1.3. Періодичний закон і періодична система елементів д. І. Менделєєва

• Передумови відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєвим

До Д. І. Менделєєва було зроблено приблизно 50 спроб класифікації хімічних елементів, яких на той час було відомо 63.

Вчені Лавуазьє, Берцеліус, Доберейнер, Ньюлендс, Майє та інші намагалися виявити зв'язок між хімічними властивостями елементів та їх сполуками і атомною масою (тоді на­зивали атомною вагою).

Так, у 1865 р. Ньюлендс розташував елементи в порядку зростання атомної маси і отри­мав повторюваність властивостей через кожні 8 елементів (правило октав). Однак це правило діяло тільки на початку ряду (зараз сказали б — для перших трьох періодів), а далі воно не спрацьовувало.

Створити класифікацію, яка містила б усі елементи, не вдавалося. Жодна зі спроб не при­водила до утворення системи, яка відображала взаємозв'язок елементів і виявляла природу їх подібності і відмінностей.

• Періодична система та періодичний закон елементів Д. І. Менделєєва

Періодична система — це таблиця, що містить у собі всі відомі хімічні елементи, які роз­ташовані відповідно до періодичного закону.

Порядковий номер елемента

Основною характеристикою елемента в періодичній системі є його порядковий номер, який відповідає заряду ядер атомів елементів. Якщо відомий порядковий номер елемента, а відповідно, і заряд ядра його атома, то, користуючись закономірностями під час заповнення енергетичних рівнів атома (див. «Будова атома»), можна легко визначити його основні пара­метри — радіус та число валентних електронів. Але, користуючись періодичною системою, ми також маємо можливість визначити ці параметри з двох інших характеристик елемента — но­мера періоду та номера групи.

Періоди та ряди елементів

Періодом називається горизонтальний ряд елементів у періодичній системі, що розташо­вані в порядку зростання зарядів ядер їх атомів, і починається лужним металом, а закін­чується інертним газом.

Таким чином, було встановлено, що відкриті Д. І. Менделєєвим закономірності, які пов'я­зують атомну масу з хімічними та фізичними властивостями елементів, мають передбачу- вальну силу і є хімічним законом.

У 1869 р. Д. І. Менделєєвим було запропоноване таке формулювання закону:

Фізичні та хімічні властивості елементів та їх сполук мають періодичну залежність від їх атомної ваги.

Однак аналіз експериментальних даних, накопичених до цього часу, не дозволяє вважати це формулювання точним, оскільки існують ізотопи елементів, у яких різні атомні маси, що мають однакові хімічні властивості. Водночас ізобари, в яких однакові атомні маси, мають різні хімічні властивості.

Уся сукупність експериментальних даних свідчить, що основним фактором, що зумовлює хімічні властивості елемента, є заряд ядра його атома. У зв'язку з цим сучасне визначення періодичного закону Д. І. Менделєєва таке:

Фізичні та хімічні властивості елементів та їх сполук перебувають у періодичній залеж­ності від величини зарядів їх ядер.

Відкриття періодичного закону мало великий вплив не тільки на неорганічну хімію, але й на розвиток аналітичної хімії, мінералогії, геохімії та геології.

Періоди можуть складатися з одного (так звані короткі) і двох (довгі періоди) рядів. Така структура періодів і рядів визначається порядком заповнення енергетичних рівнів електро­нами, які ми і розглянемо.

Перший період починається з Гідрогену, ядро атома якого має заряд +1, і тому атом має один 8-електрон, що є валентним. У наступного елемента Гелію заряд ядра +2 і на валентно­му рівні 2 електрони. Відповідно до формули N = 2п², на першому енергетичному рівні може бути не більше двох електронів. Тому валентний рівень атома Гелію має стійку електронну конфігурацію і він є інертним газом.

У зв'язку з цим наступний Літій (2 = 3) має валентний 8-електрон на другому енерге­тичному рівні (І8²28¹), Берилій — два 8-електрони, тобто заповнену 8-орбіталь (18²28²). З атома Бору починається заповнення 2р-орбіталей (18²28²р¹), яке завершується у атома Неону (18²28²р⁶). При цьому другий енергетичний рівень виявляється повністю «укомплектованим» (2 • 2² = 8), і у наступного елемента Натрію (18²28²р⁶38¹), який починає третій період, відбувається заповнення третього енергетичного рівня, який завершується у Аргону (18²28²2р⁶38²р⁶). З атома Калію (18²28²2р⁶38²3р⁶48¹) починається формування четвертого енергетичного рівня, яке продовжується при переході від Калію до Кальцію ([Аг]48²). Після заповнення 48-орбіталі третій енергетичний рівень, що стає передвалентним, «згадує», що йому для завершення не вистачає десяти й-електронів, тому при переході від Кальцію до Скандію на валентному рівні залишаються 28-електрони, а заповнюється й-підрівень (8с — [Аг]3й¹48²). Заповнення й-підрівня відбувається у всіх елементів, що розміщені у довгому (парному) ряді великого пе­ріоду і закінчується в Купрумі (18²28²р⁶38²р⁶3й¹⁰48¹), який починає короткий (непарний) ряд великого періоду. Елементи, що розміщені у цьому ряді, формують валентний рівень, так що у Криптону він виявляється заповненим (18²28²2р⁶38²3р⁶3й¹⁰48²4р⁶).

Далі все відбувається аналогічно — у довгих парних рядах великих періодів формується й-підрівень попереднього рівня, а в коротких непарних — валентний рівень.

При цьому номер періоду, в якому розміщений той чи інший елемент, відповідає числу енергетичних рівнів у атомі.

У парних рядах великих періодів розміщені елементи, що проявляють в основному влас­тивості металів, а в непарних у зв'язку зі збільшенням від початку ряду до кінця кількості валентних електронів відбувається швидке ослаблення металічних та посилення неметаліч- них властивостей елемента.

Групи та підгрупи елементів

Вертикальні стовпці елементів у періодичній системі називаються групами. При цьому елементи, що розташовані під елементом, який розміщений найвище, належать до головних підгруп, а решта — до побічних. У головних підгрупах розташовані елементи малих періодів і коротких непарних рядів великих періодів, у яких формується валентний рівень атомів елементів. Тому номер групи для елементів головних підгруп дорівнює (відповідає) числу валентних електронів.

До побічних підгруп належать елементи довгих парних рядів великих періодів, у яких формуються й-підрівні передзовнішніх рівнів, а на валентному рівні наявні 1—2 8-електрони (так звані 8-елементи).

Елементи головних підгруп під час хімічних реакцій можуть виявляти ступінь окиснен- ня, що відповідає номеру групи. При цьому зростання зарядів ядер елементів тієї чи іншої головної підгрупи (якщо рухатись по підгрупі зверху вниз) супроводжується зростанням радіуса атома, а відповідно, посиленням металічних властивостей елементів.

Елементи побічних підгруп виявляють під час дії окиснювачів ступінь окиснення +1 — +3, але під час дії сильних окиснювачів їх максимальний ступінь окиснення відповідає номе­ру групи. Так, Хром, який виявляє зазвичай ступінь окиснення +3, може виявляти також ступінь окиснення +6, але при цьому він виявляє властивості неметалу.