Периодический закон и периодическая система менделеева с точки зрения

Существуют две формулировки периодического закона химических элементов: классическая и современная.

Классическая, в изложении его первооткрывателя Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Современная: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).

Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов, которая представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов от зарядов их атомов. Наиболее распространёнными изображениями периодической системы элементов Д.И. Менделеева являются короткая и длинная формы.

Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ним по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов. Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров. В периодической системе имеются семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится соответственно 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвёртом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом — 32, а в седьмом (пока незавершенном) — 31 элемент. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

Физический смысл порядкового номера химического элемента: число протонов в атомном ядре и число электронов, вращающихся вокруг атомного ядра, равны порядковому номеру элемента.

Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Напомним, что группами называют вертикальные ряды в периодической системе и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

• усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические;
• возрастает атомный радиус;
• возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
• электроотрицательность падает.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения, существует всего восемь форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где символом R обозначают элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).

Оксиды состава R₂O проявляют сильные основные свойства, причём их основность возрастает с увеличением порядкового номера, оксиды состава RO (за исключением BeO) проявляют основные свойства.

Оксиды состава RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇ проявляют кислотные свойства, причём их кислотность возрастает с увеличением порядкового номера.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Существуют четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH₄, RH₃, RH₂, RH.

Соединения RH₄ имеют нейтральный характер; RH₃ — слабоосновный; RH₂ — слабокислый; RH — сильнокислый характер.

Напомним, что периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.

В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента:

• электроотрицательность возрастает;
• металлические свойства убывают, неметаллические возрастают;
• атомный радиус падает.

Тренировочные задания

1. Среди перечисленных химический элемент с максимальным радиусом атома — это

1) неон
2) алюминий
3) калий
4) кальций

2. Среди перечисленных химический элемент с минимальным радиусом атома — это

1) алюминий
2) бор
3) калий
4) неон

3. Наиболее ярко металлические свойства выражены у элемента

1) Rb
2) Li
3) Mg
4) Ca

4. Наиболее ярко неметаллические свойства выражены у элемента

5. Наибольшее число валентных электронов у элемента

1) фтор
2) водород
3) натрий
4) сера

6. Наименьшее число валентных электронов у элемента

1) кислород
2) кремний
3) водород
4) кальций

7. Металлические свойства элементов возрастают в ряду

1) Ba, Li, Cs, Mg
2) Al, Mg, Ca, K
3) Li, Cs, Mg, Ba
4) Na, Mg, Li, Al

8. Неметаллические свойства элементов ослабевают в ряду:

1) N, S, Br, Cl
2) O, S, Se, Te
3) Se, I, S, O
4) N, P, O, F

9. Химические элементы перечислены в порядке возрастания атомного радиуса в ряду

1) углерод, бериллий, магний
2) калий, магний, алюминий
3) хлор, натрий, фтор
4) азот, фосфор, фтор

10. Химические элементы перечислены в порядке убывания атомного радиуса в ряду

1) водород, бор, алюминий
2) углерод, кремний, калий
3) натрий, хлор, фтор
4) сера, кремний, магний

11. Кислотные свойства водородных соединений усиливаются в ряду

12. Кислотные свойства водородных соединений ослабевают в ряду

13. Основные свойства соединений усиливаются в ряду

1) LiOH – KOH – RbOH
2) LiOH – KOH – Ca(OH)₂
3) Ca(OH)₂ – KOH – Mg(OH)₂
4) LiOH – Ca(OH)₂ – KOH

14. Основные свойства соединений ослабевают в ряду

15. Во втором периоде Периодической системы элементов Д.И. Менделеева с увеличением заряда ядра у химических элементов:

1) возрастает электроотрицательность
2) уменьшается заряд ядра
3) возрастает атомный радиус
4) возрастает степень окисления

16. Наиболее сильной кислотой, образованной элементом второго периода, является

1) угольная
2) азотная
3) фтороводородная
4) азотистая

17. Наиболее сильное основание образует химический элемент

1) магний
2) литий
3) алюминий
4) калий

18. Наиболее сильная бескислородная кислота соответствует элементу

1) селен
2) фтор
3) йод
4) сера

19. В ряду элементов Li → B → N → F

1) убывает атомный радиус
2) возрастают металлические свойства
3) уменьшается число протонов в атомном ядре
4) увеличивается число электронных слоёв

20. В ряду элементов Li → Na → K → Rb

1) убывает атомный радиус
2) ослабевают металлические свойства
3) уменьшается число протонов в атомном ядре
4) увеличивается число электронных слоёв

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:

Свойства простых тел и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели­чины атомных масс элементов.

