Kémia periódusos táblázat. Periodikus rendszer D

D. I. Mengyelejev arra a következtetésre jutott, hogy tulajdonságaik bizonyos alapvető közös jellemzőknek köszönhetők. Az elem atomtömegét választotta a kémiai elem ilyen alapvető jellemzőjének, és röviden megfogalmazta a periodikus törvényt (1869):

Az elemek tulajdonságai, valamint az általuk alkotott egyszerű és összetett testek tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegének értékétől.

Mengyelejev érdeme abban rejlik, hogy a megnyilvánuló függőséget objektív természeti törvényként fogta fel, amit elődei nem tudtak megtenni. D. I. Mengyelejev úgy vélte, hogy a vegyületek összetétele, kémiai tulajdonságaik, forrás- és olvadáspontjaik, a kristályok szerkezete és hasonlók periodikusan függenek az atomtömegtől. Az időszakos függőség lényegének mély megértése lehetőséget adott Mengyelejevnek, hogy számos fontos következtetést és feltételezést vonjon le.

Modern periódusos rendszer

Először is, az akkor ismert 63 elem közül Mengyelejev csaknem 20 elem (Be, In, La, Y, Ce, Th, U) atomtömegét változtatta meg. Másodszor, mintegy 20 új elem létezését jósolta, és helyet hagyott nekik a periódusos rendszerben. Közülük hármat, nevezetesen az ecabort, az ecaaluminumot és az ecasiliciumot kellő részletességgel és meglepő pontossággal írtak le. Ez diadalmasan beigazolódott a következő tizenöt évben, amikor felfedezték a gallium (ecaaluminum), szkandium (ecabor) és germánium (ecasilicium) elemeket.

A periodikus törvény a természet egyik alapvető törvénye. A tudományos világkép alakulására gyakorolt ​​hatása csak a tömeg- és energiamegmaradás törvényével vagy a kvantumelmélettel hasonlítható össze. D. I. Mengyelejev idejében a periodikus törvény a kémia alapja lett. A szerkezet és az izotópia jelenségének további felfedezései megmutatták, hogy egy elem fő mennyiségi jellemzője nem az atomtömeg, hanem az atommag töltése (Z). 1913-ban Moseley és Rutherford bevezette az "elem atomszámának" fogalmát, megszámozta a periódusos rendszer összes szimbólumát, és megmutatta, hogy az elemek osztályozásának alapja egy elem sorszáma, amely megegyezik az elem töltésével. atomjaik magjai.

Ezt az állítást ma Moseley törvényeként ismerik.

Ezért a periodikus törvény modern definíciója a következőképpen fogalmazódik meg:

Az egyszerű anyagok tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függnek az atommagjuk töltési értékétől (vagy az elem sorszámától a periódusos rendszerben).

Az elemek atomjainak elektronszerkezetei jól mutatják, hogy az atommag töltésének növekedésével az elektronszerkezetek szabályos periodikus ismétlődése következik be, és ebből következően az elemek tulajdonságainak ismétlődése is. Ez tükröződik az elemek periódusos rendszerében, amelyre több száz változatot javasoltak. Leggyakrabban kétféle táblázatot használnak - rövidített és kibővített -, amelyek az összes ismert elemet tartalmazzák, és szabad helyekkel rendelkeznek a még nem nyitottak számára.

Minden elem a periódusos rendszerben egy bizonyos cellát foglal el, amelyen az elem szimbóluma és neve, sorszáma, relatív atomtömege, radioaktív elemeknél pedig szögletes zárójelben szerepel a legstabilabb vagy legelérhetőbb izotóp tömegszáma. A modern táblázatokban gyakran szerepelnek egyéb hivatkozási adatok is: sűrűség, egyszerű anyagok forrás- és olvadáspontja stb.

Időszakok

A periodikus rendszer fő szerkezeti egységei periódusok és csoportok - természetes aggregátumok, amelyekbe a kémiai elemeket elektronikus szerkezetek szerint osztják fel.

A periódus olyan elemek vízszintes, egymást követő sora, amelyek atomjaiban az elektronok ugyanannyi energiaszintet töltenek ki.

A periódusszám egybeesik a külső kvantumszint számával. Például a kalcium elem (4s 2) a negyedik periódusban van, vagyis atomjának négy energiaszintje van, a vegyértékelektronok pedig a külső, negyedik szinten vannak. A periódusok eltérő hosszának okát a külső és az atommaghoz közelebb eső elektronrétegek kitöltési sorrendjének különbsége magyarázza.

