Будова атома. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

 

План лекції

1. Будова атома

·        Основні етапи і діалектика розвитку вчення про будову атома.

·        Спектри атомів. Квантовий характер поглинання і випромінювання енергії.

·        Корпускулярно-хвильовий дуалізм мікрочастинок. Рівняння де Бройля.

·        Хвильові властивості мікрочастинок і принцип невизначеності Гейзенберга.

·        Характер руху електронів в атомі. Хвильова функція в системах мікрочастинок.

·        Електронні енергетичні рівні атома.

·        Головне квантове число.

·        Форма s-, p– і  d-орбі­талей атома.

·        Орбітальне, магнітне і спінове квантові числа. Їхній фізичний зміст.

·        Принципи та правила, що визначають послідовність заповнення атомних орбіталей електронами: принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда, правила Клечковського, правило симетрії.

·        Електронні та електроно-графічні формули атомів елементів та їх йонів.

·        Природна та штучна радіоактивність. Токсична дія радіонуклідів.

·        Радіофармацевтичні препарати, що використовують для лікування (препарати Кобальту, Фосфору, Йоду) та діагностики (препарати Калію, Фосфору) різних захворювань.

 

         2. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

·        Періодичний закон Д.І. Менделєєва і його пояснення на основі сучасної теорії будови атомів. Періодичний закон як приклад дії законів діалектики.

·        Структура періодичної системи елементів: періоди, групи, родини. Варіанти періодичної системи.

·        Періодичний характер зміни властивостей елементів: радіус, енергія активації, енергія спорідненості до електрона, відносна електронегативність.

·        Вплив будови зовнішніх електронних оболонок на хімічні властивості елементів.

·        Періодичний характер зміни властивостей простих речовин, гідридів, оксидів.

·        Внутрішня та вторинна періодичність.

Перші моделі атома.

Довгий час в науці панувала думка, що атом неподільний, тобто не містить більш простих складових частин. Вважалося також, що атоми незмінні: атом даного елемента ні за яких умов не може перетворюватися в атом якого-небудь іншого елемента. Однак в кінці ХІХ століття був встановлений цілий ряд фактів, які свідчили про складну будову атома, а також свідчили про можливість їх взаємоперетворень.

Перш за все, сюди належить відкриття електрона англійським фізиком Дж. Томсоном у 1897 році при вивченні катодного випромінювання, що утворюється внаслідок проходження електричного струму крізь розріджені гази.

Катодне випромінювання виникає у скляній посудині, з якої викачано повітря і в яку впаяні металеві катод К і анод А. Якщо під’єднати ці електроди до джерела струму високої напруги і ввімкнути струм, то катод випускає невидиме для ока проміння, яке, пройшовши крізь вузький отвір ваноді і металеві пластинки Е, потрапляє в простір М, де викликаєблакитне світіння (люмінесценцію) скла. Це світіння не залежить від природи катода. Створення електричного поля між пластинками Е викликає переміщення блакитного світіння в бік позитивного полюса зовнішнього поля. (мал. 1)

На основі цих факторів англійський фізик Крукс у 1880 році висловив припущення, що катодне випромінювання є поптоком негативно заряджених частинок, які дуже швидко рухаються.

Ці негативно заряджені частинки було названо електронами. Електрон – елементарна частинка, яка володіє найменшим існуючим в природі негативним електричним зарядом (1,602 × 10^-19Кл). Маса електрона 9,1095 ×10^-28г, тобто майже в 2000 разів менше маси атома водню.

Далі було встановлено, що електрони є носіями струму в металах, вони є виявлені у полум’ї, вони вилучаються багатьма речовинами при нагріванні, освітленні або рентгенівському опроміненні.

Звідси випливає, що електрони місяться в атомах всіх елементів. Але електрони негативно заряджені, а атоми не мають електричного заряду, вони електронейтральні. Відповідно, в атомах повинні мітитися, крім електронів, ще й інші позитивно заряджені частинки.

Велику роль у встановленні складної природи атома відіграло відкриття і вивчення  радіоактивності. Великий внесок у відкриття і вивчення цього явища вклали французький фізик Беккерель, польська фізик та хімік Марія Складовська-Кюрі, французький фізик П’єр Кюрі.