На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти­кальные столбцы — группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюда­лась периодичность повторения свойств. Например, пришлось «поменять местами» теллур и йод, а также аргон и калий.

Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.

После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:

Свойства химических элементов и соединений на­ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.

Эта формулировка объяснила «нарушения» Перио­дического закона.

В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для эле­ментов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.

Причиной периодического изменения свойств химиче­ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.

Научное значение периодического закона. Периоди­ческий закон позволил систематизировать свойства хи­мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест­вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст­ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Сдача сессии и защита диплома — страшная бессонница, которая потом кажется страшным сном. 7965 — | 6581 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

6. Периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева Структура периодической системы (период, группа, подгруппа). Зна­чение периодического закона и периодической системы.

Периодический закон Д. И. Менделеева : Свойства простых тел, а также формы и свойства соеди­нений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.(Свойства эл-тов находяхтся в периодической зависимости от заряда атомов их ядер).

Периодическая система элементов. Ряды элементов, в пре­делах которых свойства изменяются последовательно, как, напри­мер, ряд из восьми элементов от лития до неона или от натрия до аргона, Менделеев назвал периодами. Если напишем эти два периода один под другим так, чтобы под литием находился натрий, а под неоном — аргон, то получим следующее расположение эле­ментов:

При таком расположении в вертикальные столбцы попадают элементы, сходные по своим свойствам и обладающие одинаковой валентностью, например, литий и натрий, бериллий и магний и т. д.

Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы Сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев со­ставил таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам.

Значение периодической системы. Периодическая система элементов оказала большое влияние на послед ующее развитие химии. Она не только была первой естественнойклассификацией химических элементов, показавшей, что они обра­зуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с дру­гом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследо­ваний.

7. Периодическое изменение свойств химических элементов. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличе­нием Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах

С началом застройки нового электронного слоя, более удален­ного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются.

Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эф­фективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного нона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового за­ряда возрастают с увеличением заряда ядра Такая закономерность объясняется увеличением числа элек­тронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Наиболее ха­рактерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, харак­теризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. Для отрыва электрона от атома с превраще­нием последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наи­меньшее напряжение поля, при котором скорость электронов ста­новится достаточной для ионизации атомов, называется потен­циалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первом потен­циале ионизации (энергия отрыва от атома первого элек­трона).втором потенциале ионизации (энергия отрыва второго электрона)

Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоедине­нии электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Так, сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ, кислорода—1,47 эВ, фтора —3,52 эВ.

Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для атомов боль­шинства металлов присоединение электронов энергетически невы­годно. Сродство же к электрону атомов неметаллов всегда поло­жительно и тем больше, чем ближе к благородному газу распо­ложен неметалл в периодической системе; это свидетельствует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

Вопрос. Периодический закон с точки зрения строения атома. Причина периодичности.

1867г – таблица Менделеева

Авторская формулировка(1869г): свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.

Современная формулировка: свойства простых веществ, а также форма и свойства элементов находятся в периодической зависимости от величин заряда числа атома.

Менделеев располагал элементы не только по принципу возрастания атомных масс, но и учитывал свойства элементов.

Каждому элементу присвоен порядковый (атомный) номер.

Порядковый номер совпадает с числом элементарных положительных электронных зарядов ядра атома этого элемента.

Порядковый номер частично равен положительному заряду ядра его атома.

Периодически повтор.след свойства элементов:

1.Металличность(легко отдают электроны)

2.Энергия ионизации атома – кол-во энергии, кот. Необходимо затратить отрыва электрона от атома.

3.Неметалличность(сильно притягивают электроны)

4.Сродство к электрону – кол-во энергии, которая выделяется при присоединении электрона к атому.

5.Электроотрицательность – способность атома притягивать электроны.

Причины: периодичное повторение св-в эл-ов объясняется периодическим повторением кол-во электронов по внешним электронам слое.

Вопрос. s-, p-, d-, f-элементы, положение в периодической системе. Основные химические свойства

Вопрос.Природа химической связи. Метод валентных связей.

