirodni redosled;

3. Otkriti periodičnost, tj. ponovljivost opštih svojstava pojedinih elemenata i njihovih spojeva;

4. Ispraviti i pojasniti relativne atomske mase pojedinih elemenata (za berilijum od 13 do 9);

5. Ispraviti i pojasniti oksidaciona stanja pojedinih elemenata (berilij +3 do +2)

6. Predvidjeti i opisati svojstva, ukazati na put do otkrića još neotkrivenih elemenata (skandij, galij, germanij)

Koristeći tabelu, upoređujemo dvije vodeće teorije kemije.

Filozofski temelji zajednice	Periodični zakon D.I.Mendeljejeva	Teorija organska jedinjenja A.M. Butlerov
1. 1. Vrijeme otvaranja	1869	1861
II. Preduvjeti. 1. Akumulacija činjeničnog materijala 2. 2. Rad prethodnika 3. Kongres hemičara u Karlsruheu (1860.) 4. Lične kvalitete.	Do trenutka kada je periodični zakon otkriven, bila su poznata 63 hemijska elementa i opisana su svojstva njihovih brojnih jedinjenja.	Poznato je mnogo desetina i stotina hiljada organskih jedinjenja koja se sastoje od samo nekoliko elemenata: ugljenika, vodonika, kiseonika i, ređe, azota, fosfora i sumpora.
- J. Berzelius (metali i nemetali) - I.V. Debereiner (trijade) - D.A.R	- J. Bercellius, J. Liebig, J. Dumas (teorija radikala); -J. Dumas, C. Gerard, O. Laurent (teorija tipova); - J. Berzelius je uveo termin „izomerizam” u praksu; -F.Vehler, N.N. Zinin, M. Berthelot, sam A. Butlerov (sinteze organska materija, kolaps vitalizma); -F.A.Kukule (struktura benzena)
DI. Mendeljejev je bio prisutan kao posmatrač	A.M. Butlerov nije učestvovao, ali je aktivno proučavao materijale kongresa. Međutim, učestvovao je na kongresu lekara i prirodnih naučnika u Špajeru (1861), gde je napravio izveštaj „O građi organskih tela”.
Oba autora od ostalih hemičara razlikovala su: enciklopedijska priroda hemijskog znanja, sposobnost analize i generalizacije činjenica, naučno predviđanje, ruski mentalitet i ruski patriotizam.
III. Uloga prakse u razvoju teorije	DI. Mendeljejev predviđa i ukazuje na put do otkrića galija, skandijuma i germanijuma, još nepoznatih nauci	A.M. Butlerov predviđa i objašnjava izomeriju mnogih organskih jedinjenja. On sam izvodi mnoge sinteze.

Testirajte na temu

Periodični zakon i periodni sistem elementi D.I. Mendeljejev

1. Kako se mijenjaju radijusi atoma u periodu:

2. Kako se mijenjaju radijusi atoma u glavnim podgrupama:

a) povećati b) smanjiti c) ne promijeniti

3. Kako odrediti broj energetskih nivoa u atomu elementa:

a) po serijskom broju elementa b) po broju grupe

c) prema broju reda d) prema broju perioda

4. Kako je mjesto hemijskog elementa u periodnom sistemu odredio D.I. Mendeljejev:

a) broj elektrona u vanjskom nivou b) broj neutrona u jezgru

c) naboj atomskog jezgra d) atomska masa

5. Koliko energetskih nivoa ima atom skandijuma: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4

6. Šta određuje svojstva hemijskih elemenata:

a) vrijednost relativne atomske mase b) broj elektrona u vanjskom sloju

c) naboj atomskog jezgra d) broj valentnih elektrona

7. Kako se hemijska svojstva elemenata mijenjaju tokom perioda:

a) pojačavaju se metalne b) pojačavaju se nemetalne

c) ne mijenjaju se d) nemetalni oslabe

8. Odredite vodeći element dug period periodni sistem elemenata: a) Cu (br. 29) b) Ag (br. 47) c) Rb (br. 37) d) Au (br. 79)

9. Koji element ima najizraženija metalna svojstva:

a) Magnezijum b) Aluminijum c) Silicijum

10. Koji element ima najizraženija nemetalna svojstva:

a) Kiseonik b) Sumpor c) Selen

11. Koji je glavni razlog za promjene svojstava elemenata u periodima:

a) povećanjem atomske mase

b) u postepenom povećanju broja elektrona na vanjskom energetskom nivou

c) povećanjem broja elektrona u atomu

d) povećanjem broja neutrona u jezgru

12. Koji element vodi glavnu podgrupu pete grupe:

a) vanadijum b) azot c) fosfor d) arsen

13. Koliki je broj orbitala na d-podnivou: a)1 b)3 c)7 d)5

14. Kako se razlikuju atomi izotopa istog elementa:

a) broj protona b) broj neutrona c) broj elektrona d) naboj jezgra

15. Šta je orbitala:

a) određeni energetski nivo na kojem se elektron nalazi

b) prostor oko jezgra u kojem se nalazi elektron

c) prostor oko jezgra, gdje je vjerovatnoća pronalaska elektrona najveća

d) putanja duž koje se elektron kreće

16. Na kojoj orbitali elektron ima najveću energiju: a) 1s b) 2s c) 3s d) 2p

17. Odredite koji je element 1s 2 2s 2 2p 1: a) br. 1 b) br. 3 c) br. 5 d) br.

18. Koliki je broj neutrona u atomu +15 31 R a)31 b)16 c)15 d)46

19. Koji element ima strukturu vanjskog elektronskog sloja ...3s 2 p 6:

a) neon b) hlor c) argon d) sumpor

20. Na osnovu elektronske formule odredi koja svojstva ima element 1s 2 2s 2 2p 5:

a) metal b) nemetal c) amfoterni element d) inertni element

21. Koliko je hemijskih elemenata u šestom periodu: a)8 b)18 c)30 d)32

22. Koliki je maseni broj dušika +7 N koji sadrži 8 neutrona:

a)14 b)15 c)16 d)17

23. Element čije atomsko jezgro sadrži 26 protona: a) S b) Cu c) Fe d) Ca

LEKCIJA 5 10. razred(prva godina studija)

Periodični zakon i sistem hemijskih elemenata po planu D.I.Mendeljejeva

1. Istorija otkrića periodičnog zakona i sistema hemijskih elemenata od strane D.I.

2. Periodični zakon kako ga je formulisao D.I.

3. Savremena formulacija periodičnog zakona.

4. Značaj periodičnog zakona i sistema hemijskih elemenata D.I.

5. Periodični sistem hemijskih elemenata je grafički odraz periodnog zakona. Struktura periodnog sistema: periodi, grupe, podgrupe.

