Периодическая система Д. Менделеева

Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система химических элементов имеет большое значение в развитии химии. Окунемся в 1871 год, когда профессор химии Д.И. Менделеев, методом многочисленных проб и ошибок, пришел к выводу, что «… свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Периодичность изменения свойств элементов возникает вследствие периодического повторения электронной конфигурации внешнего электронного слоя с увеличением заряда ядра.

Современная формулировка периодического закона такова:

«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Преподавая химию, Менделеев понимал, что запоминание индивидуальных свойств каждого элемента, вызывает у студентов трудности. Он стал искать пути создания системного метода, чтобы облегчить запоминание свойств элементов. В результате появилась естественная таблица , позже она стала называться периодической .

Наша современная таблица очень похожа на менделеевскую. Рассмотрим ее подробнее.

Таблица Менделеева

Периодическая таблица Менделеева состоит из 8 групп и 7 периодов.

Вертикальные столбцы таблицы называют группами . Элементы, внутри каждой группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы .

В Главные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешних ns- и np- подуровнях. В Побочные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).

Все элементы в периодической таблице , в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Высшая валентность элемента (за исключением O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы) равна номеру группы, в которой он находится.

Для элементов главных и побочных подгрупп одинаковыми являются формулы высших оксидов (и их гидратов). В главных подгруппах состав водородных соединений являются одинаковыми, для элементов, находящихся в этой группе. Твердые гидриды образуют элементы главных подгрупп I — III групп, а IV — VII групп образуют а газообразные водородные соединения. Водородные соединения типа ЭН 4 – нейтральнее соединения, ЭН 3 – основания, Н 2 Э и НЭ — кислоты.

Горизонтальные ряды таблицы называют периодами . Элементы в периодах отличаются между собой, но общее у них то, что последние электроны находятся на одном энергетическом уровне (главное квантовое число n — одинаково).

Первый период отличается от других тем, что там находятся всего 2 элемента: водород H и гелий He.

Во втором периоде находятся 8 элементов (Li - Ne). Литий Li – щелочной металл начинает период, а замыкает его благородный газ неон Ne.

В третьем периоде, также как и во втором находятся 8 элементов (Na - Ar). Начинает период щелочной металл натрий Na, а замыкает его благородный газ аргон Ar.

В четвёртом периоде находятся 18 элементов (K - Kr) – Менделеев его обозначил как первый большой период. Начинается он также с щелочного металла Калий, а заканчивается инертным газом криптон Kr. В состав больших периодов входят переходные элементы (Sc - Zn) — d- элементы.

В пятом периоде, аналогично четвертому находятся 18 элементов (Rb - Xe) и структура его сходна с четвёртым. Начинается он также с щелочного металла рубидий Rb, а заканчивается инертным газом ксенон Xe. В состав больших периодов входят переходные элементы (Y - Cd) — d- элементы.

Шестой период состоит из 32 элементов (Cs - Rn). Кроме 10 d -элементов (La, Hf - Hg) в нем находится ряд из 14 f -элементов(лантаноиды)- Ce — Lu

Седьмой период не закончен. Он начинается с Франций Fr, можно предположить, что он будет содержать, также как и шестой период, 32 элемента, которые уже найдены (до элемента с Z = 118).

Интерактивная таблица Менделеева

Если посмотреть на периодическую таблицу Менделеева и провести воображаемую черту, начинающуюся у бора и заканчивающуюся между полонием и астатом, то все металлы будут находиться слева от черты, а неметаллы – справа. Элементы, непосредственно прилегающие к этой линии будут обладать свойствами как металлов, так и неметаллов. Их называют металлоидами или полуметаллами. Это бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур и полоний.

Периодический закон

Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «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».
Существует четыре основных периодических закономерности:

Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами.
Энергия ионизации – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Согласно правилу октета, при движении по периодической таблице слева направо для отрыва электрона требуется больше энергии. Поэтому элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. Самая высокая энергия ионизации у инертных газов. Энергия ионизации уменьшается при движении вниз по группе, т.к. у электронов низких энергетических уровней есть способность отталкивать электроны с более высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования . Благодаря этому эффекту внешние электроны мене прочно связаны с ядром. Двигаясь по периоду энергия ионизации плавно увеличивается слева направо.

Сродство к электрону – изменение энергии при приобретении дополнительного электрона атомом вещества в газообразном состоянии. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным вследствие эффекта экранирования.

Электроотрицательность — мера того, насколько сильно стремится притягивать к себе электроны связанного с ним другого атома. Электроотрицательность увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. При этом надо помнить, что благородные газы не имеют электроотрицательности. Таким образом, самый электроотрицательный элемент – фтор.

На основании этих понятий, рассмотрим как меняются свойства атомов и их соединений в таблице Менделеева.

Итак, в периодической зависимости находятся такие свойства атома, которые связанны с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность.

Рассмотрим изменение свойств атомов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе химических элементов .

Неметалличность атома увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх . В связи с этим основные свойства оксидов уменьшаются, а кислотные свойства увеличиваются в том же порядке — при движении слева направо и снизу вверх. При этом кислотные свойства оксидов тем сильнее, чем больше степень окисления образующего его элемента

По периоду слева направо основные свойства гидроксидов ослабевают,по главным подгруппам сверху вниз сила оснований увеличивается. При этом, если металл может образовать несколько гидроксидов, то с увеличением степени окисления металла, основные свойства гидроксидов ослабевают.

По периоду слева направо увеличивается сила кислородосодержащих кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила кислородосодержащих кислот уменьшается. При этом сила кислоты увеличивается с увеличением степени окисления образующего кислоту элемента.

По периоду слева направо увеличивается сила бескислородных кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила бескислородных кислот увеличивается.

