ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ
Групи і підгрупи.
При розташуванні періодів один під одним елементи розташовуються в колонки, утворюючи групи, нумеровані цифрами 0, I, II. VIII. Передбачається, що елементи всередині кожної групи виявляють подібні загальні хімічні властивості. ще бóльше схожість спостерігається у елементів в підгрупах (A і B), які утворюються з елементів всіх груп, крім 0 і VIII. Підгрупа А називається головною, а В - побічної. Деякі сімейства мають назви, наприклад, лужні метали (група IA), лужноземельні метали (група IIA), галогени (група VIIA) і благородні гази (група 0). У групі VIII знаходяться перехідні метали: Fe, Co і Ni; Ru, Rh і Pd; Os, Ir і Pt. Знаходяться в середині довгих періодів, ці елементи більш подібні між собою, ніж з елементами, що стоять до і після них. У кількох випадках порядок збільшення атомної ваги (точніше, атомних мас) порушується, наприклад, у пáрах телур і йод, аргон і калій. Це «порушення» необхідно для збереження подібності елементів у підгрупах.
Метали, неметали.
Діагональ від водню до радону приблизно ділить всі елементи на метали і неметали, при цьому неметали знаходяться вище діагоналі. (До неметаллам відносять 22 елементи - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, галогени та інертні гази, до металів - всі інші елементи.) Уздовж цієї лінії розташовуються елементи, які мають деякі властивості металів та неметалів (металоїди - застаріла назва таких елементів). При розгляді властивостей по підгрупах зверху вниз спостерігається збільшення металевих властивостей і ослаблення неметалічних властивостей.
Валентність.
Найбільш загальне визначення валентності елемента - це здатність його атомів з'єднуватися з іншими атомами в певних співвідношеннях. Іноді валентність елемента замінюють близьким йому поняттям ступеня окислення (С.О.). Ступінь окислення відповідає заряду, який придбав би атом, якби всі електронні пари його хімічних зв'язків змістилися в бік більш електронегативний атомів. У будь-якому періоді зліва направо відбувається збільшення позитивної ступеня окислення елементів. Елементи I групи мають С.О. рівну +1 і формулу оксиду R2 O, елементи II групи - відповідно +2 і RO і т.д. Елементи з негативною С.О. знаходяться в V, VI і VII групах; вважається, що вуглець і кремній, що знаходяться в IV групі, не мають негативного ступеня окислення. Галогени, що мають ступінь окислення -1, утворюють сполуки з воднем складу RH. В цілому позитивна ступінь окислення елементів відповідає номеру групи, а негативна дорівнює різниці вісім мінус номер групи. З таблиці можна визначити наявність або відсутність інших ступенів окислення.
Фізичний сенс атомного номера.
Істинне розуміння періодичної таблиці можливо тільки на основі сучасних уявлень про будову атома. Порядковий номер елемента в періодичній таблиці - його атомний номер - значно важливіше величини його атомної ваги (тобто відносної атомної маси) для розуміння хімічних властивостей.
Будова атома.
У 1913 Н.Бор використовував ядерну модель будови атома для пояснення спектру атома водню, найбільш легкого і тому найбільш простого атома. Бор припустив, що атом водню складається з одного протона, що становить ядро атома, і одного електрона, що обертається навколо ядра.
Визначення поняття атомного номера.
У 1913 А. Ван ден Брук припустив, що порядковий номер елемента - його атомний номер - повинен ідентифікуватися з числом електронів, що обертаються навколо ядра нейтрального атома, і з позитивним зарядом ядра атома в одиницях заряду електрона. Однак необхідно було експериментальне підтвердження ідентичності заряду атома і атомного номера. Бор далі постулював, що характеристичне рентгенівське випромінювання елемента має підкорятися такому ж закону, що і спектр водню. Так, якщо атомний номер Z ідентифікується з зарядом ядра в одиницях заряду електрона, то частоти (довжини хвиль) відповідних ліній в рентгенівських спектрах різних елементів повинні бути пропорційні Z 2. квадрату атомного номера елемента.
У 1913-1914 Г.Мозлі, вивчаючи характеристичне рентгенівське випромінювання атомів різних елементів, здобув блискучу підтвердження гіпотези Бора. Робота Мозлі таким чином підтвердила припущення ван ден Брука про ідентичність атомного номера елемента з зарядом його ядра; атомний номер, а не атомна маса, є істинною основою для визначення хімічних властивостей елемента.
Періодичність і атомна структура.
Квантова теорія Бора будови атома розвивалася протягом двох десятиліть після 1913. Запропоноване Бором «квантове число» стало одним з чотирьох квантових чисел, необхідних для характеристики енергетичного стану електрона. У 1925 Паулі сформулював свій знаменитий «принцип заборони» (принцип Паулі), згідно з яким в атомі не може бути двох електронів, у яких би все квантові числа були однакові. Коли цей принцип застосували до електронних конфігурацій атомів, періодична таблиця набула фізичне обгрунтування. Так як атомний номер Z, тобто позитивний заряд ядра атома, зростає, то і кількість електронів має зростати для збереження електронейтральності атома. Ці електрони визначають хімічне «поведінку» атома. Згідно з принципом Паулі, в міру збільшення значення квантового числа електрони заповнюють електронні шари (оболонки) починаючи з найближчих до ядра. Завершений шар, який заповнений всіма електронами відповідно до принципу Паулі, є найбільш стабільним. Тому благородні гази, такі, як гелій і аргон, мають повністю завершені електронні структури, стійкі до будь-якого хімічного впливу.
Електронні конфігурації.
У наступній таблиці наведені можливі кількості електронів для різних енергетичних станів. Головне квантове число n = 1, 2, 3. характеризує енергетичний рівень електронів (1-й рівень розташовується ближче до ядра). Орбітальний квантове число l = 0, 1, 2. n - 1 характеризує орбітальний момент імпульсу. Орбітальний квантове число завжди менше головного квантового числа, а максимальне його значення дорівнює головному мінус 1. Кожному значенню l відповідає певний тип орбіталі - s. p. d. f. (Це позначення походить від спектроскопічної номенклатури 18 в. Коли різні серії спостережуваних спектральних ліній називалися s harp, p rincipal, d iffuse і f undamental).
Таблиця 3. Кількість електронів в різних енергетичних станах атома
Таблиця 3. ЧИСЛО електронів В РІЗНИХ ЕНЕРГЕТИЧНИХ СТАНАХ атома
Головне квантове число