Периодический закон Д. И

Периоди ческая систе ма элеме нтов Д. И. Менделеева, естественная , являющаяся табличным (или др. графическим) выражением . Периодическая система элементов разработана Д. И. Менделеевым в 1869-1871.

История периодической системы элементов. Попытки систематизации предпринимались различными учёными в , Англии, США с 30-х годов 19 в. Менделеева - И. Дёберейнер, Ж. Дюма, французский химик А. Шанкуртуа, англ. химики У. Одлинг, Дж. Ньюлендс и др. установили существование групп элементов, сходных по химическим свойствам, так называемых «естественных групп» (например, «триады» Дёберейнера). Однако эти учёные не шли дальше установления частных закономерностей внутри групп. В 1864 Л. Мейер на данных об предложил таблицу, показывающую соотношение для нескольких характерных групп элементов. Теоретических сообщений из своей таблицы Мейер не сделал.

Прообразом научной периодической системы элементов явилась таблица «Опыт системы элементов, основанной на их и химическом сходстве», составленная Менделеевым 1 марта 1869 (рис. 1 ). На протяжении последующих двух лет автор совершенствовал эту таблицу, ввёл представления о группах, рядах и периодах элементов; сделал попытку оценить ёмкость малых и больших периодов, содержащих, по его мнению, соответственно по 7 и 17 элементов. В 1870 он назвал свою систему естественной, а в 1871 - периодической. Уже тогда структура периодической системы элементов приобрела во многом современные очертания (рис. 2 ).

Периодическая система элементов не сразу завоевала признание как фундаментальное научное обобщение; положение существенно изменилось лишь после открытия Ga, Sc, Ge и установления двухвалентности Be (он долгое время считался трёхвалентным). Тем не менее периодическая система элементов во многом представляла эмпирическое обобщение фактов, поскольку был неясен физический смысл периодического закона и отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания . Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы элементов многие факты не удавалось объяснить. Так, неожиданным явилось открытие в конце 19 в. , которые, казалось, не находили места в периодической системе элементов; эта трудность была устранена благодаря включению в периодическую систему элементов самостоятельной нулевой группы (впоследствии VIIIa-подгруппы). Открытие многих «радиоэлементов» в начале 20 в. привело к противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе элементов и её структурой (для более чем 30 таких элементов было 7 «вакантных» мест в шестом и седьмом периодах). Это противоречие было преодолено в результате открытия . Наконец, величина () как параметра, определяющего свойства элементов, постепенно утрачивала своё значение.

Одна из главных причин невозможности объяснения физического смысла периодического закона и периодической системы элементов состояла в отсутствии теории строения (см. , Атомная физика). Поэтому важнейшей вехой на пути развития периодической системы элементов явилась планетарная модель , предложенная Э. Резерфордом (1911). На её основе голландский учёный А. ван ден Брук высказал предположение (1913), что элемента в периодической системе элементов ( Z) численно равен заряду ядра (в единицах элементарного заряда). Это было экспериментально подтверждено Г. Мозли (1913-14, см. Мозли закон). Так удалось установить, что периодичность изменения свойств элементов зависит от , а не от . В результате на научной основе была определена нижняя граница периодической системы элементов ( как элемент с минимальным Z = 1); точно оценено число элементов между и ; установлено, что «пробелы» в периодической системе элементов соответствуют неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Оставался, однако, неясным вопрос о точном числе , и (что особенно важно) не были вскрыты причины периодического изменения свойств элементов в зависимости от Z. Эти причины были найдены в ходе дальнейшей разработки теории периодической системы элементов на основе квантовых представлений о строении (см. далее). Физическое обоснование периодического закона и открытие явления изотонии позволили научно определить понятие « » (« »). Прилагаемая периодическая система (см. илл. ) содержит современные значения элементов по углеродной шкале в соответствии с Международной таблицей 1973. В квадратных скобках приведены наиболее долгоживущих . Вместо наиболее устойчивых 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa и 237 Np указаны этих , принятые (1969) Международной комиссией по .

