Періодична система елементів

Періоди́чна систе́ма елеме́нтів— класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.
Сучасне формулювання періодичного закону звучить так:
властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер.
Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі.
 Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Li…) утворюють 7 періодів.
Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не).
 У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32.
 Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями.
Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (наприклад, у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність).
 Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів.
Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

Історія відкриття

Перший перелік хімічних елементів склав в 1789 р. французький хімік А. Л. Лавуазьє. До цього списку увійшли 25 відомих на той час елементів. Першу таблицю відносних атомних мас п'яти хімічних елементів (кисень, азот, вуглець, сірка і фосфор) склав англійський учений Дж. Дальтон в 1803 р.

Тріади Деберайнера

До середини XIX століття були відкриті 63 хімічні елементи, і спроби знайти закономірності в цьому наборі робилися неодноразово. У 1829 році Деберайнер опублікував знайдений ним «закон тріад»: атомна маса багатьох елементів близька до середнього арифметичного двох інших елементів, близького до початкового за хімічними властивостями (стронцій, кальцій і барій; хлор, бром і йод та ін.).

Елемент	Атомна маса	Густина	Елемент	Атомна маса	Густина
Cl	35,5	1,56 г/л	Ca	40,1	1,55 г/см3
Br	79,9	3,12 г/л	Sr	87,6	2,6 г/см3
I	126,9	4,95 г/л	Ba	137	3,5 г/см3

Таким чином йому вдалося впорядкувати 30 із 53 відомих на той час елементи. Вертикальні тріади: лужні метали - Літій, Натрій , Калій; лужноземельні метали - Кальцій, Стронцій, Барій; солетворні елементи - Хлор, Бром, Йод; та кислотворні - Сульфур, Селен, Телур. Водень, Оксиген, Азот, та Карбон розглядалися ним як ізольовані елементи. Елементи платинової групи було згруповано у дві тріади: Платина, Іридій, Осмій та Паладій, Родій, Плюран. Існування Плюрану було пізніше заперечено. Таким чином Деберайнер закладає грунтовну ознаку для відкриття періодичного закону - вплив на закономірність атомної маси. Роботи Деберайнера по систематизації елементів спочатку не привернули до себе уваги. У 1840 Л. Гмелін, розширивши список елементів, показав, що характер їх класифікації за властивостями набагато складніший, ніж поділ на тріади. Проте закон тріад Деберайнера підготував ґрунт для систематизації елементів, що пізніше завершилася створенням Періодичного закону.

Земна модель Шанкуртуа

Як хімік Шанкуртуа відомий тим, що у 1862 запропонував систематизацію хімічних елементів основану на закономірний зміні атомних мас - т. зв. «Земну спіраль» або «циліндр Бегуйе». Запропонована ним система базувалася на визначених у 1858 році італійським хіміком Станіслао Канніццаро правильних масах хімічних елементів. Систематизація Шанкуртуа представляла собою розвиток подібних диференціальних систем Жана Дюма і Макса фон Петтенкофера, які намагалися знайти у елементів співвідношення, подібні тим, що виявляються в гомологічних рядах органічних сполук, і відзначили, що атомні ваги деяких елементів відрізняються один від одного на величину, кратну восьми.
Шанкуртуа наніс на бічну поверхню циліндра, розмічену на 16 частин, лінію під кутом 45 °, на якій помістив точки, що відповідають атомним масам елементів. Таким чином, елементи, атомні ваги яких відрізнялися на 16, або на число кратне 16, розташовувалися на одній вертикальній лінії. При цьому точки, що відповідають подібним за властивостями елементів, часто виявляються на одній вертикальній лінії.
Систематизація Шанкуртуа стала істотним кроком вперед у порівнянні з існуючими тоді системами, проте його робота спочатку залишилася практично непоміченою; інтерес до неї виник тільки після відкриття періодичного закону. Шанкуртуа був одним з перших учених, які відзначили періодичність властивостей елементів; його гвинтовий графік дійсно фіксує закономірні відносини між атомними масами елементів.

Закон Октав

У 1864 р. свій варіант періодичної системи запропонував хімік і музикант Джон Ньюлендс. За запропонованим ним правилом «Всі елементи при впорядкуванні їх за атомною масою повторюють хімічні властивості періодично у кожній восьмій позиції». Тому він називає цю періодичну зміну Законом Октав. За часів Ньюлендса інертні гази не були відомими.

Дмитро Менделєєв та Лотар Маєр

Лотар Юліус Маєр

У цьому ж десятилітті з'явилося ще кілька спроб систематизації хімічних елементів; ближче всього до остаточного варіанту у 1864 підійшов Лотар Юліус Маєр (1830-1895). У своїй книзі «Сучасні теорії хімії та їх значення для хімічної статики» (нім. "Die modernen Theorien der Chemie und ihre Bedeutung für die chemische Statik") він впорядковує відомі на той час елементи за значеннями їх відносної атомної маси у таблицю. У наступному виданні книги 1870 року з'являється вдосконалена таблиця періодичної системи елементів 

Д. І. Менделєєв опублікував свою першу схему періодичної таблиці у 1869 р. у статті «Співвідношення властивостей з атомною вагою елементів» (у журналі Російського хімічного товариства); ще раніше (лютий 1869 р.) наукове повідомлення про відкриття було ним розіслано провідним хімікам світу.

