Периодический закон – один из главных законов химии. Он был открыт Д. И. Менделеевым в 1869 году в результате обобщения известных к тому времени свойств элементов и их соединений. В современной формулировке он звучит так:
формулировка № 1
Свойства химических элементов, а также свойства образованных ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.
формулировка № 2
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра (атомного номера элемента).
формулировка № 3
Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от периодичности в изменении конфигураций внешних электронных слоев атомов химических элементов.
Периодический закон лежит в основе Периодической системы химических элементов – способа классификации элементов, графически изображаемого в виде периодической таблицы. Распространены два варианта таблицы – короткий и длинный. Последний рекомендован Международным союзом химиков (ИЮПАК) для профессионального использования, а в отечественной системе химического образования традиционно используется короткий вариант. В этом варианте таблица состоит из семи периодов (десяти рядов) и восьми групп.
Период– горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов. Период – совокупность элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов, равным номеру периода. Номер периода равен числу занятых электронами энергетических уровней. Все элементы одного и того же периода имеют разную конфигурацию валентных электронов, но одинаковое число занятых энергетических уровней. Каждый период начинается щелочным металлом (первый период – водородом) и заканчивается инертным газом. Первый период содержит 2 элемента, 2-й и 3-й – по 8 (их называют малыми периодами),4-й и 5-й – по 18, 6-й и 7-й – по 32. В малых периодах с увеличением порядкового номера увеличивается число валентных электронов на внешнем уровне и усиливаются неметаллические свойства элементов. Начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового электронного слоя.
Группа– вертикальный столбец элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов. Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Элементы главных подгрупп имеют валентные s- и p-электроны. Элементы одной и той же главной подгруппы имеют одинаковое число валентных электронов и одинаковую их конфигурацию, но разное число заполненных энергетических уровней. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера усиливаются металлические свойства элементов.
Элементы побочных подгрупп (переходные элементы) имеют валентные s-, d- и f-электроны. Все элементы побочных подгрупп – металлы.
Химические свойства элементов и их соединений определяются строением электронной оболочки атома. Наибольшее значение имеет конфигурация внешнего энергетического уровня, на котором расположены валентные электроны. При увеличении заряда ядра увеличивается общее число электронов в атоме и периодически изменяется конфигурация валентных электронов, что приводит к периодическому изменению свойств элементов. Рассмотрим эти свойства и закономерности их изменения в малых периодах (1 – 3) и группах (главных подгруппах).
1. Радиус атома.
При движении по периодической таблице по периоду слева направо увеличивается заряд ядра, и поэтому усиливается притяжение валентных электронов к ядру, что приводит к уменьшению радиуса атома. В каждом периоде наибольший радиус атома – у щелочного металла, наименьший – у галогена. Напротив, в любой группе при движении сверху вниз, т.е. при увеличении порядкового номера, радиус атома увеличивается, так как растет число заполненных электронами энергетических уровней. При увеличении атомного номера: в периоде радиус элемента уменьшается, в группе – растет.
2. Потенциал (энергия) ионизации – энергия, необходимая для отрыва от атома наиболее слабо связанного электрона. В периоде при движении слева направо свойства элементов меняются от типичных металлов до типичных неметаллов. Первые хорошо отдают электроны, вторые хорошо их принимают. Таким образом, потенциал ионизации увеличивается с ростом порядкового номера элемента в периоде. Наименьшие потенциалы ионизации у щелочных металлов, наибольшие – у инертных газов. В группе потенциал ионизации уменьшается, так как радиус атома увеличивается, и валентные электроны находятся дальше от ядра, поэтому их легче оторвать от атома.
3. Электроотрицательность – способность атома притягивать к себе электронную пару химической связи. Самые большие значения электроотрицательности – у типичных неметаллов, поэтому электроотрицательность – синоним неметаллических свойств элемента. При увеличении атомного номера электроотрицательность (неметаллические свойства) растет в периоде и уменьшается в группе.
Металлические свойства элементов меняются в направлении, противоположном электроотрицательности: они уменьшаются в периоде и усиливаются в группе.
4. Валентность и степень окисления. Каждый период начинается щелочным металлом, который имеет единственную степень окисления +1 и валентность I в соединениях. Заканчивается любой период инертным газом, который не образует (или почти не образует) химических соединений, а перед инертным газом идет галоген, который может иметь степень окисления +7 (кроме фтора) и валентность VII (также кроме фтора). Между ними степень окисления и высшая валентность закономерно увеличиваются. В периоде с увеличением порядкового номера элемента растет его высшая степень окисления (которая, как правило, равна номеру группы) и высшая валентность в соединениях.
В группе высшая степень окисления и высшая валентность элементов не изменяются (за исключением перехода от 2-го к 3-му периоду).
В периодах также при увеличении порядкового номера элемента закономерно изменяются и свойства соединений элементов, в первую очередь высших оксидов и гидроксидов. Металлам соответствуют основные оксиды и гидроксиды – основания, неметаллам – кислотные оксиды и гидроксиды – кислоты. С увеличением порядкового номера элемента происходит усиление кислотных свойств высших оксидов и увеличение кислотного характера высших гидроксидов.
В группах при увеличении атомного номера основные свойства высших оксидов и гидроксидов усиливаются, что можно увидеть на примере IIA группы.
Свойства соединений зависят не только от порядкового номера, но и от степени окисления элемента. для элементов, у которых возможны несколько степеней окисления, также имеется периодическая зависимость:
С увеличением степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства высшего оксида и гидроксида и ослабевают основные свойства.
Хорошим примером служит марганец.