Формулювання періодичного закону дане Менделєєвим. Посібник-репетитор з хімії

1. Доведіть, що Періодичний закон Д. І. Менделєєва, як і будь-який інший закон природи, виконує пояснювальну, узагальнюючу та передбачувальну функції. Наведіть приклади, що ілюструють ці функції інших законів, відомих вам з курсів хімії, фізики та біології.

Періодичний закон Менделєєва - один з основних законів хімії. Можна стверджувати, що вся сучасна хімія побудована на ньому. Він пояснює залежність властивостей атомів від своїх будови, узагальнює цю залежність всім елементів, поділяючи їх у різні групи, і навіть передбачає їх властивості залежно від будівлі та будову залежно від властивостей.

Існують інші закони, що несуть пояснювальну, узагальнюючу та передбачувальну функції. Наприклад, закон збереження енергії, закон заломлення світла, генетичний закон Менделя.

2. Назвіть хімічний елемент, в атомі якого електрони розташовуються за рівнями згідно з рядом чисел: 2, 5. Яка проста речовина утворює цей елемент? Яку формулу має його воднева сполука і як вона називається? Яку формулу має найвищий оксид цього елемента, який його характер? Запишіть рівняння реакцій, що характеризують властивості цього оксиду.

3. Берилій раніше відносили до елементів III групи, та його відносна атомна маса вважалася рівною 13,5. Чому Д. І. Менделєєв переніс його у ІІ групу та виправив атомну масу берилію з 13,5 на 9?

Раніше елемент берилій помилково відносили до ІІІ групи. Причина цього полягала у неправильному визначенні атомної маси берилію (замість 9 її вважали рівною 13,5). Д. І. Менделєєв припустив, що берилій знаходиться у II групі, ґрунтуючись на хімічних властивостях елемента. Властивості берилію були дуже схожі на властивості Mg та Ca, і зовсім не схожі на властивості Al. Знаючи, що атомні маси Li і В, сусідніх елементів Be, рівні відповідно 7 і 11, Д. І. Менделєєв припустив, що атомна маса берилію дорівнює 9.

4. Напишіть рівняння реакцій між простою речовиною, утвореною хімічним елементом, в атомі якого електрони розподілені за енергетичними рівнями згідно з рядом чисел: 2, 8, 8, 2, та простими речовинами, утвореними елементами № 7 та № 8 у Періодичній системі. Який тип хімічного зв'язку у продуктах реакції? Яку кристалічну будову мають вихідні прості речовини та продукти їхньої взаємодії?

5. Розташуйте як посилення металевих властивостей такі елементи: As, Sb, N, Р, Bi. Обґрунтуйте отриманий ряд, виходячи із будови атомів цих елементів.

N, Р, As, Sb, Bi – посилення металевих властивостей. Металеві властивості у групах посилюються.

6. Розташуйте як посилення неметалічних властивостей такі елементи: Si, Al, Р, S, Cl, Mg, Na. Обґрунтуйте отриманий ряд, виходячи із будови атомів цих елементів.

Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl – посилення неметалічних властивостей. Неметалічні властивості у періодах посилюються.

7. Розташуйте як ослаблення кислотних властивостей оксиди, формули яких: SiO2, Р2O5, Al2O3, Na2O, MgO, Cl2O7. Обґрунтуйте отриманий ряд. Запишіть формули гідроксидів, які відповідають цим оксидам. Як змінюється їхній кислотний характер у запропонованому вами ряду?

8. Напишіть формули оксидів бору, берилію та літію та розташуйте їх у порядку зростання основних властивостей. Запишіть формули гідроксидів, які відповідають цим оксидам. Який їхній хімічний характер?

9. Що таке ізотопи? Як відкриття ізотопів сприяло становленню періодичного закону?

Періодична система елементів відбиває взаємозв'язок хімічних елементів. Атомний номер елемента дорівнює заряду ядра, чисельно він дорівнює числу протонів. Число нейтронів, які у ядрах одного елемента, на відміну кількості протонів, то, можливо різним. Атоми одного елемента, ядра яких містять різну кількість нейтронів, називаються ізотопами.

Кожен хімічний елемент має кілька ізотопів (природних чи отриманих штучно). Атомна маса хімічного елемента дорівнює середньому значенню мас всіх його природних ізотопів з урахуванням їх поширеності.

З відкриттям ізотопів для розподілу елементів за періодичною системою стали використовувати заряди ядер, а чи не їх атомні маси.

10. Чому заряди атомних ядер елементів у Періодичній системі Д. І. Менделєєва змінюються монотонно, тобто заряд ядра кожного наступного елемента зростає на одиницю порівняно із зарядом атомного ядра попереднього елемента, а властивості елементів та речовин, що ними утворюються, змінюються періодично?

Так відбувається через те, що властивості елементів та їх сполук залежать не від загальної кількості електронів, а лише від валентних, що знаходяться на останньому шарі. Кількість валентних електронів змінюється періодично, отже, властивості елементів також періодично змінюються.

11. Наведіть три формулювання Періодичного закону, в яких за основу систематизації хімічних елементів взято відносну атомну масу, заряд атомного ядра та будову зовнішніх енергетичних рівнів в електронній оболонці атома.

1. Властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від відносних атомних мас елементів.
2. Властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від заряду атомних ядер елементів.
3. Властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від будови зовнішніх енергетичних рівнів в електронній оболонці атома.

Махов Б.Ф.

У зв'язку з розробкою автором «Коливальної моделі нейтрального атома» із включенням «світового ефіру», в якій поняття «постійний позитивний заряд атомного ядра» та «кулонівське поле» стають зайвими, постає питання про нове формулювання Періодичного закону. Таке формулювання пропонується у статті, де розглядається також проблема математичного висловлювання Періодичного закону. У статті автор використовує власний варіант «Симетричної квантової Періодичної системи нейтральних атомів (СК-ПСА)», адекватний коливальній моделі.

Все більше віддаляється від нас 1869 рік - час першого формулювання Періодичного закону Д.І. Менделєєва (ПЗМ) і розробки ним Періодичної системи елементів (ПСЕ-М), у яких головний критерій упорядкування було прийнято атомний вага елемента, доступна тоді й більш-менш зрозуміла характеристика. Але навіть сам Дмитро Іванович казав, що "причини періодичності ми не знаємо". Тоді було відомо лише 63 елементи, а про їхні властивості (в основному хімічні) було відомо мало і не завжди точно.

Проте проблема систематизації елементів вже заявила про себе і вимагала вирішення. Геніальна інтуїція Менделєєва дозволила йому успішно (на рівні знань) впоратися із завданням. Його формулювання ПЗМ (жовтень 1971): «...властивості елементів, а тому й властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичній залежності від їхньої атомної ваги».

Дмитро Іванович збудував усі елементи в ряд (ряд Менделєєва) за зростанням атомної ваги, в якому однак їм були допущені відступи для відомих пар елементів (на основі хімічних властивостей), тобто. Практично є залежність як від атомного ваги.

