Просмотр кода страницы Периодический закон

{{другие значения|Периодическая система (значения)}}
[[Файл:Mengyelejev-Pozsony.jpg|right|250px|thumb|Памятник на территории Словацкого технологического университета ([[Братислава]]), посвящённый Д. И. Менделееву]]
'''Периодический закон''' — фундаментальный закон природы, открытый [[Менделеев, Дмитрий Иванович|Д. И. Менделеевым]] в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время [[Химический элемент|химических элементов]] и величин их [[Атомная масса|атомных масс]].

== Определения ==
После открытия периодического закона Д. И. Менделеев два года совершенствовал его формулировку и окончательно оформил её в следующем виде (1871):

{{quote|Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса<ref name="Mendeleev"/>.}}

С развитием [[Атомная физика|атомной физики]] и [[Квантовая химия|квантовой химии]] Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам [[Ридберг, Йоханнес Роберт|Й. Ридберга]] (1897), [[Ван ден Брук, Антониус|А. Ван-ден-Брука]] (1913), [[Мозли, Генри|Г. Мозли]] (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер ([[Бор, Нильс|Н. Бор]], [[Паули, Вольфганг|В. Паули]], [[Шрёдингер, Эрвин|Э. Шрёдингер]], [[Гейзенберг, Вернер|В. Гейзенберг]] и др.). В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку:

{{quote|Свойства [[Химический элемент|химических элементов]], а также формы и свойства образуемых ими [[Простые вещества|простых веществ]] и [[Химическое соединение|соединений]], находятся в периодической зависимости от величины [[Заряд ядра|зарядов ядер]] их атомов}}

Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде [[Уравнение|математического уравнения]]. Периодический закон универсален для [[Вселенная|Вселенной]]: как образно заметил известный русский химик [[Зелинский, Николай Дмитриевич|Н. Д. Зелинский]], Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании». Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым [[периодическая система химических элементов]]. Всего предложено несколько сотен<ref>В книге В. М. Потапов, Г. Н. Хомченко «Химия», М. 1982 (стр. 26) утверждается, что их более 400.</ref> вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.).

== История ==
[[Файл:Dalton's symbols of the elements. 1806 Wellcome M0004592.jpg|right|thumb|200px|upright|Таблица [[Дальтон, Джон|Дальтона]] (1806)]]
Поиски основы естественной классификации и систематизации химических элементов начались задолго до открытия Периодического закона. Трудности, с которыми сталкивались естествоиспытатели, которые первыми работали в этой области, были вызваны недостаточностью экспериментальных данных: в начале [[XIX век]]а число известных химических элементов было мало, а принятые значения [[Атомная масса|атомных масс]] многих элементов неверны.

=== Триады Дёберейнера и первые системы элементов ===
В [[1829 год]]у немецкий химик [[Дёберейнер, Иоганн Вольфганг|Иоганн Вольфганг Дёберейнер]] предпринял первую значимую попытку систематизации элементов<ref>{{Cite web |url=http://www.alhimik.ru/great/dobereiner.html |title=Иоганн-Вольфганг ДЁБЕРЕЙНЕР |access-date=2009-05-12 |archive-date=2008-10-15 |archive-url=https://web.archive.org/web/20081015072946/http://www.alhimik.ru/great/dobereiner.html |deadlink=no }}</ref>. Он заметил, что некоторые сходные по своим свойствам элементы можно объединить по три в группы, которые он назвал триадами:
{| align="center" border="0" cellpadding="5" cellspacing="0"
|- align="center"
|style="background: #ff6666;" | [[литий|Li]] || style="background: #ff6666;" | [[кальций|Ca]] || style="background: #ffff99;" | [[Фосфор|P]] || style="background: #ffff99;" | [[сера|S]] || style="background: #ffff99;" | [[хлор|Cl]]
|- align="center"	
|style="background: #ff6666;" | [[натрий|Na]] || style="background: #ff6666;" | [[стронций|Sr]] || style="background: #ffff99;" | [[мышьяк|As]] || style="background: #ffff99;" | [[селен|Se]] || style="background: #ffff99;" | [[бром|Br]]
|- align="center"	
|style="background: #ff6666;" | [[калий|K]] || style="background: #ff6666;" | [[барий|Ba]] || style="background: #ffff99;" | [[сурьма|Sb]] || style="background: #ffff99;" | [[теллур|Te]] || style="background: #ffff99;" | [[йод|I]]
|}

Сущность предложенного ''закона триад'' Дёберейнера состояла в том, что атомная масса среднего элемента триады была близка к полусумме (среднему арифметическому) атомных масс двух крайних элементов триады. Несмотря на то, что триады Дёберейнера в какой-то мере являются прообразами менделеевских групп, эти представления в целом ещё слишком несовершенны. Отсутствие [[магний|магния]] в едином семействе [[кальций|кальция]], [[стронций|стронция]] и [[барий|бария]] или [[кислород]]а в семействе [[сера|серы]], [[селен]]а и [[теллур]]а является результатом искусственного ограничения совокупностей сходных элементов лишь тройственными союзами. Очень показательна в этом смысле неудача Дёберейнера выделить триаду из четырёх близких по своим свойствам элементов: [[фосфор|P]], [[мышьяк|As]], [[сурьма|Sb]], [[висмут|Bi]]. Дёберейнер отчётливо видел глубокие аналогии в химических свойствах фосфора и мышьяка, сурьмы и висмута, но, заранее ограничив себя поисками триад, он не смог найти верного решения. Спустя полвека [[Мейер, Лотар|Лотар Майер]] скажет, что если бы Дёберейнер хоть ненадолго отвлёкся от своих триад, то он сразу же увидел бы сходство всех этих четырёх элементов одновременно.

Хотя разбить все известные элементы на триады Дёберейнеру, естественно, не удалось, закон триад явно указывал на наличие взаимосвязи между атомной массой и свойствами элементов и их соединений. Все дальнейшие попытки систематизации основывались на размещении элементов в соответствии с их атомными массами.

Идеи Дёберейнера были развиты другим немецким химиком [[Гмелин, Леопольд|Леопольдом Гмелином]], который показал, что взаимосвязь между свойствами элементов и их атомными массами значительно сложнее, нежели триады. В [[1843 год]]у Гмелин опубликовал таблицу, в которой химически сходные элементы были расставлены по группам в порядке возрастания соединительных ([[Эквивалент элемента|эквивалентных]]) весов. Элементы составляли триады, а также тетрады и пентады (группы из четырёх и пяти элементов), причём [[электроотрицательность]] элементов в таблице плавно изменялась сверху вниз.

