Периодический закон и периодическая система элементов в свете учения о строении

Атомов

Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл периодического закона.

Как уже указывалось в §4 (Строение атома), главной характе­ристикой атома является положительный заряд ядра. Это более общая и точная характеристика атома, а значит, и элемента. За­ряд ядра определяет число электронов в электронной оболочке атома, ее строение, а тем самым все свойства элемента и его поло­жение в периодической системе. В связи с этим претерпела изме­нение и формулировка закона.

Современная формулировка периодического закона Д. И. Менделеева такова:

Такая формулировка не противоречит формулировке, данной Д. И. Менделеевым. Она только базируется на новых данных, ко­торые придают закону и системе научную обоснованность и под­тверждают их правильность. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева отражает периодический закон, а вместе с тем и строение атомов элементов.

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 ядра заполнение уровней электронами происходит сложнее (см. §5.1), 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 варианте короткой формы периодической системы обычно выделяются ряды. Однако в настоящее время это понятие мало употребляется, поскольку не имеет физического смысла.

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) высших 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 одному или по два электрона.

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, а подгруппы марганца — по два электрона. Первые — типичные неметаллы, а вторые — металлы.

По 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 направо ослабевают металлические и усиливаются неметалли­ческие свойства;

2) изменение свойств элементов по вертикали — в группе 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 опи­сывать свойства элементов, изотопы которых получаются искусственным путем.

Если будут получены изотопы элементов восьмого периода, то их важнейшие химические свойства определяют по их месту в

периодической системе. Представление о месте элемента в систе­ме, которое определяется номерами периода и группы, впервые введено Д. И. Менделеевым.

С позиций строения атома объяснимо положение водорода в периодической системе. Атом водорода имеет один электрон, ко­торый может быть отдан атомам других элементов. Поскольку это свойство проявляют атомы всех элементов, начинающих пери­од, — Li, Na, К, Rb, Cs, Fr, то и водород должен стоять в главной подгруппе I группы. С другой стороны, поскольку атом водорода обладает способностью, подобно атомам галогенов, присоединять один электрон (Н+е^-=Н^-), т.е. проявляет неметаллические свой­ства, он должен находиться в главной подгруппе VII группы. Такая двойственность в химическом поведении водорода являет­ся причиной того, что его помещают в двух подгруппах. При этом в одной из подгрупп символ элемента заключают в скобки.

В четырех местах периодической системы элементы располо­жены не в порядке возрастания их атомных масс: Ar (39,948) — К (39,098); Со (58,933) — Ni (58,69); Те (127,60) — I (126,904); Th (232,038) — Ра (231,036). Эти отступления в свое время считали недостатком периодической системы.

Выше мы пришли к выводу, что свойства элемента зависят от величины положительного заряда ядра, а не от атомной массы. Опытное определение зарядов ядер указанных четырех пар элементов подтвердило, что Д. И. Менделеев расположил их правильно:

₁₈Ar — ₁₉K; ₂₇Со — ₂₈Ni;

₅₂Te — ₅₃I

₉₀Th—₉₁Pa

Как же объяснить тот факт, что атомная масса аргона больше атомной массы калия (то же для других пар)?

Как известно, атомная масса элемента получается как среднее значение из массовых чисел его изотопов. Очевидно, атомная масса аргона в основном определяется изотопом с большим массо­вым числом (он встречается в природе в большем количестве), тогда как у калия преобладает изотоп с меньшим массовым чис­лом (см. §2).

Таким образом, недостатков в периодической системе нет, и с точки зрения величины зарядов атомных ядер элементы располо­жены правильно.

Опытное определение зарядов ядер элементов дало возмож­ность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической систе-

ме заполнены, и новые элементы в промежутке от Z=1 до Z=107 не могут быть открыты ни на Земле, ни в космосе.

При химическом анализе грунта Луны, который был достав­лен на Землю в нашей стране и в США, обнаружены только те элементы, которые имеются в периодической системе. Однако периодическая система не закончена. Возможно открытие новых трансурановых элементов.