1. Из истории открытия периодического закона

К середине XIX века химики уже знали десятки химических элементов. Но их было слишком много, чтобы изучать каждый отдельно. Возникла необходимость в системе, которая позволила бы расположить элементы в определённом порядке и показать связь между их свойствами.

До Менделеева предпринимались разные попытки классификации. Ученые замечали, что некоторые элементы похожи между собой, а свойства многих веществ повторяются через определённые промежутки. Однако ни одна из ранних схем не оказалась достаточно полной и универсальной.

Д. И. Менделеев сумел увидеть в свойствах элементов не хаотичный набор данных, а строгую закономерность. Он расположил элементы в порядке возрастания относительной атомной массы и заметил, что свойства элементов периодически повторяются. При этом он оставил пустые места для еще не открытых элементов и даже предсказал их свойства. Позже эти элементы были действительно открыты, и предсказания Менделеева подтвердились.

Это стало одним из величайших научных открытий XIX века. Но в дальнейшем выяснилось, что зависимость свойств элементов связана не с атомной массой как таковой, а с зарядом ядра атома. Поэтому современная формулировка закона отличается от первоначальной.

---

2. Периодический закон: классическая и современная формулировки

Классическая формулировка

Первоначально Менделеев сформулировал периодический закон так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомных масс.

Эта формулировка была очень важна для своего времени, потому что отражала реальную связь между положением элемента и его свойствами. Однако позже в науку были внесены уточнения.

Современная формулировка

После открытия строения атома стало ясно, что решающим фактором является не атомная масса, а заряд ядра, то есть порядковый номер элемента.

Современная формулировка звучит так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Иначе говоря, периодический закон объясняется электронным строением атомов. Чем больше заряд ядра, тем больше электронов в атоме, а следовательно, иначе строится электронная оболочка и меняются химические свойства.

Для ЕГЭ важно знать обе формулировки. В заданиях могут спрашивать историческую формулировку, а могут — современную. Ошибка в этом вопросе считается грубой.

---

3. Строение атома: основа понимания периодичности

Чтобы понять периодический закон, нужно сначала разобраться, как устроен атом.

Атом состоит из:

• ядра, в котором находятся протоны и нейтроны;
• электронной оболочки, где движутся электроны.

3.1. Протоны, нейтроны и электроны

Протон — частица с положительным зарядом, находится в ядре.
Нейтрон — частица без заряда, также находится в ядре.
Электрон — частица с отрицательным зарядом, находится в электронной оболочке.

Основные характеристики:

• заряд протона = +1;
• заряд электрона = –1;
• заряд нейтрона = 0.

В нейтральном атоме число протонов равно числу электронов. Поэтому заряд атома в целом равен нулю.

3.2. Порядковый номер элемента

Каждый химический элемент имеет свой порядковый номер в Периодической системе. Он равен:

• числу протонов в ядре;
• числу электронов в нейтральном атоме.

Например:

• у кислорода порядковый номер 8, значит в ядре 8 протонов и в нейтральном атоме 8 электронов;
• у натрия порядковый номер 11, значит в ядре 11 протонов и 11 электронов.

Именно порядковый номер определяет место элемента в таблице Менделеева.

3.3. Массовое число и изотопы

Массовое число — это сумма протонов и нейтронов в ядре.

Формула:

A = Z + N,
где A — массовое число, Z — число протонов, N — число нейтронов.

Если известно массовое число и порядковый номер, можно найти число нейтронов:

N = A – Z

Например, если у атома хлора массовое число 35, а порядковый номер 17, то число нейтронов равно 35 – 17 = 18.

3.4. Изотопы

Изотопы — это атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.

Например, хлор существует в виде изотопов 35Cl и 37Cl. У них одинаковое число протонов, но разная масса. Для химических свойств это не столь существенно, потому что химические свойства определяются электронами, а не нейтронами. Именно поэтому изотопы одного элемента ведут себя химически почти одинаково.

---

4. Электронное строение атома

Периодический закон тесно связан с распределением электронов по энергетическим уровням и подуровням.