В 1850-х годах [[Петтенкофер, Макс|Макс фон Петтенкофер]] и [[Дюма, Жан Батист|Жан Дюма]] предложили «дифференциальные системы», направленные на выявление общих закономерностей в изменении атомного веса элементов, которые детально разработали немецкие химики [[Штреккер, Адольф|Адольф Штреккер]] и [[Чермак, Густав|Густав Чермак]].

В начале 60-х годов XIX века появилось сразу несколько работ, которые непосредственно предшествовали Периодическому закону.

=== «Земная спираль» де Шанкуртуа ===
[[Шанкуртуа, Александр Эмиль|Александр де Шанкуртуа]] располагал все известные в то время химические элементы в единой последовательности возрастания их атомных масс и полученный ряд наносил на поверхность цилиндра по линии, исходящей из его основания под углом 45° к плоскости основания ({{lang-la|vis tellurique}} «земная спираль»)<ref>{{Cite web |url=http://www.physchem.chimfak.sfedu.ru/Source/History/Persones/Chancourtois.html |title=Краткий очерк истории химии |access-date=2009-05-12 |archive-date=2009-05-31 |archive-url=https://web.archive.org/web/20090531182017/http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Persones/Chancourtois.html |deadlink=no }}</ref>. При развёртывании поверхности цилиндра оказывалось, что на вертикальных линиях, параллельных оси цилиндра, находились химические элементы со сходными свойствами. Так, на одну вертикаль попадали [[литий]], [[натрий]], [[калий]]; [[бериллий]], [[магний]], [[кальций]]; [[кислород]], [[сера]], [[селен]], [[теллур]] и т. д. Недостатком спирали де Шанкуртуа было то обстоятельство, что на одной линии с близкими по своей химической природе элементами оказывались при этом и элементы совсем иного химического поведения. В группу [[щелочные металлы|щелочных металлов]] попадал [[марганец]], в группу [[кислород]]а и [[сера|серы]] — ничего общего с ними не имеющий [[титан (элемент)|титан]].

=== Октавы Ньюлендса ===
[[Файл:Newlands periodiska system 1866.png|400px|thumb|Таблица [[Ньюлендс, Джон Александр|Ньюлендса]] (1866)]]

Вскоре после спирали де Шанкуртуа английский учёный [[Ньюлендс, Джон Александр|Джон Ньюлендс]] сделал попытку сопоставить химические свойства элементов с их атомными массами<ref>[https://archive.today/20120720133827/www.bigpi.biysk.ru/encicl/articles/41/1004151/1004151A.htm Периодическая система элементов]</ref>. Расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс, Ньюлендс заметил, что сходство в свойствах проявляется между каждым восьмым элементом. Найденную закономерность Ньюлендс назвал законом октав по аналогии с семью интервалами музыкальной гаммы. В своей таблице он располагал химические элементы в вертикальные группы по семь элементов в каждой и при этом обнаружил, что (при небольшом изменении порядка некоторых элементов) сходные по химическим свойствам элементы оказываются на одной горизонтальной линии.

[[Файл:PTE-Law of Octaves.svg|thumb|350px|Закон октав Ньюлендса]]

Джон Ньюлендс, безусловно, первым дал ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, присвоил химическим элементам соответствующий порядковый номер и заметил систематическое соотношение между этим порядком и физико-химическими свойствами элементов. Он писал, что в такой последовательности повторяются свойства элементов, эквивалентные веса (массы) которых отличаются на 7 единиц, или на значение, кратное 7, то есть как будто бы восьмой по порядку элемент повторяет свойства первого, как в музыке восьмая [[Нота (музыка)|нота]] повторяет первую. Ньюлендс пытался придать этой зависимости, действительно имеющей место для лёгких элементов, всеобщий характер. В его таблице в горизонтальных рядах располагались сходные элементы, однако в том же ряду часто оказывались и элементы совершенно отличные по свойствам. Кроме того, в некоторых ячейках Ньюлендс вынужден был разместить по два элемента; наконец, таблица не содержала свободных мест; в итоге закон октав был принят чрезвычайно скептически.

=== Таблицы Одлинга и Мейера ===
В [[1864 год]]у [[Одлинг, Уильям|Уильям Одлинг]] опубликовал таблицу, в которой элементы были размещены согласно их атомным весам и сходству химических свойств, не сопроводив её, однако, какими-либо комментариями.

В том же [[1864 год]]у появилась первая таблица немецкого химика [[Мейер, Лотар|Лотара Мейера]]; в неё были включены 28 элементов, размещённые в шесть столбцов согласно их валентностям<ref>{{Cite web |url=http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Sketch_5.html#Мейер |title=Первые попытки систематизации элементов |access-date=2009-05-12 |archive-date=2009-02-06 |archive-url=https://web.archive.org/web/20090206101435/http://physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Sketch_5.html#Мейер |deadlink=no }}</ref>. Мейер намеренно ограничил число элементов в таблице, чтобы подчеркнуть закономерное (аналогичное триадам Дёберейнера) изменение атомной массы в рядах сходных элементов.

{| align="center" border="1" cellpadding="5" cellspacing="0"
|- align="center"
|||Валентность IV||Валентность III||Валентность II||Валентность I||Валентность I||Валентность II||Разность масс
|- align="center"
|I ряд |||||||||| style="background: #ff6666;" |[[литий|Li]]|| style="background: #ff6666;" |[[бериллий|Be]]||~16
|- align="center"
|II ряд || style="background: #ffff99;" |[[углерод|C]]|| style="background: #ffff99;" |[[азот|N]]|| style="background: #ffff99;" |[[кислород|O]]|| style="background: #ffff99;" |[[фтор|F]]|| style="background: #ff6666;" |[[натрий|Na]] || style="background: #ff6666;" | [[магний|Mg]]||~16
|- align="center"
|III ряд|| style="background: #ffff99;" |[[кремний|Si]]|| style="background: #ffff99;" |[[фосфор|P]]|| style="background: #ffff99;" |[[Сера|S]]|| style="background: #ffff99;" |[[хлор|Cl]]|| style="background: #ff6666;" |[[калий|K]]|| style="background: #ff6666;" |[[кальций|Ca]]||~45
|- align="center"
|IV ряд|||| style="background: #ffff99;" |[[мышьяк|As]] ||  style="background: #ffff99;" |[[селен|Se]]|| style="background: #ffff99;" |[[бром|Br]]|| style="background: #ff6666;" |[[рубидий|Rb]]|| style="background: #ff6666;" |[[стронций|Sr]]||~45
|- align="center"
|V ряд|| style="background: #ffff99;" |[[олово|Sn]]|| style="background: #ffff99;" |[[сурьма|Sb]]|| style="background: #ffff99;" |[[теллур|Te]]|| style="background: #ffff99;" |[[йод|I]]|| style="background: #ff6666;" |[[цезий|Cs]]|| style="background: #ff6666;" |[[барий|Ba]]||~90
|- align="center"
|VI ряд|| style="background: #ffff99;" |[[свинец|Pb]]|| style="background: #ffff99;" |[[висмут|Bi]]|||||| style="background: #ffff99;" |[[таллий|Tl]]||||~90
|- align="center"
|}

