Периодический закон и периодическая система химических элементов Дмитрия Ивановича Менделеева

     В первом (горизонтальном) ряду два элемента – водород H и гелий He.

     Второй  и третий ряды образуют периоды по восемь элементов. Причем каждый из периодов начинается щелочным металлом (литий Li, натрий Na) и заканчивается инертным газом (неон Ne,  аргон Ar).

     Четвертый ряд также начинается щелочным металлом (калием K), но, в отличии от предыдущих рядов, он не заканчивается инертным газом. В пятом ряду продолжается последовательное изменение свойств элементов начавшееся в четвертом ряду так, что эти два ряда образуют один так называемый большой период из 18 элементов. Как и предыдущие два периода, этот период начинается щелочным металлом (калием K) и заканчивается инертным газом (криптоном Kr)

     Один  большой период (из 18 элементов) составляют и последующие два ряда –  шестой  и седьмой (от рубидия Rb до ксенона Xe).

     В восьмом ряду, который начинается щелочным металлом цезием Cs, дополнительное осложнение связано с тем, что  после лантана La идут 14 элементов, чрезвычайно сходные с ним по свойствам. Эти элементы называются лантаноидами. В приведенной таблице они размещены в виде отдельного ряда (второй ряд снизу таблицы), хотя   подразумевается,   что   все они находятся   в той   же клетке   таблицы Д.И. Менделеева, что и лантан La. Таким образом, восьмой и девятый ряды образуют большой период, содержащий 32 элемента (от цезия Cs до радона Rn).

     Наконец, десятый ряд элементов составляет незавершенный седьмой период. Он содержит   лишь 21   элемент, из   которых  14 очень сходны по своим свойствам с актинием Ac. Они выделены в отдельный ряд актиноидов, хотя на самом деле они должны размещаться в той же ячейке таблицы Д.И. Менделеева, что и актиний Ac. Отсутствие химических элементов, завершающих 10 ряд, дает основание предполагать, что далеко не все химические элементы открыты, что и подтверждается на практике.

     Такая структура периодической системы  химических элементов Д.И. Менделеева является отражением их  фундаментальных свойств, связанных с особенностями строения их атомов.

     В вертикальных столбцах таблицы –  группах, - располагаются элементы, обладающие одинаковой валентностью в высших солеобразующих оксидах (высшие окислы приведены в четвертой снизу таблицы строке). Валентность указана римской цифрой (как номер группы элементов).

     Каждая  группа химических элементов разделена  на две подгруппы, одна из которых (главная) включает элементы малых периодов и четных рядов больших периодов. А другая подгруппа (побочная) образована элементами нечетных рядов больших периодов.

     Различие  между главными побочными подгруппами  ярко проявляются в крайних группах  таблицы (прежде всего в группах I и VII).

     Так главная подгруппа I группы включает очень активные щелочные металлы, которые  энергично разлагают воду (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

     Побочная  подгруппа I группы состоит из меди Cu, серебра Ag, золота Au, малоактивных в химических отношениях.

     В группе VII главную подгруппу составляют активные неметаллы фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.  У элементов побочной подгруппы VII группы –   марганец Mn,  технеций Tc, рений Re и, возможно, борий Bh – преобладают металлические свойства.

     VIII группа элементов занимает особое  положение. Она состоит из основной  подгруппы    благородных (инертных) газов гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn; и побочной подгруппы, включающей 9 элементов (по горизонтали),  разделенных на  три триады очень   сходных друг с   другом     элементов: Fe – Co – Ni;     Ru – Rh – Pd; Os – Ir – Pt. (О мейтнерии Mt сведения не найдены).   

     У элементов главных подгрупп при  увеличении атомной массы наблюдается  усиление металлических свойств  и ослабление неметаллических.

     Таким образом, в периодической системе  свойства элементов, их атомная масса, валентность, химический характер изменяются в известной последовательности как в горизонтальном, так и в вертикальном направлениях. Место элемента в таблице определяется, следовательно, его свойствами, и, наоборот, каждому месту соответствует элемент, обладающий определенной совокупностью свойств. Поэтому, зная положение элемента в таблице, можно довольно точно указать его свойства. [4] 

5. Периодический закон — основа химической систематики

     В предыдущем разделе были кратко обсуждены  свойства и периодичность в изменении  этих свойств элементов как таковых, вне прямой связи с образованием химических соединений. Периодичность  же форм химических соединений и их свойств составляет ту самую основу, на которой единственно возможны строгое и полное обобщение и  систематизация необозримой химической информации. Разберем это на примере водородных и кислородных соединений, являющихся в большинстве случаев наиболее яркими представителями, определяющими специфику химического поведения элементов.