Az s- és p-elemek atomjaiban egy külső szint épül, a d-elemekben - a második energiaszint kívül, az f-elemekben - a harmadik energiaszint kívül.

Ezért a tulajdonságok különbsége legvilágosabban a szomszédos s- vagy p-elemekben nyilvánul meg. Az azonos időszak d- és főleg f-elemeiben a tulajdonságok különbsége kevésbé jelentős.

Mint már említettük, az elektronok által felépített energia-alszint száma alapján az elemeket elektronikus családokba vonják össze. Például a IV-VI. periódusban vannak olyan családok, amelyek egyenként tíz d-elemet tartalmaznak: 3d-család (Sc-Zn), 4d-család (Y-Cd), 5d-család (La, Hf-Hg). A hatodik és hetedik periódusban tizennégy elem alkotja az f-családot: a 4f-családot (Ce-Lu), amelyet lantanidnak neveznek, és az 5f-családot (Th-Lr) - az aktinidát. Ezek a családok a periódusos rendszer alá kerülnek.

Az első három periódust kis vagy tipikus periódusnak nevezzük, mivel ezen periódusok elemeinek tulajdonságai alapján az összes többi elem nyolc csoportba osztható. Az összes többi időszakot, beleértve a hetedik, hiányos időszakot is, nagy periódusoknak nevezzük.

Az első kivételével minden periódus lúgossal kezdődik (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) és végződik, kivéve a hetedik, nem teljes, inert elemeket (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). ). Az alkálifémek azonos külső elektronikus konfigurációval rendelkeznek n s 1 , ahol n- időszak száma. A hélium (1s 2) kivételével az inert elemek a külső elektronréteg szerkezetével azonosak: n s2 n p 6 , azaz elektronikus megfelelői.

A figyelembe vett szabályszerűség lehetővé teszi a következő következtetés levonását:

A külső elektronréteg azonos elektronkonfigurációinak periodikus ismétlődése az oka az analóg elemek fizikai és kémiai tulajdonságainak hasonlóságának, hiszen az atomok külső elektronjai határozzák meg elsősorban tulajdonságaikat.

Kis tipikus periódusokban a sorozatszám növekedésével a fémesség fokozatos csökkenése és a nemfémes tulajdonságok növekedése figyelhető meg, mivel a külső energiaszinten növekszik a vegyértékelektronok száma. Például a harmadik periódus összes elemének atomja három elektronréteggel rendelkezik. A két belső réteg felépítése a harmadik periódus minden eleménél azonos (1s 2 2s 2 2p 6), míg a külső, harmadik réteg szerkezete eltérő. Az egyes előző elemekről minden következő elemre való átmenet során az atommag töltése eggyel nő, és ennek megfelelően nő a külső elektronok száma. Ennek eredményeként az atommaghoz való vonzódásuk nő, az atom sugara csökken. Ez a fémes tulajdonságok gyengüléséhez és a nem fémes tulajdonságok növekedéséhez vezet.

A harmadik periódus egy nagyon aktív nátrium-fémmel kezdődik (11 Na - 3s 1), majd egy kicsit kevésbé aktív magnéziummal (12 Mg - 3s 2) kezdődik. Mindkét fém a 3-asok családjába tartozik. A harmadik periódus első p-eleme, az alumínium (13 Al - 3s 2 3p 1), amelynek fémaktivitása kisebb, mint a magnéziumé, amfoter tulajdonságokkal rendelkezik, vagyis a kémiai reakciókban nemfémként is viselkedhet. . Ezt követi a nemfémek szilícium (14 Si - 3s 2 3p 2), foszfor (15 P - 3s 2 3p 3), kén (16 S - 3s 2 3p 4), klór (17 Cl - 3s 2 3p 5) . Nem fémes tulajdonságaik Si-ről Cl-ra nőnek, ami egy aktív nemfém. A periódus az argon inert elemmel zárul (18 Ar - 3s 2 3p 6).

Egy perióduson belül az elemek tulajdonságai fokozatosan változnak, az előző periódusról a következőre való átmenet során pedig a tulajdonságok éles változása figyelhető meg, hiszen egy új energiaszint kiépítése kezdődik meg.

A tulajdonságok fokozatos változása nemcsak az egyszerű anyagokra jellemző, hanem az összetett vegyületekre is, amint azt az 1. táblázat mutatja.