Радіоактивність – це здатність деяких елементів випромінювати невидиме для ока проміння, яке спричинює почорніння фотографічних пластинок, крізь речовини, іонізує повітря. Відповідні елементи називають радіоактивними.

Дослідженнями подружжя Кюрі і англійський фізик Резерфорда було встановлено, що радіоактивне випромінювання неоднорідне: під дією магнітного поля воно поділяється на три пучки; один з яких не змінює свого першопочаткового напрямку, а два інші відхиляються в протилежні сторони.

 Промінння, яке не відхиляється в магнітному полі, а отже, не несе електричного заряду, отримало назву g – проміння. Воно подібне до рентгенівського проміння і володіє великою проникною здатністю.

Відхилення двох інших пучків під дією магнітного поля показує, що ці пучки містять електрозаряджені частинки. Протилежні напрямки відхилень свідчили про те, що в склад одного пучка входили негативно заряджені частинки (це проміння отримало назву b – проміння), а в склад іншого входили позитивно заряджені частинки (a – проміння). b – проміння складалося з потоку електронів, які швидко рухаються. Це ще раз підтвердило, що атом містить електрони.

a – проміння складається з частинок, маса яких рівна масі атома гелію, а абсолютна величина заряду – подвійному заряду електрона. Прямим дослідом Резерфорд довів,що a – частинки є заряджені атоми гелію. Він помістив тонкостінну ампулу з невеликою кількістю радію всередину великої пробірки, з якої відкачали повітря. a – проміння проникало через тонкі стінки ампули, але затримувалося товстими стінками пробірки, і в результаті спектрального тільки електрони. Коли є різке відхилення a – частинки, то це означає, що в атомі є деяке важке ядро, в якому зосереджена переважна частина всієї маси атома. Це ядро займає малий об’єм і воно повинно нести позитивний заряд, який і відштовхує одноіменно заряджені a – частинки.

На основі своїх дослідів Резерфорд у 1911 році запропонував ядерну модель атома:  в ценрі атома міститься позитивно заряджене ядро, маса якого майже дорівнює масі атома. Навколо ядра рухаються електрони, число яких дорівнює позитивному заряду ядра. Між ядром і електронами діє електростатична (кулонівська) сила притягання, яка зрівноважується відцентровою силою, що виникає внаслідок руху електронів.

Сила кулонівського притягання е²/r², а сила відцентрована mV²/r:

е²/r² = mV²/r,

де m – маса електрона,

     V – швидкість руху електрона,

                е – заряд електрона,

                r – радіус орбіталі, по якій рухається електрон.

Чим більший заряд атомного ядра, тим сильніше буде відштовхуватися від нього a – частинка, а значить частіше будуть зустрічатися випадки відхилення a – частинки від першопочаткового напрчмку при проходжені через шар металу. Тому досліди по розсіюванню a – частинок дали можливість не тільки виявити існування атомного ядра, але і визначити його заряд.

Уже з дослідів Резерфорда випливало, що заряд ядра (виражений в одиницях заряду електрона) чисельно рівний порядковому номеру елемента в періодичній системі.

Модель атома Резерфорда була значним кроком вперед у процесі пізнання будови атома, але вона не змогла пояснити деякі встановленні факти.

Відомо, що яякщо сонячний промінь пропустити крізь скляну або кварцову призму, то він розкладається, і на екрані, поставленому за призмою, з’являється кольорова смуга, яка містить всі кольори веселки у безперервній послідовності. Це пояснюється тим, що білий промінь складається з електромагнітних хвиль різної довжини, які при проходжені крізь призму неоднаково нею заломлюються і потрапляють на різні місця екрану. Такий спектр називається  суцільним. Його дають нагрітті до високої тмператури тверді тіла і рідини. Світло, яке випромінюється розжареним газом або парою, складається з електромагнітних хвиль певної довжини. Тому, замість суцільної кольорової смуги на екрані з’являється ряд окремих кольорових ліній, розділених темними проміжками. Так, наприклад, у видимій частині спектра водню міститься 5 ліній: червона, зелена, синя і дві фіолетові. Пара металу К дає спектр, який складається з трьох ліній: двох червоних і фіолетової. Такі спектри називають лінійчастими (атомними) спектрами. Експерементально встановлено, що кожному хімічному елементу відповідає свій атомний спектр, який відрізняється від спектрів інших елементів.

