2.2. Периодический закон и периодическая система элементов

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов (современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева, открыт в 1869 году).

Повторяемость свойств элементов (и их соединений) обусловлена периодической повторяемостью электронной конфигурации внешнего квантового слоя атомов элементов, ибо именно эти электроны, обладающие максимальной энергией, в первую очередь определяют свойства элемента и принимают участие в образовании химической связи, а значит, и определяют свойства соединений.

В соответствии с этим законом химические элементы организованы и приведены в систему - периодическую систему элементов, наглядным изображением которой является периодическая таблица. (Следует иметь в виду, что на основе одного закона можно создать лишь одну систему, тогда как наглядных изображений последней может быть множество).

Элементы в периодической системе имеют порядковый номер (по заряду ядра атома) и разбиты по периодам и группам. Элементы одного периода имеют одинаковое количество квантовых слоев в электронной оболочке атомов: с ростом заряда их ядер закономерно меняется конфигурация внешнего квантового слоя. Это определяет закономерное изменение и разнотипность свойств элементов в пределах одного периода.

Элементы одной группы (подгруппы) сохраняют подобие конфигурации внешнего квантового слоя атомов, что должно определять однотипность их свойств. С ростом заряда ядра атома здесь увеличивается число квантовых слоев: влияние ядра на электроны внешнего квантового слоя “экранируется” различным количеством внутренних слоев. Это должно вызывать закономерное усиление или ослабление однотипных свойств элементов в пределах одной группы.

Напомним, что свойства элементов передаются понятиями: металл, неметалл, благородный (инертный) газ. Благородные газы характеризуются химической инертностью, металлы - способностью (только) отдавать электроны, неметаллы - (прежде всего) принимать электроны. Различают s-, p-, d- и f-элементы в зависимости от типа подуровня, который в их атомах заполняется электронами последним.

Номер каждого периода (всего их в данный момент 7) указывает на количество квантовых слоев в электронной оболочке атома элемента и соответствует номеру внешнего квантового слоя. Периоды с первого по третий называют малыми, остальные - большими.

В пределах периода увеличение количества внешних электронов и увеличение силы их притяжения к ядру, наблюдающиеся с ростом заряда ядра, обуславливают ослабление металлических и возрастание неметаллических свойств. Так, каждый период (кроме 1-го и незаконченного 7-го) начинается очень активным (щелочным) металлом, затем у элементов металлические свойства ослабевают, а неметаллические постепенно усиливаются, достигая максимальной активности у галогена. Завершается период благородным газом. При этом свойства оксидов (и гидроксидов) элементов также меняются закономерно - от ярко выраженных основных через основные, амфотерные к постепенно нарастающим кислотным свойствам.

В больших периодах изменение свойств элементов от активного металла к активному неметаллу происходит не так плавно. Это связано с появлением в них d(f)-элементов, в которых идет последовательное заполнение d(f)-орбиталей предшествующих квантовых слоев при сохранении, за небольшими исключениями, постоянного числа электронов на внешнем s-подуровне, что определяет, во-первых, металлические, а во-вторых, близкие свойства всех d(f)-элементов.

Группы периодической системы (всего 8) состоят из двух подгрупп: главной и побочной. Главные подгруппы образованы s- или р-элементами, побочные - d-элементами (f-элементы вынесены за рамки табличной сетки). Номер каждой группы численно равен количеству электронов на внешнем квантовом слое атомов элементов главных подгрупп. Так как электроны внешнего квантового слоя отвечают за образование химической связи, номер группы указывает, как правило, на высшую валентную возможность элемента (см. главу 4).

Подобие внешних электронных конфигураций атомов элементов определяет, таким образом, и подобие форм их соединений (например, SiO₂ и CO₂), меняющихся для элементов одного периода (например, Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇), а также однотипность свойств элементов в пределах одной группы.

По группе (подгруппе) рост атомного радиуса, наблюдающийся с увеличением заряда ядра, доминирует над увеличением силы притяжения внешних слоев к ядру, что обуславливает усиление металлических (и ослабление неметаллических) свойств элементов. Усиление металлических свойств с ростом заряда ядра атома является общей тенденцией для элементов главных подгрупп периодической системы, которая может приводить и к изменению типа свойств - с неметаллических на металлические в пределах группы. При этом сохраняется тенденция изменения свойств их соединений: кислотные  амфотерные  основные.

В заключение перечислим основные периодические свойства атомов.

Радиус атома (r, нм). Атом не имеет строгих границ вследствие волновой природы электронов. За радиус свободного атома (орбитальный радиус) принимают теоретически рассчитанное расстояние от центра ядра до максимума электронной плотности внешнего квантового слоя.

При экспериментальном изучении строения молекул получают информацию, на основании которой определяют радиус связанного атома (эффективный радиус).

С ростом заряда ядра радиусы атомов в периоде слева направо в общем уменьшаются (из-за возрастающей силы притяжения внешних электронов к ядру), в группе (подгруппе) сверху вниз возрастают (из-за увеличения количества электронных слоев).

Энергия ионизации (H_i, кДж/моль) - энергия, необходимая для отрыва электрона от свободного атома. Изменяется обратно пропорционально радиусу: по периоду имеет тенденцию увеличиваться слева направо, по группе сверху вниз - уменьшается.

Сродство к электрону (энергия сродства к электрону,  H_ea, кДж/моль) - энергия, которая выделяется (отрицательное значение величины) или поглощается (положительное значение) при присоединении электрона к свободному атому.

Эта величина имеет тенденцию увеличиваться слева направо по периоду и снизу вверх по группе.

Электроотрицательность (ЭО, кДж/моль) - мера способности атома элемента в соединении удерживать электронную пару, за счет которой образуется связь.

Электроотрицательность по периоду увеличивается слева направо, по группе сверху вниз уменьшается. Металлы менее электроотрицательны по сравнению с неметаллами.

Электроотрицательность элемента может быть определена различными способами, однако, наиболее распространен метод Л. Полинга, которым было введено понятие относительной электроотрицательности (ОЭО).

За единицу электроотрицательности принята ЭО лития, по сравнению с которой определяют электроотрицательность остальных элементов (см. нижеприведенную таблицу).

Относительная электроотрицательность используется для характеристики полярности связи, смещения электронной плотности и определения типа химической связи (см. главу 3).

Таблица относительной электроотрицательности

элементов I - IV периодов (по Полингу)