Структура периодической системы элементов . Современная (1975) периодическая система элементов охватывает 106 ; из них все трансурановые (Z = 93-106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно. За всю историю периодической системы элементов было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, ) и т.д. Наибольшее распространение получили три формы периодической системы элементов: короткая, предложенная Менделеевым (рис. 2 ) и получившая всеобщее признание (в современном виде она дана на илл. ); длинная (рис. 3 ); лестничная (рис. 4 ). Длинную форму также разрабатывал Менделеев, а в усовершенствованном виде она была предложена в 1905 А. Вернером. Лестничная форма предложена английским учёным Т. Бейли (1882), датским учёным Ю. Томсеном (1895) и усовершенствована Н. (1921). Каждая из трёх форм имеет достоинства и недостатки. Фундаментальным принципом построения периодической системы элементов является разделение всех на группы и периоды. Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Элементы а- и б-подгрупп в каждой группе, как правило, обнаруживают между собой определённое химическое сходство, главным образом в высших , которые, как правило, соответствуют номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся и заканчивающаяся (особый случай - первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. Периодическая система элементов состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).

Специфика первого периода в том, что он содержит всего 2 элемента: H и He. Место H в системе неоднозначно: поскольку он проявляет свойства, общие со и с , его помещают либо в Ia-, либо (предпочтительнее) в VIIa-подгруппу. - первый представитель VIIa-подгруппы (однако долгое время Не и все объединяли в самостоятельную нулевую группу).

Второй период (Li - Ne) содержит 8 элементов. Он начинается Li, единственная которого равна I. Затем идёт Be - , II. Металлический характер следующего элемента В выражен слабо ( III). Идущий за ним C - типичный , может быть как положительно, так и отрицательно четырёхвалентным. Последующие N, O, F и Ne - , причём только у N высшая V соответствует номеру группы; лишь в редких случаях проявляет положительную , а для F известна VI. Завершает период Ne.

Третий период (Na - Ar) также содержит 8 элементов, характер изменения свойств которых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg, в отличие от Be, более металличен, равно как и Al по сравнению с В, хотя Al присуща . Si, Р, S, Cl, Ar - типичные , но все они (кроме Ar) проявляют высшие , равные номеру группы. Таким образом, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллического характера элементов. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (малых, по его терминологии) типическими. Существенно, что они принадлежат к числу наиболее распространённых в природе, а С, N и O являются наряду с H основными элементами органической материи (органогенами). Все элементы первых трёх периодов входят в подгруппы а.

По современной терминологии (см. далее), элементы этих периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные ), составляющим Ia- и IIa-подгруппы (выделены на цветной таблице красным цветом), и р-элементам (В - Ne, At - Ar), входящим в IIIa - VIIIa-подгруппы (их символы выделены оранжевым цветом). Для элементов малых периодов с возрастанием сначала наблюдается уменьшение , а затем, когда число в наружной оболочке уже значительно возрастает, их взаимное отталкивание приводит к увеличению . Очередной максимум достигается в начале следующего периода на щелочном элементе. Примерно такая же закономерность характерна для .

Четвёртый период (K - Kr) содержит 18 элементов (первый большой период, по Менделееву). После K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует ряд из десяти так называемых (Sc - Zn), или d-элементов (символы даны синим цветом), которые входят в подгруппы 6 соответствующих групп периодической системы элементов. Большинство (все они ) проявляет высшие , равные номеру группы. Исключение - триада Fe - Co - Ni, где два последних элемента максимально положительно трёхвалентны, а в определённых условиях известно в VI. Элементы, начиная с Ga и кончая Kr (р-элементы), принадлежат к подгруппам а, и характер изменения их свойств такой же, как и в соответствующих интервалах Z у элементов второго и третьего периодов. Установлено, что Kr способен образовывать (главным образом с F), но VIII для него неизвестна.

Пятый период (Rb - Xe) построен аналогично четвёртому; в нём также имеется вставка из 10 (Y - Cd), d-элементов. Специфические особенности периода: 1) в триаде Ru - Rh - Pd только проявляет VIII; 2) все элементы подгрупп а проявляют высшие , равные номеру группы, включая и Xe; 3) у I отмечаются слабые металлические свойства. Таким образом, характер изменения свойств по мере увеличения Z у элементов четвёртого и пятого периодов более сложен, поскольку металлические свойства сохраняются в большом интервале .

