Периодическая система химических элементов

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Введение

Пожалуй, химия как ни одна другая наука приобрела за последние столетия вес и значимость. Этому в немалой степени способствовал химик Д. И. Менделеев. Использование на практике результатов проведённых им исследований глубоко затронуло жизнь людей. С этим связан в наши дни интерес к истории химии, а также к жизни и творчеству великого химика.

Периодическая система разработана Дмитрием Ивановичем Менделеевым в 1869 -- 1871 годах. Периодическая система (таблица) -- графическое изображение закона природы, а именно периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым в 1869 году.

Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX веке. Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок.

В реферате рассматривается история возникновения периодической системы, ее виды, структура, теория, связь со строением атомов а так же рассматривается роль и место короткой и длинной форм таблицы в современном мире.

2. История возникновения периодической системы элементов

Попытки систематизации химических элементов предпринимались различными учёными в Германии, Франции, Англии, США с 30-х годов 19 в. Предшественники Менделеева -- И. Дёберейнер, Ж. Дюма, французский химик А. Шанкуртуа, английские химики У. Одлинг, Дж. Ньюлендс и др. установили существование групп элементов, сходных по химическим свойствам, так называемых «естественных групп» (например, «триады» Дёберейнера). Однако эти учёные не шли дальше установления частных закономерностей внутри групп. В 1864 Л. Мейер на основании данных об атомных весах предложил таблицу, показывающую соотношение атомных весов для нескольких характерных групп элементов. Теоретических сообщений из своей таблицы Мейер не сделал.

Прообразом научной периодической системы явилась таблица «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве» (рис. 1). В изначальном варианте таблица состояла из шести вертикальных групп, предшественниц будущих периодов. По горизонтали прослеживались еще не полные ряды, прообразы будущих подгрупп элементов (сегодня они называются группами). Всего в таблице было 67 элементов, считая три предсказанных и впоследствии открытых -- «укрепителей периодического закона», подтвердивших его универсальность. Таблица, демонстрирующая закон, была представлена им под названием «Опыт системы элементов, основанный на их атомном весе и химическом сходстве». Вот формулировка закона, данная Менделеевым: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от их атомного веса». В момент представления первого варианта таблицы (март 1869 года) не были еще известны благородные (инертные) газы (Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), не было и сведений о внутреннем строении атомов. Лишь в 1913--1914 годы, после революционных открытий в физике на переломе веков, а также открытий благородных газов как новых элементов, стало возможным дать современное определение закона, основанное на данных об электронном строении атома.

Эти данные объяснили периодическую повторяемость свойств атомов с возрастанием числа электронов. Тогда же в формулировке закона слова «атомный вес» были заменены словами «порядковый номер» (который отвечает числу протонов в ядре и соответственно числу электронов у нейтрального атома).

Рис. 1. Таблица «Опыт системы элементов», основанной на их атомном весе и химическом сходстве, составленная Д. И. Менделеевым 1 марта 1869

На протяжении последующих двух лет автор совершенствовал эту таблицу, ввёл представления о группах, рядах и периодах элементов; сделал попытку оценить ёмкость малых и больших периодов, содержащих, по его мнению, соответственно по 7 и 17 элементов. В 1870 он назвал свою систему естественной, а в 1871 -- периодической. Уже тогда структура П. с. э. приобрела во многом современные очертания (рис. 2).

Чрезвычайно важным для эволюции периодической системы (ПС) оказалось введённое Менделеевым представление о месте элемента в системе; положение элемента определяется номерами периода и группы. Опираясь на это представление, Менделеев пришёл к выводу о необходимости изменения принятых тогда атомных весов некоторых элементов (U, In, Ce и его аналогов), в чём состояло первое практическое применение ПС, а также впервые предсказал существование и основные свойства нескольких неизвестных элементов, которым соответствовали незаполненные клетки.

Классическим примером является предсказание «экаалюминия» (будущего Ga, открытого П. Лекоком де Буабодраном в 1875), «экабора» (Sc, открытого шведским учёным Л. Нильсоном в 1879) и «экасилиция» (Ge, открытого немецким учёным К. Винклером в 1886). Кроме того, Менделеев предсказал существование аналогов марганца (будущие Тс и Re), теллура (Po), иода (At), цезия (Fr), бария (Ra), тантала (Pa).

Рис. 2. «Естественная система элементов» Д. И. Менделеева (короткая форма), опубликованная во 2-й части 1-го издания Основ химии в 1871

Периодическая система не сразу завоевала признание как фундаментальное научное обобщение; положение существенно изменилось лишь после открытия Ga, Sc, Ge и установления двухвалентности Be (он долгое время считался трёхвалентным). Тем не менее ПС во многом представляла эмпирическое обобщение фактов, поскольку был неясен физический смысл периодического закона и отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания атомных весов. Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории ПС многие факты не удавалось объяснить. Так, неожиданным явилось открытие в конце 19 в. инертных газов, которые, казалось, не находили места в таблице; эта трудность была устранена благодаря включению самостоятельной нулевой группы (впоследствии VIIIa-подгруппы). Открытие многих «радиоэлементов» в начале 20 в. привело к противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе и её структурой (для более чем 30 таких элементов было 7 «вакантных» мест в шестом и седьмом периодах). Это противоречие было преодолено в результате открытия изотопов. Наконец, величина атомного веса (атомной массы) как параметра, определяющего свойства элементов, постепенно утрачивала своё значение.

