Тема 1 (частина 2). Квантовомеханічний підхід до опису будови атомів і періодичний закон.

Послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів в багатоелектронних атомах. Електронні структури (формули) атомів і періодична система елементівНа основі сучасної теорії будови атома встановлені електронні структури атомів усіх елементів. Найстійкішим є такий стан атома, в якому електрони перебу­вають в найнижчих енергетичних станах, тобто розміщуються на найближчих до ядра енергетичних рівнях. Енергія електрона визначається квантовими числами n і l. Послідовність заповнення атомних електронних орбіталей за­лежно від значення головного та орбітального квантових чисел дослідив радянський учений В.М.Клечковський. Він встановив, що енергія електрона зростає із збільшенням суми цих двох кванто­вих чисел, тобто величини (n + l). Відповідно до цього він сформу­лював положення (перше правило Клечковського): при збільшенні заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного і ор­бітального квантових чисел (n + l) до орбіталей з більшим зна­ченням цієї суми.

При однакових величинах суми (n + l) енергія електрона тим вища, чим більше значення головного квантового числа n. Тому у подібних випадках порядок заповнення електро­нами енергетичних підрівнів визначається другим правилом Клечковського: при однакових значеннях суми (п + l) заповнення орбіталей відбувається послідовно у напрямі зростання значення го­ловного квантового числа n. Коли енергії близьких підрівнів дуже мало відрізняються між собою, то порядок заповнення підрівнів ускладнюється, і електрони можуть перебувати то на одному, то на іншому підрівні.

В багатоелектронних атомах заповнення електронами всіх енергетичних рівнів і підрівнів залежно від їхньої енергії відбу­вається у такій послідовності:

1s ® 2s ® 2р ® Зs ® 3р ® 4s ® Зd ® 4р ® 5s ® 4d ® 5р ® 6s ® 5d ® ® 4f ® 6р ® 7s ® 6d ® 5f ® 7р.

Схематично рівні енергій орбіталей нейтрального атома подано на рис.9.

Відповідно до наведеної схеми послідовності заповнення енерге­тичних рівнів електронами змінюватиметься й енергія електронів. На кожному наступному енергетичному рівні енергія електронів більша, ніж на попередньому, а зв'язок з ядром відповідно менший. У межах певного енергетичного рівня енергія електронів збільшує­ться при переході з s- на р-орбіталь і з р- на d-орбіталь, це можна зобразити такою схемою:

Заповнення електронами еквівалентних орбіталей відбувається згідно з правилом Гунда: сумарне спінове число електронів певного підрівня має бути максимальним. Наприклад, якщо атом має три електрони на р-підрівні, то вони розміщуватимуться на рх-, ру, рz-орбіталях, тобто на кожній орбіталі розміститься по одному електрону. При іншому розміщенні електронів (двох на одній орбі­талі і третього на іншій) сумарне спінове число буде менше, ніж у першому варіанті:

½Ss½ = 3/2

½Ss½ = 1/2

Будова електронних рівнів і підрівнів в атомах різна залежно від положення елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва.

У перших трьох періодах із збільшенням заряду ядра атомів елементів відбувається заповнення електронами зовнішнього енер­гетичного рівня.

Так, перший період складається з двох елементів. У атома вод­ню один електрон розміщується на s-підрівні К-рівня (n = 1):

1Н 1s1 n = 1

Атом гелію (Z = 2) має два електрони. За принципом Паулі вони характе-ризуються антипаралельними спінами:

2Не 1s2 n = 1

Таке розміщення елекгронів утворює дуже стійку конфігурацію, яка визначає відносну інертність гелію в реакціях з іншими еле­ментами. У атома гелію завершується забудова найближчого до ядра К-рівня.Елементи, в атомах яких заповнюються електронами s-орбіталі, називаються s-елементами. Другий і третій періоди містять по вісім елементів. У елементів другого періоду відбувається забудова L-рівня (n = 2). У атомів перших двох елементів Lі і Ве заповнюються 2s-орбіталі, а у В – Nе – послідовно 3р-орбіталі.

Нижче наведено електронні формули і схеми будови атомів деяких елементів другого періоду:

5В 1s22s22р1 n = 2 7N 1s22s22р3 n = 2 В атома неону (Z = 10) закінчується забудова 2р-орбіталі, і другий енергетичний рівень заповнюється максимально можливим числом електронів, які утворюють високосиметричну структуру:

10Nе 1s22s22р6 n = 2

Атомом неону завершується другий період системи елементів і за­будова другого L-енергетичного рівня.