     Несмотря  на многочисленность форм и разнообразие свойств водородных соединений, их можно классифицировать в рамках периодического закона довольно несложным  способом. В ряду элементов от щелочного  металла до благородного газа происходит закономерное изменение форм существования  и физико-химической природы водородных соединений, и суть этого изменения  в основном состоит в следующем. Щелочной металл и примыкающие к  нему активные непереходные металлы (например, Na, Mg, Al) образуют солеобразные гидриды. В их структурах состояние водородных атомов близко состоянию гидридного аниона (Н⁻). Поэтому солеобразные гидриды обладают чрезвычайно высокой реакционной способностью и являются очень сильными восстановителями. Гидролиз солеобразных гидридов сопровождается образованием гидроксидов соответствующего металла и молекулярного водорода. При электролизе расплавленных солеобразных гидридов молекулярный водород выделяется на аноде. Многие солеобразные гидриды образуют гидридные комплексы, в которых координированными на атомах металла лигандами являются водородные анионы Н⁻, например: Na[BH₄], Li[AlH₄], Li[GaH₄], Be[BH₄]₂, Al[BH₄]₃, и др. Основным структурным фрагментом в перечисленных гидридных комплексах являются тетраэдрические координационные анионы ВН₄⁻, AlH₄⁻, GaH₄⁻.

     Типичные  неметаллы, примыкающие к благородному газу, образуют с водородом летучие  соединения: СН₄, SiH₄, NH₃, PH₃, AsH₃, H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te и др. Некоторые летучие водородные соединения являются полиядерными структурами: В₂Н₆, В₄Н₁₀, В₅Н₁₁, B₆H₁₂, Si₂H₆, Si₄H₁₀, С₅H₁₂ и др.

     Летучие водородные соединения типичных неметаллов можно подразделить на две разновидности, в одной из которых степень  ионности связи A—H невелика и эффективный  заряд на атоме водорода мал (водородные соединения бора, углерода, кремния  и т. д.), а в другой степень ионности связи A—H значительна и атом водорода имеет существенный эффективный положительный заряд (водородные соединения азота, фосфора, элементы группы кислорода и серы, фтора и других галогенов). Летучие водородные соединения второй разновидности, как правило, эффективно взаимодействуют с водой с образованием очень важных для химии соответствующих элементов производных (растворы гидроксида аммония, соляной кислоты и т. д.), в которых возникают гидроксид-анионы OH⁻_(aq) или (значительно чаще) катионы гидроксония H₃O⁺_(aq).

     Отметим, что между солеобразными гидридами и летучими водородными соединениями не всегда можно провести четкую границу. Так, гидрид бериллия BeН₂, приближаясь по свойствам к солеобразным гидридам типа СаН₂, имеет в твердом состоянии полимерную структуру с мостиковыми связями Be—H—Be, подобными мостиковым связям в молекулярных структурах бороводородов.

     Периодичность в изменении форм и свойств  оксидов значительно сложнее. Причин тому несколько, но на первый план выступают две: 1) часто один и тот же элемент образует несколько оксидов (Cl₂О, Cl₂О₂, ClO₂, Cl₂О₆, Cl₂О₇ или MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃, Mn₂O₇); 2) свойства и устойчивость одной и той же формы оксидов для элементов-аналогов во многих случаях существенно изменяются при увеличении атомного номера элемента (N₂O₃ --> P₂O₃ --> As₂O₃ --> Sb₂O₃ --> Bi₂O₃). Поэтому остановимся на периодическом изменении форм и свойств высших оксидов, образуемых элементами на высшей из всех возможных для данного элемента ступени окисления.

     Суть  изменения свойств высших оксидов  в ряду элементов от щелочного  металла до благородного газа можно  в принципе описать следующим  образом. Щелочной и соседний с ним  щёлочноземельный металлы образуют основные оксиды (Rb₂O, SrO), гидратные формы которых проявляют ярко выраженные свойства оснований, а благородный газ и примыкающие к нему неметаллы образуют оксиды (XeО₄, I₂O₇, TeO₃, Sb₂O₅), гидраты которых проявляют свойства кислот. Непереходные элементы, находящиеся между упомянутыми металлами и неметаллами, образуют амфотерные высшие оксиды (In₂O₃, SnO₂), которым отвечают гидратные формы, обладающие свойствами как оснований, так и кислот. Этот переход от основных через амфотерные к кислотным оксидам резко осложняется кислородными соединениями переходных металлов. Первые в V периоде переходные металлы образуют амфотерные высшие оксиды (Y₂O₃ с преобладающим основным характером, ZrO₂ с преобладающим кислотным характером). Срединные переходные металлы образуют оксиды с кислотным характером (Nb₂O₅, MoO₃, Te₂О₇, RuO₄), а завершающие переходные металлы, как правило, высшие оксиды основного типа (Rh₂O₃, PdO, AgO, CdO); у родия и палладия существуют лишь малоустойчивые гидроксиды (Rh(OH)₄ и Pd(OH)₄).

