Перший хімічний елемент у менделєєвій таблиці. Періодична система елементів
Періодична система хімічних елементів- природна класифікація хімічних елементів, що є графічним (табличним) виразом періодичного закону хімічних елементів. Структура її, багато в чому подібна до сучасної, розроблена Д. І. Менделєєвим на основі періодичного закону в 1869-1871 гг.
Прообразом періодичної системи був "Досвід системи елементів, заснованої на їхній атомній вазі та хімічній спорідненості", складений Д. І. Менделєєвим 1 березня 1869 р. Протягом двох років учений безперервно вдосконалював "Досвід системи", ввів уявлення про групи, ряди та періоди елементів. У результаті структура періодичної системи набула багато в чому сучасних обрисів.
Важливим для її еволюції стало поняття про місце елемента в системі, що визначається номерами групи та періоду. Маючи це поняття, Менделєєв дійшов висновку, що необхідно змінити атомні маси деяких елементів: урану, індія, церію та її супутників. Це було перше практичне застосування періодичної системи. Менделєєв також уперше передбачив існування кількох невідомих елементів. Вчений описав найважливіші властивостіекаалюмінію (майбутнього галію), екабору (скандію) та екасиліцію (німецьку). Крім того, він передбачив існування аналогів марганцю (майбутніх технеції та ренію), телуру (полонія), йоду (астата), цезію (франція), барію (радію), танталу (протактінія). Прогнози вченого щодо цих елементів мали загальний характер, оскільки ці елементи розташовувалися в маловивчених областях періодичної системи.
Перші варіанти періодичної системи багато в чому представляли лише емпіричне узагальнення. Адже був незрозумілий фізичний зміст періодичного закону, не було пояснення причин періодичної зміни властивостей елементів залежно від зростання атомних мас. У зв'язку з цим залишалися невирішеними багато проблем. Чи є межі періодичної системи? Чи можна визначити точну кількість наявних елементів? Залишалася неясною структура шостого періоду - яка точна кількість рідкісноземельних елементів. Було невідомо, чи є ще елементи між воднем і літієм, якою є структура першого періоду. Тому до фізичного обгрунтування періодичного закону та розробки теорії періодичної системи перед нею не раз виникали серйозні труднощі. Несподіваним було відкриття у 1894-1898 pp. плеяди інертних газів, яким, здавалося, не було місця в періодичній системі. Ця проблема була усунена завдяки ідеї включити до структури періодичної системи самостійну нульову групу. Масове відкриття радіоелементів з кінця XIX і XX ст. (До 1910 їх число становило близько 40) призвело до різкого протиріччя між необхідністю їх розміщення в періодичній системі і її структурою, що склалася. Для них було лише 7 вакантних місць у шостому та сьомому періодах. Ця проблема була вирішена в результаті встановлення правил зсуву та відкриття ізотопів.
Одна з головних причин неможливості пояснити фізичний зміст періодичного закону та структуру періодичної системи полягала в тому, що було невідомо, як побудовано атом. Найважливішою віхою шляху розвитку періодичної системи стало створення атомної моделі Еге. Резерфордом (1911). На її основі голландський вчений А. Ван ден Брук (1913) висловив припущення, що порядковий номер елемента в періодичній системі чисельно дорівнює заряду атома ядра (Z). Це експериментально підтвердив англійська вчена Г. Мозлі (1913). Періодичний закон отримав фізичне обгрунтування: періодичність зміни властивостей елементів стала розглядатися залежно від Z-заряду ядра атома елемента, а чи не від атомної маси.
Через війну структура періодичної системи значно зміцнилася. Було визначено нижню межу системи. Це водень - елемент із мінімальним Z = 1. Стало можливим точно оцінити кількість елементів між воднем та ураном. Були визначені "прогалини" в періодичній системі, що відповідають невідомим елементам з Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однак залишалися неясними питання про точну кількість рідкісноземельних елементів і, що особливо важливо, не були розкриті причини періодичності зміни властивостей елементів залежно від Z.
Спираючись на сформовану структуру періодичної системи та результати вивчення атомних спектрів, датський учений Н. Бор у 1918-1921 рр. розвинув уявлення про послідовність побудови електронних оболонок та підболочок в атомах. Вчений дійшов висновку, що подібні типи електронних змін атомів періодично повторюються. Таким чином, було показано, що періодичність зміни властивостей хімічних елементів пояснюється існуванням періодичності у побудові електронних оболонок та підболінок атомів.
Нині періодична система охоплює 126 елементів. З них усі трансуранові елементи (Z = 93-107), а також елементи з Z = 43 (технецій), 61 (прометій), 85 (астат), 87 (францій) отримані штучно. За всю історію існування періодичної системи було запропоновано велику кількість (>500) варіантів її графічного зображення, переважно у вигляді таблиць, а також у вигляді різних геометричних фігур(просторових та площинних), аналітичних кривих (спіралей тощо) і т. д. Найбільшого поширення набули коротка, довга та сходова форми таблиць.
В даний час перевага надається короткою.
Фундаментальним принципом побудови періодичної системи є її підрозділ групи і періоди. Менделєєвське поняття рядів елементів нині не вживається, оскільки не має фізичного сенсу. Групи, у свою чергу, поділяються на головну (а) та побічну (b) підгрупи. У кожній підгрупі містяться елементи – хімічні аналоги. Елементи а- і b-підгруп у більшості груп також виявляють між собою певну схожість, головним чином у вищих ступенях окислення, які, як правило, дорівнюють номеру групи. Періодом називається сукупність елементів, що починається лужним металом і закінчується інертним газом ( особливий випадок- Перший період). Кожен період містить певну кількість елементів. Періодична система складається з восьми груп та восьми періодів.
Особливість першого періодуполягає в тому, що він містить всього 2 елементи: водень та гелій. Місце водню у системі неоднозначно. Оскільки він виявляє властивості, загальні з лужними металами і з галогенами, його поміщають або в Iаα-, або в VIIaα - підгрупу, причому останній варіант вживається частіше. Гелій – перший представник VIIIa – підгрупи. Довгий час гелій та всі інертні гази виділяли у самостійну нульову групу. Це положення вимагало перегляду після синтезу хімічних сполуккриптону, ксенону та радону. В результаті інертні гази та елементи колишньої VIII групи (залізо, кобальт, нікель та платинові метали) були об'єднані в рамках однієї групи. Цей варіант не бездоганний, оскільки інертність гелію та неону не викликає сумнівів.
Другий періодмістить 8 елементів. Він починається лужним металом літієм, єдиний ступінь окислення якого +1. Далі слідує берилій (метал, ступінь окислення +2). Бор виявляє вже слабко виражений металевий характері є неметалом (ступінь окислення +3). Наступний за бором вуглець - типовий неметал, який виявляє ступінь окислення як +4, і -4. Азот, кисень, фтор і неон - усі неметали, причому в азоту найвищий ступінь окислення +5 відповідає номеру групи; для фтору відомий ступінь окислення +7. Інертний газ неон завершує період.
Третій період(натрій – аргон) також містить 8 елементів. Характер зміни їх властивостей багато в чому аналогічний тому, що спостерігався елементів другого періоду. Але тут є й своя специфіка. Так, магній на відміну берилію більш металевий, як і і алюміній проти бором. Кремній, фосфор, сірка, хлор, аргон – все це типові неметали. І всі вони, крім аргону, виявляють найвищі ступені окислення, рівні номеру групи.