1. táblázat - A harmadik periódus elemeinek néhány tulajdonsága és vegyületeik

Hosszú ideig a fémes tulajdonságok lassabban gyengülnek. Ez annak köszönhető, hogy a negyedik periódustól kezdve tíz átmeneti d-elem jelenik meg, amelyekben nem a külső, hanem a második külső d-alszint épül fel, a d-elemek külső rétegén pedig egy. vagy két s-elektron, amelyek bizonyos mértékig meghatározzák ezen elemek tulajdonságait. Így a d-elemek esetében a minta valamivel bonyolultabbá válik. Például az ötödik periódusban a fémes tulajdonságok fokozatosan csökkennek a lúgos Rb-ről, és elérik a minimális szilárdságot a platinacsalád fémeiben (Ru, Rh, Pd).

Az inaktív ezüst Ag után azonban kadmium-Cd kerül elhelyezésre, amelyben a fémes tulajdonságok ugrásszerű növekedése figyelhető meg. Továbbá az elem sorszámának növekedésével nemfémes tulajdonságok jelennek meg, és fokozatosan növekednek egészen a tipikus nemfémes jódig. Ez az időszak, mint minden korábbi, inert gázzal ér véget. Az elemek tulajdonságainak nagy periódusokon belüli periodikus változása lehetővé teszi azok két sorozatra bontását, amelyben a periódus második része megismétli az elsőt.

Csoportok

A periódusos rendszer elemeinek függőleges oszlopai - a csoportok alcsoportokból állnak: fő és másodlagos, ezeket néha A, illetve B betűkkel jelöljük.

A fő alcsoportokba az s- és p-elemek, a másodlagos alcsoportokba pedig a nagy periódusú d- és f-elemek tartoznak.

A fő alcsoport olyan elemek gyűjteménye, amelyek függőlegesen helyezkednek el a periódusos rendszerben, és azonos konfigurációval rendelkeznek az atomok külső elektronrétegével.

Amint a fenti definícióból következik, egy elem helyzetét a fő alcsoportban a külső energiaszint összes elektronszáma (s- és p-) határozza meg, amely megegyezik a csoportszámmal. Például a kén (S - 3s 2 3p 4 ), amelynek atomja a külső szinten hat elektront tartalmaz, a hatodik csoport fő alcsoportjába, az argon (Ar - 3s) tartozik. 2 3p 6 ) - a nyolcadik csoport fő alcsoportjába, és a stroncium (Sr - 5s 2 ) - az IIA-alcsoportba.

Egy alcsoport elemeit hasonló kémiai tulajdonságok jellemzik. Példaként vegyük a ІА és VІІА alcsoportok elemeit (2. táblázat). Az atommag töltésének növekedésével az elektronrétegek száma és az atom sugara növekszik, de az elektronok száma a külső energiaszinten állandó marad: az alkálifémeknél (IA alcsoport) - egy, a halogéneknél ( alcsoport VIIA) - hét. Mivel a külső elektronok befolyásolják a legjelentősebben a kémiai tulajdonságokat, nyilvánvaló, hogy az analóg elemek mindegyik csoportja hasonló tulajdonságokkal rendelkezik.

De ugyanazon az alcsoporton belül a tulajdonságok hasonlósága mellett némi változás is megfigyelhető. Tehát az ІА alcsoport elemei a H kivételével mind aktív fémek. De az atom sugarának és az atommag vegyértékelektronokra gyakorolt ​​hatását védő elektronrétegek számának növekedésével a fémes tulajdonságok nőnek. Ezért az Fr aktívabb fém, mint a Cs, és a Cs aktívabb, mint az R stb. És a VIIA alcsoportban ugyanezen okból az elemek nem fémes tulajdonságai gyengülnek a sorozatszám növekedésével. Ezért az F aktívabb nemfém, mint a Cl, és a Cl aktívabb nemfém, mint a Br, és így tovább.

2. táblázat - A ІА és VІІА-alcsoportok elemeinek néhány jellemzője

Az oldalsó alcsoport olyan elemek halmaza, amelyek a periódusos rendszerben függőlegesen helyezkednek el, és a külső s- és a második külső d-energia-alszint felépítése miatt azonos számú vegyértékelektronnal rendelkeznek.

