Періодичний закон і періодична система хімічних елементів

Історичний розвиток хімічних знань привів вчених до висновку, що у природі існують речовини, які є суто індивідуальними і ніякими хімічними діями, ці речовини перетворити на більш прості не можливо. Такі речовини почали називати елементами.

Вперше поняття „елемент”, найбільш близьке до сучасного, використовує у 1661 році Роберт Бойль у своїй кнізі „Хімік-скептик”: „... я тепер розумію під елементами деякі примітивні, або прості, або зовсім незмінні речовини; ці речовини не будучи складеними із інших речовин, або одна з одної, є складовими частинами, з яких безпосередньо складаються всі ті тіла, що називаються досконалими сумішами, і на які ці останні розкладаються...”

В найдавніший період (від V тисячоріччя до н.е. і до 1200 р. н.е.) людина познайомилася з 7 металами давнини - золотом, сріблом, міддю, свинцем, оловом, залізом і ртуттю. Крім цих елементарних речовин у давнину були відомі і використовувалися сірка і вуглець, що зустрічаються в природі у вільному стані. За алхімічний період (до 1600 р.) було відкрито існування ще декількох елементів, які були виділені або в процесі алхімічних пошуків „філософського каменя”, або в процесі виробництва металів і переробки різноманітних руд ремісниками-металургами. До них відносяться миш'як (арсен), сурьма (стибій), бісмут, цинк, фосфор. У період виникнення і розвитку технічної хімії (кінець XVII ст. - 1750 р.) у результаті практичного вивчення особливостей різноманітних металічних руд і подолання труднощів, які виникають при виділенні металів, а також деяких відкриттів у процесі мінералогічних експедицій, було встановлено існування платини, кобальту, нікелю. З 1760 по 1805 рр. за допомогою якісного і кількісного вагового аналізів був відкритий ряд елементів, причому частина з них лише у вигляді "земель" (оксидів): магній, кальцій (встановлення несхожості вапна й магнезії), манган, барій (барит), молібден, вольфрам, телур, уран (оксид), цирконій (оксид), стронцій (оксид), титан (оксид), хром, берилій (оксид), ітрій (оксид), тантал (оксид), церій (оксид), фтор (плавикова, фторидна кислота), палладій, родій, осмій і іридій. На етапі пневматичної хімії (1760-1780 р.р.) були відкриті газоподібні елементи - водень, азот, кисень і хлор (останній рахувався складною речовиною - окисненою соляною кислотою аж до 1809 р.). Винайдення Гемфрі Деві електролізу у 1807-1808 рр.. дозволило виділити калій, натрій, кальцій, стронцій, барій і магній. Усі вони, утім, і раніше були відомі у вигляді лугів і лужних земель.

У результаті удосконалення методів кількісного аналізу і розробки систематичного ходу якісного аналізу у 1805 - 1850 р.р. були відкриті бор, літій, кадмій, селен, кремній, бром, алюміній, йод, торій, ванадій, лантан (оксид), ербій (оксид), тербій (оксид), рутеній, ніобій. А введення у аналітичну практику спектрального аналізу (1860 - 1863 рр..) привело до відкриття цезію, рубідію, талію і індію.

Вивчення властивостей відкритих елементів та їх сполук, а також синтез ряду сполук елементів, що були відкриті раніше, дали багато нових відомостей і дозволило накопичити величезний фактичний матеріал, але разом з тим виявило необхідність його систематизації. Перш за все необхідно було вирішити основне питання – чи є хімічні елементи розрізненими, незалежними „початками” чи вони закономірно пов’язані між собою у едину природну систему.

Як відомо, перша в історії хімії "Таблиця простих тіл" була складена Антуаном Лоран Лавуазьє в 1789 р. і наведена в його підручнику з хімії. Усі прості речовини були розділені на чотири групи і зроблена спроба їх класифікації на основі фізичних властивостей (метал чи неметал) та типу оксиду, що він утворював.

"I. Прості речовини, представлені у всіх трьох царствах природи, які можна розглядати як елементи тіл: 1) світло, 2) теплотвор, 3) кисень, 4) азот, 5) водень.

II. Прості неметалічні речовини, що окиснюються і дають кислоти: 1) сурьма, 2) фосфор, 3) вугілля, 4) радикал мурієвої кислоти, 5) радикал плавикової кислоти, 6) радикал борної кислоти.

III. Прості металічні речовини, що окиснюються і дають кислоти: 1) сурьма, 2) срібло, 3) миш'як, 4) бісмут, 5) кобальт, 6) мідь, 7) олово, 8) залізо, 9) манган, 10) ртуть, 11) молібден, 12) нікель, 13) золото, 14) платина, 15) свинець, 16) вольфрам, 17) цинк.

