ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.

Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода).

По горизонтали в периодической системе расположено 7 периодов, из которых три малых (1-3) и четыре больших (4-7). Начало каждого периода сопровождается образованием нового энергетического уровня. Любой период начинаются щелочным металлом (…ns¹) и заканчивается благородным газом (…ns²np⁶ или ns² у первого периода). Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элемента легко отдавать электроны (восстановительные свойства), а неметаллические – присоединять электроны (окислительные свойства). Впериодахс возрастанием порядкового номера элементаусиливаются неметаллические и окислительные свойства,аметаллические и восстановительные ослабевают.Этосвязано с тем, что число энергетических уровней у элементов одного и того же периода не изменяется, а заряд ядра возрастает, и связь электронов с ядром усиливается.

Усиление неметаллических свойств в пределах данного периода иллюстрируется изменением характера оксидов и гидроксидов, образуемых элементами этого периода. В периодах при переходе слева направо происходит усиление кислотных и ослабление основных свойств высших оксидов и соответствующих им гидроксидов.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов на внешних энергетических уровнях. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами и, следовательно, сходными свойствами (элементы-аналоги). Вглавных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы)иp-элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.

В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней и их максимальное число равно номеру группы. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства, кислотный характер соединений и их устойчивость

d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:

Cr⁺²O Cr⁺⁶O₃

основной амфотерный кислотный

 

Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные.

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII
Формула высшего оксида
Формула гидроксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	НЭО3	Н2ЭО4	НЭО4
	Основания	Кислоты