Вченим стало зрозуміло, що при переході від одного елемента в ПСЕ-М до наступного якась характеристика елемента ступінчасто зростає на ту саму величину. Ця величина - Zотримала назву порядковий номер (переважно у хіміків) або атомний номер (у фізиків). З'ясувалося, що і сама атомна вага певним чином залежить від Z. Тому як головний критерій упорядкування був прийнятий порядковий номер Z, який відповідно увійшов до 2-го формулювання ПЗМ замість атомної ваги.

Йшов час і з'явилися нові можливості систематизації. Це насамперед успіхи у дослідженні лінійних оптичних спектрів (ЛОС) нейтральних атомів та характеристичного рентгенівського випромінювання (ХРІ). З'ясувалося, що кожен елемент має унікальний спектр і цілий ряд нових елементів були по них і відкриті. Для описи спектрів було запропоновано квантові числа, спектральні терми, принцип заборони В.Паулі, закон Г.Мозлі та інших. Дослідження атомів увінчалося створенням перших моделей атома (МОА), після смерті Д.И.Менделеева.

Закон Мозлі, який зв'язав частоту характеристичного рентгенівського випромінювання з порядковим номером Z, зробив особливо великий внесок у науку. Він підтвердив правильність Менделєєвського ряду і дозволив вказати на номери елементів, що залишилися ще невідкритими. Але потім, керуючись добрими намірами надати порядковому номеру Zфізичний сенс, фізики лише на рівні знань початку ХІХ століття (перші моделі атома) дійшли поспішного висновку, що він може бути нічим іншим як постійним позитивним електричним зарядом атомного ядра (кількістю елементарних електричних зарядів - eZ).

У результаті вчені дійшли висновку, що необхідне уточнене друге формулювання ПЗМ, в якій як головний критерій систематизації був прийнятий постійний позитивний електричний заряд ядра атома елемента.

Але, на жаль, на початку ХХ століття перші моделі атома були представлені надто механістично (планетарні ядерні моделі), а електрична нейтральність атома загалом – позитивним зарядом ядра та відповідною кількістю негативних елементарних частинок – електронів, тобто. теж лише на рівні примітивних знань на той час про електрику. В результаті використовувалися уявлення про постійне кулонівське електричне поле, що притягує обертаються навколо ядра електрони та ін. І не дай боже електрону впасти на ядро!

Відкриття хвильової природи електрона та багато проблеміз прийнятою моделлю атома зумовили перехід до «квантовомеханічної моделі атома». Квантову механіку (КВМ) оголосили величезним досягненням ХХ століття. Але з часом захоплення затихло. Причина - хитка основа, на якій побудована КВМ, що базується на рівнянні Шредінгера описуєрух електрона». Насамперед, невірний сам підхід - замість того, щоб розглядати рівноважний квантовий стан нейтрального атома в цілому (на макрорівні, говорячи мовою синергетики), у КВМ розглядають рух електрона (тобто працюють на надмірно деталізованому мікрорівні). Уявіть собі, що для випадку ідеального газу замість розгляду його на макрорівні з постійними за часом параметрами стану газу (тиском, температурою, об'ємом) раптом стали б писати рівняння руху для кожного мільярда атомів і молекул газу, голосно стінаючи при цьому про труднощі задачі та недостатню потужність сучасних ЕОМ. У той час як на макрорівні всі картини легко і витончено описуються за допомогою рівняння зв'язку параметрів стану газу - рівняння Клапейрона-Менделєєва. [ФЕС, М, СЕ, 1984, с.288]

Щось схожеза складністю пропонує нам КВМ від імені батьків-засновників, особливо для випадку атомів з великими порядковими номерами. Однак академік Лев Ландау (1908-68), сам один із стовпів КВМ, вже писав: «Атом з більш ніж одним електроном є складною системою взаємодіючих один з одним електронів. Для такої системи можна, строго кажучи, розглядати лише стан системи загалом». Ця ж ідея є на роботах фізика-спектроскопіста акад. АН БРСР Єльяшевич М.А. (1908-95).

Проте повернемося до розгляду формулювань періодичного закону. Сучасне (уточнене 2-ге) формулювання ПЗМ звучить так:

"Властивості елементів знаходяться в періодичній залежності від заряду їх атомних ядер". Заряд ядра eZ = атомного (порядкового) номеру елемента в системі, помноженому на елементарний електричний заряд (тобто Z чисельно дорівнює кількості елементарних електричних зарядів).

Чому ж потрібне нове, третє формулювання ПЗМ?

1) З 2-го формулювання не дуже зрозуміло, про які властивості йдеться - якщо про хімічні, то вони не мають прямого відношення до елементів (нейтральних атомів). При взаємодії нейтральних атомів відбувається перекриття їх змінних ЕМП, у результаті вони надають один одного чіткий ступінь збудження. Для опису хімічного зв'язку потрібно знати додатково - що з чим з'єднується (склад та структура речовини) та за яких конкретних фізичних умов (КФУ) тощо.

2) Відповідно до розробленої автором «Коливальної моделі», у ядра нейтрального атома немає ні постійного електричного заряду, ні створюваного ним постійного кулонівського поля (замість цього - пульсуюче ядро, змінне електромагнітне поле - ЕМП, стояча ЕМВ, параметричний резонанс, висока добротність коле атома). Див ФІ, 2008 № 3, с.25

3) Тобто, немає чіткого визначення ні аргументу, ні функції. Щодо характеру періодичної залежності теж немає визначеності. ПЗМ марний без одночасного розгляду самої таблиці Періодичної системи, тому його часто взагалі не згадують у підручниках у існуючому формулюванні («порочне коло»). Невипадково ми досі маємо повної теорії Періодичної системи та самого математичного висловлювання ПЗМ.

4) Зараз можна використовувати принципово нові можливості для більш коректного формулювання Періодичного закону та виведення його математичного вираження дають«Коливальна модель нейтрального атома» (пов'язаних коливань ядра та навколишнього середовища) і «Симетрична квантова Періодична система нейтральних атомів (СК-ПСА)», розроблені та опубліковані автором.

5) Відповідно до синергетичного підходу, рівноважний квантовий стан атома в цілому» (макроскопічний підхід) може бути описаний декількома незалежними від часу параметрами. Автором показано, що ними є притаманний кожному атому суворо індивідуальний (принцип заборони В.Паулі) набір 4-х квантових чисел, які визначаються з його ЛОС (а не з рівнянь КВМ).

Такийнабір квантових чисел однозначно визначає місце елемента (його координати) розробленої автором СК-ПСА.

6) Такі параметри повинні відповідати низці вимог:

Відповідати фізичній природі нейтрального атома (відповідно до «Коливальної моделі»)

Бути однозначними

Бути цілими (що випливає із самої суті випромінювання ядра)

Легко вимірятись (із спектрів нейтрального атома).

Таким чином, сенс відомих для кожного атома квантових чисел повинен бути уточнений відповідно до їхньої фізичної природи.

7) Замість рівняння КВМ Е. Шредінгера автор пропонує використовувати рівняння зв'язку квантових чисел (Рівняння Махова) (автором знайдено два такі рівняння), які є математичним виразом ПЗМ, адекватним новому формулюванню. Докладніше про це в книзі , що готується до видання .