Елементи, в атомах яких заповнюються електронами р-орбіталі, називаються р-елементами.

Отже, другий період складається з двох s-елементів і шести р-елементів.

У елементів третього періоду заповнюється електронами М-рі­вень (n = 3), який складається з 3s-, Зр- і 3d-орбіталей. У атомів перших двох елементів Nа і Мg заповнюються електронами 3s-орбіталі, у Аl–Аr – Зр-орбіталі, а Зd-орбіталі – вакантні.

Наводимо приклади електронних формул і схем будови атомів деяких елементів третього періоду:

Атом аргону – останній елемент третього періоду – має пов­ністю заповнені Зs- і Зр-орбіталі, тобто зовнішній енергетичний рівень складається з чотирьох пар спарених електронів.

Отже, третій період містить два s-елементи і шість р-елементів. Будова зовнішнього енергетичного рівня відповідних елементів другого і третього періодів аналогічна.

У четвертому і п'ятому періодах міститься по вісімнадцять еле­ментів.У атомів елементів четвертого періоду відбувається забудова N-рівня (n = 4). У двох перших елементів К і Са заповнюються 4s-орбіталі. Вакантна Зd-орбіталь екранована електронним шаром Зs2Зр6. Завдяки відштовхуванню від цього шару 19-го електрона атома К і 20-го електрона атома Са енергетично більш вигідний 4s-стан, ніж Зd-стан. Крім того, для Зd-орбіталей (n = 3, l = 2) сума (п+l) дорівнює 5, а для 4s-орбіталей (n = 4, l = 0) – 4. Тому 4s-орбіталі мають заповнюватись електронами раніше, ніж Зd-орбіталі, що і спостерігається:

19К 1s22s22р63s23р64s1 ® [Аr] 4s1;

20Са 1s22s22р63s23р64s2 ® [Аг] 4s2.

При подальшому зростанні ефективного заряду ядра у елементів, що розміщуються після кальцію, енергетичний Зd-стан більш ви­гідний, ніж 4р. Тому, починаючи з елемента четвертого періоду третьої групи – скандію, відбувається забудова Зd-орбіталей, яка завершується у атома міді, наприклад:

21Sс 1s22s22р63s23р63d14s2 ® [Аr] 3d14s2;

24Сr 1s22s22р63s23р63d54s1 ® [Аr] 3d54s1;

29Сu 1s22s22р63s23р63d94s1 ® [Аr] 3d94s1;

30Zn 1s22s22р63s23р63d104s2 ® [Аr] 3d104s2.

Елементи, в атомах яких заповнюються електронами d-орбіталі, називаються d-елементами, або перехідними.

Після заповнення Зd- і 4s-орбіталей у атомів елементів Са–Кr відбувається забудова 4р-орбіталей. Четвертий період закінчується благородним газом криптоном, атом якого має всі спарені електрон»:

36Кr 1s22s22р63s23р63d104s24р6 ® [Аr] 3d104s24р6 ( [Кr] ).

Отже, четвертий період починається s-елементами (два) і закін­чується р-елементами (шість), а між ними розміщуються десять d-елементів.

Аналогічно четвертому, п'ятий період містить два s-елементи, шість р-елементів і десять d-елементів.

Шостий період, що містить тридцять два елементи, починається двома
s-елементами – Сs і Ва, в атомів яких заповнюються 6s-орбіталі. В атома елемента лантану починається забудова 6d-орбіталей (один електрон), а в атомів елементів Се–Lu стан 4f більш енергетнчно вигідний, ніж 5d. Тому у атомів елементів Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dy, Но, Еr, Тm, Yb, Lu відбувається забудова 4f-орбіталей. Потім продовжується заповнення 5d-орбіталей у атомів елементів Нf–Аu, і цей період завершується елементами Тl–Rn, в атомах яких забудовуються 6р-орбіталі. На­водимо приклади схем будови атомів деяких елементів шостого періоду:

55Сs [Хе] 6s1; 57Lа [Хе] 5d16s2; 71Lu [Хе] 4f145d16s2;79Аu [Хе] 4f145d106s1; 86Rn [Хе] 4f145d106s26р6 ( [Rn] ).Елементи, в атомах яких електронами заповнюються f-орбіталі, називаються f-елементами.