IV. Прості речовини, що утворюють солі і землі: 1) вапно (вапняна земля), 2) магнезія (основа сульфату магнію), 3) барит (важка земля), 4) глинозем (глина, галунова земля), 5) кремнезем (кремениста земля)".

Ця класифікація лягла в основу хімічної номенклатури, розробленої Лавуазьє.

Джон Дальтон увів у науку найважливішу кількісну характеристику атомів хімічних елементів - відносну вагу атомів або атомну вагу. Використовуючи результати аналізів різноманітних сполук, Дж.Дальтон визначив атомні ваги деяких елементів, показавши тим самим, що ця властивість атомів може бути визначена експериментально.

Оскільки на початок XIX ст. хімічний елемент був охарактеризований як границя хіміко-аналітичної подільності речовини, у хіміків виникло два питання:

- чи є, окрім хіміко-аналітичної характеристики, іще будь-які критерії для віднесення тієї чи іншої речовини до хімічних елементів;

- чи існують загальні закономірності у властивостях хімічних елементів.

Шукаючи закономірностей у властивостях атомів хімічних елементів учені насамперед звернули увагу на характер зміни атомних ваг. У 1815-1816 р. англійський хімік Вільям Праут (1785-1850) опублікував у "Анналах філософії" дві статті, у яких була висловлена і обґрунтована ідея, що атомні ваги всіх хімічних елементів повинні бути цілочисленими (тобто кратними атомній вазі водню, що приймалася тоді рівною одиниці): "Якщо погляди, що ми зважилися висловити, правильні, то ми практично можемо вважати, що першоматерія древніх утілена у водні... ". Гіпотеза Праута була дуже привабливою і викликала постановку багатьох експериментальних досліджень із метою якомога більш точного визначення атомних ваг хімічних елементів.

У 1829 р. німецький хімік Йоган Вольфганг Деберейнер (1780-1849) зіставляючи атомні ваги у подібних хімічних елементів:

Літій	Кальцій	Хлор	Сірка	Марганець
Натрій	Стронцій	Бром	Селен	Хром
Калій	Барій	Йод	Телур	Залізо

знайшов, що атомна вага середнього елемента дорівнює півсумі атомних ваг крайніх елементів. Це лягло в основу його правила тріад: подібних за властивостями елементів у природі повитнно бути завжди троє. Пошуки нових тріад привели Леопольда Гмеліна (1788-1853) - автора всесвітньо відомого довідкового посібника з хімії - до встановлення численних груп подібних елементів із більшим числом елементів ніж у тріадах, наприклад, магній, кальцій, стронцій, барій.

Гледстон помітив, що елементи, атомні маси яких близькі за величиною, схожі за хімічними властивостями і часто у природі зустрічаються разом, наприклад платинові метали (платина, родій, іридій, осмій, палладій, рутеній), родина заліза. В той же час Гінрікс вказує на те, що у групах подібних елементів можна виділити дві підгрупи з більш близькими властивостями – кальцоїди (кальцій, стронцій, барій) та кадмоїди (цинк, кадмій, плюмбум).

Величезні ускладнення в систематизації елементів створювала відсутність у тогочасних учених єдності поглядів і узгоджених визначень основних понять у хімії.

Поворотним моментом у розвитку хімії став перший міжнародний з’їзд хіміків у німецькому місті Карлсруе в 1860 році, де було узаконене використання певних термінів і, що дуже важливо, фактично прийняте на озброєння атомно-молекулярне вчення.

Після з’їзду починає використовуватися поняття про атомність – властивості атома даного елемента приєднувати або заміщувати певне число атомів водню, введене у хімію англійцем Франкландом іще у 1852 році. (Рівнозначний термін валентність запропонований в 1868 році Віхельгаузом). Виходячи із валентності елементів можна було уточнювати дані про склад речовини і їх молекулярним масам.

Все це розширило можливості класифікації елементів в приводило до появи нових гіпотез.

У 60-х рр. XIX сторіччя вчені перейшли від пошуку груп подібних єлементів до зіставлення між собою вже самих груп хімічно подібних елементів. Так, професор Парижської гірничої школи Александр Еміль Бюгює Шанкуртуа (1820-1886) розташував усі хімічні елементи на поверхні циліндра в порядку зростання їхніх атомних ваг по „гвинтовій лінії” нанесеній на поверхню циліндра під кутом 45^о до його осі. Поверхня циліндра при цьому була роділена вертиркальними лініями паралельними осі циліндра на 16 секторів. Ідея Шанкуртуа полягала в тому, що кожні 16 елементів розміщених у порядку зростання атомних мас складають природну групу елементів. При цьому атомні маси елементів, що замикають угрупування кратні 16 і відповідно дорівнюють 16, 32, 48, 64, 80, 96, 112 та 128. Система Шанкуртуа у позгорнутому на площину вигляді зображена на рис.... При такому розташуванні подібні елементи часто потрапляли на ту ж саму вертикальну лінію або знаходилися поряд з нею. Так, оксиген, сірка, селен та телур розміщені на одній утворюючій лінії. Що правда, мідь та титан, які попали на цю ж лінію, до цієї групи подібних хімічних елементів жодного відношення не мають.

