Формулировка периодического закона данная менделеевым. Пособие-репетитор по химии

1. Докажите, что Периодический закон Д. И. Менделеева, как и любой другой закон природы, выполняет объясняющую, обобщающую и предсказательную функции. Приведите примеры, иллюстрирующие эти функции у других законов, известных вам из курсов химии, физики и биологии.

Периодический закон Менделеева— один из основополагающих законов химии. Можно утверждать, что вся современная химия построена на нем. Он объясняет зависимость свойств атомов от их строения, обобщает эту зависимость для всех элементов, разделяя их на различные группы, а также предсказывает их свойства в зависимости от строения и строение в зависимости от свойств.

Существуют другие законы, несущие объясняющую, обобщающую и предсказательную функции. Например, закон сохранения энергии, закон преломления света, генетический закон Менделя.

2. Назовите химический элемент, в атоме которого электроны располагаются по уровням согласно ряду чисел: 2, 5. Какое простое вещество образует этот элемент? Какую формулу имеет его водородное соединение и как оно называется? Какую формулу имеет высший оксид этого элемента, каков его характер? Запишите уравнения реакций, характеризующих свойства этого оксида.

3. Бериллий раньше относили к элементам III группы, и его относительная атомная масса считалась равной 13,5. Почему Д. И. Менделеев перенес его во II группу и исправил атомную массу бериллия с 13,5 на 9?

Раньше элемент бериллий ошибочно относили к III группе. Причина этого заключалась в неправильном определении атомной массы бериллия (вместо 9 ее считали равной 13,5). Д. И. Менделеев предположил, что бериллий находится в II группе, основываясь на химических свойствах элемента. Свойства бериллия были очень похожи на свойства Mg и Ca, и совершенно не похожи на свойства Al. Зная, что атомные массы Li и В, соседних элементов к Be, равны соответственно 7 и 11, Д. И.Менделеев предположил, что атомная масса бериллия равна 9.

4. Напишите уравнения реакций между простым веществом, образованным химическим элементом, в атоме которого электроны распределены по энергетическим уровням согласно ряду чисел: 2, 8, 8, 2, и простыми веществами, образованными элементами № 7 и № 8 в Периодической системе. Каков тип химической связи в продуктах реакции? Какое кристаллическое строение имеют исходные простые вещества и продукты их взаимодействия?

5. Расположите в порядке усиления металлических свойств следующие элементы: As, Sb, N, Р, Bi. Обоснуйте полученный ряд, исходя из строения атомов этих элементов.

N, Р, As, Sb, Bi — усиление металлических свойств. Металлические свойства в группах усиливаются.

6. Расположите в порядке усиления неметаллических свойств следующие элементы: Si, Al, Р, S, Cl, Mg, Na. Обоснуйте полученный ряд, исходя из строения атомов этих элементов.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl — усиление неметаллических свойств. Неметаллические свойства в периодах усиливаются.

7. Расположите в порядке ослабления кислотных свойств оксиды, формулы которых: SiO2, Р2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Обоснуйте полученный ряд. Запишите формулы гидроксидов, соответствующих этим оксидам. Как изменяется их кислотный характер в предложенном вами ряду?

8. Напишите формулы оксидов бора, бериллия и лития и расположите их в порядке возрастания основных свойств. Запишите формулы гидроксидов, соответствующих этим оксидам. Каков их химический характер?

9. Что такое изотопы? Как открытие изотопов способствовало становлению Периодического закона?

Периодическая система элементов отражает взаимосвязь химических элементов. Атомный номер элемента равен заряду ядра, численно он равен числу протонов. Число нейтронов, содержащихся в ядрах одного элемента, в отличие от числа протонов, может быть различным. Атомы одного элемента, ядра которых содержат разное число нейтронов, называются изотопами.

Каждый химический элемент имеет по несколько изотопов (природных или полученных искусственно). Атомная масса химического элемента равна среднему значению из масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности.

С открытием изотопов для распределения элементов по периодической системе стали использовать заряды ядер, а не их атомные массы.

10. Почему заряды атомных ядер элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева изменяются монотонно, т. е. заряд ядра каждого последующего элемента возрастает на единицу по сравнению с зарядом атомного ядра предыдущего элемента, а свойства элементов и образуемых ими веществ изменяются периодически?

Так происходит из-за того, что свойства элементов и их соединений зависят не от общего числа электронов, а только от валентных, которые находятся на последнем слое. Количество валентных электронов меняется периодически, следовательно, свойства элементов также меняются периодически.

11. Приведите три формулировки Периодического закона, в которых за основу систематизации химических элементов взяты относительная атомная масса, заряд атомного ядра и строение внешних энергетических уровней в электронной оболочке атома.

1. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.
2. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов.
3. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней в электронной оболочке атома.

Махов Б.Ф.

В связи с разработкой автором «Колебательной модели нейтрального атома» с включением «мирового эфира», в которой понятия «постоянный положительный заряд атомного ядра» и «кулоновское поле» становятся излишними, встает вопрос о новой формулировке Периодического закона. Такая формулировка предлагается в данной статье, где рассматривается также проблема математического выражения Периодического закона. В статье автор использует собственный вариант «Симметричной квантовой Периодической системы нейтральных атомов (СК-ПСА)», адекватный Колебательной модели.

Всё более удаляется от нас 1869 год - время первой формулировки Периодического закона Д.И. Менделеева (ПЗМ) и разработки им Периодической системы элементов (ПСЭ-М), в которых за главный критерий упорядочения был принят атомный вес элемента, доступная тогда и более или менее понятная характеристика. Но даже сам Дмитрий Иванович говорил, что «причины периодичности мы не знаем». Тогда было известно всего 63 элемента, а об их свойствах (в основном химических) было известно мало и не всегда точно.

Тем не менее, проблема систематизации элементов уже заявила о себе и требовала решения. Гениальная интуиция Менделеева позволила ему успешно (на тогдашнем уровне знаний) справиться с задачей. Его формулировка ПЗМ (октябрь 1971): «...свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Дмитрий Иванович выстроил все элементы в ряд (ряд Менделеева) по возрастанию атомного веса, в котором однако им же были допущены отступления для известных пар элементов (на основе химических свойств), т.е. фактически имеется зависимость не только от атомного веса.