6. Zavisnost svojstava hemijskih elemenata o strukturi njihovih atoma.

1. mart (novi stil) 1869. smatra se datumom otkrića jednog od najvažnijih zakona hemije - periodičnog zakona. Sredinom 19. vijeka. Bila su poznata 63 hemijska elementa i postojala je potreba da se klasifikuju. Pokušaji takve klasifikacije činili su mnogi naučnici (W. Odling i J. A. R. Newlands, J. B. A. Dumas i A. E. Chancourtois, I. V. Debereiner i L. Y. Meyer), ali je samo D. I. Mendeljejev uspio uvidjeti određeni obrazac raspoređivanjem elemenata u rastućem redosled njihovih atomskih masa. Ovaj obrazac je periodičan, pa je Mendeljejev formulirao zakon koji je otkrio na sljedeći način: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, periodično zavise od atomske mase elementa.

U sistemu hemijskih elemenata koji je predložio Mendeljejev postojao je niz kontradiktornosti koje sam autor periodičnog zakona nije mogao otkloniti (argon-kalijum, telur-jod, kobalt-nikl). Tek početkom 20. stoljeća, nakon otkrića strukture atoma, objašnjeno je fizičko značenje periodnog zakona i pojavila se njegova moderna formulacija: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, periodično zavise od veličine naboja jezgara njihovih atoma.

Ova formulacija je potvrđena prisustvom izotopa čija su hemijska svojstva ista, iako su atomske mase različite.

Periodični zakon je jedan od osnovnih zakona prirode i najvažniji zakon hemije. Otkrićem ovog zakona počinje savremena faza razvoja hemijske nauke. Iako je fizičko značenje periodnog zakona postalo jasno tek nakon stvaranja teorije atomske strukture, sama se ova teorija razvila na osnovu periodnog zakona i sistema hemijskih elemenata. Zakon pomaže naučnicima da stvore nove hemijske elemente i nova jedinjenja elemenata i dobiju supstance sa željenim svojstvima. Sam Mendeljejev je predvidio postojanje 12 elemenata koji tada još nisu bili otkriveni i odredio njihov položaj u periodnom sistemu. Detaljno je opisao svojstva tri ova elementa, a za života naučnika su ti elementi otkriveni (“ekabor” - galijum, "ekaaluminijum" - skandij, "ekasilicijum" - germanijum). Osim toga, periodični zakon ima veliki filozofski značaj, potvrđujući najopćenitije zakone razvoja prirode.

Grafički odraz periodičnog zakona je Mendeljejevljev periodični sistem hemijskih elemenata. Postoji nekoliko oblika periodnog sistema (kratki, dugi, merdevine (predlaže N. Bohr), spiralni). U Rusiji je kratki oblik najrašireniji. Savremeni periodični sistem sadrži 110 do danas otkrivenih hemijskih elemenata, od kojih svaki zauzima određeno mesto i ima svoj serijski broj i naziv. U tabeli su identifikovani horizontalni redovi – periodi (1–3 – mali, koji se sastoji od jednog reda; 4–6 – veliki, koji se sastoji od dva reda; 7. period – nepotpun). Pored perioda, postoje i vertikalni redovi - grupe, od kojih je svaka podijeljena u dvije podgrupe (glavnu - a i sekundarnu - b). Bočne podgrupe sadrže elemente samo velikih perioda, od kojih svi pokazuju metalna svojstva. Elementi iste podgrupe imaju istu eksternu strukturu elektronske školjke, što određuje njihova slična hemijska svojstva.

Period je niz elemenata (od alkalnog metala do inertnog gasa), čiji atomi imaju isti broj energetskih nivoa jednak broju perioda.

Glavna podgrupa je vertikalni red elemenata čiji atomi imaju isti broj elektrona na svom vanjskom energetskom nivou. Ovaj broj je jednak broju grupe (osim vodonika i helijuma).

Svi elementi u periodnom sistemu podijeljeni su u 4 porodice elektrona ( s-, str-, d-,f-elementi) u zavisnosti od toga koji je podnivo u atomu elementa zadnji popunjen.

Bočna podgrupa- ovo je okomiti red d-elementi sa istim ukupnim brojem elektrona po d-podnivo predspoljnog sloja i s-podnivo vanjskog sloja. Ovaj broj je obično jednak broju grupe.

Najvažnija svojstva hemijskih elemenata su metalnost i nemetaličnost.

Metaličnost je sposobnost atoma hemijskog elementa da odustanu od elektrona. Kvantitativna karakteristika metalnosti je energija jonizacije.

Atomska energija jonizacije je količina energije koja je potrebna za uklanjanje elektrona iz atoma elementa, odnosno za transformaciju atoma u kation. Što je energija ionizacije manja, atom lakše odustaje od elektrona, to su metalna svojstva elementa jača.

Nemetaličnost je sposobnost atoma hemijskog elementa da steknu elektrone. Kvantitativna karakteristika nemetaličnosti je afinitet prema elektronu.

Elektronski afinitet je energija koja se oslobađa kada se elektron veže za neutralni atom, tj. kada se atom transformiše u anion. Što je veći afinitet prema elektronu, to je atom lakše prikačio elektron, a nemetalna svojstva elementa su jača.

Univerzalna karakteristika metalnosti i nemetaličnosti je elektronegativnost (EO) elementa.

EO elementa karakterizira sposobnost njegovih atoma da privlače elektrone, koji učestvuju u formiranju kemijskih veza s drugim atomima u molekuli.

Što je veća metalnost, to je niži EO.

Što je veća nemetaličnost, veći je EO.

