2.2 Периодический закон д.И. Менделеева

Периодический закон открыт в 1869 г. русским ученым Д.И. Менделеевым: свойства атомов элементов, а также их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Свойства элементов тесно связаны со строением их атомов. Периодическая повторяемость свойств элементов обусловлена периодическим повторением сходных электронных группировок атомов. Например: все атомы элементов I главной подгруппы H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s-электрону; все атомы элементов I главной подгруппы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – по два s-электрона (это s-элементы); атомы элементов III главной подгруппы B, Al, Ga, In, Tl – два s-электрона и один р-электрон; атомы элементов IV главной подгруппы C, Si, Ge, Sn, Pb – два s-электрона и два р-электрона (т.е. внешний энергетический уровень атомов IV главной подгруппы имеет одинаковую электронную конфигурацию s²p²). Конфигурация внешнего энергетического уровня атомов элементов V главной подгруппы - s²p⁵, VIII главной подгруппы – s²p⁶. Соответственно элементы III – VIII главных подгрупп называются р-элементами и принадлежат к р-электронному семейству. Элементы побочных подгрупп принадлежат к d-электронному семейству. Элементы, следующие за лантаном (лантаноиды) и за актинием (актиноиды), принадлежат к f-электронному семейству.

Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации называют количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома.

Сродством к электрону называют энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательно заряженный ион. Энергия ионизации служит мерой металлических и в первом приближении восстановительных свойств элементов. Энергия сродства к электрону является мерой неметаллических и косвенно окислительных свойств элементов. Наиболее полную характеристику металлических и неметаллических свойств элементов, а также способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения дает величина, называемая электроотрицательностью (ЭО). ЭО атома может быть выражена как арифметическая полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону. Чем больше эта величина, тем в бóльшей степени элемент проявляет неметаллические свойства (прил. 2). Наибольшей ЭО обладает F (4,0), наименьшей – Cs, Fr (0,7). Значение ЭО металлов  1,8 и меньше.

В пределах главных подгрупп сверху вниз энергия ионизации, энергия сродства к электрону и ЭО уменьшаются, следовательно, в главных подгруппах сверху вниз увеличиваются металлические свойства элементов, основные свойства гидроксидов и восстановительные свойства соответствующих соединений.

В периодах слева направо энергия ионизации, энергия сродства к электрону и ЭО увеличиваются. В периодах слева направо происходит постепенное уменьшение металлических и нарастание неметаллических свойств.

Самый активный неметалл F является наиболее сильным окислителем, самые активные металлы Rb, Cs, Fr – наиболее сильными восстановителями, а их гидроксиды – самыми сильными основаниями.

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). Для некоторых элементов (медь, серебро и золото) известны соединения, где они проявляют степень окисления бóльшую, чем номер группы. Для неметаллов низшая степень окисления соответствует числу электронов, которые атому необходимо присоединить для образования устойчивой восьмиэлектронной конфигурации. Так, для р-элементов VII, VI, V и IV групп она равна соответственно -1, -2, -3, -4.

Форма и свойства соединений, образуемых данным элементом, определяет степень окисления его атомов. Так, например, формулы гафниевой H₂HfO₃ и курчатовой H₂KuO₃ кислот будут аналогичны известной формуле угольной кислоты H₂СO₃. Свойства оксидов и гидроксидов зависят от степени окисления образующих их 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 степени окисления +1 и +2 оксиды и гидроксиды таких элементов проявляют основные свойства, в +3 и +4 – амфотерные, в +5,+6 и +7 – кислотные.