химия к экзамену

1Первая попытка создания модели атома на основе накопленных экспериментальных данных принадлежит Дж. Томсону (1903 г.). Он считал, что атом представляет собой электронейтральную систему шарообразной формы радиусом примерно равным 10^–10 м. Положительный заряд атома равномерно распределен по всему объему шара, а отрицательно заряженные электроны находятся внутри него (рис. 6.1.1). Для объяснения линейчатых спектров испускания атомов Томсон пытался определить расположение электронов в атоме и рассчитать частоты их колебаний около положений равновесия. Однако эти попытки не увенчались успехом. Через несколько лет в опытах великого английского физика Э. Резерфорда было доказано, что модель Томсона неверна. Первые прямые эксперименты по исследованию внутренней структуры атомов были выполнены Э. Резерфордом и его сотрудниками Э. Марсденом и Х. Гейгером в 1909–1911 годах. Резерфорд предложил применить зондирование атома с помощью α-частиц, которые возникают при радиоактивном распаде радия и некоторых других элементов. Масса α-частиц приблизительно в 7300 раз больше массы электрона, а положительный заряд равен удвоенному элементарному заряду. В своих опытах Резерфорд использовал α-частицы с кинетической энергией около 5 МэВ (скорость таких частиц очень велика – порядка 10⁷ м/с, но она все же значительно меньше скорости света). α-частицы – это полностью ионизированные атомы гелия. Они были открыты Резерфордом в 1899 году при изучении явления радиоактивности. Этими частицами Резерфорд бомбардировал атомы тяжелых элементов (золото, серебро, медь и др.). Электроны, входящие в состав атомов, вследствие малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы. Рассеяние, то есть изменение направления движения α-частиц, может вызвать только тяжелая положительно заряженная часть атома. От радиоактивного источника, заключенного в свинцовый контейнер, α-частицы направлялись на тонкую металлическую фольгу. Рассеянные частицы попадали на экран, покрытый слоем кристаллов сульфида цинка, способных светиться под ударами быстрых заряженных частиц. Сцинтилляции (вспышки) на экране наблюдались глазом с помощью микроскопа. Наблюдения рассеянных α-частиц в опыте Резерфорда можно было проводить под различными углами φ к первоначальному направлению пучка. Было обнаружено, что большинство α-частиц проходит через тонкий слой металла, практически не испытывая отклонения. Однако небольшая часть частиц отклоняется на значительные углы, превышающие 30°. Очень редкие α-частицы (приблизительно одна на десять тысяч) испытывали отклонение на углы, близкие к 180°.Таким образом, опыты Резерфорда и его сотрудников привели к выводу, что в центре атома находится плотное положительно заряженное ядро, диаметр которого не превышает 10^–14–10^–15 м. Это ядро занимает только 10^–12 часть полного объема атома, но содержит весь положительный заряд и не менее 99,95 % его массы. Веществу, составляющему ядро атома, следовало приписать колоссальную плотность порядка ρ ≈ 10¹⁵ г/см³. Заряд ядра должен быть равен суммарному заряду всех электронов, входящих в состав атома. Впоследствии удалось установить, что если заряд электрона принять за единицу, то заряд ядра в точности равен номеру данного элемента в таблице Менделеева. Опираясь на классические представления о движении микрочастиц, Резерфорд предложил планетарную модель атома. Согласно этой модели, в центре атома располагается положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома. Атом в целом нейтрален. Вокруг ядра, подобно планетам, вращаются под действием кулоновских сил со стороны ядра электроны (рис. 6.1.4). Находиться в состоянии покоя электроны не могут, так как они упали бы на ядро.

2 Взяв за основу модель Резерфорда, он использовал и идеи квантовой теории. Бор выдвинул предположение, согласно которому в атомах существуют особые стационарные состояния, в которых электроны не излучают - излучение происходит лишь при переходе из одного стационарного состояния в другое.

