3. Периодическая система элементов д.И. Менделеева

В 1869 г. Д.И. Менделеевым был открыт периодический закон: "Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов".

Физический смысл периодического закона подтвердило развитие учения о строении атома. В связи с этим произошло уточнение формулировки периодического закона Д.И. Менделеева: "Свойства элементов, а также их соединений находятся в периодической зависимости от величин заряда ядер атомов элементов".

В периодической системе элементы расположены в порядке возрастания зарядов ядер их атомов. Порядковый номер элемента равен заряду ядра атома и соответственно общему количеству электронов этого атома.

Периодическая система – графическое отображение этого закона, таблица, в которой расположены все известные химические элементы (см. прил., табл.15).

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп.

Горизонтальные ряды химических элементов в таблице Д.И. Менделеева, в пределах которых последовательно изменяются их химические свойства, называются периодами. Периодическая система содержит 7 периодов.

Первые три периода называются малыми. В первом периоде только два элемента: водород Н и гелий Не. Второй и третий – содержат по восемь элементов. Второй период – это элементы от №3 (литий Li − щелочной металл) до №10 (неон Ne − инертный газ). Третий период – это элементы от №11 (натрий Na − щелочной металл) до №18 (аргон Ar − инертный газ).

Начиная с четвертого, периоды называются большими. В четвертом и пятом периодах находятся по 18 элементов. Для этих периодов характерно то, что более или менее полное повторение свойств наблюдаются через 18, а не через 8 элементов. Шестой период – это 32 элемента от щелочного металла цезия (Cs − №55) до инертного газа радона (Rn − №86). 14 элементов в этом периоде, следующие за лантаном (La − №57), очень сходны по своим свойствам, поэтому они называются лантаноидами. Поскольку различие в химических свойствах этих элементов очень мало, они вынесены из таблицы в отдельную строку. Седьмой период незакончен.

Вертикальные ряды в таблице называются группами. В периодической системе – 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних оболочках. Каждая группа делится на главную и побочную подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами и сходными химическими свойствами.

Главные подгруппы (подгруппы А) составляют элементы малых и больших периодов.

Побочные подгруппы (подгруппы В) – элементы только больших периодов. К побочным подгруппам принадлежат d- и f-элементы.

3. Строение атома и периодический закон

Распределение электронов по уровням и подуровням атома подчиняется рассмотренным выше принципам и правилам распределения электронов многоэлектронных атомов.

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атома.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия. Минимальное значение энергии для единственного электрона водорода соответствует энергетическому уровню (n=1), т.е. состоянию 1s. У гелия два электрона, которые занимают положение 1s². Водород и гелий относятся к s-элементам.

Начиная с лития формируется второй энергетический уровень (n=2), который завершается у неона, у которого заполнены 2s- и 2р-подуровни:

₃Li 1s²2s¹; ₁₀Ne 1s²2s²2p⁶.

У первых двух элементов Li и Be формируется 2s-подуровень, поэтому они относятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число р-элементов.

От натрия до аргона комплектуется третий уровень:

₁₁Na 1s²2s² 2р⁶ 3s¹; ₁₈Ar 1s²2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

Хотя после заполнения 3s- и Зр-подуровней в третьем энергетическом уровне остается свободным весь 3d-подуровень, его заполнение не происходит, он останется пока свободным, так как в соответствии с правилом Клечковского подуровень 4s характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3d.

Калий K и кальций Ca, стоящие за аргоном, открывают четвертый период. У этих элементов начинает заполняться четвертый энергетический уровень, и только со скандия возобновляется достройка третьего уровня (формирование 3d-подуровня). Заполнение 3d-подуровня в декаде Sc – Zn осуществляется не вполне регулярно: у атомов хрома Cr и меди Cu происходит «проскок» внешнего s-электрона на предшествующую d-орбиталь. «Проскок» электрона в атоме хрома приводит к заполнению d-подуровня наполовину (конфигурация d⁵), а у меди – к его полному комплектованию (конфигурация d¹⁰). Аналогичные неравномерности в застройке d-, а затем и в f-подуровнях наблюдаются и в следующих периодах. После цинка, вплоть до криптона, продолжается заполнение четвертого энергетического уровня (4р-подуровень). Таким образом, четвертый (большой) период содержит 18 элементов:

₁₉К 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s¹;

.…………………

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s²3d¹;

.……………….

₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵;

…………………

₂₉Cu 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s¹3d¹⁰;

…………………

₃₆Кr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶.

Заполнение энергетических подуровней у элементов пятого периода аналогично заполнению их у элементов четвертого периода: вслед за рубидием и стронцием на протяжении декады Y – Cd с несколькими «проскоками» (Nb, Mo, Тс, Ru, Rh, Ag, Pd) комплектуется 4d-подуровень. Энергетические подуровни 5s и 4d очень близки, и часто один электрон с 5s-подуровня переходит на 4d-подуровень. Поэтому у элементов Nb, Mo, Тс, Ru, Rh, Ag на 5s-подуровне находится только один электрон (5s¹), а у палладия Pd вообще в невозбужденном состоянии 5s-подуровень не заполнен (это единственный элемент периодической системы, не имеющий s-электронов на внешнем уровне – 5s⁰). Затем последовательность нарушается, и электроны поступают на р-подуровень пятого уровня, хотя свободны все 4f-орбитали.