Категории ,

Как пользоваться таблицей Менделеева?Для непосвященного человека читать таблицу Менделеева – все равно, что для гнома смотреть на древние руны эльфов. А таблица Менделеева, между прочим, если ей правильно пользоваться, может рассказать о мире очень многое. Помимо того, что сослужит Вам службу на экзамене, она еще и просто незаменима при решении огромного количества химических и физических задач. Но как ее читать? К счастью, сегодня этому искусству может научиться каждый. В этой статье расскажем, как понять таблицу Менделеева.

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) – это классификация химических элементов, которая устанавливает зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.

История создания Таблицы

Дмитрий Иванович Менделеев был не простым химиком, если кто-то так думает. Это был химик, физик, геолог, метролог, эколог, экономист, нефтяник, воздухоплаватель, приборостроитель и педагог. За свою жизнь ученый успел провести фундаментально много исследований в самых разных областях знаний. Например, широко распространено мнение, что именно Менделеев вычислил идеальную крепость водки – 40 градусов. Не знаем, как Менделеев относился к водке, но точно известно, что его диссертация на тему «Рассуждение о соединении спирта с водой» не имела к водке никакого отношения и рассматривала концентрации спирта от 70 градусов. При всех заслугах ученого, открытие периодического закона химических элементов – одного их фундаментальных законов природы, принесло ему самую широкую известность.

Существует легенда, согласно которой периодическая система приснилась ученому, после чего ему осталось лишь доработать явившуюся идею. Но, если бы все было так просто.. Данная версия о создании таблицы Менделеева, по-видимому, не более чем легенда. На вопрос о том, как была открыта таблица, сам Дмитрий Иванович отвечал: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете: сидел и вдруг… готово»

В середине девятнадцатого века попытки упорядочить известные химические элементы (известно было 63 элемента) параллельно предпринимались несколькими учеными. Например, в 1862 году Александр Эмиль Шанкуртуа разместил элементы вдоль винтовой линии и отметил циклическое повторение химических свойств. Химик и музыкант Джон Александр Ньюлендс предложил свой вариант периодической таблицы в 1866 году. Интересен тот факт, что в расположении элементов ученый пытался обнаружить некую мистическую музыкальную гармонию. В числе прочих попыток была и попытка Менделеева, которая увенчалась успехом.

В 1869 году была опубликована первая схема таблицы, а день 1 марта 1869 года считается днем открытия периодического закона. Суть открытия Менделеева состояла в том, что свойства элементов с ростом атомной массы изменяются не монотонно, а периодически. Первый вариант таблицы содержал всего 63 элемента, но Менделеев предпринял ряд очень нестандартных решений. Так, он догадался оставлять в таблице место для еще неоткрытых элементов, а также изменил атомные массы некоторых элементов. Принципиальная правильность закона, выведенного Менделеевым, подтвердилась очень скоро, после открытия галлия, скандия и германия, существование которых было предсказано ученым.

Современный вид таблицы Менделеева

Ниже приведем саму таблицу

Сегодня для упорядочения элементов вместо атомного веса (атомной массы) используется понятие атомного числа (числа протонов в ядре). В таблице содержится 120 элементов, которые расположены слева направо в порядке возрастания атомного числа (числа протонов)

Столбцы таблицы представляют собой так называемые группы, а строки – периоды. В таблице 18 групп и 8 периодов.

• Металлические свойства элементов при движении вдоль периода слева направо уменьшаются, а в обратном направлении – увеличиваются.
• Размеры атомов при перемещении слева направо вдоль периодов уменьшаются.
• При движении сверху вниз по группе увеличиваются восстановительные металлические свойства.
• Окислительные и неметаллические свойства при движении вдоль периода слева направо увеличиваютс я.

Что мы узнаем об элементе по таблице? Для примера, возьмем третий элемент в таблице – литий, и рассмотрим его подробно.

Первым делом мы видим сам символ элемента и его название под ним. В верхнем левом углу находится атомный номер элемента, в порядке которого элемент расположен в таблице. Атомный номер, как уже было сказано, равен числу протонов в ядре. Число положительных протонов, как правило, равно числу отрицательных электронов в атоме (за исключением изотопов).

Атомная масса указана под атомным числом (в данном варианте таблицы). Если округлить атомную массу до ближайшего целого, мы получим так называемое массовое число. Разность массового числа и атомного числа дает количество нейтронов в ядре. Так, число нейтронов в ядре гелия равно двум, а у лития – четырем.

Вот и закончился наш курс "Таблица Менделеева для чайников". В завершение, предлагаем Вам посмотреть тематическое видео, и надеемся, что вопрос о том, как пользоваться периодической таблицей Менделеева, стал Вам более понятен. Напоминаем, что изучать новый предмет всегда эффективнее не одному, а при помощи опытного наставника. Именно поэтому, никогда не стоит забывать о , которые с радостью поделятся с Вами своими знаниями и опытом.

Периоди ческая систе ма элеме нтов Д. И. Менделеева, естественная , являющаяся табличным (или др. графическим) выражением . Периодическая система элементов разработана Д. И. Менделеевым в 1869-1871.

История периодической системы элементов. Попытки систематизации предпринимались различными учёными в , Англии, США с 30-х годов 19 в. Менделеева - И. Дёберейнер, Ж. Дюма, французский химик А. Шанкуртуа, англ. химики У. Одлинг, Дж. Ньюлендс и др. установили существование групп элементов, сходных по химическим свойствам, так называемых «естественных групп» (например, «триады» Дёберейнера). Однако эти учёные не шли дальше установления частных закономерностей внутри групп. В 1864 Л. Мейер на данных об предложил таблицу, показывающую соотношение для нескольких характерных групп элементов. Теоретических сообщений из своей таблицы Мейер не сделал.