(Хим. Связь имеет электронную природу, образ. за счет электронов)

Природа химической связи едина: взаимодействие атомов в молекуле (ионах, кристаллах) осуществляется под действием электрических сил между электронами и ядрами атомов.

(у S и P элементов за счет электронов внешнего слоя, у d элементов за счет электронов внешнего слоя и предвнешнего)

В формировании химической связи принимают участие валентные электроны. Это электроны внешних электронных слоев, которые наименее прочно связаны с ядром атома. Несмотря на единую электрическую природу связывания атомов существуют различные типы связей, формируемые по разным механизмам. К основным типам связи относятся ковалентная (полярная и неполярная) и ионная связи. Разновидностями этих типов являются донорно-акцепторная (координационная), водородная и другие. Между атомами металлов в конденсированной фазе действует металлическая связь. Метод базируется на двух положениях: 1 ) ковалентная химическая связь образуется парой электронов с антипараллельными спинами, пренадлежащей двум атомам; 2 ) ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

Проверено экспертом

Вероника959

В 1869 году Д.И.Менделеевсформулировал фундаментальный закон природы — закон периодичности. «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных вевов элементов»
На основании этого закона и была построена периодическая система химических элементов.

Таблица разделена на периоды, ряды, группы. Каждому химическому элементу предоставлено определённое место в ней. Каждый химический элемент имеет порядковый номер, атомную массу, название, химический символ.
Возьмём первый химический элемент-водород.Порядковый номер-1, атомная масса-1,0079, химический символ-Н.
Каждая из составляющих периодической системы, имеет определённый физический смысл, исполузуя таблицу мы можем определить некоторые характеристики атома элемента.
1.Порядковый номер.По нему мы можем определить заряд ядра атома, число электронов в атоме и число протонов в ядре. Так как практически вся масса атома сосредоточена в ядре, мы можем найти число нейтронов, вычтя из атомной массы порядковый номер. Пример: возьмём химический элемент-золото. Число протонов равно 79, нейтронов- (197-79=118 ). Атомную массу округляем до целой величины, используя правила округления, которые вам известны из курса математики.
2.Номеру периода соответствует число энергетических уровней , на которых расположены электроны.
3. По номеру группы мы можем определить высшую валентность химического элемента. Группы делятся на две подгруппы: главную и побочную. Главную подгруппу образуют s-и p-элементы. Для главной подгруппы номеру группы соответствует число электронов на внешнем энергетическом уровне.В главных подгруппах расположены как металлы, так и неметаллы.
d- и f-элементы образуют побочную подгруппу.

В периодах слева направо происходит ослабление металлических свойств, усиление — неметаллических. В группах сверху вниз усиливаются металлические свойства, ослабляются неметеллические. Наблюдаются закономерности и для соединений. Об этом будет сказано при изучении классов неорганических веществ.

Периодический закон Д.И.Менделеева и его трактовка с точки зрения современной теории строения атомов .

На момент создания периодического закона :

1)было открыто не все химические элементы

2)для многих элементов значение атомных масс были определенны неправильно

3) некоторые химические елементы и их соединения были недостаточно выучены

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица химических елементов.В процессе написания таблицы. Д. И. Менделееву приходилось оставлять места ( незаполненные клетки ) для не открытых на тот момент элементов. Формулировка периодического закона, данная Д.И. Менделеевым, гласила: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс этих элементов. Современная формулировка гласит: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра этих элементов.Такое уточнение потребовалось, поскольку к моменту установления Менделеевым периодического закона еще не было известно о строении атома. После выяснения строения атома и установления закономерностей размещения электронов по электронным уровням стало ясно, что периодическая повторяемость свойств элементов связана с повторяемостью строения электронных оболочек.

69. Периодическая система элементов и ее структура .

Периодическая система химических элементов — естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г.. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. — периодической.

Число элементов в современной Периодической системе почти вдвое больше, чем было известно 60-х годах XIX в. (на сегодняшний день — 113), однако ее структура со времен Менделеева почти не изменилась. Хотя за всю историю Периодической системы было опубликовано более 50 различных вариантов ее изображения, наиболее популярными являются предложенные Менделеевым короткопериодная и длиннопериодная формы.

Главный принцип построения Периодической системы — выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселениеs— и р-подуровней — s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни — d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d-элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр — это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.

Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня

Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

70. Периодический характер изменения свойств элементов периодической системы .