Шестой период (Cs - Rn) включает 32 элемента. В нём помимо 10 d-элементов (La, Hf - Hg) содержится совокупность из 14 f-элементов, от Ce до Lu (символы чёрного цвета). Элементы от La до Lu химически весьма сходны. В короткой форме периодической системы элементов включаются в La (поскольку их преобладающая III) и записываются отдельной строкой внизу таблицы. Этот приём несколько неудобен, поскольку 14 элементов оказываются как бы вне таблицы. Подобного недостатка лишены длинная и лестничная формы периодической системы элементов, хорошо отражающие специфику на фоне целостной структуры периодической системы элементов. Особенности периода: 1) в триаде Os - Ir - Pt только проявляет VIII; 2) At имеет более выраженный (по сравнению с 1) металлический характер; 3) Rn, по-видимому (его мало изучена), должен быть наиболее реакционноспособным из .

Седьмой период, начинающийся с Fr (Z = 87), также должен содержать 32 элемента, из которых пока известно 20 (до элемента с Z = 106). Fr и Ra - элементы соответственно Ia- и IIa -подгрупп (s-элементы), Ac - аналог элементов IIIб -подгруппы (d-элемент). Следующие 14 элементов, f-элементы (с Z от 90 до 103), составляют семейство . В короткой форме периодической системы элементов они занимают Ac и записываются отдельной строкой внизу таблицы, подобно , в отличие от которых характеризуются значительным разнообразием . В связи с этим в химическом отношении ряды и обнаруживают заметные различия. Изучение химической природы элементов с Z = 104 и Z = 105 показало, что эти элементы являются аналогами и соответственно, то есть d-элементами, и должны размещаться в IVб- и Vб-подгруппах. Членами б-подгрупп должны быть и последующие элементы до Z = 112, а далее (Z = 113-118) появятся р-элементы (IIIa - VIlla-подгруппы).

Теория периодической системы элементов. В основе теории периодической системы элементов лежит представление о специфических закономерностях построения электронных оболочек (слоев, уровней) и подоболочек (оболочек, подуровней) в по мере роста Z (см. , Атомная физика). Это представление было развито в 1913-21 с учётом характера изменения свойств в периодической системе элементов и результатов изучения их . выявил три существенные особенности формирования электронных конфигураций : 1) заполнение электронных оболочек (кроме оболочек, отвечающих значениям главного квантового числа n = 1 и 2) происходит не монотонно до полной их ёмкости, а прерывается появлением совокупностей , относящихся к оболочкам с большими значениями n; 2) сходные типы электронных конфигураций периодически повторяются; 3) границы периодов периодической системы элементов (за исключением первого и второго) не совпадают с границами последовательных электронных оболочек.

В обозначениях, принятых в атомной физике, реальная схема формирования электронных конфигураций по мере роста Z может быть в общем виде записана следующим образом:

Вертикальными чертами разделены периоды периодической системы элементов (их номера обозначены цифрами наверху); жирным шрифтом выделены подоболочки, которыми завершается построение оболочек с данным n. Под обозначениями подоболочек проставлены значения главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, характеризующие последовательно заполняющиеся подоболочки. В соответствии с ёмкость каждой электронной оболочки равна 2n 2 , а ёмкость каждой подоболочки - 2(2l + 1). Из вышеприведённой схемы легко определяются ёмкости последовательных периодов: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Каждый период начинается элементом, в которого появляется с новым значением n. Таким образом, периоды можно характеризовать как совокупности элементов, начинающиеся элементом со значением n, равным номеру периода, и l = 0 (ns 1 -элементы), и завершающиеся элементом с тем же n и l = 1 (np 6 -элементы); исключение - первый период, содержащий только ls-элементы. При этом к а-подгруппам принадлежат элементы, для которых n равно номеру периода, а l = 0 или 1, то есть происходит построение электронной оболочки с данным n. К б-подгруппам принадлежат элементы, в которых происходит достройка оболочек, остававшихся незавершёнными (в данном случае n меньше номера периода, а l = 2 или 3). Первый - третий периоды периодической системы элементов содержат только элементы а-подгрупп.