8) У світлі «Коливальної моделі нейтрального атома» і нового уявлення про змінне ЕМП ядра для нового формулювання Періодичного закону замість елементарного електричного заряду потрібна інша фізична величина, разом з порядковим номером Z характеризує напруженість електромагнітної взаємодії (ступінчасто змінюється зі зростанням Z) із спектру нейтральних атомів. І така величина є - це постійна тонка структура (α) [ФЕС-763], яку зазвичай використовують при пошуках "верхньої межі Періодичної системи".

Нове формулювання ПЗМ виглядає так:

«Характеристики нейтральних атомів перебувають у періодичній залежності від величини напруженості (αZ) змінного електромагнітного поля (ЕМП), створюваного їх ядрами». До такого короткого формулювання автор прийшов 22 листопада 2006 р. після низки «простірних».

З неї видно, що замість величини електричного заряду ( eZ), до якої входить елементарний електричний заряд, використовується величина напруженості ( αZ), до якої входить α - постійна тонкої структури, яка «в квантовій електродинаміці сприймається як природний параметр, що характеризує «силу» електромагнітної взаємодії» [ФЕС, с.763].

Про характеристики нейтральних атомів (про квантові числа, їх фізичну природу та ін) ми вже говорили, а ось про характер періодичної залежності ще потрібно трохи пояснити. Вже зараз є передумови висновку рівнянь зв'язку квантових чисел - це (n+ l)- правила академіка В.М. Клечковського (1900-72) та (n- l)- правило ДХН, проф. Д.М. Трифонова, які використані автором для побудови СК-ПСА. Пам'ятаючи про змінному ЕМП і розповсюджується (на конкретну для кожного атома глибину) стоячої ЕМВ, можна сказати, що сума цих квантових чисел представляє повну енергію стоячої ЕМВ, а різниця - глибину зміни параметра коливань. Тобто вже є зв'язки квантових чисел, які представляють СК-ПСА (n+ l)- період (усі вони парні та утворюють діади), а (n- l)- групи послідовних атомів - горизонтальні ряди СК-ПСА (до 4-х у періоді в межах Z ≤ 120), що являють собою послідовності f-, d-, p-, s- елементів. Тобто, при одному квантовому енергетичному рівні може бути кілька квантових станів. Подальший облік особливостей двоєдиного стоячого ЕМВ дозволяє вивести рівняння зв'язку квантових чисел (рівняння Махова).

Приклад: Повна енергія стоячих ЕМВ E n + l = E n + E l = const, де E n та E l - середні значення енергії електричної та магнітної складових її частин.

Для прояснення фізичного сенсу квантових чисел скористаємося формулою енергії квантового випромінювача (загалом) E = Eo (2k + 1), звідси → = 2k

Конкретно маємо для E n + l= E o (2 + 1) → = n + l , тобто сума квантових чисел (n+ l) - це відношення збільшення повної енергії стоячої ЕМВ до її вихідного значення, що надає фізичного сенсу згаданому вище першому правилу академіка В.М. Клечковського.

Стояча ЕМВ - це матеріальний носій параметричного резонансу (при постійній внутрішній енергії відбувається перекачування енергії з електричної в магнітну і з величезною частотою). При цьому різниця середніх значень енергії електричної та магнітної складових повної енергії ЕМВ E n - l = E n - E l - величина зміни параметра квантується.

E n - l= E про (2 + 1) → = n - l , це відношення надає фізичний зміст правилу Д.Н Трифонова і звідси стає зрозумілим правило n - l ≥ 1, тому що інакше немає стоячої ЕМВ (не повинно бути властивого хвилі, що біжить n = l, і пов'язаного з нею винесення енергії). Можна ввести поняття "відносна величина зміни параметра" : = = λ

Квантуються також середні значення складових повної енергії стоячої ЕМВ

E n= Eo (2 n + 1) → = 2n

E l= Eo (2 l + 1) → = 2l

звідси квантові числа nі l набувають нового фізичного сенсу як квантові числа складових електричної та магнітної енергій повної енергії стоячої ЕМВ (замість "головне квантове число" та "орбітальне квантове число").

Висока та постійна частота стоячої ЕМВ знаходить своє вираження через періодичні функції, стосовно нашого випадку – тригонометричні. Двоєдиність стоячої ЕМВ - у параметричному завданні функції. Стояча ЕМВ як гармонійна хвиля може бути описана рівняннями синусоїди виду y = A sin (ω t + φ ),

тоді n t = n cos α та l t = l sin α (параметричне завдання еліпса).

тут nі l - квантові числа (безрозмірні цілочисленні величини), показники максимальної амплітуди відносної енергії електричної та магнітної складових стоячих ЕМВ, а n tі l t- поточні значення коливаються величин (складових стоячих ЕМВ) в даний момент часу, тобто. теж величини безрозмірні.

0 ≤ |n t| ≤n 0 ≤ |l t | ≤ l

Пояснимо, що є саме дві залежності- косинусоїда та синусоїда На межі розділу «Ядро-навколишнє середовище» у початковий момент випромінювання перша має максимальну амплітуду - n to = n (інакше немає випромінювання), а амплітуда інший - l to = 0 (Тобто є зрушення по фазі). Почавши поширюватися від ядра, одна складова стоячої ЕМВ породжує іншу і навпаки. Автор хотів би застерегти від поспішного висновку, що раз l to = 0, то й магнітна складова повної енергії стоячої ЕМВ також дорівнює нулю. Не так, досить згадати формулу квантового гармонійного випромінювача.

Ось це рівняння еліпса + = 1 (в канонічній формі, звичайне для зв'язку гармонійних коливань) і є одним із рівнянь зв'язку квантових чисел.

Фізичний сенс цього рівняння зв'язку стає більш зрозумілим, якщо зробити деякі перетворення. Для цього скористаємося уявленням еліпса як гіпотрохоїди.

Для нашого випадку; .

Це 1-е рівняння зв'язку квантових чисел (рівняння Махова).

Або досить наочно .

Видно, що рівняння відбиває сталість повної енергії стоячої ЕМВ. Таким чином, вищезазначені зв'язки квантових чисел ( n+l)- номер періоду в СК-ПСА, а ( n - l)- визначаєПослідовність розташування вхідних до складу періоду горизонтальних рядів - знайшли своє місце в рівнянні зв'язку, а саме рівняння добре відображає структуру СК-ПСА.

Нами отримано ще одне, 2-е рівняння зв'язку для решти двох квантових чисел (з повного набору відповідно до принципу заборони В.Паулі) - m l іm s , але про них двома словами не скажеш, та й з фізичним змістом "спинового" квантового числа m sпотрібно ще розібратися - про це див.

Початок (порядковий номер вихідного елемента - Z M) кожної M-діади (пари періодів СК-ПСА) можна отримати з виконаного автором тотожного перетворення формули В.М. Клечковського для номера Z l елемента, при якому вперше з'являється елемент із даними значенням l max

Z M = Z l -1 = = ,

тоді приl max = 0; 1; 2; 3; 4... маємо Z M= 0; 4; 20; 56; 120 ..., тобто. це так звані тетраедричні числа, що опосередковано пов'язано з деякими мінімальними вихідними для діади квантовими енергетичними рівнями (тетраедр серед усіх просторових тіл має мінімальну площу поверхні при фіксованому обсязі).

Більш докладно на цю тему і згаданих двох рівняннях зв'язку квантових чисел автор припускає повідомити в роботах, що готуються до друку.