В 1869 г. Менделеев открыл периодический закон изменения химических и физических свойств элементов в зависимости от их атомных масс. Если расположить химические элементы в порядке возрастания их атомных масс, то периодически, через правильные промежутки, называемые периодами, элементы, оказавшиеся в таблице Менделеева в одном вертикальном ряду ( группе элементов), обнаруживают сходные физико-химические свойства. Однако сам Менделеев, расположив известные в его время 64 химических элемента в таблицу, отражающуюпериодическое изменение химических свойств элементов, был в ряде случаев вынужден отступить от принципа возрастания атомных масс. Менделеев ввел понятие о порядковом номере элемента, и, расположив химические элементы в порядке возрастания их номера, получил полную периодичность в изменении химических свойств элементов.

Рассмотрим элементы первого периода. Периоды ­ — это горизонтальные последовательности химических элементов. И в атоме водорода (Н) и в атоме гелия (Не) все электроны находятся на первом электронном уровне. У атома водорода заряд ядра +1 и на первом электронном слое находится 1 электрон. У атома гелия заряд ядра +2, и на первом электронном слое находится 2 отрицательно заряженных электрона. Попробуем понять в каком случае притяжение между ядром и электронами будет сильнее. Логично, что 2 больше, чем один. Значит электроны в атоме гелия притягиваются сильнее. Это означает, что они будут ближе находиться к ядру. Следовательно размер гелия будет меньше ,будет меньше и его радиус.

Такая же закономерность будет повторяться в первом, втором и во всех последующих периодах. Это означает, что в периодах слева направо уменьшаются размеры атомов, а справа налево естественно увеличиваются.

Группа элементов это вертикальная последовательность химических элементов в периодической системе. Каждая из групп имеет две подгруппы: главную и побочную. Элементы первых трех периодов относятся только к главным подгруппам. К главным подгруппам относятся также те элементы больших периодов (начиная с четвертого), которые расположены с той же стороны клеточки, как и элементы первых трех периодов. Так например, химический элемент калий (К), расположенный в четвертом периоде первой группе относится к главной подгруппе, а медь (Cu), расположенная в том же периоде и той же группе – к побочной.

Рассмотрим два атома: атом водорода и атом лития (Li). Оба атома находятся в одной группе (I) и имеют по 1 электрону во внешнем электронном слое. Разница состоит в том, что у атома водорода внешний электрон находится на первом электронном слое, а у лития – на втором. Очевидно, что размер атома лития больше, чем атома водорода

Таким образом в группах сверху вниз размеры атомов увеличиваются.

С уменьшением размера атома увеличивается его способность притягивать не только свои электроны, но и принимать электроны от других атомов. Эта способность характеризует степень выраженности неметаллических свойств. Следовательно в периоде слева направо неметаллические свойства увеличиваются, а в группе сверху вниз уменьшаются.

Металлические свойства понимаемые химиками как способность отдавать электроны изменяются с точностью наоборот. В периоде неметаллические свойства слева-направо уменьшаются, а в группе напротив увеличиваются.

Периодический закон Д. И. Менделеева и периодическая система химических элементов

Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система химических элементов имеет большое значение в развитии химии. Окунемся в 1871 год, когда профессор химии Д.И. Менделеев, методом многочисленных проб и ошибок, пришел к выводу, что «… свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Периодичность изменения свойств элементов возникает вследствие периодического повторения электронной конфигурации внешнего электронного слоя с увеличением заряда ядра.

Современная формулировка периодического закона такова:

«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Преподавая химию, Менделеев понимал, что запоминание индивидуальных свойств каждого элемента, вызывает у студентов трудности. Он стал искать пути создания системного метода, чтобы облегчить запоминание свойств элементов. В результате появилась естественная таблица, позже она стала называться периодической.

Наша современная таблица очень похожа на менделеевскую. Рассмотрим ее подробнее.

Таблица Менделеева

Периодическая таблица Менделеева состоит из 8 групп и 7 периодов.

Вертикальные столбцы таблицы называют группами. Элементы, внутри каждой группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы.

В Главные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешних ns- и np- подуровнях. В Побочные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).

Все элементы в периодической таблице, в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Высшая валентность элемента (за исключением O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы) равна номеру группы, в которой он находится.

