Д. И. Менделеева. Окисление и восстановление

Периодический закон - один из важнейших законов природы - был открыт Дмитрием Ивановичем Менделеевым в 1869 году. Его современная формулировка:

Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин зарядов ядер их атомов.

Физической основой периодического изменения свойств элементов является повторение электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атомов.

Периодическая система элементов в учебной литературе представлена в виде короткопериодного (8 столбцов элементов) и полудлиннопериодного вариантов (18 столбцов) таблиц, который в последнее время используется чаще, нумерация групп в нем сплошная (1, 2, 3,..., 18). В любом варианте элементы располагаются в порядке возрастания заряда их ядер.

Горизонтальные ряды элементов в периодической таблице называются периодами. Все элементы одного периода имеют одинаковую внутреннюю электронную конфигурацию благородного газа, который завершает предыдущий период, и отличаются заполнением внешних электронных подуровней. Химические свойства элемента определяются электронами, находящимися на внешних и предвнешних подуровнях, по заполнению которых все элементы подразделяются на семейства s-, p-, d -, f – элементов. В периодах происходит периодическое повторение строения энергетических подуровней, которое объясняет периодическое изменение физических и химических свойств элементов и их соединений.

В вертикальных рядах, называемых группами, расположены элементы – электронные аналоги, имеющие одинаковую конфигурацию внешних энергетических подуровней, что определяет близость физических и химических свойств элементов и их соединений.

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.

Химические свойства элементов определяются структурой электронных оболочек, а именно, – количеством неспаренных электронов. В зависимости от положения валентных электронов различают s-, p-, d-, и f- элементы.

s- элементы находятся в I и II группах, главных подгруппах и содержат валентные электроны на s -подуровне внешнего слоя;

р- элементы находятся в главных подгруппах с третьей по восьмую группы. У них валентными являются s- и р -электроны внешнего слоя;

d- элементы составляют побочные подгруппы каждой группы и имеют валентные электроны на s -подуровне последнего и d -подуровне предпоследнего слоев;

f- элементы относятся к VI и VII периодам, имеют валентные электроны на s-подуровне последнего уровня и f -подуровне 3-го снаружи электронного слоя (лантаноиды и актиноиды).

Элементы, находящиеся в одном периоде, имеют одинаковое количество энергетических уровней, число которых соответствует номеру периода.

Элементы, находящиеся в одной группе имеют одинаковое количество валентных электронов, число которых равно номеру группы.

Алюминий Al 3s² 3р¹

Скандий Sc 4s² 3d¹

Галий Ga 4s² 4p¹

Иттрий Y 5s² 4d¹

Индий In 5s² 5p¹

Элементы, находящиеся в одной подгруппе, имеют одинаковую конфигурацию валентных электронов.

Литий Li 2s¹

Натрий Na 3s¹

Калий К 4s¹

Рубидий Rb 5s¹

Цезий Cs 6s¹