Автор не претендує цією роботою, природно, на створення повної теорії Періодичної системи нейтральних атомів та її математичного вираження, але вважає її необхідним і важливим етапом на цьому шляху, і в міру своїх сил сприятиме подальшому просуванню.

СПИСОК ЛІТЕРАТУРИ:

Клечківський В.М. «Розподіл атомних електронів та правило послідовного заповнення (n+ l)- груп», М., Атоміздат, 1968
Клечківський В.М. «Розвиток деяких теоретичних проблем періодичної системи Д.І. Менделєєва" (доповідь на симпозіумі Х Менделєєвського з'їзду). М., Наука, 1971, стор 54-67.
Трифонов Д.М. "Структура та межі періодичної системи", М., Атоміздат, 1976, 271 стор.
Махов Б.Ф., книга "Симетрична квантова Періодична система елементів" (СК-ПСЕ), Москва, 1997 - ISBN 5-86700-027-3
Махов Б.Ф., Стаття «Симетрична квантова періодична система елементів (нейтральних атомів) - СК-ПСА (або Нова періодизація Періодичної системи», в журналі РАЄ «Фундаментальні дослідження», 2007 № 9, с. 30-36 - ISSN 1812 -7339
Махов Б.Ф., Доповідь «Прояв парності у Періодичній системі нейтральних атомів (СК-ПСА)», у Працях V-Між. конференції «Бініологія, симетрологія та синергетика у природничих науках», сент. 2007, м. Тюмень, ТюмДНГУ, Розділ «Фізика та хімія», стор. 59-65 ISBN 978-5-88465-835-4
Махов Б.Ф., Стаття «Світовий ефір» Д.І. Менделєєва та його місце в Періодичній системі», в журналі РАЄ «Фундаментальні дослідження», 2008 № 3, с. 25-28
Махов Б.Ф., Стаття «Фізична природа металів у світлі коливальної моделі атома», у журналі РАЄ «Фундаментальні дослідження», 2008 № 3, с. 29-37
Ландау Л.Д., Ліфшиц Є.М. "Квантова механіка. Нерелятивістська теорія», М.: Наука, 1974 (3-тє вид). стор 293. і 1989 (4-е вид). стор 302
Махов Б.Ф., книга "Про модель нейтрального атома та шляхи виходу з кризи в атомній фізиці" (підготовлена до друку).
Махов Б.Ф., книга "Тривимірна СК-ПСА" (підготовлена до друку).
Бронштейн І.М., Семендяєв К.А., Довідник з математики для інженерів та учнів втузів. М: Наука, Гол.ред. ФМЛ, 1986 (13е, іспр), стор.127
Стаття "Тонкої структури постійна", Фізичний енциклопедичний словник - ФЕС, с.763

Бібліографічне посилання

Махов Б.Ф. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА - НОВА ФОРМУЛЮВАННЯ І МАТЕМАТИЧНЕ ВИРАЗ ЗАКОНУ // Успіхи сучасного природознавства. - 2008. - № 9. - С. 24-29;
URL: http://natural-sciences.ru/ru/article/view?id=10547 (дата звернення: 17.12.2019). Пропонуємо до вашої уваги журнали, що видаються у видавництві «Академія Природознавства»

Періодичний закон хімічних елементів- фундаментальний закон природи, який відбиває періодичне зміна властивостей хімічних елементів зі збільшенням зарядів ядер їх атомів. Відкрито 1 березня (17 лютого за ст. стилем) 1869 р. Д.І. Менделєєвим. Цього дня їм було складено таблицю, названу «Досвід системи елементів, заснованої на їхній атомній вазі та хімічній схожості». Остаточне формулювання періодичного закону було дано Менделєєвим у липні 1871 р. Вона гласила:

«Властивості елементів, а тому й властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичній залежності від їхньої атомної ваги».

Менделєєвська формулювання періодичного закону проіснувала в науці 40 років. Вона була переглянута завдяки визначним досягненням фізики, головним чином розробці ядерної моделі атома (див. Атом). Виявилося, що заряд ядра атома (Z) чисельно дорівнює порядковому номеру відповідного елемента в періодичній системі, а заповнення електронних оболонок і підболочок атомів залежно від Z відбувається таким чином, що подібні електронні конфігурації атомів періодично повторюються (див. Періодична система хімічних елементів). Тому сучасне формулювання періодичного закону таке: властивості елементів, простих речовин та їх сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер атомів.
На відміну від інших фундаментальних законів природи, наприклад, таких як закон всесвітнього тяжіння або закон еквівалентності маси та енергії, періодичний закон не може бути записаний у вигляді будь-якого загального рівняння чи формули. Його наочним відображенням є періодична система елементів. Однак і сам Менделєєв, та інші вчені намагалися відшукати математичне рівняння періодичного закону хімічних елементів. Ці спроби увінчалися успіхом після розробки теорії будови атома. Але вони стосуються лише встановлення кількісної залежності порядку розподілу електронів в оболонках та підболочках від зарядів ядер атомів.
Так, шляхом вирішення рівняння Шредінгера можна розрахувати, як розподіляються електрони в атомах з різними значеннями Z. І тому основне рівняння квантової механіки є одним з кількісних виразів періодичного закону.
Або, наприклад, інше рівняння: Z„, = „+,Z - - (21 + 1)2 - >n,(2t + 1) +
1
+ т„де „+,Z = - (n + 1+ 1)" +
+(+1+ 1. 2к(п+О 1
2 2 6
Незважаючи на свою громіздкість, воно не таке вже й складне. Літери і, 1, т, і m,- це не що інше, як головне, орбітальне, магнітне та спинове квантові числа (див. Атом). Рівняння дозволяє обчислити, за якого значення Z (порядкового номера елемента) в атомі з'являється електрон, стан якого описується заданою комбінацією чотирьох квантових чисел. Підставляючи можливі поєднання і, 1, т, і т, на це рівняння, ми отримуємо набір різних значень Z. Якщо ці значення розташувати в послідовності натурального ряду чисел 1, 2, 3, 4, 5, ..., то, в свою Черга, виходить чітка схема побудови електронних змін атомів у міру зростання Z. Отже, це рівняння - також своєрідне кількісне вираження періодичного закону. Спробуйте самі вирішити це рівняння для всіх елементів періодичної системи (як пов'язані між собою значення і, 1; m, і т„ ви дізнаєтесь із статті Атом).

Періодичний закон - це універсальний закон для всього Всесвіту. Він має силу скрізь, де є атоми. Але періодично змінюються як електронні структури атомів. Будова та властивості атомних ядер також підпорядковуються своєрідному періодичному закону. У ядрах, що з нейтронів і протонів, існують нейтронні і протонні оболонки, заповнення яких має періодичний характер. Відомі навіть спроби побудови періодичної системи атомних ядер.

: Як образно помітив відомий російський хімік Н. Д. Зелінський, Періодичний закон став «відкриттям взаємного зв'язку всіх атомів у світобудові».

Історія

Пошуки основи природної класифікації та систематизації хімічних елементів розпочалися задовго до відкриття Періодичного закону. Труднощі, з якими стикалися дослідники природи, які першими працювали в цій галузі, були викликані недостатністю експериментальних даних: на початку XIX століття число відомих хімічних елементів було мало, а прийняті значення атомних мас багатьох елементів невірні.