Отже, шостий період складається з двох s-елементів, шести р-елементів, десяти d-елементів і чотирнадцяти f-елементів.

Сьомий період ще незавершений. Заповнення енергетичних рів­нів і підрівнів відбувається аналогічно, як і в атомів елементів шостого періоду.

Електронні конфігурації атомів елемен­тів, у яких Z = 1...90, наведено в табл.2.

Атомне ядро

Атомне ядро є основою атома, що визначає індивідуальність еле­ментів. Відповідно до сучасних уявлень атомні ядра складаються з елементарних частинок протонів р і нейтронів n, які об'єднують під загальною назвою нуклони. Природа елементарних частинок р і n визначається кількісними характеристиками: масою, зарядом, спіном та магнітним моментом.  

 

Протон – стабільна елементарна частинка з масою спокою 1,673·10–24 г, відносною атомною масою 1,00727 а. о. м., з додат­нім зарядом +1, спіном 1/2 (в одиницях сталої Планка) та магніт­ним моментом, що дорівнює 2,79 ядерного магнетона.

Нейтрон – стабільна електронейтральна елементарна ча­стинка з масою спокою 1,675·10–24 г, відносною атомною масою 1,008665 а. о. м., без електричного заряду, спіном 1/2 (в одиницях сталої Планка) та магнітним моментом, що дорівнює 1,91 ядерного магнетона.

Протони і нейтрони утримуються в ядрі специфічними ядер­ними силами, що значно перевищують кулонівське відштовхування однойменне заряджених протонів. На відміну від електростатич­них та гравітаційних ядерні сили – короткодіючі (радіус дії ~ 10–13 см). Міцність ядра, що характеризується повною енергією зв'яз­ку, тобто енергією, яка необхідна для розділення ядра на його скла­дові частини – нуклони, в мільйон разів перевищує енергію хіміч­ного зв'язку і становить декілька мегаелектронвольт.

Властивості ядра зумовлені його складом – числом протонів Z і нейтронів N, які входять до складу ядра і визначають його масове число:

А = Z + N.

Оскільки число протонів у ядрі дорівнює величині його пози­тивного заряду, тобто порядковому номеру елемента, число ней­тронів дорівнює різниці між масовим числом і порядковим номером елемента.

Масове число і порядковий номер елемента (число протонів) позначають числовими індексами зліва від символу хімічного еле­мента: верхній індекс означає масове число, нижній – число прото­нів. Наприклад, позначення , ,  означають, що в ядрі атома кисню міститься 8 протонів і 8 нейтронів, в ядрах атомів кальцію і полонію – відповідно 20 і 20; 84 і 125. Ядерний склад кисню, кальцію і полонію можна записати так: О (8р, 8n), Са (20р, 20n), Ро (84р, 125n).

В ядрі зосереджена основна маса атома (≈ 99,9 %). Зіставлен­ня показує, що маса ядра завжди менша за арифметичну суму мас протонів і нейтронів, які входять до його складу. Різниця між цими величинами називається дефектом маси. Наприклад, маса ядра нукліда гелію (2р, 2n) дорівнює 4,001506 а.о.м., тоді як сума мас двох протонів і двох нейтронів становить 4,031882 а.о.м., тобто дефект маси дорівнює 0,030376 а.о.м.

Дефект маси характеризує стійкість атомних ядер і енергію зв'язку нуклонів у ядрі, яка в мільйон разів перевищує енергію зв'язку атомів у молекулі. Тому при хімічних перетворен­нях речовин атомні ядра не змінюються.

Природа елемента визначається числом протонів у ядрі. Ядра всіх атомів певного елемента мають однакове число протонів, тобто характеризуються однаковим значенням Z. Проте ядра атомів мо­жуть мати однакове число протонів і нейтронів, різне число прото­нів і однакове число нейтронів, різне число нейтронів і протонів. Атоми з однаковим числом протонів Z, називаються ізотопами, а з однаковим числом нейтронів N – ізотонами. Атоми з різним числом протонів Z, і нейтронів N, але з однаковим числом нуклонів А називаються ізобарами. Наводимо приклади ядер ізотопів, ізобарів і ізотонів:

Ізотопи відрізняються один від одного масою атомних ядер, але, маючи однаковий заряд ядра, вони в періодичній системі за­ймають одне місце і мають однакові хімічні властивості; ізобари й ізотони відрізняються за своїми хімічними властивостями.

