3 Химические свойства элементов. Периодический закон д.И.Менделеева

Английский ученый Джон Дальтон (1766–1844) был первым из тех, кто понял, что атомы различных элементов отличаются друг от друга по своей атомной массе. После опытов Резерфорда стало ясно, что практически вся масса атомов сосредоточена в их ядрах, причем ядра эти положительно заряжены, и величина этого заряда различна для атомов различных элементов. Таким образом, атомы различных элементов разнятся между собой массой и зарядом ядра.

В 1913 г. один из лучших учеников Резерфорда Генри Гвин Джеффрис Мозли доказал, что заряд атомного ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева(таблица 1.2), которая была составлена в 1869 г. с учетом химических свойств атомов. После этого открытия стало ясно, чтохимические свойства элементов определяются зарядом Z атомного ядра.

Атомы одного и того же элемента могут иметь различные массы, так как их ядрапри равном числе протонов могут содержать разное число нейтронов. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но различные массовые числа, называютсяизотопами.

Из таблицы 1.1, в которой представленыэлектронные конфигурации некоторых атомов, ясно, чтовозрастание положительного заряда ядер приводит к периодическому заполнению электронами одних и тех же энергетических подуровней. Эта периодичность в строении электронных оболочек проявляется в периодичности физико-химических свойств атомов и их соединений, которая была открыта великим русским химиком Д. И. Менделеевым и выражает сутьпериодического закона.

В современной формулировке этот закон утверждает, что свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер.Графическим выражением периодического закона и является периодическая таблица Д.И.Менделе­ева (таблица 1.2), в которой в соответствии с электронной конфигурацией атомов все элементы разбиты на 7 периодов и 8 групп.

Каждый периодтаблицы Менделеева (кроме первого) начинаетсящелочным металломи заканчиваетсяинертным газом, химические и физические свойства которых резко различны.

Инертные газы(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), отличаются от всех остальных элементов тем, что у них внешние энергетические уровни полностью заполнены. Такие уровни обладают особой устойчивостью, поэтому инертные газы полностью отвечают своему названию: в химическом отношении они инертны.

Атомы щелочных металлов(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), которые следуют за инертными газами, содержат по одномуs-электрону на следующем, более высоком уровне. Эти электроны много слабее связаны с атомным ядром, чем электроны заполненных уровней, поэтому атомы щелочных металлов легко их теряют и становятся положительными однозарядными ионами.

В атомах галогенов(F, Cl, Br, I, At), наоборот, недостает одного электрона, чтобы замкнуть их внешнюю оболочку до оболочки инертного газа. Поэтому атомы охотно присоединяют электрон, образуя отрицательные ионы.

Среди периодов можно выделить большие (IV – VII) и малые (I – III) периоды.В малых периодах с ростом положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом подуровне атомов. У элементов больших периодов с ростом положительного заряда атомных ядер могут заполняться не только внешние, но и внутренние энергетические подуровни.

Таблица 1.2. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева

	ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ
	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H						1 H 1,00794 водород	2 He 4,002602 гелий	1 атомный номер H 1,00794 атомная масса водород
II	3 Li 6,941 литий	4 Be 9,01218 бериллий	5 B 10,811 бор	6 C 12,011 углерод	7 N 14,0067 азот	8 O 15,9994 кислород	9 F 18,998403 фтор	10 Ne 20,179 неон
III	11 Na 22,98977 натрий	12 Mg 24,305 магний	13 Al 26,98154 алюминий	14 Si 28,0855 кремний	15 P 30,97376 фосфор	16 S 32,066 сера	17 Cl 35,453 хлор	18 Ar 39,948 аргон
IV	19 K 39,0983 калий	20 Ca 40,078 кальций	21 Sc 44,95591 скандий	22 Ti 47,88 титан	23 V 50,9415 ванадий	24 Cr 51,9961 хром	25 Mn 54,9380 марганец	26 Fe 55,847 железо	27 Co 58,9332 кобальт	28 Ni 58,69 никель
	29 Cu 63,546 медь	30 Zn 65,39 цинк	31 Ga 69,723 галлий	32 Ge 72,59 германий	33 As 74,9216 мышьяк	34 Se 78,96 селен	35 Br 79,904 бром	36 Kr 83,80 криптон
V	37 Rb 85,4678 рубидий	38 Sr 87,62 стронций	39 Y 88,9059 иттрий	40 Zr 91,224 цирконий	41 Nb 92,9064 ниобий	42 Mo 95,94 молибден	43 Tc 97,9072 технеций	44 Ru 101,07 рутений	45 Rh 102,9055 родий	46 Pd 106,42 палладий
	47 Ag 107,8682 серебро	48 Cd 112,41 кадмий	49 In 114,82 индий	50 Sn 118,710 олово	51 Sb 121,75 сурьма	52 Te 127,60 теллур	53 I 126,9045 иод	54 Xe 131,29 ксенон
VI	55 Cs 132,9054 цезий	56 Ba 137,33 барий	57 La* 138,9055 лантан	72 Hf 178,49 гафний	73 Ta 180,9479 тантал	74 W 183,85 вольфрам	75 Re 186,207 рений	76 Os 190,2 осмий	77 Ir 192,22 иридий	78 Pt 195,08 платина
	79 Au 196,9665 золото	80 Hg 200,59 ртуть	81 Tl 204,383 таллий	82 Pb 207,2 свинец	83 Bi 208,9804 висмут	84 Po 208,9824 полоний	85 At 209,9871 астат	86 Rn 222,0176 радон
VII	87 Fr 223,0197 франций	88 Ra 226,0254 радий	89 Ac** 227,0278 актиний	104 Ku [261] курчатовий	105 Ns [262] нильсборий	106 [263]	107 [264]	108 [265]	109 [ ]