Модель атома Резерфорда не могла пояснити походження лінійчастих спектрів. Більше того вона їм суперечила. Справді, за законом класичної електродинаміки, електрон, який обертається навколо ядра, повинен безперервно випромінювати електромагнітну енергію у вигляді світлових хвиль, завдяки чому швидкість його руху має весь час зменшуватись, а електрон дедалі більше наближатися до ядра. Вичерпавши свою енергію, електрон має “впасти” на ядро, що призведе до припинення існування атома. Це суперечить реальним властивостям атомів, які є стійкими. Крім того, при безперервному випромінюванні енергії електроном спектр атома має бути безперервним, суцільним, а він – лінійчастий.

Отже, модель атома Резерфорда не змогла пояснити ні існування стійких атомів, ні наявності лінійчастих спектрів.

Приблизно на початку ХХ ст. дослідження ряду явищ (випромінювання розжарених тіл, фотоефект, атомні спектри) привели до висновку, що енергія поширюється і передається , випромінюється і поглинається не неперервно, а окремими порціями – квантами. Енергія системи мікрочастинок також може приймати тільки певні значення, які є кратними числами квантів. Отже, енергія таких систем може змінюватися лише стрибкоподібно, як кажуть, вона квантується.

Припущення про квантування енергії вперше виказав Макс Планк (1900) і пізніше обгрунтував Альберт Ейнштейн (1905).

Чим менша довжина хвилі (чим більша частота коливань), тим більша енергія кванта і, навпаки, чим більша довжина хвилі (менша частота коливань), тим менша енергія кванта.

Сам Планк довший час вважав, що випромінювання і поглинання світла квантами є властивість випромінюючих тіл, а не самого випромінювання. Однак в 1905 році А.Ейнштейн, аналізуючи явище фотоелектричного ефекту, прийшов до висновку, що електромагнітна енергія існує лише у формі квантів і, що відповідно, випромінювання являє собою потік неподільних матеріальних “частинок” (фотонів), енергія яких визначається рівнянням Планка.

З квантової теорії світла випливає, що фотон не здатний дробитися: він взаємодіє як ціле з електроном металу, вибиваючи його з пластинки; як ціле він взаємодіє і з світлочутливою речовиною фотоплівки, викликаючи її потемніння в окремій точці. В цьому розумінні фотон веде себе як частинка і прояляє корпускулярні властивості. Однак фотон володіє і хвильовими властивостями: це проявляється у хвильовому характері поширення світла, в здатності фотона до інтерференції і дифракції. Фотон відрізняється від частинки в класичному розумінні тим, що його точне положення в просторі, як і будь-якої хвилі не може бути вказане. Але він відрізняється і від “класичної” хвилі – нездатністю ділитися на частини. Отже, поєднуючи в собі корпускулярні і хвильові властивості, фотон строго кажучи не є ні частинкою ні хвилею – йому притаманний корпускулярно-хвильовий дуалізм.

Враховуючи квантову теорію світла, лінійчастий характер атомних спектрів і ядерну модель атома Резерфорда, датський фізик Н.Бор у 1913р. сформулював основні положення своєї теорії будови атома водню у вигляді постулатів (твердження, що не вимагають доведення).

1.                   Електрон обертається навколо ядра, не випромінюючи енергії, тільки по певних колових орбіталях, які називаються стаціонарними або квантовими.

2.                   Електрон може переходити з однієї стаціонарної орбіталі на іншу; при цьому поглинається або випромінюється квант електромагнітного випромінювання, енергія якого дорівнює різниці енергії атома в кінцевому і вихідному станах.