Як бачимо, в обох періодах у міру збільшення Z спостерігається ослаблення металевих та посилення неметалічних властивостей елементів. Д. І. Менделєєв називав елементи другого та третього періодів (за його словами, малих) типовими. Елементи малих періодів належать до найпоширеніших у природі. Вуглець, азот та кисень (поряд із воднем) - органогени, тобто. основні елементи органічної матерії
Всі елементи першого-третього періодів розміщуються в а-підгрупах.
Четвертий період(калій – криптон) містить 18 елементів. За Менделєєвим, це перший великий період. Після лужного металу калію і лужноземельного металу кальцію слідує ряд елементів, що складається з 10 так званих перехідних металів (скандій - цинк). Усі вони входять до b-підгрупи. Більшість перехідних металів виявляють найвищі ступені окислення, рівні номеру групи, крім заліза, кобальту та нікелю. Елементи, починаючи з галію та закінчуючи криптоном, належать до а-підгруп. Криптон на відміну попередніх інертних газів може утворювати хімічні сполуки.
П'ятий період(рубідій - ксенон) за своєю побудовою аналогічний четвертому. У ньому також міститься вставка з 10 перехідних металів (ітрій – кадмій). Елементи цього періоду мають свої особливості. У тріаді рутеній - родій - паладій для рутенію відомі сполуки, де він виявляє ступінь окислення +8. Усі елементи а-підгруп виявляють вищі ступеня окислення, рівні номеру групи, крім ксенон. Можна помітити, що особливості зміни властивостей елементів четвертого і п'ятого періодів у міру зростання Z мають у порівнянні з другим і третім періодами більш складний характер.
Шостий період(цезій – радон) включає 32 елементи. У цьому періоді крім 10 перехідних металів (лантан, гафній – ртуть) міститься ще й сукупність із 14 лантаноїдів – від церію до лютецію. Елементи від церію до лютецію хімічно дуже схожі, і на цій підставі їх давно включають до сімейства рідкісноземельних елементів. У короткій формі періодичної системи ряд лантаноїдів включають клітину лантана і розшифровку цього ряду дають внизу таблиці.
У чому полягає специфіка елементів шостого періоду? У тріаді осмій – іридій – платина для осмію відома ступінь окислення +8. Астат має досить виражений металевий характер. Радон, ймовірно, має найбільшу реакційну здатність з усіх інертних газів. На жаль, через те, що він дуже радіоактивний, його хімія мало вивчена.
Сьомий періодпочинається з Франції. Подібно до шостого, він також повинен містить 32 елементи. Францій та радій відповідно є елементами Iaα- та IIаα-підгруп, актиній належить до III b-підгрупи. Найбільш поширене уявлення про сімейство актиноїдів, яке включає елементи від торію до лоуренсія та аналогічно лантаноїдам. Розшифровка цього ряду елементів дається внизу таблиці.
Тепер подивимося, як змінюються властивості хімічних елементів у підгрупах періодичної системи. Основна закономірність цієї зміни полягає у посиленні металевого характеру елементів у міру зростання Z. Особливо виразно ця закономірність проявляється у IIIаα-VIIaα-підгрупах. Для металів Iaα-IIIаα-підгруп спостерігається зростання хімічної активності. У елементів IVаα - VIIaα-підгруп зі збільшенням Z спостерігається ослаблення хімічної активності елементів. У елементів b-підгруп зміна хімічної активності складніше.
Теорія періодичної системи була розроблена Н. Бором та іншими вченими в 20-х роках. XX ст. і ґрунтується на реальній схемі формування електронних конфігурацій атомів. Відповідно до цієї теорії, у міру зростання Z заповнення електронних оболонок і підболілок в атомах елементів, що входять у періоди періодичної системи, відбувається в наступній послідовності:
Номери періодів
На підставі теорії періодичної системи можна дати таке визначення періоду: період є сукупність елементів, що починається елементом зі значенням n, рівним номеру періоду, і l = 0 (s-елементи) і закінчується елементом з тим самим значенням n і l = 1 (р- елементи). Виняток становить перший період, що містить лише 1s-елементи. З теорії періодичної системи випливають і числа елементів у періодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32...
На прикладеній кольоровій вкладці символи елементів кожного типу (s-, р-, d- та f-елементи) зображені на певному колірному тлі: s-елементи – на червоному, р-елементи – на помаранчевому, d-елементи – на синьому, f -Елементи – на зеленому. У кожній клітині наведено порядкові номери та атомні маси елементів, а також електронні конфігурації зовнішніх електронних оболонок, які в основному визначають Хімічні властивостіелементів.
З теорії періодичної системи випливає, що до а-підгруп належать елементи з n, рівним номеру періоду, і l = 0 і 1. До b-підгруп відносяться ті елементи, в атомах яких відбувається добудова оболонок, що раніше залишалися незавершеними. Саме тому перший, другий та третій періоди не містять елементів b-підгруп.
Структура періодичної системи елементів тісно пов'язана із будовою атомів хімічних елементів. У міру зростання Z періодично повторюються подібні типи зміни зовнішніх електронних оболонок. Саме вони визначають основні особливості хімічної поведінки елементів. Ці особливості по-різному проявляються для елементів а-підгруп (s- і р-елементи), для елементів b-підгруп (перехідні d-елементи) та елементів f-родин - лантаноїдів та актиноїдів. Особливий випадок є елементами першого періоду - водень і гелій. Для водню характерна висока хімічна активність, тому що його єдиний 1s-електрон легко відщеплюється. У той самий час конфігурація гелію (1s 2) дуже стійка, що зумовлює його повну хімічну бездіяльність.
У елементів а-підгруп відбувається заповнення зовнішніх електронних оболонок (з n, рівним номеру періоду); тому властивості цих елементів помітно змінюються зі зростанням Z. Так, у другому періоді літій (конфігурація 2s) - активний метал, легко втрачає єдиний валентний електрон; берилій (2s 2) - також метал, але менш активний через те, що його зовнішні електрони міцніше пов'язані з ядром. Далі, бор (2s 2 р) має слабко виражений металевий характер, проте наступні елементи другого періоду, у яких відбувається побудова 2р-подоболочки, є вже неметалами. Восьмиелектронна конфігурація зовнішньої електронної оболонки неону (2s 2 р 6) – інертного газу – дуже міцна.
Хімічні властивості елементів другого періоду пояснюються прагненням їх атомів придбати електронну конфігурацію найближчого інертного газу (конфігурацію гелію для елементів від літію до вуглецю або конфігурацію неону - для елементів від вуглецю до фтору). Ось чому, наприклад, кисень не може виявляти вищого ступеня окислення, що дорівнює номеру групи: адже йому легше досягти конфігурації неону шляхом придбання додаткових електронів. Такий самий характер зміни властивостей проявляється в елементів третього періоду та у s-і р-елементів усіх наступних періодів. У той самий час ослаблення міцності зв'язку зовнішніх електронів з ядром в а-подгруппах у міру зростання Z проявляється у властивостях відповідних елементів. Так, для s-елементів відзначається помітне зростання хімічної активності зі зростанням Z, а р-элементов - наростання металевих властивостей.
В атомах перехідних d-елементів добудовуються незавершені раніше оболонки зі значенням головного квантового числа n, на одиницю меншою за номери періоду. За окремими винятками конфігурація зовнішніх електронних оболонок атомів перехідних елементів - ns 2 . Тому всі d-елементи є металами, і саме тому зміни властивостей d-елементів у міру зростання Z не так різання, як ми це бачили у s-і р-елементів. У вищих ступенях окислення d-елементи виявляють певну подібність до р-елементів відповідних груп періодичної системи.
