Хімія. Комплексна підготовка до ЗНО і ДПА

3. Періодичний закон і періодична таблиця хімічних елементів Д. І. Менделєєва

Пошуки основ для класифікації хімічних елементів почалися доволі давно. На момент відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєвим (1834-1907) і створення першого варіанта періодичної таблиці — 1 березня 1869 р. — було відомо більше 60 елементів. З урахуванням їх властивостей було створено безліч таблиць. Під час створення своєї Д. І. Менделєєв (як і його попередники) долав певні труднощі:

• було відкрито не всі хімічні елементи (лише 63);
• для багатьох елементів значення атомних мас були визначені неправильно;
• властивості деяких хімічних елементів та їхніх сполук були вивчені недостатньо.

Менделєєв, порівнюючи між собою несхожі природні групи елементів, виявив періодичну зміну властивостей елементів залежно від зміни значень їхніх атомних мас.

У процесі складання таблиці Д. І. Менделєєву довелось залишати місця (незаповнені клітинки) для невідкритих на той момент елементів; деяким з них він дав назви та описав властивості: екабор (тепер Скандій), екаалюміній (Галій), екасиліцій (Германій). Окрім цього, він був змушений перевіряти значення атомних мас низки елементів, і в ході проведення експериментів уточнив атомні маси 15 елементів.

У процесі розвитку науки, зокрема ядерної фізики, зазнало певних змін і вчення про будову атома, що розкрило фізичний зміст періодичного закону. Було з’ясовано, що основною характеристикою елемента є не його атомна маса, а заряд ядра (і, відповідно, електронної оболонки). Отже, сучасна періодична система є класифікацією хімічних елементів за електронною структурою їхніх атомів. У зв’язку з цим виникла необхідність змінити формулювання періодичного закону, який сьогодні звучить так: властивості хімічних елементів, а тому й властивості утворених ними простих і складних речовин, перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їхніх атомів.

Графічним зображенням періодичного закону є періодична таблиця хімічних елементів. Оскільки знання людства про речовину постійно зростають, робота над удосконаленням періодичної таблиці не припиняється (зараз відомо більше 400 її варіантів). Найпоширенішими є короткий і довгий варіанти періодичної таблиці. Короткий варіант¹ використовують і досі, оскільки він компактніший, зручніший і несе більше інформації. Кожний елемент розміщено в певній комірці періодичної таблиці, у якій подані такі дані:

¹ Офіційно відмінений IUPAC у 1989 р. Довгий варіант містить 18 груп, які пронумеровані арабськими цифрами.

Основними складовими періодичної таблиці є періоди і групи.

Період — це горизонтальний фрагмент таблиці хімічних елементів, що починається лужним металічним елементом (крім першого) і закінчується інертним елементом. Кожний варіант періодичної таблиці має сім періодів. У довгому варіанті період займає один горизонтальний рядок таблиці, а в короткому — один або два сусідні горизонтальні ряди (парний і непарний). Періоди нумерують арабськими цифрами.

Перший (у ньому 2 елементи), другий і третій періоди (містять по 8 елементів) називають малими; а четвертий, п’ятий (по 18 елементів), шостий (32 елементи) і сьомий (у ньому поки що 29 елементів) — великими. В елементів першого періоду (Гідрогену Н і Гелію Не) електрони заповнюють єдиний (перший) енергетичний рівень. В елементів другого періоду (від Літію Li до Неону Ne) електрони заповнюють два енергетичні рівні (перший і другий). В елементів третього періоду (від Натрію Na до Аргону Аr) електрони заповнюють три енергетичні рівні, четвертого (від Калію К до Криптону Кr) — чотири і т. д. Таким чином кількість електронних шарів атома відповідає номеру періоду. І навпаки, номер періоду, в якому розміщений елемент, вказує на кількість енергетичних рівнів у його атомі. Отже, можна сформулювати осучаснене його визначення: період — це послідовність елементів, атоми яких мають однакову кількість енергетичних рівнів.

