Периодична система и Периодичен закон

Периодична система е понятие, което за да се обясни, първо трябва да се разгледа едно друго и предхождащо го понятие – Периодичен закон.

Периодичен закон

Всички химични елементи могат да се подредят в естествен ред, в който атомите на всеки следващ елемент притежават един протон повече в ядрото си от тези на предхождащият го елемент. Така например първи е водородът с един протон, втори е хелият с два протона, трети е литият с три протона и т.н. Тъй като атомите на химичните елементи са неутрални частици, зарядът на всеки протон в ядрото се компенсира от един електрон в атомната обвивка. В този ред на подреждане, се наблюдава периодични закономерности и подобия в свойствата на елементите, които водят до следния извод:

Свойствата на всички химични елементи са в периодична зависимост от броя на протоните в ядрата на атомите им и съответно от строежа на електронната им обвивка, както и от броя на електроните в нея. Тази дефиниция се нарича Периодичен закон.

Подобието в химичните им свойства се дължи най-често на сходство в строежа на външните два слоя от електронните им обвивки.

Периодична система

Въз основа на Периодичния закон и свойствата на елементите, Д.И. Менделеев създава Периодичната система, която представлява първата им естествена класификация. В нея химичните елементи са подредени в хоризонтални редове по нарастване на поредния си номер (Z), който от своя страна съответства на броя на протоните в ядрата на атомите на дадения елемент. Освен това, при подредбата си химичните елементи образуват вертикални редове, които се характеризират със сходни свойства на представителите си.

Периоди

Всеки хоризонтален ред от елементи в Периодичната система, започващ от алкален метал и завършващ с инертен газ (благороден газ), в който свойствата на представителите му се изменят закономерно с нарастването на поредния им номер (от метални към неметални), се нарича период. Изключение прави само първи период, който започва с водород и завършва веднага след това с хелий.

От гледище на атомния строеж, период е хоризонтален ред от елементи в Периодичната система, който започва от химичен елемент с един електрон в s-подслоя на най-външния си електронен слой и завършва с химичен елемент, който притежава  напълно изградени (запълнени с електрони) s- и p-подслоеве на същия електронен слой. Пак не важи за първи период, защото атомите на елементите в него нямат р-подслой. Периодичната система има само седем периода, като последният не е завършен.

В зависимост кой подслой е в процес на изграждане на атомите, то даден химичен елемент може да бъде класифициран като s, p, d или f-елемент. В някои издания на Периодичната система, символите на различните химични елементи от един и същи вид, може да бъдат оцветени в еднакви цветове (като горната). Това не е задължително правило, а се прави за удобство. В други варианти на периодичната система, цветовото означаване може да се използва за различни цели. Например могат да се употребяват различаващи се цветове, за да се обозначат химичните елементи със сходни свойства (като долната).

Периодична система – групи – А, Б и по IUPAC

Периодичната система съществува в два варианта – късопериоден и дългопериоден. Късопериодният вариант е показан на горното изображение и е създаден от Менделеев. Дългопериодният вариант също е предложен  от Менделеев, но той е доразработен от А. Вернер. Тя може да бъде видяна на долното изображение.

Главна подгрупа (А група)

Късопериодният вариант включва два вида групи – главна  и вторична.

Главна подгрупа (А група) се нарича вертикален ред от химични елементи, чиито атоми имат завършени вътрешни електронни слоеве и еднакъв строеж на външния и на предпоследния електронен слой. Във всяка група са обединени такива елементи, които притежават сходни химични свойства. Първа и втора А групи са отредени за  s-елементите, а p-елементите съставят главните подгрупи от трета до седма.

Вторична подгрупа (Б група)

Всяка вторична подгрупа (Б група) е вертикален ред от химични елементи в периодичната система, който води началото си от четвърти период. Валентните електрони на вторичните подгрупи са разположени в последния и предпоследния електронен слой. Представителите на вторичните подгрупи (Б групите) са d-елементи с подчертано метален характер и се наричат още преходни химични елементи. Във висшата си валентност те проявяват подобие в химичните си свойства (към кислорода), сравнени спрямо свойствата на елементите на съответната главна подгрупа (А група).