В [[1870 год]]у вышла работа Мейера, содержащая новую таблицу под названием «Природа элементов как функция их атомного веса», состоявшая из девяти вертикальных столбцов. Сходные элементы располагались в горизонтальных рядах таблицы; некоторые ячейки Мейер оставил незаполненными. Таблица сопровождалась графиком зависимости атомного объёма элемента от атомного веса, имеющий характерный пилообразный вид, прекрасно иллюстрирующий термин «периодичность», уже предложенный к тому времени Менделеевым.

=== Открытие Периодического закона ===
[[Файл:1861. Портрет Д.И. Менделеева.jpg|мини|Портрет Д. И. Менделеева (1861)]]
[[Файл:Mendeleev law.jpg|thumb|right|260px|Д. И. Менделеев. Рукопись «Опыта системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве». {{OldStyleDate|1|марта|1869 года|17|февраля|1869 года}}]]
[[Файл:Mendeleev Table 5th II.jpg|мини|слева|Версия периодической системы Менделеева 1891 года. В ней нет [[благородные газы|благородных газов]]]]

1 марта (17 февраля) 1869 года Менделеевым был завершён самый первый целостный вариант Периодической системы химических элементов, который получил название ''«Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве»''<ref>{{публикация|книга|часть=Периодическая система элементов|часть ответственный=[[Трифонов, Дмитрий Николаевич|Д. Н. Трифонов]]|заглавие=[[Большая Советская Энциклопедия]]|издание=3-е изд|год=1975|том=19 : Отоми — Пластырь|ответственный=гл. ред. [[Прохоров, Александр Михайлович|А. М. Прохоров]]|место=М.|издательство=[[Советская Энциклопедия]]|страницы=413—417|тираж=630000}}</ref>, в котором элементы были расставлены по девятнадцати горизонтальным рядам (рядам сходных элементов, ставших прообразами [[Группа периодической системы|групп]] современной системы) и по шести вертикальным столбцам (прообразам будущих [[Период периодической системы|периодов]]). Эта дата знаменует собой открытие Менделеевым Периодического закона, но более верным считать эту дату ''началом'' открытия.

{{OldStyleDate|18|марта|1869 года|6|марта|1869 года}} на заседании [[Русское химическое общество|Русского химического общества]] профессором [[Меншуткин, Николай Александрович|Н. А. Меншуткиным]] было зачитано ''сообщение от имени Д. И. Менделеева'', в котором, как считается, было сделано сообщение об открытии Периодического закона химических элементов<ref name="trifonov">[http://him.1september.ru/articlef.php?ID=200600401 Трифонов Д. Н. Несостоявшееся выступление Менделеева (6 (18) марта 1869 г.)] {{Wayback|url=http://him.1september.ru/articlef.php?ID=200600401 |date=20140318193144 }} // Химия, № 04 (699), 16-28.02.2006</ref>, однако по-видимому речь в это время шла более о замеченной закономерности, которая будет осмыслена учёным во время поездки конца февраля — начала марта 1869.

Согласно окончательной хронологии первых публикаций Таблицы Менделеева<ref>{{Книга|автор=[[Дружинин Пётр Александрович|Дружинин П.А.]]|заглавие=Загадка «Таблицы Менделеева»: История публикации открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона|издание=|место=Москва|издательство=Новое Литературное Обозрение |год=2019|страницы=|страниц=164|isbn=978-5-4448-0976-1|isbn2=}}</ref>, 26-27 марта (14-15 марта) 1869 года в 1-м издании учебника Менделеева «Основы Химии» (ч. 1, вып. 2) была напечатана первая Таблица — она была утверждена вернувшимся около 10 марта в Петербург Менделеевым.

К этому времени учёный осознал и великое значение своего наблюдения, почему сразу по возвращении в Петербург Менделеев, в середине марта 1869, заказал в типографии «Общественная польза» отдельные листки с этой таблицей, которые были напечатаны 29 марта (17 марта) 1869 года специально для рассылки «многим химикам», чтобы тем самым утвердить [[научный приоритет]] Менделеева в открытии. Позднее, уже в начале мая 1869 года «Опыт системы элементов» был напечатан с химическим обоснованием в программной статье Менделеева «Соотношение свойств с атомным весом элементов»<ref>{{статья|заглавие=Соотношение свойств с атомным весом элементов|издание=Журнал Русского Химического Общества (Journal of the Russian Chemical Society)|том=1|страницы=60—77|ссылка=https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=mdp.39015065536586;view=1up;seq=70|язык=ru|тип=журнал|автор=Менделеев, Д.|год=1869|archivedate=2021-02-27|archiveurl=https://web.archive.org/web/20210227190105/https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=mdp.39015065536586;view=1up;seq=70}}</ref> (журнал [[Русское физико-химическое общество|Русского химического общества]]).

В Европе Таблица Менделеева стала известна в апреле 1869 года: её первая публикация в международной печати, согласно точной хронологии<ref>{{Книга|автор=[[Дружинин Пётр Александрович|Дружинин П.А.]] |заглавие=Загадка «Таблицы Менделеева»: История публикации открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона |издание= |место=Москва |издательство=Новое Литературное Обозрение |год=2019 |страницы= |страниц=164 |isbn=978-5-4448-0976-1 |isbn2=}}</ref>, вышла в свет 17 апреля (5 апреля) 1869 года в лейпцигском «Журнале практической химии»<ref>{{статья |заглавие=Versuche eines Systems der Elemente nach ihren Atomgewichten und chemischen Functionen |издание={{Нп3|Journal für praktische Chemie|Journal für Praktische Chemie|en|Journal für praktische Chemie}} |том=106 |страницы=251 |ссылка=https://books.google.ru/books?id=qZBTAAAAcAAJ&hl=ru&source=gbs_navlinks_s |ref=Mendeleev |язык=de |тип=magazin |автор=Mendeleev, Dmitri |год=1869}}</ref>, став достоянием мировой науки.