Приведённая реальная схема формирования электронных конфигураций не является безупречной, поскольку в ряде случаев чёткие границы между последовательно заполняющимися подоболочками нарушаются (например, после заполнения в Cs и Ba 6s-подоболочки в появляется не 4f-, а 5d-электрон, имеется 5d-электрон в Gd и т.д.). Кроме того, первоначально реальная схема не могла быть выведена из каких-либо фундаментальных физических представлений; такой вывод стал возможным благодаря применению к проблеме строения .

Типы конфигураций внешних электронных оболочек (на илл. конфигурации указаны) определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности являются специфическими для элементов а-подгрупп (s-и р-элементы), б-подгрупп (d-элементы) и f-семейств ( и ). Особый случай представляют собой элементы первого периода (H и He). Высокая химическая атомарного объясняется лёгкостью отщепления единственного ls-электрона, тогда как конфигурация (1s 2) является весьма прочной, что обусловливает его химическую инертность.

Поскольку у элементов а-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода), то свойства элементов заметно меняются по мере роста Z. Так, во втором периоде Li (конфигурация 2s 1) - химически активный , легко теряющий валентный , a Be (2s 2) - также , но менее активный. Металлический характер следующего элемента B (2s 2 p) выражен слабо, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит застройка 2р-подоболочки, являются уже . Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки Ne (2s 2 p 6) чрезвычайно прочна, поэтому - . Аналогичный характер изменения свойств наблюдается у элементов третьего периода и у s-и р-элементов всех последующих периодов, однако ослабление связи внешних с ядром в а-подгруппах по мере роста Z определённым образом сказывается на их свойствах. Так, у s-элементов отмечается заметный рост химической , а у р-элементов - нарастание металлических свойств. В VIIIa-подгруппе ослабляется устойчивость конфигурации ns 2 np 6 , вследствие чего уже Kr (четвёртый период) приобретает способность вступать в . Специфика р-элементов 4-6-го периодов связана также с тем, что они отделены от s-элементов совокупностями элементов, в которых происходит застройка предшествующих электронных оболочек.

У переходных d-элементов б-подгрупп достраиваются незавершённые оболочки с n, на единицу меньшим номера периода. Конфигурация внешних оболочек у них, как правило, ns 2 . Поэтому все d-элементы являются . Аналогичная структура внешней оболочки d-элементов в каждом периоде приводит к тому, что изменение свойств d-элементов по мере роста Z не является резким и чёткое различие обнаруживается лишь в высших , в которых d-элементы проявляют определённое сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы элементов. Специфика элементов VIIIб-подгруппы объясняется тем, что их d-подоболочки близки к завершению, в связи с чем эти элементы не склонны (за исключением Ru и Os) проявлять высшие . У элементов Iб-подгруппы (Cu, Ag, Au) d-подоболочка фактически оказывается завершенной, но ещё недостаточно стабилизированной, эти элементы проявляют и более высокие (до III в случае Au).

Значение периодической системы элементов . Периодическая система элементов сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, позволила дать современное определение понятия « » и уточнить понятия о и соединениях. Закономерности, вскрытые периодической системой элементов, оказали существенное влияние на разработку теории строения , способствовали объяснению явления изотонии. С периодической системой элементов связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в , что проявилось как в предсказании существования неизвестных элементов и их свойств, так и в предсказании новых особенностей химического поведения уже открытых элементов. Периодическая система элементов - фундамент , в первую очередь неорганической; она существенно помогает решению задач синтеза с заранее заданными свойствами, разработке новых материалов, в частности полупроводниковых, подбору специфических для различных химических процессов и т.д. Периодическая система элементов- также научная основа преподавания .

Лит.: Менделеев Д. И., Периодический закон. Основные статьи, М., 1958; Кедров Б. М., Три аспекта атомистики. ч. 3. Закон Менделеева, М., 1969; Рабинович Е., Тило Э., Периодическая система элементов. История и теория, М.- Л., 1933; Карапетьянц М. Х., Дракин С. И., Строение , М., 1967; Астахов К. В., Современное состояние периодической системы Д. И. Менделеева, М., 1969; Кедров Б. М., Трифонов Д. Н., Закон периодичности и . Открытия и хронология, М., 1969; Сто лет периодического закона . Сборник статей, М., 1969; Сто лет периодического закона . Доклады на пленарных заседаниях, М., 1971; Spronsen J. W. van, The periodic system of chemical elements. A history of the first hundred years, Amst.- L.- N. Y., 1969; Клечковский В. М., Распределение атомных и правило последовательного заполнения (n + l)-групп, М., 1968; Трифонов Д. Н., О количественной интерпретации периодичности, М., 1971; Некрасов Б. В., Основы , т. 1-2, 3 изд., М., 1973; Кедров Б. М., Трифонов Д. Н., О современных проблемах периодической системы, М., 1974.