Написавши на картках основні властивості кожного елемента (їх у той час було відомо 63, з яких один — Дідим (Di) — виявився згодом сумішшю двох знову відкритих елементів празеодиму та неодиму), Менделєєв почав багаторазово переставляти ці картки, складати з них ряди схожих за властивостями елементів, зіставляти ряди один з іншим. Підсумком роботи став відправлений у 1869 році до наукових установ Росії та інших країн перший варіант системи («Досвід системи елементів, заснованої на їхній атомній вазі і хімічній подібності»), у якому елементи були розставлені у дев'ятнадцятьох горизонтальних рядах (рядах подібних елементів, які стали прообразами груп сучасної системи) та у шістьох вертикальних стовпцях (прообразів майбутніх періодів). У 1870 році Менделєєв у «Основах хімії» публікує другий варіант системи («Природну систему елементів»), котра має звичніший для нас вигляд: горизонтальні стовпці елементів-аналогів перетворилися у вісім вертикально розташованих груп; шість вертикальних стовпців першого варіанту перетворилися у періоди, що розпочиналися лужним металом і закінчувалися галогеном. Кожен період був розбитий на два ряди; елементи різних рядів, що увійшли до групи, утворили підгрупи.
Сутність відкриття Менделєєва полягала у тому, що зі зростанням атомної маси хімічних елементів їхні властивості змінюються не монотонно, а періодично. Після певної кількості різних за властивостями елементів, розташованих за зростанням атомної ваги, властивості починають повторюватися. Наприклад, натрій схожий на калій, фтор схожий на хлор, а золото схоже на срібло і мідь. Зрозуміло, властивості не повторюються в точності, до них додаються і зміни. Відмінністю роботи Менделєєва від робіт його попередників було те, що основ для класифікації елементів у Менделєєва була не одна, а дві — атомна маса і хімічна схожість. Для того, щоб періодичність повністю дотримувалася, Менделєєвим були зроблені дуже сміливі кроки: він виправив атомні маси деяких елементів (наприклад, берилію, індію, урану, торію, церію, титану, ітрію), кілька елементів розмістив у своїй системі всупереч прийнятим у той час уявленням про їх схожість з іншими (наприклад, талій, що вважався лужним металом, він помістив у третю групу згідно з його фактичною максимальною валентністю), залишив у таблиці порожні клітини, де повинні були розміститися поки не відкриті елементи. У 1871 році на основі цих робіт Менделєєв сформулював періодичний закон, формулювання якого з часом було уточнене та змінене.
Наукова достовірність періодичного закону отримала підтвердження дуже скоро: у 1875—1886 роках були відкриті галій (екаалюміній), скандій (екабор) і германій (екасіліцій), для яких Менделєєв, користуючись періодичною системою, передбачив не тільки можливість їх існування, але й, з разючою точністю, цілий ряд фізичних і хімічних властивостей. У 1882 Лондонське королівське товариство присудило золоті медалі Деві з формулюванням «За відкриття періодичних співвідношень атомних ваг» спільно Менделєєву і Маєру.

Генрі Мозлі

У 1913 році Генрі Мозлі (H.G.J. Moseley) встановив залежність частоти та довжини хвилі серій характеристичного рентгенівського випромінювання від атомного номера хімічного елемента (Закон Мозлі). Цим законом підтверджено та відкориговано порядок розташування елементів у Періодичній системі елементів та передбачено достеменно невідомі на той час елементи, наприклад елементи з номерами 43 та 61. Таким чином на основі своїх дослідів Мозлі розташовував, Аргон (Z=18) перед Натрієм (Z=19), хоча Аргон має більшу атомну масу, ніж Натрій. Це добре співвідносилося з хімічними властивостями цих елементів. Подібним чином Мозлі також розташовував у Періодичній системі елементів Кобальт перед Нікелем і пояснив, чому Телур має займати місце перед Йодом при меншій атомній масі Йоду.

Концепція актиноїдів Ґленна Теодора Сіборґа

Американський фізик Ґленн Теодор Сіборґ у 1942 році входив до команди Манхеттенського проекту під керівництвом італійського фізика Енріко Фермі. Він відповідав за ізоляцію плутонію, який він синтезував і охарактеризував в лютому 1941 року, з уранової матриці, де він утворювався в результаті ядерної реакції. Саме під час цієї роботи Сіборґ вивчив хімію цих елементів. Він визначив і їхнє положення в періодичній таблиці. Доти Уран був поміщений у групі під Вольфрамом, а Плутоній під Осмієм, що не відображало їхніх властивостей.
У 1944 році йому вдалося синтезувати та охарактеризувати Америцій і Кюрій (елементи 95 і 96), що дозволило формалізувати поняття актиноїдів, тобто нової серії хімічних елементів зі спеціальними властивостями, сформованої з елементів від 89 до 103 і розташованої нижче від лантаноїдів у періодичній таблиці елементів. Сіборґ також припустив існування суперактиноїдів, серію елементів з номерами від 121 по 153, розташованих під актиноїдами.
Отже таблиця періодичної системи елементів, що використовується зараз, перероблена Ґленном Теодором Сіборґом.

