Группы и периоды: как устроена периодическая система химических элементов Менделеева

Для выпускников, сдающих химию, периодическая система химических элементов — это не просто цветной плакат на стене кабинета, а самый настоящий легальный помощник. Это единственный справочный материал, которым официально можно пользоваться на ОГЭ и ЕГЭ. Если ты поймёшь логику построения этой системы, то избавишь себя от необходимости заучивать сотни реакций и характеристик веществ. В каждой ячейке скрыта информация о строении атома и свойствах элемента.

Фундаментом этой классификации служит Периодический закон, открытый Дмитрием Ивановичем Менделеевым в 1869 году. Великий учёный заметил, что свойства элементов меняются не хаотично, а подчиняются строгой закономерности, зависящей от заряда атомных ядер. Давай разберёмся, как расшифровать эти данные и использовать таблицу Менделеева для успешного решения экзаменационных заданий.

Периодическая таблица напоминает многоэтажный дом, где у каждого жильца есть свой уникальный адрес. Чтобы предсказать поведение элемента, нужно всего лишь правильно определить его координаты. Рассмотрим механизм работы с системой на примере фосфора (P).

Порядковый номер и строение атома

Взгляд на любой элемент стоит начинать с его порядкового номера. Эта цифра обозначает важнейшую физическую величину — заряд ядра атома. Именно заряд ядра определяет, какой перед нами химический элемент.

Поскольку заряд ядра формируется протонами (положительно заряженными частицами), порядковый номер прямо указывает на их количество. В нашем примере фосфора порядковый номер 15. Это означает, что в ядре его атома содержится 15 протонов, а заряд ядра равен +15.

Атом в обычном состоянии электронейтрален. Это значит, что большой «плюс» ядра должен уравновешиваться таким же «минусом». Вся электронная оболочка атома несёт отрицательный заряд, равный по модулю заряду ядра. Следовательно, вокруг ядра атома фосфора вращаются 15 электронов.

Если изменится она, перед нами будет уже совершенно другой элемент.

Группы и периоды: что они значат

Вся структура таблицы делится на горизонтальные строки и вертикальные столбцы. Это и есть те самые координаты, о которых мы говорили.

Период — это горизонтальная строка таблицы. Всего периодов семь. Важно, что номер периода, в котором находится элемент, указывает на число энергетических уровней в его атоме. Фосфор расположен в 3-м периоде. Это говорит о том, что его 15 электронов «расселены» по трём энергетическим уровням. Ближе всего к ядру находятся два электрона, затем восемь, и оставшиеся пять занимают внешний слой.

Группа — это вертикальный столбец. Всего в современной классификации выделяют 18 групп, но в школьной программе часто используется короткий вариант таблицы с восемью группами, которые делятся на главные (А) и побочные (Б). Элементы, стоящие в одной подгруппе, — это химические «родственники» с похожим строением внешнего электронного слоя.
Наш фосфор находится в V группе, в главной подгруппе. Для элементов главных подгрупп номер группы указывает на число валентных электронов — тех, что находятся на самом внешнем уровне и отвечают за образование связей. У атома фосфора на внешнем слое 5 электронов.

Именно внешняя оболочка определяет химический характер элемента. Например, мышьяк, стоящий под фосфором, тоже имеет 5 внешних электронов и проявляет схожие свойства.

Теперь, когда понятно, как определить строение атома, перейдём к прогнозированию свойств. Тебе не придётся гадать: все химические характеристики меняются плавно и закономерно.

Химия металлов, неметаллов и особенности семейств

Если провести условную диагональ от бора (B) к астату (At), таблица разделится на две большие области, определяющие базовую природу элементов.

1. Металлы. Они занимают левую нижнюю часть таблицы (относительно диагонали). Для их атомов характерен большой радиус и малое число электронов на внешнем слое. Металлы — это «альтруисты» мира химии: они стремятся отдать свои внешние электроны, чтобы достичь стабильности. Самые активные из них — щелочные металлы — располагаются в первой группе. Они настолько хотят избавиться от единственного внешнего электрона, что реагируют крайне бурно.
2. Неметаллы. Расположены в правом верхнем углу над диагональю. У этих атомов радиус меньше, а электронов на внешнем слое много. Им энергетически выгоднее не отдавать своё, а забирать чужое, достраивая уровень до восьми электронов. Самые яркие представители — галогены (17-я группа или VIIА). Это агрессивные окислители, которым до идеала не хватает всего одного электрона.