* ЛАНТАНОИДЫ

58 Ce 140,12 церий

59 Pr 140,9077 празеодим

60 Nd 144,24 неодим

61 Pm 144,9128 прометий

62 Sm 150,36 самарий

63 Eu 151,96 европий

64 Gd 157,25 гадолиний

65 Tb 158,9254 тербий

66 Dy 162,50 диспрозий

67 Ho 164,9304 гольмий

68 Er 167,26 эрбий

69 Tm 168,9342 тулий

70 Yb 173,04 иттербий

71 Lu 174,967 лютеций

** АКТИНОИДЫ

90 Th 232,0331 торий

91 Pa 231,0359 протактиний

92 U 238,0289 уран

93 Np 237,0482 нептуний

94 Pu 244,0642 плутоний

95 Am 243,0614 америций

96 Cm 247,0703 кюрий

97 Bk 247,0703 берклий

98 Cf 251,0796 калифорний

99 Es 252,0828 эйнштений

100 Fm 257,0951 фермий

101 Md 258,0986 менделевий

102 (No) 259,1009 (нобелий)

103 (Lr) 260,1054 (лоуренсий)

s- элемент

p- элемент

d- элемент

f- элемент

У калия, например, происходит заполнение 4s-орбитали минуя пустую 3d-орбиталь. В четвертом ("аргоновом") периоде 3d-орбиталь начинает заполняться у скандия (Sc) – первого из элементовгруппы железа(Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni). В пятом ("криптоновом") периоде 4d-орбиталь начинает заполняться у иттрия (Y) – первого из элементовгруппы палладия(Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd). В шестом ("ксеноновом") периоде 5d-орбиталь начинает заполняться у лантана (La), однако у следующих за ним элементов (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) образующихгруппу редкоземельных элементов(илилантаноидов) заполняется 4f-орбиталь. Дальнейшее заполнение 5d-орбитали возобновляется у гафния (Hf) – "правого соседа" лютеция (Lu), начинающегогруппу платины(Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt). 6dи 6f-орбитали начинают заполняться у актиния (Ac) и протактиния (Pa) соответственно, являющихся родоначальникамигруппы актиноидов(Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lw).

Длина периодов изменяется весьма прихотливо: вIпериоде – 2 элемента, воIIиIII– 8, вIVиV– 18, вVI– 32. На рубежеXIXиXXвеков числа 2, 8, 18 и 32 вызывали недоумение и получили название «магических». В то время вряд ли кто предполагал, что квантовая механика найдет очень простое объяснение этих чисел: все они описываются формулой 2n²и определяют максимальное число электронов во внешней оболочке инертных газов.

Простое объяснение в квантовой механике получила и нумерация периодов в таблице Менделеева. Номер периода соответствует числу электронных оболочек атомов.

Группы периодической таблицы Менделеева объединяют атомы, близкие по строению внешних оболочек, а значит – близкие по своим химическим свойствам элементы.При этом среди элементов одной и той же группы, в свою очередь, можно выделить элементы главной подгруппы (подгруппы A; в таблице 1.2 они сдвинуты вправо) и побочной подгруппы (подгруппы B; в таблице 1.2 они сдвинуты влево).

Атомы элементов главных подгрупп содержат на внешнем энергетическом уровне число электронов, равное номеру группы.В основном именно эти электроны участвуют в образовании химических связей и определяют все химические и физические свойства элементов. Такие электроны называютвалентными. Таким образом,номер группы указывает число валентных электронов в атомах элементов главных подгрупп.

Побочные подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по одному или два электрона. У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны двух внешних незаполненных оболочек.

В зависимости от того, какой из атомных подуровней (s-,p-,d- илиf-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы принято подразделять наs- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп),p- элементы (элементы главных подгрупп III – VII групп),d- элементы (элементы побочных подгрупп) иf- элементы (лантаноиды и актиноиды).

s-элементы (щелочные и щелочноземельные металлы) характеризуются ярко выраженнымиметаллическими свойствами, которые определяются как способность атомов элементов легко отдавать электроны. Увеличение числа электронов (от 1 до 5) наp-подуровнеp-элементов усиливаетнеметаллические свойстваатомов, то есть способность атомов присоединять электроны из-за их стремления приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными внешними подуровнями.