Прообразом научной периодической системы элементов явилась таблица «Опыт системы элементов, основанной на их и химическом сходстве», составленная Менделеевым 1 марта 1869 (рис. 1 ). На протяжении последующих двух лет автор совершенствовал эту таблицу, ввёл представления о группах, рядах и периодах элементов; сделал попытку оценить ёмкость малых и больших периодов, содержащих, по его мнению, соответственно по 7 и 17 элементов. В 1870 он назвал свою систему естественной, а в 1871 - периодической. Уже тогда структура периодической системы элементов приобрела во многом современные очертания (рис. 2 ).

Периодическая система элементов не сразу завоевала признание как фундаментальное научное обобщение; положение существенно изменилось лишь после открытия Ga, Sc, Ge и установления двухвалентности Be (он долгое время считался трёхвалентным). Тем не менее периодическая система элементов во многом представляла эмпирическое обобщение фактов, поскольку был неясен физический смысл периодического закона и отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания . Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы элементов многие факты не удавалось объяснить. Так, неожиданным явилось открытие в конце 19 в. , которые, казалось, не находили места в периодической системе элементов; эта трудность была устранена благодаря включению в периодическую систему элементов самостоятельной нулевой группы (впоследствии VIIIa-подгруппы). Открытие многих «радиоэлементов» в начале 20 в. привело к противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе элементов и её структурой (для более чем 30 таких элементов было 7 «вакантных» мест в шестом и седьмом периодах). Это противоречие было преодолено в результате открытия . Наконец, величина () как параметра, определяющего свойства элементов, постепенно утрачивала своё значение.

Одна из главных причин невозможности объяснения физического смысла периодического закона и периодической системы элементов состояла в отсутствии теории строения (см. , Атомная физика). Поэтому важнейшей вехой на пути развития периодической системы элементов явилась планетарная модель , предложенная Э. Резерфордом (1911). На её основе голландский учёный А. ван ден Брук высказал предположение (1913), что элемента в периодической системе элементов ( Z) численно равен заряду ядра (в единицах элементарного заряда). Это было экспериментально подтверждено Г. Мозли (1913-14, см. Мозли закон). Так удалось установить, что периодичность изменения свойств элементов зависит от , а не от . В результате на научной основе была определена нижняя граница периодической системы элементов ( как элемент с минимальным Z = 1); точно оценено число элементов между и ; установлено, что «пробелы» в периодической системе элементов соответствуют неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Оставался, однако, неясным вопрос о точном числе , и (что особенно важно) не были вскрыты причины периодического изменения свойств элементов в зависимости от Z. Эти причины были найдены в ходе дальнейшей разработки теории периодической системы элементов на основе квантовых представлений о строении (см. далее). Физическое обоснование периодического закона и открытие явления изотонии позволили научно определить понятие « » (« »). Прилагаемая периодическая система (см. илл. ) содержит современные значения элементов по углеродной шкале в соответствии с Международной таблицей 1973. В квадратных скобках приведены наиболее долгоживущих . Вместо наиболее устойчивых 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa и 237 Np указаны этих , принятые (1969) Международной комиссией по .

Структура периодической системы элементов . Современная (1975) периодическая система элементов охватывает 106 ; из них все трансурановые (Z = 93-106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно. За всю историю периодической системы элементов было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, ) и т.д. Наибольшее распространение получили три формы периодической системы элементов: короткая, предложенная Менделеевым (рис. 2 ) и получившая всеобщее признание (в современном виде она дана на илл. ); длинная (рис. 3 ); лестничная (рис. 4 ). Длинную форму также разрабатывал Менделеев, а в усовершенствованном виде она была предложена в 1905 А. Вернером. Лестничная форма предложена английским учёным Т. Бейли (1882), датским учёным Ю. Томсеном (1895) и усовершенствована Н. (1921). Каждая из трёх форм имеет достоинства и недостатки. Фундаментальным принципом построения периодической системы элементов является разделение всех на группы и периоды. Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Элементы а- и б-подгрупп в каждой группе, как правило, обнаруживают между собой определённое химическое сходство, главным образом в высших , которые, как правило, соответствуют номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся и заканчивающаяся (особый случай - первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. Периодическая система элементов состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).

Специфика первого периода в том, что он содержит всего 2 элемента: H и He. Место H в системе неоднозначно: поскольку он проявляет свойства, общие со и с , его помещают либо в Ia-, либо (предпочтительнее) в VIIa-подгруппу. - первый представитель VIIa-подгруппы (однако долгое время Не и все объединяли в самостоятельную нулевую группу).

Второй период (Li - Ne) содержит 8 элементов. Он начинается Li, единственная которого равна I. Затем идёт Be - , II. Металлический характер следующего элемента В выражен слабо ( III). Идущий за ним C - типичный , может быть как положительно, так и отрицательно четырёхвалентным. Последующие N, O, F и Ne - , причём только у N высшая V соответствует номеру группы; лишь в редких случаях проявляет положительную , а для F известна VI. Завершает период Ne.

Третий период (Na - Ar) также содержит 8 элементов, характер изменения свойств которых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg, в отличие от Be, более металличен, равно как и Al по сравнению с В, хотя Al присуща . Si, Р, S, Cl, Ar - типичные , но все они (кроме Ar) проявляют высшие , равные номеру группы. Таким образом, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллического характера элементов. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (малых, по его терминологии) типическими. Существенно, что они принадлежат к числу наиболее распространённых в природе, а С, N и O являются наряду с H основными элементами органической материи (органогенами). Все элементы первых трёх периодов входят в подгруппы а.