Prilikom određivanja relativnih EO vrijednosti na Paulingovoj skali, EO atoma litija se uzima kao jedan (EO(Li) = 1); najelektronegativniji element je fluor (EO(F) = 4).

U kratkim periodima od alkalnog metala do inertnog gasa:

Povećava se naboj atomskih jezgara;

Broj energetskih nivoa se ne menja;

Broj elektrona na vanjskom nivou raste sa 1 na 8;

Radijus atoma se smanjuje;

Jačina veze između elektrona vanjskog sloja i jezgre se povećava;

Povećava se energija jonizacije;

Povećava se afinitet elektrona;

EO se povećava;

Metalnost elemenata se smanjuje;

Povećava se nemetaličnost elemenata.

Sve d-elementi datog perioda su slični po svojim svojstvima - svi su metali, imaju neznatno različite atomske radijuse i EO vrijednosti, budući da sadrže isti broj elektrona na vanjskom nivou (npr. u 4. periodu - osim Cr i Cu).

U glavnim podgrupama od vrha do dna:

Broj energetskih nivoa u atomu se povećava;

Broj elektrona na vanjskom nivou je isti;

Radijus atoma se povećava;

Snaga veze između elektrona vanjskog nivoa i jezgra se smanjuje;

Energija jonizacije se smanjuje;

Smanjuje se afinitet elektrona;

EO se smanjuje;

Povećava se metalnost elemenata;

Smanjuje se nemetaličnost elemenata.

: kako je poznati ruski hemičar N.D. Zelinsky slikovito primijetio, Periodični zakon je bio „otkriće međusobne povezanosti svih atoma u svemiru“.

Priča

Pronalaženje osnove prirodna klasifikacija a sistematizacija hemijskih elemenata počela je mnogo pre otkrića periodičnog zakona. Poteškoće na koje su nailazili prirodnjaci koji su se prvi bavili ovim područjem uzrokovani su nedovoljnim eksperimentalnim podacima: početkom 19. stoljeća broj poznatih kemijskih elemenata bio je mali, a prihvaćene vrijednosti atomskih masa mnogi elementi su bili netačni.

Dobereinerove trijade i prvi sistemi elemenata

Početkom 60-ih godina 19. vijeka pojavilo se nekoliko djela koja su neposredno prethodila Periodičnom zakonu.

Spiral de Chancourtois

Newlands Octave

Newlands Table (1866.)

Ubrzo nakon de Chancourtoisove spirale, engleski naučnik Džon Njulends pokušao je da uporedi hemijska svojstva elemenata sa njihovim atomskim masama. Raspoređujući elemente prema rastu atomske mase, Newlands je primijetio da se sličnosti u svojstvima pojavljuju između svakog osmog elementa. Newlands je pronađeni obrazac nazvao zakonom oktava po analogiji sa sedam intervala muzičke ljestvice. U svojoj tabeli, on je rasporedio hemijske elemente u vertikalne grupe od po sedam elemenata i istovremeno otkrio da su (uz malu promenu u redosledu nekih elemenata) slični u hemijska svojstva elementi se pojavljuju na istoj horizontalnoj liniji.

John Newlands je, naravno, bio prvi koji je dao niz elemenata raspoređenih po rastućim atomskim masama, dodijelio odgovarajući atomski broj hemijskim elementima i uočio sistematski odnos između ovog reda i fizičko-hemijskih svojstava elemenata. Napisao je da se u takvom nizu ponavljaju svojstva elemenata, čije se ekvivalentne težine (mase) razlikuju za 7 jedinica, ili za vrijednost koja je višestruka od 7, tj. kao da osmi element po redu ponavlja svojstva prvog, kao što se u muzici prvo ponavlja osma nota. Newlands je pokušao ovoj zavisnosti, koja se zapravo javlja za svjetlosne elemente, dati univerzalni karakter. U njegovoj tablici slični elementi su bili smješteni u horizontalnim redovima, ali u istom redu često su se nalazili elementi potpuno različitih svojstava. Pored toga, Newlands je bio primoran da u neke ćelije postavi dva elementa; konačno, za stolom nije bilo praznih mjesta; Kao rezultat toga, zakon oktava je prihvaćen s krajnjim skepticizmom.

Odling i Meyer stolovi

Manifestacije periodičnog zakona u odnosu na energiju afiniteta elektrona

Periodičnost energija atoma afiniteta prema elektronu se objašnjava, naravno, istim faktorima koji su već bili uočeni kada se raspravljalo o potencijalima jonizacije (vidi definiciju energije afiniteta elektrona).

Imaju najveći afinitet prema elektronu str-elementi VII grupe. Najmanji afinitet prema elektronu je za atome s konfiguracijom s² ( , , ) i s²p 6 ( , ) ili sa polupunjenim str-orbitale ( , , ):

Manifestacije periodičnog zakona o elektronegativnosti

Strogo govoreći, elementu se ne može pripisati konstantna elektronegativnost. Elektronegativnost atoma zavisi od mnogih faktora, posebno od valentnog stanja atoma, formalnog oksidacionog stanja, koordinacionog broja, prirode liganada koji čine okruženje atoma u molekularnom sistemu i nekih drugih. IN U poslednje vreme sve više se za karakterizaciju elektronegativnosti koristi takozvana orbitalna elektronegativnost, koja ovisi o vrsti atomske orbitale koja je uključena u formiranje veze i o njenoj elektronskoj populaciji, odnosno o tome da li je atomska orbitala zauzeta usamljenim elektronskim parom , pojedinačno zauzet nesparenim elektronom, ili je prazan. Ali, unatoč poznatim poteškoćama u tumačenju i definiranju elektronegativnosti, ona uvijek ostaje neophodna za kvalitativni opis i predviđanje prirode veza u molekularnom sistemu, uključujući energiju veze, elektronsku distribuciju naboja i stepen jonizma, konstantu sile itd.

Važna je periodičnost atomske elektronegativnosti sastavni dio periodični zakon i lako se može objasniti na osnovu nepromjenjive, iako ne sasvim jednoznačne, ovisnosti vrijednosti elektronegativnosti o odgovarajućim vrijednostima energije ionizacije i afiniteta elektrona.