Одна из главных причин невозможности объяснения физического смысла периодического закона состояла в отсутствии теории строения атома Поэтому важнейшей вехой на пути развития периодической системы явилась планетарная модель атома, предложенная Э. Резерфордом (1911). На её основе голландский учёный А. Ван ден Брук высказал предположение (1913), что порядковый номер элемента в ПС (атомный номер Z) численно равен заряду ядра атома (в единицах элементарного заряда). Это было экспериментально подтверждено Г. Мозли (1913--1914). Так удалось установить, что периодичность изменения свойств элементов зависит от атомного номера, а не от атомного веса.

В результате на научной основе была определена нижняя граница ПС (водород как элемент с минимальным Z = 1); точно оценено число элементов между водородом и ураном; установлено, что «пробелы» в П. с. э. соответствуют неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Оставался, однако, неясным вопрос о точном числе редкоземельных элементов, и (что особенно важно) не были вскрыты причины периодического изменения свойств элементов в зависимости от Z. Эти причины были найдены в ходе дальнейшей разработки теории периодической системы на основе квантовых представлений о строении атома. Физическое обоснование периодического закона и открытие явления изотонии позволили научно определить понятие «атомная масса» («атомный вес»). Прилагаемая периодическая система содержит современные значения атомных масс элементов по углеродной шкале в соответствии с Международной таблицей 1973. В квадратных скобках приведены массовые числа наиболее долгоживущих изотопов радиоактивных элементов. Вместо массовых чисел наиболее устойчивых изотопов ⁹⁹Tc, ²²⁶Ra, ²³¹Pa и ²³⁷Np указаны атомные массы этих изотопов, принятые (1969) Международной комиссией по атомным весам.

3. Структура периодической системы элементов

Периодическая система, принятая в 1975 году (рис.3) охватывает 106 химических элементов; из них все трансурановые (Z = 93--106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно.

За всю историю ПС было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, спирали) и т.д.

периодический таблица элемент атом

Рис.3. Периодическая система (краткая форма), принятая в 1975 г

Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом (особый случай -- первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. Периодическая система элеменов состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).

Рис. 5. Лестничная форма периодической системы элементов (по Н. Бору, 1921)

Специфика первого периода в том, что он содержит всего 2 элемента: H и He. Место H в системе неоднозначно: поскольку он проявляет свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, его помещают либо в Ia-, либо (предпочтительнее) в VIIa-подгруппу. Гелий -- первый представитель VIIa-подгруппы (однако долгое время Не и все инертные газы объединяли в самостоятельную нулевую группу).

Второй период (Li -- Ne) содержит 8 элементов. Он начинается щелочным металлом Li, единственная степень окисления которого равна I. Затем идёт Be -- металл, степень окисления II. Металлический характер следующего элемента В выражен слабо (степень окисления III). Идущий за ним C -- типичный неметалл, может быть как положительно, так и отрицательно четырёхвалентным. Последующие N, O, F и Ne -- неметаллы, причём только у N высшая степень окисления V соответствует номеру группы; кислород лишь в редких случаях проявляет положительную валентность, а для F известна степень окисления VI. Завершает период инертный газ Ne.

Третий период (Na -- Ar) также содержит 8 элементов, характер изменения свойств которых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg, в отличие от Be, более металличен, равно как и Al по сравнению с В, хотя Al присуща Амфотерность. Si, Р, S, Cl, Ar -- типичные неметаллы, но все они (кроме Ar) проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы. Таким образом, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллического характера элементов. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (малых, по его терминологии) типическими. Существенно, что они принадлежат к числу наиболее распространённых в природе, а С, N и O являются наряду с H основными элементами органической материи (органогенами). Все элементы первых трёх периодов входят в подгруппы а.

По современной терминологии, элементы этих периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные металлы), составляющим Ia- и IIa-подгруппы (выделены на цветной таблице красным цветом), и р-элементам (В -- Ne, At -- Ar), входящим в IIIa -- VIIIa-подгруппы (их символы выделены оранжевым цветом). Для элементов малых периодов с возрастанием порядковых номеров сначала наблюдается уменьшение атомных радиусов (См. Атомные радиусы), а затем, когда число электронов в наружной оболочке атома уже значительно возрастает, их взаимное отталкивание приводит к увеличению атомных радиусов. Очередной максимум достигается в начале следующего периода на щелочном элементе. Примерно такая же закономерность характерна для ионных радиусов.