Рис..... Таблиця хімічних елементів А. де Шанкуртуа

У 1865 р. англійським хіміком Джоном Александер Рейна Ньюлендсом (1838-1898) була опублікована таблиця, що містила в собі 62 хімічних елементи. Елементи були розташовані і пронумеровані в порядку зростання атомних ваг. Ньюлендс використовував нумерацію, щоб підкреслити, що через кожні сім елементів властивості хімічних елементів повторюються, як ноти в музичній гамі від октави до октави. Під час обговорення в Лондонському хімічному товаристві в 1866 р. нової статті Ньюлендса (її до публікації не рекомендували) професор Дж.Фостер із сарказмом запитав: "... чи не пробували Ви розташувати елементи за абеткою їхніх назв і чи не зауважили при такому розташуванні яких-небудь нових закономірностей? "

У 1868 р. англійський хімік Вільям Одлінг (1829-1921) запропонував таблицю, що, на думку автора, демонструвала закономірний взаємозв'язок між усіма елементами, проте жодних коментарів чи розяснень при цьому не зробив.

Оцінюючи цей період, Д.І.Менделєєв писав: "Немає жодного скільки-небудь загального закону природи, який би заснувався відразу, завжди його утвердженню передує багато передчуттів, а визнання закону наступає не тоді, коли він цілком усвідомлений у всьому його значенні, а лише по утвердженні його наслідків дослідами, котрі натуралісти повинні визнавати вищою інстанцією своїх розумінь і думок".

Найближче до відкриття періодичного закону підійшов німецький хімік Лотар Мейєр. У 1864 р. він склав схему із шести груп, у яких розмістив 44 елементи (із відомих 63) за валентністю. У 1870 р. Мейєр запропонував таблицю, де всі елементи розподілив на дев'ять колонок. Залежність атомних об'ємів від атомних мас елементів наочно ілюструвала існування періодичності властивостей елементів. Але ця робота з'явилася лише через рік після повідомлення Менделєєва про періодичну систему.

Попередники Менделєєва не змогли повністю розкрити загальну залежність між елементами, бо їм не вдалося знайти об'єктивний закон, що лежить в основі взаємозв'язку між хімічними елементами. Формальна логіка, застосована попередниками Менделєєва, зумовила поділ елементів на відірвані одна від одної групи, не дала змоги за подібністю виявити відмінність. Проте всі попередні класифікації мали велике значення і стали передумовою відкриття періодичного закону.

Систематикою хімічних елементів Менделєєв почав займатися на початку 60-х років XIX ст. під час педагогічної діяльності, готуючи підручник "Основи хімії". За основу систематики елементів він обирає подвійний критерій — атомну вагу і хімічні властивості. Ніхто до Менделєєва, розробляючи класифікацію елементів, не досліджував взаємозв'язок між групами несхожих елементи, який і привів до розкриття загального закону, дозволяючи систематизувати всі елементи.

Для того, щоб визначити закономірність зв'язку між атомними вагами і властивостями елементів, Менделєєв написав на окремих картках назви усіх відомих на той час 63 елементів, їхні атоми і ваги й основні хімічні властивості. Усі картки він розмістив у ряд за зростанням атомних ваг елементів, проте ніякої закономірності при цьому не виявив. Тоді Менделєєв згрупував у колонки елементи, які утворювали однакові сполуки з киснем, і розподілив їх так, щоб у рядках картки елементів були розміщені за порядком зростання атомних ваг. Після багаторазового переставляння карток, добору з них рядів явно схожих елементів, порівнювання цих рядів один з одним Менделєєв помітив, що хімічні властивої її елементів та їхніх сполук періодично повторюються через певне число елементів.