Ученым стало понятно, что при переходе от одного элемента в ПСЭ-М к следующему какая-то характеристика элемента ступенчато возрастает на одну и ту же величину. Эта величина - Z получила название порядковый номер (в основном у химиков) или атомный номер (у физиков). Выяснилось, что и сам атомный вес определенным образом зависит от Z . Поэтому в качестве главного критерия упорядочения был принят порядковый номер Z, который соответственно вошел во 2-ю формулировку ПЗМ вместо атомного веса.

Шло время, и появились новые возможности систематизации. Это прежде всего успехи в исследовании линейчатых оптических спектров (ЛОС) нейтральных атомов и характеристического рентгеновского излучения (ХРИ). Выяснилось, что каждый элемент обладает уникальным спектром и целый ряд новых элементов были по ним и открыты. Для описания спектров были предложены квантовые числа, спектральные термы, принцип запрета В.Паули, закон Г.Мозли и др. Исследование атомов увенчалось созданием первых моделей атома (МОА), уже после смерти Д.И.Менделеева.

Закон Мозли, связавшего частоту характеристического рентгеновского излучения с порядковым номером Z , внес особенно большой вклад в науку. Он подтвердил правильность Менделеевского ряда и позволил указать на номера оставшихся еще неоткрытыми элементов. Но затем, руководствуясь благими намерениями придать порядковому номеру Z физический смысл, физики на уровне знаний начала XIX века (первые модели атома) пришли к поспешному выводу, что он не может быть ничем иным как постоянным положительным электрическим зарядом атомного ядра (количеством элементарных электрических зарядов - eZ).

В итоге ученые пришли к выводу, что нужна уточненная 2-я формулировка ПЗМ, в которой в качестве главного критерия систематизации был принят постоянный положительный электрический заряд ядра атома элемента.

Но, к сожалению, в начале ХХ века первые модели атома были представлены чересчур механистически (планетарные ядерные модели), а электрическая нейтральность атома в целом - положительным зарядом ядра и соответствующим количеством отрицательных элементарных частиц - электронов, т.е. тоже на уровне примитивных знаний того времени об электричестве. В результате использовались представления о постоянном кулоновском электрическом поле, притягивающем вращающиеся вокруг ядра электроны и пр. И не дай бог электрону упасть на ядро!

Открытие волновой природы электрона и многие проблемы с принятой моделью атома обусловили переход к «квантовомеханической модели атома». Квантовую механику (КВМ) объявили величайшим достижением ХХ века. Но с течением времени восторги поутихли. Причина - шаткая основа, на которой построена КВМ, базирующаяся на уравнении Шредингера, которое «описывает движение электрона». Прежде всего, неверен сам подход - вместо того, чтобы рассматривать равновесное квантовое состояние нейтрального атома в целом (на макроуровне, говоря языком синергетики), в КВМ рассматривают движение электрона (т.е. работают на излишне детализированном микроуровне). Представьте себе, что для случая идеального газа вместо рассмотрения его на макроуровне с постоянными по времени параметрами состояния газа (давлением, температурой, объемом) вдруг стали бы писать уравнения движения для каждого из миллиардов атомов и молекул газа, громко стеная при этом о трудности задачи и недостаточной мощности современных ЭВМ. В то время как на макроуровне все картина легко и изящно описывается с помощью уравнения связи параметров состояния газа - уравнения Клапейрона-Менделеева. [ФЭС, М, СЭ, 1984, с.288]

Нечто похожее по сложности предлагает нам КВМ в лице ее отцов-основателей, особенно для случая атомов с большими порядковыми номерами. Однако академик Лев Ландау (1908-68), сам один из столпов КВМ, уже писал : «Атом с более чем одним электроном представляет собой сложную систему взаимодействующих друг с другом электронов. Для такой системы можно, строго говоря, рассматривать только состояния системы в целом». Эта же идея имеется в работах физика-спектроскописта акад. АН БССР Ельяшевича М.А. (1908-95).

Однако вернемся к рассмотрению формулировок Периодического закона. Современная (уточненная 2-я) формулировка ПЗМ звучит так:

«Свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер». Заряд ядра eZ = атомному (порядковому) номеру элемента в системе, помноженному на элементарный электрический заряд (т.е. Z численно равен количеству элементарных электрических зарядов).

Почему же нужна новая, 3-я формулировка ПЗМ?

1) Из 2-й формулировки не очень понятно, о каких свойствах идет речь - если о химических, то они не имеют прямого отношения к элементам (нейтральным атомам). При взаимодействии нейтральных атомов происходит перекрытие их переменных ЭМП, в результате они оказывают друг на друга определенную степень возбуждения. Для описания химической связи нужно знать дополнительно - что с чем соединяется (состав и структура вещества) и при каких конкретных физических условиях (КФУ) и т.д.

2) Согласно разработанной автором «Колебательной модели», у ядра нейтрального атома нет ни постоянного электрического заряда, ни создаваемого им постоянного кулоновского поля (вместо этого - пульсирующее ядро, переменное электромагнитное поле - ЭМП, стоячая ЭМВ, параметрический резонанс, высокая добротность колебаний, долговечность атома). См ФИ, 2008, № 3, с.25

3) То есть нет четкого определения ни аргумента, ни функции. Насчет характера периодической зависимости тоже нет определенности. ПЗМ бесполезен без одновременного рассмотрения самой таблицы Периодической системы, поэтому его часто вообще не упоминают в учебниках в существующей формулировке («порочный круг»). Не случайно мы до сих пор не имеем полной теории Периодической системы и самого математического выражения ПЗМ.

4) Сейчас можно использовать принципиально новые возможности для более корректной формулировки Периодического закона и вывода его математического выражения, которые дают «Колебательная модель нейтрального атома» (связанных колебаний ядра и окружающей его среды) и «Симметричная квантовая Периодическая система нейтральных атомов (СК-ПСА)», разработанные и опубликованные автором.