Четвёртый период (K -- Kr) содержит 18 элементов (первый большой период по классификации Д.И. Менделеева). После щелочного металла K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует ряд из десяти так называемых переходных элементов (Sc -- Zn), или d-элементов, которые входят в подгруппы б соответствующих групп ПС. Большинство переходных элементов (все они металлы) проявляет высшие степени окисления, равные номеру группы. Исключение -- триада Fe -- Co -- Ni, где два последних элемента максимально положительно трёхвалентны, а железо в определённых условиях известно в степени окисления VI. Элементы, начиная с Ga и кончая Kr (р-элементы), принадлежат к подгруппам а, и характер изменения их свойств такой же, как и в соответствующих интервалах Z у элементов второго и третьего периодов. Установлено, что Kr способен образовывать химические соединения (главным образом с F), но степень окисления VIII для него неизвестна.

Пятый период (Rb -- Xe) построен аналогично четвёртому; в нём также имеется вставка из 10 переходных элементов (Y -- Cd), d-элементов. Специфические особенности периода: 1) в триаде Ru -- Rh -- Pd только рутений проявляет степень окисления VIII; 2) все элементы подгрупп а проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, включая и Xe; 3) у I отмечаются слабые металлические свойства. Таким образом, характер изменения свойств по мере увеличения Z у элементов четвёртого и пятого периодов более сложен, поскольку металлические свойства сохраняются в большом интервале порядковых номеров.

Шестой период (Cs -- Rn) включает 32 элемента. В нём помимо 10 d-элементов (La, Hf -- Hg) содержится совокупность из 14 f-элементов, лантаноидов (См. Лантаноиды), от Ce до Lu (символы чёрного цвета). Элементы от La до Lu химически весьма сходны. В короткой форме ПС лантаноиды включаются в клетку La (поскольку их преобладающая степень окисления III) и записываются отдельной строкой внизу таблицы. Этот приём несколько неудобен, поскольку 14 элементов оказываются как бы вне таблицы. Подобного недостатка лишены длинная и лестничная формы ПС, хорошо отражающие специфику лантаноидов на фоне целостной структуры таблицы.

Особенности периода: 1) в триаде Os -- Ir -- Pt только осмий проявляет степень окисления VIII; 2) At имеет более выраженный (по сравнению с 1) металлический характер; 3) Rn, по-видимому (его химия мало изучена), должен быть наиболее реакционноспособным из инертных газов.

Седьмой период, начинающийся с Fr (Z = 87), также должен содержать 32 элемента, из которых пока известно 20 (до элемента с Z = 106). Fr и Ra -- элементы соответственно Ia- и IIa -подгрупп (s-элементы), Ac -- аналог элементов IIIб -подгруппы (d-элемент). Следующие 14 элементов, f-элементы (с Z от 90 до 103), составляют семейство актиноидов. В короткой форме ПС они занимают клетку Ac и записываются отдельной строкой внизу таблицы, подобно лантаноидам, в отличие от которых характеризуются значительным разнообразием степеней окисления. В связи с этим в химическом отношении ряды лантаноидов и актиноидов обнаруживают заметные различия. Изучение химической природы элементов с Z = 104 и Z = 105 показало, что эти элементы являются аналогами гафния и тантала соответственно, то есть d-элементами, и должны размещаться в IVб- и Vб-подгруппах. Членами б-подгрупп должны быть и последующие элементы до Z = 112, а далее (Z = 113--118) появятся р-элементы (IIIa -- VIlla-подгруппы).

4. Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Одним из важных аргументов в пользу сложного строения атомов было открытие периодического закона Д. И. Менделеева:

Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений находится в периодической зависимости от атомных масс химических элементов.

Когда было доказано, что порядковый номер элемента в системе численно равен заряду ядра его атома, то стала ясной физическая сущность периодического закона.

Но почему свойства химических элементов изменяются периодически по мере роста заряда ядра? Почему система элементов построена так, а не иначе и её периоды содержат строго определённое число элементов? На эти важнейшие вопросы ответа не было.

Логические рассуждения предсказывали, что если между химическими элементами, состоящими из атомов, существует взаимосвязь, то значит, у атомов имеется что-то общее и, следовательно, они должны иметь сложное строение.

Тайна периодической системы элементов была полностью разгадана, когда удалось понять сложнейшую структуру атома, строение его внешних электронных оболочек, законы движения электронов вокруг положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома.

Все химические и физические свойства вещества определяются строением атомов. Периодический закон, открытый Менделеевым, есть всеобщий закон природы, потому что он опирается на закон строения атома.