Д. Н. Трифонов.

Рис. 1. Таблица «Опыт системы элементов», основанной на их и химическом сходстве, составленная Д. И. Менделеевым 1 марта 1869.

Рис. 3. Длинная форма периодической системы элементов (современный вариант).

Рис. 4. Лестничная форма периодической системы элементов (по Н. , 1921).

Рис. 2. «Естественная система элементов» Д. И. Менделеева (короткая форма), опубликованная во 2-й части 1-го издания Основ в 1871.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.

В природе существует очень много повторяющихся последовательностей:

• времена года;
• время суток;
• дни недели…

В середине 19 века Д.И.Менделеев заметил, что химические свойства элементов также имеют определенную последовательность (говорят, что эта идея пришла ему во сне). Итогом чудесных сновидений ученого стала Периодическая таблица химических элементов, в которой Д.И. Менделеев выстроил химические элементы по возрастанию атомной массы. В современной таблице химические элементы выстроены по возрастанию атомного номера элемента (количество протонов в ядре атома).

Атомный номер изображен над символом химического элемента, под символом - его атомная масса (сумма протонов и нейтронов). Обратите внимание, что атомная масса у некоторых элементов является нецелым числом! Помните об изотопах! Атомная масса - это средневзвешенное от всех изотопов элемента, встречающихся в природе в естественных условиях.

Под таблицей расположены лантаноиды и актиноиды.

Металлы, неметаллы, металлоиды

Расположены в Периодической таблице слева от ступенчатой диагональной линии, которая начинается с Бора (В) и заканчивается полонием (Po) (исключение составляют германий (Ge) и сурьма (Sb). Нетрудно заметить, что металлы занимают бОльшую часть Периодической таблицы. Основные свойства металлов: твердые (кроме ртути); блестят; хорошие электро- и теплопроводники; пластичные; ковкие; легко отдают электроны.

Элементы, расположенные справа от ступенчатой диагонали B-Po, называются неметаллами . Свойства неметаллов прямо противоположны свойствам металлов: плохие проводники тепла и электричества; хрупкие; нековкие; непластичные; обычно принимают электроны.

Металлоиды

Между металлами и неметаллами находятся полуметаллы (металлоиды). Для них характерны свойства как металлов, так и неметаллов. Основное применение в промышленности полуметаллы нашли в производстве полупроводников, без которых немыслима ни одна современная микросхема или микропроцессор.

Периоды и группы

Как уже говорилось выше, периодическая таблица состоит из семи периодов. В каждом периоде атомные номера элементов увеличиваются слева направо.

Свойства элементов в периодах изменяются последовательно: так натрий (Na) и магний (Mg), находящиеся в начале третьего периода, отдают электроны (Na отдает один электрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg отдает два электрона: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). А вот хлор (Cl), расположенный в конце периода, принимает один элемент: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

В группах же, наоборот, все элементы обладают одинаковыми свойствами. Например, в группе IA(1) все элементы, начиная с лития (Li) и заканчивая францием (Fr), отдают один электрон. А все элементы группы VIIA(17), принимают один элемент.

Некоторые группы настолько важны, что получили особые названия. Эти группы рассмотрены ниже.

Группа IA(1) . Атомы элементов этой группы имеют во внешнем электронном слое всего по одному электрону, поэтому легко отдают один электрон.

Наиболее важные щелочные металлы - натрий (Na) и калий (K), поскольку играют важную роль в процессе жизнедеятельности человека и входят в состав солей.

Электронные конфигурации:

• 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

Группа IIA(2) . Атомы элементов этой группы имеют во внешнем электронном слое по два электрона, которые также отдают во время химических реакций. Наиболее важный элемент - кальций (Ca) - основа костей и зубов.

Электронные конфигурации:

• 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

Группа VIIA(17) . Атомы элементов этой группы обычно получают по одному электрону, т.к. на внешнем электронном слое находится по пять элементов и до "полного комплекта" как раз не хватает одного электрона.

