ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ

Содержание статьи

• Классификации по «атомному весу»
• Гипотеза Праута.
• Триады Доберейнера.
• Октавы Ньюлендса.
• Периодический закон.
• Периодическая таблица.
• Периоды.
• Группы и подгруппы.
• Металлы, неметаллы.
• Валентность.
• Физический смысл атомного номера.
• Строение атома.
• Определение понятия атомного номера.
• Периодичность и атомная структура.
• Электронные конфигурации.
• Короткие и длинные периоды.
• Лантаноиды и актиноиды.
• Применение периодической таблицы.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ представляет собой классификацию химических элементов в соответствии с периодическим законом, устанавливающим периодическое изменение свойств химических элементов по мере увеличения их атомной массы, связанного с увеличением заряда ядра их атомов; поэтому заряд ядра атома совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе и называется атомным номером элемента. Периодическая система элементов оформляется в виде таблицы (периодическая таблица элементов), в горизонтальных рядах которой – периодах – происходит постепенное изменение свойств элементов, а при переходе от одного периода к другому – периодическое повторение общих свойств; вертикальные столбцы – группы – объединяют элементы со сходными свойствами. Периодическая система позволяет без специальных исследований узнать о свойствах элемента только на основании известных свойств соседних по группе или периоду элементов. Физические и химические свойства (агрегатное состояние, твердость, цвет, валентность, ионизация, стабильность, металличность или неметалличность и т.д.) можно предсказывать для элемента на основании периодической таблицы.

В конце 18 и начале 19 вв. химики пытались создавать классификации химических элементов в соответствии с их физическими и химическими свойствами, в частности на основе агрегатного состояния элемента, удельного веса (плотности), электропроводности, металличности – неметалличности, основности – кислотности и т.д.

Классификации по «атомному весу»

(т.е. по относительной атомной массе).

Гипотеза Праута.

В 1805 Дж.Дальтон определил атомные веса нескольких элементов, приняв за единицу атомную массу водорода, а Й.Берцелиус в 1815 значительно уточнил величины атомных весов. Ученые пытались установить простые (целочисленные) соотношения между атомными весами элементов. У.Праут в 1815 предположил, что атомные веса всех элементов связаны простыми кратными отношениями с атомным весом водорода. Но более точные определения атомных весов, выполненные Ж.Дюма и особенно Берцелиусом, а впоследствии и Ж.Стасом, разрушили гипотезу Праута, так как были получены дробные величины атомных весов. И только в начале 20 в., когда стало известно строение атома, идеи Праута возродились.

Триады Доберейнера.

И.Доберейнер в 1816–1829 установил, что для триад сходных элементов, таких, как Cl, Br, I и Ca, Sr, Ba, атомные массы и величины некоторых физических свойств находятся в арифметической прогрессии и для каждого второго элемента свойство можно предсказать как среднее между свойствами двух крайних. Существование такой прямой взаимосвязи для всех элементов казалось вероятным, но количественная оценка была невозможна из-за путаницы между атомными и эквивалентными весами до тех пор, пока С.Канниццаро в 1858 не пересмотрел величины атомных весов.

Октавы Ньюлендса.

Дж.Ньюлендс в 1864, анализируя все известные триады и расширяя по возможности их в семейства по 4–5 элементов, получил общую таблицу, что позволило ему предположить существование одного или двух неоткрытых элементов. Затем он перестроил классификацию элементов в порядке увеличения атомного веса и обнаружил периодическую повторяемость свойств у каждого восьмого элемента. К сожалению, Ньюлендс не оставил свободные места в таблице для неоткрытых элементов, а его предложение назвать новую таблицу законом октав встретило холодный прием.

Периодический закон.

Два других химика, русский ученый Д.И.Менделеев и немецкий ученый Л.Мейер независимо друг от друга предложили классификацию элементов в виде семейств, в которых периодически повторяются сходные свойства, когда элементы расположены в порядке увеличения атомного веса. Оба опубликовали свои таблицы (Менделеев – в 1869, а Мейер – в 1870) и дали формулировку нового открытого периодического закона. Уверенность Менделеева в правильности периодического закона была так велика, что он не колеблясь исправил известные значения атомных весов на основании открытого закона. Он предсказал существование и довольно точно описал свойства трех новых, еще неизвестных тогда элементов, которые были открыты через несколько лет: галлия (1875), скандия (1879) и германия (1886).