Основоположником современного учения об атоме является английский физик Резерфорд, который убедительными опытами показал, что практически вся масса и положительно заряженная материя атома сконцентрирована в малой части его объёма. Эту часть атома он назвал ядром. Положительный заряд ядра компенсируется вращающимися вокруг него электронами. В этой модели атома электроны напоминают планеты солнечной системы, вследствие чего она и получила название планетарной. В дальнейшем Резерфорду удалось использовать опытные данные для расчёта зарядов ядер. Они оказались равными порядковым номерам элементов в таблице Д. И. Менделеева. После работ Резерфорда и его учеников периодический закон Менделеева получил более ясный смысл и несколько иную формулировку:

Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединения элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Таким образом, порядковый номер химического элемента в периодической системе получил физический смысл.

В1913 г. Г. Мозли в лаборатории Резерфорда изучал рентгеновское излучение ряда химических элементов. Для этой цели он сконструировал анод рентгеновской трубки из материалов, состоящих из определённых элементов. Оказалось, что длины волн характеристического рентгеновского излучения растут с увеличением порядкового номера элементов, составляющих катод. Г. Мозли вывел уравнение, связывающее длину волны и порядковый номер Z:

= (Z - Q)

Это математическое выражение в настоящее время называют законом Мозли. Он даёт возможность по измеренной длине волны рентгеновского излучения определить порядковый номер исследуемого элемента.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

В качестве примера рассмотрим изменение свойств у первых и последних элементов периодов. Каждый период в периодической системе начинается элементами атомы, которых на внешнем уровне имеют один s-электрон (незавершенные внешние уровни) и потому проявляют сходные свойства -- легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер. Это щелочные металлы -- Li, Na, К, Rb, Cs.

Заканчивается период элементами, атомы которых на внешнем уровне содержат 2 (s²) электрона (в первом периоде) или 8 (s¹p⁶) электронов (во всех последующих), то есть имеют завершенный внешний уровень. Это благородные газы Не, Ne, Ar, Kr, Xe, имеющие инертные свойства.

Именно вследствие сходства строения внешнего энергетического уровня похожи их физические и химические свойства.

В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом. В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом.

В свете учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атома, то есть положение элементов в периодической системе обусловлено строением их атомов. В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1. s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ -- s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р¹ -- p⁶)- Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

3. d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 -- d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f¹ --f¹⁴), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

Таким образом, число элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом -- два, на втором -- восемь, на третьем восемнадцать, а на четвертом -- тридцать два электрона. Деление групп на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и p-элементы, а побочную подгруппу -- d-элементы. В каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые - валентные электроны.

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы.

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням в атомах ₉F (1s² 2s² 2р⁵) и 53J (1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁶ 3d¹⁰ 4s² 4р⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали -- в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали -- в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом: по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

5. Теория Периодической системы элементов

В основе теории ПС лежит представление о специфических закономерностях построения электронных оболочек (слоев, уровней) и подоболочек (оболочек, подуровней) в атомах по мере роста Z . Это представление было развито Бором в 1913--1921 с учётом характера изменения свойств химических элементов в ПС и результатов изучения их атомных спектров. Бор выявил три существенные особенности формирования электронных конфигураций атомов: 1) заполнение электронных оболочек (кроме оболочек, отвечающих значениям главного квантового числа происходит не монотонно до полной их ёмкости, а прерывается появлением совокупностей электронов, относящихся к оболочкам с большими значениями n; 2) сходные типы электронных конфигураций атомов периодически повторяются; 3) границы периодов ПС (за исключением первого и второго) не совпадают с границами последовательных электронных оболочек.

В обозначениях, принятых в атомной физике, реальная схема формирования электронных конфигураций атомов по мере роста Z может быть в общем виде записана следующим образом

Вертикальными чертами разделены периоды ПС (их номера обозначены цифрами наверху); жирным шрифтом выделены подоболочки, которыми завершается построение оболочек с данным n. Под обозначениями подоболочек проставлены значения главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, характеризующие последовательно заполняющиеся подоболочки. В соответствии с Паули принципом ёмкость каждой электронной оболочки равна 2n², а ёмкость каждой подоболочки -- 2(2l + 1). Из вышеприведённой схемы легко определяются ёмкости последовательных периодов: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Каждый период начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением n. Таким образом, периоды можно характеризовать как совокупности элементов, начинающиеся элементом со значением n, равным номеру периода, и l = 0 (ns¹-элементы), и завершающиеся элементом с тем же n и l = 1 (np⁶-элементы); исключение -- первый период, содержащий только ls-элементы. При этом к а-подгруппам принадлежат элементы, для атомов которых n равно номеру периода, а l = 0 или 1, то есть происходит построение электронной оболочки с данным n. К б-подгруппам принадлежат элементы, в атомах которых происходит достройка оболочек, остававшихся незавершёнными (в данном случае n меньше номера периода, а l = 2 или 3). Первый -- третий периоды П. с. э. содержат только элементы а-подгрупп.