В статье «Естественная система элементов и применение её к указанию свойств неоткрытых элементов», опубликованной {{OldStyleDate|11|декабря|1870 года|29|ноября|1870 года}} в «Журнале Русского химического общества», Менделеев впервые употребил термин ''«периодический закон»'' и указал на существование нескольких ещё не открытых элементов<ref>{{статья|автор=Менделеев Д. И.|заглавие=Естественная система элементов и применение её к указанию свойств неоткрытых элементов|издание=[[Журнал Русского химического общества]]|год=1871|том=III|страницы=25—56|ссылка=http://www.knigafund.ru/books/56718/read#page31|archiveurl=https://web.archive.org/web/20140317224410/http://www.knigafund.ru/books/56718/read#page31|archivedate=2014-03-17}}</ref>.

В августе [[1871 год]]а Менделеев написал итоговую статью «Периодическая законность химических элементов» ({{lang-de|Die periodische Gesetzmässigkeit der Elemente}}) и в 1872 году опубликовал её на [[немецкий язык|немецком языке]] в журнале Annalen der Chemie und Pharmacie. В этой работе Менделеев дал формулировку периодического закона, остававшуюся в силе на протяжении более сорока лет<ref name="Slovar">{{статья|заглавие=Периодический закон химических элементов|издание=[[Энциклопедический словарь (Педагогика)|Энциклопедический словарь]] юного химика. 2-е изд.|ответственный=Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо|место={{М}}|издательство=[[Педагогика (издательство)|Педагогика]]|isbn=5-7155-0292-6|год=1990|страницы=185}}</ref>:
{{начало цитаты}}
''Свойства элементов'', а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, ''стоят в периодической зависимости от их атомного веса''<ref name="Mendeleev">{{книга|автор=Менделеев Д. И.|заглавие=Периодический закон|место=М.|год=1958|страницы=111|серия=[[Классики науки]]|издательство=[[Наука (издательство)|Издательство Академии наук СССР]]|тираж=7000}}</ref>.
{{oq|de|''Die Eigenschaften der Elemente'' (folglich auch der aus ihnen gebildeten einfachen und zusammengesetzten Körper) ''befinden sich in periodischer Abhängigkeit von deren Atomgewichten''<ref>{{статья |заглавие=Die periodische Gesetzmässigkeit der Elemente |издание={{Нп3|Liebigs Annalen|Annalen der Chemie und Pharmacie||Liebigs Annalen}} |том=VIII. Supplementbandes zweites Heft |страницы=144 |ссылка=https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uva.x002457982;view=1up;seq=542 |язык=de |автор=D. Mendelejeff |год=1872 |тип=magazin |archivedate=2021-03-04 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20210304222530/https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uva.x002457982;view=1up;seq=542 }}</ref>.}}
{{конец цитаты}}

Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице вид, ставший классическим (т. н. короткопериодный вариант).

В отличие от своих предшественников, Менделеев не только составил таблицу и указал на наличие несомненных закономерностей в численных величинах атомных масс, но и решился назвать эти закономерности ''общим законом природы''. На основании предположения, что атомная масса ''предопределяет'' свойства элемента, он взял на себя смелость изменить принятые атомные веса некоторых элементов и подробно описать свойства не открытых ещё элементов. Для предсказания свойств простых веществ и соединений Менделеев исходил из того, что свойства каждого элемента являются промежуточными между соответствующими свойствами двух соседних элементов в группе периодической таблицы (то есть сверху и снизу) и одновременно двух соседних элементов в периоде (слева и справа) (т. н. «правило звезды»).

Д. И. Менделеев на протяжении многих лет боролся за признание Периодического закона; его идеи получили признание только после того, как были открыты предсказанные Менделеевым элементы: экаалюминий, экабор и экасилиций, соответственно [[галлий]] ([[Лекок де Буабодран, Поль Эмиль|Поль Лекок де Буабодран]], [[1875]]), [[скандий]] ([[Нильсон, Ларс Фредерик|Ларс Нильсон]], [[1879]]) и [[германий]] ([[Винклер, Клеменс Александр|Клеменс Винклер]], [[1886]]). С середины 1880-х годов Периодический закон был окончательно признан в качестве одной из теоретических основ химии.

=== Развитие Периодического закона в XX веке ===
[[Файл:Discovery of chemical elements.svg|thumb|400px|Порядок открытия химических элементов. Красные — известны с древности, оранжевые — известны во времена [[Лавуазье, Антуан Лоран|Лавуазье]] (1789), жёлтый — во времена Менделеева (1869), зелёный — к публикации Деминга (1923), синий — к таблице [[Сиборг, Гленн Теодор|Сиборга]] (1945), серый — к 2000 году, фиолетовый — к 2012 году]]
В начале [[XX век]]а Периодическая система элементов неоднократно видоизменялась для приведения в соответствие с новейшими научными данными. [[Менделеев, Дмитрий Иванович|Д. И. Менделеев]] и [[Рамзай, Уильям|У. Рамзай]] пришли к выводу о необходимости образования в таблице нулевой группы элементов, в которую вошли [[инертные газы]]<ref>{{Cite web |url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1904/ramsay-bio.html |title=Вильям Рамзай. Биография (англ.) |access-date=2009-05-12 |archive-date=2010-01-07 |archive-url=https://web.archive.org/web/20100107021622/http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1904/ramsay-bio.html |deadlink=no }}</ref>. Инертные газы явились, таким образом, элементами, переходными между [[галоген]]ами и [[Щелочные металлы|щелочными металлами]]. [[Браунер, Богуслав|Б. Браунер]] нашёл решение проблемы размещения в таблице всех [[Редкоземельные металлы|редкоземельных элементов]], предложив в [[1902 год]]у помещать их в одну ячейку; в предложенном им варианте таблицы шестой период таблицы был длиннее, чем четвёртый и пятый, которые, в свою очередь, длиннее, чем второй и третий периоды.

Дальнейшее развитие Периодического закона было связано с успехами [[Физика|физики]]: установление делимости [[атом]]а на основании открытия [[электрон]]а и [[Радиоактивность|радиоактивности]] в конце концов позволило понять причины периодичности свойств химических элементов и создать теорию Периодической системы.