Периодическая таблица.

Менделеев расположил элементы в порядке увеличения их атомного веса и в 1869 предложил таблицу размещения семейств элементов (табл. 1). Модифицированная форма таблицы (табл. 2), в которой семейства (группы) элементов расположены в колонках, была предложена им в 1871 и существует до настоящего времени. Наряду с ней получила распространение развернутая форма таблицы.
См. также ХИМИЯ; ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ.

Таблица 1. Периодическая таблица элементов, опубликованная Менделеевым в 1869

Таблица 1. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ, ОПУБЛИКОВАННАЯ МЕНДЕЛЕЕВЫМ В 1869 (первая версия)
			Ti = 50	Zr = 90	? = 180
			V = 51	Nb = 94	Ta = 182
			Cr = 52	Mo = 96	W = 186
			Mn = 55	Rh = 104,4	Pt = 197,4
			Fe = 56	Ru = 104,4	Ir = 198
		Ni =	Co = 59	Pd = 106,6	Os = 199
H = 1			Cu = 63,4	Ag = 108	Hg = 200
	Be = 9,4	Mg = 24	Zn = 65,2	Cd = 112
	B = 11	Al = 27,4	? = 68	Ur = 116	Au = 197?
	C = 12	Si = 28	? = 70	Sn = 118
	N = 14	P = 31	As = 75	Sb = 122	Bi = 210?
	O = 16	S = 32	Se = 79,4	Te = 128?
	F = 19	Cl = 35,5	Br = 80	I = 127
Li = 7	Na = 23	K = 39	Rb = 85,4	Cs = 133	Tl = 204
		Ca = 40	Sr = 87,6	Ba = 137	Pb = 207
		? = 45	Ce = 92
		?Er = 56	La = 94
		?Yt = 60	Di = 95
		?In = 75,6	Th = 118

Таблица 2. Модифицированная Таблица Менделеева

Таблица 2. МОДИФИЦИРОВАННАЯ ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Группа