Приведённая реальная схема формирования электронных конфигураций атомов не является безупречной, поскольку в ряде случаев чёткие границы между последовательно заполняющимися подоболочками нарушаются (например, после заполнения в атомах Cs и Ba 6s-подоболочки в атоме лантана появляется не 4f-, а 5d-электрон, имеется 5d-электрон в атоме Gd и т.д.). Кроме того, первоначально реальная схема не могла быть выведена из каких-либо фундаментальных физических представлений; такой вывод стал возможным благодаря применению квантовой механики (См. Квантовая механика) к проблеме строения

Типы конфигураций внешних электронных оболочек атомов (на илл. конфигурации указаны) определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности являются специфическими для элементов а-подгрупп (s-и р-элементы), б-подгрупп (d-элементы) и f-семейств (лантаноиды и актиноиды). Особый случай представляют собой элементы первого периода (H и He). Высокая химическая активность атомарного водорода объясняется лёгкостью отщепления единственного ls-электрона, тогда как конфигурация атома гелия (1s²) является весьма прочной, что обусловливает его химическую инертность.

 Поскольку у элементов а-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода), то свойства элементов заметно меняются по мере роста Z. Так, во втором периоде Li (конфигурация 2s¹) -- химически активный металл, легко теряющий валентный электрон, a Be (2s²) -- также металл, но менее активный. Металлический характер следующего элемента B (2s²p) выражен слабо, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит застройка 2р-подоболочки, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки Ne (2s²p⁶) чрезвычайно прочна, поэтому неон -- инертный газ. Аналогичный характер изменения свойств наблюдается у элементов третьего периода и у s-и р-элементов всех последующих периодов, однако ослабление прочности связи внешних электронов с ядром в а-подгруппах по мере роста Z определённым образом сказывается на их свойствах. Так, у s-элементов отмечается заметный рост химической активности, а у р-элементов -- нарастание металлических свойств. В VIIIa-подгруппе ослабляется устойчивость конфигурации ns²np⁶, вследствие чего уже Kr (четвёртый период) приобретает способность вступать в химические соединения. Специфика р-элементов 4--6-го периодов связана также с тем, что они отделены от s-элементов совокупностями элементов, в атомах которых происходит застройка предшествующих электронных оболочек.

У переходных d-элементов б-подгрупп достраиваются незавершённые оболочки с n, на единицу меньшим номера периода. Конфигурация внешних оболочек у них, как правило, ns². Поэтому все d-элементы являются металлами. Аналогичная структура внешней оболочки d-элементов в каждом периоде приводит к тому, что изменение свойств d-элементов по мере роста Z не является резким и чёткое различие обнаруживается лишь в высших степенях окисления, в которых d-элементы проявляют определённое сходство с р-элементами соответствующих групп ПС. Специфика элементов VIIIб-подгруппы объясняется тем, что их d-подоболочки близки к завершению, в связи с чем эти элементы не склонны (за исключением Ru и Os) проявлять высшие степени окисления. У элементов Iб-подгруппы (Cu, Ag, Au) d-подоболочка фактически оказывается завершенной, но ещё недостаточно стабилизированной, эти элементы проявляют и более высокие степени окисления (до III в случае Au).

В атомах лантаноидов и актиноидов происходит достройка ранее незавершённых f-подоболочек с n, на 2 единицы меньшим номера периода; конфигурация внешние оболочки сохраняется неизменной (ns²); f-электроны у лантаноидов не оказывают существенного влияния на химические свойства. Лантаноиды проявляют преимущественно степень окисления III (за счёт двух 6s-электронов и одного d-электрона, появляющегося в атоме La); однако такое объяснение не является достаточно удовлетворительным, так как 5d-электрон содержится только в атомах La, Ce, Gd и Lu; поэтому считается, что в др. случаях степень окисления III обусловлена переходом одного из 4f-электронов в 5d-подоболочку. Что касается актиноидов, то в интервале Z = 90--95 энергии связи электронов 6d и 5f оказываются весьма близкими, это объясняет способность элементов давать соединения в широком диапазоне степеней окисления -- до VII у Np, Pu и Am. У актиноидов с Z ? 96 предпочтительной становится степень окисления III. Оценка химических свойств К и и элемента 105 позволяет считать, что в этой области П. с. э. начинается систематическое заполнение 6d-подоболочки.

Выше были в общих чертах объяснены причины и особенности периодического изменения свойств химических элементов по мере роста Z. Это объяснение основано на анализе закономерностей реальной схемы формирования электронных конфигураций свободных атомов. Однако знание электронной конфигурации свободного атома часто не позволяет сделать однозначный вывод о важнейших химических свойствах, которые должен проявлять соответствующий элемент. Например, внешние электронные конфигурации атомов He и щёлочноземельных металлов совпадают (ns²), но «сходство» гелия с последними ограничивается лишь определённой аналогией в спектрах. Поэтому принцип периодического (по мере возрастания Z) повторения сходных типов электронных конфигураций лежит в основе периодической системы свободных атомов. Что касается ПС., то она отражает закономерное изменение свойств элементов, проявляемых ими при химических взаимодействиях; в ходе последних происходит перестройка электронных конфигураций взаимодействующих атомов, иногда значительная. Поэтому между свободными и связанными атомами существует определённое различие. В целом же сходство электронных конфигураций свободных атомов коррелирует с подобием химического поведения соответствующих элементов. Задача строгого количественного объяснения всей специфики проявляемых химическими элементами свойств и периодичности этих свойств оказывается чрезвычайно сложной, поэтому нельзя утверждать, что создана количественная теория ПС. Отдельные аспекты такой теории разрабатываются в русле современных методов квантовой механики.