5) Согласно синергетическому подходу, равновесное квантовое состояние атома в целом» (макроскопический подход) может быть описано несколькими независимыми от времени параметрами. Автором показано, что ими является присущий каждому атому строго индивидуальный (принцип запрета В.Паули) набор 4-х квантовых чисел, определяемых из его ЛОС (а не из уравнений КВМ).

Такой набор квантовых чисел однозначно определяет место элемента (его координаты) в разработанной автором СК-ПСА.

6) Такие параметры должны отвечать ряду требований:

Отвечать физической природе нейтрального атома (согласно «Колебательной модели»)

Быть однозначными

Быть целочисленными (что вытекает из самой сути излучения ядра)

Легко измеряться (из спектров нейтрального атома).

Таким образом, смысл известных для каждого атома квантовых чисел должен быть уточнен согласно их физической природе.

7) Вместо уравнения КВМ Э. Шредингера автор предлагает использовать уравнения связи квантовых чисел (уравнения Махова) (автором найдены два таких уравнения) , которые и являются математическим выражением ПЗМ, адекватным новой формулировке. Подробнее об этом в готовящейся к изданию книге .

8) В свете «Колебательной модели нейтрального атома» и нового представления о переменном ЭМП ядра для новой формулировки Периодического закона вместо элементарного электрического заряда нужна другая физическая величина, вместе с порядковым номером Z характеризующая напряженность электромагнитного взаимодействия (ступенчато изменяющаяся с ростом Z) и однозначно определяемая из спектра нейтральных атомов. И такая величина есть - это постоянная тонкой структуры (α) [ФЭС-763], которую обычно используют при поисках "верхней границы Периодической системы".

Новая формулировка ПЗМ выглядит так:

«Характеристики нейтральных атомов находятся в периодической зависимости от величины напряженности (αZ ) переменного электромагнитного поля (ЭМП), создаваемого их ядрами». К такой краткой формулировке автор пришел 22 ноября 2006 г. после ряда «пространных».

Из нее видно, что вместо величины электрического заряда (eZ ), в которую входит элементарный электрический заряд, используется величина напряженности (αZ ), в которую входит α - постоянная тонкой структуры, которая «в квантовой электродинамике рассматривается как естественный параметр, характеризующий «силу» электромагнитного взаимодействия» [ФЭС, с.763].

Про характеристики нейтральных атомов (о квантовых числах, их физической природе и др.) мы уже говорили, а вот о характере периодической зависимости еще нужно немного пояснить. Уже сейчас имеются предпосылки для вывода уравнений связи квантовых чисел - это (n + l )- правила академика В.М. Клечковского (1900-72) и (n - l )- правило дхн, проф. Д.Н. Трифонова , которые использованы автором для построения СК-ПСА. Помня о переменном ЭМП и распространяющейся (на конкретную для каждого атома глубину) стоячей ЭМВ, можно сказать, что сумма этих квантовых чисел представляет полную энергию стоячей ЭМВ, а разность - глубину изменения параметра колебаний. То есть уже имеются связки квантовых чисел, которые представляют в СК-ПСА (n + l )- период (все они парные и образуют диады), а (n - l )- группы последовательных атомов - горизонтальные ряды СК-ПСА (до 4-х в периоде в пределах Z ≤ 120), представляющие собой последовательности f -, d -, p -, s - элементов. Т.е., при одном квантовом энергетическом уровне могут быть несколько квантовых состояний. Дальнейший учет особенностей двуединой стоячей ЭМВ и позволяет вывести уравнения связи квантовых чисел (уравнения Махова).

Пример: Полная энергия стоячей ЭМВ E n + l = E n + E l = const , где E n и E l - средние значения энергии электрической и магнитной составляющих ее частей.

Для прояснения физического смысла квантовых чисел воспользуемся формулой энергии квантового излучателя (в общем виде) E = Eo (2k + 1), отсюда → = 2k

Конкретно имеем для E n + l = E o (2 + 1) → = n + l , то есть сумма квантовых чисел (n + l ) - это отношение приращение полной энергии стоячей ЭМВ к ее исходному значению, что придает физический смысл упомянутому выше первому правилу академика В.М. Клечковского.

Стоячая ЭМВ - это материальный носитель параметрического резонанса (при постоянной внутренней энергии происходит перекачка энергии из электрической в магнитную и обратно с огромной частотой). При этом разность средних значений энергии электрической и магнитной составляющих полной энергии ЭМВ E n - l = E n - E l - величина изменения параметра также квантуется.

E n - l = E о (2 + 1) → = n - l , это отношение придает физический смысл правилу Д.Н Трифонова и отсюда же становится понятным правило n - l ≥ 1, так как иначе нет стоячей ЭМВ (не должно быть присущего бегущей волне n = l , и связанного с ней уноса энергии). Можно ввести понятие «относительная величина изменения параметра» : = = λ

Квантуются также средние значения составляющих полной энергии стоячей ЭМВ

E n = Eo (2n + 1) → = 2n

E l = Eo (2l + 1) → = 2l

отсюда квантовые числа n и l приобретают новый физический смысл как квантовые числа составляющих электрической и магнитной энергий полной энергии стоячей ЭМВ (вместо "главное квантовое число" и "орбитальное квантовое число").

Высокая и постоянная частота стоячей ЭМВ находит свое выражение через периодические функции, применительно к нашему случаю - тригонометрические. Двуединость стоячей ЭМВ - в параметрическом задании функции. Стоячая ЭМВ как гармоническая волна может быть описана уравнениями синусоиды вида y = A sin (ω t + φ ),

тогда n t = n cos α и l t = l sin α (параметрическое задание эллипса).

