Значение Периодического закона и Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

Именно вследствие сходства строения внешнего энергетического  уровня похожи их физические и химические свойства. В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические  свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом.  
 

В свете учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует  числу энергетических уровней атома, то есть положение элементов в  Периодической системе обусловлено  строением их атомов. В зависимости  от того, какой подуровень заполняется  электронами, все элементы делят  на четыре типа  
 

s-элементы. Заполняется  s-подуровень внешнего уровня (s1 —  s2). Сюда относятся первые два  элемента каждого периода.  
 

р-элементы. Заполняется p-подуровень внешнего уровня (p1 — p6)- Сюда относятся последние шесть элементов  каждого периода, начиная со второго.  
 

d-элементы. Заполняется  d-подуровень последнего уровня (d1 — d10), а на последнем (внешнем)  уровне остается 1 или 2 электрона.  К ним относятся элементы вставных  декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).  
 

f-элементы. Заполняется  f-подуровень глубинного (третьего  снаружи) уровня (s1 — s2), а строение  внешнего электронного уровня  остается неизменным. Это лантаноиды  и актиноиды, находящиеся в  шестом и седьмом периодах.  
 

Таким образом, число  элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует  максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом — два, на втором — восемь, на третьем — восемнадцать, а на четвертом — тридцать два  электрона.  
 

Деление групп  на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и р-элементы, а побочную подгруппу  — d и f-элементы. Например в IV группу Периодической  системы элементов входят следующие  элементы:  
 
 
 

Главная подгруппа (подгруппа углерода)  
 

Побочная подгруппа (подгруппа титана)  
 

C...2s22p2  
 

Ti...3d24s2  
 

Si...3s23p2  
 

Zr...4d25s2  
 

Се…4s24р2  
 

Hf...5d26s2  
 

Sn...5s25p2

Ku...6d27s2  
 

Pb…6s26р2  
 
 
 

р-элементы  
 

d-элементы  
 
 
 
 
 
 
 

Итак, в каждой группе объединены элементы, атомы  которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При  этом атомы элементов главных  подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые валентные электроны.  
 

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны  не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и  состоит основное различие в свойствах  элементов главных и побочных подгрупп.  
 

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые  могут участвовать в образовании  химических связей. В этом физический смысл номера группы.  
 

С позиций теории строения атома легко объясняется  возрастание металлических свойств  элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням  в атомах 9F (1s2 2s2 2р5) и 53J (1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5) можно отметить, что  у них по 7 электронов на внешнем  уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны  в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут  отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.  
 

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:  
 

а) изменение свойств  элементов по горизонтали — в  периоде слева направо ослабляются  металлические и усиливаются  неметаллические свойства;  
 

б) изменение свойств  элементов по вертикали — в  группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.  
 

Таким образом, по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных  оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.  
 
 
 

Изменение в составе  ядер атомов химических элементов. Изотопы.  
 

Формулировка закона, данная Д.И. Менделеевым, не могла быть точной и полной с современной  точки зрения так как она соответствовала  состоянию науки на тот период времени, когда не было известно строение атома. Поэтому новые научные  открытия вступили с ней в противоречие. Так были открыты изотопы.  
 

Изотопы - разновидности  атомов одного и того же химического  элемента, имеющие одинаковый заряд  ядра, но разные массовые числа. Сумму  чисел протонов и нейтронов в  ядре атома называют массовым числом обозначают буквой А. Следовательно, химический элемент - это вид атомов, характеризующихся  одинаковым зарядом ядра, то есть содержащих одинаковое число протонов.  
 
 
 

Строение электронных  оболочек атомов.  
 

Заполнение атомных  орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом  Паули и правилом Хунда.

Электроны заполняют  атомные орбитали, начиная с подуровня  с меньшей энергией. В этом состоит  правило минимума энергии. Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и так далее …  
 

Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в  любой части околоядерного пространства - т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.  
 

Электроны в атоме  занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной  энергией), образуя электронные облака определенной формы.  
 

В случае s-орбитали электронное облако сферическое:  
 
 
 
 
 
 
 

В случае p-орбиталей  форма электронного облака гантелеобразная: ...  
 
 
 
 
 
 
 

Внутри атомных  орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется  высокая электронная плотность. Пространство вне объема орбиталей  соответствует малой электронной  плотности.  
 

В каждой атомной  орбитали может размещаться максимально  два электрона (принцип Паули).  
 

При наличии орбиталей  с одинаковой энергией (например, трех р-орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р-подуровне не может  быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Хунда).  
 

Для изображения  электронной конфигурации атома  нужно распределить его электроны  по подуровням так, чтобы каждой атомной  орбитали соответствовала одна квантовая  ячейка, и в соответствии с тремя  указанными правилами заселения.  
 