Тріади Деберейнера та перші системи елементів

На початку 60-х років ХІХ століття з'явилося відразу кілька робіт, які безпосередньо передували Періодичному закону.

Спіраль де Шанкуртуа

Октави Ньюлендса

Таблиця Ньюлендса (1866)

Незабаром після спіралі де Шанкуртуа англійський учений Джон Ньюлендс зробив спробу зіставити хімічні властивості елементів зі своїми атомними масами. Розташувавши елементи у порядку зростання їх атомних мас, Ньюлендс зауважив, що схожість у властивостях проявляється між кожним восьмим елементом. Знайдену закономірність Ньюлендс назвав законом октав за аналогією з сімома інтервалами музичної гами. У своїй таблиці він мав у своєму розпорядженні хімічні елементи у вертикальні групи по сім елементів у кожній і при цьому виявив, що (при невеликій зміні порядку деяких елементів) подібні за хімічними властивостями елементи виявляються на одній горизонтальній лінії.

Джон Ньюлендс, безумовно, першим дав низку елементів, розташованих у порядку зростання атомних мас, привласнив хімічним елементам відповідний порядковий номер і помітив систематичне співвідношення між цим порядком та фізико-хімічними властивостями елементів. Він писав, що в такій послідовності повторюються властивості елементів, еквівалентні ваги (маси) яких відрізняються на 7 одиниць, або на значення, кратне 7, тобто ніби восьмий по порядку елемент повторює властивості першого, як у музиці восьма нота повторює першу. Ньюлендс намагався надати цій залежності, що дійсно має місце для легких елементів, загальний характер. У його таблиці в горизонтальних рядах розташовувалися подібні елементи, проте у тому ряду часто виявлялися й елементи цілком відмінні за властивостями. Крім того, у деяких осередках Ньюлендс змушений був розмістити по два елементи; нарешті, таблиця не містила вільних місць; в результаті закон октав був прийнятий дуже скептично.

Таблиці Одлінга та Мейєра

Прояви періодичного закону щодо енергії спорідненості до електрона

Періодичність значень енергій спорідненості атомів до електрона пояснюється, природно, тими самими чинниками, які були відзначені під час обговорення іонізаційних потенціалів (див. визначення енергії спорідненості до електрону).

Найбільшою спорідненістю до електрона мають p-Елементи VII групи. Найменша спорідненість до електрона у атомів із конфігурацією s² ( , , ) та s²p 6 ( , ) або з наполовину заповненими p-орбіталями (,,,):

Прояви періодичного закону щодо електронегативності

Строго кажучи, елементу не можна приписати постійну електронегативність. Електронегативність атома залежить від багатьох факторів, зокрема від валентного стану атома, формального ступеня окислення, координаційного числа, природи лігандів, що становлять оточення атома в молекулярній системі, та від деяких інших. Останнім часом все частіше для характеристики електронегативності використовують так звану орбітальну електронегативність, що залежить від типу атомної орбіталі, що бере участь у освіті зв'язку, і від її електронної заселеності, тобто від того, зайнята атомна орбіталь неподіленою електронною парою, одноразово заселена неспареним електроном або є вакантною. Але, незважаючи на відомі труднощі в інтерпретації та визначенні електронегативності, вона завжди залишається необхідною для якісного опису та передбачення природи зв'язків у молекулярній системі, включаючи енергію зв'язку, розподіл електронного заряду та ступінь іонності, силову постійну тощо.

Періодичність атомної електронегативності є важливою складовою періодичного закону і легко може бути пояснена, виходячи з незаперечної, хоч і не зовсім однозначної, залежності значень електронегативності від відповідних значень енергій іонізації та спорідненості до електрона.

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електронегативності, а підгрупах - її падіння. Найменша електронегативність у s-елементів I групи, найбільша – у p-елементів VII групи.

Прояви періодичного закону щодо атомних та іонних радіусів.

Рис. 4 Залежність орбітальних радіусів атомів від порядкового номера елемента.

Періодичний характер зміни розмірів атомів та іонів відомий давно. Складність тут у тому, що з-за хвильової природи електронного руху атоми немає суворо певних розмірів. Оскільки безпосереднє визначення абсолютних розмірів (радіусів) ізольованих атомів неможливе, у разі часто використовують їх емпіричні значення. Їх отримують з виміряних між'ядерних відстаней у кристалах і вільних молекулах, розбиваючи кожну між'ядерну відстань на дві частини і прирівнюючи одну з них до радіусу першого (з двох пов'язаних відповідним хімічним зв'язком) атома, а іншу - до радіусу другого атома. За такого поділу враховують різні чинники, включаючи природу хімічного зв'язку, ступеня окислення двох зв'язаних атомів, характер координації кожного їх тощо. Таким способом отримують так звані металеві, ковалентні, іонні та ван-дер-ваальсові радіуси. Ван-дер-ваальсові радіуси слід розглядати як радіуси незв'язаних атомів; їх знаходять по міжядерних відстанях у твердих або рідких речовинах, де атоми знаходяться в безпосередній близькості один від одного (наприклад, атоми в твердому аргоні або атоми з двох сусідніх молекул N 2 в твердому азоті), але не пов'язані між собою будь-яким хімічним зв'язком .

Але, очевидно, найкращим описом ефективних розмірів ізольованого атома є теоретично розраховане положення (відстань від ядра) головного максимуму зарядової щільності зовнішніх електронів . Це так званий орбітальний радіус атома. Періодичність у зміні значень орбітальних атомних радіусів залежно від порядкового номера елемента проявляється досить чітко (див. рис. 4), і основні моменти тут перебувають у наявності дуже яскраво виражених максимумів, що припадають на атоми лужних металів, і таких самих мінімумів, що відповідають благородним газам . Зменшення значень орбітальних атомних радіусів при переході від лужного металу до відповідного (найближчого) благородного газу носить, за винятком ряду, немонотонний характер, особливо при появі між лужним металом і благородним газом сімейств перехідних елементів (металів) і лантаноїдів або акти. У великих періодах у сімействах d-і f-елементів спостерігається менш різке зменшення радіусів, оскільки заповнення орбіталей електронами відбувається у перед- передньому шарі. У підгрупах елементів радіуси атомів та однотипних іонів загалом збільшуються.

