Закон и периодическая система элементов план. Периодический закон Д

План.
1.Периодический закон Д.И. Менделеева и его общенаучное и философское значение.
2.Периодическая система и порядковый номер элемента как его важнейшая характеристика. Периоды и группы.
3.Изменение свойств элементов в периодической системе.
4.Расположение металлов и неметаллов в периодической системе.

1. Периодический закон (Д.И. Менделеев, 1869)

Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов

Почему свойства элементов периодически повторяются?

С увеличением заряда ядра у элементов периодически повторяется количество и распределение валентных электронов, от которых в большой степени зависят свойства элементов

2. Периодическая система элементов

Это графическое изображение периодического закона. В периодической системе выделяют горизонтальное (период) и вертикальное (группа) направления.

Период

Горизонтальный ряд элементов, у которых заполняются электронами одинаковое число энергетических уровней. Ш период: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar – у атомов данных элементов заполняется 3 энергетических уровня. В периодической системе 7 периодов: 1,2,3 – малые (состоят из одного ряда); 4,5,6,7 – большие (имеют по два ряда); 7-й период – незаконченный.

Группа

Вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое, равное номеру группы, количество валентных электронов, одинаковую максимальную валентность. В системе 8 групп. В зависимости от того, как распределяются валентные электроны у элементов, группа делится на две подгруппы: главную и побочную.

Подгруппа

Вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число и одинаковое распределение валентных электронов, а следовательно и сходные свойства.

Главная подгруппа – группа «А»

Вертикальный ряд элементов, у которых все валентные электроны расположены на последнем уровне. В состав главной подгруппы входят элементы больших и малых периодов.

Побочная подгруппа «В»

Вертикальный ряд элементов, у которых независимо от номера группы, на последнем, уровне находится не более 2-х электронов, остальные валентные электроны расположены на предпоследнем уровне. В состав побочных подгрупп входят элементы только больших периодов

Периодическая система и строение атома

1. Порядковый номер элемента указывает на положительный заряд ядра, число протонов в ядре, число электронов в атоме.
2. Номер периода указывает на число энергетических уровней в атоме.
3. Номера групп для всех элементов, за некоторым исключением, указывают на число валентных электронов, для элементов главных подгрупп – на количество внешних электронов.

3.

ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ

Радиус атома, r

В периоде слева направо радиус атома несколько уменьшается, т.к. при одинаковом количестве энергетических уровней в результате увеличения заряда ядра электроны притягиваются сильнее. В главной подгруппе сверху вниз, с увеличением числа энергетических уровней радиус атома возрастает. В побочной подгруппе он изменяется нелинейно.

Энергия ионизации, ЭИ

Это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома. Выражается в электрон-вольтах. В периоде с увеличением заряда ядра, числа, внешних электронов, уменьшением радиуса атома слева направо она возрастает, в главной подгруппе с увеличением радиуса атома сверху вниз убывает.

Энергия сродства к электрону, ЭС

Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона. В периоде слева направо она возрастает, в главной подгруппе сверху вниз убывает. Выражается в электрон-вольтах.

Электроотрицательность, ЭО

Это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. В периоде слева направо возрастает, в главной подгруппе – сверху вниз убывает. Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор.

Число электронов на внешнем уровне

В периоде слева направо увеличивается от I до 8 (исключение составляет 1-й период, от I до 2). У элементов главных подгрупп равно номеру группы (исключение Н, Не), у элементов побочных подгрупп на внешнем уровне не более 2-х электронов. При образовании химических соединений атомы стремятся к устойчивому состоянию - 8 электронов на внешнем уровне (для первых элементов – 2е). Достигается это путем отдачи или присоединения электронов, в зависимости от того, что атому сделать легче.

4.

МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ
В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ

Металлы

Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов: 1, 2, 3. При образовании соединений металлы всегда отдают ē и имеют только положительный заряд.