Наиболее известные элементы этой группы: хлор (Cl) - входит в состав соли и хлорной извести; йод (I) - элемент, играющий важную роль в деятельности щитовидной железы человека.

Электронная конфигурация:

• 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

Группа VIII(18). Атомы элементов этой группы имеют полностью "укомплектованный" внешний электронный слой. Поэтому им "не надо" принимать электроны. И отдавать их они "не хотят". Отсюда - элементы этой группы очень "неохотно" вступают в химические реакции. Долгое время считалось, что они вообще не вступают в реакции (отсюда и название "инертный", т.е. "бездействующий"). Но химик Нейл Барлетт открыл, что некоторые из этих газов при определенных условиях все же могут вступать в реакции с другими элементами.

Электронные конфигурации:

• 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

Валентные элементы в группах

Нетрудно заметить, что внутри каждой группы элементы похожи друг на друга своими валентными электронами (электроны s и p-орбиталей, расположенных на внешнем энергетическом уровне).

У щелочных металлов - по 1 валентному электрону:

• 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 щелочноземельных металлов - по 2 валентных электрона:

• 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 галогенов - по 7 валентных электронов:

• 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 инертных газов - по 8 валентных электронов:

• 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

Дополнительную информацию см. в статье Валентность и в Таблице электронных конфигураций атомов химических элементов по периодам .

Обратим теперь свое внимание на элементы, расположенные в группах с символов В . Они расположены в центре периодической таблицы и называются переходными металлами .

Отличительной особенностью этих элементов является присутствие в атомах электронов, заполняющих d-орбитали :

1. Sc - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
2. Ti - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Отдельно от основной таблицы расположены лантаноиды и актиноиды - это, так называемые, внутренние переходные металлы . В атомах этих элементов электроны заполняют f-орбитали :

1. 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 ;
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

Периодическая система химических элементов. Периодическая система хим. эл тов ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ, естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона. Современная… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ - создана Д. И. Менделеевым и состоит в расположении х. э. в строго определенном порядке по их атомному весу; свойства х. э. находятся в тесной связи с их местонахождением в п. с., а правильное расположение в последней х. э. дало возможность… … Словарь иностранных слов русского языка

периодическая система химических элементов - естественная система химических элементов, разработанная Д. И. Менделеевым на основе открытого им (1869) периодического закона. Современная формулировка этого закона звучит так: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда… … Энциклопедический словарь

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ - естеств. система хим. элементов, разработанная Д. И. Менделеевым на основе открытого им (1869) периодич. закона. Совр. формулировка этого закона звучит так: свойства элементов находятся в периодич. зависимости от заряда их атомных ядер. Заряд… …

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ - упорядоченное множество хим. элементов, их естеств. классификация, являющаяся табличным выражением периодического закона Менделеева. Прообразом пе риодич. системы хим. элементов (П. с.) послужила таблица Опыт системы элементов, основанной на их… … Химическая энциклопедия

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ - Относительные массы приведены по Международной таблице 1995 года (точность указана для последней значащей цифры). Для элементов, не имеющих стабильных нуклидов (за исключением Th, Ра и U, распространённых в земной коре), в квадратных скобках… … Естествознание. Энциклопедический словарь

Периодическая законность химических элементов

Периодическая таблица химических элементов - Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона,… … Википедия

Система химических элементов периодическая - система химических элементов, разработанная русским учёным Д. И. Менделеевым (1834 1907) на основе открытого им (1869) периодического закона. Современная формулировка этого закона звучит так: свойства элементов находятся в периодической… … Концепции современного естествознания. Словарь основных терминов

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ - ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ, периодический закон. Уже с давних пор были делаемы попытки установить зависимость свойств элементов от их атомного веса: Деберейнер (Dobereiner, 1817) указал на триад ы подобных элементов, между атомными весами к… … Большая медицинская энциклопедия

Книги

• Периодическая система химических элементов Менделеева , . Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Настенное издание. (Вкл. новые элементы). Размер 69, 6 х 91 см. Материал: мелованный… Купить за 339 руб
• Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Таблица растворимости , . Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева и справочные таблицы по химии… Купить за 44 руб
• Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Растворимость кислот, оснований и солей в воде. Настенная таблица (двухсторонняя, ламинированная) , . Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. + Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде…