Шестой период. Дальнейшая застройка сопровождается уже двумя нарушениями последовательности в пределах одного периода. Цезий Cs и барий Ba имеют заполненный 6s-подуровень. У лантана La, расположенного непосредственно после бария, появляется электрон на 5d-подуровне, так что его электронная структура соответствует формуле:

₅₇La 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹.

У следующего за лантаном элемента – церия Се начинается застройка 4f-подуровня:

₅₈Се 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f²

и заканчивается у лютеция Lu:

₇₁Lu 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹.

Изменение числа электронов на третьем снаружи 4f-подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все f-элементы очень похожи друг на друга. Все лантаноиды проявляют валентное состояние 3, которое для них наиболее характерно. Наиболее устойчиво это валентное состояние у лантана, гадолиния и лютеция.

После лютеция от гафния Hf до ртути Hg заканчивается застройка 5d-подуровня, а начиная от таллия Tl и, кончая радоном Rn, продолжается застройка шестого уровня (6р-подуровень). Шестой период содержит 32 элемента.

Седьмой период аналогичен шестому, но он не завершен. 7−й период содержит четырнадцать элементов с заполняющимся 5f-подуровнем, образующих семейство актиноидов. По химическим свойствам актиноиды похожи как друг на друга, так и на лантаноиды, что объясняется в большинстве случаев строением трех наружных уровней.

При рассмотрении электронных структур атомов элементов становится очевидной связь расположения атомов в периодической системе с их строением.

Таким образом, можно отметить следующие закономерности:

1. Все элементы располагаются в порядке возрастания порядкового номера, т.е. в порядке увеличения числа протонов в ядре. Периодическая повторяемость внутриядерных структур, составленных из протонов и нейтронов, отражается на периодически повторяющихся электронных структурах.

2. Начало периода совпадает с началом нового энергетического уровня. Период представляет собой последовательный ряд элементов. Электронная конфигурация элементов в периодах изменяется от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода). Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются р-элементом (у первого периода – s-элементом). Каждый период завершается инертным газом, у которого (кроме Не) внешний уровень состоит из восьми электронов.

Элементы с особо ярко выраженным сходством следуют один за другим сначала через 8, затем через 18 и через 32 порядковых номера. Поэтому различают малые и большие периоды. Длина периода определяется числом подуровней, заполняющихся при формировании периода: 1-й период – s-подуровень содержит 2 элемента; 2-й и 3-й периоды – s- и p-подуровни – 8 элементов; 4-й и 5-й периоды – s-, p- и d-подуровни – 18 элементов; 6-й и (7-й) периоды – s-, p-, d- и f-подуровни – 32 элемента.

3. В подгруппы каждой группы объединены элементы, сходные по строению внешнего энергетического уровня их атомов.

Главная подгруппа (подгруппа А) содержит элементы s- и p-электронных семейств, атомы которых имеют на внешнем уровне число электронов, равное номеру группы. Эти электроны называются валентными и участвуют в образовании химических связей.

Побочная подгруппа (подгруппа В) включает элементы d- и f-электронных семейств, атомы которых имеют на внешнем уровне 1−2 электрона. У этих элементов валентными являются электроны внешнего (n-уровня) и часть электронов внутренних (n–1) и (n–2) уровней. Этим и объясняется отличие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Элементы побочных подгрупп (В-подгрупп) составляют три вставные декады d-элементов: 21(Sc) – 30(Zn); 39(Y) – 48(Cd);72(Hf) – 80(Hg) и начало 4-й вставной декады в незаконченном 7-м периоде. К побочным подгруппам также относятся элементы f-электронного семейства – лантаноиды и актиноиды.

Отличие в строении атома обусловливает различие в свойствах элементов разных подгрупп. Например, у галогенов на внешнем уровне – 7 электронов (VII А-группа), а у элементов подгруппы марганца (VII В-группа) – 2 электрона на внешнем уровне и 5 электронов на d-подуровне (n–1) уровня. Галогены – типичные неметаллы, элементы подгруппы марганца в основном проявляют металлические свойства. Но у них есть и общие признаки. Они могут максимально выделять 7 электронов на образование химических связей в молекулах. Только у элементов подгруппы марганца 2 электрона при этом выделяются с внешнего n-уровня и 5 электронов с (n–1) уровня, а у галогена, например, хлора все 7 электронов – с внешнего n-уровня.

Сходство элементов главных и побочных подгрупп заключается в величине проявляемой максимальной валентности. Таким образом, номер группы указывает на максимально возможное число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Высшая валентность элементов главных подгрупп по кислороду и водороду приведена в табл. 1.1.

Таблица 1.1

Высшая валентность элементов главных подгрупп

по кислороду и водороду

Высшая валентность	IA	IIA	IIIA	IVA	VA	VI	VIIA
По кислороду	1	2	3	4	5	6	7
	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
По водороду	1	2	3	4	3	2	1
	NaH	MgH2	AlH3	SiH4	PH3	H2S	HCl