A másodlagos alcsoportok minden eleme a d-családba tartozik. Ezeket az elemeket néha átmeneti fémeknek is nevezik. Az oldalsó alcsoportokban lassabban változnak a tulajdonságok, mivel a d-elemek atomjaiban az elektronok kívülről építik fel a második energiaszintet, a külső szinten pedig csak egy-két elektron található.

Az egyes periódusok első öt d-elemének (IIIB-VIB. alcsoportok) helyzete a külső s-elektronok és a második külső szint d-elektronjainak összegével határozható meg. Például a szkandium elektronikus képletéből (Sc - 4s 2 3d 1 ) látható, hogy a harmadik csoport (mivel a vegyértékelektronok összege három) és a mangán (Mn - 4s) oldalsó alcsoportjában található (mivel d-elem). 2 3d 5 ) a hetedik csoport másodlagos alcsoportjába került.

Az egyes periódusok utolsó két elemének (IB és IIB alcsoport) helyzete a külső szinten lévő elektronok számával határozható meg, mivel ezen elemek atomjaiban az előző szint teljesen kiteljesedik. Például Ag(5s 1 5d 10) az első csoport másodlagos alcsoportjába, a Zn (4s 2 3d 10) - a második csoport másodlagos alcsoportjában.

A Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd és Os-Ir-Pt triádok a nyolcadik csoport másodlagos alcsoportjában találhatók. Ezek a triádok két családot alkotnak: vasat és platinoidokat. Ezen családokon kívül külön megkülönböztetjük a lantanida családot (tizennégy 4f elem) és az aktinid családot (tizennégy 5f elem). Ezek a családok a harmadik csoport másodlagos alcsoportjába tartoznak.

Az alcsoportok elemeinek fémes tulajdonságainak növekedése felülről lefelé, valamint ezeknek a tulajdonságoknak egy perióduson belüli csökkenése balról jobbra átlós mintázat megjelenését okozza a periódusos rendszerben. Így a Be nagyon hasonló az Al-hoz, a B hasonló a Si-hez, a Ti nagyon hasonlít az Nb-hez. Ez egyértelműen megnyilvánul abban, hogy a természetben ezek az elemek hasonló ásványokat képeznek. Például a természetben a Te mindig Nb-vel fordul elő, ásványokat képezve - titán-oniobátokat.

A természetben sok ismétlődő sorozat létezik:

• évszakok;
• napszakok;
• a hét napjai…

A 19. század közepén D. I. Mengyelejev észrevette, hogy az elemek kémiai tulajdonságainak is van egy bizonyos sorrendje (azt mondják, ez az ötlet álomban támadt). A tudós csodás álmainak eredménye a kémiai elemek periódusos rendszere, amelyben D.I. Mengyelejev a kémiai elemeket az atomtömeg növekedésének sorrendjében rendezte. A modern táblázatban a kémiai elemek az elem rendszáma (az atommagban lévő protonok száma) szerint növekvő sorrendben vannak elrendezve.

A kémiai elem szimbóluma fölött az atomszám, alatta pedig az atomtömege (protonok és neutronok összege) látható. Figyeljük meg, hogy egyes elemek atomtömege nem egész szám! Emlékezz az izotópokra! Az atomtömeg egy elem összes izotópjának súlyozott átlaga, amely természetes körülmények között előfordul.

A táblázat alatt a lantanidok és aktinidák találhatók.

Fémek, nem fémek, metalloidok

A periódusos rendszerben a bórral (B) kezdődő és polóniummal (Po) végződő lépcsős átlótól balra találhatók (kivétel a germánium (Ge) és az antimon (Sb). Könnyen belátható, hogy a fémek A fémek fő tulajdonságai: szilárd (kivéve a higanyt), fényesek, jó elektromos és hővezetők, képlékenyek, képlékenyek, könnyen adnak elektronokat.

A lépcsős B-Po átlótól jobbra lévő elemeket hívjuk nem fémek. A nemfémek tulajdonságai közvetlenül ellentétesek a fémek tulajdonságaival: rossz hő- és elektromos vezetők; törékeny; nem kovácsolt; nem műanyag; általában elektronokat fogadnak el.

Metalloidok

A fémek és a nemfémek között vannak félfémek(metaloidok). Fémek és nemfémek tulajdonságai egyaránt jellemzik őket. A félfémek fő ipari alkalmazásukat a félvezetők gyártásában találták meg, amelyek nélkül elképzelhetetlen egy modern mikroáramkör vagy mikroprocesszor sem.