Для элементов главных и побочных подгрупп одинаковыми являются формулы высших оксидов (и их гидратов). В главных подгруппах состав водородных соединений являются одинаковыми, для элементов, находящихся в этой группе. Твердые гидриды образуют элементы главных подгрупп I — III групп, а IV — VII групп образуют а газообразные водородные соединения. Водородные соединения типа ЭН₄ – нейтральнее соединения, ЭН₃ – основания, Н₂Э и НЭ — кислоты.

Горизонтальные ряды таблицы называют периодами. Элементы в периодах отличаются между собой, но общее у них то, что последние электроны находятся на одном энергетическом уровне (главное квантовое число n — одинаково).

Первый период отличается от других тем, что там находятся всего 2 элемента: водород H и гелий He.

Во втором периоде находятся 8 элементов (Li — Ne). Литий Li – щелочной металл начинает период, а замыкает его благородный газ неон Ne.

В третьем периоде, также как и во втором находятся 8 элементов (Na — Ar). Начинает период щелочной металл натрий Na, а замыкает его благородный газ аргон Ar.

В четвёртом периоде находятся 18 элементов (K — Kr) – Менделеев его обозначил как первый большой период. Начинается он также с щелочного металла Калий, а заканчивается инертным газом криптон Kr. В состав больших периодов входят переходные элементы (Sc — Zn) — d-элементы.

В пятом периоде, аналогично четвертому находятся 18 элементов (Rb — Xe) и структура его сходна с четвёртым. Начинается он также с щелочного металла рубидий Rb, а заканчивается инертным газом ксенон Xe. В состав больших периодов входят переходные элементы (Y — Cd) — d-элементы.

Шестой период состоит из 32 элементов (Cs — Rn). Кроме 10 d-элементов (La, Hf — Hg) в нем находится ряд из 14 f-элементов(лантаноиды)- Ce — Lu

Седьмой период не закончен. Он начинается с Франций Fr, можно предположить, что он будет содержать, также как и шестой период, 32 элемента, которые уже найдены (до элемента с Z = 118).

Интерактивная таблица Менделеева

Если посмотреть на периодическую таблицу Менделеева и провести воображаемую черту, начинающуюся у бора и заканчивающуюся между полонием и астатом, то все металлы будут находиться слева от черты, а неметаллы – справа. Элементы, непосредственно прилегающие к этой линии будут обладать свойствами как металлов, так и неметаллов. Их называют металлоидами или полуметаллами. Это бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур и полоний.

Периодический закон

Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Существует четыре основных периодических закономерности:

Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами.
Энергия ионизации – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Согласно правилу октета, при движении по периодической таблице слева направо для отрыва электрона требуется больше энергии. Поэтому элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. Самая высокая энергия ионизации у инертных газов. Энергия ионизации уменьшается при движении вниз по группе, т.к. у электронов низких энергетических уровней есть способность отталкивать электроны с более высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования. Благодаря этому эффекту внешние электроны мене прочно связаны с ядром. Двигаясь по периоду энергия ионизации плавно увеличивается слева направо.

Зависимость энергии ионизации от заряда ядра

Сродство к электрону – изменение энергии при приобретении дополнительного электрона атомом вещества в газообразном состоянии. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным вследствие эффекта экранирования.

Зависимость сродства к электрону от заряда ядра

Электроотрицательность — мера того, насколько сильно атом стремится притягивать к себе электроны связанного с ним другого атома. Электроотрицательность увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. При этом надо помнить, что благородные газы не имеют электроотрицательности. Таким образом, самый электроотрицательный элемент – фтор.

зависимость электроотрицательности от заряда ядра

На основании этих понятий, рассмотрим как меняются свойства атомов и их соединений в таблице Менделеева.

Итак, в периодической зависимости находятся такие свойства атома, которые связанны с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность.

Рассмотрим изменение свойств атомов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе химических элементов.

Неметалличность атома увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. В связи с этим основные свойства оксидов уменьшаются, а кислотные свойства увеличиваются в том же порядке — при движении слева направо и снизу вверх. При этом кислотные свойства оксидов тем сильнее, чем больше степень окисления образующего его элемента

По периоду слева направо основные свойства гидроксидов ослабевают,по главным подгруппам сверху вниз сила оснований увеличивается. При этом, если металл может образовать несколько гидроксидов, то с увеличением степени окисления металла, основные свойства гидроксидов ослабевают.