Все элементы с незаполненными d- илиf-орбиталями относятся кпереходным элементам (элементам промежуточных групп). Для этих элементов характерна ярко выраженная нерегулярность заполнения оболочек, связанная с повышением роли межэлектронного взаимодействия при возрастании орбитального квантового числаl, и, как следствие, разнообразие химических свойств, проявляемых этими элементами в химических соединениях.

В заключение отметим, что с ростом заряда ядра, т.е. порядкового номера элемента, периодически меняется не только строение двух внешнихэлектронных оболочек, но и радиусы атомов (таблица 1.3), а также радиусы и заряды ионов.

Радиус атома – это неоднозначная величина, так как электронное облако атома не имеет четких границ. Однако это понятие может быть полезным и весьма плодотворным, если им пользоваться осторожно и в надлежащей ситуации.

Под радиусом атома обычно понимают половину расстояния между соседними атомами в простых соединениях, которые состоят из атомов одного элемента. В периодах с возрастанием положительного заряда ядра и степени взаимодействия внешних электронов с ядром радиусы атомов уменьшаются. В главных подгруппах в связи с ростом числа энергетических уровней радиусы атомов заметно увеличиваются. В побочных подгруппах радиусы увеличиваются незначительно.

Радиусы ионов (таблица 1.3) отличаются от радиусов атомов: радиус положительно заряженных ионов меньше, чем радиус нейтрального атома, а отрицательно заряженных – больше. Эти радиусы обычно определяются таким образом, чтобы их сумма равнялась среднему межъядерному расстоянию в ионных соединениях, речь о которых пойдет в следующем параграфе настоящего раздела.

Таблица 1.3¹. Радиусы атомов и ионов с заполненными внешними оболочками,Å

	ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ
	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H						1 H 0,46 1,36	2 He 1,22	1 атомный номер H радиус полож. иона радиус атома радиус отриц. иона
II	3 Li 0,68 1,55	4 Be 0,34 1,13	5 B 0,20 0,91	6 C 0,20 0,77	7 N 0,15 0,71 1,48	8 O 0,66 1,36	9 F 0,71 1,33	10 Ne 1,60
III	11 Na 0,98 1,89	12 Mg 0,74 1,60	13 Al 0,57 1,43	14 Si 0,39 1,34	15 P 0,35 1,30 1,86	16 S 0,29 1,04 1,82	17 Cl 0,99 1,81	18 Ar 1,92
IV	19 K 1,33 2,36	20 Ca 1,04 1,97	21 Sc 1,64	22 Ti 1,46	23 V 1,34	24 Cr 1,27	25 Mn 1,30	26 Fe 1,26	27 Co 1,25	28 Ni 1,24
	29 Cu 1,28	30 Zn 1,39	31 Ga 0,62 1,39	32 Ge 0,44 1,39	33 As 1,48 1,91	34 Se 0,35 1,60 1,93	35 Br 1,14 1,96	36 Kr 1,98
V	37 Rb 1,49 2,48	38 Sr 1,20 2,15	39 Y 1,81	40 Zr 1,60	41 Nb 1,45	42 Mo 1,39	43 Tc 1,36	44 Ru 1,34	45 Rh 1,34	46 Pd 1,37
	47 Ag 1,44	48 Cd 1,56	49 In 0,92 1,66	50 Sn 0,67 1,58	51 Sb 0,62 1,61 2,08	52 Te 1,70 2,11	53 I 1,33 2,20	54 Xe 0,48 2,18
VI	55 Cs 1,65 2,68	56 Ba 1,38 2,21	57 La* 1,87	72 Hf 1,59	73 Ta 1,46	74 W 1,40	75 Re 1,37	76 Os 1,35	77 Ir 1,35	78 Pt 1,38
	79 Au 1,44	80 Hg 1,60	81 Tl 1,05 1,71	82 Pb 0,76 1,75	83 Bi 1,82	84 Po 0,67	85 At 0,62	86 Rn
VII	87 Fr 1,78 2,80	88 Ra 1,48 2,35	89 Ac** 2,03	104 Ku	105 Ns	106	107	108	109

* Аномальное заполнение 4s–уровня в атоме K объясняется тем, что M– и N– оболочки перекрываются, причем таким образом, что уровень 4s лежит ниже уровня 3d. Заполнение 3d–уровня начинается после заполнения 4s–уровня. Конфигурация 3d¹⁰4s¹ в атоме Cu тоже оказывается более выгодной с точки зрения энергии, чем конфигурация 3d⁹4s², так как отвечает полностью заполненной M–оболочке. Такие оболочки особенно устойчивы.

1Данные взяты из книги

Артеменко А.И., Малеванный, Тикунова И.В. Справочное руководство по химии: Справочное пособие. - М.: Высшая школа, 1990. - 303 с.