Időszakok és csoportok

Mint fentebb említettük, a periódusos rendszer hét periódusból áll. Minden periódusban az elemek rendszáma balról jobbra növekszik.

Az elemek tulajdonságai periódusokban egymás után változnak: tehát a harmadik periódus elején lévő nátrium (Na) és magnézium (Mg) elektronokat ad fel (Na lead egy elektront: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg két elektront ad fel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). De a periódus végén található klór (Cl) egy elemet vesz fel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

A csoportokban éppen ellenkezőleg, minden elem ugyanazokkal a tulajdonságokkal rendelkezik. Például az IA(1) csoportban a lítiumtól (Li) a franciumig (Fr) minden elem egy elektront adományoz. És a VIIA(17) csoport minden eleme egy elemet vesz fel.

Egyes csoportok annyira fontosak, hogy különleges nevet kaptak. Ezeket a csoportokat az alábbiakban tárgyaljuk.

IA csoport (1). Ennek a csoportnak az elemeinek atomjai csak egy elektront tartalmaznak a külső elektronrétegben, így könnyen adnak egy elektront.

A legfontosabb alkálifémek a nátrium (Na) és a kálium (K), mivel fontos szerepet játszanak az emberi élet folyamatában, és a sók részét képezik.

Elektronikus konfigurációk:

• Li- 1s 2 2s 1;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

IIA csoport (2). E csoport elemeinek atomjai a külső elektronrétegben két elektront tartalmaznak, amelyek a kémiai reakciók során szintén feladnak. A legfontosabb elem a kalcium (Ca) - a csontok és a fogak alapja.

Elektronikus konfigurációk:

• Lenni- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• kb- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

VIIA csoport (17). E csoport elemeinek atomjai általában egy-egy elektront kapnak, mert. a külső elektronikus rétegen öt-öt elem található, és egy elektron már csak hiányzik a "teljes halmazhoz".

Ennek a csoportnak a leghíresebb elemei a következők: klór (Cl) - a só és a fehérítő része; a jód (I) olyan elem, amely fontos szerepet játszik az emberi pajzsmirigy működésében.

Elektronikus konfiguráció:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

VIII(18) csoport. Ennek a csoportnak az elemeinek atomjai egy teljesen „testes” külső elektronréteggel rendelkeznek. Ezért „nem kell” elektronokat fogadniuk. És nem akarják odaadni őket. Ezért - ennek a csoportnak az elemei nagyon "nem szívesen" lépnek be kémiai reakciókba. Sokáig azt hitték, hogy egyáltalán nem reagálnak (inert az "inert", azaz "inaktív" elnevezés). Neil Barlett vegyész azonban felfedezte, hogy e gázok némelyike ​​bizonyos körülmények között még reagálhat más elemekkel.

Elektronikus konfigurációk:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
• kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Vérértékelemek csoportokban

Könnyen belátható, hogy az egyes csoportokon belül az elemek vegyértékelektronjaikban (a külső energiaszinten elhelyezkedő s és p pályák elektronjai) hasonlóak egymáshoz.

Az alkálifémek egy-egy vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• Li- 1s 2 2s 1;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Az alkáliföldfémek 2 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• Lenni- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• kb- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

A halogének 7 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Az inert gázok 8 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
• kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

További információkért lásd a Vegyérték és a kémiai elemek atomjainak periódusok szerinti elektronkonfigurációinak táblázatát.

Most fordítsuk figyelmünket a szimbólumokkal ellátott csoportokban elhelyezkedő elemekre NÁL NÉL. A periódusos rendszer közepén helyezkednek el, és ún átmeneti fémek.

Ezen elemek megkülönböztető jellemzője az elektronok jelenléte a kitöltő atomokban d-pályák:

1. sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1;
2. Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

A főasztaltól különálló helyen találhatók lantanidokés aktinidák vannak az ún belső átmeneti fémek. Ezen elemek atomjaiban elektronok töltődnek ki f-pályák:

1. Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2;
2. Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4p 2 3d 10 4p 6 4d 10 5p 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

A kémiai elemek periodikus rendszere a kémiai elemek természetes osztályozása, amely a kémiai elemek periodikus törvényének grafikus (táblázatos) kifejezése. A modernhez sok tekintetben hasonló szerkezetét D. I. Mengyelejev dolgozta ki a periodikus törvény alapján 1869-1871-ben.

