2.3. Систематика химических элементов

Периодический закон. К середине XIX века число известных хи­мических элементов возросло настолько, (оно достигло 63), что возник­ла потребность их упорядочения.

В 1829 г. немецкий химик Деберейнер сгруппировал элементы со сходными химическими свойствами по тройкам: Li, Na, К ; CL, Br, I.

Английский химик Ньюлендс (1864г.) предложил правило октав, в соответствии с которым свойства химических элементов, расположен­ных по возрастанию атомного веса, должны повторяться через каждые семь элементов. Однако часто элементы, разные по свойствам, попадали в одну группу.

Немецкий химик Мейер ближе всего подошел к открытию перио­дического закона. В 1864 году он опубликовал таблицу из 27 элементов, расположенных по возрастанию их относительных атомных масс и сгруппированных по их валентности. Остальные элементы он не смог включить в таблицу по той причине, что для этих элементов не были ус­тановлены либо точные значения их относительных атомных масс, либо валентность.

Все эти классификации не отражали общей, фундаментальной законо­мерности изменения свойств элементов.

Д.И. Менделеев за основу систематики элементов взял двойной критерий: атомный вес и химические свойства. В предложенной им таб­лице были предусмотрены длинные периоды для элементов, получив­ших позже название переходных металлов. Эти длинные периоды разби­ты на две части каждый (две строки в таблице). Если по свойствам эле­мента было очевидно, что его нельзя поместить на очередное место в таблице в порядке возрастания атомной массы, в этом месте Д.И. Мен­делеев оставлял пробел, но при этом описывал свойства пропущенного элемента (экасилиций, экабор и др.). Всего было предсказано 11 неиз­вестных элементов. Все они были в дальнейшем открыты и подтверж­дены их свойства, описанные Менделеевым. Построение таблицы со­провождалось научной оценкой атомных масс элементов (Cr, In, Pt, Au, Ti).

На основе установленных периодических закономерностей, отра­женных в построении таблицы, Менделеев открыл периодический за­кон в 1869г. и сформулировал его так: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической за­висимости от величин атомных весов элементов.

Дальнейшие исследования показали, что свойства элементов зави­сят прежде всего от заряда атомных ядер. Заряд ядра определяет элект­ронное строение атома, которое раскрывает физический смысл периоди­ческого закона. Английский ученый Мозли в результате исследования рентгеновских спектров элементов показал, что положительный заряд атома элемента численно равен его порядковому номеру в периодиче­ской системе. Была подтверждена правильность расположения элемен­тов в периодической системе Д. И. Менделеева. Поэтому современная формулировка периодического закона такова: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра ато­ма или порядкового номера элемента.

Строение Периодической системы. Из различных способов пред­ставления Периодической системы химических элементов, используе­мые в настоящее время, основными и наиболее распространенными яв­ляются короткопериодная и длиннопериодная формы.

Периодическая система содержит семь периодов - горизонтальных последовательностей элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера. В системе длиннопериодной формы каждому периоду соответствует одна горизонталь, а в системе короткопериодной формы период, начиная с четвертого, разделен пополам. Атомы всех элементов одного и того же периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами. Номер периода по­казывает число энергетических уровней, номер высшего энергетическо­го уровня, значение главного квантового числа для высшего энергетиче­ского уровня.

Каждый период начинается с заполнения s-подуровня нового энер­гетического уровня и заканчивается заполнением р-подуровня этого же уровня. В периодах, начиная с четвертого, секции s- и р-элементов раз­делены секцией d-элементов, а в шестом и седьмом - еще и секцией f-элементов.

С каждым новым периодом начинают заполняться электронами новые энергетические уровни в атомах, но последовательность заполне­ния подуровней повторяется периодически.

Вертикальные столбцы в Периодической системе называются группами элементов. Номер группы показывает число валентных элект­ронов у атома элемента. Периодическая система включает 8 групп, ко­торые делятся на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы включают в себя s- и р-элементы, а побочные подгруппы состоят из d- и f-элементов.

Атомы всех элементов главных подгрупп имеют равное число электронов на высшем энергетическом уровне. Номер группы совпадает с числом внешних электронов в атомах, и эти электроны являются ва­лентными.

У элементов побочных подгрупп идет заполнение электронами s-подуровня внешнего уровня и d-подуровня предвнешнего уровня или f-подуровня предпредвнешнего уровня, валентными являются именно эти электроны. Например, у скандия и его аналогов валентными являются два s-электрона и один d-электрон, общая электронная формула: ns²(n-l)d¹.

Составим электронные формулы атомов подгруппы углерода:

₆С ₁₄Si

₃₂Gе

₅₀Sn

₈₂рь

1s² 2s² 2p²

1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр²

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p²

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p²

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p²

Данные элементы составляют главную подгруппу 4-й группы, поэтому валентными являются четыре электрона внешних уровней (выделены). Эти элементы являются аналогами, так как имеют однотипные элект­ронные конфигурации атомов, и, следовательно, обладают сходными химическими свойствами. Для них можно записать общую электронную формулу: ns²np².

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что пе­риодическое изменение свойств элементов и их соединений является функцией периодически повторяющихся на все более высоких энергети­ческих уровнях сходных электронных структур.