Для химии серьёзную проблему составляла необходимость размещения в Периодической таблице многочисленных продуктов радиоактивного распада, имеющих близкие атомные массы, но значительно отличающихся периодами полураспада. [[Сведберг, Теодор|Т. Сведберг]] в [[1909 год]]у доказал, что [[свинец]] и [[неон]], полученные в результате радиоактивного распада и отличающиеся по величине атомных масс от «обычных» элементов, химически им полностью тождественны. В [[1911 год]]у [[Содди, Фредерик|Ф. Содди]] предложил размещать химически неразличимые элементы, имеющие различные атомные массы ([[изотопы]]) в одной ячейке таблицы.

В [[1913 год]]у английский физик [[Мозли, Генри|Г. Мозли]] установил, что корень из характеристической частоты рентгеновского излучения элемента (ν) линейно зависит от целочисленной величины — ''атомного номера'' (Z), который совпадает с номером элемента в Периодической таблице:

: <math> \nu = R (Z-\sigma)^2 \left( \frac1{m^2} - \frac1{n^2} \right)</math> , где R — [[постоянная Ридберга]], σ — постоянная экранирования.

Закон Мозли дал возможность экспериментально определить положение элементов в Периодической таблице.

Атомный номер, совпадающий, как предположил в [[1911 год]]у голландский физик [[Ван ден Брук, Антониус|А. Ван ден Брук]], с величиной положительного заряда [[Атомное ядро|ядра атома]], стал основой классификации химических элементов. В [[1920 год]]у английский физик [[Чедвик, Джеймс|Дж. Чедвик]] экспериментально подтвердил гипотезу Ван ден Брука; тем самым был раскрыт физический смысл порядкового номера элемента в Периодической системе. Периодический закон получил современную формулировку: ''«Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов элементов»''.

В [[1921]]—[[1923 год]]ах, основываясь на модели атома Бора-Зоммерфельда, представляющей собой компромисс между классическими и [[Квантовая физика|квантовыми]] представлениями, [[Бор, Нильс|Н. Бор]] заложил основы формальной теории Периодической системы. Причина периодичности свойств элементов, как показал Бор, заключалась в периодическом повторении строения внешнего электронного уровня атома.

Были разработаны полудлинный (см. выше) и [[Расширенная периодическая таблица элементов|длинный]] варианты Периодической Таблицы, состоящие из блоков (семейств), в которых внешние электронные [[Атомная орбиталь|орбитали]] атомов одинаковы по орбитальному квантовому числу (s, p, d и f). В s-блок входят щелочные и щёлочноземельные металлы, в d — переходные металлы, в f — [[лантаноиды]] и [[актиноиды]], в p — остальные элементы.

В середине XX века [[Клечковский, Всеволод Маврикиевич|В. М. Клечковский]] эмпирически установил и теоретически обосновал [[Правило Клечковского|правило]], описывающее последовательность заполнения электронных орбиталей атомов по мере роста заряда ядра. В отличие от предыдущих подходов, это правило учитывает взаимодействие между электронами в атоме.

== Периодические свойства химических элементов ==
В принципе, свойства химического элемента объединяют все без исключения его характеристики в состоянии свободных атомов или ионов, гидратированных или сольватированных, в состоянии простого вещества, а также формы и свойства образуемых им многочисленных соединений. Но обычно под свойствами химического элемента подразумевают, во-первых, свойства его свободных атомов и, во-вторых, свойства простого вещества. Большинство этих свойств проявляет явную периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов<ref>{{Cite web |url=http://www.alhimik.ru/teleclass/konspect/konsp2-05.shtml |title=Периодическое изменение свойств химических элементов |access-date=2009-05-12 |archive-date=2009-02-11 |archive-url=https://web.archive.org/web/20090211121555/http://alhimik.ru/teleclass/konspect/konsp2-05.shtml |deadlink=no }}</ref>. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

* [[энергия ионизации|энергия ионизации атомов]];
* [[энергия сродства к электрону|энергия сродства атомов к электрону]];
* [[электроотрицательность]];
* [[атомный радиус|атомные]] (и [[ионный радиус|ионные]]) радиусы;
* [[энергия атомизации]] простых веществ
* [[степень окисления|степени окисления]];
* [[Окислительно-восстановительный потенциал|окислительные потенциалы]] простых веществ.

=== Проявления периодического закона в отношении энергии ионизации ===
Зависимость [[энергия ионизации|энергии ионизации]] атома от порядкового номера элемента носит отчётливо периодический характер. Легче всего удалить электрон из атомов щелочных металлов, включающих по одному валентному электрону, труднее всего — из атомов благородных газов, обладающих замкнутой электронной оболочкой. Поэтому периодичность изменения энергии ионизации атомов характеризуется минимумами, отвечающими щелочным металлам, и максимумами, приходящимися на благородные газы. Наряду с этими резко выраженными минимумами и максимумами на кривой энергии ионизации атомов наблюдаются слабо выраженные минимумы и максимумы, которые по-прежнему нетрудно объяснить с учётом упомянутых эффектов экранирования и проникновения, эффектов межэлектронных взаимодействий и т. д<ref>{{Cite web |url=http://him.1september.ru/2003/08/2.htm |title=Многоэлектронные атомы |accessdate=2009-05-12 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20090604194632/http://him.1september.ru/2003/08/2.htm |archivedate=2009-06-04 |deadlink=yes }}</ref>.

=== Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону ===
[[Файл:Зависимость сродства к электрону атома от атомного номера элемента.svg|thumb|250px|Зависимость [[энергия сродства к электрону|сродства к электрону атома]] от атомного номера элемента (экзоэффект указан со знаком минус, эндоэффект со знаком плюс)]]

Периодичность значений энергий сродства атомов к электрону объясняется, естественно, теми же самыми факторами, которые уже были отмечены при обсуждении ионизационных потенциалов ([[энергия сродства к электрону|см. определение энергии сродства к электрону]]).