здесь n и l - квантовые числа (безразмерные целочисленные величины), показатели максимальной амплитуды относительной энергии электрической и магнитной составляющих стоячей ЭМВ, а n t и l t - текущие значения колеблющихся величин (составляющих стоячей ЭМВ) в данный момент времени , т.е. тоже величины безразмерные.*)

0 ≤ |n t | ≤ n 0 ≤ |l t | ≤ l

Поясним, что имеются именно две зависимости - косинусоида и синусоида На границе раздела «Ядро-окружающая среда» в начальный момент излучения первая имеет максимальную амплитуду - n to = n (иначе нет излучения), а амплитуда другой - l to = 0 (т.е имеется сдвиг по фазе). Начав распространяться от ядра, одна составляющая стоячей ЭМВ порождает другую и наоборот. Автор хотел бы предостеречь от поспешного вывода, что раз l to = 0, то и магнитная составляющая полной энергии стоячей ЭМВ также равна нулю. Это не так, достаточно вспомнить формулу квантового гармонического излучателя.

Вот это уравнение эллипса + = 1 (в канонической форме, обычное для связи гармонических колебаний) и представляет собой одно из уравнений связи квантовых чисел.

Физический смысл данного уравнения связи становится более ясным, если произвести некоторые преобразования. Для этого воспользуемся представлением эллипса как гипотрохоиды .

Для нашего случая ; .

Это - 1-е уравнение связи квантовых чисел (уравнение Махова).

Или достаточно наглядно .

Видно, что уравнение отражает постоянство полной энергии стоячей ЭМВ. Таким образом, вышеупомянутые связки квантовых чисел (n + l )- номер периода в СК-ПСА, а (n - l )- определяет последовательность местоположения входящих в состав периода горизонтальных рядов - нашли своё место в уравнении связи, а само уравнение хорошо отражает структуру СК-ПСА.

Нами получено еще одно, 2-е уравнение связи для остальных двух квантовых чисел (из полного набора в соответствии с принципом запрета В.Паули) - m l и m s , но о них в двух словах не скажешь, да и с физическим смыслом "спинового" квантового числа m s нужно ещё разобраться - об этом см.

Начало (порядковый номер исходного элемента - Z M ) каждой M-диады (пары периодов СК-ПСА) можно получить из выполненного автором тождественного преобразования формулы В.М. Клечковского для номера Z l элемента, при котором впервые появляется элемент с данным значением l max

Z M = Z l -1 = = ,

тогда при l max = 0; 1; 2; 3; 4... имеем Z M = 0; 4; 20; 56; 120..., т.е. это так называемые тетраэдрические числа, что опосредованно связано с некими минимальными исходными для диады квантовыми энергетическими уровнями (тетраэдр среди всех пространственных тел имеет минимальную площадь поверхности при фиксированном объёме).

Более подробно на эту тему и упомянутых двух уравнениях связи квантовых чисел автор предполагает сообщить в готовящихся к печати работах .

Автор не претендует этой работой, естественно, на создание полной теории Периодической системы нейтральных атомов и ее математического выражения, но считает ее необходимым и важным этапом на этом пути, и в меру своих сил будет содействовать дальнейшему продвижению.

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ:

Клечковский В.М. «Распределение атомных электронов и правило последовательного заполнения (n + l )- групп», М., Атомиздат, 1968
Клечковский В.М. «Развитие некоторых теоретических проблем Периодической системы Д.И. Менделеева" (доклад на симпозиуме Х Менделеевского съезда). М., Наука, 1971, стр. 54-67.
Трифонов Д.Н. "Структура и границы периодической системы", М., Атомиздат, 1976, 271 стр.
Махов Б.Ф., книга "Симметричная квантовая Периодическая система элементов" (СК-ПСЭ), Москва, 1997 - ISBN 5-86700-027-3
Махов Б.Ф., Статья «Симметричная квантовая периодическая система элементов (нейтральных атомов) - СК-ПСА (или Новая периодизация Периодической системы», в журнале РАЕ «Фундаментальные исследования», 2007, № 9, с. 30-36 - ISSN 1812-7339
Махов Б.Ф., Доклад «Проявление парности в Периодической системе нейтральных атомов (СК-ПСА)», в Трудах V-Межд. конференции «Биниология, симметрология и синергетика в естественных науках», сент. 2007, г. Тюмень, ТюмГНГУ, Раздел «Физика и химия», стр. 59-65 ISBN 978-5-88465-835-4
Махов Б.Ф., Статья «Мировой эфир» Д.И. Менделеева и его место в Периодической системе», в журнале РАЕ «Фундаментальные исследования», 2008, № 3, с. 25-28
Махов Б.Ф., Статья «Физическая природа металлов в свете колебательной модели атома», в журнале РАЕ «Фундаментальные исследования», 2008, № 3, с. 29-37
Ландау Л.Д., Лифшиц Е.М. «Квантовая механика. Нерелятивистская теория», М.: Наука, 1974 (3-е изд). стр. 293. и 1989 (4-е изд). стр. 302
Махов Б.Ф., книга "О модели нейтрального атома и путях выхода из кризиса в атомной физике» (подготовлена к печати).
Махов Б.Ф., книга «Трехмерная СК-ПСА» (подготовлена к печати).
Бронштейн И.Н., Семендяев К.А., Справочник по математике для инженеров и учащихся втузов. М.: Наука, Гл.ред. ФМЛ, 1986 (13е,испр), стр.127
Статья "Тонкой структуры постоянная", Физический энциклопедический словарь - ФЭС, с.763

Библиографическая ссылка

Махов Б.Ф. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА – НОВАЯ ФОРМУЛИРОВКА И МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ ЗАКОНА // Успехи современного естествознания. – 2008. – № 9. – С. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (дата обращения: 17.12.2019). Предлагаем вашему вниманию журналы, издающиеся в издательстве «Академия Естествознания»

Периодический закон химических элементов - фундаментальный закон природы, отражающий периодическое изменение свойств химических элементов по мере увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт 1 марта (17 февраля по ст. стилю) 1869 г. Д.И. Менделеевым. В этот день им была составлена таблица, названная «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве». Окончательная формулировка периодического закона была дана Менделеевым в июле 1871 г. Она гласила:

«Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса ».