По современной терминологии (см. далее), элементы этих периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные ), составляющим Ia- и IIa-подгруппы (выделены на цветной таблице красным цветом), и р-элементам (В - Ne, At - Ar), входящим в IIIa - VIIIa-подгруппы (их символы выделены оранжевым цветом). Для элементов малых периодов с возрастанием сначала наблюдается уменьшение , а затем, когда число в наружной оболочке уже значительно возрастает, их взаимное отталкивание приводит к увеличению . Очередной максимум достигается в начале следующего периода на щелочном элементе. Примерно такая же закономерность характерна для .

Четвёртый период (K - Kr) содержит 18 элементов (первый большой период, по Менделееву). После K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует ряд из десяти так называемых (Sc - Zn), или d-элементов (символы даны синим цветом), которые входят в подгруппы 6 соответствующих групп периодической системы элементов. Большинство (все они ) проявляет высшие , равные номеру группы. Исключение - триада Fe - Co - Ni, где два последних элемента максимально положительно трёхвалентны, а в определённых условиях известно в VI. Элементы, начиная с Ga и кончая Kr (р-элементы), принадлежат к подгруппам а, и характер изменения их свойств такой же, как и в соответствующих интервалах Z у элементов второго и третьего периодов. Установлено, что Kr способен образовывать (главным образом с F), но VIII для него неизвестна.

Пятый период (Rb - Xe) построен аналогично четвёртому; в нём также имеется вставка из 10 (Y - Cd), d-элементов. Специфические особенности периода: 1) в триаде Ru - Rh - Pd только проявляет VIII; 2) все элементы подгрупп а проявляют высшие , равные номеру группы, включая и Xe; 3) у I отмечаются слабые металлические свойства. Таким образом, характер изменения свойств по мере увеличения Z у элементов четвёртого и пятого периодов более сложен, поскольку металлические свойства сохраняются в большом интервале .

Шестой период (Cs - Rn) включает 32 элемента. В нём помимо 10 d-элементов (La, Hf - Hg) содержится совокупность из 14 f-элементов, от Ce до Lu (символы чёрного цвета). Элементы от La до Lu химически весьма сходны. В короткой форме периодической системы элементов включаются в La (поскольку их преобладающая III) и записываются отдельной строкой внизу таблицы. Этот приём несколько неудобен, поскольку 14 элементов оказываются как бы вне таблицы. Подобного недостатка лишены длинная и лестничная формы периодической системы элементов, хорошо отражающие специфику на фоне целостной структуры периодической системы элементов. Особенности периода: 1) в триаде Os - Ir - Pt только проявляет VIII; 2) At имеет более выраженный (по сравнению с 1) металлический характер; 3) Rn, по-видимому (его мало изучена), должен быть наиболее реакционноспособным из .

Седьмой период, начинающийся с Fr (Z = 87), также должен содержать 32 элемента, из которых пока известно 20 (до элемента с Z = 106). Fr и Ra - элементы соответственно Ia- и IIa -подгрупп (s-элементы), Ac - аналог элементов IIIб -подгруппы (d-элемент). Следующие 14 элементов, f-элементы (с Z от 90 до 103), составляют семейство . В короткой форме периодической системы элементов они занимают Ac и записываются отдельной строкой внизу таблицы, подобно , в отличие от которых характеризуются значительным разнообразием . В связи с этим в химическом отношении ряды и обнаруживают заметные различия. Изучение химической природы элементов с Z = 104 и Z = 105 показало, что эти элементы являются аналогами и соответственно, то есть d-элементами, и должны размещаться в IVб- и Vб-подгруппах. Членами б-подгрупп должны быть и последующие элементы до Z = 112, а далее (Z = 113-118) появятся р-элементы (IIIa - VIlla-подгруппы).

Теория периодической системы элементов. В основе теории периодической системы элементов лежит представление о специфических закономерностях построения электронных оболочек (слоев, уровней) и подоболочек (оболочек, подуровней) в по мере роста Z (см. , Атомная физика). Это представление было развито в 1913-21 с учётом характера изменения свойств в периодической системе элементов и результатов изучения их . выявил три существенные особенности формирования электронных конфигураций : 1) заполнение электронных оболочек (кроме оболочек, отвечающих значениям главного квантового числа n = 1 и 2) происходит не монотонно до полной их ёмкости, а прерывается появлением совокупностей , относящихся к оболочкам с большими значениями n; 2) сходные типы электронных конфигураций периодически повторяются; 3) границы периодов периодической системы элементов (за исключением первого и второго) не совпадают с границами последовательных электронных оболочек.

В обозначениях, принятых в атомной физике, реальная схема формирования электронных конфигураций по мере роста Z может быть в общем виде записана следующим образом:

Вертикальными чертами разделены периоды периодической системы элементов (их номера обозначены цифрами наверху); жирным шрифтом выделены подоболочки, которыми завершается построение оболочек с данным n. Под обозначениями подоболочек проставлены значения главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, характеризующие последовательно заполняющиеся подоболочки. В соответствии с ёмкость каждой электронной оболочки равна 2n 2 , а ёмкость каждой подоболочки - 2(2l + 1). Из вышеприведённой схемы легко определяются ёмкости последовательных периодов: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Каждый период начинается элементом, в которого появляется с новым значением n. Таким образом, периоды можно характеризовать как совокупности элементов, начинающиеся элементом со значением n, равным номеру периода, и l = 0 (ns 1 -элементы), и завершающиеся элементом с тем же n и l = 1 (np 6 -элементы); исключение - первый период, содержащий только ls-элементы. При этом к а-подгруппам принадлежат элементы, для которых n равно номеру периода, а l = 0 или 1, то есть происходит построение электронной оболочки с данным n. К б-подгруппам принадлежат элементы, в которых происходит достройка оболочек, остававшихся незавершёнными (в данном случае n меньше номера периода, а l = 2 или 3). Первый - третий периоды периодической системы элементов содержат только элементы а-подгрупп.