Наибольшим сродством к электрону обладают ''p''-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s<sup>2</sup> ([[бериллий|Be]], [[магний|Mg]], [[цинк|Zn]]) и s<sup>2</sup>p<sup>6</sup> ([[неон|Ne]], [[аргон|Ar]]) или с наполовину заполненными ''p''-[[Атомная орбиталь|орбиталями]] ([[азот|N]], [[фосфор|P]], [[мышьяк|As]])<ref>{{Cite web |url=http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/06a.html |title=Особенности электронного строения атомов хрома, меди и некоторых других элементов |access-date=2009-05-12 |archive-date=2009-02-21 |archive-url=https://web.archive.org/web/20090221113536/http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/06a.html |deadlink=no }}</ref>:

{| align="center" border="1"
!!![[литий|Li]]!![[бериллий|Be]]!![[Бор (элемент)|B]]!![[углерод|C]]!![[азот|N]]!![[кислород|O]]!![[фтор|F]]!![[неон|Ne]]
|-
|Электронная конфигурация||s<sup>1</sup>||s<sup>2</sup>||s<sup>2</sup>p<sup>1</sup>||s<sup>2</sup>p<sup>2</sup>||s<sup>2</sup>p<sup>3</sup>||s<sup>2</sup>p<sup>4</sup>||s<sup>2</sup>p<sup>5</sup>||s<sup>2</sup>p<sup>6</sup>
|-
|ε, эВ||-0,59||0,19||-0,30||-1,27||0,21||-1,47||-3,45||0,22
|}

=== Проявления периодического закона в отношении электроотрицательности ===
[[Файл:Электроотрицательность.gif|thumb|350px|left|Шкала электроотрицательности по Полингу]]Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную [[электроотрицательность]]. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы [[лиганд]]ов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время всё чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, то есть от того, занята атомная орбиталь неподелённой [[электронная пара|электронной парой]], однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

Периодичность атомной электроотрицательности является важной составной частью периодического закона и легко может быть объяснена, исходя из непреложной, хотя и не совсем однозначной, зависимости значений электроотрицательности от соответствующих значений энергий ионизации и сродства к электрону<ref>{{Cite web |url=http://www.ximicat.com/info.php?id=2594 |title=Интерметаллиды |access-date=2009-05-12 |archive-date=2014-11-10 |archive-url=https://web.archive.org/web/20141110034430/http://www.ximicat.com/info.php?id=2594 |deadlink=no }}</ref>.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах — её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая — у p-элементов VII группы.

=== Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов ===
Периодический характер изменения размеров атомов и ионов известен давно. Сложность здесь состоит в том, что из-за волновой природы электронного движения атомы не имеют строго определённых размеров. Так как непосредственное определение абсолютных размеров (радиусов) изолированных атомов невозможно, в данном случае часто используют их эмпирические значения. Их получают из измеренных межъядерных расстояний в кристаллах и свободных молекулах, разбивая каждое межъядерное расстояние на две части и приравнивая одну из них к радиусу первого (из двух связанных соответствующей химической связью) атома, а другую — к радиусу второго атома. При таком разделении учитывают различные факторы, включая природу химической связи, степени окисления двух связанных атомов, характер координации каждого из них и т. д<ref>{{Cite web |url=http://www.chemport.ru/atomicphysics.shtml |title=Атомная физика |access-date=2009-05-12 |archive-date=2009-03-03 |archive-url=https://web.archive.org/web/20090303135352/http://chemport.ru/atomicphysics.shtml |deadlink=no }}</ref>. Таким способом получают так называемые металлические, ковалентные, ионные и ван-дер-ваальсовы радиусы. Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов; их находят по межъядерным расстояниям в твёрдых или жидких веществах, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга (например, атомы [[аргон|Ar]] в твёрдом аргоне или атомы [[азот|N]] из двух соседних молекул N<sub>2</sub> в твёрдом азоте), но не связаны между собой какой-либо химической связью.

Но, очевидно, лучшим описанием эффективных размеров изолированного атома является теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности его наружных [[электрон]]ов. Это так называемый орбитальный радиус атома. Периодичность в изменении значений орбитальных атомных радиусов в зависимости от порядкового номера элемента проявляется довольно отчётливо, и основные моменты здесь состоят в наличии очень ярко выраженных максимумов, приходящихся на атомы щелочных металлов, и таких же минимумов, отвечающих благородным газам. Уменьшение значений орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу носит, за исключением ряда [[литий|Li]]—[[неон|Ne]], немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и [[лантаноиды|лантаноидов]] или [[актиноиды|актиноидов]]. В больших периодах в семействах ''d-'' и ''f-''элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред-предвнешнем слое. В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

=== Проявления периодического закона в отношении энергии атомизации ===
[[Энергия атомизации]] простых веществ является характеристикой, которая во многом определяет их реакционную способность<ref>{{Cite web |url=http://prince-igor.narod.ru/law.htm |title=Основные понятия и законы химии |accessdate=2009-05-12 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20090504143038/http://prince-igor.narod.ru/law.htm |archivedate=2009-05-04 |deadlink=yes }}</ref>. Зависимость энергии атомизации простых веществ от порядкового номера элемента имеет периодический характер. Основные моменты такой периодической зависимости состоят в следующем: энергия атомизации растёт при переходе от щелочного металла (для них эти значения сравнительно невелики и близки 84 кДж/моль) к следующим за ним элементам, достигает максимума, затем убывает, становясь очень небольшой для галогена (63—126 кДж/моль) и, наконец, превращается в нуль в случае примыкающего к галогену благородного газа, который, как известно, при стандартных условиях существует в виде практически не взаимодействующих атомов. Положение максимума энергии атомизации в ряду элементов от щелочного металла до соответствующего (ближайшего) благородного газа зависит от многих факторов, выходящих за рамки настоящего изложения. Так, в ряду [[литий|Li]]—[[неон|Ne]] наибольшей энергией атомизации характеризуется углерод (718,2 кДж/моль), а в рядах [[калий|K]]—[[криптон|Kr]] и [[цезий|Cs]]—[[радон|Rn]] наибольшими энергиями атомизации обладают переходные металлы: ванадий (516,6 кДж/моль) и вольфрам (844,2 кДж/моль). Неравномерное изменение энергии атомизации в пределах одного ряда элементов от щелочного металла до благородного газа оказывается довольно сложным, особенно если этот ряд включает семейство переходных металлов.

=== Проявления периодического закона в отношении степени окисления ===
Одним из основных понятий в химии было и остаётся понятие [[Степень окисления|степени окисления]] (степень окисления, состояние окисления, окислительное состояние). Несмотря на то что степень окисления представляется во многом формальной и более искусственной относительно других традиционных химических понятий, она до сих пор остаётся широко распространённой и сохраняет свою значимость для обобщения и более глубокого понимания основных принципов образования химических соединений<ref>{{Cite web |url=http://www.ximicat.com/info.php?id=4135 |title=Периодическая система химических элементов |access-date=2009-05-12 |archive-date=2014-11-10 |archive-url=https://web.archive.org/web/20141110013007/http://www.ximicat.com/info.php?id=4135 |deadlink=no }}</ref>.

