§ 10. Периодический закон в свете теории строения атома

Д. И. Менделеев

В ходе кропотливого труда по систематизации свойств простых и сложных веществ профессор Санкт-Петербургского университета Д. И. Менделеев обнаружил периодическую зависимость состава высших оксидов и водородных соединений химических элементов от их атомной массы. Расположив символы химических элементов в порядке возрастания атомной массы и объединив элементы с одинаковой формулой высшего оксида в группы, в 1869 году Д. И. Менделеев создал таблицу, которую назвал периодической. Оказалось, что элементы, объединённые в одну группу по признаку общей валентности, имеют близкие химические свойства. На основе установленной закономерности он сформулировал закон, который получил название периодического.

В отличие от физических законов, которые обычно представляются в виде формул, периодический закон был отображён Д. И. Менделеевым в виде периодической системы химических элементов.

В 1913 году было экспериментально установлено, что химический элемент — это вид атомов с определённым положительным зарядом ядра, значение которого соответствует порядковому номеру химического элемента в периодической системе. После этого периодический закон получил новую формулировку:

свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер.

Таким образом, порядковый номер химического элемента приобрёл физический смысл. Как вы уже знаете, если за единицу измерения заряда принять заряд электрона, то относительный заряд ядра любого атома будет численно равен порядковому номеру Z соответствующего химического элемента.

Следующим этапом развития теории периодической системы стало выяснение причины периодической зависимости свойств химических элементов от заряда ядра атомов, обоснование интервалов периодичности.

Рис. 20.<br />Последовательность<br />заполнения<br />электронами атомных<br />орбиталей
Рис. 20.
Последовательность
заполнения
электронами атомных
орбиталей

Для выяснения этих причин давайте проследим, как по мере возрастания заряда атомных ядер изменяются состояния электронов в атомах химических элементов. Для каждого элемента запишем формулу электронной конфигурации и построим электронно-графическую схему в соответствии с рисунком 20.

При решении вопроса о последовательности заполнения электронами атомных орбиталей будем руководствоваться следующими правилами.

1. Электроны в атоме в первую очередь заполняют свободные атомные орбитали с наиболее низкой энергией. Энергия атомных орбиталей возрастает в следующей последовательности:

1s < 2s <2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p

2. На одной атомной орбитали может находиться не более двух электронов, причём электроны должны иметь антипараллельные спины.

3. Число неспаренных электронов на данном энергетическом подуровне должно быть максимальным.

Состояние атома, у которого атомные орбитали заполнены электронами в указанной последовательности, является основным состоянием, то есть состоянием с наименьшей энергией. Все остальные состояния будут возбуждёнными.

Итак, у атома водорода с относительным зарядом ядра Z = 1 единственный электрон должен занять самую низкую по энергии атомную орбиталь 1s. У атома следующего элемента оба электрона заселяют ту же 1s-орбиталь, но должны иметь противоположные спины:

1H 1s1
1img
2He 1s2
2He img

Так как на первом энергетическом уровне есть только одна атомная орбиталь, которая не может вместить более двух электронов, то третий и четвёртый электроны в атомах с Z = 3 и Z = 4 занимают следующую по энергии 2s-орбиталь. Атомы этих элементов начинают второй период:

3Li 1s22s1
3Li img
4Be 1s22s2
4Be img

В атомах следующих элементов электроны заполняют 2p-подуровень: сначала по одному электрону на каждую из трёх р-орбиталей; затем, начиная с атома кислорода (Z = 6), каждая р-орбиталь заполняется вторым электроном:

5B 1s22s22p1
5B img
6C 1s22s22p2
6C img
7N 1s22s22p3
7N img
8O 1s22s22p4
8O img
9F 1s22s22p5
9F img
10Ne 1s22s22p6
10Ne img

Так как второй энергетический уровень не может содержать более 8 электронов, то элемент с относительным зарядом ядра атома +11 (Z = 11) начинает третий период:

11Na 1s22s22p63s1
img

Последовательность заполнения электронами атомных орбиталей на третьем энергетическом уровне аналогична той, что мы наблюдали для второго уровня (Приложение 1). Состояние электронов последнего элемента третьего периода аргона (Z = 18) описывается так:

18Ar 1s22s22p63s23p6
img

При этом у атома Ar, в отличие от атомов предыдущих благородных газов He и Ne, не заканчивается заполнение электронами третьего энергетического уровня. У него остаются незаполненными 3d-орбитали. Поскольку на внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов, то cледующий за аргоном элемент (Z = 19) начинает новый, четвёртый период.

Для компактности записи заполненные электронные оболочки в формулах электронных конфигураций заменим символом благородного газа, атом которого имеет такую же электронную конфигурацию. Так, запись 1s2 можно заменить на [He], 1s22s22p6 — на [Ne], 1s22s22p63s23p6 — на [Ar] и т. д. Например, формулу электронной конфигурации атома лития можно записать как [He]2s1, хлора — [Ne]3s23p5.

На этом остановим рассмотрение электронных конфигураций атомов химических элементов.

Сопоставив формулы электронных конфигураций атомов с положением соответствующих им химических элементов в периодической системе, можно обратить внимание на следующие закономерности.

Во-первых, начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового энергетического уровня в атоме. Значение номера этого уровня (n) равно номеру периода. В этом заключается физический смысл номера периода.

Во-вторых, число электронов на внешней электронной оболочке атома А-группы равно номеру группы, в которой размещён соответствующий этому атому химический элемент. В этом заключается физический смысл номера группы. Максимальное число электронов на внешней электронной оболочке атомов не превышает восьми (табл. 6).

Таблица 6. Электронная конфигурация атомов химических элементов А-групп

Параметры сравнения Группы
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Внешняя оболочка ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
Число e на внешней оболочке 1 2 3 4 5 6 7 8
Высший оксид R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
Водородное соединение RH RH2 RH3 RH4 RH3 RH2 RH

Третья закономерность следует из анализа следующей логической схемы, которую мы построим с учётом знаний, полученных в 8–10-х классах.

В одной группе размещены химические элементы, образующие соединения со сходными химическими свойствами
Атомы химических элементов, расположенных в одной группе, имеют одинаковую электронную конфигурацию внешней электронной оболочки
downwards arrow
Вывод. Химические свойства веществ обусловлены строением внешних электронных оболочек атомов, поэтому внешнюю электронную оболочку называют валентной, а размещённые на ней электроны — валентными.

Четвёртую закономерность нам позволит сделать логическая схема.

Свойства химических элементов изменяются периодически с ростом заряда их атомных ядер
Электронная конфигурация внешней электронной оболочки атомов повторяется периодически с ростом заряда их ядер
downwards arrow
Вывод. Периодичность изменения свойств химических элементов совпадает с периодичностью изменения электронной структуры их атомов.

Проведённое сопоставление позволяет заключить: свойства химических элементов изменяются периодически потому, что периодически изменяется электронная конфигурация внешней электронной оболочки их атомов.