Наприклад, від Натрію до Хлору змінюються:

- властивості хімічних елементів від типових металічних (Na) до типових неметалічних (Сl);

- формули найвищих оксидів у послідовності Nа₂О - МgO - А1₂О₃ - SіО₂ - Р₂О₅ - SО₃ - С1₂О₇;

- формули їхніх гідроксидів у послідовності NаОН - Мg(ОН)₂ - А1(ОН)₃ - Н₂SiO₃ - Н₃РО₄ - Н₂SO₄ - НС1О₄;

- валентність елементів у оксидах і гідроксидах (від одиниці у Na до семи у Cl);

- властивості оксидів і гідроксидів від сильноосновних (Nа), основних (Мg) через амфотерні (А1) і слабкокислі (Sі, Р) до сильно кислих (S, СІ);

- формули летких водневих сполук у послідовності SiН₄ - PH₃ - Н₂S - НС1 та їхні властивості від нейтральних (SiН₄) через дуже слабкі основні (РН₃) до слабкокислих (Н₂S) і сильнокислих (HСІ)

Інші ряди елементів повторюють перелічені зміни у тій самій послідовності. Водночас було визначено закономірний зв'язок і ступінь хімічної несхожості елементів.

Відкритий закон Менделєєв спочатку сформулював так: фізичні й хімічні властивості елементів, що проявляються у властивостях простих і складних тіл, які з них утворюються, перебувають у періодичній залежності від їхньої атомної ваги. Перший варіант періодичної системи хімічних елементів Менделєєв опублікував у 1869 р. під назвою "Спроба системи елементів, яка ґрунтується на їхній атомній вазі й хімічній схожості" (рис....). Сама назва вказує на те, що закон має не одну основу систематизації, а дві. Нагадаємо, що попередники Менделєєва брали за єдину основу своїх спроб систематизації або атомну масу, або хімічний еквівалент, або валентність.

Рис... Перший варіант періодичної системи Д.І.Менделєєва

У першому варіанті періодичної системи елементи розміщені за порядком, який нагадує шахівницю, причому періоди розташовані вертикально, а групи - горизонтально. У системі залишилося чотири порожні місця (знаки питання замість елементів). Не обмежуючись передбаченням ще невідкритих елементів, Менделєєв дав їм докладну характеристику.

Головні ідеї періодичної системи викладені Менделєєвим були представлені наступними пунктами:

- елементи, розміщені за зростанням атомної ваги, виявляють виразну періодичність властивостей;

- атомна вага визначає характер елемента;

- розміщення елементів або груп елементів за порядком зростання їхніх атомних ваг відповідає валентності;

- елементи, найбільш поширені у природі, мають невелику атомну вагу й різко виражені властивості, тому вони є типовими елементами;

- елементи, подібні за хімічними властивостями, мають атомні ваги або приблизно однакові, або правильно зростаючі;

- треба сподіватися на відкриття ряду невідомих елементів;

- атомна вага елементів може бути виправлена відповідно до розміщення їх у періодичній системі;

- характерні властивості елементів можна передбачити за їх атомними вагами.

Ці пункти не лише характеризують зміст закону, але й розкривають його значення як метода пізнання та прогнозування.

Після опублікування першого варіанта періодичної системи Менделєєв почав аналізувати неясні місця у створеній ним таблиці. З 63 карток, розкладених за зростанням атомних ваг, дев'ять не відповідали загальній закономірності. З урахуванням цього ти створив другий варіант системи, що мав назву "Природна система елементів" і значно відрізнявся від першого (рис. ...). Горизонтальні ряди елементів-аналогів перетворилися тут на вертикальні, відбулося здвоювання споріднених рядів.

Рис. ... Другий варіан періодичної системи Д.І.Менделєєва, опублікований у другому виданні „Основ хімії” (1873 р.)

Другий варіант системи конструктивно був складнішим, але досконалішим, і тому дав змогу Менделєєву передбачити існування вже одинадцяти ще невідомих елементів. Для трьох з них він докладно описав очікувані властивості, а також форми й властивості їхніх сполук і навіть методи, за якими ці елементи могли б бути виявлені.

У 1875 р. французький хімік Лекок де Буабодран повідомив, що при дослідженні цинкової обманки він спектроскопічно виявив у ній новий елемент. Він одержав солі цього елемента і визначив його властивості. На честь Франції він назвав новий елемент галієм (так називали Францію древні римляни). При цьому Л. де Буабодраном питома вага галію була знайдена рівною 4.7. Д.І.Менделєєв вказав йому на його помилку, бо за його передбаченнями питома вага галію повинна була бути близькою до 5,9. При більш ретельному вимірюванні питома вага галію виявилася рівною 5,904.

У 1879 р. шведський хімік Ларс Фредерік Нільсон (1840-1899) повідомив про відкриття їм нового хімічного елемента – скандію, який він відніс скандій до рідкоземельних елементів. П.Т.Клеве вказав Л.Нільсону на те, що солі скандію безбарвні, його оксид нерозчинний у лугах і що скандій є передбачений Д.І.Менделєєвим екабор.