U periodima postoji opšta tendencija povećanja elektronegativnosti, au podgrupama opadanja. Najmanja elektronegativnost je za s-elemente grupe I, najveća za p-elemente grupe VII.

Manifestacije periodičnog zakona u odnosu na atomske i ionske radijuse

Rice. 4 Ovisnost orbitalnih radijusa atoma o atomskom broju elementa.

Periodična priroda promjena u veličini atoma i jona poznata je dugo vremena. Poteškoća je u tome što, zbog talasne prirode elektronskog kretanja, atomi nemaju striktno definisane veličine. Jer direktna definicija Nemoguće je odrediti apsolutne veličine (radijuse) izoliranih atoma, u ovom slučaju se često koriste njihove empirijske vrijednosti. Dobivaju se iz izmjerenih međunuklearnih udaljenosti u kristalima i slobodnim molekulima, dijeleći svaku međunuklearnu udaljenost na dva dijela i izjednačujući jedan od njih sa poluprečnikom prvog (od dva povezana odgovarajućom hemijskom vezom) atoma, a drugi sa poluprečnikom atoma. drugi atom. Ova podjela uzima u obzir različite faktore, uključujući prirodu hemijska veza, oksidaciona stanja dvaju vezanih atoma, priroda koordinacije svakog od njih, itd. Na taj način se dobijaju takozvani metalni, kovalentni, jonski i van der Waalsov radijusi. Van der Waalsove radijuse treba smatrati radijusima nevezanih atoma; nalaze se po međunuklearnim udaljenostima u čvrstom ili tečne supstance, gdje su atomi u neposrednoj blizini jedan drugom (na primjer, atomi u čvrstom argonu ili atomi iz dva susjedna molekula N 2 u čvrstom dušiku), ali nisu međusobno povezani nikakvom kemijskom vezom.

Ali očigledno najbolji opis Efektivna veličina izolovanog atoma je teoretski izračunata pozicija (udaljenost od jezgra) glavnog maksimuma gustine naelektrisanja njegovih spoljašnjih elektrona. Ovo je takozvani orbitalni radijus atoma. Periodičnost u promjeni vrijednosti orbitalnih atomskih radijusa u zavisnosti od atomskog broja elementa očituje se prilično jasno (vidi sliku 4), a glavne tačke ovdje su prisustvo vrlo izraženih maksimuma koji odgovaraju atomima alkalija metali, i isti minimumi koji odgovaraju plemenitim gasovima. Smanjenje vrijednosti orbitalnih atomskih radijusa tokom prijelaza iz alkalnog metala u odgovarajući (najbliži) plemeniti plin je, s izuzetkom - serije, nemonotonične prirode, posebno kada su porodice prijelaznih elemenata (metali) ) i lantanidi ili aktinidi se pojavljuju između alkalnog metala i plemenitog plina. Tokom dugih perioda u porodicama d- I f- elemenata, uočava se manje oštro smanjenje radijusa, jer se punjenje orbitala elektronima događa u pred-vanjskom sloju. U podgrupama elemenata, radijusi atoma i jona istog tipa općenito se povećavaju.

Manifestacije periodičnog zakona u odnosu na energiju atomizacije

Treba naglasiti da oksidaciono stanje elementa, kao formalna karakteristika, ne daje predstavu ni o efektivnom naboju atoma ovog elementa u spoju, ni o valentnosti atoma, iako je oksidaciono stanje često se naziva formalna valencija. Mnogi elementi mogu pokazati ne jedno, već nekoliko različitih oksidacijskih stanja. Na primjer, za hlor su poznata sva oksidaciona stanja od -1 do +7, iako su parna vrlo nestabilna, a za mangan - od +2 do +7. Najveće vrijednosti oksidacijskog stanja se periodično mijenjaju ovisno o atomskom broju elementa, ali je ta periodičnost složena. U najjednostavnijem slučaju, u nizu elemenata od alkalnog metala do plemenitog gasa, najveće oksidaciono stanje raste od +1 (F) do +8 (O4). U drugim slučajevima, najveće oksidaciono stanje plemenitog gasa je manje (+4 F 4) nego kod prethodnog halogena (+7 O 4 −). Stoga, na krivulji periodične ovisnosti najvišeg oksidacijskog stanja od atomskog broja elementa, maksimumi padaju ili na plemeniti plin ili na halogen koji mu prethodi (minimumi uvijek na alkalni metal). Izuzetak je serija -, u kojoj su visoka oksidaciona stanja generalno nepoznata ni za halogen () ni za plemeniti gas (), a srednji član serije, azot, ima najveću vrednost najvećeg oksidacionog stanja; dakle, u seriji - ispada da promjena u najvišem oksidacionom stanju prolazi kroz maksimum. Općenito, povećanje najvišeg oksidacijskog stanja u nizu elemenata od alkalnog metala do halogena ili do plemenitog plina ne događa se monotono, uglavnom zbog ispoljavanja visokih oksidacijskih stanja od strane prijelaznih metala. Na primjer, povećanje najvišeg oksidacijskog stanja u nizu - od +1 do +8 je "komplikovano" činjenicom da su tako visoka oksidacijska stanja kao što su +6 (O 3), +7 (2 O 7), + poznat po molibdenu, tehneciju i rutenijumu 8(O4).

Manifestacije periodičnog zakona u odnosu na oksidativni potencijal

Jedna od veoma važnih karakteristika jednostavne supstance je njen oksidacioni potencijal, koji odražava osnovnu sposobnost jednostavne supstance da interaguje sa vodeni rastvori, kao i redoks svojstva koja ispoljava. Promjena oksidativnih potencijala jednostavne supstance zavisno od serijskog broja elementa, takođe je periodičan. Ali treba imati na umu da na oksidativni potencijal jednostavne tvari utječu različiti faktori, koje ponekad treba razmotriti pojedinačno. Stoga periodičnost promjena oksidacijskih potencijala treba tumačiti vrlo pažljivo.