Внутреннее строение атома изучать непосредственно невозможно, поскольку микроскопические размеры недоступны прямому восприятию, поэтому о структуре атома можно судить по ее косвенным проявлениям макроскопического масштаба. Таким проявлением является излучение атомов под воздействием нагрева или внешнего электрического поля. Изучение спектров излучения позволяет получить данные о внутренней структуре атома - для каждого атома характерны особенности спектра. Классическая физика не могла объяснить законы, которым подчинялись атомные спектры. Модель Бора выявила истинное значение спектральных законов и позволила установить, как эти законы отражают квантовый характер внутренней структуры атома - устойчивость структуры атома оказалась неразрывно связанной с существованием квантов. В модели Бора каждый атом обладает некоторой последовательностью квантовых (стационарных) состояний. Каждый вид атома имеет свою последовательность квантовых значений энергии, соответствующих различным возможным стационарным состояниям. Вывод о том, что в устойчивом состоянии атом не должен излучать, не соответствовал данным классической электродинамики, согласно которым электроны, движущиеся с ускорением, должны были непрерывно излучать электромагнитные волны. Бор и предположил, что каждая спектральная линия соответствует мгновенному переходу атома из одного квантового состояния в другое, которое характеризуется меньшим значением энергии. Избыток энергии при этом уносится в виде отдельных квантов (фотонов).

Модель атома Бора показала свою плодотворность в применении к атому водорода, позволив понять структуру оптического спектра. Но попытка применить данную модель к более сложным атомам, имеющим большее число электронов, выявила ограниченность данной модели - результаты ее применения лишь весьма приблизительно соответствовали данным эксперимента. Кроме того, модель атома Бора располагала методом квантования действия лишь для одномерного движения (предложенного еще Планком). Поэтому необходимо было найти методы квантования для случаев многомерного движения. Этот метод был найден в 1916 г. Ч.Вильсоном и А.Зоммерфельдом (почти одновременно друг с другом) и использован для решения тех задач, которые не могли быть решены с помощью модели атома Бора. Таким путем была создана концепция тонкой структуры линии спектра. Излучение линий спектра водорода с помощью спектрографов с высокой разрешающей способностью позволило выявить тонкую структуру спектра - оказалось, что спектральные линии сами состоят из ряда близко расположенных друг к другу линий. Зоммерфельд высказал предположение о связи тонкой структуры спектральных линий с релятивистскими эффектами и предположил вместо уравнений ньютоновской механики использовать уравнения релятивистской механики. Предположения Зоммерфельда дали результаты, согласуемые с экспериментальными данными. Вместе с тем полученная Зоммерфельдом картина спектральных линий оказалась значительно беднее реальной, поэтому его модель не могла дать достаточно полные объяснения тонкой структуры спектральных линий.

Для модели атома Бора основополагающим является утверждение о том, что электроны внутри атома могут находиться лишь в стационарных состояниях, которые соответствуют определенным квантовым значениям энергии. Следовательно, существуют определенные энергетические уровни, на которых находятся электроны. Как известно, атом каждого последующего элемента имеет на один электрон больше, чем предыдущего. Значит, по мере возрастали атомного номера, усложняется структура электронных оболочек атомов. На основе знания этой структуры можно устанавливать физические и химические свойства элементов. В периодической системе Д.И.Менделеева элементы расположены в порядке возрастали атомного веса, причем в расположенных таким образом элементах обнаруживается определенная периодичность в химических свойствах этих элементов. Физическая природа этой периодичности оказывается весьма сложной. Теория атома должна иметь возможность объяснить эту природу. Для этого модель Бора необходимо было дополнить требованием, чтобы на одном энергетическом уровне могло находиться лишь ограниченное число электронов (явление насыщения энергетического уровня электронами). Если бы данного насыщения не существовало, то в нормальном (стабильном) состоянии атома все электроны атома были бы на низшем уровне, который соответствует наименьшей энергии. Но вследствие насыщения уровней подобная ситуация оказывается невозможной.