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

0

Формула оксида или гидрида Подгруппа

R2O А В

RO А В

R2O3 В А

RH4 RO2 В А

RH3 R2O5 В А

RH2 RO3 В А

RH R2O7 В А

Период 1

1 H Водород 1,0079

2 He Гелий 4,0026

Период 2

3 Li Литий 6,941

4 Be Бериллий 9,0122

5 B Бор 10,81

6 C Углерод 12,011

7 N Азот 14,0067

8 O Кислород 15,9994

9 F Фтор 18,9984

10 Ne Неон 20,179

Период 3

11 Na Натрий 22,9898

12 Mg Магний 24,305

13 Al Алюминий 26,9815

14 Si Кремний 28,0855

15 P Фосфор 30,9738

16 S Сера 32,06

17 Cl Хлор 35,453

18 Ar Аргон 39,948

Период 4

19 K Калий 39,0983 29 Cu Медь 63,546

20 Ca Кальций 40,08 30 Zn Цинк 65,39

21 Sc Скандий 44,9559 31 Ga Галлий 69,72

22 Ti Титан 47,88 32 Ge Германий 72,59

23 V Ванадий 50,9415 33 As Мышьяк 74,9216

24 Cr Хром 51,996 34 Se Селен 78,96

25 Mn Марганец 54,9380 35 Br Бром 79,904

26 Fe Железо 55,847

27 Co Кобальт 58,9332

28 Ni Никель 58,69

36 Kr Криптон 83,80

Период 5

37 Rb Рубидий 85,4678 47 Ag Серебро 107,868

38 Sr Стронций 87,62 48 Cd Кадмий 112,41

39 Y Иттрий 88,9059 49 In Индий 114,82

40 Zr Цирконий 91,22 50 Sn Олово 118,69

41 Nb Ниобий 92,9064 51 Sb Сурьма 121,75

42 Mo Молибден 95,94 52 Te Теллур 127,60

43 Tc Технеций [97] 53 I Иод 126,9044

44 Ru Рутений 101,07

45 Rh Родий 102,9055

46 Pd Палладий 106,4

54 Xe Ксенон 131,29

Период 6

55 Cs Цезий 132,9054 79 Au Золото 196,9665

56 Ba Барий 137,33 80 Hg Ртуть 200,59

57* La Лантан 138,9055 81 Tl Таллий 204,38

72 Hf Гафний 178,49 82 Pb Свинец 207,21

73 Ta Тантал 180,9479 83 Bi Висмут 208,9804

74 W Вольфрам 183,85 84 Po Полоний [209]

75 Re Рений 186,207 85 At Астат [210]

76 Os Осмий 190,2

77 Ir Иридий 192,2

78 Pt Платина 195,08

86 Rn Радон [222]

Период 7

87 Fr Франций [223]

88 Ra Радий 226,0254

89** Ac Актиний 227,028

104 [261]

105 [258]

106 [260]

107 [262]

108 [265]

109 [266]

*

58 Ce 140,12

59 Pr 140,9077

60 Nd 144,24

61 Pm [145]

62 Sm 150,36

63 Eu 151,96

64 Gd 157,25

65 Tb 158,9254

66 Dy 162,50

67 Ho 164,9304

68 Er 167,26

69 Tm 168,9342

70 Yb 173,04

71 Lu 174,967

**

90 Th 232,0381

91 Pa 231,0359

92 U 238,0289

93 Np 237,0482

94 Pu [244]

95 Am [243]

96 Cm [247]

97 Bk [247]

98 Cf [251]

99 Es [252]

100 Fm [257]

101 Md [258]

102 No [259]

103 Lr [260]

*Лантаноиды: церий, празеодим, неодим, прометий, самарий, европий, гадолиний, тербий, диспрозий, гольмий, эрбий, тулий, иттербий, лютеций. **Актиноиды: торий, протактиний, уран, нептуний, плутоний, америций, кюрий, берклий, калифорний, эйнштейний, фермий, менделевий, нобелий, лоуренсий. Примечание. Атомный номер указан над символом элемента, атомная масса указана под символом элемента. Величина в скобках – массовое число наиболее долгоживущего изотопа.

Периоды.

В этой таблице Менделеев расположил элементы в горизонтальных рядах – периодах. Таблица начинается с очень короткого периода, содержащего только водород и гелий. Следующие два коротких периода содержат по 8 элементов. Затем располагаются четыре длинных периода. Все периоды, кроме первого, начинаются со щелочного металла (Li, Na, K, Rb, Cs), и все периоды заканчиваются благородным газом. В 6-м периоде находится серия из 14 элементов – лантаноиды, которой формально нет места в таблице и ее обычно располагают под таблицей. Другая аналогичная серия – актиноиды – находится в 7-м периоде. Эта серия включает элементы, полученные в лаборатории, например бомбардировкой урана субатомными частицами, и также размещается под таблицей ниже лантаноидов.

Группы и подгруппы.

При расположении периодов друг под другом элементы располагаются в колонки, образуя группы, нумеруемые цифрами 0, I, II,..., VIII. Предполагается, что элементы внутри каждой группы проявляют сходные общие химические свойства. Еще бóльшее сходство наблюдается у элементов в подгруппах (A и B), которые образуются из элементов всех групп, кроме 0 и VIII. Подгруппа А называется главной, а В – побочной. Некоторые семейства имеют названия, например, щелочные металлы (группа IA), щелочноземельные металлы (группа IIA), галогены (группа VIIA) и благородные газы (группа 0). В группе VIII находятся переходные металлы: Fe, Co и Ni; Ru, Rh и Pd; Os, Ir и Pt. Находящиеся в середине длинных периодов, эти элементы более сходны друг с другом, чем с элементами, стоящими до и после них. В нескольких случаях порядок увеличения атомных весов (точнее, атомных масс) нарушается, например, в пáрах теллур и иод, аргон и калий. Это «нарушение» необходимо для сохранения сходства элементов в подгруппах.

Металлы, неметаллы.