Сучасне формулювання Періодичного закону

На початку XX століття з відкриттям будови атома було встановлено, що періодичність зміни властивостей елементів визначається не атомною масою, а зарядом ядра, що дорівнює атомному номеру і числу електронів, розподіл яких за електронними оболонками визначає його хімічні властивості.
Подальший розвиток періодичної системи пов'язаний із заповненням порожніх клітин таблиці Періодичної системи елементів, у якій поміщалися все нові й нові елементи: благородні гази, природні і штучно отримані радіоактивні елементи. У 2010 з синтезом 117 елементу, сьомий період періодичної системи був завершений, проте проблема нижньої межі таблиці Періодичної системи елементів у світлі передбачень Сіборґа залишається однією з найважливіших у сучасній теоретичній хімії.

Форми Періодичної системи елементів

Найпоширенішими з усіх є 3 форми таблиці Періодичної системи елементів: «коротка» (короткоперіодна), «довга» (довгоперіодна) і «наддовга». У «наддовгому» варіанті кожен період займає рівно один рядок. У «довгому» варіанті лантаноїди та актиноїди винесені із загальної таблиці, роблячи її компактнішою. У «короткій» формі запису, на додаток до цього, четвертий і наступні періоди займають по 2 рядки; символи елементів головних і побічних підгруп вирівнюються щодо різних країв клітин.
Нижче наведено довгий варіант, затверджений Міжнародним союзом теоретичної і прикладної хімії (IUPAC) як основний.
Періодична система

Група

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

Період

1

1 H

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 Cs

56 Ba

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87 Fr

88 Ra

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Fl

115 Uup

116 Lv

117 Uus

118 Uuo

Лантаноїди

*

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

Актиноїди

**

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

	Лужні метали	Лужноземельні метали	Лантаноїди	Актиноїди	Перехідні метали
	Метали	Напівметали (напівпровідники, металоїди)	Галогени	Інертні гази	Неметали

Періодичність елементів

Періодичність енергії іонізації: кожний період починається з мінімума енергії для лужного металу і завершується максимумом енергії іонізації інертного газу.

Деякі властивості окремих елементів чи їх груп можна передбачити за їх місцем у періодичній системі:

• Маса — збільшується зверху до низу і зліва направо (Винятки: Ar перед K, Te перед I, Co перед Ni, Th перед Pa)
• Атомний радіус — збільшується зверху до низу і зліва направо (у елементах головних груп)
• Електронегативність — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується (виняток Інертні гази)
• Енергія іонізації — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується
• Металевий характер елемента — збільшується зверху до низу і зліва направо зменшується
• Основність оксидів — зростає зверху до низу і зліва направо зменшується

Елемент № 82 (Свинець) є останнім елементом у якого існують стабільні нерадіоактивні ізотопи. Усі вищі ізотопи з порядковими номерами 83 і більше є радіоактивні і нестабільні. При цьому Вісмут (№ 83) перебуває на межі і має їзотопи з дуже довгим періодом напіврозпаду. Проте між 1 та 82 елементами відомі два винятки: № 43 (Технецій) та 61 (Прометій). Отже залишається лише 80 стабільних елементів які існують у природі. З радіоактивних елементів зустрічаються Вісмут, Торій та Уран, що є у відносно великих кількостях оскільки мають період напіврозпаду великої тривалості. Інші радіоактивні (за виключенням одного ізотопа Плутонію) елементи є лише продуктами радіоактивного розпаду Урану чи Торію. Елементи з порядковим номером більше 94 можна добути (синтезувати при ядерній реакції) лише штучно.

Значення періодичної системи

Періодична система стала важливою віхою у розвитку атомно-молекулярного вчення. Завдяки їй склалося сучасне поняття про хімічний елемент, були уточнені уявлення щодо простих речовин і сполук.
Розроблена у XIX ст. у рамках науки хімії, періодична таблиця виявилася готовою систематизацією типів атомів для нових розділів фізики, що отримали розвиток на початку XX ст. — фізики атома та фізики ядра. У ході досліджень атома методами фізики було встановлено, що порядковий номер елемента у таблиці Менделєєва (атомний номер) є мірою електричного заряду атомного ядра цього елемента, номер горизонтального ряду (періоду) у таблиці визначає кількість електронних оболонок атома, а номер вертикального ряду — квантову структуру зовнішньої оболонки, завдяки чому елементи цього ряду і зобов'язані подібністю своїх хімічних властивостей.
Поява періодичної системи відкрило нову наукову еру в історії хімії та ряді суміжних наук — замість розрізнених відомостей про елементи та сполуки з'явилася струнка система, на основі якої стало можливим узагальнювати, робити висновки, передбачати


за матеріалами https://uk.wikipedia.org/wiki