Неметаллы

Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат 4-8 электронов. При образовании соединений неметаллы могут как принимать электроны (возникает заряд отрицательный), так и отдавать электроны (возникает заряд положительный).
Если в периодической системе провести диагональ от бора (Z = 5) до астата (Z = 85), то вниз от диагонали все элементы-металлы, а вверх - неметаллы, за исключением элементов побочных подгрупп. У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне не более 2-х ē, они все относятся к металлам.
Четкой границы между металлами и неметаллами нет, более правильно говорить о металличности и неметалличности элемента.

Металличность

Способность атома отдавать электроны. В периоде слева направо с увеличением числа ē да внешнем уровне металличность ослабевает. В главных подгруппах сверху вниз металличность возрастает, т.к. увеличивается радиус атома, прочность связи внешних ē с ядром уменьшается, способность отдавать ē возрастает.

Неметалличность

Способность атома присоединять электроны.
В периоде слева направо с увеличением числа е на внешнем уровне возрастает; в главной подгруппе сверху вниз с увеличением радиуса атома ослабевает.

Таким образом, каждый период за исключением первого, начинается активным металлом (щелочным), заканчивается активным неметаллом (галогеном) и инертным газом. Самый активный металл – франций, самый активный неметалл – фтор.

"Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса".

Современная формулировка:

"свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".

Физический смысл химической периодичности

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s - элементом), а заканчиваются благородным газом (ns 2 np 6 ).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s - подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p - подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p - подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns 2 np 6 ) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d - подуровня при сохранении внешнего ns 2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns 2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np - подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns - и np - подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns - подуровне и внутреннем (n - 1) d - подуровне (или (n - 2) f - подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s -, p -, d - или f -) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s - элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p - элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d - элементы (элементы побочных подгрупп), f - элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O , F , элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.

Периодичность - это повторяемость свойств химических и некоторых физических свойств у простых веществ и их соединений при изменении порядкового номера элементов. Она связана, в первую очередь, с повторяемостью электронного строения атомов по мере увеличения порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра и числа электронов в атоме).

Химическая периодичность проявляется в аналогии химического поведения, однотипности химических реакций. При этом число валентных электронов, характерные степени окисления, формулы соединений могут быть разными. Периодически повторяются не только сходные черты, но и существенные различия химических свойств элементов по мере роста их порядкового номера.

Некоторые физико-химические свойства атомов (потенциал ионизации, атомный радиус), простых и сложных веществ могут быть не только качественно, но и количественно представлены в виде зависимостей от порядкового номера элемента, причем для них периодически проявляются четко выраженные максимумы и минимумы.

Вертикальная периодичность

Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств простых веществ и соединений в вертикальных столбцах Периодической системы. Это основной вид периодичности, в соответствии с которым все элементы объединены в группы. Элементы одной группы имеет однотипные электронные конфигурации. Химия элементов и их соединений обычно рассматривается на основе этого вида периодичности.

Вертикальная периодичность обнаруживается и в некоторых физических свойствах атомов, например, в энергиях ионизации E i (кДж/моль):

IA-группа	IIA-группа	VIIIA-группа
Li 520	Be 900	Ne 2080
Na 490	Mg 740	Ar 1520
K 420	Ca 590	Kr 1350

Горизонтальная периодичность

Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода. Она особенно заметна для элементов VIIIБ-группы и лантаноидов (например, лантаноиды с четными порядковыми номерами более распространены, чем с нечетными).

В таких физических свойствах, как энергия ионизации и сродство к электрону, также проявляется горизонтальная периодичность, связанная с периодическим изменением числа электронов на последних энергетических подуровнях:

Элемент	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
E i	520	900	801	1086	1402	1314	1680	2080
A e	−60	0	−27	−122	+7	−141	−328	0
Электронная формула (валентные электроны)	2s 1	2s 2	2s 2 2p 1	2s 2 2p 2	2s 2 2p 3	2s 2 2p 4	2s 2 2p 5	2s 2 2p 6
Число неспаренных электронов	1	0	1	2	3	2	1	0

Диагональная периодичность

Диагональная периодичность - повторяемость свойств простых веществ и соединений по диагоналям Периодической системы. Она связана с возрастание неметаллических свойств в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому литий похож на магний, бериллий на алюминий, бор на кремний, углерод на фосфор. Так, литий и магний образуют много алкильных и арильных соединений, которые часто используют в органической химии. Бериллий и алюминий имеют сходные значения окислительно-восстановительных потенциалов. Бор и кремний образуют летучие, весьма реакционноспособные молекулярные гидриды.