Верхняя граница ПС пока неизвестна, поэтому неизвестно и конечное количество элементов, охватываемых таблицей.

Вопрос о пределе искусственного синтеза элементов также пока не решен. Все изотопы уже известных элементов с Z ? 101 являются короткоживущими. Однако существуют предположения, что ядра атомов гипотетических элементов с Z = 114, 126, 164 и 184 будут достаточно устойчивы по отношению к спонтанному делению. Это даёт основания рассчитывать на осуществление синтеза таких элементов. Оценка электронных конфигураций и важнейших свойств неизвестных элементов седьмого периода показывает, что эти элементы, по-видимому, должны быть аналогами соответствующих элементов шестого периода. Напротив, для восьмого периода (состоящего, согласно теории, из 50 элементов) предсказывается весьма сложный характер изменения химических свойств по мере роста Z, связанный с резким нарушением последовательности заполнения электронных подоболочек в атомах.

6. Краткая и длинная формы периодической системы в современном мире

Короткая форма таблицы воспроизводится по сей день во множестве российских справочников и учебных пособий, хотя она официально отменена ИЮПАК в 1989 году. (ИЮПАК (англ., и фр. IUPAC) -- Международный союз теоретической (чистой) и прикладной химии (International Union of Pure and Applied Chemistry) -- организация, которая координирует исследования, требующие международного согласования, контроля и стандартизации, рекомендует (утверждает) химическую терминологию, включая названия элементов). Россия, как и ранее СССР, является полноправным членом Союза и по идее должна выполнять его решения и рекомендации. Эта таблица состояла из восьми групп (реже -- еще плюс нулевая), обозначенных римскими цифрами, подгрупп (иногда и рядов) и периодов. Из современной зарубежной учебной литературы эта форма таблицы исключена полностью. Вместо нее используется только длинная форма.

Длинная (длиннопериодная) форма таблицы рекомендована ИЮПАК в том же 1989 году. Она состоит из 18 групп, обозначенных арабскими (а не римскими) цифрами, и не содержит «типических» элементов, подгрупп и рядов. Ее упрощенные варианты были распространены в мировой литературе и ранее, чаще всего с единственным отличием -- без указания номеров групп от 1 до 18 арабскими цифрами.

Сверхдлинная форма таблицы состояла бы из 32 групп элементов. Вряд ли она будет официально принята в предвидимом будущем, так как каждая из четырнадцати дополнительных групп содержала бы лишь по два элемента (один лантаноид и один актиноид), близких по свойствам ко всем остальным тринадцати, поскольку они, как правило, имеют и одинаковое число (d¹s²) электронов на двух наружных (валентных) орбиталях.

Итак, до 80--90-х годов прошлого века были распространены две формы таблицы. Первая -- архаичная короткая форма с «насильственной» упаковкой элементов в восемь (или девять, считая нулевую) групп, подразделенных дополнительно еще на ряды (8 или 10), и подгруппы. Эти подгруппы внутри каждой группы имели различные обозначения: А, В или а, Ь, «главная» и «побочная».

Одновременно была распространена длинная форма таблицы с расположением элементов по восемнадцати вертикальным рядам, но без официального указания цифр от 1 до 18 (предшественница современной формы). Четыре декады d-элементов в ней были выведены из «побочных» подгрупп и освобождены от названия «переходные элементы». Сегодня данный термин в принципе излишен: к «переходным» в литературе неопределенно относят d- или f-элементы, поэтому, согласно научной классификации, следовало бы характеризовать элементы именно по типу s-, р-, d- или f-оболочек или же относить к переходным лишь семейства лантаноидов и актиноидов.

В 1989 году ИЮПАК утвердил давно и настойчиво стучавшуюся в дверь длинную форму таблицы, узаконив в ней нумерацию восемнадцати групп арабскими цифрами. При выборе и утверждении длины таблицы были соблюдены «интересы» большинства элементов и принцип золотой середины, так, чтобы закон Менделеева о периодичности в свойствах элементов был представлен наилучшим образом. Из 112-118 (число назовем с осторожностью) известных сегодня элементов расположение по группам стало оправданным с точки зрения электронной структуры атомов для 84 (или 90) элементов, в то время как в короткой таблице --лишь для 44.

