9. Периодический закон и Периодическая система элементов

Периодический закон Д. И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную 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».

В начале XX векас открытием строения атома было установлено, что периодичность изменения свойств элементов определяетсяне атомным весом, а зарядом ядра, равным атомному номеруи числу электронов, распределение которых поэлектронным оболочкаматомаэлемента определяет его химические свойства.

Современная формулировка Периодического закона гласит:

свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер.

Дальнейшее развитие периодической системы связано с заполнением пустых клеток таблицы, в которые помещались всё новые и новые элементы: благородные газы, природные и искусственно полученные радиоактивные элементы. В2010 году, с синтезом117 элемента, седьмой период периодической системы был завершён. Однако проблема нижней границы таблицы Менделеева остаётся одной из важнейших в современнойтеоретической химии

Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая система элементов.

Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная), «сверхдлинная».

В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки.

Короткая форма таблицы Менделеева (табл.2) основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп: например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6, как у серы и селена, и т. д.

Для облегчения восприятия символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются в ячейках таблицы в разные стороны. В вышеприведённой таблице символы элементов главных подгрупп выровнены влево, а символы элементов побочных подгрупп — вправо.

Широко распространён и другой вариант выравнивания (см. вариант таблицы ниже): в первой строке каждого периода символы элементов выровнены влево, а во второй строке — вправо. Во втором и третьем периоде, которые состоят только из одной строки, используется смешанное выравнивание.

Длинный вариант (длиннопериодная форма) таблицы Менделеева утверждён Международным союзом теоретической и прикладной химии(IUPAC) в качестве основного (табл.3):

Названия синтезированных элементов от 113 до 118 даны по порядковому номеру (искусственно образованы из корней латинских числительных. Например, элемент с Z=115 Ununpentium можно приблизительно перевести как «одно-одно-пятый

Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, Не, Li, Be...), образуют семь периодов.

В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам

Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам

Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность)

Свойства химического элемента (свойства его свободных атомов и свойства простого вещества) проявляют периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

1. энергия ионизации атомов;

2. энергия сродства атомов к электрону;

3. электроотрицательность;

4. атомные (и ионные) радиусы;

5. степени окисления.

1. Энергия ионизации атомов - наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома

Легче всего удалить электрон из атомов щелочных металлов, включающих по одному валентному электрону, труднее всего — из атомов благородных газов, обладающих замкнутой электронной оболочкой. Поэтому периодичность изменения энергии ионизации атомов характеризуется минимумами, отвечающими щелочным металлам, и максимумами, приходящимися на благородные газы.

2) Энергия сродства атомов к электрону-энергия, выделяющаяся в процессе присоединения электрона к свободному атому.

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As)

3) Электроотрицательность(χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекулепритягивать к себе общие электронные пары.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах — её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая — у p-элементов VII группы.

4) Атомные (и ионные) радиусы.

Значения орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу немонотонно уменьшаются, за исключением ряда Li—Ne, , особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое.

В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

5) Степень окисления-вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций

- численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО₄).

В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами.

Все элементы в Периодической системе условно делят на металлы и неметаллы.

В главных группах металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.

В периодах для элементов главных групп металлические свойства элементов уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента.

Оксидам типичных неметаллов соответствуют кислотные гидроксиды, а оксидам типичных металлов – основные гидроксиды.

Элементы главных групп, расположенные по диагональной границе (Be, Al, Ge. Sb. Pb) и примыкающие к ней, образуют амфотерные оксиды и гидроксиды.

Для оксидов элементов главных групп в Периодической системе :

Слева направо в пределах периода уменьшается основной характер, но растет кислотный характер,

Сверху вниз в пределах групп растет основной характер, но уменьшается кислотный характер.

С повышением степени окисления основной характер оксидов переходных элементов уменьшается, но одновременно растет их кислотный характер.