Диагональную периодичность не следует понимать как абсолютное сходства атомных, молекулярных, термодинамических и других свойств. Та, в своих соединениях атом лития имеет степень окисления (+I), а атом магния - (+II). Однако свойства ионов Li + и Mg 2+ очень близки, проявляясь, в частности, в малой растворимости карбонатов и ортофосфатов.

В результате объединения вертикальной, горизонтальной и диагональной периодичности появляется так называемая звездная периодичность. Так, свойства германия напоминают свойства окружающих его галлия, кремния, мышьяка и олова. На основании таких "геохимических звезд" можно предсказать присутствие элемента в минералах и рудах.

Вторичная периодичность

Многие свойства элементов в группах изменяются не монотонно, а периодически, особенно для элементов IIIA-VIIA-групп. Такое явление носит название вторичной периодичности. Так, германий по своим свойствам больше похож на углерод, чем на кремний. Известно, что силан реагирует с гидроксид-ионами в водном растворе с выделением водорода, а метан и герман не взаимодействуют даже с избытком гидроксид-ионов.

Подобные аномалии в химическом поведении элементов наблюдаются и в других группах. Так, например, для элементов 4-го периода, находящихся в VA-VIIA-группах, (As, Se, Br) характерна малая устойчивость соединений в высшей степени окисления. В то время как для фосфора и сурьмы известны пентафториды, пентахлориды и пентаиодиды, в случае мышьяка до сих получен только пентафторид. Гексафторид селена менее устойчив, чем соответствующие фториды серы и теллура. В группе галогенов хлор(VII) и иод(VII) образуют устойчивые кислородсодержание анионы, тогда как пербромат-ион, синтезированный лишь в 1968 г., является очень сильным окислителем.

Вторичная периодичность связана, в частности, с относительной инертностью валентных s -электронов за счет так называемого "проникновения к ядру", поскольку увеличение электронной плотности вблизи ядра при одном и том же главном квантовом числе уменьшается в последовательности ns > np > nd > nf .

Поэтому элементы, которые в Периодической системе стоят непосредственно после элементов со впервые заполненным p -, d - или f -подуровнем, характеризуются понижением устойчивости их соединений в высшей степени окисления. Это натрий и магний (идут после элементов с впервые заполненным р-подуровнем), р -элементы 4-го периода от галлия до криптона (заполнен d -подуровень), а также послелантаноидные элементы от гафния до радона.

Периодическое изменение атомных радиусов

Согласно представлениям квантовой механики, атомы не имеют четких границ, однако вероятность найти электрон, связанный с данным ядром, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают некоторый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена бóльшая часть электронной плотности (более 90%).

Радиусы атомов элементов находятся в периодической зависимости от их порядкового номера.

В периодах по мере увеличения заряда ядра радиусы атомов, в общем, уменьшаются, что связано с усилением притяжения внешних электронов к ядру. Наибольшее уменьшение атомных радиусов наблюдается у элементов малых периодов. В группах элементов радиусы атомов, в общем, увеличиваются, так как растет число электронных слоев. Таким образом, в изменении атомных радиусов элементов просматриваются разные виды периодичности: вертикальная, горизонтальная и диагональная.