4.1. Энергетические уровни

Электроны в атоме располагаются не хаотично, а по определённым энергетическим уровням. Чем дальше уровень от ядра, тем выше его энергия.

Номер периода в Периодической системе показывает число энергетических уровней у атома элемента.

Например:

• элементы 2 периода имеют 2 энергетических уровня;
• элементы 3 периода — 3 уровня;
• элементы 4 периода — 4 уровня.

Это очень важная закономерность для ЕГЭ.

4.2. Подуровни и орбитали

Каждый энергетический уровень делится на подуровни:

• s-подуровень;
• p-подуровень;
• d-подуровень;
• f-подуровень.

На каждом подуровне находятся орбитали, а на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Сколько электронов помещается на подуровнях:

• s — 2;
• p — 6;
• d — 10;
• f — 14.

4.3. Правила заполнения электронных орбиталей

Электроны заполняют атомные орбитали по определённым правилам.

Принцип наименьшей энергии

Сначала заполняются орбитали с меньшей энергией, затем — с большей.

Принцип Паули

На одной орбитали не может находиться более двух электронов, и они должны иметь противоположные спины.

Правило Хунда

На орбиталях одного подуровня электроны сначала размещаются по одному, и только потом спариваются.

Это правило особенно важно при записи электронных формул и объяснении валентности элементов.

---

5. Электронные формулы элементов

Электронная формула показывает распределение электронов по уровням и подуровням.

5.1. Простые примеры

• H: 1s¹
• He: 1s²
• Li: 1s² 2s¹
• Be: 1s² 2s²
• B: 1s² 2s² 2p¹
• C: 1s² 2s² 2p²
• N: 1s² 2s² 2p³
• O: 1s² 2s² 2p⁴
• F: 1s² 2s² 2p⁵
• Ne: 1s² 2s² 2p⁶

Для более тяжёлых элементов электронные формулы становятся длиннее, но логика остаётся той же.

5.2. Значение внешнего уровня

Для химических свойств особенно важны электроны внешнего уровня, то есть валентные электроны. Именно они участвуют в образовании химических связей и определяют активность элемента.

У элементов главных подгрупп число внешних электронов часто совпадает с номером группы (если учитывать современную нумерацию групп).

Например:

• у натрия 1 внешний электрон;
• у магния 2 внешних электрона;
• у алюминия 3;
• у углерода 4;
• у азота 5;
• у кислорода 6;
• у галогенов 7;
• у инертных газов 8, кроме гелия, у которого 2.

Это один из самых удобных способов быстро определять свойства элемента по таблице Менделеева.

---

6. Периодическая система Д. И. Менделеева

Периодическая система — это табличная форма выражения периодического закона. Все элементы расположены в ней по возрастанию порядкового номера.

6.1. Периоды

Период — это горизонтальный ряд элементов.

Всего в таблице 7 периодов.

Особенности периодов:

• 1 период содержит 2 элемента;
• 2 и 3 периоды содержат по 8 элементов;
• 4 и 5 периоды содержат по 18 элементов;
• 6 период — 32 элемента;
• 7 период также содержит большое число элементов, но пока не завершён полностью.

Внутри периода свойства элементов изменяются закономерно. Обычно слева направо уменьшаются металлические свойства и увеличиваются неметаллические.

6.2. Группы

Группа — это вертикальный столбец элементов.

В современной таблице 18 групп.

Элементы одной группы имеют сходные химические свойства, потому что у них одинаковое число электронов на внешнем уровне или схожее строение внешних подуровней.

6.3. Главные и побочные подгруппы

В школьной химии часто используют деление на:

• главные подгруппы — s- и p-элементы;
• побочные подгруппы — d-элементы;
• внутренние переходные элементы — f-элементы.

Для ЕГЭ особенно важно понимать элементы главных подгрупп, потому что именно по ним проще всего предсказывать химические свойства.

---

7. Как строение атома связано с положением в таблице

Это один из ключевых смыслов всей темы.

7.1. Номер периода

Номер периода указывает на число энергетических уровней в атоме.