Приведённая реальная схема формирования электронных конфигураций не является безупречной, поскольку в ряде случаев чёткие границы между последовательно заполняющимися подоболочками нарушаются (например, после заполнения в Cs и Ba 6s-подоболочки в появляется не 4f-, а 5d-электрон, имеется 5d-электрон в Gd и т.д.). Кроме того, первоначально реальная схема не могла быть выведена из каких-либо фундаментальных физических представлений; такой вывод стал возможным благодаря применению к проблеме строения .

Типы конфигураций внешних электронных оболочек (на илл. конфигурации указаны) определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности являются специфическими для элементов а-подгрупп (s-и р-элементы), б-подгрупп (d-элементы) и f-семейств ( и ). Особый случай представляют собой элементы первого периода (H и He). Высокая химическая атомарного объясняется лёгкостью отщепления единственного ls-электрона, тогда как конфигурация (1s 2) является весьма прочной, что обусловливает его химическую инертность.

Поскольку у элементов а-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода), то свойства элементов заметно меняются по мере роста Z. Так, во втором периоде Li (конфигурация 2s 1) - химически активный , легко теряющий валентный , a Be (2s 2) - также , но менее активный. Металлический характер следующего элемента B (2s 2 p) выражен слабо, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит застройка 2р-подоболочки, являются уже . Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки Ne (2s 2 p 6) чрезвычайно прочна, поэтому - . Аналогичный характер изменения свойств наблюдается у элементов третьего периода и у s-и р-элементов всех последующих периодов, однако ослабление связи внешних с ядром в а-подгруппах по мере роста Z определённым образом сказывается на их свойствах. Так, у s-элементов отмечается заметный рост химической , а у р-элементов - нарастание металлических свойств. В VIIIa-подгруппе ослабляется устойчивость конфигурации ns 2 np 6 , вследствие чего уже Kr (четвёртый период) приобретает способность вступать в . Специфика р-элементов 4-6-го периодов связана также с тем, что они отделены от s-элементов совокупностями элементов, в которых происходит застройка предшествующих электронных оболочек.

У переходных d-элементов б-подгрупп достраиваются незавершённые оболочки с n, на единицу меньшим номера периода. Конфигурация внешних оболочек у них, как правило, ns 2 . Поэтому все d-элементы являются . Аналогичная структура внешней оболочки d-элементов в каждом периоде приводит к тому, что изменение свойств d-элементов по мере роста Z не является резким и чёткое различие обнаруживается лишь в высших , в которых d-элементы проявляют определённое сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы элементов. Специфика элементов VIIIб-подгруппы объясняется тем, что их d-подоболочки близки к завершению, в связи с чем эти элементы не склонны (за исключением Ru и Os) проявлять высшие . У элементов Iб-подгруппы (Cu, Ag, Au) d-подоболочка фактически оказывается завершенной, но ещё недостаточно стабилизированной, эти элементы проявляют и более высокие (до III в случае Au).

Значение периодической системы элементов . Периодическая система элементов сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, позволила дать современное определение понятия « » и уточнить понятия о и соединениях. Закономерности, вскрытые периодической системой элементов, оказали существенное влияние на разработку теории строения , способствовали объяснению явления изотонии. С периодической системой элементов связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в , что проявилось как в предсказании существования неизвестных элементов и их свойств, так и в предсказании новых особенностей химического поведения уже открытых элементов. Периодическая система элементов - фундамент , в первую очередь неорганической; она существенно помогает решению задач синтеза с заранее заданными свойствами, разработке новых материалов, в частности полупроводниковых, подбору специфических для различных химических процессов и т.д. Периодическая система элементов- также научная основа преподавания .

Лит.: Менделеев Д. И., Периодический закон. Основные статьи, М., 1958; Кедров Б. М., Три аспекта атомистики. ч. 3. Закон Менделеева, М., 1969; Рабинович Е., Тило Э., Периодическая система элементов. История и теория, М.- Л., 1933; Карапетьянц М. Х., Дракин С. И., Строение , М., 1967; Астахов К. В., Современное состояние периодической системы Д. И. Менделеева, М., 1969; Кедров Б. М., Трифонов Д. Н., Закон периодичности и . Открытия и хронология, М., 1969; Сто лет периодического закона . Сборник статей, М., 1969; Сто лет периодического закона . Доклады на пленарных заседаниях, М., 1971; Spronsen J. W. van, The periodic system of chemical elements. A history of the first hundred years, Amst.- L.- N. Y., 1969; Клечковский В. М., Распределение атомных и правило последовательного заполнения (n + l)-групп, М., 1968; Трифонов Д. Н., О количественной интерпретации периодичности, М., 1971; Некрасов Б. В., Основы , т. 1-2, 3 изд., М., 1973; Кедров Б. М., Трифонов Д. Н., О современных проблемах периодической системы, М., 1974.

Д. Н. Трифонов.

Рис. 1. Таблица «Опыт системы элементов», основанной на их и химическом сходстве, составленная Д. И. Менделеевым 1 марта 1869.

Рис. 3. Длинная форма периодической системы элементов (современный вариант).

Рис. 4. Лестничная форма периодической системы элементов (по Н. , 1921).

Рис. 2. «Естественная система элементов» Д. И. Менделеева (короткая форма), опубликованная во 2-й части 1-го издания Основ в 1871.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.

Элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания порядковых номеров Z от 1 до 110. Порядковый номер элемента Z соответствует заряду ядра его атома, а также числу движущихся в поле ядра электронов.