Ізотопи мають такі самі назви і символи, як і самі елементи; винятком є елементи з Z = 1. Ізотопи водню називаються: протій  (легкий, або звичайний, водень), дейтерій , або D (важкий водень) і тритій , або Т (дуже важкий водень). Внаслідок великої різниці у атомних масах ізотопи водню мають різні хімічні власти­вості.

В наш час вивчено склад ізотопів дуже багатьох природних хі­мічних елементів. Встановлено, що майже кожний елемент скла­дається з кількох ізотопів. Саме цим пояснюється значне відхилен­ня атомних мас багатьох елементів від цілочислових значень.

З відкриттям ізотопів елементів були по-новому сформульовані поняття "хімічний елемент": хімічним елементом називається вид атомів, що характеризується однаковим зарядом ядра; і "радіоак­тивність": радіоактивністю називається самочинне перетворення нестійкого ізотопу одного хімічного елемента в ізотоп іншого елемен­та, що супроводиться випромінюванням елементарних частинок або ядер.

Радіоактивні елементи

Радіоактивні елементи – хімічні елементи, всі ізотопи яких радіоактивні. Розрізняють природні і штучні радіоактивні ізото­пи. Радіоактивність, яку виявляють природні ізотопи, називається природною радіоактивністю. Радіоактивні ізотопи, які добувають в лабораторних умовах внаслідок ядерник реакцій, називаються штучними, і радіоактивність, зумовлена ними, також штучною.

Природна радіоактивність була відкрита А.Беккерелем (1896). Перші фундаментальні дослідження природної радіоактивності належать П. Кюрі,
М.Склодовській-Кюрі, Е.Резерфорду та Ф.Содді. Штучна радіоактивність була відкрита Ф.Жоліо-Кюрі та І.Жоліо-Кюрі (1934 р.).

До основних видів радіоактивного розпаду належать α-розпад, β-розпад, електронний захват і спонтанний поділ ядер.

При α-розпаді ядро атома випромінює два протони і два ней­трони, зв'язані в ядро атома гелію . Це зменшує заряд вихід­ного радіоактивного ядра на 2, а його масове число на 4. Отже, вна­слідок α-розпаду утворюється атом елемента, зміщеного на два місця вліво у періодичній системі від вихідного радіоактивного елемента, наприклад:

При електронному β-розпаді ядро випромінює електрон (β-частинку) завдяки перетворенню одного нейтрона ядра у протон за схемою:

n ® р + β– + ,

Частину енергії, яка виділяється при β–-розпаді, захоплює з собою антинейтрино . Нейтрино ν і антинейтрино  – елемен­тарні частинки, які не мають заряду і не характеризуються масою спокою, але відрізняються одна від одної спіном. При β–-розпаді заряд ядра збільшується на одиницю, а масове число не змінюється, тобто утворюється ізотоп елемента з порядковим номером на одини­цю більшим, ніж у вихідного. Так, наприклад, при β–-розпаді нуклі­да торію-234 утворюється нуклід протактинію-234:

Електронний захват полягає в тому, що електрон з найближчого до ядра шару захоплюється ядром. При цьому один з протонів ядра перетворюється на нейтрон:

р + е ® n

Прикладом електронного захвату може бути перетворення калію в аргон з γ-випромінюванням за схемою:

Для важких елементів крім α- і β-розпаду можливий самочин­ний поділ ядер. Явище самочинного (спонтанного) поділу ядер, вперше виявленого для 238U, характерне для трансуранових елементів.

Радіоактивне перетворення різних ізотопів відбувається в різ­ною швидкістю. Період часу, протягом якого розпадається поло­вина початкової кількості радіоактивного елемента, називається періодом напіврозпаду і позначається Т1/2. На основі вивчення процесів радіоактивного розпаду був виве­дений основний закон радіоактивності:

Nt = N0 е–λ·t,

де N0 – кількість ядер в початковий момент часу; Nt – кількість ядер, що не розпались до моменту часу t, λ – стала радіоактивного розпаду, тобто ймовірність розпаду ядра за 1 с.