Например:

• кислород находится во 2 периоде, значит у него 2 уровня;
• кальций находится в 4 периоде, значит у него 4 уровня;
• бром находится в 4 периоде, значит у него 4 уровня.

7.2. Номер группы

Для элементов главных подгрупп номер группы связан с числом валентных электронов.

Например:

• элементы 1 группы имеют 1 внешний электрон;
• элементы 2 группы — 2 внешних электрона;
• элементы 13 группы — 3 внешних электрона;
• элементы 14 группы — 4;
• элементы 15 группы — 5;
• элементы 16 группы — 6;
• элементы 17 группы — 7;
• элементы 18 группы — 8, кроме He.

7.3. Следствие

Чем больше электронов на внешнем уровне, тем ближе элемент к завершению внешней оболочки. Поэтому в одном периоде свойства постепенно меняются от активных металлов к неметаллам и инертным газам.

---

8. Изменение свойств элементов в периодах и группах

Эта часть особенно важна для заданий ЕГЭ на сравнение элементов.

8.1. Изменения в периоде слева направо

В периоде по мере увеличения порядкового номера:

• увеличивается заряд ядра;
• увеличивается число электронов;
• число энергетических уровней не меняется;
• уменьшается атомный радиус;
• возрастает электроотрицательность;
• усиливаются неметаллические свойства;
• ослабевают металлические свойства;
• усиливаются окислительные свойства простых веществ;
• ослабевают восстановительные свойства.

Почему это происходит? Потому что с ростом заряда ядра увеличивается притяжение внешних электронов к ядру. Атомы становятся компактнее, труднее отдают электроны и легче их принимают.

8.2. Изменения в группе сверху вниз

В группе сверху вниз:

• увеличивается число энергетических уровней;
• увеличивается атомный радиус;
• уменьшается электроотрицательность;
• усиливаются металлические свойства;
• ослабевают неметаллические свойства;
• усиливаются восстановительные свойства;
• уменьшаются окислительные свойства.

Почему? Потому что внешние электроны располагаются всё дальше от ядра и удерживаются слабее. Поэтому их легче отдать.

---

9. Важнейшие характеристики атомов и простых веществ

Для ЕГЭ нужно знать основные характеристики и понимать, как они изменяются.

9.1. Атомный радиус

Атомный радиус — это условная величина, характеризующая размер атома.

Закономерности:

• в периоде слева направо радиус уменьшается;
• в группе сверху вниз радиус увеличивается.

9.2. Электроотрицательность

Электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе электронную плотность в химической связи.

Закономерности:

• в периоде слева направо электроотрицательность возрастает;
• в группе сверху вниз уменьшается.

Самая высокая электроотрицательность у фтора. Это один из частых фактов в тестах.

9.3. Энергия ионизации

Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.

Закономерности:

• в периоде слева направо энергия ионизации возрастает;
• в группе сверху вниз уменьшается.

9.4. Металлические и неметаллические свойства

Металлические свойства связаны со способностью атомов отдавать электроны.
Неметаллические — со способностью принимать электроны.

По таблице:

• слева внизу находятся наиболее металлические элементы;
• справа вверху — наиболее неметаллические.

---

10. Металлы, неметаллы и инертные газы

10.1. Металлы

Металлы расположены преимущественно в левой и центральной части таблицы.

Типичные свойства:

• наличие металлического блеска;
• хорошая электропроводность;
• теплопроводность;
• пластичность;
• способность отдавать электроны.

Примеры: натрий, магний, алюминий, железо, медь.

10.2. Неметаллы

Неметаллы расположены в правой верхней части таблицы.

Типичные свойства:

• плохая электропроводность;
• отсутствие металлического блеска у многих;
• способность принимать электроны;
• склонность к образованию ковалентных связей.

Примеры: кислород, сера, фосфор, хлор, азот.

10.3. Инертные газы

Инертные газы находятся в 18 группе. У них завершён внешний уровень, поэтому они очень слабо реагируют с другими веществами.

Примеры: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон.