Під час аналізу нового мінералу у 1886 р. німецький професор Клеменс Вінклер (1838-1904) відкрив новий елемент і вважав його аналогом стибію і арсену. Виникла дискусія. К.Вінклер погодився, що відкритий ним елемент - це передбачений Д.І.Менделєєвим екасіліцій - германій.

Отже, учені-хіміки тричі підтвердили існування передбачених Менделєєвим хімічних елементів. Більше того, саме передбачені Менделєєвим властивості цих елементів і їхнє положення в Періодичній системі дозволили виправити помилки, які мимоволі припускали експериментатори. Подальший розвиток хімії відбувалося на основі Періодичного закону, що у 80-х роках XIX ст. був визнаний усіма вченими як один із найважливіших законів природи. Таким чином, найважливішою характеристикою будь-якого хімічного елемента є його місце в Періодичній системі Д.И.Менделєєва.

У десяти елементів (U, In, Pt, Ir, Cs, Au, Ti, Th, Cr, Y) Менделєєв виправив відомі на той час атомні маси й відповідно валентність за Оксигеном у 1,5—2 рази. У десяти інших елементів він уточнив атомні маси. Вісім елементів він розмістив у системі всупереч значенням їхніх атомних мас.

У своїй узагальнюючій праці "Періодична законність хімічних елементів" (1871) Менделєєв так сформулював періодичний закон: властивості елементів, а отже, й властивості утворених ними простих і складних тіл перебувають у періодичній залежності від їхньої атомної ваги.

Властивості елемента — це властивості атомів. Атом може бути вільним або міститися в речовині. Властивості вільного атома називають атомними властивостями елемента. Кожний атом має певну атомну масу, розмір, електронну конфігурацію, потенціал іонізації та спорідненість до електрона. Атомні властивості того чи іншого елемента визначають його хімічні властивості - здатність утворювати певні сполуки з іншими елементами. Хімічні властивості елементів виявляються у зв'язаному стані, в простих і складних речовинах. До них відносять ефективний заряд, електронегативність, ступінь окиснення, валентність, координаційне число, вид хімічного зв'язку та валентний кут.

Атомна маса змінюється монотонно. Із атомних властивості елементів періодично змінюються електронна конфігурація, потенціал іонізації та спорідненість до електрона. Хімічні властивості елементів також виявляють строгу періодичність змінювання.

Фізичні властивості речовин не пов'язані з перетворенням одних речовин на інші. До них належать: агрегатний стан, колір, густина, температура плавлення та кипіння, тепло- і електропровідність, твердість, ковкість, коефіцієнти заломлення, розширення тощо.

Під хімічними властивостями речовини розуміють здатність її вступати в хімічні реакції з іншими речовинами або перетворюватися на інші речовини при зміні умов. До них відносять: окисно-відновні (стійкість, взаємодія з окисниками та відновниками), кислотно-основні (взаємодія гідроксидів і деяких водневих сполук з кислотами та основами), комплексоутворювальні тощо.

Необхідно чітко розрізняти хімічні властивості елемента та простої речовини. Хімічна активність даної речовини та її фізичні властивості залежать від хімічних властивостей елементів, які входять до складу простої чи складної речовини. Ця залежність не завжди є однозначною, а великою мірою залежить від структури, типу хімічного зв'язку, міжмолекулярної взаємодії, умов утворення тощо. Тому в періодичній зміні фізичних і хімічних властивостей речовин спостерігаються деякі відхилення.

У 1894—1898 рр. англійський хімік Рамзай зі співробітниками відкрили інертні гази та визначили їхні атомні маси. Але ще у 1890 р. Рамзай водночас з Менделєєвим дійшли висновку про необхідність введення у періодичну систему додаткової нульової групи інертних елементів, розмістивши її між найтиповішими неметалами і найтиповішими металами. Згодом її було включено у VIII групу як головну підгрупу.

Наприкінці XIX ст. періодична система набула загального визнання як класифікація елементів і стала основою загальної хімії. Проте на менделєєвському хімічному етапі періодичний закон не мав теоретичної інтерпретації. Фізичне (електронне) обґрунтування періодичного закону та системи елементів розпочав Генрі Мозлі.

