Периодическая система химических элементов

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, 18 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:

кристаллический иод (галоген, VIIА-группа)

IA-группа, щелочной металл цезий

VIА-группа - халькогены: природная сера

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.

Ответ 9

Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». ^[1]

С развитием атомной физики и квантовой химии Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам Й. Ридберга (1897), А. Ван-ден-Брука (1911), Г. Мозли (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-

механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер (Н. Бор, В. Паули, Э. Шрёдингер, В. Гейзенберг и др.).

В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым Периодическая система элементов.

Периодический закон универсален для Вселенной: как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский, Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании».

Ответ 10

Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса), Д. И. Менделеев в 1869 г. открыл закон периодичности этих свойств: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомных весов элементов».

Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Н. Бором. 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. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра 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.

Таблица Менделеева

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns ¹) и заканчивается благородным газом (ns ² np ⁶).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А, состоящие из s - и p -элементов, 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 системе. 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) и их изменением по горизонтали (в периодах).

Все сказанное выше подтверждает, что структура электронной оболочки атомов элемента изменяется 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 и их положением в периодической системе представлена в табл. 2.2.

Рисунок 2.3 Зависимость энергии электрона от порядкового номера элемента

Первый период (n = 1, l = 0) состоит из двух элементов H (1 s ¹) и He (1 s ²).

Во втором периоде (n = 2, l = 0, 1) заполняются s - и p -орбитали от Li до Ne. Элементы называются соответсвенно s - и p -элементами.

В третьем периоде появляются пять d -орбиталей (n = 3, l = 0, 1, 2). 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. В связи с отталкиванием от этого слоя внешних электронов для калия и кальция реализуются [Ar]4 s ¹- и [Ar]4 s ²-состояния. 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. 2.3). Из анализа зависимости энергии электрона от порядкового номера элемента В. М. 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. Так у K и Ca заполняется 4 s -орбиталь (4 + 0 = 4), а потом у Sc заполняется 3 d -орбиталь (3 + 2 = 5).

Приведенные рассуждения подтверждаются экспериментальными данными об изменении энергии s -, p -, d -и f -орбиталей в зависимости от порядкового номера элемента. Как следует из рис. 1.3, значения энергии различных состояний зависит от заряда ядра Z, и чем больше Z, тем меньше различаются эти состояния по энергиям. Характер этого различия таков, что кривые, выражающие изменение энергии, пересекаются. Так для элементов K и Ca (Z = 19 и 20) энергия 3 d -орбиталей выше, чем 4 p, а для элементов с Z ≥ 21 энергия 3 d -орбиталей ниже, чем 4 p. Начиная со скандия (Z = 21) заполняется 3 d -орбиталь, а во внешнем слое остаются4 s -электроны. 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 элементов 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 и 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. 5 f -элементы называются актиноидами. Их общая формула 5 f ^2–146 d ^0–17 s ². Далее следуют еще 6 искусственно полученных 6 d -элементов незавершенного седьмого периода.