По периоду слева направо увеличивается сила кислородосодержащих кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила кислородосодержащих кислот уменьшается. При этом сила кислоты увеличивается с увеличением степени окисления образующего кислоту элемента.

По периоду слева направо увеличивается сила бескислородных кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила бескислородных кислот увеличивается.

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Менделеева.

Первый вариант Периодической таблицы элементов был опубликован Дмитрием Ивановичем Менделеевым в 1869 году и назывался «Опыт системы элементов».

Д.И. Менделеев расположил 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс и получил естественный ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств. Данный ряд химических элементов теперь известен как Периодический закон (формулировка Д.И. Менделеева):

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Первый вариант Периодической таблицы, опубликованный Менделеевым в 1869 году.

Современная формулировка закона звучит так:

с войства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значений зарядов ядер атомов.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица.

В ячейке каждого элемента указаны его важнейшие характеристики.

Группа – столбец периодической системы, в котором располагаются химические элементы, обладающие химическим сходством вследствие идентичных электронных конфигураций валентного слоя.

Периодическая система Д.И. Менделеева содержит восемь групп элементов. Каждая группа состоит их двух подгрупп: главной (а) и побочной (б). В главной подгруппе содержатся s- и p-элементы, в побочной – d-элементы.

I-a Щелочные металлы.

II-a Щелочноземельные металлы.

VIII-a Благородные (инертные) газы.

Период – это последовательность элементов, записанная в виде строки, расположенных в порядке увеличения зарядов их ядер. Номер периода соответсвует количеству электронных уровней в атоме.

Период начинается с щелочного металла (или водорода) и заканчивается благородным газом.

Периодический закон и периодическая система менделеева с точки зрения

Периодический закон Д. И. Менделеева и его обоснование с точки зрения электронного строения атомов. Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX в. Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок.

Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Несмотря на всю огромную значимость такого открытия, периодический закон и система Менделеева представляли лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Причина этого заключалась в том, что в XIX в . совершенно отсутствовали какие-либо представления о сложности строения атома.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов с фундаментальных физических позиций. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

Периодическая таблица и электронные конфигурации атомов. В настоящее время известно более 500 вариантов изображения периодической системы: это различные формы передачи периодического закона.

Первым вариантом системы элементов, предложенным Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 г., был так называемый вариант длинной формы. В этом варианте периоды располагались одной строкой. В декабре 1870 г. он опубликовал второй вариант периодической системы — так называемую короткую форму. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы — на подгруппы (главную и побочную).

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные — большими. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем — по 8, в четвертом и пятом — по 18, в шестом — 32, в седьмом (незавершенном) — 2 1 элемент. Каждый период, за исключением первого” начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (7-й период — незаконченный).

Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.

В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов

Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Например, в четвертом периоде степени окисления элементов от К до Mn изменяются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Со, Ni (это элементы четного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисления у элементов от Cu до Br (это элементы нечетного ряда). То же мы видим в остальных больших периодах, исключая седьмой, который состоит из одного (четного) ряда. Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элементов.

В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (слово “лантаноиды” означает подобные лантану”, а “актиноиды” — “подобные актинию”). Иногда их называют лантанидами и актинидами, что означает следующие за лантаном, следующие за актинием) . Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: La-Lu. Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. Из этого следует, что у лантаноидов сильно выражена горизонтальная аналогия.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно — под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ас-Lr. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.

В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор — его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.

В VIII группе размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения.

Каждая группа делится на две подгруппы — главную и побочную, что в периодической системе -подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы — элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Например, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F , С1, Вг, I, А t, побочную — металлы М n , Т c, R е. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего 8 форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, R О, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, R О ₃, R₂O₇, RO₄ , где R — элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности R Н ₄, R Н ₃, R Н ₂, R Н. Формулы водородных соединений располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у ф ранция, затем у цезия; неметаллические — у фтора, затем — у кислорода.

Наглядно проследить периодичность свойств элементов можно и исходя из рассмотрения электронных конфигураций атомов.

Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения их атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней в электронной оболочке атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного энергетического уровня, во втором периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом — из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.

В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I); (Не, Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I — в VII и т. д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп)определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fe-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14.

Период начинается элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один s-электрон: в первом периоде это водород, в остальных — щелочные металлы. Завершается период благородным газом: первый — гелием (1 s 2 ), остальные периоды — элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную конфигурацию ns 2 np 6 .

