Казалось бы, притом месте, которое занимает в программе средней школы периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, у поступающих в вузы не должно оставаться неясных вопросов. На самом же деле это не всегда так. Отвечающие на конкурсных экзаменах нередко не могут продемонстрировать свои знания периодической системы – её структуры и закономерностей изменения свойств элементов. А главное, часто не в состоянии подвергнуть эту систему анализу на её естественной основе – теории строения атома.
Одна из причин подобного положения вещей состоит в том, что в средней школе не рассматривается строение атомов элементов больших периодов, хотя и дается описание свойств трех из этих элементов – калия, кальция и железа. Этот недостаток школьной программы нарушает логическую последовательность в изучении периодической системы и, как следствие, исключает возможность объяснить изменение свойств элементов побочных подгрупп и середины больших периодов. Чтобы восполнить этот пробел, необходимо прежде всего остановиться на вопросе о расположении электронов в атомах элементов IV и V периодов.
В отличие от элементов малых периодов (I – III) распределение электронов по энергетическим уровням в атомах элементов больших периодов (IV - VII) происходит несколько сложнее. Так, у атомов элементов нечётных рядов больших периодов, а также всех элементов I и II групп число внешних электронов равно номеру группы. У атомов же элементов чётных рядов больших периодов, начиная с элементов III группы, число электронов на внешнем энергетическом уровне, как правило, равно 2, и с ростом порядкового номера элемента идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня. Например, если у скандия Sc число электронов на третьем уровне равно 9, то у атома меди Cu – элемента того же IV периода – оно достигает максимально возможной величины – 18.
Пользуясь приведенным правилом, можно легко установить распределение электронов по энергетическим уровням в атомах, например, таких элементов IV периода, как железо Fe, медь Cu и бром Br. Прежде всего номер периода говорит о том, что электроны в атомах этих элементов будут располагаться на 4 уровнях. Порядковый номер железа равен 26, этот элемент находится в четвертом (четном) ряду, и, следовательно, его атом на внешнем уровне будет иметь 2 электрона. Если учесть, что на ближайших к ядру уровнях атома находится соответственно 2 и 8 электронов, то число электронов на третьем уровне определиться как разность 26 – (2+8+2) и будет равно 14. Таким образом, распределение электронов в атоме железа Fe будет характеризоваться числами 2…8…14…2. У меди же – элемента стоящего в нечётном, пятом ряду, - число электронов на внешнем уровне будет равно номеру группы, или, иными словами, 1. Отсюда распределение электронов у этого элемента с порядковым номером 29 будет выражаться числами 2…8…18…1. Аналогичным образом у брома Br – элемента этого же ряда, но уже седьмой группы – распределение электронов будет 2…8…18…7.
Правда, приведенное правило не без исключений: у атомов некоторых элементов чётных рядов больших периодов число электронов на внешнем энергетическом уровне оказывается равным 1, а палладия – 0. В этих случаях соответственно на 1 или 2 (у палладия) возрастает число электронов на втором снаружи уровне. Например, у хрома Cr распределение электронов характеризуется числами 2…8…18…13…1, у ниобия Nb – 2…8…18…12…1, у палладия Pd – 2…8….18….18…0 (здесь пятый энергетический уровень вообще отсутствует).
Согласно теории строения, основной характеристикой атома является величина положительного заряда ядра, которая численно совпадает с порядковым номером элемента. Заряд ядра определяет общее число электронов в атоме, их распределение по энергетическим уровням, а также химические свойства элемента. Отсюда современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов или порядкового номера элементов.
Периодическая система химических элементов служит графическим изображением периодического закона Д.И. Менделеева. На её примере наиболее четко видна правомерность основанного на теории строения атома распределение элементов по периодам, рядам, группам. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 110 приводит к периодическому повторению строения внешнего электронного уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем энергетическом уровне, то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.
В качестве примера здесь можно отметить изменение свойств у первых и последних элементов II, III и IV периодов. Распределение электронов по уровням у первых будет: у лития Li – 2…1, у натрия Na – 2…8…1, у калия K – 2…8…8…1; и у вторых: у неона Ne – 2…8, у аргона Ar – 2…8…8, у криптона Kr – 2…8…18…8. Как видно, атомы первых элементов периодов имеют на внешнем уровне по 1 электрону и поэтому проявляют сходные свойства. Имея незавершенные внешние уровни, они легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер. Атому же последних элементов периодов имеют на внешних энергетических уровнях по 8 электронов. Поскольку здесь внешние уровни завершены (заполнены), эти элементы – инертные газы.
В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 в I периоде и от 1 до 8 − во II и III периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме I) находится щелочной металл, затем металлические свойства элементов постепенно ослабевают, и возрастают свойства неметаллические. Элементы II и III периодов Д.И. Менделеев назвал «типическими».
В чётных рядах больших периодов с ростом заряда ядра, число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь при переходе к нечётным рядам, когда с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же как у типических.
Теория строения объясняет и существование подгрупп элементов. В каждой из них объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. Побочные же подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по 2 или 1электрону. Эти различия в строении обуславливают и различия в свойствах элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы. Так, атомы элементов подгруппы галогенов содержат на внешнем уровне по 7 электронов, а подгруппы марганца – по 2 электрона. Первые – типичные неметаллы, а вторые – металлы.
Но есть у элементов этих подгрупп и общие свойства – вступая в химические реакции, все они (за исключением фтора F и брома Br) могут отдавать по 7 электронов на образование химических связей. При этом атомы подгруппы марганца отдают 2 электрона с внешнего уровня и 5 электронов с предвнешнего, то есть со следующего за внешним уровня. Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешних, но и предвнешних (вторых снаружи) уровней, в чём и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп. Отсюда же следует, что номер группы, как правило, число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом физический смысл номера группы.