Это произошло благодаря тому, что четыре декады d-элементов, относимых ранее к «переходным» или «вставным» элементам (между s- и р-элементами), после 1989 года перестали быть таковыми. Они стали полноправными компонентами своих новых десяти групп. С официальным принятием длинной формы таблицы стали излишними многие термины, надуманные или принятые вынужденно: типические элементы, подгруппа (главная и побочная), триада, ряды, семейства железа или платиновых металлов. Отныне все элементы одной группы, расположенные вертикально в один ряд (кроме Н и Не -- они всегда будут на особом положении), имеют две одинаковые наружные -- то есть определяющие степень окисления -- s-, р-или s-, d-орбитали электронов. Лантаноиды и актиноиды (f-элементы), как и раньше, остаются в 3-й группе: в их электронных орбиталях условно находятся три электрона, s²d¹. Короткой форме были присущи и другие очевидные недостатки и противоречия. Элементы, искусственно собранные в одну группу, четко отличались по физическим и химическим свойствам из-за различия электронной структуры атомов. Так, в I группе -- благородные металлы Си, Ад, Аи и противоположные по активности щелочные металлы Na, К , Rb, Cs. Аналогичная картина наблюдается во II группе. Дисгармония свойств «одногруппных» элементов прослеживается и далее. Покажем это только на примерах конечных (VI-VIII) групп. В VI группе два так называемых «типических» элемента, кислород и сера, аналоги серы Se, Те, Ро вместе с тугоплавкими металлами Cr, Mo, W; в VII группе агрессивные летучие галогены F, CI, Вг, I и металлы Mn, Tc, Re.

Наиболее противоречивой по структуре была VIII группа с ее «триадой» («семейством») железа (Fe, Co, Ni) и «семейством» платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), а также элементов №108-110. Все они располагались в пределах одной подгруппы, в виде трех вертикальных рядов, вместе с гелием, неоном. Очевидно, что исторически эти триады семейства были втиснуты в прокрустово ложе последней (VIII) группы вынужденно, вопреки логике -- исключительно потому, что им не хватило места в предшествующих семи группах. Последняя же группа системы (при любой ее форме) явно должна быть предназначена только для благородных газов, в атомах которых заполнены электронные оболочки.

С принятием длинной формы таблицы такие понятия, как семейство железа или платиновых металлов, должны исчезнуть или принять новое содержание. Теперь к этим элементам логично присоединить соседей по таблице справа и слева, согласно их свойствам, совместному распространению в природе, изоморфизму и последовательному изменению электронной структуры. Иными словами, первое семейство можно, например, расширить до хрома и цинка, а во второе -- включить другие благородные металлы: серебро, золото, ртуть.

Однако мы уже упоминали, что, несмотря на решение ИЮПАК и на убедительность всех вышеприведенных доводов, принятие рациональной формы таблицы в российских публикациях (а также в странах СНГ) явно запаздывает. Следовательно, запаздывает оно также в образовании и науке

Известное пособие для абитуриентов в новом издании (Г.П.Хомченко. Пособие для поступающих в вузы. Новая волна. М., 2002) лишь упоминает, но не приводит современную длинную форму. Упрощенный вариант длинной формы можно найти в переводах новейших зарубежных изданий (Химия, справочник школьника и студента. М.: Дрофа, 2000; Р.А.Лидии и др. Химия в помощь абитуриенту. М.: Дрофа, 2001; К.Хаус-крофт, Э.Констебле. Современный курс общей химии. М.: Мир, 2002; Дж.Эмсли. Элементы. М.: Мир, 1993). Еще раз отметим, что зарубежные образование и наука приняли к исполнению решение ИЮПАК 1989 года незамедлительно. Короткой формы таблицы ни в иностранных учебниках, ни в Интернете уже не найти.

Увы, крупнейшее российское издательство «Большая российская энциклопедия» консервирует представления двадцати-тридцатилетней давности, делая многократные переиздания (репринты) Больших энциклопедических словарей «Химия» и «Физика» выпусков 1983 года. Оно сохранило и в новых пятитомных Химической энциклопедии и Физической энциклопедии (издания по 1998 году) старую форму таблицы и отмененные ИЮПАК в 1997 году предварительные названия ряда элементов в ней.

Как следствие, и недавние книги того же издательства: Новый политехнический словарь (2000), Новый энциклопедический словарь (2002), «Естествознание» (2002), содержат короткую форму таблицы, хотя и дополненную новыми элементами. В основе анахронической привязанности многих российских изданий к короткой форме таблицы, на наш взгляд, лежат следующие причины:

1. кажущаяся рациональной компактность короткой формы таблицы (плотное заполнение прямоугольного пространства);

2. иногда встречающееся совпадение некоторых степеней окисления у резко разнородных по электронной структуре элементов, собранных в одну группу (например, уже упомянутые щелочные металлы и Си, Ад, Аи);

3. неполнота учета сведений о структуре атомов и перспективе открытия новых элементов, а также о возможном предельном числе их;

4. инерция, стереотипность мышления, невосприятие современной (международной) информации;

5. приверженность к методически устоявшимся понятиям;

6. дань уважения истории науки (в ущерб научной и методологической целесообразности).