Енергія електрона, який обертається навколо ядра, залежить від радіуса орбіталі. Найменшу енергію електрон має тоді, коли він перебуває на найнижчій до ядра орбіталі. Стан, що відповідає найменшому запасу енергії атома, називається основним. Щоб перевести електрон на більш віддалену від ядра орбіталь, треба подолати притягання електрона до позитивно зарядженого ядра, що потребує затрати енергії. Цей процес супроводиться поглинанням кванта світла. Енергія атома при цьому збільшується і він переходить у збуджений стан. Перехід електрона у вихідний стан супроводжується виділенням кванта електромагнітного випромінювання.

На основі своєї теорії Бор розрахував спектр атома водню. Спектр атома гелію та інших багатоелектронних атомів розрахувати неможливо, оскільки тут ще діють електростатичні сили відштовхування між елктронами. Крім того, перехід електрона з однієї орбіталі на іншу триває в часі, а при цьому електрон  мусить перебувати між вихідною і кінцевою орбіталями. Однак такий “проміжний” стан теорією забороняється.

Отже, необхідно було вдосконалити теорію Бора-Зоммерфельда.

Велику роль у встановленні складної природи атома відіграло відкриття і вивчення  радіоактивності. Великий внесок у відкриття і вивчення цього явища вклали французький фізик Беккерель, польська фізик та хімік Марія Складовська-Кюрі, французький фізик П’єр Кюрі.

Радіоактивність – це здатність деяких елементів випромінювати невидиме для ока проміння, яке спричинює почорніння фотографічних пластинок, крізь речовини, іонізує повітря. Відповідні елементи називають радіоактивними.

Припущення про квантування енергії вперше виказав Макс Планк (1900) і пізніше обгрунтував Альберт Ейнштейн (1905).

Чим менша довжина хвилі (чим більша частота коливань), тим більша енергія кванта і, навпаки, чим більша довжина хвилі (менша частота коливань), тим менша енергія кванта.

Сучасна квантово-механічна будова атома

Це завдання було вирішення в 20 – х роках ХХ століття після виникнення і розвитку нової галузі теоретичної фізики – квантової або хвильової механіки.

У 1924 році Луї де Бройль запропонував поширити корпускулярно-хвильові уявлення на всі мікрочастинки, тобто рух будь-якої мікрочастинки розглядати як хвильовий процес. Математично це знайшло вираження у рівнянні де Бройля. Згідно рівняння Планка, енергія фотона:

E = hn,     n = c/l , тому E = hn/l , але фотон володіє деякою масою і за рівнянням Ейштейна, його енергія E =mс², mс² = hс/l , l = h/mс, mс = р  – імпульс , l = h/р.

Оскільки, електрону притаманні хвильові властивості, то для нього теж, як і для фотона повинно виконуватися рівняння:

l = h/mV – рівняння Де Бройля.

м – маса частинки

V – швидкість частинки.

Гіпотеза де Бройля була експерементально підтверджена виявленням у потоку електронів дифракційного та інтерференційного ефектів. З рухом електрона асоціюється хвиля довжиною порядку 10^-10м (тобто співрозмірна з розмірами атомів). Отже, саме тому при розсіюванні електронів кристалами спостерігається дифракція.

Отже, електрон одночасно є і частинкою, і хвилю. У 1925 році Вернер Гейзенберг запропонував принцип невизначеності: неможливо одночасно визначити і швидкість (або імпульс р = mV) і положення мікрочастинки (її координати).

Метеметичний запис принципу невизначеності:

DХDV_Х > h/2pm_e, де

DХ – невизначеність положення електрона, який рухається вздовж осі Х;

DV_Х – невизначеності швидкості електрона, який рухається вздовж осі Х;

h – пост. Планка;

m_e – маса електрона.

Із співвідношення невизначеностей випливає, що чим точніше вирахувана швидкість (DV_Х®0) електрона в атомі, тим невизначенішими є координати (DХ®¥). Отже, таким чином, характеризуючи орбітальний електрон в атомі точним значенням енергії або імпульсу, ми вносимо велику невизначеність в характеристику електронної орбіти, тобто в даний момент часу можемо говорити лише про імовірність знаходження електрона в різних точках навколоядерного простору.

