Періодичний закон і періодична система елементів у світлі вчення про будову атомів

ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

Розділ 2. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д. І. МЕНДЕЛЄЄВА І БУДОВА АТОМІВ

§ 2.9. Періодичний закон і періодична система елементів у світлі вчення про будову атомів

Вчення про будову атомів розкрило глибокий фізичний зміст періодичного закону.

Як зазначалося у § 2.4, головною характеристикою атома є позитивний заряд його ядра. Це загальніша і точніша характеристика атома, а значить, і елемента. Заряд ядра визначає число електронів в електронній оболонці атома, її будову, а цим самим – усі властивості елемента і його положення в періодичній системі. У зв’язку з цим зазнало змін і формулювання закону.

Сучасне формулювання періодичного закону Д. І. Менделєєва таке:

Властивості елементів, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів.

Таке формулювання закону зовсім не суперечить формулюванню, яке дав Д. І. Менделєєв. Воно тільки базується на нових даних, які надають закону і системі наукової обгрунтованості і підтверджують їх правильність. Періодична система елементів Д. І. Менделєєва віддзеркалює періодичний закон, а водночас і будову атомів елементів.

Теорія будови атомів пояснює періодичну зміну властивостей елементів. Збільшення позитивних зарядів атомних ядер від

1 до 107 спричиняє періодичне повторення будови зовнішнього енергетичного рівня. А оскільки властивості елементів залежать в основному від числа електронів на зовнішньому рівні їх атомів, то вони також періодично повторюються. У цьому фізичний зміст періодичного закону.

У малих періодах зі збільшенням позитивного заряду ядер атомів збільшується число електронів на зовнішньому рівні (від 1 до 2 – у VI періоді і від 1 до 8 – у II і III періодах), чим пояснюється зміна властивостей елементів: на початку періоду (крім І періоду) розташований лужний метал, далі металічні властивості поступово слабшають і посилюються властивості неметалічні. У великих періодах зі збільшенням зарядів ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше (див. § 2.8), чим пояснюється і складніша зміна властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів. Так, у парних рядах великих періодів зі збільшенням заряду число електронів на зовнішньому рівні залишається стабільним і дорівнює 2 або 1. Тому, поки відбувається заповнення електронами наступного за зовнішнім (другого ззовні) рівня, властивості елементів у цих рядах змінюються надзвичайно повільно. Лише в непарних рядах, коли зі збільшенням заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому рівні (від 1 до 8), властивості елементів починають змінюватися так само, як у типових.

У варіанті короткої форми періодичної системи звичайно виділяються ряди. Однак тепер це поняття маловживане, оскільки не має фізичного змісту.

У світлі вчення про будову атомів набуває обгрунтованості поділ Д. І. Менделєєвим всіх елементів на сім періодів. Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. Тому s-елементи містяться в усіх періодах, р-елементи – в II і наступних, f-елементи – в IV і наступних, f-елементи – в VI і VII періодах.

Легко пояснюється і поділ груп на підгрупи, який грунтується на різному заповненні електронами енергетичних рівнів. У елементів головних підгруп заповнюються або s – підрівні (це s-елементи), або р-підрівні (це р-елементи) зовнішніх рівнів. У елементів побічних підгруп заповнюється d-підрівень другого ззовні рівня (це d-елементи). У лантаноїдів і актиноїдів заповнюються відповідно 4f – і 5f-підрівні (це f-eлементи). Отже, в кожній підгрупі об’єднано елементи, атоми яких мають подібну будову зовнішнього енергетичного рівня. Причому атоми елементів головних підгруп містять на зовнішніх рівнях число електронів, що дорівнює номеру групи. До побічних підгруп належать елементи, атоми яких містять на зовнішньому рівні по два або по одному електрону.

Відмінність у будові зумовлює й відмінність властивостей елементів різних підгруп однієї групи. Так, на зовнішньому рівні атомів елементів підгрупи галогенів міститься по сім електронів, а елементів підгрупи мангану – по два електрони. Перші – типові неметали, а другі – метали. Проте в елементів цих підгруп є і загальні властивості: вступаючи в хімічні реакції, всі вони (за винятком флуору F) здатні віддавати по 7 електронів на утворення хімічних зв’язків. При цьому атоми підгрупи мангану віддають 2 елек чини позитивного заряду ядра, а не від атомної маси. Експериментальне визначення зарядів ядер зазначених чотирьох пар елементів підтвердило, що Д. І. Менделєєв розташував їх правильно:

18Аr – 19К; 27Сo – 28Ni; 52Tе – 53l; 90Th – 91Ра.

Як же пояснити той факт, що атомна маса аргону більша, ніж атомна маса калію (те саме – для інших пар)? Як відомо, атомна маса елемента – це середнє значення з масових чисел його ізотопів. Очевидно, атомна маса аргону в основному визначається ізотопом з більшим масовим числом (він трапляється в природі в більшій кількості), в той час як у калію переважає ізотоп з меншим масовим числом (див. § 2.4). Отже, недоліків у періодичній системі немає, і з погляду величини зарядів атомних ядер елементи розташовано правильно.

Експериментальне визначення заряду ядер елементів дало змогу визначити число елементів між гідрогеном і ураном, а також число лантаноїдів. Тепер усі місця в періодичній системі заповнено і нові елементи в проміжку від Z = 1 до Z = 107 не можна відкрити ні на Землі, ні в космосі.

Дійсно, хімічним аналізом грунту Місяця, доставленого на Землю в колишньому Радянському Союзі і США, виявлено лише ті елементи, які є в періодичній системі. Однак періодична система не закінчена. Можливе відкриття нових трансуранових елементів.



1 Star2 Stars3 Stars4 Stars5 Stars (No Ratings Yet)
Loading...

Дзвінкі голосні
Періодичний закон і періодична система елементів у світлі вчення про будову атомів