В 1912 р. проводячи експериментальні дослідження поведінки елементів у високо енергетичних електронних пучках Г. Мозлі виявив, що частота рентгенівського випромінювання, яке випромінюється елементами при бомбардуванні їх електронним пучком, краще корелює зі значенням їх порядкового номера, ніж з атомними масами. Взаємозв’язок між порядковими номерами елементів та частотами рентгенівських променів визначається внутрішньою будовою елементів. Рентгенівський спектр елемента міститиме в собі інформацію про енергію електронних рівнів усього атому. При цьому чим більшим є заряд ядра атома, тим міцніше з ним зв’язані електрони внутрішніх рівнів, а отже тим більшою має бути енергія, що необхідна для вибивання внутрішньо орбітальних електронів. Як наслідок більшою буде значення енергії випромінювання при переході зовнішніх електронів на вакансії у внутрішніх оболонках. Мозлі встановив, що частота випромінювання рентгенівських променів зв’язана зі значенням порядкового номера елемента співвідношенням:

 = с(Z – b)²

де с та b – сталі величини, що характерні для певної лінії рентгенівського спектра і однакові для усіх елементів.

У квітні 1914 р. Г. Мозлі опублікував результати дослідження рентгенівських спектрів 39 із відомих на той час елементів від алюмінію до золота включно. Результати дослідження однозначно підтвердили, що місце положення аргону, кобальту та телуру у періодичній системі (тобто їх порядкові номери) були Менделєєвим визначені правильно, хоча атомна маса калію була більшою за масу аргону, нікелю за масу кобальту, а телуру за масу йоду. Більш цікавим виявився результат, що вакантні місця, які у періодичній системі Менделєєв залишив між молібденом та рутенієм, неодимом та самарієм, вольфрамом та осмієм дійсно не можуть бути заповнені відомими на той час елементами, бо лінії у їх рентгенівських спектрах не відповідали тим значенням які повинні були б бути для елементів із порядковими номерами 43 (нинішній технецій), 61 (прометій) та 75 (реній). Відкриття у подальшому цих елементів однозначно доказало періодичну залежність властивостей хімічних елементів від порядкового номера (протонного числа) та пов’язаною з ним електронною будовою атомів.

Класифікацію елементів почали пов'язувати не з атомною масою, а з порядковим номером елемента (протонним числом), чисельно рівним заряду ядра його атома. Основи фізичної теорії періодичної системи елементів закладені Бором (1921), який пов'язав причину періодичності властивостей елементів з формуванням подібних електронних конфігурацій атомів у міру збільшення заряду їхніх ядер. Щоб графічно відобразити зв'язок між будовою електронних оболонок атомів і періодичною зміною властивостей елементів, Бор запропонував драбинчастий варіант системи (рис. ...). У ньому досить чітко обґрунтовано поділ груп системи на головні та побічні підгрупи.

Так виникло сучасне визначення періодичного закону: електронна будова атомів і властивості елементів, які від неї залежать, є періодичною функцією зарядів ядер атомів (протонних чисел).

Після того як Бор у 1921 р. пояснив подібність хімічних властивостей 14 лантаноїдів, їх розмістили в одній клітині з Лантаном. Розташування в системі актиноїдів остаточно ствердило життєздатність періодичного закону та системи. Елементи Тh, Ра і U до 1944 р. містилися відповідно у IV, V і VI групах, а ще невідкриті елементи з Z = 94, 95 і 96 вважали аналогами Оs, Іr та Pt. Американський учений Сіборг (1945) висунув теорію актиноїдів і запропонував розмістити їх в одній клітині з Актинієм.

До 1973 р. усі природні 87 елементів були відкриті. Подальше поповнення системи могло відбутися лише за рахунок їхнього штучного ядерного синтезу.

Рис..... Драбинчаста форма періодичної системи елементів за Бором

Розвиток періодичного закону та системи проявився і у розширенні набору періодичних функцій, до яких нині відносять іонізаційні потенціали, електронегативність, температуру плавлення та кипіння тощо. Для сполук, окрім цього, періодично змінюються й різні термодинамічні характеристики.

Над уточненням і розвитком періодичної системи Менделєєв працював усе життя, але, не маючи точних відомостей про будову атомів, у 1889 р. відверто визнав: "Ми не розуміємо причини періодичного закону". Тепер це твердження спростовано завдяки розвитку теорії будови атомів, яка дала змогу з'ясувати фізичний зміст періодичного закону.

На сьогодні запропоновано понад 500 варіантів зображення періодичної системи у вигляді таблиць, геометричних фігур, аналітичних кривих та ін. Усі таблиці й графіки можна поділити на п'ять типів, що істотно відрізняються між собою: короткий, напівдовгий, довгий, драбинчастий, спіралеподібний. Кожний з варіантів періодичної системи має свої переваги й недоліки, тому в одних випадках при вивченні хімії зручніше користуватися одним варіантом, в інших — іншим.

Короткий варіант періодичної системи, який трохи відрізняється від запропонованого Менделєєвим, широко використовують у навчальній і науковій літературі. У цій таблиці повні й неповні елементи-аналоги розміщені в одних і тих же вертикальних рядах. Елементи великих періодів розташовані у два ряди, а лантаноїди й актиноїди фактично з таблиці виключені й органічно з нею не пов'язані. Розміщення повних елементів-аналогів позбавлене наочності.