Прояви періодичного закону щодо енергії атомізації

Слід підкреслити, що ступінь окиснення елемента, будучи формальною характеристикою, не дає уявлення про ефективні заряди атомів цього елемента в поєднанні, ні про валентність атомів, хоча ступінь окиснення часто називають формальною валентністю. Багато елементів здатні виявляти не один, а кілька різних ступенів окиснення. Наприклад, для хлору відомі всі ступені окислення від -1 до +7, хоча парні дуже нестійкі, а для марганцю - від +2 до +7. Вищі значення ступеня окислення змінюються залежно від порядкового номера елемента періодично, але періодичність має складний характер. У найпростішому випадку у ряді елементів від лужного металу до благородного газу вищий ступінь окиснення зростає від +1(F) до +8(О4). В інших випадках вищий ступінь окислення благородного газу виявляється меншим (+4 F 4), ніж для попереднього галогену ( +7 О 4 −). Тому на кривій періодичної залежності вищої, ступеня окиснення від порядкового номера елемента максимуми припадають або на благородний газ, або на попередній галоген (мінімуми - завжди на лужний метал). Виняток становить ряд - , у якому ні галогену (), ні благородного газу () взагалі невідомі високі ступеня окислення, а найбільше значення вищого ступеня окислення має середній член низки - азот; тому в ряду - зміна вищого ступеня окиснення виявляється проходить через максимум. У загальному випадку зростання вищого ступеня окиснення в ряді елементів від лужного металу до галогену або до благородного газу відбувається аж ніяк не монотонно, головним чином через прояв високих ступенів окиснення перехідними металами. Наприклад, зростання вищого ступеня окиснення в ряді - від +1 до +8 «ускладнюється» тим, що для молібдену, технеції та рутенії відомі такі високі ступеня окиснення, як +6 (О 3), +7 ( 2 О 7), + 8 (O4).

Прояви періодичного закону щодо окисного потенціалу

Однією з дуже важливих характеристик простої речовини є його окисний потенціал, що відображає принципову здатність простої речовини до взаємодії з водними розчинами, а також окислювально-відновлювальні властивості, що виявляються ним. Зміна окисних потенціалів простих речовин залежно від порядкового номера елемента також має періодичний характер. Але при цьому слід мати на увазі, що на окисний потенціал простої речовини впливають різні фактори, які іноді слід розглядати індивідуально. Тому періодичність у зміні окисних потенціалів слід інтерпретувати дуже обережно.

/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

Можна виявити певні послідовності у зміні окисних потенціалів простих речовин. Зокрема, у ряді металів при переході від лужного до наступних елементів відбувається зменшення окислювальних потенціалів (+ (aq) і т. д. - гідратований катіон):

Це легко пояснюється збільшенням енергії іонізації атомів зі збільшенням числа валентних електронів, що видаляються. Тому на кривій залежності окисних потенціалів простих речовин від порядкового номера елемента є максимуми, що відповідають лужним металам. Але це єдина причина зміни окисних потенціалів простих речовин.

Внутрішня та вторинна періодичність

s- І р-Елементи

Вище розглянуті загальні тенденції у характері зміни значень енергії іонізації атомів, енергії спорідненості атомів до електрона, електронегативності, атомних та іонних радіусів, енергії атомізації простих речовин, ступеня окиснення, окисних потенціалів простих речовин від атомного номера елемента. При глибшому вивченні цих тенденцій можна виявити, що закономірності у зміні властивостей елементів у періодах та групах значно складніші. У характері зміни властивостей елементів за періодом проявляється внутрішня періодичність, а, по групі - вторинна періодичність (відкрита Є. У. Біроном 1915 року).

Так, при переході від s-елемента I групи до р-елементу VIII групи на кривій енергії іонізації атомів та кривої зміни їх радіусів є внутрішні максимуми та мінімуми (див. рис. 1, 2, 4).

Це свідчить про внутрішньоперіодичний характер зміни цих властивостей за періодом. Пояснення зазначених закономірностей можна надати за допомогою уявлення про екранування ядра.

Ефект екранування ядра обумовлений електронами внутрішніх шарів, які, затуляючи ядро, послаблюють тяжіння зовнішнього електрона. Так, при переході від берилію 4 до бору 5 попри збільшення заряду ядра, енергія іонізації атомів зменшується:

Рис. 5 Схема будови останніх рівнів берилію, 9.32 ев (ліворуч) та бору, 8,29 ев (праворуч)

Це пояснюється тим, що тяжіння до ядра 2р-електрон атома бору ослаблено за рахунок екрануючої дії 2s-електронів.

Відомо, що екранування ядра зростає зі збільшенням кількості внутрішніх електронних шарів. Тому в підгрупах s- І р-Елементів спостерігається тенденція до зменшення енергії іонізації атомів (див. рис. 1)

Зменшення енергії іонізації від азоту 7 N до кисню 8 Про (див. рис. 1) пояснюється взаємним відштовхуванням двох електронів однієї і тієї ж орбіталі:

Рис. 6 Схема будови останніх рівнів азоту, 14,53 еВ (ліворуч) та кисню, 13,62 еВ (праворуч)

Ефектом екранування та взаємного відштовхування електронів однієї орбіталі пояснюється також внутрішньоперіодичний характер зміни за періодом атомних радіусів (див. рис. 4).

Рис. 7 Вторинноперіодична залежність радіусів атомів зовнішніх p-орбіталей від атомного номера

Рис. 8 Вторинноперіодична залежність першої енергії іонізації атомів від атомного номера

Рис. 9 Радіальний розподіл електронної густини в атомі натрію

У характері зміни властивостей s- І р-Елементів у підгрупах чітко спостерігається вторинна періодичність (рис. 7) Для її пояснення залучається уявлення про проникнення електронів до ядра. Як показано на малюнку 9, електрон будь-якої орбіталі певний час знаходиться в області, близькі до ядра. Іншими словами, зовнішні електрони проникають до ядра через шари внутрішніх електронів. Як видно з малюнку 9, зовнішній 3 s-електрон атома натрію має дуже значну можливість знаходитися поблизу ядра в області внутрішніх До- І L-Електричних шарів.

Концентрація електронної щільності (ступінь проникнення електронів) при тому самому головному квантовому числі найбільша для s-електрона, менше – для р-електрона, ще менше – для d-Електрона і т. д. Наприклад, при n = 3 ступінь проникнення зменшується в послідовності 3 s>3p>3d(Див. рис. 10).

Рис. 10 Радіальний розподіл ймовірності знаходження електрона (електронної щільності) на відстані rвід ядра

Відомо, що ефект проникнення підвищує міцність зв'язку зовнішніх електронів з ядром. Внаслідок більш глибокого проникнення s-електрони більшою мірою екранують ядро, ніж р-Електрони, а останні - сильніше, ніж d-Електрони, і т. д.

Користуючись уявленням про проникнення електронів до ядра, розглянемо характер зміни радіусу атомів елементів у підгрупі вуглецю. У ряді - - - - проявляється загальна тенденція збільшення радіусу атома (див. рис. 4, 7). Однак це збільшення має немонотонний характер. При переході від Si до Ge зовнішні р-Електрони проникають через екран з десяти 3 d-Електронів і тим самим зміцнюють зв'язок з ядром і стискають електронну оболонку атома. Зменшення розміру 6 p-орбіталі Pb порівняно з 5 р-орбіталлю Sn обумовлено проникненням 6 p-електронів під подвійний екран десяти 5 d-електронів та чотирнадцяти 4 f-електронів. Цим пояснюється немонотонність у зміні енергії іонізації атомів у ряді C-Pb і більшого значення її для Pb порівняно з атомом Sn (див. рис. 1).

d-Елементи

У зовнішньому шарі атомів d-елементів (за винятком ) знаходяться 1-2 електрони ( ns-Стан). Інші валентні електрони розташовані в (n-1) d-Стан, т. е. в попередньому шарі.