3 Квантовые числа электронов.Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси. Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним. Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем. Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве. Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и -1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.

2 В 1913 г. Бор предложил сою теорию строения атома, в которой ему удалось с большим искусством согласовать спектральные явления с ядерной моделью атома, применив к последней так называемую квантовую теорию излучения, введенную в науку немецким ученым-физиком Планком. Сущность теории квантов сводится к тому, что лучистая энергия испускается и поглощается не непрерывно, как принималось раньше, а отдельными малыми, но вполне определенными порциями - квантами энергии. Запас энергии излучающего тела изменяется скачками, квант за квантом; дробное число квантов тело не может ни испускать, ни поглощать. Величина кванта энергии зависит от частоты излучения: чем больше частота излучения, тем больше величина кванта. Кванты лучистой энергии называются также фотонами. Применив квантовые представления к вращению электронов вокруг ядра, Бор положил в основу своей теории очень смелые предположения, или постулаты. Хотя эти постулаты и противоречат законам классической электродинамики, но они находят свое оправдание в тех поразительных результатах, к которым приводят, и в том полнейшем согласии, которое обнаруживается между теоретическими результатами и огромным числом экспериментальных фактов.Теория Бора позволила разрешить очень важный вопрос о расположении электронов в атомах различных элементов и установить зависимость свойств элементов от строения электронных оболочек их атомов. В настоящее время разработаны схемы строения атомов всех химических элементов. Однако нужно иметь ввиду, что эти схемы это лишь более или менее достоверная гипотеза, позволяющая объяснить многие физические и химические свойства элементов. Как раньше уже было сказано, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома, соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Электроны расположены по слоям, т.е. каждому слою принадлежит определенное заполняющее или как бы насыщающее его число электронов. Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом энергии, т.е. находятся примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся оболочка атома распадается на несколько энергетических уровней. Электроны каждого следующего слоя находятся на более высоком энергетическом уровне, чем электроны предыдущего слоя.

4 Принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система элементов. Для определения состояния электрона в многоэлектронном атоме важное значение имеет сформулированное В. Паули положение (принцип Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь, характеризующаяся определенными значениями п, I и т, может быть занята не более чем двумя электронами, спины которых имеют противоположные знаки. Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными, в отличие от одиночного (т. е. н е с п а р е н н о г о) электрона, занимающего какую-либо орбиталь. Пользуясь принципом Паули, подсчитаем, какое максимальное число электронов может находиться на различных энергетических уровнях и подуровнях в атоме. При / = 0, т. е. на s-подуровне, магнитное квантовое число тоже равно нулю. Следовательно, на 5-подуровне имеется всего одна орбиталь, которую принято условно обозначать в виде клетки («квантовая ячейка»): ?. Как указывалось выше, на каждой атомной орбитали размещается не более двух электронов, спины которых противоположно направлены.Итак, максимальное число электронов на s-подуровне каждого электронного слоя равно 2. При / ~ 1 (р-подуровень) возможны уже три различных значения магнитного квантового числа (—1,0, +1). Следовательно, на р-подуровне имеется три орбитали, каждая из которых может быть занята не более чем двумя электронами. Подуровень d (1 — 2) состоит из пяти орбиталей, соответствующих пяти разным значениям т\ здесь максимальное число электронов равно 10: Наконец, на /-подуровне (/ — 3) может размещаться 14 электронов; вообще, максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом / равно 2(2/+ 0) Первый энергетический уровень (/(-слой, п—\) содержит только 5-подуровень, второй энергетический уровень (L-слой, п = 2) состоит из 5- и р-подуровней и т. д. Отметим, что полученные числа совпадают с числами элементов в периодах периодической системы.