Особливості властивостей елементів тріад (VIII b-підгрупа) пояснюються тим, що d-подоболочки близькі до завершення. Ось чому залізо, кобальт, нікель та платинові метали, як правило, не схильні давати сполуки вищих ступенів окиснення. Виняток становлять лише рутеній та осмій, що дають оксиди RuO 4 та OsO 4 . У елементів Ib-і IIb-підгруп d-подоболочка фактично виявляється завершеною. Тому вони виявляють ступеня окиснення, рівні номеру групи.
В атомах лантаноїдів та актиноїдів (всі вони метали) відбувається добудова раніше не завершених електронних оболонок зі значенням головного квантового числа n на дві одиниці менше за номер періоду. У атомах цих елементів конфігурація зовнішньої електронної оболонки (ns 2) зберігається незмінною. У той самий час f-электроны мало впливають на хімічні властивості. Ось чому лантаноїди такі подібні.
У актиноїдів справа набагато складніша. В інтервалі зарядів ядер Z = 90 - 95 електрони 6d і 5f можуть брати участь у хімічних взаємодіях. А звідси випливає, що актиноїди виявляють набагато ширший діапазон ступенів окиснення. Наприклад, для нептунія, плутонію та америція відомі сполуки, де ці елементи виступають у семивалентному стані. Тільки в елементів, починаючи з кюрію (Z = = 96), стає стійким тривалентний стан. Таким чином, властивості актиноїдів значно відрізняються від властивостей лантаноїдів, і обидва сімейства тому не можна вважати подібними.
Сімейство актиноїдів закінчується елементом із Z = 103 (лоуренсій). Оцінка хімічних властивостей курчата (Z = 104) і нільсборія (Z = 105) показує, що ці елементи повинні бути аналогами відповідно гафнію та танталу. Тому вчені вважають, що після сімейства актиноїдів в атомах починається систематичне заповнення 6d-подоболочки.
Кінцева кількість елементів, що охоплює періодична система, невідома. Проблема її верхньої межі - це, мабуть, головна загадка періодичної системи. Найбільш важкий елемент, який вдалося виявити у природі, – це плутоній (Z = 94). Досягнута межа штучного ядерного синтезу – елемент із порядковим номером 118. Залишається відкритим питання: чи вдасться отримати елементи з великими порядковими номерами, які та скільки? На нього не можна поки відповісти певно.
За допомогою найскладніших розрахунків, виконаних на електронних обчислювальних машинах, вчені спробували визначити будову атомів і оцінити найважливіші властивості таких наделементів, аж до величезних порядкових номерів (Z = 172 і навіть Z = 184). Отримані результати виявилися несподіваними. Наприклад, в атомі елемента Z = 121 передбачається поява 8р-електрона; це після того, як в атомах c Z = 119 та 120 завершилося формування 85-доболочки. Адже поява р-електронів слідом за s-електронами спостерігається лише в атомах елементів другого та третього періодів. Розрахунки показують також, що в елементів восьмого гіпотетичного періоду заповнення електронних оболонок і підболочок атомів відбувається в дуже складній і своєрідній послідовності. Тому оцінити властивості відповідних елементів – проблема дуже складна. Здавалося б, восьмий період повинен містити 50 елементів (Z = 119-168), але згідно з розрахунками, він повинен завершуватися у елемента з Z = 164, тобто на 4 порядкові номери раніше. А "екзотичний" дев'ятий період, виявляється, має складатися із 8 елементів. Ось його "електронний" запис: 9s 2 8p 4 9p 2 . Іншими словами, він містив би лише 8 елементів, як другий і третій періоди.
Важко сказати, наскільки відповідали б істині розрахунки, зроблені з допомогою ЕОМ. Однак якби вони були підтверджені, то довелося б серйозно переглянути закономірності, що лежать в основі періодичної системи елементів та її структури.
Періодична система зіграла і продовжує грати величезну роль розвитку різних галузей природознавства. Вона стала найважливішим досягненням атомно-молекулярного вчення, сприяла появі сучасного поняття"хімічний елемент" та уточнення понять про простих речовинах та з'єднаннях.
Закономірності, розкриті періодичною системою, істотно вплинули на розробку теорії будови атомів, відкриття ізотопів, появу уявлень про ядерну періодичність. З періодичною системою пов'язана суворо наукова постановка проблеми прогнозування хімії. Це виявилося у передбаченні існування та властивостей невідомих елементів та нових особливостей хімічної поведінки елементів, вже відкритих. Нині періодична система представляє фундамент хімії, насамперед неорганічної, суттєво допомагаючи розв'язанню задачі хімічного синтезу речовин із заздалегідь заданими властивостями, розробці нових напівпровідникових матеріалів, підбору специфічних каталізаторів для різних хімічних процесів тощо. І нарешті, періодична система є основою викладання хімії.
Графічним зображенням періодичного закону є періодична система (таблиця). Горизонтальні ряди системи називають періодами, а вертикальні стовпці – групами.
Усього в системі (таблиці) 7 періодів, причому номер періоду дорівнює числу електронних шарів в атомі елемента, номер зовнішнього (валентного) енергетичного рівня, значенням головного квантового числа для вищого енергетичного рівня. Кожен період (крім першого) починається s-елементом – активним лужним металом та закінчується інертним газом, перед яким стоїть p-елемент – активний неметал (галоген). Якщо просуватися по періоду зліва направо, то зі зростанням заряду ядер атомів хімічних елементів малих періодів зростатиме кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні, внаслідок чого властивості елементів змінюються – від типово металевих (т.к. на початку періоду стоїть активний лужний метал), через амфотерні (елемент виявляє властивості і металів і неметалів) до неметалевих (активний неметалл – галоген наприкінці періоду), тобто. металеві властивості поступово слабшають та посилюються неметалеві.
У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення електронів відбувається складніше, що пояснює складнішу зміну властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів. Так, у парних рядах великих періодів із зростанням заряду ядра число електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається постійним і рівним 2 або 1. Тому, поки йде заповнення електронами наступного за зовнішнім (другим зовні) рівня, властивості елементів у парних рядах змінюються повільно. При переході до непарних рядів, зі зростанням величини заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому енергетичному рівні (від 1 до 8), властивості елементів змінюються так само, як у малих періодах.
ВИЗНАЧЕННЯ
Вертикальні стовпці у Періодичній системі – групи елементів зі схожим електронною будовоюі хімічними аналогами, що є. Групи позначають римськими цифрами від І до VIII. Виділяють головні (А) та побічні (B) підгрупи, перші з яких містять s- та p-елементи, другі – d – елементи.
Номер А підгрупи показує кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (кількість валентних електронів). Для елементів В-підгруп немає прямого зв'язку між номером групи та числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні. У А-підгрупах металеві властивості елементів посилюються, а неметалеві зменшуються зі зростанням заряду ядра атома елемента.
Між становищем елементів у Періодичній системі та будовою їх атомів існує взаємозв'язок:
- атоми всіх елементів одного періоду мають рівну кількість енергетичних рівнів, частково або повністю заповнених електронами;
— атоми всіх елементів А підгруп мають рівну кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
План характеристики хімічного елемента виходячи з його становища в Періодичної системі
Зазвичай характеристику хімічного елемента виходячи з його становища в Періодичної системі дають за таким планом:
- Вказують символ хімічного елемента, а також його назву;
- вказують порядковий номер, номер періоду та групи (тип підгрупи), в яких знаходиться елемент;
- Вказують заряд ядра, масове число, число електронів, протонів і нейтронів в атомі;
- Записують електронну конфігурацію і вказують валентні електрони;
- Замальовують електронно-графічні формули для валентних електронів в основному і збудженому (якщо воно можливо) станах;
- Вказують сімейство елемента, а також його тип (метал або неметал);
- Порівнюють властивості простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми по підгрупі елементами;
- Порівнюють властивостей простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми за періодом елементами;
- Вказують формули вищих оксидів і гідроксидів з коротким описомїх властивостей;
— вказують значення мінімального та максимального ступенів окиснення хімічного елемента.