Диагональ от водорода к радону примерно делит все элементы на металлы и неметаллы, при этом неметаллы находятся выше диагонали. (К неметаллам относят 22 элемента – H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, галогены и инертные газы, к металлам – все остальные элементы.) Вдоль этой линии располагаются элементы, которые обладают некоторыми свойствами металлов и неметаллов (металлоиды – устаревшее название таких элементов). При рассмотрении свойств по подгруппам сверху вниз наблюдается увеличение металлических свойств и ослабление неметаллических свойств.

Валентность.

Наиболее общее определение валентности элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях. Иногда валентность элемента заменяют близким ему понятием степени окисления (с.о.). Степень окисления соответствует заряду, который приобрел бы атом, если бы все электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательных атомов. В любом периоде слева направо происходит увеличение положительной степени окисления элементов. Элементы I группы имеют с.о., равную +1 и формулу оксида R₂O, элементы II группы – соответственно +2 и RO и т.д. Элементы с отрицательной с.о. находятся в V, VI и VII группах; считается, что углерод и кремний, находящиеся в IV группе, не имеют отрицательной степени окисления. Галогены, имеющие степень окисления –1, образуют соединения с водородом состава RH. В целом положительная степень окисления элементов соответствует номеру группы, а отрицательная равна разности восемь минус номер группы. Из таблицы нельзя определить наличие или отсутствие других степеней окисления.

Физический смысл атомного номера.

Истинное понимание периодической таблицы возможно только на основе современных представлений о строении атома. Порядковый номер элемента в периодической таблице – его атомный номер – значительно важнее величины его атомного веса (т.е. относительной атомной массы) для понимания химических свойств.

Строение атома.

В 1913 Н.Бор использовал ядерную модель строения атома для объяснения спектра атома водорода, наиболее легкого и поэтому наиболее простого атома. Бор предположил, что атом водорода состоит из одного протона, составляющего ядро атома, и одного электрона, вращающегося вокруг ядра.

Определение понятия атомного номера.

В 1913 А.ван ден Брук предположил, что порядковый номер элемента – его атомный номер – должен идентифицироваться с числом электронов, вращающихся вокруг ядра нейтрального атома, и с положительным зарядом ядра атома в единицах заряда электрона. Однако необходимо было экспериментальное подтверждение идентичности заряда атома и атомного номера. Бор далее постулировал, что характеристическое рентгеновское излучение элемента должно подчиняться такому же закону, что и спектр водорода. Так, если атомный номер Z идентифицируется с зарядом ядра в единицах заряда электрона, то частоты (длины волн) соответствующих линий в рентгеновских спектрах различных элементов должны быть пропорциональны Z², квадрату атомного номера элемента.

В 1913–1914 Г.Мозли, изучая характеристическое рентгеновское излучение атомов различных элементов, получил блестящее подтверждение гипотезы Бора. Работа Мозли таким образом подтвердила предположение ван ден Брука об идентичности атомного номера элемента с зарядом его ядра; атомный номер, а не атомная масса, является истинной основой для определения химических свойств элемента.

Периодичность и атомная структура.

Квантовая теория Бора строения атома развивалась в течение двух десятилетий после 1913. Предложенное Бором «квантовое число» стало одним из четырех квантовых чисел, необходимых для характеристики энергетического состояния электрона. В 1925 В.Паули сформулировал свой знаменитый «принцип запрета» (принцип Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых бы все квантовые числа были одинаковые. Когда этот принцип применили к электронным конфигурациям атомов, периодическая таблица приобрела физическое обоснование. Так как атомный номер Z, т.е. положительный заряд ядра атома, возрастает, то и количество электронов должно возрастать для сохранения электронейтральности атома. Эти электроны определяют химическое «поведение» атома. Согласно принципу Паули, по мере увеличения значения квантового числа электроны заполняют электронные слои (оболочки) начиная с ближайших к ядру. Завершенный слой, который заполнен всеми электронами в соответствии с принципом Паули, является наиболее стабильным. Поэтому благородные газы, такие, как гелий и аргон, имеющие полностью завершенные электронные структуры, устойчивы к любому химическому воздействию.

