Периодическое изменение свойств химических элементов

В периодической  системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов.

Период  – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке  возрастания заряда атомного ядра. У химических элементов находящихся  в одном периоде атомы имеют  одинаковое количество энергетических уровней. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие  периоды химических элементов.

Малые периоды содержат один ряд химических элементов ( первый период – два элемента второй период – восемь элементов и третий период – то же восемь химических элементов).

Большие периоды содержат по два ряда химических элементов ( Четвертый период – восемнадцать элементов пятый период – восемнадцать элементов и шестой период – тридцать два химических элемента.

Каждый  период начинается со щелочного металла  и заканчивается инертным газом. Изменение свойств химических элементов  в пределах периода называется горизонтальной периодичностью.

Группа  – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Нахождение  элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического  уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s,p,d и f семейства.

S и  P химические элементы располагаются  в главных подгруппах.

D элементы  располагаются в побочных подгруппах.

F элементы  – это химические элементы относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов а также побочной подгруппы третьей группы.

Изменение свойств в пределах группы химических элементов называется вертикальной периодичностью. 
 
 
 
 
 

Периодическое изменение свойств  химических элементов

Электронная конфигурация атома  элемента определяет свойства этого элемента в Периодической  системе.

Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент.

Если валентные  электроны расположены только на атомной s-орбитали, то элементы относятся к секции s-элементов (IA-, IIA- группы); если они расположены на s- и p-орбиталях, то элементы относятся к секции p-элементов (от IIIA- до VIIIA-группы).

Водород Н (1s¹) всегда рассматривают отдельно как первый элемент Периодической системы, а гелий Не (1s²) причисляют к VIIIA-группе ввиду подобия химических свойств всех благородных газов.

В соответствии с энергетической последовательностью  подуровней, начиная с элемента скандий Sc, в Периодической системе появляются Б-группы; а у атомов этих элементов заполняется d-подуровень предыдущего уровня. Такие элементы называются d-элементами, их в каждом периоде - десять, например в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn (переходные элементы).

Следует учитывать, что полностью и наполовину заселенные энергетические подуровни обладают повышенной устойчивостью. Поэтому в атомах хрома Cr и меди Cu, ввиду близости энергий 4s- и 3d-подуровней, происходит переход одного электрона с 4s- на 3d-орбиталь. В атомах d-элементов 4-го периода валентные электроны занимают не только внешний 4s-подуровень, но и внутренний (точнеепредвнешний) 3d-подуровень.

Например, для  атома марганца (VIIБ-группа) с формулой [₁₈Ar] 3d⁵4s² все семь электронов (d⁵s²) - валентные.

У атома цинка (₃₀Zn = [₁₈Ar,3d¹⁰] 4s²) 3d-подуровень заселен полностью и валентными будут только два внешних 4s-электрона (4s²).

Таким образом, электронное строение атомов всех элементов можно вывести из координат атомов в Периодической системе (т.е. из номера группы и периода соответствующего элемента.

В ряду элементов  с последовательно возрастающим порядковым номером (числом электронов, зарядом ядра) аналогичные электронные  конфигурации атомов периодически повторяются.

Характер  изменения электронных  конфигураций атомов объясняет периодическое  изменение свойств  элементов (Периодический закон Д.И. Менделеева).

Для примера  можно рассмотреть изменение высших и низших степеней окисления у элементов IA-VIIA-групп во втором, третьем и четвертом периодах:

Положительные степени окисления проявляют все элементы, за исключением фтора. Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне (за исключением кислорода). Эти степени окисления называютвысшими степенями окисления.

Отрицательные степени окисления проявляют элементы, начиная с углерода C, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до 8. Эти степени окисления называют низшими степенями окисления.

Например, у  атома фосфора на последнем энергетическом уровне не достает трех электронов до 8. Низшая степень окисления фосфора равна −III.

Значения  высших и низших степеней окисления  повторяются периодически, совпадая по группам; например, в IVА-группе элементы C, Si и Ge имеют высшую степень окисления +IV, а низшую степень окисления −IV. Эта периодичность изменения степеней окисления отражается на периодическом изменении состава и свойств химических соединений элементов.

Теория  строения атома дает физическое обоснование  порядковому номеру элемента и самому Периодическому закону, позволяет объяснить его основные положения и выводы.

Современная формулировка Периодического закона: