§ 32. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Фундаментальная связь координат положения элемента в Периодической системе с квантовым строением его атома:

• 1. Порядковый номер ($Z$) — численно равен положительному заряду атомного ядра ($+Z$), общему количеству протонов в ядре и общему числу электронов в электронной оболочке электронейтрального атома.
• 2. Номер периода — строго равен общему количеству заполняемых электронных слоев (энергетических уровней) в атоме данного химического элемента.
• 3. Номер группы (для элементов главных $A$-подгрупп) — строго равен числу валентных электронов на внешнем энергетическом уровне, определяя высшую положительную степень окисления и высшую валентность по кислороду.

Закономерная периодическая трансформация атомных параметров и реакционной способности простых веществ:

• 1. В периодах (слева направо) — заряд ядра ($+Z$) непрерывно растет, число энергетических уровней остается постоянным, а число электронов на внешнем слое увеличивается от 1 до 8; возрастает электростатическое притяжение внешних электронов к ядру, атомный радиус сжимается (уменьшается); способность атома отдавать электроны падает (металлические и восстановительные свойства ослабевают), а способность принимать недостающие электроны возрастает (неметаллические и окислительные свойства усиливаются).
• 2. В главных подгруппах (сверху вниз) — число внешних электронов неизменно, но последовательно возрастает число энергетических уровней; атомный радиус увеличивается, внешние электроны все дальше удаляются от ядра и сильнее экранируются внутренними электронными слоями; связь внешних электронов с ядром ослабевает, они легче отрываются (металлические свойства усиливаются), а способность удерживать или присоединять электроны падает (неметаллические свойства ослабевают).
• 3. Два способа достижения устойчивой оболочки октета — металлы отдают электроны с внешнего уровня, обнажая заполненный предвнешний октет ($M^0 - ne^- \rightarrow M^{n+}$); неметаллы присоединяют недостающие до 8 электроны ($Ac^0 + me^- \rightarrow Ac^{m-}$), где число недостающих электронов равно $8 - \text{№ группы}$.

Всеобщий фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 года и раскрывающий взаимосвязь всех химических элементов Вселенной:

• 1. Современная формулировка — Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.
• 2. Физическое обоснование закона — Периодическое изменение свойств элементов объясняется периодическим повторением одинакового строения внешнего энергетического уровня атомов по мере роста положительного заряда ядра.

Великий русский учёный-энциклопедист, химик, физик и педагог, открывший фундаментальный Периодический закон и создавший Периодическую систему химических элементов. Сформулировал учение о периодичности свойств атомов и заложил теоретический фундамент всей современной неорганической химии.

• В марте 1869 года сформулировал фундаментальный Периодический закон, установив, что свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от характеристик атомов (в современном понимании — от положительного заряда ядра).
• Создал Периодическую систему химических элементов, раскрыв глубокую физическую взаимосвязь между положением элемента в таблице (порядковый номер, период, группа) и строением его электронных оболочек, радиусом атома и выраженностью металлических свойств.
• На основе открытой системы блестяще предсказал существование и детальные физико-химические свойства ряда неизвестных в то время элементов (галлия, скандия, германия), а также исправил неверно определённые атомные массы известных веществ.

1. Физический смысл порядкового номера ($Z$):

Порядковый (атомный) номер химического элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева указывает на:

• Величину положительного заряда атомного ядра в элементарных единицах ($+Z$);
• Общее число протонов ($p^+$), содержащихся в ядре атома;
• Общее число электронов ($e^-$), обращающихся вокруг ядра в нейтральном атоме.

Пример: Натрий имеет порядковый номер $11$. Это значит, что заряд ядра его атома равен $+11$, в ядре находится $11$ протонов, а вокруг ядра движутся $11$ электронов.

2. Физический смысл номера периода:

Номер периода указывает на общее число энергетических уровней (электронных слоев), на которых размещаются электроны в атоме данного элемента.

Пример: Натрий находится в 3-м периоде — следовательно, его 11 электронов распределены по трем энергетическим уровням ($+11 ) 2e^-, 8e^-, 1e^-$). Кальций находится в 4-м периоде — электроны распределены по четырем энергетическим уровням ($+20 ) 2e^-, 8e^-, 8e^-, 2e^-$).

3. Физический смысл номера группы:

Для элементов главных ($A$) подгрупп номер группы указывает на:

• Число валентных электронов, расположенных на внешнем энергетическом уровне атома;
• Высшую валентность и высшую положительную степень окисления элемента в кислородных соединениях (за исключением фтора, кислорода и некоторых благородных газов);
• Число электронов, недостающих до завершения октета ($8 - \text{№ группы}$) для неметаллов.

Пример: Натрий находится в IA-группе — на его внешнем слое 1 электрон, высшая валентность равна I ($Na_2O$). Фосфор находится в VA-группе — на его внешнем слое 5 электронов ($ns^2np^3$), высшая валентность по кислороду равна V ($P_2O_5$), а в летучем водородном соединении фосфор трехвалентен ($8 - 5 = 3$, $PH_3$).

а) Изменение свойств в периодах (слева направо):

• Металлические свойства ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.
• Физическое объяснение механизма:
• В пределах одного периода при движении слева направо порядковый номер ($Z$) и заряд ядра последовательно возрастают;
• Число энергетических уровней в атомах остается неизменным (равно номеру периода);
• Число электронов на внешнем энергетическом уровне непрерывно растет (от 1 у щелочного металла до 7 у галогена и 8 у благородного газа);
• С ростом заряда ядра при неизменном числе слоев электростатическое притяжение внешних электронов к ядру резко усиливается, что приводит к сжатию электронной оболочки (уменьшению радиуса атома);
• Чем меньше радиус и чем сильнее притяжение электронов к ядру, тем труднее атому отдавать электроны (металлические свойства падают) и тем легче он принимает чужие электроны для достройки устойчивого октета (неметаллические свойства растут).

Иллюстрация: В 3-м периоде типичный активный щелочной металл натрий ($Na$) сменяется менее активным металлом магнием ($Mg$), переходным амфотерным металлом алюминием ($Al$), полупроводником кремнием ($Si$), активными неметаллами фосфором ($P$) и серой ($S$), сильнейшим окислителем галогеном хлором ($Cl$) и инертным благородным газом аргоном ($Ar$).

б) Изменение свойств в группах (сверху вниз для главных $A$-подгрупп):

• Металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабевают.
• Физическое объяснение механизма:
• В главных подгруппах сверху вниз число валентных электронов на внешнем уровне остается строго постоянным (равно номеру группы);
• Однако с каждым новым периодом добавляется один новый энергетический уровень (электронный слой);
• Вследствие этого радиус атома существенно увеличивается, а внешние электроны все сильнее удаляются от положительного ядра и экранируются внутренними электронными слоями;
• Сила электростатического притяжения внешних электронов к ядру закономерно падает. Атому становится значительно легче оторвать и отдать внешние электроны (металлические свойства усиливаются), тогда как способность притягивать и удерживать дополнительные электроны резко снижается (неметаллические свойства ослабевают).

Иллюстрация:

• В IA-группе (щелочные металлы) радиус атома растет от лития к цезию ($Li < Na < K < Rb < Cs$), поэтому цезий отдает свой единственный электрон легче всего и проявляет самые мощные металлические свойства;
• В VIIA-группе (галогены) радиус атома растет от фтора к иоду ($F < Cl < Br < I$), поэтому фтор ($F$) удерживает электроны сильнее всех и является самым активным неметаллом и сильнейшим окислителем среди всех элементов периодической системы.