 
 

Электронные конфигурации атомов  
 

Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:  
 

1H 1s12He 1s23Li 1s22s1  
 

4Be 1s22s2  
 

5B 1s2 2s2 2p1 6C 1s2 2s2 2p2 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4 9F 1s2 2s2 2p5 10Ne 1s2 2s2 2p6 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 14Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  
 

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и  другие) имеют завершенные s- и p- подуровни (s2p6). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.  
 

В атомах остальных  элементов внешние s- и p- подуровни - незавершенные, например у хлора: 17Cl = [10Ne] 3s2 3p5. Незавершенные подуровни  и электроны на них называются также валентными, поскольку именно они могут участвовать в образовании  химических связей между атомами.  
 
 
 

f-Элементы. Открытие  новых элементов. Ядерные реакции.  
 

Итак, с увеличением  атомного номера неизбежно наступает  момент, когда у элементов начинают заполняться f-орбитали. Это происходит после заполнения 6s-орбиталей - сразу  после элемента 56Ba с валентной  оболочкой ...6s2.

Поскольку при  заполнении семи f-орбиталей образуется целых 14 элементов, то как в короткой, так и в длинной форме Периодической  таблицы f-элементы вынесены отдельными строчками внизу. В нижней части  любой таблицы одна строчка из f-элементов “лантаноидов” (по имени  элемента лантана La, открывающего ряд f-элементов) и строчка из f-элементов  “актиноидов” (по имени элемента актиния Ac). У лантаноидов постепенно заполняются 4f-орбитали, у актиноидов - 5f-орбитали.  
 

Клеточки с f-элементами в Периодической таблице обычно окрашены в зеленый цвет. Для удобства не только в короткой, но даже в длинной  форме Периодической таблицы f-элементы вынесены за ее пределы - иначе вся  таблица еще сильнее "вытянулась" бы в ширину.  
 

Итак, f-элементами являются 14 лантаноидов и 14 актиноидов.  
 

У лантаноидов  заполняются "глубинные" 4f-орбитали третьего снаружи уровня. На внешнем 6s-подуровне все они имеют по 2 электрона (...6s2) и обладают очень  похожими химическими свойствами. Лантаноиды - активные металлы, все они реагируют  с водой с образованием элементарного  водорода и гидроксида металла. Их преимущественная степень окисления +3.  
 

Из-за похожести  химических свойств многие лантаноиды долго не удавалось выделить в  чистом виде. Кроме того, в природных  минералах они встречаются редко  и в небольших количествах. Отсюда еще одно общее название лантаноидов - редкоземельные элементы.  
 

Актиноиды меньше похожи друг на друга по своим химическим свойствам. Их исследование очень затруднено из-за неустойчивости (радиоактивности) атомов этих элементов. Кстати, у первого  члена ряда актиноидов - элемента актиния (89Ac) наблюдается аналогичный “проскок” 5f1-электрона на 6d1! Это, как мы уже  знаем, связано с требованием  минимизации энергии атома данного  элемента (хотя, повторим, здесь не все  еще понятно), но никак не меняет общих закономерностей Периодической  таблицы.  
 

Заполнение 5f-оболочек у актиноидов заканчивается на элементе 103 (Lr, лоуренсий). Здесь в Периодической  таблице расположены элементы с  уже очень "тяжелыми" и поэтому  неустойчивыми ядрами.  
 

Последний из “тяжелых”  элементов, еще существующих в природе - это уран (92U). Уран радиоактивен, то есть постепенно распадается с образованием ядер других элементов. Однако скорость этого распада все же не так  велика, чтобы весь уран на Земле  успел исчезнуть. Все элементы с  более тяжелыми ядрами давно распались  и сегодня в минералах их найти  невозможно. Такие элементы получают только искусственным путем - синтезом их атомов из ядер более легких элементов  с помощью ядерных реакций.  
 

Сначала атомы  одного из исходных элементов превращают в ионы - чтобы они приобрели  заряд и могли быть разогнаны  до высоких скоростей на специальных  сложных приборах - ускорителях. Затем  разогнанными на ускорителе ядрами бомбардируют мишень из атомов другого элемента. При высоких энергиях ионных пучков на таких ионных ускорителях удается  добиться слияния двух ядер в новое  ядро с зарядом, равным сумме зарядов  двух ядер.

Существуют три  признанных во всем мире исследовательских  центра по синтезу тяжелых элементов: в Дубне (Россия), в Беркли (США) и  в Дармштадте (Германия). Все элементы, начиная с 93-го (нептуний) и до 109-го (майтнерий) были получены именно в  этих лабораториях.