/Na+(aq)	/Mg 2+ (aq)	/Al 3+ (aq)
2.71V	2.37V	1.66V
/K + (aq)	/Ca 2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2.93V	2.87V	2.08V

Moguće je otkriti neke specifične sekvence u promjenama oksidacijskih potencijala jednostavnih tvari. Konkretno, u nizu metala, tokom prijelaza iz alkalnih u elemente koji slijede, dolazi do smanjenja oksidacijskih potencijala (+ (aq) itd. - hidratizirani kation):

Ovo se lako može objasniti povećanjem energije ionizacije atoma sa povećanjem broja uklonjenih valentnih elektrona. Dakle, na krivulji zavisnosti oksidacionih potencijala jednostavnih supstanci od atomskog broja elementa postoje maksimumi koji odgovaraju alkalnim metalima. Ali to nije jedini razlog za promjene u oksidacijskim potencijalima jednostavnih tvari.

Interna i sekundarna periodičnost

s- I R-elementi

Opći trendovi u prirodi promjena vrijednosti energije jonizacije atoma, energije afiniteta atoma prema elektronu, elektronegativnosti, atomskog i ionskog radijusa, energije atomizacije jednostavnih supstanci, oksidacijskog stanja, oksidacijskih potencijala jednostavnih supstanci u zavisnosti od atoma broj elementa su razmotreni gore. Sa više duboko proučavanje Ovim se trendovima može utvrditi da su obrasci promjena svojstava elemenata u periodima i grupama mnogo složeniji. U prirodi promjena svojstava elemenata tokom perioda manifestuje se unutrašnja periodičnost, au grupi - sekundarna periodičnost (otkrio E.V. Biron 1915. godine).

Dakle, kada se prelazi sa s-elementa grupe I na R-element V Grupa III kriva energije jonizacije atoma i kriva promjena njihovih poluprečnika imaju unutrašnje maksimume i minimume (vidi slike 1, 2, 4).

Ovo ukazuje na interno periodičnu prirodu promjene ovih svojstava tokom perioda. Objašnjenje zapaženih obrazaca može se dati korištenjem koncepta zaštite jezgra.

Zaštitni efekat jezgra je posledica elektrona unutrašnjih slojeva, koji štiteći jezgro, slabe privlačnost spoljašnjeg elektrona prema njemu. Dakle, pri prelasku od berilija 4 do bora 5, uprkos povećanju nuklearnog naboja, energija ionizacije atoma se smanjuje:

Rice. 5 Šema strukture poslednjih nivoa berilija, 9,32 eV (levo) i bora, 8,29 eV (desno)

To se objašnjava činjenicom da je privlačnost jezgri 2p-elektron atoma bora je oslabljen zbog efekta skriniranja 2s-elektroni.

Jasno je da se zaštita jezgre povećava sa povećanjem broja unutrašnjih elektronskih slojeva. Dakle, u podgrupama s- I R-elementima postoji tendencija smanjenja energije jonizacije atoma (vidi sliku 1).

Smanjenje energije ionizacije sa dušika 7 N na kisik 8 O (vidi sliku 1) objašnjava se međusobnim odbijanjem dva elektrona iste orbitale:

Rice. 6 Šema strukture poslednjih nivoa azota 14,53 eV (levo) i kiseonika 13,62 eV (desno)

Efekat skriniranja i međusobnog odbijanja elektrona sa jedne orbitale takođe objašnjava interno periodičnu prirodu promene atomskih radijusa tokom perioda (vidi sliku 4).

Rice. 7 Sekundarna periodična ovisnost radijusa atoma vanjskih p-orbitala od atomskog broja

Rice. 8 Sekundarna periodična zavisnost prve energije jonizacije atoma od atomskog broja

Rice. 9 Radijalna distribucija elektronske gustine u atomu natrijuma

U prirodi promjena u svojstvima s- I R-elementi u podgrupama, sekundarna periodičnost je jasno uočena (slika 7). Da bi se to objasnilo, koristi se ideja o prodoru elektrona u jezgro. Kao što je prikazano na slici 9, elektron bilo koje orbitale se određeno vrijeme nalazi u području blizu jezgra. Drugim riječima, vanjski elektroni prodiru u jezgro kroz slojeve unutrašnjih elektrona. Kao što se može vidjeti sa slike 9, eksterna 3 s-elektron atoma natrijuma ima vrlo značajnu vjerovatnoću da se nalazi u blizini jezgra u području unutrašnjeg TO- I L-elektronski slojevi.

Koncentracija elektronske gustine (stepen penetracije elektrona) na istom glavnom kvantnom broju je najveća za s-elektron, manje - za R-elektron, još manje - za d-elektron, itd. Na primjer, sa n = 3, stepen penetracije opada u nizu 3 s>3str>3d(vidi sliku 10).

Rice. 10 Radijalna raspodjela vjerovatnoće pronalaženja elektrona (gustina elektrona) na udaljenosti r iz jezgra

Jasno je da efekat penetracije povećava snagu veze između vanjskih elektrona i jezgra. Zbog dubljeg prodiranja s-elektroni štite jezgro u većoj mjeri nego R-elektroni, a potonji su jači od d-elektroni itd.

Koristeći ideju prodiranja elektrona u jezgro, razmotrimo prirodu promjene radijusa atoma elemenata u podskupini ugljika. U nizu - - - - postoji opšta tendencija povećanja atomskog radijusa (vidi sliku 4, 7). Međutim, ovo povećanje nije monotono. Kada idete od Si do Ge, eksterno R-elektroni prodiru kroz ekran od deset 3 d-elektrona i time ojačavaju vezu sa jezgrom i sabijaju elektronsku ljusku atoma. Smanjenje veličine 6 str-orbitale Pb u poređenju sa 5 R-orbitalni Sn nastaje zbog penetracije 6 str-elektroni ispod dvostrukog ekrana deset 5 d-elektrona i četrnaest 4 f-elektroni. Ovo takođe objašnjava nemonotoničnost u promeni energije jonizacije atoma u seriji C-Pb i njenu veću vrednost za Pb u poređenju sa atomom Sn (vidi sliku 1).

d-Elementi

U vanjskom sloju atoma d-elementi (sa izuzetkom ) postoje 1-2 elektrona ( ns-država). Preostali valentni elektroni se nalaze u (n-1) d-stanje, tj. u pred-spoljnom sloju.