Подібна будова електронних оболонок атомів визначає деякі загальні властивості d-Елементів. Так, їх атоми характеризуються порівняно низькими значеннями першої енергії іонізації. Як видно на малюнку 1, при цьому характер зміни енергії іонізації атомів за періодом ряду d-Елементів більш плавний, ніж у ряді s- І p-Елементів. При переході від d-елемента III групи до d-елемент II групи значення енергії іонізації змінюються немонотонно. Так, на ділянці кривої (рис. 1) видно два майданчики, що відповідають енергії іонізації атомів, в яких заповнюються З d-орбіталі по одному і по два електрони. Заповнення 3 d-орбіталей по одному електрону закінчується (3d 5 4s 2), що відзначається деяким підвищенням відносної стійкості 4s 2 -конфігурації за рахунок проникнення 4s 2 -електронів під екран 3d 5 -конфігурації. Найбільше значення енергії іонізації має (3d 10 4s 2), що знаходиться відповідно до повного завершення З d-підшару та стабілізацією електронної пари за рахунок проникнення під екран 3 d 10-конфігурації.

У підгрупах d-Елементи значення енергії іонізації атомів загалом збільшуються. Це можна пояснити ефектом проникнення електронів до ядра. Так, якщо у d-Елементів 4-го періоду зовнішні 4 s-Електрони проникають під екран 3 d-електронів, то у елементів 6-го періоду зовнішні 6 s-Електрони проникають вже під подвійний екран 5 d- і 4 f-електронів. Наприклад:

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

Тому в d-елементів 6-го періоду зовнішні б s-електрони пов'язані з ядром міцніше і, отже, енергія іонізації атомів більша, ніж у d-Елементів 4-го періоду.

Розміри атомів d-Елементи є проміжними між розмірами атомів s- І p-Елементів цього періоду. Зміна радіусів їх атомів за періодом більш плавна, ніж для s- І p-Елементів.

У підгрупах d-Елементи радіуси атомів загалом збільшуються. Важливо відзначити таку особливість: збільшення атомних та іонних радіусів у підгрупах d-елементів переважно відповідає переходу від елемента 4-го до елемента 5-го періоду. Відповідні ж радіуси атомів d-елементів 5-го та 6-го періодів даної підгрупи приблизно однакові. Це пояснюється тим, що збільшення радіусів за рахунок зростання числа електронних шарів при переході від 5-го до 6-го періоду компенсується f-стисненням, викликаним заповненням електронами 4 f-підшару у f-Елементів 6-го періоду В цьому випадку f-стиснення називається лантаноїдним. При аналогічних електронних конфігураціях зовнішніх шарів і приблизно однакових розмірах атомів та іонів d-Елементів 5-го та 6-го періодів даної підгрупи характерна особлива близькість властивостей.

Зазначеним закономірностям не підпорядковуються елементи підгрупи скандію. Для цієї підгрупи типові закономірності, характерні для сусідніх підгруп s-Елементів.

Періодичний закон – основа хімічної систематики

Див. також

Примітки

Література

Ахметов Н. С.Актуальні питання курсу неорганічної хімії. - М: Просвітництво, 1991. - 224 с - ISBN 5-09-002630-0
Корольков Д. В.Основи неорганічної хімії. - М: Просвітництво, 1982. - 271 с.
Менделєєв Д. І.Основи хімії, т. 2. М: Госхіміздат, 1947. 389 c.
Менделєєв Д.І.// Енциклопедичний словник Брокгауза та Ефрона: У 86 томах (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.

Періодичний Закон Менделєєва. Відкритий Д. І. Менделєєвим у процесі роботи над підручником "Основи хімії" (1868-1871). Спочатку була розроблена (1 березня 1869) таблиця "Досвід системи елементів, заснованої на їхній атомній вазі та хімічній подібності" (див. періодична система хімічних елементів).Класич. Менделєєвська формулювання періодич. закону гласила: "Властивості елементів, тому і властивості утворених ними простих і складних тіл перебувають у периодич. залежно від своїх атомного ваги " . Фіз. обґрунтування періодичний закон отримав завдяки розробці ядерної моделі атома (див. атом) та експерим. доказу числ. рівності порядкового номера елемента періодич. системі заряду ядра (Z) його атома (1913). В результаті з'явилася суч. формулювання періодичного закону: властивості елементів, а також утворених ними простих і складних речовин перебувають у періодич. Залежно від заряду ядра Z. У рамках квантової теорії атома було показано, що в міру зростання Z періодично повторюється будова зовніш. електронних оболонок атомів, що безпосередньо обумовлює специфіку хімічних. властивостей елементів.

Особливість періодичного закону полягає в тому, що він не має кількості. мат. вирази у вигляді будь-якого рівняння. Наочне відображення періодичного закону-періодич. система хім. елементів. Періодичність зміни їх властивостей виразно ілюструється також кривими зміни деяких фіз. величин, наприклад, потенціалів іонізації. атомних радіусів та обсягів.

Періодичний закон універсальний для Всесвіту, зберігаючи силу скрізь, де є атомні структури матерії. Проте конкретні його прояви визначаються умовами, у яких реалізуються разл. властивості хім. елементів. Напр., Землі специфічність цих властивостей обумовлена великою кількістю кисню та її соед., зокрема. оксидів, що, зокрема, багато в чому сприяло виявленню самої властивості періодичності.

Структура періодичної системи.Сучасна періодична система включає 109 хімічних елементів (є відомості про синтез в 1988 елемента з Z=110). З них у прир. об'єктах виявлено 89; всі елементи, що йдуть за U, або трансуранові елементи (Z = 93 109), а також Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) та At (Z = 85) були штучно синтезовані за допомогою разл. ядерних реакцій Елементи з Z= 106 109 доки отримали назв, тому відповідні їм символи в таблицях відсутні; для елемента Z = 109 ще невідомі масові числа наиб. довгоживучих ізотопів.

За всю історію періодичної системи було опубліковано понад 500 разів варіантів її зображення. Це зумовлювалося спробами знайти раціональне вирішення деяких спірних проблем структури періодичної системи (розміщення H, шляхетних газів, лантаноїдів і трансуранових елементів і т.п.). наиб. поширення набули слід. табличні форми вираження періодичної системи: 1) коротка запропонована Менделєєвим (у совр. вигляді поміщена на початку тома на кольоровому форзаці); 2) довга розроблялася Менделєєвим, удосконалена в 1905 р. А. Вернером (рис.2); 3) сходова опублікована в 1921 р. Бором (рис. 3). В останні десятиліття особливо широко використовуються короткі і довгі форми, як наочні і практично зручні. Усі перерахунки. форми мають певні переваги та недоліки. Однак навряд чи можна запропонувати к.-л. універс. варіант зображення періодичної системи, який адекватно відбив би все різноманіття св-в хім. елементів та специфіку зміни їх хім. поведінки у міру зростання Z.

