Периодическая система химических элементов

В современной Периодической системе элементы располагаются в порядке увеличения числа протонов в ядрах их атомов, в соответствии с естественным рядом элементов. При этом соблюдается принцип подобия электронных оболочек атомов. Так в IА-группе (главной подгруппе первой группы) собраны элементы с общей валентной электронной формулой ns¹, в IIА-группе –ns² и так далее. В последней группе каждого периода, VIIIA, собраны элементы с общей валентной электронной формулой ns²np⁶. Полностью принцип подобия соблюдается в длиннопериодном варианте Периодической системы. В короткопериодном варианте в группе собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов, при этом тип электронов может быть разным (s и p или s и d). Все элементы по типу валентных электронов делятся на 4 блока: s-элементы (валентные s-электроны), p-элементы (валентные s- и p-электроны), d-элементы (валентные s- и d-электроны) и f-элементы.

От числа валентных электронов, то есть от номера группы, зависит максимальная степень окисления и, следовательно, формула высшего оксида элемента (оксида, в котором атомы этого элемента находятся в максимальной степени окисления), а также формула молекулярного водородного соединения (эти соединения обычно называют «летучими»). Для элементов одной группы составы как тех, так и других соединений подобны.

В периоде происходит увеличение заряда ядра при сохранении числа энергетических уровней, заполненных электронами. При переходе к следующему периоду начинается заполнение следующего уровня. Это приводит, в целом, к уменьшению радиусов атомов в периоде и увеличению этих радиусов в группе (с увеличением порядкового номера).

В направлении уменьшения радиусов (по диагонали Периодической системы от цезия к гелию) возрастает энергия ионизации атома, энергия сродства к электрону и, как следствие, электроотрицательность атомов.

Окислительно-восстановительные свойства простых веществ зависят от электроотрицательности (но не только от нее). Поэтому в периоде (слева направо), как правило, усиливаются окислительные свойства, а в группе (сверху вниз) усиливаются восстановительные свойства. «Металлические свойства элемента» часто отождествляются с восстановительными свойствами простого вещества, а «неметаллические свойства элемента» – с окислительными свойствами простого вещества.

Характер оксидов (основный, амфотерный, кислотный) зависит от типа химической связи в этом оксиде. Тип связи, в свою очередь, зависит от степени окисления и от разности электроотрицательностей элемента и кислорода. У атомов большинства элементов возможно несколько степеней окисления. Поэтому нет общей для всех периодов закономерности изменения характера оксидов. Для элементов третьего периода можно уверенно говорить об изменении характера высших оксидов от основных (в начале периода) к амфотерным (в середине) и к кислотным (в конце периода). При этом приходится учитывать, что у аргона вообще нет оксида.

Закономерное изменение характера оксидов прослеживается также далеко не во всех группах Периодической системы. Для IIА-группы можно уверенно говорить о переходе от амфотерного оксида (BeO) к основному оксиду, соответствующему щелочному гидроксиду (BaO).