Химические элементы по структуре невозбужденных атомов подразделяются на естественные совокупности, что отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа энергетических уровней (электронных слоев). Номер периода указывает на число электронных слоев в атомах элементов. Периоды начинаются s-элементами, в атомах которых на новом уровне появляется первый s – электрон с новым значением главного квантового числа n (водород и щелочные металлы), а заканчиваются р – элементами, атомами благородных газов, имеющих устойчивую электронную структуру внешнего уровня ns 2 np 6 (у первого периода – s – элементом 2 He).

Различие в последовательности заполнения электронных слоев (внешних и более близких к ядру) объясняет причину различной длины периодов. 1,2,3 периоды – малые, 4,5,6,7 – большие периоды. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным, хотя конструктивно он построен аналогично шестому периоду.

В соответствии с максимальным числом электронов на внешнем уровне невозбужденных атомов элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. Группы элементов – это совокупность элементов с одинаковым количеством валентных электронов в атоме. Номер группы равен числу валентных электронов.

Положение в группах s- и p- элементов определяется общим числом электронов внешнего слоя. Например, фосфор (), имеющий на внешнем слое пять электронов, относится кV группе, аргон () – кVIII, кальций () – коII группе и т. д.

Положение в группах d – элементов обусловливается общим числом s – электронов внешнего и d – электронов предвнешнего уровня. По этому признаку первые шесть элементов каждого семейства d – элементов располагаются в одной из соответствующих групп: скандий вIII, марганец вVII, железо вVIII и т. д. Цинк , у которого предвнешний слой завершен и внешними являются- электроны, относится коII группе. В атомах d – элементов, как правило, на внешнем уровне содержится по два электрона, за исключением Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. У последних наблюдается энергетически выгодный «провал» одного электрона с внешнего уровня на d – подуровень предвнешнего уровня, что происходит при достройке этого подуровня до пяти (половинная емкость) или десяти электронов (максимальная емкость), т. е. до состояния, когда все орбитали заняты каждая одним электроном или когда они заняты каждая парой электронов. В атоме палладия (Pd) происходит «двойной провал» электронов.

По наличию на внешнем слое лишь одного электрона (за счет «провала» одного из s – электронов внешнего слоя в предвнешний d – подслой) медь (), а также сереброи золотоотносят кI группе. Кобальт и никель, родийи палладий, иридийи платинувместе сFe, Ru, и Os обычно помещают в VIII группу.

В соответствии с особенностями электронных структур семейства 4f – (лантаноиды) и 5f – (актиноиды) элементов помещают в III группу.

Группы делятся на подгруппы: главные (подгруппы А) и побочные (подгруппы В). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы - аналоги). s - и р – элементы составляют так называемую главную подгруппу, или подгруппу А, d – элементы – побочную, или подгруппу В.

Например, IV группа периодической системы состоит из следующих подгрупп:

Элементы главной подгруппы (А)

Д. И. Менделеев пришел к выводу, что их свойства должны быть обусловлены какими-то фундаментальными общими характеристиками. Такой фундаментальной характеристикой для химического элемента он выбрал атомную массу элемента и кратко сформулировал периодический закон (1869 г.):

Свойства элементов, а также свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Заслуга Менделеева состоит в том, что он понял проявленную зависимость как объективную закономерность природы, чего не смогли сделать его предшественники. Д. И. Менделеев считал, что в периодической зависимости от атомной массы находятся состав соединений, их химические свойства, температуры кипения и плавления, строение кристаллов и тому подобное. Глубокое понимание сути периодической зависимости дало Менделееву возможность сделать несколько важных выводов и предположений.

Современная таблица Менделеева

Во-первых, из известных в то время 63 элементов Менделеев изменил атомные массы почти у 20 элементов (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Во-вторых, он предсказал существование около 20 новых элементов и оставил для них место в периодической системе. Три из них, а именно экабор, екаалюминий и екасилиций были описаны достаточно подробно и с удивительной точностью. Это триумфально подтвердилось в течение последующих пятнадцати лет, когда были открыты элементы Галлий (екаалюминий), скандий (экабор) и Германий (екасилиций).

Периодический закон является одним из фундаментальных законов природы. Его влияние на развитие научного мировоззрения можно сравнить только с законом сохранения массы и энергии или квантовой теории. Еще во времена Д. И. Менделеева периодический закон стал основой химии. Дальнейшие открытия строения и явления изотопии показали, что главной количественной характеристикой элемента является не атомная масса, а заряд ядра(Z). В 1913 г. Мозли и Резерфорд ввели понятие «порядковый номер элемента», пронумеровали в периодической системе все символы и показали, что в основу классификации элементов является порядковый номер элемента, равный заряда ядер их атомов.

Это утверждение известно сейчас как закон Мозли.

Поэтому современное определение периодического закона формулируется следующим образом:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от значения заряда их атомных ядер (или от порядкового номера элемента в периодической системе).

Электронные структуры атомов элементов наглядно показывают, что при росте заряда ядра происходит закономерное периодическое повторение электронных структур, а значит, и повторение свойств элементов. Это отражается в периодической системе элементов, для которой предложено несколько сотен вариантов. Чаще всего используют две формы таблиц — сокращенную и развернутую, — содержащие все известные элементы и имеющие свободные места для пока не открытых.

Каждый элемент занимает в периодической таблице определенную ячейку, в которой указано символ и название элемента, его порядковый номер, относительную атомную массу, а для радиоактивных элементов в квадратных скобках приведены массовое число наиболее стабильного или доступного изотопа. В современных таблицах часто приводятся и некоторые другие справочные сведения: плотность, температуры кипения и плавления простых веществ и т.п.

Периоды

Основными структурными единицами периодической системы есть периоды и группы — естественные совокупности, на которые делятся химические элементы по электронным структурами.