5 Принцип минимума энергии Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду: 1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s < 5f6d... Атом водорода имеет один электрон, который может находиться на любой орбитали. Однако, в основном состоянии он должен занимать 1s-орбиталь, имеющую самую низкую энергию. В атоме калия последний девятнадцатый электрон может заселить либо 3d-, либо 4s-орбиталь. В соответствии с принципом минимума энергии, электрон занимает 4s-орбиталь, что подтверждается экспериментом. Следует обратить внимание на неопределенность записи 4f5d и 5f6d. Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень. То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

8 Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns¹) и заканчивается благородным газом (ns²np⁶).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А, состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы. В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f-, (n – 1)d- и ns-электроны. Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах). Все сказанное выше подтверждает, что структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов.

Первый период (n = 1, l = 0) состоит из двух элементов H (1s¹) и He (1s²).

Во втором периоде (n = 2, l = 0, 1) заполняются s- и p-орбитали от Li до Ne. Элементы

 соответсвенно s- и p-элементами.

В третьем периоде появляются пять d-орбиталей (n = 3, l = 0, 1, 2). Пока они вакантны, и третий период, как и второй, содержит восемь p-элементов элементов от Na до Ar.

В четвертом периоде следующие за аргоном калий и кальций имеют на внешнем уровне 4s-электроны (четвертый период). Появление 4s-электронов при наличии свободных 3d-орбиталей обусловлено экранированием ядра плотным 3s²3p⁶-электронным слоем.

Пятый период повторяет четвертый – в нем также 18 элементов, и 4d-элементы, как и 3d образуют вставную декаду (4d^1–105s^0–2).

В шестом периоде после лантана (5d¹6s²) – аналога скандия и иттрия следуют 14 4f-элементов – лантаноидов. Свойства этих элементов очень близки, поскольку идет заполнение глубоколежащего (n – 2)f-подуровня. Общая формула лантаноидов 4f^2–145d^0–16s².

Седьмой период отчасти повторяет шестой. 5f-элементы называются актиноидами. Их общая формула 5f^2–146d^0–17s². Далее следуют еще 6 искусственно полученных 6d-элементов незавершенного седьмого периода.

9 Атом (от греч. atomos - неделимый), - частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому химическому элементу соответствует определённый род атомов, обозначаемых символом элемента (например, атом водорода Н, атом железа Fe, атом ртути Hg, атом урана U). Атомы могут существовать как в свободном состоянии, в газе, так и в связанном. Соединяясь химически с атомами того же элемента или атомами других элементов, они образуют более сложные микрочастицы - молекулы, всё огромное многообразие химических соединений обусловлено различными сочетаниями атомов в молекулах. Связываясь друг с другом непосредственно или в составе молекул, атомы образуют жидкости, твёрдые тела и кристаллы. Свойства макроскопических тел - газообразных, жидких и твёрдых, и свойства отдельных молекул зависят от свойств входящих в их состав атомов. Все свойства атома, физические и химические, определяются его строением как системы, состоящей из ядра и электронов, и подчиняются характерным для микроскопических явлений квантовым законам. Атом состоит из тяжёлого ядра, обладающего положительным электрическим зарядом, и окружающих его лёгких электронов с отрицательными электрическими зарядами, образующих электронные оболочки атома. Размеры атома в целом определяются размерами его электронной оболочки и велики по сравнению с размерами ядра атома. Характерные порядки размеров

• Атом

• Линейные размеры:10^-8см.

• Площадь(Поперечное сечение):10^-16 см²

• Объем:10^-24 см³

  • Ядро

• Линейные размеры:10^-12см.

• Площадь(Поперечное сечение):10^-24 см²

• Объем:10^-36 см³

  • Отношение: 104/108/1012

Электронные оболочки атомов не имеют строго определённой границы; значения размеров атомов ("атомные радиусы") в большей или меньшей степени зависят от способов их определения и весьма разнообразны. Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Но по квантово-механическим представлениям электронная оболочка не имеет строго определенных границ. За радиус свободного атома (иона) можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это так называемый орбитальный радиус атома (иона). Практически используют вычисленные по экспериментальным данным значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединении. Различают ковалентные и металлические радиусы атомов. Зависимость атомных и ионных радиусов от атомного номера элементов носит периодический характер. В периодах радиусы по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются. Наибольшее уменьшение наблюдается у элементов малых периодов, т.к. у них заполняется внешний электронный слой. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, т.к. заполнение орбиталей электронами происходит в предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются

