Формирование малых периодов
Периодический закон химических элементов был сформулирован Д.И.Менделеевым в 1869 году.
Тема 3. Периодический закон химических элементов. Периодическая система.
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Современная формулировка Периодического закона:
Строение и свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.
Периодическая система – математическая интерпретация Периодического закона. Периодическая таблица – графическое изображение Периодической системы.
Периодическая таблица Менделеева
Таблица состоит из 7 периодов. Первые три периода малые, последние четыре периода большие.
Физический смысл номера периода заключается в том, что номер периода соответствует главному квантовому числу.
Ёмкость первого энергетического уровня равна двум электронам (N=2), следовательно, первый период состоит из двух элементов:
| S-элементами называют элементы, у которых заполняются электронами S-подуровни. |
Ёмкость второго энергетического уровня N = 8. Длина второго периода составляет 8 элементов.
В силу первого правила Клечковского длина и строение третьего периода в точности повторяют второй: два S - элемента, шесть P - элементов.
Каждый период начинается с двух S – элементов, которые, за исключением водорода и гелия, являются самыми активными металлами.
Каждый период заканчивается активными неметаллами, за исключением благородных газов - химически инертых веществ.
Признаком металличности элементов является их способность терять свои валентные электроны.
| Ме0 - е | 
| Ме+ | реакция окисления |
| восстановитель |
Мера металличности элементов является мерой их восстановительной способности.
Металличность элементов имеет количественную характеристику - энергию ионизации
ЕI, эВ/ат.
Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.
Чем ниже эта энергия, тем более активным металлом является данный элемент.
Электрон самопроизвольно отрывается от атома в том случае, если Еj 
40 эВ/ат.
Ионизационный потенциал также характеризует отрыв электрона от атома
UI B/ат.
Признаком неметалличности элементов является способность принимать электроны, т.е. окислительная способность.
| Cl0 | + е | 
| Cl- реакция восстановления |
| окислитель |
Количественной характеристикой неметаличности элементов является сродство к электрону – F эВ/ат.
Сродство к электрону – энергия, необходимая для отрыва принятого электрона.
Чем выше сродство к электрону, тем более сильным окислителем, т.е. неметаллом, является данный элемент.
Существует суммарная характеристика сродства к электрону и энергии ионизации. Это так называемая, относительная электроотрицательность элементов.
Относительная электроотрицательность показывает способность атомов притягивать к себе электроны при связывании с другими атомами.
Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют ряд электроотрицательности элементов, предложенный американским химиком Л. Полингом.
| Элементы | Z | R,нм | EI, эв/ат | F, эв/ат | Электроотрицательность (ЭО) |
| Li | 0.55 | 5.39 | 1,0 | ||
| F | 0.064 | 17.4 | 3.61 | 4.0 | |
| Na | 0.189 | 5.14 | 0.9 | ||
| Cl | 0.099 | 12.07 | 3.45 | 3.0 | |
| Be | 0.113 | 9.32 | 1.5 | ||
| Mg | 0.160 | 7.65 | 1.2 |
Электроотрицательность измеряется в относительных величинах. Наиболее электроотрицательным из всех элементов является фтор (F) - его электроотрицательность в шкале Полинга принята равной 4,0. Остальные элементы по сравнению с фтором имеют меньшую электроотрицательность .