Первый период содержит два элемента: водород (Z=1) и гелий (Z= 2). Второй период начинается элементом литием (Z= 3) и завершается неоном (Z = 10). Во втором периоде восемь элементов. Третий период начинается с натрия (Z= 11), электронная конфигурация которого 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного газа аргона (Z = 18), Зs- и 3p-подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона: 1s 2 2s 2 2p 6 Зs 2 3p 6 . Натрий — аналог лития, аргон — неона. В третьем периоде, как и во втором, восемь элементов.

Четвертый период начинается калием (Z= 19), электронное строение которого выражается формулой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1 . Его 19-й электрон занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии Зd-подуровня. Внешний 4s-электрон придает элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (Z = 20) 4s-подуро-вень заполнен двумя электронами: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3р 6 4s 2 . С элемента скандия (Z = 21) начинается заполнение Зd-подуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень. Пять орбиталей 3d-подуровня могут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до цинка (Z = 30). Поэтому электронное строение Sc соответствует формуле 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 , а цинка — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 . В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа криптона (Z=36) идет заполнение 4p-подуровня. В четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период содержит элементы от рубидия (Z=37) до инертного газа ксенона (Z = 54). Заполнение их энергетических уровней идет так же, как у элементов четвертого периода: после Rb и Sr у десяти элементов от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z=48) заполняется 4d-подуровень, после чего электроны занимают 5p-подуровень. В пятом периоде как и в четвертом, 18 элементов.

В атомах элементов шестого периода цезия (Z= 55) и бария (Z = 56) заполняется 6s-подуровень. У лантана (Z= 57) один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня приостанавливается, а начинает заполняться 4f-поАуровень, семь орбиталей которого могут быть заняты 14 электронами. Это происходит у атомов элементов лантаноидов с Z = 58 — 71. Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они обладают весьма близкими химическими свойствами. С гафния (Z = 72) возобновляется заполнение d-подуровня и заканчивается у ртути (Z = 80), после чего электроны заполняют 6p — подуровень. Заполнение уровня завершается у благородного газа радона (Z= 86). В шестом периоде 32 элемента.

Седьмой период — незавершенный. Заполнение электронами электронных уровней аналогично шестому периоду. После заполнения 7s-подуровня у Франция (Z = 87) и радия (Z = 88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинает заполняться 5f-подуровень 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z = 90 — 103. После 103-го элемента идет заполнение б d-подуровня: у курчатовия (Z = 104), нильсбория (Z = 105), элементов Z = 106 и Z = 107. Актиноиды, как и лантаноиды, обладают многими сходными химическими свойствами.

Хотя 3 d-подуровень заполняется после 4s-подуровня, в формуле он ставится раньше, так как последовательно записываются все подуровни данного уровня.

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства).

1. s-Элементы : заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды.

В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.

Периодическая система Д. И. Менделеева является естественной классификацией химических элементов по электроны структуре их атомов. Об электронной структуре атома, а значит, и свойствах элемента судят по положению элемента в соответствующем периоде и подгруппе периодической системы. Закономерностями заполнения электронных уровней объясняется различное число элементов в периодах.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом — физический смысл периодического закона.

В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 — в первом периоде, и от 1 до 8 — во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.

В свете учения о строении атомов становится обоснованным разделение Д.И. Менделеевым всех элементов на семь периодов. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. Поэтому s-элементы имеются во всех периодах, р-элементы — во втором и последующих, d-элементы — в четвертом и последующих и f-элементы — в шестом и седьмом периодах.

Легко объяснимо и деление групп на подгруппы, основанное на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни (это s-элементы), или р-подуровни (это р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется (d-подуровень второго снаружи уровня (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни (это f-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. В побочные же подгруппы входят элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону.

Различия в строении обусловливают и различия в свойствах элементов разных подгрупп одной группы. Так, на внешнем уровне атомов элементов подгруппы галогенов имеется по семь электронов подгруппы марганца — по два электрона. Первые — типичные металлы, а вторые — металлы.

Но у элементов этих подгрупп есть и общие свойства: вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего и 5 электронов со следующего за ним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

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

Итак, строение атомов обусловливает две закономерности:

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

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

В таком случае элемент (и клетка системы) находится на пересечении горизонтали и вертикали, что определяет его свойства. Это помогает находить и писывать свойства элементов, изотопы которых получают искусственным путем.