Период — это горизонтальный последовательный ряд элементов, в атомах которых электроны заполняют одинаковое количество энергетических уровней.

Номер периода совпадает с номером внешнего квантового уровня. Например, элемент кальций (4s 2) находится в четвертом периоде, то есть его атом имеет четыре энергетические уровни, а валентные электроны находятся на внешнем, четвертом уровне. Разница в последовательности заполнения как внешних, так и более близких к ядру электронных слоев объясняет причину различной длины периодов.

В атомов s- и р-элементов идет застройка внешнего уровня, в d-элементов — второго снаружи, а в f-элементов — третьего снаружи энергетического уровня.

Поэтому различие в свойствах наиболее отчетливо проявляется в соседних s- или р-элементах. В d- и особенно f-элементах одного и того же периода различие в свойствах менее значительно.

Как уже упоминалось, по признаку номера энергетического подуровня застраиваемого электронами, элементы объединяются в электронные семьи. Например, в IV-VI периодах находятся семьи, которые содержат по десять d-элементов: 3d-семья (Sc-Zn), 4d- семья (Y-Cd), 5d- семья (La, Hf-Hg). В шестом и седьмом периодах по четырнадцать элементов составляют f-семьи: 4f-семью (Се-Lu), которая носит название лантаноидной, и 5f-семью (Th-Lr) — актиноидную. Эти семьи размещают под периодической таблицей.

Первые три периода называются малыми, или типичными периодами, поскольку свойства элементов этих периодов является основой для распределения всех других элементов на восемь групп. Все остальные периоды, включая и седьмой, незавершенный, называются большими периодами.

Все периоды, кроме первого, начинаются с щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются, за исключением седьмого, незавершенного, инертными элементами (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Щелочные металлы имеют одну и ту же внешнюю электронную конфигурацию n s 1 , где n — номер периода. Инертные элементы, кроме гелия (1s 2), имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя: n s 2 n p 6 , то есть электронными аналогами.

Рассмотренная закономерность дает возможность прийти к выводу:

Периодическое повторение одинаковых электронных конфигураций внешнего электронного слоя является причиной сходства физических и химических свойств у элементов-аналогов, так как именно внешние электроны атомов в основном определяют их свойства.

В малых типовых периодах с увеличением порядкового номера наблюдается постепенное уменьшение металлических и рост неметаллических свойств, поскольку увеличивается количество валентных электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, атомы всех элементов третьего периода имеют по три электронных слоя. Строение двух внутренних слоев одинаково для всех элементов третьего периода (1s 2 2s 2 2p 6), а строение внешнего, третьего, слоя различно. При переходе от каждого предыдущего элемента к каждому последующему заряд ядра атома возрастает на единицу и соответственно увеличивается количество внешних электронов. В результате их притяжение к ядру усиливается, а радиус атома уменьшается. Это приводит к ослаблению металлических свойств и росту неметаллических.

Третий период начинается очень активным металлом натрием (11 Na — 3s 1), за которым следует несколько менее активный магний (12 Mg — 3s 2). Оба эти металлы относятся к 3s-семье. Первый р-элемент третьего периода алюминий (13 Al — 3s 2 3p 1), металлическая активность которого меньше, чем у магния, имеет амфотерные свойства, то есть в химических реакциях может вести себя и как неметалл. Далее следуют неметаллы кремний (14 Si — 3s 2 3p 2), фосфор (15 P — 3s 2 3p 3), сера (16 S — 3s 2 3p 4), хлор (17 Cl — 3s 2 3p 5). Их неметаллические свойства усиливаются от Si к Cl, который является активным неметаллом. Период заканчивается инертным элементом аргоном (18 Ar — 3s 2 3p 6).

В пределах одного периода свойства элементов меняются постепенно, а при переходе от предыдущего периода к следующему наблюдается резкое изменение свойств, поскольку начинается застройка нового энергетического уровня.

Постепенность изменения свойств характерна не только для простых веществ, но и для сложных соединений, как это представлено в таблице 1.

Таблица 1 — Некоторые свойства элементов третьего периода и их соединений

Электронная семья	s-элементы		р-элементы
Символ элемента	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Заряд ядра атома	+11	+12	+13	+14	+15	+16	+17	+18
Внешняя электронная конфигурация	3s 1	3s 2	3s 2 3p 1	3s 2 3p 2	3s 2 3p 3	3s 2 3p 4	3s 2 3p 5	3s 2 3p 6
Атомный радиус, нм	0,189	0,160	0,143	0,118	0,110	0,102	0,099	0,054
Максимальная валентность	I	II	III	IV	V	VI	VII	—
Высшие оксиды и их свойства	Na 2 O	MgO	Al 2 O 3	SiO 2	P 2 O 5	SO 3	Cl 2 O 7	—
	Основные свойства		Амфотерные свойства	Кислотные свойства				—
Гидраты оксидов (основы или кислоты)	NaOH	Mg (OH) 2	Al (OH) 3	H 2 SiO 3	H 3 PO 4	H 2 SO 4	HСlO 4	—
	Основание	Слабое основание	Амфотерный гидроксид	Слабая кислота	Кислота средней силы	Сильная кислота	Сильная кислота	—
Соединения с водородом	NaH	MgH 2	AlH 3	SiH 4	PH 3	H 2 S	HCl	—
	Твердые солеобразные вещества			Газообразные вещества				—

В больших периодах металлические свойства ослабляются медленнее. Это связано с тем, что, начиная с четвертого периода, появляются десять переходных d-элементов, в которых застраивается не внешний, а второй снаружи d-подуровень, а на внешнем слое d-элементов находятся один или два s-электрона, которые и определяют в известной степени свойства этих элементов. Таким образом, для d-элементов закономерность несколько усложняется. Например, в пятом периоде металлические свойства постепенно уменьшаются от щелочного Rb, достигают минимальной силы у металлов семьи платины (Ru, Rh, Pd).

