Периодическая система химических элементов Менделеева

Сопоставление свойств, предсказанных  Д. И. Менделеевым для еще не открытого  элемента "эка-силиция" со свойствами элемента германия (Ge). В современной  Периодической таблице германий занимает место "эка-силиция".

Свойство	Предсказано Д. И. Менделеевым  для "эка-силиция" в 1870 году	Определено для германия Ge, открытого в 1886 году
Цвет, внешний вид	коричневый	светло-коричневый
Атомный вес	72	72,59
Плотность (г/см3)	5,5	5,35
Формула оксида	ХО2	GeO2
Формула хлорида	XCl4	GeCl4
Плотность хлорида (г/см3)	1,9	1,84

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

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

 

2. Структура Периодической системы

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

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

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

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

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

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

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

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

 

 

III. Периодический  закон и строение атома 

 

1. Основные сведения строения атомов 

 

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

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

·  естественная радиоактивность элементов (французские ученые - радиохимики А. Беккерель и М. Склодовская-Кюри, физик Пьер Кюри, 1896 г.) и существование б-частиц (ядер гелия ⁴He²⁺);

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

·  искусственное превращение одного элемента в другой, например азота в кислород(Э. Резерфорд, 1919 г.). Из ядра атома одного элемента (азота - в опыте Резерфорда) при соударении с б-частицей образовывалось ядро атома другого элемента (кислорода) и новая частица, несущая единичный положительный заряд и названная протоном (p⁺, ядро¹H)

·  наличие в ядре атома электронейтральных частиц - нейтронов n⁰ (английский физик Дж. Чедвик, 1932 г.).

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Главная подгруппа (подгруппа  углерода)	Побочная подгруппа (подгруппа  титана)
C...2s22p2	Ti...3d24s2
Si...3s23p2	Zr...4d25s2
Се…4s24р2	Hf...5d26s2
Sn...5s25p2	Ku...6d27s2
Pb…6s26р2
р-элементы	d-элементы

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

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

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

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание  металлических свойств элементов  в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение  электронов по уровням в атомах ₉F (1s² 2s² 2р⁵) и ₅₃J (1s² 2s² 2р⁶ 3s²3р⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает  две закономерности:

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

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

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

2. Изменение в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы

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

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

 

3. Строение электронных оболочек атомов

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