Характеристика хімічного елемента з прикладу магнію (Mg)
Розглянемо характеристику хімічного елемента на прикладі магнію (Mg) згідно з планом, описаним вище:
1. Mg – магній.
2. Порядковий номер – 12. Елемент знаходиться у 3 періоді, у ІІ групі, А (головній) підгрупі.
3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (масове число), e=12 (число електронів), p=12 (число протонів), n=24-12=12 (число нейтронів).
4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – електронна конфігурація, валентні електрони 3s 2 .
5. Основний стан
Збуджений стан
6. s-елемент, метал.
7. Вищий оксид – MgO – виявляє основні властивості:
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2
Як гідроксид магнію відповідає основа Mg(OH) 2 , яка виявляє всі типові властивості основ:
Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O
8. Ступінь окислення "+2".
9. Металеві властивості у магнію виражені сильніше, ніж у берилію, але слабші, ніж у кальцію.
10. Металеві властивості у магнію виражені слабше, ніж у натрію, але сильніші, ніж у алюмінію (сусідні елементи 3-го періоду).
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
Завдання | Охарактеризуйте хімічний елемент сірку виходячи з її становища в Періодичної системі Д.І. Менделєєва |
Рішення | 1. S – сірка. 2. Порядковий номер – 16. Елемент знаходиться у 3 періоді, у VI групі, А (головній) підгрупі. 3. Z=16 (заряд ядра), M=32 (масове число), e=16 (число електронів), p=16 (число протонів), n=32-16=16 (число нейтронів). 4. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – електронна конфігурація, валентні електрони 3s 2 3p 4 . 5. Основний стан
Збуджений стан
6. p-елемент, неметал. 7. Вищий оксид – SO 3 – виявляє кислотні властивості: SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4 8. Гідроксид, що відповідає вищому оксиду – H 2 SO 4 , виявляє кислотні властивості: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 9. Мінімальний ступінь окислення «-2», максимальний – «+6» 10. Неметалічні властивості сірки виражені слабше, ніж у кисню, але сильніше, ніж у селену. 11. Неметалічні властивості сірки виражені сильніше, ніж у фосфору, але слабше, ніж у хлору (сусідні елементи в 3-му періоді). |
ПРИКЛАД 2
Завдання | Охарактеризуйте хімічний елемент натрій виходячи з її становища в Періодичної системі Д.І. Менделєєва |
Рішення | 1. Na – натрій. 2. Порядковий номер – 11. Елемент знаходиться у 3 періоді, у I групі, А (головній) підгрупі. 3. Z=11 (заряд ядра), M=23 (масове число), e=11 (число електронів), p=11 (число протонів), n=23-11=12 (число нейтронів). 4. 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 – електронна конфігурація, валентні електрони 3s 1 . 5. Основний стан 6. s-елемент, метал. 7. Вищий оксид – Na 2 O – виявляє основні властивості: Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 Як гідроксид натрію відповідає основа NaOH, яка виявляє всі типові властивості основ: 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 8. Ступінь окислення "+1". 9. Металеві властивості у натрію виражені сильніше, ніж у літію, але слабші, ніж у калію. 10. Металеві властивості у натрію виражені сильніше, ніж у магнію (сусідний елемент 3-го періоду). |
Періодична система хімічних елементів – це класифікація хімічних елементів, створена Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним у 1869 р. періодичного закону.
Д. І. Менделєєв
Згідно з сучасним формулюванням цього закону, у безперервному ряду елементів, розташованих у порядку зростання величини позитивного заряду ядер їх атомів, періодично повторюються елементи зі подібними властивостями.
Періодична система хімічних елементів, подана у вигляді таблиці, складається з періодів, рядів та груп.
На початку кожного періоду (за винятком першого) знаходиться елемент яскраво вираженими металевими властивостями (лужний метал).
Умовні позначення кольорової таблиці: 1 - хімічний знак елемента; 2 – назва; 3 - атомна маса (атомна вага); 4 – порядковий номер; 5 – розподіл електронів по шарах.
У міру зростання порядкового номера елемента, що дорівнює величині позитивного заряду ядра його атома, поступово слабшають металеві та наростають неметалеві властивості. Передостаннім елементом у кожному періоді є елемент із яскраво вираженими неметалевими властивостями (), а останнім - інертний газ. У I періоді знаходяться 2 елементи, у II та III – по 8 елементів, у IV та V – по 18, у VI – 32 та у VII (не завершеному періоді) – 17 елементів.
Перші три періоди називають малими періодами, кожен із них складається з одного горизонтального ряду; інші - великими періодами, кожен із яких (виключаючи VII період) і двох горизонтальних рядів - парного (верхнього) і непарного (нижнього). У парних лавах великих періодів знаходяться лише метали. Властивості елементів у цих рядах із зростанням порядкового номера змінюються слабко. Властивості елементів у непарних лавах великих періодів змінюються. У VI періоді за лантаном слідують 14 елементів, дуже подібних за хімічними властивостями. Ці елементи, які називають лантаноїдами, наведені окремо під основною таблицею. Аналогічно представлені в таблиці та актиноїди - елементи, що йдуть за актинієм.
У таблиці є дев'ять вертикальних груп. Номер групи, за рідкісними винятками, дорівнює вищої позитивної валентності елементів цієї групи. Кожна група, виключаючи нульову та восьму, поділяється на підгрупи. - головну (розташована правіше) та побічну. У основних підгрупах зі збільшенням порядкового номера посилюються металеві та слабшають неметалеві властивості елементів.
Таким чином, хімічні та ряд фізичних властивостейелементів визначаються місцем, яке займає цей елемент у періодичній системі.
Біогенні елементи, тобто елементи, що входять до складу організмів і виконують у ньому певну біологічну рользаймають верхню частину таблиці Менделєєва. У блакитний колір пофарбовані клітини, які займають елементи, що становлять основну масу (понад 99%) живої речовини, в рожевий колір - клітини, які займають мікроелементи (див.).
Періодична система хімічних елементів є найбільшим досягненням сучасного природознавствата яскравим виразом найбільш загальних діалектичних законів природи.
також , Атомна вага.
Періодична система хімічних елементів – природна класифікація хімічних елементів, створена Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним у 1869 р. періодичного закону.
У початковому формулюванні періодичний закон Д. І. Менделєєва стверджував: властивості хімічних елементів, і навіть форми та властивості їх сполук перебувають у періодичної залежність від величини атомних ваг елементів. Надалі з розвитком вчення про будову атома було показано, що точнішою характеристикою кожного елемента є не атомна вага (див.), а величина позитивного заряду ядра атома елемента, що дорівнює порядковому (атомному) номеру цього елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва . Число позитивних зарядів ядра атома дорівнює числу електронів, що оточують ядро атома, оскільки атоми в цілому електронейтральні. У світлі цих даних періодичний закон формулюється так: властивості хімічних елементів, а також форми та властивості їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини позитивного заряду ядер їх атомів. Це означає, що у безперервному ряду елементів, розташованих у порядку зростання позитивних зарядів ядер їх атомів, періодично повторюватимуться елементи зі схожими властивостями.