Небольшие размеры атомов элементов второго периода приводят к устойчивости кратных связей, образованных при дополнительном перекрывании р -орбиталей, ориентированных перпендикулярно межъядерной оси. Так, диоксид углерода − газообразные мономер, молекула которого содержит две двойные связи, а диоксид кремния − кристаллический полимер со связями Si−O. При комнатной температуре азот существует в виде устойчивых молекул N 2 , в которых атомы азота соединены прочной тройной связью. Белый фосфор состоит из молекул Р 4 , а черный фосфор представляет собой полимер.

По-видимому, для элементов третьего периода образование нескольких одинарных связей выгоднее формирования одной кратной связи. Вследствие дополнительного перекрывания р -орбиталей для углерода и азота характерны анионы СО 3 2− и NO 3 − (форма треугольника), а для кремния и фосфора более устойчивы тетраэдрические анионы SiO 4 4− и PO 4 3− .

Значение Периодического закона

Периодический закон сыграл огромную роль в развитии химии и других естественных наук. Была открыта взаимная связь между всеми элементами, их физическими и химическими свойствами. Это поставило перед естествознанием научно-философскую проблемы огромной важности: эта взаимная связь должно получить объяснение. После открытия Периодического закона стало ясно, что атомы всех элементов должны быть построены по единому принципу, а их строение должно отображать периодичность свойств элементов. Таким образом, периодический закон стал важным звеном в эволюции атомно-молекулярного учения, оказав значительное влияние на разработку теории строения атома. Он также способствовал формулировке современного понятия "химический элемент" и уточнению представлений о простых и сложных веществах.

Используя Периодический закон, Д.И. Менделеев стал первым исследователем, сумевшим решить проблемы прогнозирования в химии. Это проявилось уже через несколько лет после создания Периодической системы элементов, когда были открыты предсказанные Менделеевым новые химические элементы. Периодический закон помог также уточнить многие особенности химического поведения уже открытых элементов. Успехи атомной физики, включая ядерную энергетику и синтез искусственных элементов, стали возможными лишь благодаря Периодическому закону. В свою очередь, они расширили и углубили сущность закона Менделеева, расширили пределы Периодической системы элементов.

Периодический закон является универсальным законом. Он относится к числу таких общих научных закономерностей, которые реально существуют в природе и поэтому в процессе эволюции наших знаний никогда не потеряют своего значения. Установлено, что периодичности подчиняются не только электронное строение атома, но и тонкая структура атомных ядер, что говорит о периодическом характере свойств в мире элементарных частиц.

Со временем роль Периодического закона не уменьшается. Он стал важнейшей основой неорганической химией. Он используется, например, при синтезе веществ с заранее заданными свойствами, создании новых материалов, подборе эффективных катализаторов.

Неоценимо значение Периодического закона в преподавании общей и неорганической химии. Его открытие было связано с созданием учебника по химии, когда Менделеев пытался предельно четко изложить сведения об известных на тот момент 63 химических элементах. Сейчас число элементов увеличилось почти вдвое, и Периодический закон позволяет выявлять сходство и закономерности свойств различных химических элементов с использованием их положения в Периодической системе.

Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева, все свойства элементов при увеличении порядкового номера в периодической системе изменяются не непрерывно, а периодически, через определённое число элементов, повторяются. Причина периодического характера изменения свойств элементов заключается в периодическом повторении аналогичных электронных конфигураций валентных подуровней: всякий раз, как только повторяется какая-либо электронная конфигурация валентных подуровней, например, рассмотренная в примере 3.1.3.конфигурация ns 2 np 2 , элемент по своим свойствам во многом повторяет предшествующие элементы аналогичного электронного строения.

Важнейшим химическим свойством любого элемента является способность его атомов отдавать или присоединять электроны, характеризующая, в первом случае восстановительную, во втором – окислительную активность элемента. Количественной характеристикой восстановительной активности элемента является энергия (потенциал) ионизации, окислительной – сродство к электрону.