A periódusos rendszer prototípusa a D. I. Mengyelejev által 1869. március 1-jén összeállított "Az elemek rendszerének tapasztalata atomtömegük és kémiai affinitásuk alapján" volt. A tudós két éven keresztül folyamatosan fejlesztette a "Rendszer tapasztalatait". , bemutatta a csoportok, sorozatok és perióduselemek fogalmát. Ennek eredményeként a periódusos rendszer szerkezete sok tekintetben modern körvonalakat kapott.

Kialakulása szempontjából fontos volt egy elemnek a rendszerben elfoglalt helyének fogalma, amelyet a csoport és az időszak száma határoz meg. E koncepció alapján Mengyelejev arra a következtetésre jutott, hogy meg kell változtatni egyes elemek atomtömegét: az urán, az indium, a cérium és műholdjai. Ez volt a periódusos rendszer első gyakorlati alkalmazása. Mengyelejev volt az első, aki megjósolta több ismeretlen elem létezését is. A tudós leírta az ekaalumínium (a jövő gallium), az ekabor (scandium) és az ekasilicon (germánium) legfontosabb tulajdonságait. Ezenkívül megjósolta a mangán (jövő technécium és rénium), tellúr (polónium), jód (asztatin), cézium (francium), bárium (rádium), tantál (protactinium) analógjainak létezését. A tudós előrejelzései ezekre az elemekre vonatkozóan általános jellegűek voltak, mivel ezek az elemek a periódusos rendszer kevéssé vizsgált területein helyezkedtek el.

A periodikus rendszer első változatai sok tekintetben csak empirikus általánosítást jelentettek. Hiszen a periódusos törvény fizikai jelentése nem volt egyértelmű, nem volt magyarázat arra, hogy az elemek tulajdonságainak az atomtömegek növekedésétől függően periodikusan megváltoznak az okai. Ennek eredményeként sok probléma megoldatlan maradt. Vannak korlátai a periódusos rendszernek? Meg lehet határozni a létező elemek pontos számát? A hatodik időszak szerkezete továbbra is tisztázatlan maradt – mennyi a ritkaföldfém elemek pontos mennyisége. Nem lehetett tudni, hogy vannak-e még elemek a hidrogén és a lítium között, mi az első időszak szerkezete. Ezért egészen a periodikus törvény fizikai megalapozásáig és a periódusos rendszer elméletének kidolgozásáig nem egyszer adódtak komoly nehézségek. Váratlan volt az 1894-1898-as felfedezés. inert gázok galaxisa, amelynek úgy tűnt, nincs helye a periódusos rendszerben. Ezt a nehézséget kiküszöbölték annak az ötletnek köszönhetően, hogy a periódusos rendszer szerkezetébe egy független nulla csoportot kell beépíteni. Radioelemek tömeges felfedezése a 19. és 20. század fordulóján. (1910-re számuk körülbelül 40 volt) éles ellentmondáshoz vezetett a periódusos rendszerben való elhelyezésük szükségessége és a meglévő struktúra között. Számukra a hatodik és a hetedik időszakban mindössze 7 szabad hely volt. Ez a probléma az eltolási szabályok felállításával és az izotópok felfedezésével megoldódott.

A periodikus törvény fizikai jelentésének és a periódusos rendszer szerkezetének megmagyarázhatatlanságának egyik fő oka az volt, hogy nem ismerték, hogyan épült fel az atom. A periódusos rendszer fejlődésének legfontosabb mérföldköve E. Rutherford (1911) atomi modelljének megalkotása volt. Ennek alapján A. Van den Broek (1913) holland tudós azt javasolta, hogy egy elem sorszáma a periódusos rendszerben numerikusan egyenlő az atommag töltésével (Z). Ezt kísérletileg megerősítette G. Moseley angol tudós (1913). A periodikus törvény fizikai igazolást kapott: az elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitását az elem atommagjának Z-töltésétől, és nem az atomtömegtől függően kezdték figyelembe venni.

Ennek eredményeként a periódusos rendszer szerkezete jelentősen megerősödött. A rendszer alsó határa meghatározásra került. Ez a hidrogén, a minimális Z = 1 elem. Lehetővé vált a hidrogén és az urán közötti elemek számának pontos becslése. A periódusos rendszer "réseit" azonosították, amelyek az ismeretlen elemeknek felelnek meg, ahol Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. A ritkaföldfémek pontos számával kapcsolatos kérdések azonban tisztázatlanok maradtak, és ami a legfontosabb, az okai az elemek tulajdonságainak periodikus változása nem derült ki.Z-től függően.