Таблица из 18-ти групп появилась в публикациях двух отечественных изданий (А.Б.Никольский, А.В.Суворов. Химия. СПб.: Химиздат, 2001; Новый справочник химика и технолога. СПб.: Мир и семья, 2002).

Названия элементов в этой системе даны на русском, английском и латинском (если они не совпадают с английским) языках. Там, где это необходимо, приводятся альтернативные англо-американские (Na, К, W, Hg) и американские (Al, Cs, S) названия. Помимо современного распределения элементов по группам с первой по восемнадцатую, названия элементов с номерами 101-109 соответствуют решению ИЮПАК 1997 года, атомные (мольные) массы исправлены по данным ИЮПАК 1995 года.

В таблицу введены также для каждого элемента две альтернативные величины относительной электроотрицательности (ОЭО) атомов и основные физические параметры соответствующих простых веществ. Эти данные необходимы, в частности, для исключения устаревших ошибочных названий и написаний химических формул бинарных соединений. К примеру, водородные соединения элементов второго периода Н₄С, H₃N, H₂O, HF, согласно значениям ОЭО (для водорода около 2,0, для других элементов -- от 2,5 для углерода до 4,0 для фтора), являются соответственно карбидом, нитридом, оксидом и фторидом водорода. Поэтому приведенные выше написания формул аммиака и метана более справедливы, нежели традиционные NН₃ и СН₄.

Чтобы те, кто привык к короткой форме, тоже могли пользоваться таблицей, в ней, как и в ее первых зарубежных аналогах (The New Encyclopedia Britannica, 15-th Ed., Encyclopedia Britannica, Inc. Chicago, 1974-1994, и др.), новые номера групп согласованы со старыми (римскими) номерами групп и подгрупп. Но заметим что более новые зарубежные источники уже не включают обозначения I--VIII (а или о), а дают только современные естественные номера от 1 до 18. Таким образом, российского школьника, утверждающего со слов учителя, что фосфор -- элемент V группы, скорее всего, не поймет его зарубежный сверстником: у них фосфор давным-давно в 15-й группе...

7. Значение периодической системы

Многие неизвестные ранее элементы были открыты благодаря целенаправленному поиску именно тех свойств, которые предсказывались по Периодической таблице.

Вклад Д. И. Менделеева в науку был столь огромен, что и по сей день работают специальные комиссии по изучению его научного наследия. Вначале это открытие не получило должного признания и было встречено многими химиками крайне скептически. Одним из критиков периодической системы оказался как раз Бунзен, полагавший, что никакого реального научного значения подобные построения не имеют. Ирония судьбы заключается в том, что сначала сам Бунзен, а затем разработанный им спектральный анализ и дали первые подтверждения правильности периодического закона.

Периодическая система сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, позволила дать современное определение понятия «химический элемент» и уточнить понятия о простых веществах и соединениях. Закономерности, вскрытые системой, оказали существенное влияние на разработку теории строения атомов, способствовали объяснению явления изотонии.

С периодической системой связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в химии, что проявилось как в предсказании существования неизвестных элементов и их свойств, так и в предсказании новых особенностей химического поведения уже открытых элементов.

Периодическая система - фундамент химии, в первую очередь неорганической; она существенно помогает решению задач синтеза веществ с заранее заданными свойствами, разработке новых материалов, в частности полупроводниковых, подбору специфических катализаторов для различных химических процессов и т.д.

Кроме того, периодическая система также научная основа преподавания химии.

периодический таблица элемент атом

8. Библиографический список

1. Глинка Л.Н. Общая химия Учеб. пособие для вузов Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. - 26-е изд. стереотип. - Л. : Химия, 1988. - 272с.

2. Курс общей химии: Учеб. для студентов энергет. спец. вузов Э.И. Минтулина, Г.Н. Масленникова, Н.В. Коровин и др. Под ред. Н.В. Коровина. 2-е изд., перераб. и доп. - М. : Высшая школа, 1990, 446 с.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа.1998. - 743 с.

4. Лучинский Г.П. Курс химии. Учебник для инженерно-технических нехимических вузов. - М.: Высшая школа, 1985

5. Агафошин Н. П. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева - М.: Просвещение, 1973

6. Менделеев Д. И. Периодический закон. Основные статьи. - М.: 1958

7. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Строение вещества. - М.: 1967

8. Кедров Б. М., Трифонов Д. Н. О современных проблемах периодической системы. - М.: 1974.

9. Павлов В.А., Раскатова Е.А. Новая периодическая таблица: за и против детали Наука, техника, экономика: новые тенденции, опыт, перспективы: Материалы научно-практической конференции студентов НТИ(ф) УГТУ- УПИ, посвященной 60-летию института. Нижний Тагил: НТИ (ф) ГОУ ВПО УГТУ-УПИ, 2004. 200 с.

Размещено на Allbest.ru