Особняком стоят инертные газы (18-я группа или VIIIА). У них внешний уровень полностью завершён (обычно 8 электронов), поэтому они практически не вступают в реакции. Им ничего не нужно ни отдавать, ни принимать. Также в нижней части таблицы отдельно вынесены лантаноиды и актиноиды, но с ними плотно работают уже в вузе.

Радиус, электроотрицательность, валентность

Чтобы уверенно сравнивать элементы, нужно понимать, как меняется размер атома.

При движении по группе сверху вниз атомный радиус увеличивается. Представь, что с каждым новым периодом мы надеваем на атом новую «шубу» — очередной электронный слой. Атом становится крупнее, а внешние электроны оказываются на более удалённых электронных оболочках. Удерживать их сложнее, поэтому металлические свойства (способность отдавать электроны) усиливаются.

В периоде при движении слева направо радиус атома, наоборот, уменьшается. Казалось бы, электронов и протонов становится больше — почему же атом сжимается? Дело в силе притяжения. Заряд ядра растёт, «магнит» становится мощнее, увеличивается сила притяжения между ядром и электронными оболочками — из-за этого атом буквально сжимается.

Отсюда вытекает понятие электроотрицательности — способности атома перетягивать на себя электронную плотность:

• по периоду слева направо электроотрицательность растёт (радиус меньше — ядро тянет сильнее);
• по группе сверху вниз она падает (электронная оболочка толще — ядро дальше).
  Чемпион по электроотрицательности — фтор, он проявляет самые сильные неметаллические свойства.

С валентностью ситуация сложнее. Для металлов вместо валентности скорее корректно употреблять понятие «степень окисления» — для непереходных металлов она, как правило, равна номеру группы, а переходные металлы обычно имеют по несколько степеней окисления в зависимости от условий среды. Валентность же непереходных элементов напрямую зависит от того, сколько электронов верхнего электронного уровня смогло перейти на верхний энергетический d-подуровень. Если все электроны неспарены (в таком случае приходится говорить о высшей валентности), число электронных связей атома будет равно количеству этих электронов — то есть номеру группы. В других же случаях число валентных связей атома снижается, поскольку его электроны образуют электронные пары в рамках атомных орбиталей, а не химических связей.

Таблица Менделеева — твой главный инструмент для аналитических задач. Разберём алгоритм сравнения свойств на примере типичного задания экзамена.

Алгоритм действий: ищем период и группу

Допустим, нужно сравнить металлические свойства магния (Mg) и кремния (Si) и определить, какой из этих элементов химически активнее.

1. Найди координаты. Магний — элемент № 12, кремний — № 14.
2. Оцени период. Оба находятся в 3-м периоде. Значит, у них одинаковое количество электронных слоёв (три). Фактор числа слоёв здесь не влияет на различие.
3. Оцени группу. Магний стоит во II группе (2 валентных электрона), кремний — в IV группе (4 валентных электрона).
4. Вспомни про радиус. Мы движемся по периоду слева направо: от Mg к Si. Заряд ядра кремния больше (+14 против +12), поэтому оно сильнее притягивает электроны. Радиус атома кремния меньше, чем у магния.
5. Сделай вывод. У магния радиус атома больше, к тому же ему нужно отдать всего два электрона. Атому кремния сложнее расстаться с четырьмя электронами, да и ядро удерживает их крепче из-за меньшего размера. Следовательно, магний легче отдаёт электроны.

Этот алгоритм универсален: определи положение элемента — оцени изменение радиуса — сделай вывод о свойствах.

Хотя многих пугает объём таблицы, учить её наизусть целиком не требуется. Для успешной сдачи экзаменов в 8–9 классах достаточно хорошо ориентироваться в первых четырёх периодах и знать основные семейства элементов (щелочные металлы, галогены).

Самые частые ошибки связаны с невнимательностью к типу подгруппы. Поэтому важно различать главные и побочные подгруппы. Элементы побочных подгрупп (переходные металлы) имеют свои особенности. Ключевое отличие в том, что у них заполняется электронами не внешний, а предвнешний d-подуровень. Из-за этого их степени окисления могут быть переменными и не всегда очевидными. Классический пример — медь (Cu). Находясь в I группе, она часто проявляет степень окисления +2, что для элемента главной подгруппы было бы невозможно. Железо (Fe) из VIII группы также не проявляет высшую степень окисления +8 в обычных условиях.

Периодическая система — это стройная и логичная структура, где нет ничего случайного. Понимая взаимосвязь между зарядом ядра, строением электронной оболочки и радиусом атома, ты получаешь ключ к решению огромного количества олимпиадных и экзаменационных задач. Не пытайся зазубрить химию как стихотворение. Используй таблицу как карту, и она приведёт тебя к правильному ответу.