1.6. Періодична система елементів

Д. Менделєєв виявив спільне, що характеризує всі хімічні елементи. Це дало змогу знайти логічний зв’язок між усіма хімічними елементами, сформулювати періодичний закон та створити періодичну систему (ПС), як табличний вираз періодичного закону:

“Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук хімічних елементів знаходяться у періодичній залежності від величини атомної маси елементів”.

У незмінному вигляді періодичний закон проіснував до 1913 р., коли видатний англійський вчений Мозлі на основі аналізу рентгенівських спектрів атомів виявив, що порядковий номер хімічного елемента у ПС дорівнює заряду його ядра. Стало зрозумілим, що заряд ядра атома є більш фундаментальною характеристикою ніж атомна маса. Після цього відкриття формулювання періодичного закону уточнили: “Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук хімічних елементів знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра атома”.

Новим тріумфом періодичного закону та ПС стало відкриття фізиками квантової теорії та розрахунок квантових чисел. Квантові числа знайшли свій прояв у структурі ПС і перестали бути абстракцією: головне – це номер періоду та номер електронного шару, який починає заповнюватись у елементів цього періоду. Орбітальне квантове число проявляється у різнокольоровому забарвленні елементів певної електронної родини – це елементи, у яких відбувається заповнення підшарів певного електронного шару, а кількість електронів у підшарі та елементів у родині – це прояв магнітного та спінового квантових чисел.

Таким чином, можна вважати, що ПС – є діюча модель існування саме такої взаємодії між частинками мікросвіту, яка передбачається квантовою механікою. Це є також ілюстрацією тісного переплетіння фізичних закономірностей з хімічними властивостями елементів. Велика кількість варіантів періодичної системи – це спроба виявити нові зв’язки між елементами та їх властивостями, які ще не відкриті.

Структура періодичної системи

Період – це горизонтальний ряд (або ряди) хімічних елементів, що починається ns¹-елементом, а закінчується ns²nр⁶-елементом.

Група – вертикальний ряд елементів, який поділяється на дві підгрупи, що складаються із елементів, які є атоманалогами. Атоманалоги – елементи, які мають однакову будову зовнішнього електронного шару. Таке визначення для групи характерно для короткоперіодного варіанту ПС, їх 8. У довгоперіодному варіанті групи складаються лише з атоманалогів.

1, 2, 3 періоди ще мають назву малі, вони включають так звані типові елементи; 4, 5, 6 періоди – великі, вони мають 2 або 3 ряди; 7 період –незакінчений.

В періодах відбувається поступова зміна кількості електронів на зовнішньому електронному шарі (s- та р-елементи), або на другому ззовні (d-елементи). У f-елементів відбувається заповнення третього ззовні електронного шару. Валентні електрони знаходяться у елементів s- та р-електронних родин на зовнішньому, у d- та f-елементів на першому та частково другому ззовні електронному шарі. Отже, у f-елементів заповнюється не валентний, а внутрішній електронний шар. Це є причиною того, що f-елементи мають дуже подібні хімічні властивості і їх важко виділити із сумішей.

Таким чином, з періодичного закону ми знаємо, що хімічні властивості елементів змінюються періодично. Причиною є певна обмежена ємність електронних шарів та їх підшарів.

Періодичність властивостей хімічних елементів

Всі властивості хімічних елементів, які визначаються будовою електронної оболонки атома, закономірно змінюються у періодичній залежності. При цьому у елементів–аналогів будова електронної оболонки подібна, але нетотожня. Тому у групах та підгрупах спостерігається не простий повтор властивостей, а закономірна зміна.

Електрони зовнішніх електронних шарів, які при хімічних реакціях відщеплюються або приймають участь в утворенні ковалентного зв’язку, називаються валентними електронами. Атоми металів на зовнішньому електронному шарі у більшості випадків мають від одного до трьох електронів. Ці електрони порівняно слабко притягуються ядром, тому атоми металів при хімічних реакціях віддають свої валентні електрони, перетворючись у позитивно заряджені йони. Це є характерною особливістю усіх металів. Чим легше метал віддає електрони, тим він більш активний, легше вступає в хімічні реакції. Мірою реакційної здатності металу є його енергія йонізації.

