5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва

1869 р. – офіційна дата відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєва. Сучасне формулювання закону має вигляд: властивості елементів, а також форми та властивості їхніх сполук знаходяться у періодичній залежності від величин зарядів ядер атомів.

Періодична система хімічних елементів графічно відображає періодичний закон Д.І.Менделєєва. Закономірності, виражені нею, зумовлені монотонним збільшенням кількості валентних електронів і періодичним повторенням однакових валентних електронних конфігурацій.

Періодичність зміни хімічних властивостей елементів розглядають по періодах і групах (підгрупах). Період – це послідовність елементів горизонтального ряду, у межах якого їхні властивості змінюються від типового металу до типового неметалу. Група – це сукупність подібних за властивостями елементів, що знаходяться в одному вертикальному ряді. Підгрупа – це сукупність найбільш подібних за властивостями елементів. До головних підгруп відносять усі s- i p-елементи незалежно від періоду, тоді як до побічних підгруп входять d- i f-елементи великих періодів.

Атоми елементів, що знаходяться у різних періодах, але в одній підгрупі періодичної системи, мають однакове розташування електронів на зовнішніх і попередніх енергетичних рівнях, чим і зумовлені їх подібні хімічні властивості.

Початок заповнення електронами нового енергетичного рівня відповідає початку наступного періоду, причому загальна кількість енергетичних рівнів у атомі збігається з номером періоду, у якому знаходиться елемент. Сумарне число валентних електронів (електронів s- і p-орбіталей зовнішнього шару або s- зовнішнього та неповністю заповнених d-орбіталей попереднього шару) визначає номер групи. Однак слід пам’ятати, що у короткому варіанті періодичної системи всього вісім груп, крім того, VIII група великих періодів містить тріади елементів (по три d-елементи).

У лантаноїдів і актиноїдів, розміщених у нижній частині періодичної таблиці, валентними електронами є ns-електрони та (n – 2)f-електрони (де n – номер зовнішнього енергетичного рівня).

Таким чином, причиною розподілу групи на головну (А) та побічну (В) підгрупи є заповнення електронами різних підрівнів в атомах елементів однієї й тієї самої групи.

Саме розташування валентних електронів у атомі визначає хімічні властивості елемента. Наприклад, усі s- (окрім Гідрогену та Гелію), d- і f-елементи  метали. Серед p-елементів до металів належать ті, атоми яких мають на зовнішньому енергетичному рівні не більше чотирьох електронів (за винятком Бору, Карбону та Силіцію, які є неметалами, хоч і мають на зовнішньому енергетичному рівні менше чотирьох електронів, та Стибію, Бісмуту й Полонію, які мають на зовнішньому енергетичному рівні більше чотирьох електронів, але є металами).

Слід пам’ятати, що розподіл елементів на метали і неметали досить умовний. Під металічними властивостями, зазвичай, розуміють здатність елемента втрачати свої валентні електрони, а під неметалічними – здатність приєднувати електрони до валентного енергетичного рівня. Однак неметали також здатні віддавати свої валентні електрони більш електронегативному атому, зокрема при утворенні хімічного зв’язку.

За положенням елемента у періодичній системі можна записати електронну конфігурацію його атома та передбачити основні хімічні властивості. У свою чергу, за розміщенням електронів на рівнях і підрівнях можна визначити положення елемента у періодичній системі.

Міцність зв’язку валентних електронів з ядром залежить від заряду ядра атома, відстані між певним електроном і ядром, а також від екрануючого впливу інших електронів. У всіх атомах, крім атома Гідрогену, вплив ядра на валентні електрони сильно послаблений через екранування його електронами внутрішніх енергетичних рівнів. На міцність зв’язку електрона з ядром також впливає ефект проникнення, а саме: імовірність знаходження навіть валентних електронів у просторі поблизу ядра не дорівнює нулю. Ефект проникнення посилює міцність зв’язку зовнішніх електронів з ядром.

Кількісною мірою міцності зв’язку електрона з ядром (мірою металічних властивостей) є енергія іонізації. Енергія іонізації (І, кДж/моль) – це енергія, яка витрачається на відрив електрона від 1 моль незбудженого ізольованого атома. У загальному вигляді:

А⁰ + І  А⁺ + .

Найлегше від атома відірвати перший електрон, тому енергія іонізації для кожного наступного електрона збільшується: I₁ < I₂ < … < I_n .

У свою чергу, значення енергії іонізації залежить від типу відірваних електронів. Зі зростанням значення головного квантового числа s-електрони мають більшу ймовірність проникнення у простір поблизу ядра (s-електрони наче проникають за p- або d-електрони попереднього шару); проникнення електронів з однаковими значеннями головного квантового числа максимальне для s-електронів, менше для р- і мінімальне для d-електронів. Цим пояснюється збільшення енергії іонізації зі зростанням заряду ядра атома у побічних підгрупах (d-елементів), тобто зверху вниз. У головних підгрупах (s- та p-елементів) зі збільшенням заряду ядра атома енергія іонізації зменшується внаслідок посилення екрануючої дії електронів попередніх енергетичних рівнів.

У разі однакової кількості енергетичних рівнів послідовне заповнення електронами зовнішнього рівня обумовлює послаблення металічних властивостей елементів зліва направо, тобто у межах одного періоду зі збільшенням заряду ядра атома.

Кількісною мірою неметалічних властивостей є енергія спорідненості до електрона. Спорідненість до електрона (Е_сп, кДж/моль) – це енергія, яка виділяється або поглинається під час приєднання електрона до 1 моль незбудженого ізольованого атома. У загальному вигляді

А⁰ +   Е_сп.

Не всі атоми легко приєднують електрони, тому цей процес може супроводжуватися як виділенням тепла, так і поглинанням.

Спорідненість до електрона суттєво залежить від електронної конфігурації атома: максимальну Е_сп мають р-елементи сьомої групи, найменшу  атоми з повністю заповненими (ns² і ns²np⁶) або напівзаповненими (ns²np³) енергетичними підрівнями.

Енергія іонізації та енергія спорідненості до електрона характеризують властивості ізольованого атома. Для характеристики властивостей атомів у хімічних сполуках Л. Полінгом (1932 р.) було введено поняття електро-негативності.

Електронегативність (ЕН) – це кількісна характеристика здатності атома у молекулі відтягувати до себе електронні хмари інших атомів. Зазвичай зі збільшенням заряду ядра атома електронегативність у межах одного періоду збільшується, а у головних підгрупах  зменшується. Найбільшу електронега-тивність має Флуор та р-елементи сьомої групи, а найменшу  s-елементи першої групи.

Для оцінки ЕН елементів існує, наприклад, шкала відносних електро-негативностей Полінга, а також метод Маллікена, згідно з яким:

ЕН = .