     Похожую периодическую классификацию можно  составить и для других классов  неорганических соединений: галогенидов, нитридов, фосфидов и т. д.

6. Математическое выражение Периодического закона

     Полноценное объяснение и понимание периодического изменения свойств элементов  стало возможным только с развитием  квантовой теории в начале XX века, которая рассматривает атомы  как системы взаимодействующих  элементарных частиц в рамках квантовой  химии. Это позволяет получить полную картину и объяснить их свойства. Однако, аналитическое решение уравнения Шредингера возможно только для простейших одноэлектронных атомов, численное решение является чрезвычайно сложной задачей, особенно для тяжёлых атомов, которая требует привлечения особого математического аппарата учитывающего многочисленные физические эффекты, например спин-орбитальное взаимодействие и релятивисткие поправки. 
 

Рис. 11. Зависимость энергии ионизации атомов элементов p-блока от суммы всех p-электронов 

     Тем не менее, на основе квантовой теории были развиты представлении о  распределении электронов по оболочкам  и подоболочкам (s, p, d и f, см. выше). В соответствии с этим в общепринятом варианте периодической системы, утверждённым Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC), элементы распределены по соответствующим (s, p, d и f) блокам.

     При рассмотрении элементов по блокам можно  получить периодические зависимости, существенно более чётко выраженные, чем на рисунках типа рис.1. Для этого  нужно свойства элементов и их соединений рассматривать в зависимости  от общего числа электронов, определяющих принадлежность атома к блоку. Для s-блока — это сумма всех s-электронов в атоме, для p-блока — это сумма p-электронов, и так далее.

     Для иллюстрации на рис.11 показана зависимость  энергии ионизации атомов элементов p-блока от суммы всех p-электронов в атоме.

     Полученные  зависимости настолько точны, что  их можно описать уравнениями.

     Изложенное  предложено считать дальнейшим уточнением формулировки Периодического закона (для  характеристики, от которой зависят  свойства) в последовательности: атомный  вес — заряд ядра — общее число электронов в атоме, устанавливающих принадлежность элемента к определённому блоку . [5] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

     7. Заключение

     Периодический закон сыграл огромную роль в развитии химии и других естественных наук. Была открыта взаимная связь между  всеми элементами, их физическими  и химическими свойствами. Это  поставило перед естествознанием  научно-философскую проблемы огромной важности: эта взаимная связь должно получить объяснение. После открытия Периодического закона стало ясно, что атомы всех элементов должны быть построены по единому принципу, а их строение должно отображать периодичность  свойств элементов. Таким образом, периодический закон стал важным звеном в эволюции атомно-молекулярного  учения, оказав значительное влияние  на разработку теории строения атома. Он также способствовал формулировке современного понятия "химический элемент" и уточнению представлений о  простых и сложных веществах.

     Используя Периодический закон, Д.И. Менделеев  стал первым исследователем, сумевшим решить проблемы прогнозирования в  химии. Это проявилось уже через  несколько лет после создания Периодической системы элементов, когда были открыты предсказанные  Менделеевым новые химические элементы. Периодический закон помог также  уточнить многие особенности химического  поведения уже открытых элементов. Успехи атомной физики, включая ядерную  энергетику и синтез искусственных  элементов, стали возможными лишь благодаря  Периодическому закону. В свою очередь, они расширили и углубили сущность закона Менделеева, расширили пределы  Периодической системы элементов.

     Периодический закон является универсальным законом. Он относится к числу таких  общих научных закономерностей, которые реально существуют в  природе и поэтому в процессе эволюции наших знаний никогда не потеряют своего значения. Установлено, что периодичности подчиняются  не только электронное строение атома, но и тонкая структура атомных  ядер, что говорит о периодическом  характере свойств в мире элементарных частиц.

     Со  временем роль Периодического закона не уменьшается. Он стал важнейшей основой  неорганической химией. Он используется, например, при синтезе веществ  с заранее заданными свойствами, создании новых материалов, подборе  эффективных катализаторов.

     Неоценимо значение Периодического закона в преподавании общей и неорганической химии. Его  открытие было связано с созданием  учебника по химии, когда Менделеев  пытался предельно четко изложить сведения об известных на тот момент 63 химических элементах. Сейчас число  элементов увеличилось почти  вдвое, и Периодический закон  позволяет выявлять сходство и закономерности свойств различных химических элементов  с использованием их положения в  Периодической системе.