Якщо l_n – довжина електронної хвилі, а довжина електронної орбіти 2pr_n; то в загальному випадку електрона хвиляразів вкладається в довжині електронної орбіти:

2pr_n = nl_n (1)   згідно рівняння де Бройля l = h/mV, тоді 2pr_n = nh/(mV)

mVr_n = nh/2p (2).

Рівняння (1) з фізики відоме, як рівняння, що виражає умову утворення стоячої хвилі, яка у відсутності сил тертя є стійкою формою коливального руху, який відбувається без розсіювання енергії. Відповідно, такі електронні орбіти повинні бути стійкими.

Рівняння (2) є математичним виразом основного постулату Бора, який стверджував квантованість моменту кількості руху електрона в атомі водню. Таким чином, визнання хвиль де Бройля, тобто корпускулярно – хвильової природи електрона в атомі, дозволило обгрунтувати планетарну модель атома Бора, але головне перейти до більш строгої квантово-механічної або хвильової моделі. Отже, стан електрона в атомі не можна представити як рух матеріальної частинки по якій-небудь орбіті. Квантова механіка відмовляється від уточнення положення електрона в просторі;  вона заміняє класичне поняття точного знаходження частинки поняттям статистичної імовірності знаходження електрона в даній точці простору або в елементі об’єму dV навколо ядра.

Оскільки рух електрона має хвильовий характер, то квантова механіка опису його рух в атомі за допомогою так званої хвильової функції Y. В різних точках атомного простору ця функція приймає різні значення. Математично це записується рівнянням Y = Y(х, у, z), де х, у, z – координати точки. Фізичний зміст має квадрат хвильової функції Y², він характеризує імовірність знаходженя електрона в даній точці атомного простору. Величина Y²dV представляє собою імовірність виявлення частинки в елементі об’єму dV.

В якості моделі стану електрона в атомі в квантовій механіці прийнято уявлення про електронну хмару, густина відповідних ділянок якої пропорційна знаходженню там електрона.

Очевидно, що хмара є найщільніша, найщільніша там, де найбільше число точок, тобто в областях найбільш імовірного знаходження електрону.

Очевидно, що чим міцніший зв’язок електрона з ядром, тим електронна хмара менша за розмірами і щільніша по розподілу заряду.

Електронну хмару часто зображають у вигляді граничної поверхні (яка охоплює приблизно 90% електронної хмари).

При цьому позначення щільності (густини) за допомогою точок опускають.

Простір навколо ядра, в якому найбільш імовірне перебування електрона, називається орбіталлю.

Застосовують й інші способи зображення розподілу електронної густини відносно ядра, наприклад, за допомогою кривої радіального розподілу імовірності.

Ця крива показує імовірність того, що електрон знаходиться в тонкому кульовому шарі радіусу r товщиною dr навколо ядра. Об’єм цього шару рівний 4pr²dr, а загальна імовірність знаходження електрона в цьому шарі (4pr²dr)y².

      Обчислення імовірності знаходження електрона в даному місці атома (молекули) і його енергії – складна математична проблема. Вона вирішується за допомогою рівняння Шредінгера.

У 1926 році Ервін Шредінгер запропонував рівняння, яке отримало назву хвильового рівняння Шредінгера. Воно зв’язує хвильову функцію y з потенціальною енергією електрона U і його повною енергією Е:

Ѳy + 8p²m/h²(Е – U)y = 0

Ѳy  = n²py/nх² + n²y/nу² + n²y/nz² – сума других похідних хвильової функції по координатах х, у, z;

m – маса електрона,

h – пост. Планка,

Е –  повна енергія електрона,

U – потенціальна енергія електрона.

Допустимі рішення рівняння Шредінгера можливі лише при цілком дискретних значеннях енергії електрона. Різним функціям y₁, y₂, y₃…..y_n відповідають цілком свої значення енергії Е₁, Е₂,…..Е_n. Отже, квантування енергії мікросистеми випливає безпосередньо з рішення хвильового рівняння.

Хвильового функція, яка є рішенням рівняння Шредінгера, називається орбіталлю.

Отже, замість Борівських орбіталей ядро атома оточене електронними хмарами. Основні характеристики, які визначають рух електрона навколо ядра, – це його енергія і просторові особливості відповідної йому орбіталі.