Таблична форма періодичної системи хімічних елементів представлена у її сучасному вигляді. Вона складається з періодів, рядів та груп. Період є послідовним горизонтальним рядом елементів, розташованих у порядку зростання позитивного заряду ядер їх атомів.
На початку кожного періоду (за винятком першого) знаходиться елемент з яскраво вираженими металевими властивостями (лужний метал). Потім у міру збільшення порядкового номера поступово слабшають металеві та наростають неметалеві властивості елементів. Передостаннім елементом у кожному періоді є елемент із яскраво вираженими неметалевими властивостями (галоген), а останнім - інертний газ. I період складається з двох елементів, роль лужного металу та галогену тут одночасно виконує водень. II та III періоди включають по 8 елементів, названих Менделєєвим типовими. IV та V періоди нараховують по 18 елементів, VI-32. VII період ще завершено і поповнюється штучно створюваними елементами; Нині у цьому періоді налічується 17 елементів. I, II і III періоди називають малими, кожен із новачків складається з одного горизонтального ряду, IV-VII- великими: вони (крім VII) включають два горизонтальних ряду - парний (верхній) і непарний (нижній). У парних рядах великих періодів знаходяться лише метали, і зміна властивостей елементів у рядку зліва направо виражена слабо.
У непарних рядах великих періодів властивості елементів у ряду змінюються так само, як властивості типових елементів. У парному ряду VI періоду після лантану слідує 14 елементів [званих лантанідами (див.), лантаноїдами, рідкісноземельними елементами], подібних за хімічними властивостями з лантаном і між собою. Перелік їх наводиться окремо під таблицею.
Окремо виписані та наведені під таблицею елементи, що йдуть за актинієм-актиніди (актиноїди).
У періодичній системі хімічних елементів за вертикалями розташовано дев'ять груп. Номер групи дорівнює вищій позитивній валентності елементів цієї групи. Виняток становлять фтор (буває лише негативно одновалентним) та бром (не буває семивалентним); крім того, мідь, срібло, золото можуть виявляти валентність більше +1 (Cu-1 і 2, Ag і Au-1 і 3), а з елементів VIII групи валентністю +8 мають тільки осмій та рутеній. Кожна група, за винятком восьмої та нульової, ділиться на дві підгрупи: головну (розташована правіше) та побічну. До основних підгруп входять типові елементи та елементи великих періодів, у побічні - лише елементи великих періодів і до того ж метали.
За хімічними властивостями елементи кожної підгрупи цієї групи значно відрізняються один від одного і лише вища позитивна валентність однакова всім елементів цієї групи. У головних підгрупах зверху вниз посилюються металеві властивості елементів і слабшають неметалеві (так, францій є елементом найбільш яскраво вираженими металевими властивостями, а фтор - неметалевими). Таким чином, місце елемента в періодичній системі Менделєєва (порядковий номер) визначає його властивості, які є середньою з властивостей сусідніх елементів по вертикалі та горизонталі.
Деякі групи елементів мають особливі назви. Так, елементи головних підгруп I групи називають лужними металами, II групи - лужноземельними металами, VII групи - галогенами, елементи, розташовані за ураном - трансурановими. Елементи, які входять до складу організмів, беруть участь у процесах обміну речовин і мають явно виражену біологічну роль, називають біогенними елементами. Усі вони займають верхню частину таблиці Д. І. Менделєєва. Це насамперед Про, З, М, N, Са, Р, До, S, Na, Cl, Mg і Fe, що становлять основну масу живої речовини (понад 99%). Місця, які займають ці елементи в періодичній системі, пофарбовані в світло-блакитний колір. Біогенні елементи, яких дуже мало (від 10 -3 до 10 -14 %), називають мікроелементами (див.). У клітинах періодичної системи, пофарбованих у жовтий колір, Вміщені мікроелементи, життєво важливе значення яких для людини доведено.
Згідно з теорією будови атомів (див. Атом) хімічні властивості елементів залежать в основному від числа електронів на зовнішній електронній оболонці. Періодична зміна властивостей елементів із збільшенням позитивного заряду атомних ядерпояснюється періодичним повторенням будови зовнішньої електронної оболонки (енергетичного рівня) атомів.
У малих періодах із збільшенням позитивного заряду ядра зростає кількість електронів на зовнішній оболонці від 1 до 2 у I періоді та від 1 до 8 у II та III періодах. Звідси зміна властивостей елементів у період від лужного металу до інертного газу. Зовнішня електронна оболонка, що містить 8 електронів, є завершеною та енергетично стійкою (елементи нульової групи хімічно інертні).
У великих періодах парних рядах зі зростанням позитивного заряду ядер число електронів на зовнішній оболонці залишається постійним (1 або 2) і йде заповнення електронами другої зовні оболонки. Звідси повільне зміна властивостей елементів парних рядах. У непарних рядах великих періодів зі збільшенням заряду ядер йде заповнення електронами зовнішньої оболонки (від 1 до 8) і властивості елементів змінюються так, як і типові елементи.
Число електронних оболонок в атомі дорівнює номеру періоду. Атоми елементів головних підгруп мають на зовнішніх оболонках число електронів, що дорівнює номеру групи. Атоми елементів побічних підгруп містять на зовнішніх оболонках один або два електрони. Цим пояснюється відмінність у властивостях елементів головної та побічної підгруп. Номер групи вказує можливу кількість електронів, які можуть брати участь у освіті хімічних (валентних) зв'язків (див. Молекула), тому такі електрони називають валентними. У елементів побічних підгруп валентними є як електрони зовнішніх оболонок, а й передостанніх. Число і будова електронних оболонок зазначено в періодичній системі хімічних елементів, що додається.
Періодичний закон Д. І. Менделєєва та заснована на ньому система мають виключно велике значенняу науці та практиці. Періодичний закон і система стали основою для відкриття нових хімічних елементів, точного визначення їх атомних ваг, розвитку вчення про будову атомів, встановлення геохімічних законів розподілу елементів у земної корита розвитку сучасних уявленьпро живу речовину, склад якої та пов'язані з нею закономірності перебувають у відповідності до періодичної системи. Біологічна активність елементів та їх вміст в організмі також багато в чому визначаються місцем, яке вони займають у періодичній системі Менделєєва. Так, зі збільшенням порядкового номера у ряді груп зростає токсичність елементів та зменшується їх вміст у організмі. p align="justify"> Періодичний закон є яскравим виразом найбільш загальних діалектичних законів розвитку природи.
У природі існує дуже багато послідовностей, що повторюються:
- пори року;
- час доби;
- дні тижня…
У середині 19 століття Д.І.Менделєєв зауважив, що хімічні властивості елементів також мають певну послідовність (кажуть, що ця ідея прийшла йому уві сні). Підсумком чудових сновидінь вченого стала Періодична таблиця хімічних елементів, у якій Д.І. Менделєєв побудував хімічні елементи зростання атомної маси. У сучасній таблиці хімічні елементи побудовані за зростанням атомного номера елемента (кількість протонів в ядрі атома).
Атомний номер зображений над символом хімічного елемента, під символом – його атомна маса (сума протонів та нейтронів). Зверніть увагу, що атомна маса деяких елементів є нецілим числом! Пам'ятайте про ізотопи! Атомна маса- Це середньозважене від усіх ізотопів елемента, що зустрічаються в природі в природних умовах.