6 Правило Гунда Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров. Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным. Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Гунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Электронные конфигурации атомов Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетическая диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение уровней и подуровней энергии. На схеме орбитали обозначают в виде ячеек: , а электроны - в виде стрелок: или Электрон может занять любую свободную орбиталь, но, согласно принципу минимума энергии, всегда предпочитает ту орбиталь, у которой энергия ниже. Принцип запрета Паули ограничивает число электронов на каждой орбитали. Поэтому в одной ячейке (на атомной орбитали) может быть только один или два электрона. На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов. Правило Гунда определяет порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией. Электронная конфигурация (формула) атома - распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии этого атома и его ионов: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶... Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d⁵ - это 5 электронов на 3d-подуровне.

10 Энергия ионизации Энергия (потенциал) ионизации атома E_i - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома на бесконечность в соответствии с уравнением Х = Х⁺ + е⁻Ее значения известны для атомов всех элементов Периодической системы. Например, энергия ионизации атома водорода соответствует переходу электрона с 1s-подуровня энергии (−1312,1 кДж/моль) на подуровень с нулевой энергией и равна +1312,1 кДж/моль.В изменении первых потенциалов ионизации, соответствующих удалению одного электрона, атомов явно выражена периодичность при увеличении порядкового номера атома. При движении слева направо по периоду энергия ионизации, вообще говоря, постепенно увеличивается, при увеличении порядкового номера в пределах группы - уменьшается. Минимальные первые потенциалы ионизации имеют щелочные металлы, максимальные - благородные газы. Для одного и того же атома вторая, третья и последующие энергии ионизации всегда увеличиваются, так как электрон приходится отрывать от положительно заряженного иона. Например, для атома лития первая, вторая и третья энергии ионизации равны 520,3, 7298,1 и 11814,9 кДж/моль, соответственно. Последовательность отрыва электронов - обычна обратная последовательности заселения орбиталей электронами в соответствии с принципом минимума энергии. Однако элементы, у которых заселяются d-орбитали, являются исключениями - в первую очередь они теряют не d-, а s-электроны. Сродство к электрону Сродство атома к электрону A_e - способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом. Сродство к электрону равно энергии ионизации отрицательного иона Х⁻: Х⁻ = Х + е⁻ Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Например, для атома фтора присоединение электрона сопровождается выделением 327,9 кДж/моль энергии. Для ряда элементов сродство к электрону близко к нулю или отрицательно, что значит отсутствие устойчивого аниона для данного элемента. Обычно сродство к электрону для атомов различных элементов уменьшается параллельно с ростом энергии их ионизации. Однако для некоторых пар элементов имеются исключения.

Электроотрицательность Электротрицательность характеризует способность атома химического элемента смещать в свою сторону электронное облако при образовании химической связи (в сторону элемента с более высокой электроотрицательностью). Американский физик Малликен предложил определять электроотрицательность как среднеарифметическую величину между потенциалом ионизации и сродством к электрону: χ = 1/2 (E_i + A_e) Электроотрицательность в количественном отношении представляет собой приближенную величину, поскольку она зависит от того, в состав какого конкретного соединения входит данный атом.

11. Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от массового числа атомов (или их атомной массы). Всего предложено несколько сот[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двухмерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу. Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная) и «сверхдлинная». В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток. Короткая форма таблицы, содержащая восемь групп элементов (пример), была официально отменена ИЮПАК в 1989 году. Несмотря на рекомендацию использовать длинную форму, короткая форма продолжила приводиться в большом числе российских справочников и пособий и после этого времени. Из современной иностранной литературы короткая форма исключена полностью, вместо неё используется длинная форма. Периодический закон Д. И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс (весов). Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодического закона: «…свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».[1] Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая система элементов.