Умовно до радіоактивних елементів відносять такі, що розпада­ються за 10–12 с. У Міжнародній системі одиниць (СІ) одиницею радіоактивності є беккерель (Бк) – одиниця активності нукліда. яка дорівнює одному розпаду за секунду. Беккерель пов'язаний з позасистемною одиницею радіоактивності кюрі (Кu) співвідношен­ням 1 Кu = 3,7·1010 Бк.  

Періодичний закон Д. І. Менделссва і періодична система елементів

На початку 60-х років XIX ст. після утвердження атомно-моле­кулярної теорії і особливо після встановлення можливості експе­риментального визначення атомних мас почалось всебічне вивчення властивостей відомих на той час елементів. Продовжувалось також відкриття нових елементів.

Було помічено, що деякі елементи мають подібні хімічні вла­стивості і утворюють групи, інші елементи відрізняються значною специфічністю своїх властивостей. Все це викликало необхідність систематизувати елементи на єдиній основі.

Перші спроби класифікації простих речовин належать А.Лавуазьє і Я.Берцеліусу, які поділили всі елементи на метали і неме­тали.

В XIX ст. система­тику елементів на основі різних властивостей пропонували І.В.Деберейнер, А.де Шанкуртуа, Дж.Ньюлендс, Л.Мейер та інші вчені.

Аналізуючи дані про внутрішній зв'язок між групами подібних за властивостями речовин, Д.І.Менделєєв дійшов висновку, що хімічні і фізичні властивості повинні зумовлюватися більш фунда­ментальними і загальними характеристиками хімічного елемента. Такою фундаментальною властивістю Д.І.Менделєєв вибрав атом­ну масу елемента. З цього приводу він писав, що вся сутність і при­рода елементів виражається в їхній масі.

Суть періодичного закону Д.І.Менделєєв опублікував у 1869р., а в 1871 р. дав цьому закону таке стисле формулювання: властиво­сті елементів, а також властивості утворених ними простих і складних тіл перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг елементів.

Заслуга Д.І.Менделєєва полягає в тому, що він зрозумів ви­явлену залежність як об'єктивну закономірність природи, чого не змогли зробити його попередники. Для побудови періодичної таблиці на основі подібності хіміч­них властивостей елементів Д.І.Менделєєв змінив атомні маси майже 20 елементів. Так, берилій, який вважався на той час трива­лентним, Д.І.Менделєєв відніс до двовалентних елементів і ви­правив його атомну масу 13,7 на 9,4. Валентність індію він змінив з двох на три, що дало змогу виправити його атомну масу 75,4 на 113,1. Сучасні значення атомних мас берилію (9,01) і індію (114,8) близькі до тих величин, які запропонував Д.І.Менделєєв.

Виходячи з того, що відкрита ним закономірність, яка дістала свій вияв у періодичному законі, є вираженням об'єктивного закону природи, Д.І.Менделєєв передбачив існування близько 20 нових елементів і залишив для них місця в періодичній системі. Три еле­менти, які Д.І.Менделєєв позначив за допомогою префікса "ека" (один), а саме, "екабор", "екаалюміній" і "екасиліцій", були описані досить докладно, а іхні властивості Д. І. Менделєєв передбачив з дивовижною точністю.

Тріумфом періодичного закону було відкриття в 1875р. Лекок де Буабодраном нового елемента, названого галієм. Властивості галію, визначені експериментально, повністю відповідали власти­востям екаалюмінію, передбаченим Д.І.Менделєєвим (табл. 3).

Таблиця 3. Властивості галію

У 1879р. шведський ученийЛ.Нільсон відкрив екабор і назвав його скандієм, а в 1886 р. К.Вінклер – екасиліцій і дав йому назву германій.

Отже, протягом п'ятнадцяти років передбачення Д.І.Менде­лєєва блискуче підтвердились, і з цього часу закон Д.І.Менделєєва дістав загальне визнання.

Періодична система елементів. Розташування елементів у пев­ному порядку називається періодичною системою, яка є графічним вираженням періодичного закону.

Відомо багато форм періодичної системи елементів, проте коротка форма, запропонована Д.І.Менделєєвим, після вдосконалення є найпоширенішою до останнього часу. У такій формі періодична система елементів включає всі відомі елементи і має місця для невідкритих елементів.

Основними структурними одиницями періодичної системи є періоди і групи.