Групи по IUPAC

В късопериодния вариант се наблюдава често разминаване между свойствата на елементите в главната подгрупа и вторичната подгрупа с еднакви номера. Затова днес IUPAC препоръчва дългопериодния вариант на Периодичната система. В него са премахнати А и Б подгрупите и всички групи са номерирани с числата от 1 до 18. Периодите са запазени същите.

Означения в Периодичната система

Химична връзка и валентност

Атомите могат да се свързват помежду си посредством химична връзка. Важно е да се знае, че тя се осъществява с помощта на електрони и атомни орбитали (АО). Електроните, които участват в създаването на връзката, се наричат валентни. Валентност е свойството на атомите на всички химични елементи да образуват точно определен брой химични връзки. Валентните електрони на елементите от главните подгрупи (А групите) са разположени в последния електронен слой. Валентността може да бъде постоянна и променлива.

Атомите на елементите от IA, IIA и IIIA групи проявяват постоянна валентност в съединенията си, която е равна на номера на групата им. Водородът и кислородът имат също постоянни валентности – съответно първа и втора. Елементите от IVA, VA, VIA, VIIА и всички Б групи проявяват променлива валентност.

Изграждането на електронната обвивка

Структурата на електронната обвивка на атомите определя техните химични свойства и мястото им в Периодичната система, защото вече казахме, че количеството на електроните е равно на количеството на протоните в ядрата им. Процесът на изграждането на електронната обвивка на всеки атом има нужда от инструменти, с които да бъде обяснен.

Разпределението на електроните по слоеве и подслоеве може да се изобрази чрез така наречените електронни формули и електронни диаграми. Съществуват обаче няколко основни правила и принципа, които същите тези електрони спазват, когато заемат съответните атомни орбитали. За да бъдат разбрани по-лесно те, читателят трябва да е запознат с основните понятия от публикацията „Атом„.

Правило на Клечковски

Правилото на Клечковски казва, че енергията на АО се увеличава по реда на нарастване на сумата от главното квантово число (n) и орбиталното квантово (l) число (виж „Атом“). Това е важно, защото АО се запълват във възходящ ред на тяхната енергия.

Правило на Хунд

Според правилото на Хунд, атомните орбитали с еднаква енергия от един и същи подслой, първо се запълват с единични електрони с еднакви спинове и след това електроните се сдвояват.

Принцип на Паули

Принципът на Паули гласи, че в нито един атом не може да има два електрона с еднакви квантови числа. В частност разгледан този принцип: на всяка АО може да има максимум два електрона, които са задължително с противоположни спинове. На следващото изображение са представени електронните формули и диаграми на някои химични елементи.

Електронна формула

Електронната формула описва заетите слоеве и подслоеве в атомите на даден химичен елемент по нарастване на енергията им, както и количеството на електроните разположени на тях. Слоят се отбелязва с число, подслоят – с малка латинска буква след него, а броят на електроните като горен десен индекс след буквата.

Електронна диаграма

Електронната диаграма дава представа не само за всичко описано от електронната формула, но и за разпределянето на електроните по атомните орбитали. Последните се представят като празни квадрати до голяма стрелка, указваща посоката на нарастването на енергията им. Електроните се обозначават с малки стрелки, а слоевете и подслоевете със съответните латински букви.

Следващите диаграми са доста по-опростени от горната, защото са спестени повечето детайли. След примерните изображения има разяснения по тях.

И още един пример с малко повече електрони и по-сложна електронна диаграма:

Разчитане на електронните формули и диаграмите от първия пример

На горните диаграми, първо е показан водородът, който има един електрон, разполагащ се „необезпокоявано“ на 1s-AO. Следващият изобразен елемент е хелият. При него вече се появява втори електрон с противоположен спин. Двата електрона са сдвоени на 1s-AO. Във формулата бройката на електроните е отбелязана с горен десен индекс 2, а на диаграмата с две противопосочни стрелки. Химичните знаци на водорода и хелия са оцветени в червено, което според нашата късопериодна Периодична система (в началото на статията) означава, че те са s-елементи. Това е така, защото електроните запълват един от s-подслоевете (в случая първия).