Следует подчеркнуть, что степень окисления элемента, будучи формальной характеристикой, не даёт представления ни об эффективных зарядах атомов этого элемента в соединении, ни о валентности атомов, хотя степень окисления часто называют формальной валентностью. Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от −1 до +7, хотя чётные очень неустойчивы, а для марганца — от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 ([[рубидий|Rb]]F) до +8 ([[ксенон|Xe]]О<sub>4</sub>). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше ([[криптон|Kr]]<sup>+4</sup>F<sub>4</sub>), чем для предшествующего галогена ([[бром|Br]]<sup>+7</sup>О<sub>4</sub><sup>−</sup>). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы — всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд [[литий|Li]]—[[неон|Ne]], в котором ни для галогена ([[фтор|F]]), ни для благородного газа ([[неон|Ne]]) вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда — азот; поэтому в ряду [[литий|Li]]—[[неон|Ne]] изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум. В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду [[рубидий|Rb]]—[[ксенон|Xe]] от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 ([[молибден|Mo]]О<sub>3</sub>), +7 ([[технеций|Tc]]<sub>2</sub>О<sub>7</sub>), +8 ([[рутений|Ru]]O<sub>4</sub>).

=== Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала ===
{|align="right" border="1"
|[[натрий|Na]]/Na<sup>+</sup><sub>(aq)</sub>||[[магний|Mg]]/Mg<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub>||[[алюминий|Al]]/Al<sup>3+</sup><sub>(aq)</sub>
|-
|2,71В||2,37В||1,66В
|-
|[[калий|K]]/K<sup>+</sup><sub>(aq)</sub>||[[кальций|Ca]]/Ca<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub>||[[скандий|Sc]]/Sc<sup>3+</sup><sub>(aq)</sub>
|-
|2,93В||2,87В||2,08В
|}
Одной из очень важных характеристик простого вещества является его [[Окислительно-восстановительный потенциал|окислительный потенциал]], отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства<ref>{{Cite web |url=http://vfguse.vyborg.ru/Met_Mat/Metodich_2/Himia.htm |title=Химия |accessdate=2009-05-12 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20090417011131/http://vfguse.vyborg.ru/Met_Mat/Metodich_2/Himia.htm |archivedate=2009-04-17 |deadlink=yes }}</ref>. Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

Можно обнаружить некоторые определённые последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов ([[натрий|Na]]<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> и т. д. — гидратированный катион):

Это легко объясняется увеличением энергии ионизации атомов с увеличением числа удаляемых валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных потенциалов простых веществ от порядкового номера элемента имеются максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

== Внутренняя и вторичная периодичность ==

=== ''s''- и ''р''-элементы ===
Выше рассмотрены общие тенденции в характере изменения значений [[энергия ионизации|энергии ионизации атомов]], [[энергия сродства к электрону|энергии сродства атомов к электрону]], [[электроотрицательность|электроотрицательности]], [[атомный радиус|атомных]] и [[ионный радиус|ионных]] радиусов, [[энергия атомизации|энергии атомизации]] простых веществ, [[степень окисления|степени окисления]], [[окислительный потенциал|окислительных потенциалов]] простых веществ от атомного номера элемента. При более глубоком изучении этих тенденций можно обнаружить, что закономерности в изменении свойств элементов в периодах и группах значительно сложнее. В характере изменения свойств элементов по периоду проявляется [[внутренняя периодичность]], а по группе — [[вторичная периодичность]] (открыта [[Бирон, Евгений Владиславович|Е. В. Бироном]] в 1915 году).

Так, при переходе от s-элемента I группы к ''р''-элементу VIII группы на кривой энергии ионизации атомов и кривой изменения их радиусов имеются внутренние максимумы и минимумы<ref name="school-sector.relarn.ru">{{Cite web |url=http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/Rus/Data/Text/Ch1_3.html |title=Периодический закон Д. И. Менделеева |accessdate=2009-05-06 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20090216013432/http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/Rus/Data/Text/Ch1_3.html |archivedate=2009-02-16 |deadlink=yes }}</ref>.

Это свидетельствует о внутреннепериодическом характере изменения этих свойств по периоду. Объяснение отмеченных закономерностей можно дать с помощью представления об экранировании ядра.

Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоёв, которые, заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Так, при переходе от бериллия <sub>4</sub>[[бериллий|Be]] к бору <sub>5</sub>[[бор (элемент)|B]], несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается:

[[Файл:Схема строения последних уровней бериллия и бора.png|center|thumb|400px|Схема строения последних уровней бериллия, 9.32 эВ (слева) и бора, 8,29 эВ (справа)]]

Это объясняется тем, что притяжение к ядру ''2р''-электрона атома бора ослаблено за счёт экранирующего действия ''2s''-электронов.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоёв. Поэтому в подгруппах ''s''- и ''р''-элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов.

Уменьшение энергии ионизации от азота <sub>7</sub>N к кислороду <sub>8</sub>О объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же орбитали:

[[Файл:Схема строения последних уровней азота и кислорода.png|center|thumb|400px|Схема строения последних уровней азота, 14,53 эВ (слева) и кислорода, 13,62 эВ (справа)]]

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов.

[[Файл:Ionization energies of atoms - labeled - atomic orbital filling indicated.svg|thumb|300px|right|Зависимость первой энергии ионизации атомов от атомного номера]]

В характере изменения свойств ''s''- и ''р''-элементов в подгруппах отчётливо наблюдается вторичная периодичность. Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядру. Как показано на рисунке 9, электрон любой орбитали определённое время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3''s''-электрон атома [[натрий|натрия]] обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних ''К''- и ''L''-электронных слоёв.

Концентрация электронной плотности (степень проникновения электронов) при одном и том же главном квантовом числе наибольшая для ''s''-электрона, меньше — для ''р''-электрона, ещё меньше — для ''d''-электрона и т. д. Например, при n = 3 степень проникновения убывает в последовательности 3''s''>3''p''>3''d''.

Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи внешних электронов с ядром. Вследствие более глубокого проникновения ''s''-электроны в большей степени экранируют ядро, чем ''р''-электроны, а последние — сильнее, чем ''d''-электроны, и т. д.