Період – це горизонтальний ряд, в якому елементи розмі­щені в порядку зростання їхніх атомних мас (порядкового номера). Всього є сім періодів. Кожний період, крім першого, починається з лужного металу і закінчується благородним газом. Перший період найкоротший і має два елементи: водень і гелій. Другий (від Lі до Nе) і третій (від Nа до Аr) періоди містять по вісім елементів. Усі три періоди називаються малими періодами. Елементи другого та третього малих періодів називають також типовими, оскільки їх­ні властивості є основою для розподілу всіх інших елементів на вісім груп. Четвертий і п'ятий великі періоди містять по 18, а шо­стий – 32 елементи. Останній сьомий період – незакінчений.

У малих періодах із збільшенням порядкового номера спостері­гається поступове зменшення металічних і наростання неметалічних властивостей. Для елементів великих періодів ця закономір­ність дещо ускладнюється.

Групою періодичної системи називають вертикальний ряд, в якому розміщені подібні за властивостями елементи. У періодич­ній системі є вісім груп. З кожного малого періоду входить до групи по одному типовому елементу, а з кожного великого періоду, який поділяється на два підперіоди – по два елементи, один з яких є повним, а другий – неповним аналогом типових елементів.

Отже, в групах об'єднуються не тільки подібні за хімічними вла­стивостями елементи, а й елементи, що значно відрізняються один від одного. Саме тому кожна група в короткоперіодній формі періодичної системи має дві підгрупи: головну та побічну. Головна підгрупа об'єднує аналоги типових елементів. До побічної підгрупи належать тільки елементи великих періодів (вони можуть не виявляти значної аналогії з елементами головної підгрупи). Так, сьома група складається з флуору, хлору і їхніх аналогів – брому, йоду і астату, які утворюють головну під­групу галогенів. Елементи великих періодів – манган, технецій і реній – утворюють побічну підгрупу. Елементи головної під­групи – це активні неметали, а побічної підгрупи – типові метали.

У гру­пах в міру зростання атомної маси закономірно зростають металічні властивості. Так, серед лужних металів (Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr) найактивнішим є францій. Враховуючи, що неметалічні властивості зростають у періодах зліва направо, можна зробити висновок, що найактивніші метали в періодичній системі розміщені зліва і внизу таблиці (францій, цезій, радій), а найактивніші неметали – справа і зверху (фтор, хлор, кисень).

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 ніобію. Це яскраво виявляється в тому, що в природі ці елементи утворюють подібні мінерали. На­приклад, титан завжди буває разом з ніобієм, утворюючи мінерали типу титаноніобатів.

Отже, кожний хімічний елемент у періодичній системі має своє певне місце, яке зумовлює весь комплекс його хімічних і фізичних властивостей.

Є також довгоперіодний варіант періодичної системи елементів, де періоди не розбиваються на два підперіоди, і тому кожна група об'єднує тільки повністю аналогічні елементи. Така форма періодичної системи має певні переваги перед короткою формою, проте вона менш зручна в користуванні.

Періодична система Д.І.Менделєєва –

класифікація елементів за електронними структурами атомів

На основі визначення точного значення порядкового номера елемента було встановлено, що в періодичній системі елементи розміщені у порядку зростання порядкового номера. Кількісною характеристикою, яка визначає хімічну природу елемента, є не маса атома, а його порядковий номер, який відповідає величині позитивного заряду ядра атома. Тому періодичний закон дістав нове формулювання: властивості елементів, а також форми і властиво­сті їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від заряду ядер їхніх атомів. На його основі було підтверджено правиль­ність розміщення в періодичній системі деяких елементів (Аr – К, Со – Nі, Те – І).

Розуміючи значення порядкових номерів елементів, можна було відповісти на питання про число ще невідкритих елементів. Було встановлено (за даними на 1913 р.), що в системі не вистачає елементів з порядковими номерами 43, 61, 72, 85, 87 і 91. З часом усі ці елементи було відкрито.

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.

Періоди у періодичній системі – це послідовний ряд елементів. в атомах яких відбувається заповнення однакового числа квантових підрівнів. При цьому номер періоду співпадає із значенням голов­ного квантового числа n зовнішнього енергетичного рівня.

Періоди починаються елементами, в атомах яких на новому енер­гетичному рівні з'являється перший s-електрон (атоми водню і луж­них металів), і закінчуються благородними газами, в атомах яких повністю заповнюються
р-підрівні зовнішніх енергетичних рівнів.