Енергія йонізації – це енергія, яку треба витратити на відрив електрона від нейтрального атома та перетворення його на йон з позитивним зарядом. Енергія йонізації вимірюється у кДж\моль·атом або еВ\атом.

Графік залежності першого потенціалу йонізації в залежності від порядкового номера має явно виражений періодичний характер. Найменший потенціал йонізації у лужних металів, найбільший – у інертних газів. Зліва направо по періоду енергія йонізації змінюється немонотонно. Немонотонність зміни енергії йонізації у періоді пояснюється проявом принципу найменшої енергії, яку мають підшари заповнені повністю або наполовину заповнені.

Екранування – це ефект, який пояснюється взаємодією між електронами – електрони внутрішніх шарів відштовхують зовнішні тому, що мають однаковий заряд.

Ефект проникнення електронів до ядра обумовлений тим, що всі електрони певну кількість часу перебувають біля ядра (у визначенні орбіталі ймовірність перебування електрона у орбіталі дорівнює 95%). При цьому вважається, що ефект проникнення найбільший для s-електронів, найменший для f-електронів.

Атоми неметалів у більшості випадків на зовнішньому електронному шарі мають від чотирьох до семи електронів. При хімічних реакціях атоми неметалів переважно приєднують до себе електрони інших атомів, перетворюючись при цьому в негативно заряджені йони. Тому, що найбільш стабільний стан атома характеризується наявністю на зовнішньому шарі октету (вісім електронів). Таким чином, самою характерною властивістю неметалів є їх здатність приєднувати електрони під час хімічних реакцій. Мірою проявлення неметалічних властивостей є спорідненість до електрону.

Спорідненість до електрона – це енергія, яка випромінюється при приєднанні електрона до нейтрального атома, вимірюється у кДж/моль·атом або у е·В/атом.

Якщо енергія йонізації знайдена для всіх елементів, то спорідненість до електрона експериментально визначена лише для небагатьох елементів, а для інших визначена методом екстраполяції.

Виходячи з викладок квантової механіки про дуалістичний характер руху електрона, точно виміряти розміри атомів неможливо. Тому за радіус атома прийнято вважати приблизну відстань від ядра до головного максимуму густини електронної хмари – це орбітальний радіус. У кристалічних гратках визначають ефективні радіуси – відстань між ядрами зв’язаних атомів поділена на 2. Характер залежності атомних та йонних радіусів від заряду ядра – періодичний.

У періодах – радіус атома зменшується, тому що зростає кількість електронів на зовнішньому шарі і сила взаємодії їх з ядром. Найбільш значне зменшення радіуса атома спостерігається у елементів малих періодів. У великих періодах радіус атома зменшується більш повільно – це називають d- та f-стискуванням.

У підгрупах, в цілому, зверху вниз радіус атома збільшується, тому що збільшується кількість електронних шарів. У s- та р-елементів зміна радіуса атома більш різко, ніж у d- та f-елементів.

Таким чином:

1. Періодичність зумовлена обмеженою кількістю електронів у шарі, при цьому відбувається повторення будови валентного електронного шару та обумовлених нею хімічних властивостей елементів. Або періодичність зумовлена повторенням електронних конфігурацій атомів.

2. Властивості елементів та їх сполук закономірно змінюються як по горизонталі (у межах періодів), так і по вертикалі (у межах груп і підгруп). Крім того, спостерігається ще й діагональна подібність елементів (Li-Mg, Na-Ca, Be-Al).

3. Порядковий номер елемента вказує на заряд ядра Z (протонне число) і кількість електронів в атомі.

4. Номер періоду дорівнює кількості електронних шарів в електронній оболонці атома.

5. Номер групи, як правило, вказує на найвищу можливу ступінь окиснення.

6. Всі s-, d-, f-елементи є металами. Лише р-елементи поділяються (в короткоперіодичному варіанті ПС) діагоналлю від Be до At на метали – зліва внизу та неметали – зправа вверху.

7. Металічні властивості зменшуються зліва направо по періоду.

8. Металічні властивості зростають зверху вниз по групі.

9. Приблизно по діагоналі (Be – At) розміщені елементи, які виявляють амфотерні властивості (Be, Al, Cr, As, Sn, Pb та ін.).