Д.И. Менделеев сформулировал свой закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

В настоящее время периодический закон

формулируется: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости зарядов ядер их атомов.

Причина периодичности - порядок заполнения электронной оболочки атомов.

Периодическая система элементов состоит из периодов и групп.

Период –это ряд элементов, начинающийся с активного щелочного металла и завершающийся благородным газом.

Современная ПЭС состоит из 7 периодов.

1-3 периоды - малые и состоят из одного ряда. 4-7 периоды - большими и состоят из двух рядов.

Период начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением главного квантового числа n.

Номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня.

При движении вдоль периодической таблицы квантовые числа l и m вновь появляющегося электрона определяют группу, в которой находится элемент.

Номер периода совпадает с номером заполняющегося уровня.

Число элементов входящих в период определяется энергетической емкостью уровня.

Например, в 3-м периоде число элементов равно 18.

В ПЭС - 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках.

Номер группы показывает высшую степень окисления элемента по кислороду, исключение подгруппа меди , VII и VIII группы.

Группы делятся на главные и побочные.

Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами

(электронные аналоги).

Главные подгруппы включают в свой состав типические элементы (элементы II и III периодов).

Побочные подгруппы в своем составе не имеют типических элементов.

Первая группа - щелочные металлы. На внешнем электронном уровне один s-электрон. Электрон теряется очень легко, с образованием катиона Э+. Формула оксида - Э2О.

Вторая группа- щелочноземельные металлы. На внешнем электронном уровне два s- электрона. Свойства похожи на свойства элементов I группы, но более слабо выражены. Формула оксида - ЭО.

Третья группа - на внешнем слое два s и один p-электрон.. Их степень окисления +3, формула оксида Э2О3.

Четвёртая группа - характерны ковалентные связи, – восьми электронная оболочка инертного газа образуется за счёт образования 4-х электронных пар. Характерной особенностью элементов этой группы образовывать прочные связи друг с другом: …С-С-С… Легко образуют как оксид СО2 (степень окисления углерода +4), так и гидрид СН4 (метан, степень окисления углерода -4).

Пятая группа образуют только ковалентных связей. Низшая степень окисления у них -3 (NH3 - аммиак, РН3 - фосфин). Высшая степень окисления у них +5, формула высшего оксида Э2O5.

Шестая группа, Кислород имеет стандартная степень окисления -2. Сера, селен, теллур имеют степени окисления от -2 до +6. Соответствующие высшие оксиды имеют формулы ЭО3 и являются сильными окислителями.

Седьмая группа – галогены. Могут проявлять степени окисления -1 до +7. Оксид Э2О7.

Восьмая группа - благородные газы.. Имеют полностью достроили электронную оболочку, поэтому дополнительных электронов им не нужно и они инертны к любым реакциям.

d-элементы

1)d-орбитали заполняться не после р-орбиталей, а пропустив вперёд s-элементы следующего периода (в соответствии с правилом Клечковского).

2)высшие степени окисления и формулы высших оксидов элементов 3 – 7 групп главных и побочных подгрупп совпадают, положительные степени окисления элементов не совпадают.

3)У d-элементов почти всегда имеется несколько положительных степеней окисления, для них характерны переходы из одной степени окисления в другую.

4)Обязательно имеют степень окисления +2, когда отрываются два электрона с s-орбитали.

5)Отрицательных степеней окисления у них нет.

6)Внутри системы d-элементов при заполнении орбиталей наблюдается “островок стабильности” - стремление сохранить и удержать систему из пяти электронов с параллельными спинами, по одному в каждой ячейке (nd5).

У хрома наблюдается перескок электрона с 4s на 3d- орбиталь, и создаётся упомянутый “островок стабильности”.

Проскок электрона также наблюдается у Сu 3d104s1 (вместо3d94s2), Nb 4d45s1 (вместо 4d35s2), Ru 4d75s1 (вместо 4d65s2), Pd 4d105s0 (вместо 3d84s2) – двойной проскок электронов, Рt 5d96s1 (вместо 4d86s2), проскоки электронов наблюдаются и у f – элементов.

7)Первые члены ряда d-элементов (в побочных подгруппах) имеют определённое сходство с соответствующими р – элементами. Вторая половина ряда d-элементов практически теряет какую-либо связь с основными подгруппами.

8)Три элемента - Fe, Co, Ni и т.д. поставлены в 8 группу, побочную подгруппу, хотя у них нет ничего общего с восьмой группой.

9)Медь, серебро и золото стоят явно не на своём месте, т.к. для них известна степень окисления +3 (для иона золота это основное состояние).

“Попятный ход” элементов по С.А. Щукареву: после достижения “островка стабильности” в 7 группе (Mn, Tc, Re) наступает естественное пошаговое уменьшение высшей валентности элементов: 6, 5, 4, 3 ,2, как если бы мы двигались назад по периодической таблице.

Тогда нужно поместить Fe в 6-ю группу, Co в 5-ю, Ni в 4-ю, Cu в 3-ю, Zn во 2-ю, а дальше всё как обычно - заполнение р - орбиталей.