Электронные конфигурации.

В следующей таблице приведены возможные количества электронов для различных энергетических состояний. Главное квантовое число n = 1, 2, 3,... характеризует энергетический уровень электронов (1-й уровень располагается ближе к ядру). Орбитальное квантовое число l = 0, 1, 2,..., n – 1 характеризует орбитальный момент импульса. Орбитальное квантовое число всегда меньше главного квантового числа, а максимальное его значение равно главному минус 1. Каждому значению l отвечает определенный тип орбитали – s, p, d, f ... (это обозначение происходит от спектроскопической номенклатуры 18 в., когда различные серии наблюдаемых спектральных линий назывались sharp, principal, diffuse и fundamental).

Таблица 3. Число электронов в различных энергетических состояниях атома

Таблица 3. ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ В РАЗЛИЧНЫХ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИХ СОСТОЯНИЯХ АТОМА
Главное квантовое число	Орбитальное квантовое число	Количество электронов на оболочке	Обозначение энергетического состояния (тип орбитали)
1	0	2	1s
2	0	2	2s
	1	6	2p
3	0	2	3s
	1	6	3p
	2	10	3d
4	0	2	4s
	1	6	4p
	2	10	4d
	3	14	4f
5	0	2	5s
	1	6	5p
	2	10	5d
	5	14	5f
	4	18	5g
6	0	2	6s
	1	6	6p
	2	10	6d
...	...	...	...
7	0	2	7s

Короткие и длинные периоды.

Низшая полностью завершенная электронная оболочка (орбиталь) обозначается 1s и реализуется у гелия. Следующие уровни – 2s и 2p – соответствуют застройке оболочек атомов элементов 2-го периода и при полной застройке, у неона, содержат в сумме 8 электронов. С увеличением значений главного квантового числа энергетическое состояние низшего орбитального числа для большего главного может оказаться ниже энергетического состояния наиболее высокого орбитального квантового числа, соответствующего меньшему главному. Так, энергетическое состояние 3d выше, чем 4s, поэтому у элементов 3-го периода происходит застройка 3s- и 3p-орбиталей, заканчиваясь формированием устойчивой структуры благородного газа аргона. Далее происходит последовательная застройка 4s-, 3d- и 4p-орбиталей у элементов 4-го периода, вплоть до завершения внешней устойчивой электронной оболочки из 18 электронов у криптона. Это и приводит к появлению первого длинного периода. Аналогично происходит застройка 5s-, 4d- и 5p-орбиталей атомов элементов 5-го (т.е. второго длинного) периода, завершаясь электронной структурой ксенона.

Лантаноиды и актиноиды.

Последовательное заполнение электронами 6s-, 4f-, 5d- и 6p-орбиталей у элементов 6-го (т.е. третьего длинного) периода приводит к появлению новых 32 электронов, которые формируют структуру последнего элемента этого периода – радона. Начиная с 57 элемента, лантана, последовательно располагаются 14 элементов, мало отличающихся по химическим свойствам. Они образуют серию лантаноидов, или редкоземельных элементов, у которых застраивается 4f-оболочка, содержащая 14 электронов.

Серия актиноидов, которая располагается за актинием (атомный номер 89), характеризуется застройкой 5f-оболочки; она также включает 14 элементов, весьма близких по химическим свойствам. Элемент с атомным номером 104 (резерфордий), следующий за последним из актиноидов, уже отличается по химическим свойствам: он является аналогом гафния. Для элементов за резерфордием приняты названия: 105 – дубний (Db), 106 – сиборгий (Sg), 107 – борий (Bh), 108 – хассий (Hs), 109 – мейтнерий (Mt).

Применение периодической таблицы.

Знание периодической таблицы позволяет химику предсказывать с определенной степенью точности свойства любого элемента, прежде чем он приступит к работе с ним. Металлурги, например, считают периодическую таблицу полезной для создания новых сплавов, так как, используя периодическую таблицу, можно заменить один из металлов сплава, подобрав ему замену среди его соседей по таблице так, что с определенной степенью вероятности не произойдет значительного изменения свойств образующегося из них сплава.