Під таблицею розташовані лантаноїди та актиноїди.
Метали, неметали, металоїди
Розташовані в Періодичній таблиці ліворуч від ступінчастої діагональної лінії, яка починається з Бору (В) і закінчується полонієм (Po) (виняток становлять германій (Ge) та сурма (Sb). Неважко помітити, що метали займають велику частинуПеріодична таблиця. Основні властивості металів: тверді (крім ртуті); блищать; хороші електро- та теплопровідники; пластичні; кування; легко віддають електрони.
Елементи, розташовані праворуч від ступінчастої діагоналі B-Po, називаються неметалами. Властивості неметалів прямо протилежні властивостям металів: погані провідники тепла та електрики; крихкі; нековкі; непластичні; зазвичай приймають електрони.
Металоїди
Між металами та неметалами знаходяться напівметали(Металоїди). Їх характерні властивості як металів, і неметалів. Основне застосування в промисловості напівметали знайшли у виробництві напівпровідників, без яких немислима жодна сучасна мікросхема чи мікропроцесор.
Періоди та групи
Як уже говорилося вище, періодична таблиця складається із семи періодів. У кожному періоді атомні номери елементів збільшуються зліва направо.
Властивості елементів у періодах змінюються послідовно: так натрій (Na) і магній (Mg), що знаходяться на початку третього періоду, віддають електрони (Na віддає один електрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg віддає два електрони: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). А ось хлор (Cl), розташований в кінці періоду, приймає один елемент: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .
У групах ж, навпаки, всі елементи мають однакові властивості. Наприклад, групи IA(1) всі елементи, починаючи з літію (Li) і до францієм (Fr), віддають один електрон. А всі елементи групи VIIA(17) приймають один елемент.
Деякі групи є настільки важливими, що отримали особливі назви. Ці групи розглянуті нижче.
Група IA(1). Атоми елементів цієї групи мають у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, тому легко віддають один електрон.
Найбільш важливі лужні метали - натрій (Na) та калій (K), оскільки грають важливу рольу процесі життєдіяльності людини і входять до складу солей.
Електронні конфігурації:
- Li- 1s 2 2s 1;
- Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
- K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Група IIA(2). Атоми елементів цієї групи мають у зовнішньому електронному шарі по два електрони, які також віддають під час хімічних реакцій. Найбільш важливий елемент – кальцій (Ca) – основа кісток та зубів.
Електронні конфігурації:
- Be- 1s 2 2s 2;
- Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
- Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
Група VIIA(17). Атоми елементів цієї групи зазвичай одержують за одним електроном, т.к. на зовнішньому електронному шарі знаходиться по п'ять елементів і до "повного комплекту" не вистачає одного електрона.
Найбільш відомі елементи цієї групи: хлор (Cl) - входить до складу солі та хлорного вапна; Йод (I) - елемент, що грає важливу роль у діяльності щитовидної залози людини.
Електронна конфігурація:
- F- 1s 2 2s 2 2p 5;
- Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
- Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
Група VIII (18).Атоми елементів цієї групи мають повністю укомплектований зовнішній електронний шар. Тому їм "не треба" приймати електрони. І віддавати їх вони "не хочуть". Звідси - елементи цієї групи дуже "неохоче" вступають у хімічні реакції. Довгий час вважалося, що вони взагалі не вступають у реакції (звідси і назва "інертна", тобто "бездіяльна"). Але хімік Нейл Барлетт відкрив, що деякі з цих газів за певних умов все ж таки можуть вступати в реакції з іншими елементами.
Електронні конфігурації:
- Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
- Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
- Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
Валентні елементи у групах
Неважко помітити, що в кожній групі елементи схожі один на одного своїми валентними електронами (електрони s та p-орбіталей, розташованих на зовнішньому енергетичному рівні).
У лужних металів - по 1 валентному електрону:
- Li- 1s 2 2s 1;
- Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
- K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
У лужноземельних металів - по 2 валентні електрони:
- Be- 1s 2 2s 2;
- Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
- Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
У галогенів - по 7 валентних електронів:
- F- 1s 2 2s 2 2p 5;
- Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
- Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
У інертних газів - по 8 валентних електронів:
- Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
- Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
- Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
Додаткову інформацію див. у статті Валентність та Таблиці електронних конфігурацій атомів хімічних елементів за періодами.
Звернемо тепер свою увагу на елементи, розташовані в групах із символами У. Вони розташовані у центрі періодичної таблиціі називаються перехідними металами.
Відмінною особливістю цих елементів є присутність в атомах електронів, що заповнюють d-орбіталі:
- Sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1;
- Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
Окремо від основної таблиці розташовані лантаноїдиі актиноїди- це, так звані, внутрішні перехідні метали. В атомах цих елементів електрони заповнюють f-орбіталі:
- Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
- Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2
ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА, упорядковане безліч хім. елементів, їх єств. , що є табличним виразом. Прообразом періодич. системи хім. Елементів послужила таблиця "Досвід системи елементів, заснованої на їх і хімічній подібності", складена Д. І. Менделєєвим 1 березня 1869 р. (рис. 1). В останню. роки вчений удосконалював таблицю, розвинув уявлення про періоди та групи елементів та про місце елемента в системі. У 1870 р. Менделєєв назвав систему природною, а в 1871 р. періодичною. В результаті вже тоді періодична система багато в чому придбала суч. структурні контури. Маючи її, Менделєєв передбачив існування і св-ва ок. 10 невідомих елементів; ці прогнози згодом підтвердились.
Рис. 1 Таблиця "Досвід системи елементів, заснованої на їхній і хімічній подібності" (Д. І. Менделєєв. I мирта 1869).
Однак протягом наступних понад 40 років періодична система означає. ступеня була лише емпірич. узагальнення фактів, оскільки не було фіз. пояснення причин періодич. зміни CB-B елементів залежно від їх зростання . Таке пояснення було неможливе без обґрунтованих уявлень про будову (див. ). Тому найважливішою віхою у розвитку періодичної системи стала планетарна (ядерна) модель, запропонована Еге. Резерфордом (1911). У 1913 р. А. ван ден Брук дійшов висновку, що елемент у періодичній системі чисельно дорівнює покладе. заряду (Z) ядра його . Цей висновок було експериментально підтверджено Г. Мозлі (закон Мозлі, 1913-14). В результаті періодич. закон отримав сувору фіз. формулювання вдалося однозначно визначити ниж. межу періодичної системи (H як елемент з мінім. Z=1), оцінити точну кількість елементів між H і U та встановити, які елементи ще не відкриті (Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87). Теорія періодичної системи була розроблена на поч. 1920-х рр. (див. нижче).
Структура періодичної системи.Сучасна періодична система включає 109 хімічних елементів (є відомості про синтез у 1988 елемента з Z=110). З них у прир. об'єктах виявлено 89; всі елементи, що йдуть за U, або (Z = 93 109), а також Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) та At (Z = 85) були штучно синтезовані за допомогою разл. . Елементи з Z= 106 109 доки отримали назв, тому відповідні їм символи в таблицях відсутні; для елемента Z = 109 ще невідомі наиб. довгоживучих.