Електронні енергетичні рівні атома. Квантові числа.

Згідно з квантово-механічною теорією, стан електрона в атомі характеризується значеннями 4 квантових чисел  n – головного,

                                                       l – орбітального,

                                                       m_l – магнітного,

                                                        s – спінового.

Головне квантове число визначає радіус квантового рівня (середню віддаль від ядра до ділянки підвищенної електронної густини) або загальну енергію електрона на певному рівні.

Стан електрона, який характеризується певним значенням головного квантового числа, називають енергетичним рівнем електрона в атомі.

Квантовий стан атома з найменшою енергією Е₁ називається основним або нормальним. Інші квантові стани з енергією Е₂, Е₃ …..Е_n називаються збудженими. В основному стані електрон найміцніше зв’язаний з ядром. В цьому стані тільки долі секунди (10 ^–10  –  10^-8с).

Збудження атома відбувається при нагріванні, електророзряді, поглинанні світла і т.д., причому атом поглинає окремі порції – кванти енергії, які відповідають різниці енергетичних рівнів електронів.

Енергетичні рівні позначають ще великими латинськими буквами:

n       1  2   3   4   5   6   7

         K  L  M  N  O  P   Q

Графічно енергію квантових станів і квантові переходи електронів можна зобразити за допомогою схеми рівнів енергії.

 Ці сімейства 3d (Sc – Zn), 4d (I – Cd), 5d (La, Hf – Hg) елементів. В 6 і 7-му періодах в сімейства по 14 елементів об’єднуються f – елементи. Це сімейства 4f – елементів (Се – Lu), які ще називають лантаноїдами і 5f – елементів (Th – Lr), які ще називають актиноїдами. Іноді виділяють сімейство заліза і сімейства платиноїдів.

1, 2 і 3 періоди – малі періоди, які містять по 8 елементів.

4 і 5 періоди містять по 18 елементів.

6 період містить 32 елементи.

7 період ще незакінчений.

Кожен період, крім І починається лужним металом і завершується благородним газом.

Групою періодичної системи називають вертикальний ряд, у якому розміщені подібні за властивостями елементи. У періодичній системі є вісім груп – у відповідності з максимальним числом електронів на зовнішньому рівні незбуджених атомів.

Положення в групах s- і p- елементів визначається загальним числом електронів зовнішнього рівня. Наприклад, 3s²3p³ , який має на зовнішньому рівні 5 електронів, належить до 5 групи.

Положення в групах d-елементів обумовлене загальним числом s-електронів зовнішнього і d-електронів передостаннього рівнів. За цією ознакою перші 6 елементів кожного сімейства d-елементів розміщуються в одній з відповідних груп Sc (3d¹4s²) в 3 групі, Mn (3d⁵4s²) в 7 групі, Fe (3d64s2) в 8 групі. Цинк, у якого передостанній шар завершений, має вже зовнішніми 4s²  електрони і відноситься до 2 групи.

За наявністю на зовнішньому рівні тільки 1 електрона (за рахунок “провалу” одного з 4 s-електронів в d-підрівень) мідь (3d¹⁰4s¹), а також Аg (4d¹⁰5s¹) і Аu (5d¹⁰6s¹) належать до І групи.

Со, Ni, Rh, Pd, Ir, Pt, Ru, Os, Fe поміщають у 8 групу. У відповідності з особливостями електронних структур сімейства 4f-(лантаноїди) і 5f-(актиноїди) елементів поміщають в ІІІ групу.

Елементи груп діляться на підгрупи. S-і p-елементи складають головну підгрупу, або А-підгрупу;

d- елементи складають побічну або В-підгрупу.

Часто в особливу підгрупу так званих типових елементів ділять на: типові елементи, елементи головної підгрупи, елементи побічної підгрупи.

У малих періодах із збільшенням порядкового номера спостерігається поступове зменшення металічних і зростання неметалічних властивостей.

У великих періодах ця залежність складніша. У групах в міру зростання атомної маси закономірно зростають металічні властивості.

