Путешествие в Страну элементов - Л. Бобров

(седьмой период не закончен). Расположение электронов по орбитам у инертных газов, заканчивающих эти периоды, таково:

Ксенон — 2, 8, 18, 18, 8.

Радон — 2, 8, 18, 32, 18, 8.

В шестом периоде электроны как бы «вспоминают», что на четвертой орбите есть 14 «вакантных» мест, и начинают их заполнять. Так образовалось семейство лантаноидов. 14 электронов — 14 элементов. Но ведь это значит, что элемент № 71 — лютеций — последний редкоземельный элемент и, следовательно, неизвестный элемент № 72 должен быть аналогичен уже цирконию и титану, расположенным в соседней четвертой группе. Значит, и искать его нужно в циркониевых и титановых рудах, а не среди редких земель.

В 1923 году Костер и Хевеши обнаружили элемент № 72. Найден он был в норвежской циркониевой руде и назван гафнием. Теория Бора блестяще подтвердилась. Тучи над периодическим законом развеялись. Причина периодического изменения свойств стала очевидной.

Более подробное знакомство с картой

Давайте теперь еще раз вернемся к периодической системе, но вернемся вооруженные проверенной теорией и глубоко убежденные в правильности периодического закона.

Итак, в центре атома располагается положительно заряженное ядро, заряд которого равен порядковому номеру элемента в периодической системе Менделеева. Вокруг ядра вращаются отрицательно заряженные электроны. Их число равно заряду ядра (а следовательно, порядковому номеру). Электроны расположены на орбитах, причем на каждой максимально может находиться только строго определенное число электронов. Вот эти числа: 2, 8, 18, 32 и т. д.

По-видимому, структуры из такого числа электронов являются наиболее устойчивыми и особенно 2- и 8-электронные. И это действительно так. Ведь у инертных газов на внешней орбите такое количество электронов: у гелия — 2, а у всех остальных — по 8.

А теперь выясним, как связаны химические свойства элементов со строением их атомов. В первом периоде находятся два элемента: водород и гелий. У первого элемента, водорода — заряд ядра — единица и на единственной орбите — один электрон. У гелия появляется еще один электрон, и на этом период заканчивается.

У первого элемента второго периода, лития — порядковый номер три, и три его электрона расположены на двух орбитах: два на первой и один на второй. У бериллия появляется четвертый электрон. Но поскольку первая орбита занята полностью, то новый электрон поместится на второй орбите. У бора на второй орбите будут уже три электрона, у углерода — четыре, у азота — пять и так до неона, у которого вторая орбита уже заполнена — на ней восемь электронов. Поэтому новый электрон, который появляется у следующего за неоном натрия, должен поместиться на следующей, третьей орбите.

Начинается новый период. И в нем картина полностью повторяется. У магния, похожего по химическим свойствам на бериллий, будет два электрона на внешней орбите. У аналогов бора и алюминия, углерода и кремния, азота и фосфора, кислорода и серы, фтора и хлора — у всех на внешней орбите по одинаковому числу электронов (например, у фтора и хлора — по семи). Так вот, оказывается, в чем причина повторяемости свойств химических элементов! Она в сходстве строения внешних электронных орбит.

Так, у щелочных металлов лития, натрия, калия, рубидия, цезия, франция — у всех на внешней орбите по одному электрону, а это значит, что, вступая в химическую реакцию, их атомы могут «оперировать» только одним электроном, а именно: отдавать его, стремясь приобрести такую же устойчивую электронную оболочку, как у инертных газов.

Во вторую группу попадают щелочноземельные металлы. У них по два электрона на внешней орбите, и, следовательно, отдавая их, они могут проявлять валентность 2+ (то есть два положительных заряда у них не скомпенсированы) и т. д. В общем оказывается, что номер группы периодической системы указывает высшую возможную валентность элементов, стоящих в этой группе. Так, элементы седьмой группы могут проявлять валентность, равную 7+.

Но почему мы все время говорим только об отдаче электронов? Ведь точно такую же устойчивую структуру, подобную структуре инертного газа, элементы приобретут, если присоединят к себе недостающие до 8-электронной структуры электроны. Правильно. Они так и делают, но только там, где это «выгодно». Конечно, магнию, например, легче отдать свои два электрона, чем присоединить шесть, а хлору, у которого на внешней орбите семь электронов, достаточно приобрести один электрон, и орбита «достроена».

По этой же причине стоящему в середине азоту практически «все равно», отдавать или принимать электроны. Ему одинаково выгодно и то и другое.

Так мы выяснили разницу между металлами и неметаллами с точки зрения строения атома.

Металлы могут только отдавать свои валентные электроны; неметаллы, как правило, принимают их. Из сказанного само собой напрашивается вывод, что количество металлов и неметаллов в периодической системе должно быть приблизительно одинаково. Но не тут-то было! Оказывается, неметаллов в периодической системе очень мало. Они занимают только несколько клеточек в правом верхнем углу системы, а все остальные заполнены типичными металлами!

Все обстояло благополучно, пока мы не выходили за рамки первых трех периодов таблицы Менделеева. Но вот началось заполнение четвертого периода. Калий — один электрон на внешней, четвертой орбите, кальций — два электрона, скандий — два электрона. Титан и ванадий — опять по два. В чем дело? Почему, как только на внешней орбите размещаются два электрона, последующее заполнение четвертой орбиты прекращается, а каждый новый электрон размещается на внутренней, третьей орбите? Почему вообще с таким опозданием начинает заполняться третья орбита максимально возможным для нее числом электронов?

По-видимому, мешало сильное взаимное отталкивание одноименно заряженных электронов. Это привело к тому, что они начали образовывать новую орбиту дальше от ядра, вместо того чтобы «достраивать» старую. Но вот на новой орбите разместилась чрезвычайно устойчивая конфигурация из двух электронов. Настолько устойчивая, что вновь появляющимся электронам стало энергетически выгоднее «достраивать» внутреннюю, третью орбиту, тем более что такой «застройке» стал помогать увеличившийся положительный заряд ядра атома.

Впрочем, электроны внешней орбиты не совсем игнорируют пришельцев. Титан, например, несмотря на то, что имеет на внешней орбите всего два электрона, в химических реакциях проявляет валентность 4+ (как этого и требует номер группы). Недостающие два электрона он просто берет «взаймы» с третьей орбиты. Ванадию, поскольку он расположен в пятой группе, приходится «занимать» уже три электрона и т. д. Подобная картина наблюдается во всех четных рядах. У всех элементов четных рядов на внешней орбите имеется по два электрона, а это, как мы видели, признак металличности.

Но что же происходит после того, как внутренняя орбита полностью заполнена? В четвертом периоде это наступает у меди и цинка.