Менделеевская формулировка периодического закона просуществовала в науке 40 с небольшим лет. Она была пересмотрена благодаря выдающимся достижениям физики, главным образом разработке ядерной модели атома (см. Атом). Оказалось, заряд ядра атома (Z) численно равен порядковому номеру соответствующего элемента в периодической системе, а заполнение электронных оболочек и подоболочек атомов в зависимости от Z происходит таким образом, что сходные электронные конфигурации атомов периодически повторяются (см. Периодическая система химических элементов). Поэтому современная формулировка периодического закона такова: свойства элементов, простых веществ и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов.
В отличие от других фундаментальных законов природы, например таких, как закон всемирного тяготения или закон эквивалентности массы и энергии, периодический закон не может быть записан в виде какого-либо общего уравнения или формулы. Его наглядным отражением является периодическая система элементов. Однако и сам Менделеев, и другие ученые делали попытки отыскать математическое уравнение периодического закона химических элементов . Эти попытки увенчались успехом только после разработки теории строения атома. Но они касаются лишь установления количественной зависимости порядка распределения электронов в оболочках и подоболочках от зарядов ядер атомов.
Так, путем решения уравнения Шредингера можно рассчитать, как распределяются электроны в атомах с различными значениями Z. И поэтому основное уравнение квантовой механики как бы является одним из количественных выражений периодического закона.
Или, например, другое уравнение: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ т„где „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2к(п+О 1
2 2 6
Несмотря на свою громоздкость, оно не так уж и сложно. Буквы и, 1, т, и m,- это не что иное, как главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа (см. Атом). Уравнение позволяет вычислить, при каком значении Z (порядкового номера элемента) в атоме появляется электрон, состояние которого описывается заданной комбинацией четырех квантовых чисел. Подставляя возможные сочетания и, 1, т, и т, в это уравнение, мы получаем набор различных значений Z. Если эти значения расположить в последовательности натурального ряда чисел 1, 2, 3, 4, 5, ..., то, в свою очередь, получается четкая схема построения электронных конфигураций атомов по мере роста Z. Таким образом, это уравнение - также своеобразное количественное выражение периодического закона. Попробуйте сами решить это уравнение для всех элементов периодической системы (как связаны между собой значения и, 1; m, и т„ вы узнаете из статьи Атом).

Периодический закон - это универсальный закон для всей Вселенной . Он имеет силу везде, где существуют атомы. Но периодически изменяются не только электронные структуры атомов. Строение и свойства атомных ядер также подчиняются своеобразному периодическому закону. В ядрах, состоящих из нейтронов и протонов, существуют нейтронные и протонные оболочки, заполнение которых имеет периодический характер. Известны даже попытки построения периодической системы атомных ядер.

: как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский , Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании».

История

Поиски основы естественной классификации и систематизации химических элементов начались задолго до открытия Периодического закона. Трудности, с которыми сталкивались естествоиспытатели, которые первыми работали в этой области, были вызваны недостаточностью экспериментальных данных: в начале XIX века число известных химических элементов было мало, а принятые значения атомных масс многих элементов неверны.

Триады Дёберейнера и первые системы элементов

В начале 60-х годов XIX века появилось сразу несколько работ, которые непосредственно предшествовали Периодическому закону.

Спираль де Шанкуртуа

Октавы Ньюлендса

Таблица Ньюлендса (1866)

Вскоре после спирали де Шанкуртуа английский учёный Джон Ньюлендс сделал попытку сопоставить химические свойства элементов с их атомными массами . Расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс, Ньюлендс заметил, что сходство в свойствах проявляется между каждым восьмым элементом. Найденную закономерность Ньюлендс назвал законом октав по аналогии с семью интервалами музыкальной гаммы. В своей таблице он располагал химические элементы в вертикальные группы по семь элементов в каждой и при этом обнаружил, что (при небольшом изменении порядка некоторых элементов) сходные по химическим свойствам элементы оказываются на одной горизонтальной линии.

Джон Ньюлендс, безусловно, первым дал ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, присвоил химическим элементам соответствующий порядковый номер и заметил систематическое соотношение между этим порядком и физико-химическими свойствами элементов. Он писал, что в такой последовательности повторяются свойства элементов, эквивалентные веса (массы) которых отличаются на 7 единиц, или на значение, кратное 7, т. е. как будто бы восьмой по порядку элемент повторяет свойства первого, как в музыке восьмая нота повторяет первую. Ньюлендс пытался придать этой зависимости, действительно имеющей место для лёгких элементов, всеобщий характер. В его таблице в горизонтальных рядах располагались сходные элементы, однако в том же ряду часто оказывались и элементы совершенно отличные по свойствам. Кроме того, в некоторых ячейках Ньюлендс вынужден был разместить по два элемента; наконец, таблица не содержала свободных мест; в итоге закон октав был принят чрезвычайно скептически.

Таблицы Одлинга и Мейера

Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону

Периодичность значений энергий сродства атомов к электрону объясняется, естественно, теми же самыми факторами, которые уже были отмечены при обсуждении ионизационных потенциалов (см. определение энергии сродства к электрону).

Наибольшим сродством к электрону обладают p -элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² ( , , ) и s²p 6 ( , ) или с наполовину заполненными p -орбиталями ( , , ) :

Проявления периодического закона в отношении электроотрицательности

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность . Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов , составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселенности, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остается необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

Периодичность атомной электроотрицательности является важной составной частью периодического закона и легко может быть объяснена, исходя из непреложной, хотя и не совсем однозначной, зависимости значений электроотрицательности от соответствующих значений энергий ионизации и сродства к электрону .

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах - её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая - у p-элементов VII группы.

Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов

Рис. 4 Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элемента.

Периодический характер изменения размеров атомов и ионов известен давно. Сложность здесь состоит в том, что из-за волновой природы электронного движения атомы не имеют строго определенных размеров. Так как непосредственное определение абсолютных размеров (радиусов) изолированных атомов невозможно, в данном случае часто используют их эмпирические значения. Их получают из измеренных межъядерных расстояний в кристаллах и свободных молекулах, разбивая каждое межъядерное расстояние на две части и приравнивая одну из них к радиусу первого (из двух связанных соответствующей химической связью) атома, а другую - к радиусу второго атома. При таком разделении учитывают различные факторы, включая природу химической связи, степени окисления двух связанных атомов, характер координации каждого из них и т. д . Таким способом получают так называемые металлические, ковалентные, ионные и ван-дер-ваальсовы радиусы. Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов; их находят по межъядерным расстояниям в твердых или жидких веществах, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга (например, атомы в твердом аргоне или атомы из двух соседних молекул N 2 в твердом азоте), но не связаны между собой какой-либо химической связью.