Фундам. Принцип побудови періодичної системи полягає у виділенні в ній періодів (горизонтальні ряди) та груп (вертикальні стовпці) елементів. Сучасна періодична система складається з 7 періодів (сьомий, поки не завершений, повинен закінчуватися гіпотетичним елементом з Z = 118) і 8 груп Періодом зв. сукупність елементів, що починається лужним металом (або воднем перший період) і закінчується благородним газом. Числа елементів у періодах закономірно зростають і, починаючи з другого, попарно повторюються: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (особливий випадок першого періоду, що містить лише два елементи). Група елементів немає чіткої дефініції; формально її номер відповідає макс. значення ступеня окислення складових її елементів, але ця умова в ряді випадків не виконується. Кожна група підрозділяється на головну (а) та побічну (б) підгрупи; у кожному їх містяться елементи, подібні по хімічним. св-вам, атоми яких брало характеризуються однаковою будовою зовніш. електронних оболонок. У більшості груп елементи підгруп а і б виявляють певне хімічне. подібність, переважно. у вищих ступенях окиснення.

Особливе місце у структурі періодичної системи займає група VIII. Протягом продовжує. часу до неї відносили лише елементи "тріад": Fe-Co-Ni і платинові метали (Ru Rh Pd та Os-Ir-Pt), а всі благородні гази мали в своєму розпорядженні самостійно. нульової групи; отже, періодична система містила 9 груп. Після того як у 60-х роках. були отримані з'єдн. Xe, Kr та Rn, благородні гази стали розміщувати у підгрупі VIIIa, а нульову групу скасували. Елементи ж тріад становили підгрупу VIII6. Таке "структурне оформлення" групи VIII фігурує нині практично у всіх варіантах вираження періодичної системи, що публікуються.

Відрізнить. Характеристика першого періоду у тому, що він містить лише 2 елемента: H і Не. Водень унаслідок специфічності св-в – єдностей. елемент, що не має чітко визначеного місця у періодичній системі. Символ H поміщають або підгрупу Ia, або підгрупу VIIa, або в обидві одночасно, укладаючи в одній з підгруп символ у дужки, або, нарешті, зображуючи його разл. шрифт. Ці способи розташування H засновані на тому, що він має деякі формальні риси подібності як з лужними металами, так і з галогенами.

Рис. 2. Довга форма періодич. системи хім. елементів (сучасний варіант). Рис. 3. Сходова форма періодич. системи хім. елементів (H. Бор, 1921).

Другий період (Li-Ne), що містить 8 елементів, починається лужним металом Li (єдностей, ступінь окиснення + 1); за ним слідує метал Be (ступінь окислення + 2). Металіч. характер (ступінь окислення +3) виражений слабо, а наступний за ним С - типовий неметал (ступінь окислення +4). Наступні N, Про, F і Ne-неметали, причому тільки у N найвищий ступінь окислення + 5 відповідає номеру групи; Про і F належать до найактивніших неметалів.

Третій період (Na-Ar) також включає 8 елементів, характер зміни хім. св-в к-рих багато в чому аналогічний тому, що спостерігається в другому періоді. Однак Mg і Al більш "металічні", ніж соотв. Be та В. Інші елементи-Si, P, S, Cl та Ar-неметали; всі вони виявляють ступеня окиснення, рівні номеру групи, крім Ar. T. обр., у другому та третьому періодах у міру збільшення Z спостерігається ослаблення металевого та посилення неметаллич. характер елементів.

Усі елементи перших трьох періодів відносяться до підгруп а. За совр. термінології, елементи, що належать до підгруп Ia та IIa, зв. I-елементами (в кольоровій таблиці їх символи дано червоним кольором), до підгруп IIIa-VIIIa-р-елементами (символи оранжевого кольору).

Четвертий період (K-Kr) містить 18 елементів. Після лужного металу К і щел.-зем. Ca (s-елементи) слід ряд з 10 т. зв. перехідних (Sc-Zn), або d-елементів (символи синього кольору), які входять у підгрупи б. Більшість перехідних елементів (всі вони - метали) виявляють вищі ступеня окиснення, рівні номеру групи, виключаючи тріаду Fe-Co-Ni, де Fe в певних умовах має ступінь окиснення +6, а і Ni максимально тривалентні. Елементи від Ga до Kr відносяться до підгруп a (р-елементи), і характер зміни їх св-в багато в чому подібний до зміни св-в елементів другого і третього періодів у відповідних інтервалах значень Z. Для Kr отримано дек. щодо стійких з'єдн., в осн. з F.

П'ятий період (Rb-Xe) побудований аналогічно до четвертого; в ньому також є вставка з 10 перехідних або d-елементів (Y-Cd). Особливості зміни св-в елементів у періоді: 1) у тріаді Ru-Rh-Pd рутеній виявляє макс, ступінь окислення 4-8; 2) всі елементи підгрупи, включаючи Xe, виявляють вищі ступеня окислення, рівні номеру групи; 3) у I відзначаються слабкі металлич. св-ва. T. обр., св-ва елементів четвертого та п'ятого періодів у міру збільшення Z змінюються складніше, ніж св-ва елементів у другому та третьому періодах, що насамперед обумовлено наявністю перехідних d-елементів.

Шостий період (Cs-Rn) містить 32 елементи. У нього крім десяти d-елементів (La, Hf-Hg) входить сімейство з 14 f-елементів (символи чорного кольору, від Ce до Lu)-лантоноїдів. Вони дуже схожі за хімічними. св-вам (преим. в ступені окислення +3) і тому м. б. розміщені по разл. груп системи. У короткій формі періодичної системи всі ланта-ноїди включені в підгрупу IIIa (клітина La), а їхня сукупність розшифрована під таблицею. Цей прийом не позбавлений недоліків, оскільки 14 елементів виявляються поза системою. У довгій і сходовій формах періодичної системи специфіка лантаноїдів відбивається на загальному тлі її структури. Др. Особливості елементів періоду: 1) у тріаді Os Ir Pt тільки Os виявляє макс. ступінь окиснення +8; 2) At має більш виражений у порівнянні з I металлич. характер; 3) Rn наиб. реакційноздатний з благородних газів, проте сильна радіоактивність ускладнює вивчення його хімічного. св-в.

Сьомий період подібно до шостого повинен містити 32 елементи, але ще не завершений. Fr та Ra елементи соотв. підгруп Ia та IIa, Ac аналог елементів підгрупи III6. Згідно з актинідною концепцією Г. Сіборга (1944), після Ac слідує сімейство з 14 f-елементів актиноїдів (Z = 90 103). У короткій формі періодичної системи останні включаються в клітину Ac і подібно до лантаноїдів записуються отд. рядком під таблицею. Цей прийом передбачав наявність певного хімічного. подібності елементів двох f-родин. Однак детальне вивчення хімії актиноїдів показало, що вони виявляють набагато ширший діапазон ступенів окиснення, у т. ч. і таких як +7 (Np, Pu, Am). Крім того, для важких актиноїдів характерна стабілізація нижчих ступенів окиснення (+2 або навіть +1 для Md).

Оцінка хім. природи Ku (Z = 104) і Ns (Z = 105), синтезованих у кількості одиничних досить короткоживучих атомів, дозволила зробити висновок, що ці елементи аналоги соотв. Hf та Та, тобто d-елементи, і повинні розташовуватися у підгрупах IV6 та V6. Хім. ідентифікація елементів Z= 106 109 не проводилася, але можна припускати, що вони відносяться до перехідних елементів сьомого періоду. Розрахунки за допомогою ЕОМ свідчать про належність елементів з Z = 113118 до p-елементів (підгрупи IIIa VIIIa).