Розділ 1.4. Періодичний закон I періодична система елементів д. I. Менделєєва
У 1869 p. Д. I. Менделєєвим відкрито і сформульовано періодичний закон: „Властивості простих тіл, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг (мас) елементів”.
Теорія будови атома довела, що кількісною характеристикою, яка визначає хімічну природу елемента, є не маса атома, а його порядковий номер, який відповідає величині позитивного заряду ядра атома. Тому сучасне формулювання періодичного закону таке: властивості хімічних елементів, а також форми і властивості їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів.
Графічним зображенням періодичного закону є періодична система елементів, яка складається з періодів, рядів і груп. Кожний елемент має свій номер, який називається порядковим або атомним.
Період – це горизонтальний ряд, у якому елементи розміщені в порядку зростання їхніх атомних мас (порядкового номера). Усього є сім періодів. I, II, III називаються малими, a IV, V, VI і VII – великими періодами, причому останній VII – незавершений. Усі періоди, за виключенням першого, який містить тільки два елементи, починаються лужним металом і закінчуються інертним газом. Періоди II і III одержали назву типових, оскільки властивості елементів у цих періодах закономірно змінюються від типового металу до інертного газу. У великих періодах цей перехід відбувається повільно.
Кожний малий період складається з одного ряду, а кожний великий період має два ряди – парний (верхній) і непарний (нижній). В елементів парних рядів великих періодів (з 4 по 10) переважають металічні властивості, але зміна властивостей зліва направо сповільнена. Для елементів непарних рядів (з 5 по 9) зміна властивостей відбувається аналогічно типовим періодам від активного металу до інертного газу, тобто прискорено. Особливістю VI і VII періодів є наявність родин елементів із близькими хімічними властивостями: родин лантаноїдів та актиноїдів.
Група – це вертикальний ряд, у якому розміщені елементи, які подібні за властивостями. Загальна кількість груп – 8. Кожна група поділяється на головну й побічну підгрупи. Номер групи відповідає вищому позитивному ступеню окиснення елементів, що входять до складу цієї групи. Виключення складають: F (VII група), ступінь окислення якого тільки –1; O (VI група), ступінь окиснення +2, –1, –2; Cu, Ag і Au (I група), виявляють ступінь окиснення від +1 до +3.
Періодичність зміни хімічних та фізичних властивостей елементів
Хімічна активність елемента визначається здатністю його атомів відщеплювати чи приєднувати електрони. Кількісно ця здатність атомів елементів оцінюється за допомогою двох енергетичних характеристик: енергії йонізації та енергії спорідненості до електрона.
Енергія йонізації (І, кДж/моль, еВ) – це мінімальна енергія, що необхідна для відриву електрона від нейтрального незбудженого атома:
Е + І →
Е+ + 
,
де Е – символ елемента періодичної системи, Е+ – символ його йону. Для багатоелектронних атомів енергії йонізації І1, І2, І3,..., Іn відповідають відриву першого, другого і дальших електронів. При цьому завжди І1<І2<І3. Енергія йонізації залежить від заряду ядра атома, електронної конфігурації валентних електронів, відстані електрона від ядра, числа внутрішніх шарів, які зумовлюють ефекти екранування електрона до ядра. Ефект екранування заряду ядра зумовлений здатністю внутрішніх електронних шарів послабляти дію ядра на зовнішні електрони і зменшувати їх зв’язок з ядром. Ефект екранування зростає зі збільшенням числа внутрішніх електронних шарів. Енергія йонізації характеризує металічні властивості елементів. Чим менше значення енергії йонізації, тим більше проявляються металічні та відновні властивості елемента.
Найменша напруга електричного поля, за якої відбувається відщеплення електрона, називається потенціалом йонізації (І, В).
Спорідненість до електрона – це енергія, яка виділяється або поглинається при приєднанні електрона до нейтрального незбудженого атома з утворенням відповідного аніона. Спорідненість до електрона залежить від електронної будови атома: чим більша кількість електронів у зовнішньому шарі та менший радіус атома, тим вона більше. Оскільки приєднання електронів до атомів металів енергетично невигідне, спорідненість до електрона для металів невелика або має негативне значення. Найбільшу спорідненість до електрона мають галогени, оскільки електронна конфігурація їх зовнішнього енергетичного рівня є ns2np5 і до завершення електронного підрівня їм необхідно приєднати один електрон. Таким чином, значення спорідненості до електрона характеризує неметалічні властивості елемента. Чим більша спорідненість до електрона, тим сильніше виражені неметалічні властивості елемента.
Спорідненість до електрона при зростанні атомного номера елемента змінюється періодично. У межах періоду вона зростає від лужного металу до благородного газу. У межах головної підгрупи спорідненість до електрона зменшується зверху донизу, оскільки збільшуються атомні радіуси елементів.
Електронегативність (χ) характеризує здатність атома елемента притягувати до себе спільну електронну пару в хімічній сполуці (додаток 3). Значення відносної електронегативності елементів змінюється періодично: у періоді електронегативність зростає зі збільшенням атомного номера елемента, у головній підгрупі зменшується зверху донизу. Електронегативність характеризує неметалічні властивості елементів. Чим більше значення електронегативності, тим сильніше виражені неметалічні властивості елементів.
Враховуючи характер змін усіх енергетичних характеристик, можна зробити такі висновки: зі збільшенням порядкового номера в головних підгрупах підсилюються металічні властивості і зменшуються неметалічні. У періодах зі збільшенням порядкового номера елемента металічні властивості зменшуються, а неметалічні – зростають.