Важливо, що ті неясності у структурі таблиці, які були за часів Менделєєва, значною мірою збереглися й тепер. До них слід віднести місце Гідрогену, розміщення рідкісноземельних елементів та елементів тріад, належність інертних газів до нульової чи восьмої груп.

Дехто вважає Гідроген аналогом галогенів і розміщує його у VII підгрупі. Проте Гідроген має унікальні властивості й не є повним аналогом галогенів. Питання про f-елементи, особливо актиноїди, дискутується й досі. Насамперед слід відзначити деяку умовність поділу перехідних елементів шостого і сьомого періодів на f- і d-елементи. Ця умовність пов'язана з близькістю енергій (n-2)f- і (n-1)d-орбіталей, тому можливі численні нерегулярності в електронних конфігураціях. Зокрема, підрівень nf заповнюється 14 електронами в Ітербії (4f¹⁴6s²) і Нобелії (5f¹⁴7s²), тому наступні елементи Лютецій (4f¹⁴5d¹6s²) і Лоуренсій (5f¹⁴6d¹7s²) фактично є d-елементами зі структурою зовнішнього та передостаннього рівнів, аналогічною атомам Скандію та Ітрію, отже Лютецій і Лоуренсій можна помістити в III б підгрупу відповідно під № 71 і 103. Елементи Лантан і Актиній, в атомах яких електрон переходить з (n-1)f- на nd-підрівень внаслідок особливої стійкості стану f° будуть першими елементами родин лантаноїдів (57—71) і актиноїдів (89—103). Проте у сучасному варіанті короткої форми періодичної системи лантаноїди та актиноїди виділені в окремі родини. Інертні гази у зв'язку з виявленими хімічними властивостями розміщують у VIII групі як головну її підгрупу, а три тріади складають побічну підгрупу.

Напівдовгий варіант таблиці вперше запропонував також Менделєєв. У ньому елементи кожного періоду розміщені в один ряд, а лантаноїди й актиноїди — окремо. У вертикальних рядах зіставлені лише повні елементи-аналоги. Тому періодичний закон відкрито саме під час аналізу напівдовгої форми таблиці (рис. …).

Рис.... Напівдовгий варіант періодичної системи

У довгому варіанті періодичної таблиці, запропонованому Сіборгом (1945), елементи кожного періоду записані в один ряд. Елементи з подібними властивостями розміщені один під одним по вертикалі, а f-елементи (лантаноїди та актиноїди) — між d-елементами. У цій таблиці наочно відображений поділ елементів на чотири електронні родини і 32 підгрупи. Він свідчить, на який підрівень (s, р, d, f) вступає черговий електрон кожного наступного елемента. Таблиця з максимальною наочністю передає періодичність зміни хімічних властивостей і специфіку s-, р- та перехідних елементів. Таблиця чітко розкриває електронну будову атомів, полегшує розуміння її зв'язку з хімічними властивостями елементів. Тому науковці саме їй надають перевагу. Недоліком довгого варіанта таблиці є розтягнутість і некомпактність.

Сучасна періодична система містить 110 хімічних елементів, кожний з яких посідає в ній певне місце — клітину в таблиці. У кожній клітині подано основну інформацію про елемент: назва, знак, протонне число, середня відносна атомна маса, будова валентних рівнів.

Найголовніші структурні одиниці періодичної системи елементів — періоди та групи.

Період — горизонтальний ряд елементів, що розміщені у порядку поступового безперервного зростання протонного числа (зарядів атомних ядер) і який розпочинається з Гідрогену або лужного металу і закінчується інертним газом. Існують сім періодів, пронумерованих арабськими цифрами 1—7, з них перший — найменший за кількістю елементів (у ньому всього їх два), за ним йдуть два малих (другий і третій), що містять по вісім елементів, четвертий та п’ятий (великі) - по 18 елементів, шостий — найбільший (містить 32 елементи), а сьомий — незавершений. У малих періодах металічні властивості елементів рівномірно послаблюються, а неметалічні — зростають. У великих же періодах металічні властивості елементів спочатку послаблюються, потім дещо посилюються й знову послаблюються з переходом до неметалів та інертних газів. Кожний великий період поділяється на два підперіоди, один з яких починається лужним металом і завершується елементами родини Ферума або Платини, інший — з елемента підгрупи Купруму і закінчується інертним газом.