Теорія будови атома підтвердила і обгрунтувала правильність розміщення елементів у відповідних групах і поділ груп на голов­ну і побічну.

Розміщення в групах s- і р-елементів (головні підгрупи) визна­чається загальним числом електронів на зовнішньому енергетич­ному рівні. Серед наведених елементів  

бром (4s24р5), який має на зовнішньому енергетичному рівні сім електронів, належить до головної підгрупи сьомої групи, селен (4s24р4) і германій (4s24р2) з тих самих міркувань належать до го­ловних підгруп відповідно шостої і четвертої груп.

Положення в групах d-елементів (побічної підгрупи) визначає­ться загальним числом s-електронів зовнішнього і d-електронів передостаннього енергетичних рівнів. Відповідно до цього, манган (3d54s2) належить до побічної підгрупи сьомої групи, хром (3d54s1) і титан (3d24s2) з тих самих міркувань належать до побічних підгруп відповідно шостої і четвертої груп. Цинк (3d104s2) і його аналоги, в яких заповнені d-підрівні і зовнішніми є s-електрони, належать до побічної підгрупи другої групи; мідь (3d104s1) і її аналоги належать до побічної підгрупи першої групи. Відповідно до особливостей електронних структур 4f-елементи (лантаноїди) і 5f-елементи (актиноїди) розміщуються у третій групі.

Як відомо, у s- і р-елементів заповнюється зовнішній енерге­тичний рівень, у d-елементів – передостанній, у f-елементів – третій ззовні. Тому відмінність у властивостях найбільше виявляє­ться у сусідніх s- і р-елементів. У d- і особливо у f-елементів того самого періоду відмінність у властивостях виявляється не так яскраво. Третій ззовні енергетичний рівень мало впливає на хіміч­ні властивості елементів, тому лантаноїди і актиноїди дуже подібні між собою. У сучасному варіанті короткої форми періодичної систе­ми Д.І.Менделєєва лантаноїди і актиноїди виділені в окремі ро­дини і розміщені у вигляді окремих рядів внизу таблиці.

Оскільки в рядах елементів-аналогів електронні структури по­дібні, а не тотожні, то при переході від елемента до елемента в гру­пах і періодах спостерігається не просте повторення властивостей, а їх більш або менш чітко виражені закономірні зміни.

Значення періодичного закону Д.І.Менделєєва

Періодичний закон Д.І.Менделєєва є одним з найфундаментальніших і найзагальніших законів природи. Його вплив на роз­виток світогляду людства можна порівняти лише із законом збере­ження маси і енергії або квантовою теорією будови матерії.

Періодичний закон має також велике філософське значення. Відзначаючи його діалектичність, Ф.Енгельс писав, що Д.І.Мен­делєєв, застосувавши гегелівський закон про перехід кількісних змін у якісні, здійснив науковий подвиг, який сміливо можна по­ставити поряд з відкриттям Левер'є, який обчислив орбіту ще невідомої планети – Нептуна.

Найбільше значення періодичний закон має для хімії, фізики, геохімії, біохімії тощо. Він дає можливість передбачати нові факти і явища, зокрема нові елементи. Ще Менделєєв зазначав можливість існування багатьох невідомих елементів, відкриття яких проде­монструвало велике значення періодичного закону для дальших досліджень. Так, сучасний синтез нових надважких елементів про­водиться з урахуванням закономірностей періодичного закону Менделєєва.

Велику роль відіграв періодичний закон у розвитку теорії бу­дови атома. Вказавши на глибокий внутрішній зв'язок між еле­ментами, він вробив можливим висновок, що всі атоми побудовані принципово однаково. Тому створення моделей атомів Н.Бором стало можливим після відкриття періодичного закону.

Періодичний закон є основою для класифікації хімічних еле­ментів, яка дала змогу чітко сформулювати загальнохімічні по­няття валентності, типів хімічних сполук. Стало можливим перед­бачати нові типи сполук, нові властивості для відомих і невідомих елементів, а також їхніх сполук.

В наш час періодичний закон Менделєєва лишається тією науко­вою основою, яка зумовлює дальший розвиток сучасної хімії, теорії будови атома, теорії хімічного зв'язку, ядерної фізики ти багатьох інших наук.