A periódusos rendszer jelenlegi szerkezete és az atomspektrumok vizsgálatának eredményei alapján N. Bohr dán tudós 1918-1921. ötleteket dolgozott ki az elektronhéjak és részhéjak atomokban való felépítésének sorrendjéről. A tudós arra a következtetésre jutott, hogy az atomok hasonló típusú elektronikus konfigurációi rendszeresen ismétlődnek. Így kimutatták, hogy a kémiai elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitása az elektronhéjak és az atomok alhéjainak felépítésében a periodicitás meglétével magyarázható.

Jelenleg a periódusos rendszer 126 elemet fed le. Ezek közül az összes transzurán elemet (Z = 93-107), valamint a Z = 43 (technécium), 61 (prométhium), 85 (asztatin), 87 (francium) elemet mesterségesen nyerték ki. A periódusos rendszer fennállásának teljes története során számos (> 500) grafikus ábrázolási változatot javasoltak, elsősorban táblázatok, valamint különféle geometriai (térbeli és síkbeli) alakzatok formájában. ), elemző görbék (spirálok, stb.) stb. A legelterjedtebbek a rövid, hosszú és létra alakú táblázatok.

Jelenleg a rövidet részesítik előnyben.

A periódusos rendszer felépítésének alapelve a csoportokra és periódusokra bontás. Mengyelejev elemsorok fogalmát most nem használják, mivel nincs fizikai jelentése. A csoportok pedig fő (a) és másodlagos (b) alcsoportokra oszlanak. Minden alcsoport tartalmaz elemeket - kémiai analógokat. Az a- és b-alcsoport elemei a legtöbb csoportban szintén mutatnak bizonyos hasonlóságot egymás között, főként magasabb oxidációs állapotokban, amelyek általában megegyeznek a csoportszámmal. A periódus olyan elemek halmaza, amely alkálifémekkel kezdődik és inert gázzal végződik (speciális eset az első periódus). Minden időszak szigorúan meghatározott számú elemet tartalmaz. A periódusos rendszer nyolc csoportból és nyolc periódusból áll.

Sajátosság első időszak az, hogy csak 2 elemet tartalmaz: hidrogént és héliumot. A hidrogén helye a rendszerben nem egyértelmű. Mivel az alkálifémekkel és halogénekkel közös tulajdonságokat mutat, vagy az Iaα- vagy a VIIaα - alcsoportba sorolják, az utóbbi lehetőséget gyakrabban használják. A hélium a VIIIa alcsoport első képviselője. Hosszú ideig a hélium és az összes inert gáz független nulla csoportba került. Ez a rendelkezés felülvizsgálatot igényelt a kripton, xenon és radon kémiai vegyületeinek szintézise után. Ennek eredményeként az inert gázok és a korábbi VIII-as csoport elemei (vas, kobalt, nikkel és platinafémek) egy csoporton belül egyesültek. Ez a lehetőség nem tökéletes, mivel a hélium és a neon tehetetlensége kétségtelen.

Második periódus 8 elemet tartalmaz. Az alkálifém-lítiummal kezdődik, amelynek egyetlen oxidációs állapota +1. Következik a berillium (fém, oxidációs állapot +2). A bór már gyengén kifejezett fémes karaktert mutat, és nem fém (oxidációs állapot +3). A bór mellett a szén egy tipikus nemfém, amely +4 és -4 oxidációs állapotot is mutat. A nitrogén, az oxigén, a fluor és a neon mind nem fémek, és a nitrogénben a legmagasabb oxidációs állapot +5 felel meg a csoportszámnak; fluor esetében az oxidációs állapot ismert, hogy +7. Az inert gáz neonja befejezi az időszakot.

Harmadik periódus(nátrium - argon) szintén 8 elemet tartalmaz. Tulajdonságaik változásának jellege nagymértékben hasonló a második periódus elemeinél megfigyelthez. De megvan a maga sajátossága is. Tehát a magnézium a berilliummal ellentétben fémesebb, valamint alumínium a bórhoz képest. A szilícium, a foszfor, a kén, a klór, az argon mind tipikus nemfémek. És mindegyik, kivéve az argont, a legmagasabb oxidációs állapotot mutatja, amely megegyezik a csoportszámmal.