Ova struktura elektronskih omotača atoma određuje neke opšta svojstva d-elementi. Dakle, njihove atome karakteriziraju relativno niske vrijednosti prve energije ionizacije. Kao što se može vidjeti na slici 1, priroda promjene energije ionizacije atoma tokom perioda u nizu d-elementi su glatkiji nego u nizu s- I str-elementi. Kada se krećete iz d-element grupe III do d-za element grupe II, vrijednosti energije ionizacije se mijenjaju nemonotono. Dakle, u presjeku krive (slika 1) vidljive su dvije oblasti koje odgovaraju energiji jonizacije atoma u kojima se d-orbitale jednog i dva elektrona. Punjenje 3 d-orbitale sa po jednim elektronom na kraju (3d 5 4s 2), što je obilježeno blagim povećanjem relativne stabilnosti 4s 2 konfiguracije zbog prodora 4s 2 elektrona ispod ekrana 3d 5 konfiguracije. Najviša vrijednost energija jonizacije ima (3d 10 4s 2), što je u skladu sa kompletnim kompletiranjem 3 d-podsloj i stabilizacija elektronskog para usled prodora ispod ekrana 3 d 10 - konfiguracije.

U podgrupama d-elementima, vrijednosti energije ionizacije atoma općenito rastu. Ovo se može objasniti efektom prodiranja elektrona u jezgro. Dakle, ako ti d-elementi 4. perioda eksterno 4 s-elektroni prodiru ispod ekrana 3 d-elektroni, tada elementi 6. perioda imaju spoljašnje 6 s-elektroni već prodiru ispod dvostrukog ekrana 5 d- i 4 f-elektroni. Na primjer:

22 Ti…3d 2 4s 2	I = 6,82 eV
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I = 6,84 eV
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I = 7,5 eV

Stoga d-elementi eksternog 6. perioda b s-elektroni su čvršće vezani za jezgro i stoga je energija jonizacije atoma veća od energije d-elementi 4. perioda.

Atomske veličine d-elementi su srednji između atomskih veličina s- I str-elementi datog perioda. Promjena radijusa njihovih atoma tokom perioda je glatkija nego za s- I str-elementi.

U podgrupama d-elementima, atomski radijusi generalno rastu. Važno je napomenuti sljedeću osobinu: povećanje atomskog i ionskog radijusa u podgrupama d-elementi uglavnom odgovara prelazu sa elementa 4. na element 5. perioda. Odgovarajući radijusi atoma d-elementi 5. i 6. perioda ove podgrupe su približno isti. Ovo se objašnjava činjenicom da se povećanje radijusa zbog povećanja broja elektronskih slojeva tokom prijelaza iz 5. u 6. period kompenzira f-kompresija uzrokovana punjenjem elektronima 4 f-podsloj f-elementi 6. perioda. U ovom slučaju f-kompresija se zove lantanid. Sa sličnim elektronskim konfiguracijama vanjskih slojeva i približno istim veličinama atoma i iona za d-elemente 5. i 6. perioda ove podgrupe karakteriše posebna sličnost svojstava.

Elementi podgrupe skandijuma ne poštuju navedene obrasce. Ovu podgrupu karakterišu obrasci karakteristični za susjedne podgrupe s-elementi.

Periodični zakon je osnova hemijske sistematike

vidi takođe

Bilješke

Književnost

1. Ahmetov N. S. Aktuelni problemi kursa neorganska hemija. - M.: Obrazovanje, 1991. - 224 str. - ISBN 5-09-002630-0
2. Korolkov D. V. Osnove neorganske hemije. - M.: Obrazovanje, 1982. - 271 str.
3. Mendeljejev D. I. Osnove hemije, vol. 2. M.: Goskhimizdat, 1947. 389 str.
4. Mendeljejev D.I.// Enciklopedijski rječnik Brockhausa i Efrona: U 86 svezaka (82 sveska i 4 dodatna). - St. Petersburg. , 1890-1907.

Periodični zakon je osnovni zakon koji je formulisao D.I. Mendeljejev 1869.

U formulaciji Dmitrija Ivanoviča Mendeljejeva, periodičnonjegov zakon je zvučao ovako: « Osobine elemenata, oblici i svojstva spojeva koje oni formiraju periodično zavise od vrijednosti njihove atomske mase..» Mendeljejev je povezivao periodične promjene svojstava elemenata sa atomskom masom. Razumijevanje periodičnosti promjena mnogih svojstava omogućilo je Dmitriju Ivanoviču da odredi i opiše svojstva supstanci formiranih od još neotkrivenih hemijskih elemenata, da predvidi prirodne izvore rude, pa čak i njihovu lokaciju.

Kasnija istraživanja su pokazala da svojstva atoma i njihovih spojeva prvenstveno zavise od elektronske strukture atoma. A elektronska struktura određena svojstvima atomsko jezgro . posebno, naboj atomskog jezgra .

Stoga moderna formulacija periodičnog zakona zvuči ovako:

« Osobine elemenata, oblik i svojstva spojeva koje oni formiraju periodično ovise o veličini naboja jezgara njihovih atoma «.

Posljedica periodičnog zakona je promjena svojstava elemenata u određenim populacijama, kao i ponavljanje svojstava kroz periode, tj. kroz određeni broj elemenata. Mendeljejev je takve agregate nazvao periodima.

Razdoblja – Ovo su horizontalni nizovi elemenata sa istim brojem popunjenih elektronskih nivoa. Broj perioda označava broj energetskih nivoa u atomu elementa. Svi periodi (osim prvog) počinju alkalnim metalom (s-elementom) i završavaju se plemenitim gasom.

Grupe – vertikalni stupovi elemenata sa istim brojem valentnih elektrona, jednako broju grupe. Postoje glavne i sekundarne podgrupe. Glavne podgrupe sastoje se od elemenata malih i velikih perioda, čiji se valentni elektroni nalaze na vanjskom n s- i n str— podnivoi.

Periodni sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev

Periodični sistem elemenata D. I. Mendeljejeva sastoji se od sedam perioda koji su horizontalni nizovi elemenata raspoređenih po rastućem naboju njihovog atomskog jezgra.

Svaki period (osim prvog) počinje atomi alkalnih metala(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) i završava plemenitih gasova(Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), kojima prethode tipični nemetali.