Но, очевидно, лучшим описанием эффективных размеров изолированного атома является теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности его наружных электронов . Это так называемый орбитальный радиус атома. Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчетливо (см. рис. 4), и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда - , немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов . В больших периодах в семействах d- и f- элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Проявления периодического закона в отношении энергии атомизации

Следует подчеркнуть, что степень окисления элемента, будучи формальной характеристикой, не дает представления ни об эффективных зарядах атомов этого элемента в соединении, ни о валентности атомов, хотя степень окисления часто называют формальной валентностью. Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от −1 до +7, хотя четные очень неустойчивы, а для марганца - от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 ( F) до +8 ( О 4). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше ( +4 F 4), чем для предшествующего галогена ( +7 О 4 −). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей, степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы - всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд - , в котором ни для галогена (), ни для благородного газа () вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда - азот; поэтому в ряду - изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум. В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду - от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 ( О 3), +7 ( 2 О 7), +8 ( O 4).

Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала

Одной из очень важных характеристик простого вещества является его окислительный потенциал , отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства . Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

/Na + (aq)	/Mg 2+ (aq)	/Al 3+ (aq)
2,71В	2,37В	1,66В
/K + (aq)	/Ca 2+ (aq)	/Sc 3+ (aq)
2,93В	2,87В	2,08В

Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов ( + (aq) и т. д. - гидратированный катион):

Это легко объясняется увеличением энергии ионизации атомов с увеличением числа удаляемых валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных потенциалов простых веществ от порядкового номера элемента имеются максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

Внутренняя и вторичная периодичность

s - и р -элементы

Выше рассмотрены общие тенденции в характере изменения значений энергии ионизации атомов , энергии сродства атомов к электрону , электроотрицательности , атомных и ионных радиусов, энергии атомизации простых веществ, степени окисления , окислительных потенциалов простых веществ от атомного номера элемента. При более глубоком изучении этих тенденций можно обнаружить, что закономерности в изменении свойств элементов в периодах и группах значительно сложнее. В характере изменения свойств элементов по периоду проявляется внутренняя периодичность, а по группе - вторичная периодичность (открыта Е. В. Бироном в 1915 году).

Так, при переходе от s-элемента I группы к р -элементу VIII группы на кривой энергии ионизации атомов и кривой изменения их радиусов имеются внутренние максимумы и минимумы (см. рис. 1, 2, 4).

Это свидетельствует о внутреннепериодическом характере изменения этих свойств по периоду. Объяснение отмеченных закономерностей можно дать с помощью представления об экранировании ядра.

Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоев, которые, заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Так, при переходе от бериллия 4 к бору 5 , несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается:

Рис. 5 Схема строения последних уровней бериллия, 9.32 эВ (слева) и бора, 8,29 эВ (справа)

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р -электрона атома бора ослаблено за счет экранирующего действия 2s -электронов.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s - и р -элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов (см. рис. 1).

Уменьшение энергии ионизации от азота 7 N к кислороду 8 О (см. рис. 1) объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же орбитали:

Рис. 6 Схема строения последних уровней азота, 14,53 эВ (слева) и кислорода, 13,62 эВ (справа)

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов (см. рис. 4).

Рис. 7 Вторичнопериодическая зависимость радиусов атомов внешних p-орбиталей от атомного номера

Рис. 8 Вторичнопериодическая зависимость первой энергии ионизации атомов от атомного номера

Рис. 9 Радиальное распределение электронной плотности в атоме натрия

В характере изменения свойств s - и р -элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность (рис. 7). Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядру. Как показано на рисунке 9, электрон любой орбитали определенное время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3s -электрон атома натрия обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних К - и L -электронных слоев.

Концентрация электронной плотности (степень проникновения электронов) при одном и том же главном квантовом числе наибольшая для s -электрона, меньше - для р -электрона, ещё меньше - для d -электрона и т. д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3s >3p >3d (см. рис. 10).

Рис. 10 Радиальное распределение вероятности нахождения электрона (электронной плотности) на расстоянии r от ядра

Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Вследствие более глубокого проникновения s -электроны в большей степени экранируют ядро, чем р -электроны, а последние - сильнее, чем d -электроны, и т. д.

Пользуясь представлением о проникновении электронов к ядру, рассмотрим характер изменения радиуса атомов элементов в подгруппе углерода. В ряду - - - - проявляется общая тенденция увеличения радиуса атома (см. рис. 4, 7). Однако это увеличение имеет немонотонный характер. При переходе от Si к Ge внешние р -электроны проникают через экран из десяти 3d -электро-нов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6p -орбитали Pb по сравнению с 5р -орбиталью Sn обусловлено проникновением 6p -электронов под двойной экран десяти 5d -электронов и четырнадцати 4f -электронов. Этим же объясняется немонотонность в изменении энергии ионизации атомов в ряду C-Pb и большее значение её для Pb по сравнению с атомом Sn (см. рис. 1).

d -Элементы

Во внешнем слое у атомов d -элементов (за исключением ) находятся 1-2 электрона (ns -состояние). Остальные валентные электроны расположены в (n-1)d -состоянии, т. е. в предвнешнем слое.

Подобное строение электронных оболочек атомов определяет некоторые общие свойства d -элементов . Так, их атомы характеризуются сравнительно невысокими значениями первой энергии ионизации. Как видно на рисунке 1, при этом характер изменения энергии ионизации атомов по периоду в ряду d -элементов более плавный, чем в ряду s - и p -элементов. При переходе от d -элемента III группы к d -элементу II группы значения энергии ионизации изменяются немонотонно. Так, на участке кривой (рис. 1) видны две площадки, соответствующие энергии ионизации атомов, в которых заполняются Зd -орбитали по одному и по два электрона. Заполнение 3d -орбиталей по одному электрону заканчивается у (3d 5 4s 2), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 4s 2 -конфигурации за счет проникновения 4s 2 -электронов под экран 3d 5 -конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет (3d 10 4s 2), что находится в соответствии с полным завершением Зd -подслоя и стабилизацией электронной пары за счет проникновения под экран 3d 10 -конфигурации.