Для ЕГЭ важно помнить, что инертность не абсолютна: некоторые тяжёлые инертные газы могут вступать в реакции, но в школьном курсе они рассматриваются как малоактивные элементы.

---

11. Валентность и степень окисления в связи с периодической системой

11.1. Валентность

Валентность — это способность атома образовывать определённое число химических связей.

Для элементов главных подгрупп валентность часто связана с числом электронов на внешнем уровне и с возможностью их отдачи, присоединения или обобществления.

Например:

• натрий обычно одновалентен;
• магний двухвалентен;
• алюминий трёхвалентен;
• углерод четырёхвалентен;
• кислород обычно двухвалентен.

11.2. Степень окисления

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, если предположить, что все связи ионные.

Это очень важная величина для ЕГЭ, особенно в заданиях на окислительно-восстановительные реакции.

Часто используемые значения:

• щелочные металлы: +1;
• щелочноземельные металлы: +2;
• алюминий: +3;
• кислород обычно: –2;
• водород обычно: +1, в гидридах металлов: –1;
• фтор всегда: –1;
• сумма степеней окисления в молекуле равна 0;
• сумма степеней окисления в сложном ионе равна заряду иона.

---

12. Химический характер оксидов и гидроксидов

Периодический закон помогает понять, как меняются свойства оксидов и гидроксидов элементов.

12.1. В периоде

При движении слева направо по периоду:

• оксиды металлов обычно основные;
• у амфотерных элементов появляются амфотерные оксиды и гидроксиды;
• у неметаллов оксиды становятся кислотными.

Например, в 3 периоде можно проследить такой ряд:

Na2O — основный оксид
MgO — основный оксид
Al2O3 — амфотерный оксид
SiO2 — кислотный оксид
P2O5 — кислотный оксид
SO3 — кислотный оксид
Cl2O7 — кислотный оксид

Это очень наглядное подтверждение периодичности свойств.

12.2. В группе

В группе сверху вниз металлический характер усиливается. Поэтому у элементов нижней части группы оксиды и гидроксиды более основные, чем у верхних элементов.

---

13. Значение периодического закона для химии и науки

Периодический закон имеет не только теоретическое, но и огромное практическое значение.

13.1. Систематизация знаний

Он позволяет упорядочить все элементы и увидеть связи между ними.

13.2. Прогноз свойств

По положению элемента в таблице можно предсказать:

• валентность;
• степени окисления;
• тип соединений;
• характер оксидов и гидроксидов;
• окислительные и восстановительные свойства.

13.3. Открытие новых элементов

Менделеев предсказал существование неизвестных ему элементов и описал их свойства. Это стало блестящим подтверждением силы научного предвидения.

13.4. Развитие современной химии

Периодический закон лежит в основе:

• аналитической химии;
• неорганической химии;
• материаловедения;
• физической химии;
• ядерной химии.

---

14. Как использовать периодический закон на ЕГЭ

На экзамене тема встречается в самых разных формулировках. Нужно уметь не только воспроизводить теорию, но и применять её в практических заданиях.

14.1. Определение числа электронов, протонов и нейтронов

Если известен порядковый номер элемента, можно легко найти:

• число протонов;
• число электронов в нейтральном атоме.

Если известно массовое число, можно вычислить число нейтронов.

14.2. Составление электронных формул

Нужно уметь записывать электронную конфигурацию элемента по его порядковому номеру.

Например:

• Na (11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• Mg (12): 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
• Al (13): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
• Cl (17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

14.3. Определение положения элемента

Если дана электронная формула, по ней можно определить:

• период;
• группу;
• тип элемента;
• металлический или неметаллический характер.

14.4. Сравнение свойств элементов

В заданиях часто спрашивают, у какого элемента больше:

• атомный радиус;
• электроотрицательность;
• радиус иона;
• металлические свойства;
• восстановительные свойства.

Тут нужно смотреть положение элементов в таблице.

14.5. Прогноз свойств соединений

По положению элемента можно предсказать, будет ли его оксид основным, амфотерным или кислотным, а гидроксид — основанием или кислотой.