U periodima s lijeva na desno, broj elektrona na vanjskom nivou raste.

shodno tome,

U periodima s lijeva na desno, metalna svojstva postepeno slabe, a nemetalna se povećavaju.

IN prvo period postoje dva elementa - vodonik i helijum. U ovom slučaju, vodonik se konvencionalno svrstava u podgrupu IA ili VIIA, jer pokazuje sličnosti i sa alkalnim metalima i sa halogenima. Sviđa mi se alkalni metali, vodonik je redukcijski agens. Darujući jedan elektron, vodonik formira jednostruko nabijeni H+ kation. Kao i halogeni, vodik je nemetal, formira dvoatomsku molekulu H2 i može pokazati oksidirajuća svojstva kada je u interakciji s aktivnim metalima:

2Na + H 2 → 2NaH

IN četvrto U periodu, nakon Ca, nalazi se 10 prelaznih elemenata (od skandijuma Sc do cinka Zn), iza kojih je preostalih 6 glavnih elemenata perioda (od galija Ga do kriptona Kr). Građeno slično peti period. Prijelazni elementi obično se odnosi na bilo koji element sa valentnim d- ili f-elektronima.

Šesto I sedmi periodi imaju umetanja dvostrukih elemenata. Iza elementa Ba nalazi se deset d-elemenata (od lantana La do gadolinijuma Hg), a nakon prvog prelazni element lantan La prati 14 f-elemenata - lantanidi(Se - Lu). Nakon žive Hg ostaje preostalih 6 glavnih p-elemenata šestog perioda (Tl - Rn).

U sedmom (nepotpunom) periodu nakon Ac slijedi 14 f-elemenata- aktinidi(Th - Lr). Nedavno su La i Ac počeli da se klasifikuju kao lantanidi, odnosno aktinidi. Lantanidi i aktinidi se nalaze odvojeno na dnu tabele.

U periodnom sistemu svaki element se nalazi na strogo određenom mestu, koje odgovara njegovom serijski broj .

Elementi u periodnom sistemu su podeljeni na osam grupa (I – VIII), koji se pak dijele na podgrupe — main , ili podgrupe A i strana , ili podgrupa B. Podgrupa VIIIB je posebna, sadrži trijade elementi koji čine porodice gvožđa (Fe, Co, Ni) i metala platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Unutar svake podgrupe, elementi pokazuju slična svojstva i slični su hemijska struktura. naime:

U glavnim podgrupama, od vrha do dna, metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva slabe.

U glavnim podgrupama od vrha do dna povećava se stabilnost spojeva elemenata u najnižem oksidacionom stanju.

U sekundarnim podgrupama je obrnuto: od vrha do dna slabi metalna svojstva i povećava se stabilnost spojeva s najvišim oksidacijskim stanjem.

Ovisno o tome koja je energetska orbitala posljednja ispunjena u atomu, hemijski elementi se mogu podijeliti na s-elemente, p-elemente, d- i f-elemente.

Za atome s-elemenata, s-orbitale na vanjskim energetskim nivoima su popunjene. S-elementi uključuju vodonik i helijum, kao i sve elemente grupe I i II glavnih podgrupa (litijum, berilijum, natrijum, itd.). U p-elementima, elektroni ispunjavaju p-orbitale. To uključuje elemente grupa III-XIII, glavne podgrupe. Za d-elemente, d-orbitale se popunjavaju u skladu s tim. To uključuje elemente sporednih podgrupa.

Koje druge imovine spominje periodični zakon?

Karakteristike atoma kao što su radijus orbite, energija afiniteta elektrona, elektronegativnost, energija jonizacije, oksidaciono stanje, itd. periodično zavise od naelektrisanja jezgra.

Hajde da vidimo kako se menja atomski radijus . Općenito, atomski radijus– koncept je prilično složen i dvosmislen. Razlikovati radijusi atoma metala I kovalentni radijusi nemetala.

Radijus atoma metala jednaka polovini udaljenosti između centara dva susjedna atoma u metalnoj kristalnoj rešetki. Atomski radijus ovisi o vrsti kristalne rešetke tvari, faznom stanju i mnogim drugim svojstvima.

Mi pričamo o tome orbitalni radijusizolovani atom.

Orbitalni radijus je teoretski izračunata udaljenost od jezgra do maksimalne akumulacije vanjskih elektrona.

Orbitalni radijus uvijen prvenstveno na broj energetskih nivoa ispunjenih elektronima.

Što je veći broj energetskih nivoa ispunjenih elektronima, to je veći radijus čestice.

Na primjer , u redu atoma: F – Cl – Br – I povećava se broj ispunjenih energetskih nivoa, pa se povećava i radijus orbite.

Ako je broj ispunjenih energetskih nivoa isti, tada je polumjer određen nabojem jezgra čestice.

Što je nuklearni naboj veći, to je jače privlačenje valentnih elektrona u jezgro.

Što je veće privlačenje valentnih elektrona na jezgro, manji je radijus čestice. dakle:

Što je veći naboj atomskog jezgra (sa istim brojem ispunjenih energetskih nivoa), atomski radijus je manji.

Na primjer , u seriji Li – Be – B – C povećava se broj ispunjenih energetskih nivoa, naboj jezgra, pa se i orbitalni radijus smanjuje.

IN grupe Od vrha do dna, broj energetskih nivoa atoma raste. Što je veći broj energetskih nivoa u atomu, to su elektroni vanjskog energetskog nivoa udaljeniji od jezgra i veći je orbitalni radijus atoma.

U glavnim podgrupama, orbitalni radijus se povećava od vrha do dna.

IN periodi broj energetskih nivoa se ne menja. Ali u periodima s lijeva na desno naboj atomskog jezgra se povećava. Posljedično, u periodima slijeva nadesno orbitalni radijus atoma se smanjuje.

U periodima s lijeva na desno orbitalni radijus atoma se smanjuje.

Hajde da razmotrimo obrasce promene jonski radijusi : katjoni i anjoni.

Kationi – ovo su pozitivno nabijeni joni. Kationi nastaju kada atom odustane od elektrona.