В подгруппах d -элементов значения энергии ионизации атомов в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у d -элементов 4-го периода внешние 4s -электроны проникают под экран 3d -электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6s -электроны проникают уже под двойной экран 5d - и 4f -электронов. Например:

22 Ti …3d 2 4s 2	I = 6,82 эВ
40 Zr …3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2	I = 6,84 эВ
72 Hf… 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 2 6s 2	I = 7,5 эВ

Поэтому у d -элементов 6-го периода внешние бs -электроны связаны с ядром более прочно и, следовательно, энергия ионизации атомов больше, чем у d -элементов 4-го периода.

Размеры атомов d -элементов являются промежуточными между размерами атомов s - и p -элементов данного периода. Изменение радиусов их атомов по периоду более плавное, чем для s - и p -элементов.

В подгруппах d -элементов радиусы атомов в общем увеличиваются. Важно отметить следующую особенность: увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах d -элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы атомов d -элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных слоев при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется f -сжатием, вызванным заполнением электронами 4f -подслоя у f -элементов 6-го периода. В этом случае f -сжатие называется лантаноидным . При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоев и примерно одинаковых размерах атомов и ионов для d -элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.

Отмеченным закономерностям не подчиняются элементы подгруппы скандия. Для этой подгруппы типичны закономерности, характерные для соседних подгрупп s -элементов.

Периодический закон - основа химической систематики

См. также

Примечания

Литература

Ахметов Н. С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. - М.: Просвещение, 1991. - 224 с - ISBN 5-09-002630-0
Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
Менделеев Д. И. Основы химии, т. 2. М.: Госхимиздат, 1947. 389 c.
Менделеев Д.И. // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Периодический Закон Менделеева . Открыт Д. И. Менделеевым в процессе работы над учебником "Основы химии" (1868-1871). Первоначально была разработана (1 марта 1869) таблица "Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве" (см. Периодическая система химических элементов). Классич. менделеевская формулировка периодич. закона гласила: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодич. зависимости от их атомного веса". Физ. обоснование периодический закон получил благодаря разработке ядерной модели атома (см. Атом )и эксперим. доказательству числ. равенства порядкового номера элемента в периодич. системе заряду ядра (Z) его атома (1913). В результате появилась совр. формулировка периодического закона: свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодич. зависимости от заряда ядра Z. В рамках квантовой теории атома было показано, что по мере возрастания Z периодически повторяется строение внеш. электронных оболочек атомов, что непосредственно и обусловливает специфику хим. свойств элементов.

Особенность периодического закона заключается в том, что он не имеет количеств. мат. выражения в виде какого-либо уравнения. Наглядное отражение периодического закона -периодич. система хим. элементов. Периодичность изменения их свойств отчетливо иллюстрируется также кривыми изменения некоторых физ. величин, например потенциалов ионизации. атомных радиусов и объемов.

Периодический закон универсален для Вселенной, сохраняя силу везде, где существуют атомные структуры материи. Однако конкретные его проявления определяются условиями, в которых реализуются разл. свойства хим. элементов. Напр., на Земле специфичность этих свойств обусловлена обилием кислорода и его соед., в т.ч. оксидов, что, в частности, во многом способствовало выявлению самого свойства периодичности.

Структура периодическаяой системы. Современная периодическая система включает 109 хим элементов (имеются сведения о синтезе в 1988 элемента с Z=110). Из них в прир. объектах обнаружены 89; все элементы, следующие за U, или трансурановые элементы (Z = 93 109), а также Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) и At (Z = 85) были искусственно синтезированы с помощью разл. ядерных реакций. Элементы с Z= 106 109 пока не получили названий, поэтому соответствующие им символы в таблицах отсутствуют; для элемента с Z = 109 еще неизвестны массовые числа наиб. долгоживущих изотопов.

За всю историю периодической системы было опубликовано более 500 разл вариантов ее изображения. Это обусловливалось попытками отыскать рациональное решение нек-рых спорных проблем структуры периодической системы (размещение H, благородных газов, ланта-ноидов и трансурановых элементов и т.п.). Наиб. распространение получили след. табличные формы выражения периодической системы: 1) короткая предложена Менделеевым (в совр. виде помещена в начале тома на цветном форзаце); 2) длинная разрабатывалась Менделеевым, усовершенствована в 1905 А. Вернером (рис.2); 3) лестничная опубликована в 1921 H. Бором (рис. 3). В последние десятилетия особенно широко используются короткая и длинная формы, как наглядные и практически удобные. Все перечисл. формы имеют определенные достоинства и недостатки. Однако едва ли можно предложить к.-л. универс. вариант изображения периодической системы, к-рый адекватно отразил бы все многообразие св-в хим. элементов и специфику изменения их хим. поведения по мере возрастания Z.

Фундам. принцип построения периодической системы заключается в выделении в ней периодов (горизонтальные ряды) и групп (вертикальные столбцы) элементов. Современная периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой, пока не завершенный, должен заканчиваться гипотетич. элементом с Z= 118) и 8 групп Периодом наз. совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом (или водородом первый период) и заканчивающаяся благородным газом. Числа элементов в периодах закономерно возрастают и, начиная со второго, попарно повторяются: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (особый случай первый период, содержащий всего два элемента). Группа элементов не имеет четкой дефиниции; формально ее номер соответствует макс. значению степени окисления составляющих ее элементов, но это условие в ряде случаев не выполняется. Каждая группа подразделяется на главную (а)и побочную (б)подгруппы; в каждой из них содержатся элементы, сходные по хим. св-вам, атомы к-рых характеризуются одинаковым строением внеш. электронных оболочек. В большинстве групп элементы подгрупп а и б обнаруживают определенное хим. сходство, преим. в высших степенях окисления.

