* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

П составлены из переходных металлов. Подгруппы образованы элементами со сходными свойствами; внутри подгруппы они закономерно изменяются с изменением заряда ядра атома. В подгруппах «А» при увеличении заряда ядра происходит увеличение радиуса атома — за счёт накопления электронных оболочек; при этом ослабляется взаимодействие между внешним электроном и ядром. Из-за этого, несмотря на увеличение заряда ядра, уменьшается ионизационный потенциал, возрастают металлические свойства и убывают неметаллические. Напр., в подгруппе углерода (главной подгруппе IV группы) углерод и кремний представляют собой неметаллы, германий — металлоид, а олово и свинец являются металлами. Сходными свойствами обладают лишь элементы, принадлежащие одной и той же подгруппе. Свойства элементов главной и побочной подгрупп, даже если принадлежат одной группе, существенно различаются. Напр., в состав VII группы входят галогены, наиболее типичные неметаллы (главная подгруппа) и переходные металлы марганец, технеций, рений (побочная подгруппа). Их объединяет одна и та же высшая валентность в кислородных соединениях — она равна номеру группы. Для иллюстрации закономерности изменения свойств соединений элементов рассмотрим изменение свойств гидроксидов по периоду и группе, а также гидридов по группе. В периодах слева направо и в группах снизу вверх наблюдается усиление связи между элементом и кислородом и, как следствие, увеличение кислотных и ослабление основных свойств. Изменение свойств гидроксидов в пределах одного периода наглядно иллюстрирует табл. 1. По группе сверху вниз сила гидроксидов увеличивается — см. в табл. 2. Связь между элементом и водородом в гидридах одной группы сверху вниз из-за увеличения атомного радиуса ослабляется. Поэтому, напр., сила галогеноводородных кислот увеличивается. Т. обр., самой сильной галогеноводородной кислотой является иодоводородная (см. Иодистый водород). Периодическая система также содержит информацию о строении электронных оболочек и о строении ядер атомов того или иного элемента. Так, номер периода равен числу оболочек и числу электронных подуровней в атоме. Напр., в III периоде находятся элементы, у которых в невозбуждённом состоянии электроны находятся на двух электронных уровнях, а валентные электроны — на двух подуровнях третьего уровня: s и p. Число протонов в ядре и электронов в атоме элемента равно порядковому номеру элемента Z, число нейтронов в ядре данного изотопа — разности между округлённой массой изотопа и порядковым номером. Так, в атоме брома содержатся 35 электронов, 35 протонов и 45 нейтронов (80—35). ПЕРИОДИ´ЧЕСКИЙ ЗАКО´Н, установленный Д. И. Менделеевым в 1869 г. закон, согласно которому зависимость свойств химических элементов от их атомной массы является периодической. Наглядным отображением Периодического закона является Периодическая система элементов. Попытки классифицировать известные науке хим. элементы предпринимались задолго до Менделеева. В них принимали участие учёные разных стран. Впервые эту задачу попытался решить А. Лавуазье в кон. 18 в. Ему были известны уже 33 «простые субстанции», среди которых наряду с 22, действительно являющимися элементами в современном понимании этого слова, значатся и т. н. «флюиды» (свет, теплота), а также ряд оксидов, не разложенных в то время на составляющие элементы. В 1817 г. нем. учёный И. Доберейнер на основе сходства хим. свойств некоторых элементов расположил их отдельными триадами: литий-натрий-калий, кальций-стронций-барий, фосфор-мышьяк-сурьма и др. В 1850-х гг. предпринимались попытки систематизации элементов по группам и расположения их по горизонтальным или вертикальным рядам. Франц. учёный А. де Шанкутуа расположил ок. 50 элементов по винтовой линии на поверхности цилиндра по возрастанию относительных атомных масс. Линия заканчивалась теллуром и получила название «теллурового винта». В этой попытке систематизации впервые была выявлена аналогия между водородом и галогенами. Однако подмеченная учёным закономерность (преддверие периодической повторяемости) не нашла развития в нижней половине его «цилиндра», где вообще ни о какой аналогии по вертикали говорить не приходилось. В 1864—1865 гг. появились ещё две новые таблицы — англ. учёного Дж. Ньюлендса и нем. учёного Л. Мейера. Таблица Ньюлендса состояла из восьми вертикальных столбцов, сходные элементы располагались по горизонталям. Однако эта таблица, уже напоминающая Периодическую систему элементов, содержала много нарушений закономерностей. Напр., на первой горизонтали оказались хлор и платина, а на седьмой — сера, железо и золото, хотя между хлором и платиной, а также между серой, фосфором, фтором и золотом нет никакого сходства. Таблица Мейера основывалась на сходстве элементов по их валентности по водороду. Мейер более, Таблица 1 Гидроксид Свойства NaOH Сильное основание Mg(OH)2 Слабое основание Al(OH)3 Амфотерный гидроксид H2SiO3 Слабая кислота H3PO4 Кислота средней силы H2SO4 Сильная кислота HClO4 Очень сильная кислота Таблица 2 Гидроксид Свойства Be(OH)2 Амфотерный гидроксид Mg(OH)2 Слабое основание Са(OH)2 Сильное основание Ва(OH)2 Очень сильное основание 423