За всю історію періодичної системи було опубліковано понад 500 разів варіантів її зображення. Це зумовлювалося спробами знайти раціональне вирішення деяких спірних проблем структури періодичної системи (розміщення H, ланта-ноїдів і т.п.). наиб. поширення набули сліду. табличні форми вираження періодичної системи: 1) коротка запропонована Менделєєвим (у совр. вигляді вміщена на початку тома на кольоровому форзаці); 2) довга розроблялася Менделєєвим, удосконалена в 1905 р. А. Вернером (рис.2); 3) сходова опублікована в 1921 р. (рис. 3). В останні десятиліття особливо широко використовуються коротка та довга форми, як наочні та практично зручні. Усі перелік. форми мають певні переваги та недоліки. Проте навряд можна запропонувати к.-л. універс. варіант зображення періодичної системи, який адекватно відбив би все різноманіття св-в хім. елементів та специфіку зміни їх хім. поведінки у міру зростання Z.
Фундам. Принцип побудови періодичної системи полягає у виділенні в ній періодів (горизонтальні ряди) та груп (вертикальні стовпці) елементів. Сучасна періодична система складається з 7 періодів (сьомий, поки не завершений, повинен закінчуватися гіпотетичним елементом з Z = 118) і 8 груп Періодом зв. сукупність елементів, що починається (або перший період) і закінчується. Числа елементів у періодах закономірно зростають і починаючи з другого попарно повторюються: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (особливий випадок перший період, що містить всього два елементи). Група елементів немає чіткої дефініції; формально її номер відповідає макс. значення складових її елементів, але ця умова в ряді випадків не виконується. Кожна група підрозділяється на головну (а) та побічну (б) підгрупи; у кожному їх містяться елементи, подібні по хімічним. св-вам, яких брало характеризуються однаковою будовою зовніш. електронних оболонок. У більшості груп елементи підгруп а і б виявляють певне хімічне. подібність, переважно. у вищих.
Особливе місцеу структурі періодичної системи займає група VIII. Протягом продовжує. часу до неї відносили тільки елементи "тріад": Fe-Co-Ni (Ru Rh Pd і Os-Ir-Pt), а всі мали в своєму розпорядженні. нульової групи; отже, періодична система містила 9 груп. Після того як у 60-х роках. були отримані з'єдн. Xe, Kr і Rn стали розміщувати в підгрупі VIIIa, а нульову групу скасували. Елементи ж тріад становили підгрупу VIII6. Таке "структурне оформлення" групи VIII фігурує нині практично у всіх варіантах вираження періодичної системи, що публікуються.
Відрізнить. Характеристика першого періоду у тому, що він містить лише 2 елемента: H і Не. внаслідок св-в – єдностей. елемент, що не має чітко визначеного місця у періодичній системі. Символ H поміщають або підгрупу Ia, або підгрупу VIIa, або в обидві одночасно, укладаючи в одній з підгруп символ у дужки, або, нарешті, зображуючи його разл. шрифт. Ці способи розташування H засновані на тому, що він має деякі формальні риси подібності як з , так і з .
Рис. 2. Довга форма періодич. системи хім. елементів (сучасні варіант). Рис. 3. Сходова форма періодич. системи хім. елементів (H., 1921).
Другий період (Li-Ne), що містить 8 елементів, починається Li (єдностей + 1); за ним слідує Be(+2). Металіч. характер (+3) виражений слабо, а наступний за ним С - типовий (+4). Наступні N, Про, F і Ne-неметали, причому тільки у N вища + 5 відповідає номеру групи; Про і F належать до найактивніших.
Третій період (Na-Ar) також включає 8 елементів, характер зміни хім. св-в до-рих багато в чому аналогічний тому, що спостерігається в другому періоді. Однак Mg і Al більш "металічні", ніж соотв. Be та В. Інші елементи-Si, P, S, Cl та Ar-неметали; всі вони виявляють, рівні номеру групи, крім Ar. T.обр., у другому та третьому періодах у міру збільшення Z спостерігається ослаблення металевого та посилення неметаллич. характер елементів.
Усі елементи перших трьох періодів відносяться до підгруп а. За совр. термінології, елементи, що належать до підгруп Ia та IIa, зв. I-елементами (у кольоровій таблиці їх символи дано червоним кольором), до підгруп IIIa-VIIIa-р-елементами (символи оранжевого кольору).
Четвертий період (K-Kr) містить 18 елементів. Після До і щел.-зем. Ca (s-елементи) випливає ряд з 10 т. зв. перехідних (Sc-Zn), або d-елементів (символи синього кольору), які входять у підгрупи б. Більшість (всі вони -) виявляють вищі, рівні номеру групи, виключаючи тріаду Fe-Co-Ni, де Fe в певних умовах має +6, а С і Ni максимально тривалентні. Елементи від Ga до Kr відносяться до підгруп a (р-елементи), і характер зміни їх св-в багато в чому подібний до зміни св-в елементів другого і третього періодів у відповідних інтервалах значень Z. Для Kr отримано дек. щодо стійких соед., в осн. з F.
П'ятий період (Rb-Xe) побудований аналогічно четвертому; в ньому також є вставка з 10 перехідних або d-елементів (Y-Cd). Особливості зміни св-в елементів у періоді: 1) у тріаді Ru-Rh-Pd виявляє макс, 4-8; 2) всі елементи підгрупи, включаючи Xe, виявляють вищі, рівні номеру групи; 3) у I відзначаються слабкі металлич. св-ва. T. обр., св-ва елементів четвертого та п'ятого періодів у міру збільшення Z змінюються складніше, ніж св-ва елементів у другому та третьому періодах, що, в першу чергу, обумовлено наявністю перехідних d-елементів.
Шостий період (Cs-Rn) містить 32 елементи. У нього крім десяти d-елементів (La, Hf-Hg) входить сімейство з 14 f-елементів (символи чорного кольору, від Ce до Lu)-лантаноїдів. Вони дуже схожі за хімічними. св-вам (преим. в +3) і тому м. б. розміщені по разл. груп системи. У короткій формі періодичної системи всі ланта-ноїди включені в підгрупу IIIa (La), а їхня сукупність розшифрована під таблицею. Цей прийом не позбавлений недоліків, оскільки 14 елементів виявляються поза системою. У довгій та сходовій формах періодичної системи специфіка відбивається на загальному тлі її структури. Др. Особливості елементів періоду: 1) у тріаді Os Ir Pt тільки Os виявляє макс. +8; 2) At має більш виражений у порівнянні з I металлич. характер; 3) Rn наиб. реакційноздатний з , проте сильна ускладнює вивчення його хімічного. св-в.
Сьомий період подібно до шостого повинен містити 32 елементи, але ще не завершений. Fr та Ra елементи соотв. підгруп Ia та IIa, Ac аналог елементів підгрупи III6. Згідно з актинідною концепцією Г. Сиборга (1944), після Ac слідує сімейство з 14 f-елементів (Z = 90 103). У короткій формі періодичної системи останні включаються в Ac і записуються отд. рядком під таблицею. Цей прийом передбачав наявність певного хім. подібності елементів двох f-родин. Однак детальне вивчення показало, що вони виявляють набагато ширший діапазон, у т. ч. і таких, як +7 (Np, Pu, Am). Крім того, для важких характерна стабілізація нижчих (+2 або навіть +1 для Md).
Оцінка хім. природи Ku (Z = 104) і Ns (Z = 105), синтезованих у кількості одиничних дуже короткоживучих, дозволила зробити висновок, що ці елементи аналоги соотв. Hf та Та, тобто d-елементи, і повинні розташовуватися в підгрупах IV6 та V6. Хім. елементів з Z= 106 109 не проводилася, але можна припускати, що вони належать до сьомого періоду. Розрахунки за допомогою ЕОМ свідчать про належність елементів Z = 113 118 до p-елементів (підгрупи IIIa VIIIa).