Следващият химичен елемент е кислород. Така оцветен в зелено, според легендата късопериодната Периодична система, би следвало той да е p-елемент. Ако се вгледаме в електронните му формули и диаграми, ще разберем защо е така. При него 1s-AO е заета от електронна двойка, също и 2s-AO, а атомните орбитали на 2p-подслоя са в процес на запълване с електрони. Там най-добре си личи правилото на Хунд. Първо се заемат свободните АО с по един електрон и едва след това започват да се сдвояват.

Както беше споменато в публикацията „Атом“, слоевете и подслоевете се запълват от ядрото към периферията. Електроните заемат изпървом най-ниско енергетичните нива. Те могат лесно да се определят по правилото на Клечковски, след като се знае номера на слоя и номера на подслоя.

Разчитане на електронната формула и диаграма на желязото

Второто примерно изображение изображение  от горните две, представя диаграмата на желязото. То е d-елемент, защото при него се изгражда 3d-подслоя. Тук се забелязва една „аномалия“ – 4s-послоят вече е запълнен, а би следвало да не е. След като има по-голямa стойност на главното квантово число (n), би трябвало да е на по-високо енергетично ниво от 3d.

Ако обаче се вгледаме в правилото на Клечковски внимателно и съберем стойностите на n и l при 4s ще се получи: n + l = 4 + 1 = 5. Ако направим същото пресмятане за 3d-подслоя, резултатът ще е: n + l = 3 + 3 = 6. И тъй като шест е по-голямо от пет, то по правилото на Клечковски излиза, че първо ще се запълни 4s-подслоя в конкретния случай. Енергийните разлики между 4s и 3d са толкова малки, че в някои други случаи е по-стабилно електроните да заемат приоритетно атомни орбитали на 3d-подслоя. Типични примери са хромът и медта, чиито електронни формули могат да да бъдат видяни в гореизложената късопериодна Периодична система.

Изграждане на електронната обвивка на атомите в Периодичната система

Това е повече описателна глава и като цяло е за предпочитане, читателят сам да си направи този анализ. Той е изключително лесен, тъй като късопериодната ни Периодична система дава електронната формула на атомите на всеки химичен елемент. По този начин може с лекота да се проследи и ясно да бъде видян механизмът на запълване на електронните обвивки на атомите. Още по-полезно ще е ако читателите сами си направят електронните диаграми на първите 30 химични елемента.

Има една малка подробност, че за краткост не са изписани целите електронни формули, а символа на благородния газ от предходния период и оставащите подслоеве. За пример ще дадем натрия (Na) с кратка формула [Ne]3s¹, която би следвало  да се представи  в пълния си вид така: 1s²2s²2p⁶3s¹. В случая се използва електронната конфигурация на неона + новият слой характерен за натрия.

Атомен радиус

Разстоянието от центъра на на атома до външната граница на най-отдалечения електронен облак може да се нарече атомен радиус, но това е доста неточна дефиниция. На практика не може да се определи къде свършва електронната плътност на атома.

Затова обикновено атомният радиус се дефинира като половината от разстоянието между центровете на два атома на един и същи химичен елемент, които са свързани с ковалентна химична връзка. За атомите в кристалната решетка на металите се взема разстоянието между центровете на два съседни атома.

В различните източници информацията варира относно точните стойности на атомните радиуси. Като правило атомният радиус се увеличава по периоди, защото се увеличава броя на слоевете и намалява по групи, защото нараства привличането между електроните и протоните. Забележка: „по периоди“ е различно от „в периодите“ и същото важи за групите. Натрупването на електрони често поражда различни взаимодействия както с ядрото, така и помежду им, като понякога се появява и екраниращ ефект.

Йонните радиуси се изчисляват на базата на разстоянията между йоните в кристалната решетка и зависят от това, от какви по вид йони е образувана тя.

Йонизационна енергия

Минимално необходимата енергия, нужна за отделяне на електрон от атом в основно състояние, на пределно разстояние от ядрото, се нарича йонизационна енергия. По групи йонизационната енергия нараства, заради заряда на ядрата. По периоди йонизационната енергия намалява, защото се увеличава атомният радиус.