Особое место в структуре периодической системы занимает группа VIII. На протяжении длит. времени к ней относили только элементы "триад": Fe-Co-Ni и платиновые металлы (Ru Rh Pd и Os-Ir-Pt), а все благородные газы располагали в самостоят. нулевой группе; следовательно, периодическая система содержала 9 групп. После того как в 60-х гг. были получены соед. Xe, Kr и Rn, благородные газы стали размещать в подгруппе VIIIa, а нулевую группу упразднили. Элементы же триад составили подгруппу VIII6. Такое "структурное оформление" группы VIII фигурирует ныне практически во всех публикуемых вариантах выражения периодической системы.

Отличит. черта первого периода состоит в том, что он содержит всего 2 элемента: H и Не. Водород вследствие специфичности св-в - единств. элемент, не имеющий четко определенного места в периодической системе. Символ H помещают либо в подгруппу Ia, либо в подгруппу VIIa, либо в обе одновременно, заключая в одной из подгрупп символ в скобки, или, наконец, изображая его разл. шрифтами. Эти способы расположения H основаны на том, что он имеет нек-рые формальные черты сходства как со щелочными металлами, так и с галогенами.

Рис. 2. Длинная форма периодич. системы хим. элементов (совр. вариант). Рис. 3. Лестничная форма периодич. системы хим. элементов (H. Бор, 1921).

Второй период (Li-Ne), содержащий 8 элементов, начинается щелочным металлом Li (единств, степень окисления + 1); за ним следует металл Be (степень окисления + 2). Металлич. характер В (степень окисления +3) выражен слабо, а следующий за ним С - типичный неметалл (степень окисления +4). Последующие N, О, F и Ne-неметаллы, причем только у N высшая степень окисления + 5 отвечает номеру группы; О и F относятся к числу самых активных неметаллов.

Третий период (Na-Ar) также включает 8 элементов, характер изменения хим. св-в к-рых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg и Al более "металлич-ны", чем соотв. Be и В. Остальные элементы-Si, P, S, Cl и Ar-неметаллы; все они проявляют степени окисления, равные номеру группы, кроме Ar. T. обр., во втором и третьем периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллич. характера элементов.

Все элементы первых трех периодов относятся к подгруппам а. По совр. терминологии, элементы, принадлежащие к подгруппам Ia и IIa, наз. I-элементами (в цветной таблице их символы даны красным цветом), к подгруппам IIIa-VIIIa-р-элементами (символы оранжевого цвета).

Четвертый период (K-Kr) содержит 18 элементов. После щелочного металла К и щел.-зем. Ca (s-элементы) следует ряд из 10 т. наз. переходных (Sc-Zn), или d-элементов (символы синего цвета), к-рые входят в подгруппы б. Большинство переходных элементов (все они - металлы) проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, исключая триаду Fe-Co-Ni, где Fe в определенных условиях имеет степень окисления +6, а Со и Ni максимально трехвалентны. Элементы от Ga до Kr относятся к подгруппам a (р-элементы), и характер изменения их св-в во многом подобен изменению св-в элементов второго и третьего периодов в соответствующих интервалах значений Z. Для Kr получено неск. относительно устойчивых соед., в осн. с F.

Пятый период (Rb-Xe) построен аналогично четвертому; в нем также имеется вставка из 10 переходных, или d-элементов (Y-Cd). Особенности изменения св-в элементов в периоде: 1) в триаде Ru-Rh-Pd рутений проявляет макс, степень окисления 4- 8; 2) все элементы подгрупп а, включая Xe, проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы; 3) у I отмечаются слабые металлич. св-ва. T. обр., св-ва элементов четвертого и пятого периодов по мере увеличения Z изменяются сложнее, чем св-ва элементов во втором и третьем периодах, что, в первую очередь, обусловлено наличием переходных d-элементов.

Шестой период (Cs-Rn) содержит 32 элемента. В него помимо десяти d-элементов (La, Hf-Hg) входит семейство из 14 f-элементов (символы черного цвета, от Ce до Lu)-лaнтaнoидoв. Они очень похожи по хим. св-вам (преим. в степени окисления +3) и поэтому не м. б. размещены по разл. группам системы. В короткой форме периодической системы все ланта-ноиды включены в подгруппу IIIa (клетка La), а их совокупность расшифрована под таблицей. Этот прием не лишен недостатков, поскольку 14 элементов как бы оказываются вне системы. В длинной и лестничной формах периодической системы специ-фика лантаноидов отражается на общем фоне ее структуры. Др. особенности элементов периода: 1) в триаде Os Ir Pt только Os проявляет макс. степень окисления +8; 2) At имеет более выраженный по сравнению с I металлич. характер; 3) Rn наиб. реакционноспособен из благородных газов, однако сильная радиоактивность затрудняет изучение его хим. св-в.

Седьмой период подобно шестому должен содержать 32 элемента, но еще не завершен. Fr и Ra элементы соотв. подгрупп Ia и IIa, Ac аналог элементов подгруппы III6. Согласно актинидной концепции Г. Сиборга (1944), после Ac следует семейство из 14 f-элементов актиноидов (Z = 90 103). В короткой форме периодической системы последние включаются в клетку Ac и подобно лантаноидам записываются отд. строкой под таблицей. Этот прием предполагал наличие определенного хим. сходства элементов двух f-семейств. Однако детальное изучение химии актиноидов показало, что они проявляют гораздо более широкий диапазон степеней окисления, в т. ч. и таких, как +7 (Np, Pu, Am). Кроме того, для тяжелых актиноидов характерна стабилизация низших степеней окисления (+ 2 или даже +1 для Md).

Оценка хим. природы Ku (Z = 104) и Ns (Z = 105), синтезированных в кол-ве единичных весьма короткоживущих атомов, позволила сделать вывод, что эти элементы аналоги соотв. Hf и Та, т. е. d-элементы, и должны располагаться в подгруппах IV6 и V6. Хим. идентификация элементов с Z= 106 109 не проводилась, но можно предполагать, что они относятся к переходным элементам седьмого периода. Расчеты с помощью ЭВМ свидетельствуют о принадлежности элементов с Z = 113 118 к p-элементам (подгруппы IIIa VIIIa).