Оскільки в періодах неметалічні властивості зростають зліва направо, то можна зробити висновок, що найактивніші метали містяться в періодичній системі зліва і внизу таблиці, а найактивніші неметали справа і зверху.

Зростання металічних властивостей елементів у підгрупах зверху вниз, а також  зменшення цих властивостей у межах одного періоду зліва направо зумовлюють появу в періодичній системі   діагональної закономірності. Так, берилій дуже подібний до алюмінію, бор до кремнію, а титан до Nb. Отже, кожний хімічний елемент у періодичній системі має своє певне місце, яке зумовлює весь комплекс його хімічних і фізичних властивостей. Властивості елемента є проміжними між властивостями двох сусідніх елементів по вертикалі, горизонталі і діагоналі.

На основі теорії будови атомів було встановлено причину періодичної зміни властивостей елементів у системі, а саме: властивості елементів змінюються періодично завдяки тому, що розвиток атомних структур супроводиться періодичним повторенням подібних електронних утворень.

Отже, електронні аналоги є аналогами хімічними.

Поглиблення уявлень про аналогію між елементами показало, що крім основної періодичності, яка зумовлена періодичним повторенням електронних конфігурацій атомів, існують також інші види періодичності, зокрема внутрішня і вторинна.

До основних закономірностей періодичної системи було віднесено закономірне послаблення металічних властивостей у періодах зліва направо та їх зростання в групах зверху вниз. Внутрішня і вторинна перілдичність доповнюють цей основний висновок періодичного закону.

Внутрішня періодичність полягає в тому, що властивості елементів та їхніх сполук у горизонтальних рядах змінюються не монотонно, а періодично. Найбільш чітко внутрішня періодичність виявляється в зміні енергії іонізації в малих і, особливо, великих періодах періодичної системи. Наприклад, ІІ період В – Ne енергія іонізації спочатку монотонно зростає В – С – N, а в кисню дещо зменшується і далі зростає О – F – Ne. Тобто 6 р – елементів утворюють дві тріади В – С – N і О – F – Ne. Це пояснюється особливістю заповнення у р – елементів р – підрівня: спочатку на трьох р – орбіталях з’являється три неспарені електрони, а далі (О – F – Ne) електрони розміщуються на вже частково заповнених орбіталях, відбувається спарення електронів.

Вторинна періодичність – це періодична, а не монотонна зміна властивостей елементів та їх сполук у межах однієї підгрупи елементів. В межах однієї підгрупи періодично змінюються енергії іонізації, атомні радіуси та інші властивості і характеристики елементів.

Типовим прикладом вторинної періодичності може бути кількість та стійкість кисневмісних сполук галогенів. Так, для

F : OF₂ та О₂F₂ (нестійкі)

Cl : Сl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇ (стійкі)

Br : Br₂O, BrO₂ (нестійкі)

І : І₂О₄, І₂О₅, І₄О₉ (стійкі).

Здатність утворювати сполуки з киснем змінюється не монотонно, а періодично. В періодах атомні й іонні радіуси по мірі зростання заряду ядра взагалі зменшується. Найбільше зменшення радіусів спостерігається в елементів малих періодів, так як у них відбувається заповнення зовнішнього електронного рівня. У великих періодах в межах сімейств d- і f – елементів спостерігається більш плавне зменшення радіусів. Це зменшення називають d- і f – стисненням.

У підгрупах елементів радіуси атомів і однотипних іонів в загальному збільшуються. Однак, збільшення радіусів при тому ж зростанні заряду ядра в підгрупах s – і р – елементів є більш, ніж таке в підгрупах d- елементів. Ще одна особливість підгруп d- елементів: збільшення атомних й іонних радіусів в підгрупах d- елементів головним чином відбувається при переході від елемента 4 періоду до елемента 5-го періоду. Відповідні радіуси d- елементів 5 і 6 періодів даної підгрупи приблизно однакові. Це пояснюється тим, що зростання радіусів за рахунок зростання числа електронних шарів при переході від 5-го до 6-го періоду компенсується f – стисненням (лантаноїдне стиснення).

Підготувала к.х.н., доц. Демид А.Є.