Radijus kationa je manji od polumjera odgovarajućeg atoma. Kako se pozitivni naboj jona povećava, radijus se smanjuje.

Na primjer, radijus Na + jona je manji od polumjera atoma natrija Na:

Anioni – to su negativno nabijeni joni. Anioni nastaju kada atom prihvati elektrone.

Radijus anjona je veći od polumjera odgovarajućeg atoma.

Jonski radijusi također zavise od broja ispunjenih energetskih nivoa u jonu i od naboja jezgra.

Na primjer , Radijus Cl jona je veći od radijusa Cl atoma hlora.

Izoelektronski joni – to su joni sa istim brojem elektrona. Za izoelektronske čestice, radijus je također određen nuklearno punjenje: Što je veći naboj na jezgru jona, manji je poluprečnik.

Na primjer : Na + i F – čestice sadrže 10 elektrona. Ali naboj jezgra natrijuma je +11, a naboj fluora samo +9. Shodno tome, poluprečnik Na + jona je manji od poluprečnika F – jona.

Još jedan vrlo važna imovina atomi - elektronegativnost (EO).

Elektronegativnost – To je sposobnost atoma da pomjeri elektrone drugih atoma prema sebi prilikom formiranja veze. Elektronegativnost se može procijeniti samo približno. Trenutno postoji nekoliko sistema za procjenu relativne elektronegativnosti atoma. Jedan od najčešćih je Paulingova skala.

Prema Paulingu, najelektronegativniji atom je fluor (EO vrijednost≈4). Najmanje elektronegativni atom je franak (EO = 0,7).

U glavnim podgrupama, elektronegativnost se smanjuje od vrha do dna.

U periodima s lijeva na desno, elektronegativnost se povećava.

Periodično pravo D.I. Mendeljejev:Svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva jedinjenjarazlike elemenata periodično zavise odvrijednosti atomskih težina elemenata (svojstva elemenata periodično zavise od naboja atoma njihovih jezgara).

Periodni sistem elemenata. Nizove elemenata unutar kojih se svojstva uzastopno mijenjaju, kao što je niz od osam elemenata od litijuma do neona ili od natrijuma do argona, Mendeljejev je nazvao periodima. Ako ova dva perioda zapišemo jedan ispod drugog tako da je natrijum ispod litijuma, a argon ispod neona, dobićemo sledeći raspored elemenata:

Ovakvim rasporedom, vertikalni stupovi sadrže elemente koji su slični po svojim svojstvima i imaju istu valenciju, na primjer, litijum i natrijum, berilij i magnezijum itd.

Podijelivši sve elemente na periode i smjestivši jedan period pod drugi tako da se elementi slični po svojstvima i vrsti nastalih spojeva nalaze jedan ispod drugog, Mendeljejev je sastavio tablicu koju je nazvao periodični sistem elemenata po grupama i serijama.

Značenje periodnog sistemaMi. Periodični sistem elemenata imao je veliki uticaj na kasniji razvoj hemije. Ne samo da je to bila prva prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je pokazala da oni čine harmoničan sistem i da su međusobno u bliskoj vezi, već je bila i moćno oruđe za dalja istraživanja.

7. Periodične promjene u svojstvima hemijskih elemenata. Atomski i jonski radijusi. Energija jonizacije. Elektronski afinitet. Elektronegativnost.

Ovisnost atomskih radijusa o naboju jezgra atoma Z je periodična. Unutar jednog perioda, kako Z raste, postoji tendencija smanjenja veličine atoma, što se posebno jasno vidi u kratkim periodima

Sa početkom izgradnje novog elektronskog sloja, udaljenijeg od jezgra, odnosno tokom prelaska u naredni period, atomski radijusi se povećavaju (uporediti, na primer, radijuse atoma fluora i natrijuma). Kao rezultat, unutar podgrupe, s povećanjem nuklearnog naboja, veličine atoma se povećavaju.

Gubitak atoma elektrona dovodi do smanjenja njegove efektivne veličine, a dodavanje viška elektrona dovodi do povećanja. Stoga je radijus pozitivno nabijenog jona (kationa) uvijek manji, a polumjer negativno nabijenog ne (aniona) je uvijek veći od polumjera odgovarajućeg električno neutralnog atoma.

Unutar jedne podgrupe, radijusi jona istog naboja rastu sa povećanjem nuklearnog naboja.

Najkarakterističnije hemijsko svojstvo metala je sposobnost njihovih atoma da lako odustanu od spoljašnjih elektrona i transformišu se u pozitivno nabijene ione, dok se nemetali, naprotiv, odlikuju sposobnošću dodavanja elektrona da bi formirali negativne ione. Da bi se uklonio elektron iz atoma i transformirao u pozitivan ion, potrebno je potrošiti nešto energije, koja se zove energija ionizacije.

Energija jonizacije može se odrediti bombardiranjem atoma elektronima ubrzanim u električnom polju. Najniži napon polja pri kojem brzina elektrona postaje dovoljna za jonizaciju atoma naziva se jonizacioni potencijal atoma datog elementa i izražava se u voltima. Uz dovoljno energije, dva, tri ili više elektrona se mogu ukloniti iz atoma. Stoga govore o prvom potencijalu ionizacije (energija uklanjanja prvog elektrona iz atoma) i drugom potencijalu ionizacije (energija uklanjanja drugog elektrona)

Kao što je gore navedeno, atomi ne mogu samo donirati, već i dobiti elektrone. Energija koja se oslobađa kada se elektron veže za slobodni atom naziva se afinitet atoma prema elektronu. Afinitet prema elektronu, kao i energija ionizacije, obično se izražava u elektron voltima. Dakle, elektronski afinitet atoma vodika je 0,75 eV, kiseonika - 1,47 eV, fluora - 3,52 eV.

Elektronski afiniteti metalnih atoma su obično blizu nule ili su negativni; Iz ovoga slijedi da je za atome većine metala dodavanje elektrona energetski nepovoljan. Elektronski afinitet atoma nemetala je uvijek pozitivan i što je veći, što je nemetal bliže plemenitom plinu u periodnom sistemu; ovo ukazuje na povećanje nemetalnih svojstava kako se bliži kraj perioda.

"