Група — це вертикальний ряд подібних елементів, що належать до різних періодів. У короткому варіанті періодичної системи усього груп вісім. Вони пронумеровані римськими цифрами І—VIII. Від малих періодів до кожної групи входить по одному елементу, а від великих — по два. Тому кожна група елементів складається з двох підгруп — головної, до якої входять елементи малих періодів (так звані типові елементи) і подібні до них елементи великих періодів, і побічної, до якої належить решта елементів даної групи. У елементів I періоду, а також головних підгруп І та II груп інших періодів заповнюються електронами зовнішні s-підрівні. У елементів 2 і 3 періодів, а також других підперіодів великих періодів, починаючи з III групи, заповнюються р-підрівні. У елементів великих періодів, що розміщені після лужноземельних металів до підгрупи Цинку, заповнення електронами відбувається на передостанніх рівнях - d-підрівнях. У лантаноїдів та актиноїдів заповнюються f-підрівні третіх з кінця енергетичних рівнів, а у деяких з цих елементів і d-підрівні передостанніх рівнів.

Крім періодів, підперіодів, груп і підгруп у періодичній системі елементів є ряди подібних між собою елементів, що містяться в одній і тій же підгрупі й одному періоді, за винятком платинових металів (платиноїдів), розміщених у двох періодах. Такі ряди елементів називають родинами. Відомі родини Ферума – фероїди (Fе, Со, Nі), Платини – платиноїди (Ru, Rh, Рd, Оs, Іr, Рt), Лантану - лантаноїди (La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) і Актинію - актиноїди (Ас, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr).

Квантова механіка досить чітко пояснила послідовність формування електронних конфігурацій атомів зі зростанням заряду ядра, залучивши уявлення про хвильовий характер руху електрона і чотири квантових числа, що характеризують його стан в атомі. Насамперед вона пояснила структуру періодичної системи атомів, показала періодичність зміни їхніх електронних конфігурацій зі зростанням заряду ядра і заклала основи для пояснення періодичної системи елементів. Періодична система елементів за своїм змістом незрівнянно глибша, ніж періодична система атомів. Остання являє собою класифікацію вільних ізольованих атомів і відображає періодичну зміну деяких важливих фізичних властивостей.

Елемент визначають як сукупність атомів з певним протонним числом. Атом у складі простої чи складної речовини набуває інших якостей, невластивих вільному атому. Пояснюючи періодичну систему, намагаються створити кількісну теорію, яка описувала б характер взаємодії атомів різних елементів, склад, структуру та властивості утворюваних при цьому сполук. Така теорія повинна виходити з основних закономірностей, що випливають з періодичної системи атомів. Тому дуже важливо звернути увагу на характеристики вільних атомів, які зображають за допомогою періодичних кривих з максимумами та мінімумами. Розглянемо найважливіші властивості атомів, які виявляють чітку періодичну залежність від протонних чисел хімічних елементів.

Згідно із сучасними уявленнями атом — це «пухнаста кулька», розміри якої точно визначити неможливо. Проте в разі порівняння найрізноманітніших властивостей хімічних елементів та їхніх сполук стає зрозумілим, що робити це без урахування розмірів частинок практично неможливо. Тому домовились, що саме розуміти під розмірами частинок та як їх вимірювати.

Відносні розміри атомів у конкретному хімічному оточенні вимірюють як відстані між ядрами сусідніх атомів, вважаючи, що атоми складаються із суми радіусів їхніх електронних хмар. Оскільки відстані між атомами значною мірою залежать від характеру хімічних зв'язків, то розрізняють кілька типів радіусів.

В хімічній практиці найбільш широко використовуються так звані ефективні радіуси (тобто такі, що проявляють себе у дії) атомів, які розраховані за експериментальними даними по міжядерним відстаням в молекулах та кристалах. На розміри таких радіусів впливають різноманітні фактори: структура речовини. Характер хімічного зв’язку , ступінь окиснення елементу тощо. Тому розрізняють радіуси атомів у сполуках з ковалентним, металічним чи йонним зв’язками.

Ковалентні радіуси визначають діленням між'ядерної відстані в молекулах простих речовин з одинарними зв'язками, наприклад Н₂, F₂ або у простих речовинах типу алмазу навпіл. Встановлено, що довжина одинарного зв'язку, тобто утвореного однією парою електронів між сполученими різними атомами, дорівнює сумі їхніх ковалентних радіусів. Тому достатньо знайти ці радіуси для кількох елементів, і, віднявши від довжини зв'язку між різними атомами довжину відомого радіуса, знайти шуканий.

Атомні радіуси металів визначають діленням пополам між'ядерної відстані в простих речовинах. Ковалентні та атомні радіуси металів не збігаються. Для неметалів, як, наприклад, вуглець, фосфор, бром, атомні радіуси відповідають ковалентним.

Для багатьох елементів ці значення уже відомі.