Теорія періодичної системибула переважно. створена H. (1913 21) на базі запропонованої ним квантової моделі. Враховуючи специфіку зміни св-в елементів у періодичної системи та відомості про них, розробив схему побудови електронних конфігурацій у міру зростання Z, поклавши її в основу пояснення явища періодичності та структури періодичної системи. Ця схема спирається на певну послідовність заповнення оболонок (наз. також шарами, рівнями) і подоболочок (оболонок, підрівнів) відповідно до збільшення Z. Подібні електронні конфігурації внеш. Електронні оболонки в періодично повторюються, що і обумовлює періодич. зміна хім. св-в елементів. У цьому полягає гол. причина фіз. природи феномена періодичності. Електронні оболонки, за винятком тих, які відповідають значенням 1 і 2 головного квантового чиела л, не заповнюються послідовно і монотонно до свого повного завершення (числа в послідовних оболонках становлять: 2, 8, 18, 32, 50,... ); побудова їх періодично переривається появою сукупностей (що становлять певні подоболочки), які відповідають великим значенням п. У цьому полягає істот. особливість "електронного" тлумачення структури періодичної системи.
Схема формування електронних змін , що лежить в основі теорії періодичної системи, відображає, т. обр., Певну послідовність появи в міру зростання Z сукупностей (подолочок), що характеризуються деякими значеннями головного і орбітального (l) квантових чисел. Дана схема в загальному виглядізаписується як табл. (див. нижче).
Вертикальними рисами розділені подоболочки, які заповнюються в елементів, що становлять послідовність. періоди періодичної системи (номери періодів позначені цифрами зверху); жирним шрифтом виділено підболочки, що завершують формування оболонок з цим п.
Числа в оболонках та підболочках визначаються на . Стосовно , як частинкам з напівцілим , він постулює, що не м. б. двох із однаковими значеннями всіх квантових чисел. Місткості оболонок і підболочок рівні соотв. 2п 2 та 2(2l + 1). Цей принцип не визначає.
Період |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
||
Електронна конфігурація |
1s |
2s 2р |
3s 3р |
4s 3d 4р |
5s 4d 5р |
6s 4f 5d 6p |
7s 5f 6d 7p |
||
n |
l |
22 |
33 |
434 |
545 |
6456 |
7567 |
||
l |
0 |
01 |
01 |
021 |
021 |
0321 |
0321 |
||
2 |
26 |
26 |
2106 |
2106 |
214106 |
214106 |
|||
Число елементів у періоді |
2 |
8 |
8 |
18 |
18 |
32 |
32 |
||
однак, послідовність формування електронних конфігурацій у міру зростання Z. З наведеної вище схеми знаходяться ємності послідовні. періодів: 2, 8, 18, 32, 32, ....
Кожен період починається елементом, до якого вперше з'являється з даним значенням n при l = 0 (ns 1 -елементи), і закінчується елементом, у якого заповнена підболочка з тим же n і l = 1 (np 6 -елемен- ти); виняток-перший період (тільки 1s-елементи). Усі s- та p-елементи належать до підгруп а. До підгруп б відносяться елементи, в яких брало добудовуються оболонки, що раніше залишилися недобудованими (значення h менше номера періоду, l = 2 і 3). У перші три періоди входять елементи лише підгрупа, тобто s- і р-елементи.
Реальна схема побудови електронних конфігурацій описується т. зв. (п + l)-правилом, сформульованим (1951) В. М. Клечковським. Побудова електронних конфігурацій відбувається відповідно до послідовного збільшення суми (п + /). При цьому в межах кожної такої суми спочатку заповнюються подоболочки з більшими l і меншими n, потім меншими l і більшими п.
Починаючи з шостого періоду побудова електронних змін насправді набуває більш складний характер, що виражається в порушенні чітких кордонів між подобо-лочками, що послідовно заповнюються. Напр., 4f-електрон з'являється не в La з Z = 57, а наступного за ним Ce (Z = 58); послідовний. побудова 4f-подоболочки переривається в Gd (Z = 64, наявність 5d-електрона). Подібне "розмивання періодичності" чітко позначається в сьомому періоді для Z > 89, що відбивається на св-вах елементів.
Реальна схема спочатку була виведена з к.-л. суворих теоретич. уявлень. Вона ґрунтувалася на відомих хім. св-вах елементів та відомості про їх спектри. Діє. фіз. обґрунтування реальна схема отримала завдяки застосуванню методів до опису будови. У квантовоміх. інтерпретації теорії будови поняття електронних оболонок та підболочок при строгому підході втратило свій вихідний зміст; нині широко використовується уявлення про атомні. Проте розроблений принцип фіз. Інтерпретація явища періодичності не втратила свого значення і в першому наближенні досить вичерпно пояснює теоретич. основи періодичної системи Принаймні, у формах зображення періодичної системи відображається уявлення про характер розподілу по оболонках і підболочках.
Будова та хімічні властивості елементів.Основні особливості хім. Поводження елементів визначаються характером змін зовнішніх (однієї-двох) електронних оболонок . Ці особливості різні для елементів підгруп a (s- та p-елементів), підгруп б (d-елементи), f-сімейств (і).
Особливе місце посідають 1s-елементи першого періоду (H та Не). внаслідок присутності тільки одного відрізняється великийсв-в. Винятковою характеризується зміна Не (1s 2), що зумовлює його хімічний. інертність. Оскільки у елементів підгрупа відбувається заповнення зовніш. електронних оболонок (з n, рівним номеру періоду), св-ва елементів помітно змінюються у міру зростання Z у відповідних періодах, що виявляється в ослабленні металевих та посиленні неметаллич. св-в. Всі , крім H і Не-p-елементи. У той самий час у кожній підгрупі в міру збільшення Z спостерігається посилення металлич. св-в. Ці закономірності пояснюються ослабленням енергії зв'язку зовніш. з ядром під час переходу від періоду до періоду.
Значення періодичної системи. Ця система зіграла і продовжує грати величезну роль розвитку мн. природничо навч. дисциплін. Вона стала важливою ланкоюв атомно-мовляв. вчення, сприяла формулюванню совр. поняття "хімічний елемент" і уточненню уявлень про прості в-вах і з'єдн., виявила значить. вплив на розробку теорії будови та виникнення поняття ізотопії. З періодичною системою пов'язана строго навч. постановка проблеми прогнозування в тому, щовиявилося як у передбаченні існування невідомих елементів та його св-в, і нових особливостей хім. Поводження вже відкритих елементів. Періодична система – найважливіша основа неорг. ; вона служить, напр., завданням синтезу в-віз заздалегідь заданими св-вами, створення нових матеріалів, зокрема напівпровідникових, підбору специфіч. для разл. хім. процесів. Періодична система-наук. база викладання загальної та неорг. , і навіть нек-рых розділів атомної фізики.
Менделєєв Д. І., Періодичний закон. Основні статті, M., 1958; Кедров Би. M.. Три аспекти атомістики, ч. 3. Закон Менделєєва, M., 1969; Трифонов Д H., Про кількісну інтерпретацію періодичності, M., 1971; Трифонов Д. H., Кривомазов A. H., Лісневський Ю. І., Вчення про періодичність та вчення про . Коммішована хронологія найважливіших подій. M., 1974; Карапеття MX. Дракії С. І., Будова, M., 1978; Вчення про періодичність. Історія та сучасність. Зб. статей. M.. 1981. Корольков Д. Ст, Основи , M., 1982; Мельников В. П., Дмитрієв І С. Додаткові види періодичності в періодичній системі Д. І. Менделєєва, М. 1988. Д. Н. Трифонов.