Пользуясь представлением о проникновении электронов к ядру, рассмотрим характер изменения радиуса атомов элементов в подгруппе углерода. В ряду [[углерод|C]]—[[кремний|Si]]—[[германий|Ge]]—[[олово|Sn]]—[[свинец|Pb]] проявляется общая тенденция увеличения радиуса атома. Однако это увеличение имеет немонотонный характер. При переходе от Si к Ge внешние ''р''-электроны проникают через экран из десяти 3''d''-электронов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6''p''-орбитали Pb по сравнению с 5''р''-орбиталью Sn обусловлено проникновением 6''p''-электронов под двойной экран десяти 5''d''-электронов и четырнадцати 4''f''-электронов. Этим же объясняется немонотонность в изменении энергии ионизации атомов в ряду C—Pb и большее значение её для Pb по сравнению с атомом Sn.

=== ''d''-Элементы ===
Во внешнем слое у атомов ''d''-элементов (за исключением [[палладий|Pd]]) находятся 1—2 электрона (''ns''-состояние). Остальные валентные электроны расположены в (n—1)''d''-состоянии, то есть в предвнешнем слое.

Подобное строение электронных оболочек атомов определяет некоторые общие свойства ''d''-элементов<ref>{{Cite web |url=http://shkola.lv/?mode=lesson&lsnid=142 |title=d-Элементы |access-date=2009-05-12 |archive-date=2006-06-26 |archive-url=https://web.archive.org/web/20060626221218/http://shkola.lv/?mode=lesson&lsnid=142 |deadlink=no }}</ref>. Так, их атомы характеризуются сравнительно невысокими значениями первой энергии ионизации. Как видно на рисунке 1, при этом характер изменения энергии ионизации атомов по периоду в ряду ''d''-элементов более плавный, чем в ряду ''s''- и ''p''-элементов. При переходе от ''d''-элемента III группы к ''d''-элементу II группы значения энергии ионизации изменяются немонотонно. Так, на участке кривой видны две площадки, соответствующие энергии ионизации атомов, в которых заполняются З''d''-орбитали по одному и по два электрона. Заполнение 3''d''-орбиталей по одному электрону заканчивается у [[марганец|Mn]] (3d<sup>5</sup>4s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>), что отмечается некоторым повышением относительной устойчивости 4s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>-конфигурации за счёт проникновения 4s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>-электронов под экран 3d<sup>5</sup>-конфигурации. Наибольшее значение энергии ионизации имеет [[цинк|Zn]] (3d<sup>10</sup>4s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>), что находится в соответствии с полным завершением З''d''-подслоя и стабилизацией электронной пары за счёт проникновения под экран 3''d''<sup>10</sup>-конфигурации.

В подгруппах ''d''-элементов значения энергии ионизации атомов в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру. Так, если у ''d''-элементов 4-го периода внешние 4''s''-электроны проникают под экран 3''d''-электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6''s''-электроны проникают уже под двойной экран 5''d''- и 4''f''-электронов. Например:

{| align="center"
|<sub>22</sub>Ti …3d<sup><nowiki>2</nowiki></sup>4s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>|| I = 6,82 эВ
|-
|<sub>40</sub>Zr …3d<sup>10</sup>4s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>4p<sup>6</sup>4d<sup><nowiki>2</nowiki></sup>5s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>|| I = 6,84 эВ
|-
|<sub>72</sub>Hf… 4d<sup>10</sup>4f<sup>14</sup>5s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>5p<sup>6</sup>5d<sup><nowiki>2</nowiki></sup>6s<sup><nowiki>2</nowiki></sup>|| I = 7,5 эВ
|}

Поэтому у ''d''-элементов 6-го периода внешние б''s''-электроны связаны с ядром более прочно и, следовательно, энергия ионизации атомов больше, чем у ''d''-элементов 4-го периода.

Размеры атомов ''d''-элементов являются промежуточными между размерами атомов ''s''- и ''p''-элементов данного периода. Изменение радиусов их атомов по периоду более плавное, чем для ''s''- и ''p''-элементов.

В подгруппах ''d''-элементов радиусы атомов в общем увеличиваются. Важно отметить следующую особенность: увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах ''d''-элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы атомов ''d''-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счёт возрастания числа электронных слоёв при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется ''f''-сжатием, вызванным заполнением электронами 4''f''-подслоя у ''f''-элементов 6-го периода. В этом случае ''f''-сжатие называется ''лантаноидным''. При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоёв и примерно одинаковых размерах атомов и ионов для ''d''-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.

Отмеченным закономерностям не подчиняются элементы подгруппы скандия. Для этой подгруппы типичны закономерности, характерные для соседних подгрупп ''s''-элементов.

== См. также ==
* [[Периодичность]]
* [[Список химических элементов по атомным номерам]]
* [[Хронология открытия химических элементов]]
* [[Блок периодической таблицы]]

== Примечания ==
{{примечания|2}}

== Литература ==
* ''Ахметов Н. С.'' Актуальные вопросы курса неорганической химии. — М.: Просвещение, 1991. — 224 с — ISBN 5-09-002630-0
* {{Книга|автор=[[Дружинин Пётр Александрович|Дружинин П.А.]] |заглавие=Загадка «Таблицы Менделеева»: История публикации открытия Д.И. Менделеевым Периодического закона |издание= |место=Москва |издательство=Новое Литературное Обозрение |год=2019 |страницы= |страниц=164 |isbn=978-5-4448-0976-1 |isbn2=}}
* ''Корольков Д. В.'' Основы неорганической химии. — М.: Просвещение, 1982. — 271 с.
* '' Менделеев Д. И.'' Основы химии, т. 2. М.: Госхимиздат, 1947. 389 c.
* {{ВТ-ЭСБЕ|Периодическая законность химических элементов|Менделеев Д.И.}}

== Ссылки ==
* [https://runivers.ru/philosophy/lib/book6235/ Менделеев Д. И. Периодический закон: В 3 т.] на сайте [[Руниверс]]
* [https://web.archive.org/web/20090216013432/http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/Rus/Data/Text/Ch1_3.html Периодический закон Д. И. Менделеева]
* [https://web.archive.org/web/20090601161814/http://chemistry.narod.ru/himiya/5.html Периодический закон Менделеева и периодическая система элементов]
* [https://tonnel.ru/?l=kniga&351 Периодический закон Менделеева]
* [http://n-t.ru/ri/ps/pb2.htm Закон Менделеева — закон природы]
* [http://www.sciteclibrary.ru/rus/catalog/pages/7086.html Периодический закон Менделеева в свете синергетической теории информации]

{{Периодическая система элементов}}
{{Законы химии}}

[[Категория:Дмитрий Менделеев]]
[[Категория:Периодическая система]]
[[Категория:Химические законы и уравнения]]