Графическим изображением Периодического закона является Периодическая система (таблица). Горизонтальные ряды системы называют периодами, а вертикальные столбцы – группами.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе

Обычно характеристику химического элемента на основании его положения в Периодической системе дают по следующему плану:

— указывают символ химического элемента, а также его название;

— указывают порядковый номер, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;

— указывают заряд ядра, массовое число, число электронов, протонов и нейтронов в атоме;

— записывают электронную конфигурацию и указывают валентные электроны;

— зарисовывают электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном (если оно возможно) состояниях;

— указывают семейство элемента, а также его тип (металл или неметалл);

— сравнивают свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами;

— сравнивают свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами;

— указывают формулы высших оксидов и гидроксидов с кратким описанием их свойств;

— указывают значения минимальной и максимальной степеней окисления химического элемента.

Характеристика химического элемента на примере магния (Mg)

Рассмотрим характеристику химического элемента на примере магния (Mg) согласно плану, описанному выше:

1. Mg – магний.

2. Порядковый номер – 12. Элемент находится в 3 периоде, в II группе, А (главной) подгруппе.

3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (массовое число), e=12 (число электронов), p=12 (число протонов), n=24-12=12 (число нейтронов).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 .

5. Основное состояние

Возбужденное состояние

6. s-элемент, металл.

7. Высший оксид – MgO — проявляет основные свойства:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2

В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH) 2 , которое проявляет все типичные свойства оснований:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Степень окисления «+2».

9. Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция.

10. Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (соседние элементы 3-го периода).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Периодическая система химических элементов — это классификация химических элементов, основанная на определенных особенностях строения атомов химических элементов. Она была составлена на основе Периодического закона, открытого в 1869 году Д. И. Менделеевым. В то время Периодическая система включала 63 химических элементов и по виду отличалась от современной. Сейчас в Периодической системы входят около ста двадцати химических элементов.

Периодическую систему составлен в виде таблицы, в которой химические элементы расположены в определенном порядке: по мере роста их атомных масс. Сейчас существует много видов изображения Периодической системы. Наиболее распространенным является изображение в виде таблицы с расположением элементов слева направо.

Все химические элементы в Периодической системе объединены в периоды и группы. Периодическая система включает семь периодов и восемь групп. Периодами называют горизонтальные ряды химических элементов, в которых свойства элементов изменяются от типичных металлических к неметаллическим. Вертикальные колонки химических элементов, которые содержат элементы, схожие по химическим свойствам, образуют группы химических элементов.

Первый, второй и третий периоды называют малыми, поскольку они содержат небольшое количество элементов (первый — два элемента, второй и третий — по восемь элементов). Элементы второго и третьего периодов называют типовыми, их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного газа.

Все остальные периоды называют большими (четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой — 32 и седьмой — 24 элемента). Особое сходство свойств проявляют элементы, находящиеся внутри больших периодов, в конце каждого четного ряда. Это так называемые триады: Ферум — Кобальт — Никол, образующих семью железа, и две другие: Рутений — Родий — Палладий и Осмий — Иридий — Платина, которые образуют семью платиновых металлов (платиноидов).

В нижней части таблицы Д. И. Менделеева расположены химические элементы, образующие семью лантаноидов и семью актиноидов. Все эти элементы формально входят в состав третьей группы и идут после химических элементов лантана (номер 57) и актиния (номер 89).

Периодическая система элементов содержит десять рядов. Малые периоды (первый, второй и третий) состоят из одного ряда, большие периоды (четвертый, пятый и шестой) содержат по два ряда каждый. В седьмом периоде находится один ряд.

Каждый большой период состоит из четного и нечетного рядов. В парных рядах содержатся элементы металлы, в нечетных рядах свойства элементов изменяются так, как в типовых элементов, т.е. от металлических до выраженных неметаллических.

Каждая группа таблицы Д. И. Менделеева состоит из двух подгрупп: главной и побочной. В состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов, то есть главные подгруппы начинаются либо с первого, или второго периода. В состав побочных подгрупп входят элементы только больших периодов, т.е. побочные подгруппы начинаются лишь с четвертого периода.