Однако после неактивного Ag серебра размещается кадмий Cd, у которого наблюдается скачкообразный рост металлических свойств. Далее с ростом порядкового номера элемента появляются и постепенно усиливаются неметаллические свойства вплоть до типового неметалла йода. Заканчивается этот период, как и все предыдущие, инертным газом. Периодическая смена свойств элементов внутри больших периодов позволяет разделить их на два ряда, в которых вторая часть периода повторяет первую.

Группы

Вертикальные столбики элементов в периодической таблице — группы состоят из подгрупп: главной и побочной, они иногда обозначаются буквами А и Б соответственно.

В состав главных подгрупп входят s- и р-элементы, а в состав побочных — d- и f-элементы больших периодов.

Главная подгруппа — это совокупность элементов, которая размещается в периодической таблице вертикально и имеет одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя в атомах.

Как следует из приведенного определения, положения элемента в главной подгруппе определяется общим количеством электронов (s- и р-) внешнего энергетического уровня, равным номеру группы. Например, сера (S — 3s 2 3p 4 ), в атоме которого на внешнем уровне содержится шесть электронов, относится к главной подгруппе шестой группы, аргон (Ar — 3s 2 3p 6 ) — к главной подгруппе восьмой группы, а стронций (Sr — 5s 2 ) — к ІІА-подгруппе.

Элементы одной подгруппы характеризуются сходством химических свойств. В качестве примера рассмотрим элементы ІА и VІІА подгрупп (табл.2). С ростом заряда ядра увеличивается количество электронных слоев и радиус атома, но количество электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянной: для щелочных металлов (подгруппа IА) — один, а для галогенов (подгруппа VIIА) — семь. Поскольку именно внешние электроны наиболее существенно влияют на химические свойства, то понятно, что каждая из рассмотренных групп элементов-аналогов имеет подобные свойства.

Но в пределах одной подгруппы наряду с подобием свойств наблюдается их некоторое изменение. Так, элементы подгруппы ІА все, кроме Н — активные металлы. Но с ростом радиуса атома и количества электронных слоев экранирующих влияние ядра на валентные электроны, металлические свойства усиливаются. Поэтому Fr более активный металл, чем Сs, a Cs — более активный, чем R в и т.д. А в подгруппе VIIA по той же причине ослабляются неметаллические свойства элементов при росте порядкового номера. Поэтому F — более активный неметалл по сравнению с Cl, a Cl — более активный неметалл сравнению с Br и т.д.

Таблица 2 — Некоторые характеристики элементов ІА и VІІА-подгрупп

период	Подгруппа IA				Подгруппа VIIA
	Символ элемента	Заряд ядра	Радиус атома, нм		Символ элемента	Заряд ядра	Радиус атома, нм	Внешняя электронная конфигурацiя
II	Li	+3	0,155	2 s 1	F	+9	0,064	2 s 2 2 p 5
III	Na	+11	0,189	3 s 1	Cl	+17	0,099	3 s 2 3 p 5
IV	K	+19	0,236	4 s 1	Br	35	0,114	4 s 2 4 p 5
V	Rb	+37	0,248	5 s 1	I	+53	0,133	5 s 2 5 p 5
VI	Cs	55	0,268	6 s 1	At	85	0,140	6 s 2 6 p 5
VII	Fr	+87	0,280	7 s 1	—	—	—	—

Побочные подгруппа — это совокупность элементов, размещаемых в периодической таблице вертикально и имеют одинаковое количество валентных электронов за счет застройки внешнего s- и втором снаружи d-энергетических подуровней.

Все элементы побочных подгрупп относятся к d-семейству. Эти элементы иногда называют переходными металлами. В побочных подгруппах свойства изменяются более медленно, поскольку в атомах d-элементов электроны застраивают второй извне энергетический уровень, а на внешнем уровне находятся только один или два электрона.

Положение первых пяти d-элементов (подгруппы IIIБ- VIIБ) каждого периода можно определить с помощью суммы внешних s-электронов и d-электронов второго снаружи уровня. Например, из электронной формулы скандия (Sc — 4s 2 3d 1 ) видно, что он размещается в побочной подгруппе (поскольку является d-элементом) третьей группы (поскольку сумма валентных электронов равна трем), а марганец (Mn — 4s 2 3d 5 ) размещается в побочной подгруппе седьмой группы.

Положение последних двух элементов каждого периода (подгруппы IБ и IIБ) можно определить по количеству электронов на внешнем уровне, поскольку в атомах этих элементов предыдущий уровень является полностью завершенным. Например, Ag (5s 1 5d 10) размещается в побочной подгруппе первой группы, Zn (4s 2 3d 10) — в побочной подгруппе второй группы.

Триады Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd и Os-Ir-Pt размещены в побочной подгруппе восьмой группы. Эти триады образуют две семьи: железа и платиноидов. Кроме указанных семей отдельно выделяют семью лантаноидов (четырнадцать 4f-элементов) и семью актиноидов (четырнадцать 5f-элементов). Эти семьи принадлежат к побочной подгруппе третьей группы.

Рост металлических свойств элементов в подгруппах сверху вниз, а также уменьшение этих свойств в пределах одного периода слева направо обусловливают появление в периодической системе диагональной закономерности. Так, Be очень похож на Al, B — на Si, Ti — на Nb. Это ярко проявляется в том, что в природе эти элементы образуют подобные минералы. Например, в природе Те всегда бывает с Nb, образуя минералы — титанониобаты.