Энергия (потенциал) ионизации – это энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона из атома 6 . Понятно, чем меньше энергия ионизации. Тем сильнее выражена способность атома отдавать электрон и, следовательно, выше восстановительная активность элемента. Энергия ионизации, как и всякое свойство элементов, при увеличении порядкового номера в периодической системе изменяется не монотонно, а периодически. В периоде, при фиксированном числе электронных слоёв, энергия ионизации увеличивается вместе с увеличением порядкового номера из-за увеличения силы притяжения внешних электронов к атомному ядру в связи с увеличением заряда ядра. При переходе к первому элементу следующего периода происходит резкое уменьшение энергии ионизации – настолько сильное, что энергия ионизации становится меньше энергии ионизации предшествующего аналога в подгруппе. Причиной этого является резкое уменьшение силы притяжения удаляемого внешнего электрона к ядру ввиду значительного возрастания атомного радиуса из-за увеличения количества электронных слоёв при переходе к новому периоду. Итак, при увеличении порядкового номера, в периоде энергия ионизации увеличивается 7 , а в главных подгруппах уменьшается. Так что элементы с наибольшей восстановительной активностью расположены в начале периодов и внизу главных подгрупп.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении атомом электрона . Чем больше сродство к электрону, тем сильнее выражена способность атома присоединять электрон и, следовательно, тем выше окислительная активность элемента. При увеличении порядкового номера, в периоде сродство к электрону увеличивается ввиду усиления притяжения электронов внешнего слоя к ядру, а в группах элементов происходит уменьшение сродства к электрону в связи с уменьшением силы притяжения внешних электронов к ядру и из-за увеличения атомного радиуса. Таким образом, элементы с наибольшей окислительной активностью расположены в конце периодов 8 и вверху групп периодической системы.

Обобщённой характеристикой окислительно-восстановительных свойств элементов является электроотрицательность – полусумма энергии ионизации и сродства к электрону. Исходя из закономерности изменения энергии ионизации и сродства к электрону в периодах и группах периодической системы, нетрудно вывести, что в периодах электроотрицательность увеличивается слева направо, в группах уменьшается сверху вниз. Следовательно, чем больше электроотрицательность тем сильнее выражена окислительная активность элемента и тем слабее его восстановительная активность.

Пример 3.2.1. Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств элементов IA – и VA -группы 2-го и 6-го периодов.

Т.к. в периодах энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность увеличиваются слева направо, а в группах уменьшаются сверху вниз, среди сравниваемых элементов наибольшей окислительной активностью обладает азот, а наиболее сильным восстановителем является франций.

Элементы, атомы которых способны проявлять только восстановительные свойства, принято называть металлическими (металлами). Атомы неметаллических элементов (неметаллов) могут проявлять и восстановительные свойства, и окислительные свойства, но окислительные свойства для них более характерны.

Металлы – это, как правило, элементы с небольшим числом внешних электронов. К числу металлов относятся все элементы побочных групп, лантаноиды и актиноиды, т.к. число электронов во внешнем слое атомов этих элементов не превышает 2. Металлические элементы содержатся также в главных подгруппах. В главных подгруппах 2-го периода LiиBe– типичные металлы. Во 2-м периоде потеря металлических свойств происходит при поступлении во внешний электронный слой третьего электрона – при переходе к бору. В главных подгруппах нижележащих периодов происходит последовательное смещение границы между металлами и неметаллами на одну позицию вправо в связи с усилением восстановительной активности элементов из-за увеличения атомного радиуса. Так, в 3-м периоде условная граница делящая металлы и неметаллы, проходит уже междуAlиSi, в 4-м периоде первый типичный неметалл – мышьяк и т.д.

Cтраница 1

Периодическое повторение свойств элементов с увеличением атомного номера становится особенно наглядным, если расположить элементы в виде таблицы, называемой периодической таблицей или периодической системой элементов. Было предложено и используется несколько форм периодической таблицы.

Периодическое повторение свойств элементов с увеличением атомного номера можно наглядно показать, если расположить элементы в таблицу, называемую периодической таблицей, или периодической системой, элементов. Было предложено и находит применение много различных форм периодической системы.