У малих періодах (перший, другий і третій) зі збільшенням позитивного заряду ядер поступово збільшується кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні, чим і пояснюється зміна властивостей елементів: від металічних до неметалічних. Великі періоди складають з двох рядів — непарних (верхніх) і парних (нижніх).

У великих періодах (четвертий, п’ятий і шостий) заповнення електронних шарів відбувається складніше, чим і пояснюється складніша зміна властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів. У парних рядах великих періодів зі збільшенням зарядів ядер елементів кількість електронів у зовнішньому електронному шарі залишається незмінною (два або один, де є «провал» електрона). А тому властивості елементів у цих рядах змінюється дуже повільно. У непарних рядах зі зростанням заряду ядра збільшується кількість електронів у зовнішньому електронному шарі (від 1 до 8) і властивості елементів змінюються так, як і в елементів малих періодів.

Група — це вертикальний стовпчик періодичної таблиці, у якому розміщені елементи з однотипною електронною будовою в послідовності збільшення заряду ядра.

Короткий варіант періодичної таблиці містить 8 груп, які прийнято нумерувати римськими цифрами (I—VIII). Кожна група тут розділена на 2 підгрупи: головну (А) і побічну (В). Символи елементів головних підгруп зміщено ліворуч від центру клітинок, а символи елементів побічних підгруп — праворуч. До головних підгруп входять лише s- і p-елементи (які можуть бути як металічними, так і неметалічними). У цих елементів кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи:

Номер групи	IА	IIА	IIIА	IVA	VA	VIA	VIIA	VIIIA
Електронна формула зовнішнього електронного шару (n — номер періоду)	ns1	ns2	ns2np1	ns2np1	ns2np3	ns2np4	ns2np5	ns2np6

Отже, номер групи (головної підгрупи) вказує на кількість електронів у зовнішньому енергетичному рівні, а також на значення вищої валентності (за винятком Оксигену, Флуору та більшості інертних елементів).

Побічними називають підгрупи, що складаються з елементів, у яких заповнюється d-підрівень. Їхні атоми містять у зовнішньому рівні по два електрони (або по одному — у разі «провалу»). Побічні підгрупи не містять елементів перших трьох періодів. До їхнього складу входять лише металічні елементи, які називають перехідними: вони розміщені всередині великих періодів (парних рядів).

Усі елементи, залежно від того, який підрівень заповнюється, поділили на чотири електронні родини:

• 1) s-елементи — це елементи, в атомах яких останнім забудовується s-підрівень зовнішнього електронного шару. Перші два елементи кожного періоду — це s-елементи;
• 2) р-елементи — це елементи, в атомах яких останнім забудовується р-підрівень зовнішнього електронного шару. У кожному періоді (крім 1 і 7-го) є шість p-елементів (вони складають головні підгрупи III—VIII груп короткого варіанта періодичної таблиці);
• 3) d-елементи — це елементи, в атомах яких заповнюється d-підрівень другого зовні енергетичного рівня, а в зовнішньому електронному шарі залишається один або два електрони (розміщені у побічних підгрупах усіх груп);
• 4) f-елементи — це елементи, в атомах яких заповнюється f-підрівень третього зовні енергетичного рівня, а в зовнішньому електронному шарі залишається два електрони. Розрізняють 4f-елементи, лантаноїди (тобто схожі на Лантан), і 5f-елементи, актиноїди (тобто схожі на Актиній). Щоб не збільшувати довжину таблиці, вони винесені за межі її основного поля і розташовані в нижній частині короткого варіанта періодичної таблиці у двох окремих рядах по 14 елементів (довгого — по 15).

Відмінність електронної будови головних і побічних підгруп однієї групи зумовлює і відмінність властивостей елементів у цих підгрупах. Так, наприклад, в елементів VIIA групи (галогенів) у зовнішньому електронному шарі атоми містять сім електронів, а в елементів VIIB групи (підгрупи Мангану) — по два. Тому прості речовини, утворені галогенами, зараховують до типових неметалів, а елементами підгрупи Мангану — до типових металів.

Крім вищенаведених, традиційно виділяють такі сукупності (групи) елементів (не плутати з групами власне періодичної таблиці), схожих за своїми фізичними і хімічними властивостями: