Периодическая система элементов д.И.Менделеева.

Одним из важнейших законов природы является Периодический закон, открытый Д.И.Менделеевым. В настоящее время Периодический закон имеет формулировку: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома или порядкового номера элемента.

Выражением Периодического закона служит таблица, наглядно отражающая эти закономерности и получившая название Периодической системы элементов Д.И.Менделеева.

Периодический закон Д.И. Менделеева раскрывает взаимосвязь изменения электронных конфигураций атомов элементов с возрастанием их атомного номера, что в свою очередь определяет их свойства. Наиболее важными из них являются атомный радиус, энергия ионизации и сродство к электрону. В Периодической системе наиболее активные металлы располагаются в первых двух группах s -элементов (кроме водорода и гелия). Элементы p - семейства называются типическими элементами, большинство их относится к неметаллам. Поверхностными элементами называют элементы d -семейств, у которых происходит заполнение d -орбиталей, т.е. элементы с незавершенной оболочкой. Лантаниды и актиниды - это элементы, у которых заполняются 4 -f и 5 f -оболочки, внутренние переходные оболочки. Периодически повторяющиеся свойства простых веществ объясняются периодической повторяемостью электронных конфигураций атомов соответствующих элементов:

3. Li… 2s 4. Be… 2s 5. B…. 2s 2p

11. Na… 3s 12. Mg… 3s 13.Al……. 3s 3p

19. K… 4s 20. Ca… 4s 31.Ga… 3d 4s 4p¹

6. C… 2s 2p 7. N… 2s² 2p³ 8. O… 2s² 2p⁴

14. Si…. 3s 3p 15. P… 3s² 3p³ 16. S… 3s² 3p⁴

32. Ga…. 3d 4s² 4p² 33. As… 3d 4s 4p 43, Se… 3d¹⁰4s²4p⁴

9. F… 2s² 2p⁵ 10. Ne… 2s² 2p⁶ 17. Cl… 3s²3p⁵ 19. Ar… 3s² 3p⁶35. 35. Br… 3d¹⁰4s²4p⁵ 36. Kz…3d¹⁰4s²4p⁶

Особое место занимают элементы первого периода (Н и Не). Высокая химическая активность атомарного водорода объясняемся способностью легко отдавать единственный 1s -электрон, тогда как электронная конфигурация атома гелия (1s²) весьма устойчива, что обусловливает его химическую инертность.

Поскольку у элементов главных подгрупп происходит заполнение внешних энергетических уровней (с n, равным номеру периода), то свойства элементов заметно меняются по мере роста порядкового номера. Так, во втором периоде Li (конфигурация 2s¹) - химически активный металл, легко теряющий электрон, Be (2s²) - также металл, но менее активный. Металлический характер следующего элемента B (2s² 2p¹) выражен слабо, все последующие элементы второго периода, у которых происходит заполнение 2р подуровня, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешнего энергетического уровня Nе (2s²2р⁶) чрезвычайно прочна, поэтому неон - благородный газ.

Аналогичный характер изменения свойств наблюдается у элементов третьего периода, а также у s - и р- элементов всех последующих периодов. У р- элементов одной и той же группы отмечается нарастание металлических свойств. У d-элементов побочных под­групп достраиваются незавершенные уровни, главное квантовое число электронов которых на единицу меньше номера периода. Конфигурация внешних энергетических уровней d-элементов, как правило, ns². Все d-элементы - металлы.

Наиболее полную характеристику элемента с точки зрения спо­собности его атомов принимать или отдавать электроны дает вели­чина, которая называется электроотрицательностью (ЭО).

Электроотрицательность - это арифметическая сумма (или полу­сумма) энергии ионизации и сродства к электрону. По электроотри­цательности можно сравнить природу двух элементов, расположенных в разных группах, подгруппах и периодах.

Элемент, обладающий большим значением электроотрицательности, проявляет металлические свойства слабее, чем элемент с меньшим значением электроотрицательности, и наоборот, чем мень­ше значение электроотрицательности, тем сильнее выражены метал­лические свойства элемента.

Номер группы, в которой находится элемент, равен высшей сте­пени окисления его атома. Такая степень окисления может прояв­ляться не у всех элементов данной группы (кислород, фтор), и наоборот, для некоторых элементов (например, медь, серебро и золото) известны соединения, где они проявляют степень окисления большую, чем номер группы. Низшая степень окисления атомов d-элементов соответствует отдаче ими одного или двух электронов и равна +1 или +2. Для неметаллов низшая степень окис­ления соответствует числу электронов, которые атому необходимо присоединить для образования электронной конфигурации ближайшего по Периодической системе благородного газа. Так, для р-элементов VII группы она равна - 1, для VI группы – 2, для V группы -3, для IV группы - 4.

Свойства оксидов и гидроксидов зависят от степени окисления соответствующих элементов. Если данный элемент проявляет пере­менную степень окисления и образует несколько оксидов и гидрок­сидов, то с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных, через амфотерные к кислотным. В подгруп­пах s - и р- элементов сверху вниз основные свойства гид­роксидов усиливаются, а кислотные уменьшаются. Так, основание Ва(ОН) более сильное, чем Sr(OH)₂ , а кислота H₂SО₃ более сильная, чем H₂SeO₃ .