Принцип периодического повторения свойств элементов не мог допустить существования только одного, изолированно стоящего элемента аргона; такого рода простых веществ должно быть несколько или ни одного. Однако Рамзай твердо стоял на позициях периодического закона, и это, а также развитие лабораторной техники в конце прошлого века предопределили быстрое открытие остальных членов группы инертных газов.

Чем объясняется периодическое повторение свойств элементов в периодической системе.

Чем объясняется периодическое повторение свойств элементов.

Принимая, что периодическое повторение свойств элементов обусловлено не только их массою (атомным весом), но и характером движения самих атомов как целых частиц (скоростью и направлением их движения), Флавицкий строит свою гипотезу на следующей основе: периодичность элементов объясняется не тем, что повторяется тип внутреннего Строения атомов, а тем, что периодически меняется характер движения атомов как целых частиц.

Таким образом, причиной периодического повторения свойств элементов является периодическое повторение электронных конфигураций их атомов.

Исследование электронной структуры атомов позволило доказать, что причиной периодического повторения свойств элементов с возрастанием порядкового номера является периодическое повторение процесса постройки новых электронных оболочек. К одной группе периодической системы всегда принадлежат те элементы, у атомов которых в наружных оболочках находится одинаковое число электронов. Так, атомы всех инертных газов, кроме гелия, содержат по 8 электронов в наружной оболочке и Труднее всех ионизируются, между тем как атомы щелочных металлов содержат по одному электрону в наружной оболочке и обладают наиболее низким ионизационным потенциалом. Щелочные металлы только с одним электроном во внешней оболочке могут легко его терять, переходя в устойчивую форму положительного иона с электронной конфигурацией, подобной ближайшему инертному газу с меньшим порядковым номером. Такие элементы, как фтор, хлор и др., по числу внешних электронов приближающиеся к конфигурации инертных газов, наоборот стремятся приобрести электроны и воспроизвести эту электронную конфигурацию, переходя в соответствующий отрицательный ион.

Следующие за третьим периоды таблицы Д. И. Менделеева являются более длинными. Однако периодическое повторение свойств элементов сохраняется. Оно приобретает более сложный характер, обусловленный возрастающим многообразием физических и химических особенностей элементов по мере увеличения их атомных масс. Рассмотрение строения атомов первых периодов подтверждает, что ограниченность числа мест для электронов в каждой оболочке (запрет Паули), окружающей ядро, является причиной периодического повторения свойств элементов. Эта периодичность - великий закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в конце прошлого века, в наше время стал одной из основ развития не только химии, но и физики.

Значения / j постепенно увеличиваются с возрастанием Z до тех пор, Пока Z не достигает значения, характерного для благородного газа, а затем при переходе к следующему элементу падает примерно на одну четвертую значения для благородного газа. Периодичность изменения другого свойства - плотности элементов в твердом состоянии-показана на рис. 5.13. Такое периодическое повторение свойств элементов с увеличением порядкового номера становится особенно наглядным, если элементы расположить в виде таблицы, называемой периодической таблицейялж периодической системой элементов. Было предложено и находит применение много разных форм периодической системы.

Одновременно с Ньюлендсом к открытию периодического закона приближался во Франции де Шанкуртуа. Но в отличие от чувственного музыкально-звукового образа, послужившего для Ньюлендса аналогией с частично выявленной им закономерностью химических элементов, французский натуралист использовал абстрактно-геометрический образ: он сравнивал периодическое повторение свойств элементов, расположенных по величине их атомных весов, с наматыванием спиральной линии (vis tellurique) а боковую поверхность цилиндра.

Представление о величине заряда ядра как об определяющем свойстве атома легло в основу современной формулировки периодического закона Д. И. Менделеева: свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений этих элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Она позволила объяснить причину периодического повторения свойств элементов, которая заключается в периодическом повторении строения электронных конфигураций атомов.

Только после выяснения структуры атома стали понятны причины периодического повторения свойств элементов.