Amint látható, mindkét periódusban a Z növekedésével az elemek fémességének gyengülése és nemfémes tulajdonságainak erősödése figyelhető meg. D. I. Mengyelejev jellemzőnek nevezte a második és harmadik periódus elemeit (szavai szerint kicsiket). A kis korszakok elemei a természetben a leggyakoribbak közé tartoznak. A szén, a nitrogén és az oxigén (a hidrogénnel együtt) organogének, pl. szerves anyagok alapelemei.

Az első-harmadik periódus minden eleme a-alcsoportokba kerül.

A negyedik periódus(kálium - kripton) 18 elemet tartalmaz. Mengyelejev szerint ez az első nagy időszak. Az alkálifém-kálium és az alkáliföldfém-kalcium után egy sor elem következik, amely 10 úgynevezett átmeneti fémből (scandium - cink) áll. Mindegyik b-alcsoportba tartozik. A legtöbb átmenetifém a vas, a kobalt és a nikkel kivételével magasabb oxidációs állapotot mutat, mint a csoportszám. A galliumtól a kriptonig terjedő elemek az a-alcsoportokba tartoznak. A kripton a korábbi inert gázokkal ellentétben kémiai vegyületeket képezhet.

Ötödik időszak(rubídium - xenon) felépítésében hasonló a negyedikhez. Tartalmaz továbbá egy 10 átmeneti fémből álló betétet (itrium - kadmium). Ennek az időszaknak az elemei megvannak a maguk sajátosságai. A ruténium - ródium - palládium triádban a ruténiumról ismert vegyületek, ahol +8 oxidációs állapotot mutat. Az a-alcsoportok összes eleme a csoportszámmal megegyező legmagasabb oxidációs fokot mutatja, kivéve a xenont. Látható, hogy a negyedik és ötödik periódus elemeinek tulajdonságainak Z növekedésével történő változásának jellemzői összetettebbek a második és harmadik periódushoz képest.

Hatodik periódus(cézium - radon) 32 elemet tartalmaz. Ebben az időszakban 10 átmenetifém (lantán, hafnium - higany) mellett 14 lantanidot is tartalmaz - a cériumtól a lutéciumig. A cériumtól a lutéciumig kémiailag nagyon hasonlóak az elemek, ezért régóta a ritkaföldfémek családjába tartoznak. A periódusos rendszer rövid alakjában a lantanid sorozat a lantáncellában szerepel, és ennek a sorozatnak a dekódolása a táblázat alján található.

Mi a hatodik periódus elemeinek sajátossága? Az ozmium - irídium - platina triádban az ozmium +8 oxidációs állapota ismert. Az asztatin meglehetősen kifejezett fémes karakterrel rendelkezik. A radon valószínűleg a legreaktívabb az összes inert gáz közül. Sajnos, mivel erősen radioaktív, kémiáját keveset vizsgálták.

Hetedik periódus Franciaországgal kezdődik. A hatodikhoz hasonlóan ennek is 32 elemet kell tartalmaznia. A francium és a rádium az Iaα- és a IIaα-alcsoport elemei, az aktinium a IIIb-alcsoportba tartozik. A legelterjedtebb elképzelés az aktinidák családjáról szól, amely a tóriumtól a lawrenciumig tartalmaz elemeket, és hasonló a lantanidákhoz. Ennek az elemsornak a dekódolása szintén a táblázat alján található.

Most nézzük meg, hogyan változnak a kémiai elemek tulajdonságai a periódusos rendszer alcsoportjaiban. Ennek a változásnak a fő mintázata az elemek fémes jellegének erősödése a Z növekedésével, ez a mintázat különösen szembetűnő a IIIaα-VIIaα alcsoportokban. Az Iaα-IIIaα-alcsoportok fémeinél a kémiai aktivitás növekedése figyelhető meg. A IVaα - VIIaα alcsoportok elemeiben a Z növekedésével az elemek kémiai aktivitásának gyengülése figyelhető meg. A b-alcsoportok elemeinél a kémiai aktivitás változása nehezebb.

A periódusos rendszer elméletét N. Bohr és más tudósok dolgozták ki az 1920-as években. 20. század és egy valós sémán alapul az atomok elektronikus konfigurációinak kialakítására. Ezen elmélet szerint a Z növekedésével a periódusos rendszer periódusaiba tartozó elemek atomjaiban az elektronhéjak és részhéjak feltöltődése a következő sorrendben történik:

Periódusszámok

A periódusos rendszer elmélete alapján a periódusnak a következő definíciója adható meg: a periódus olyan elemek halmaza, amely egy n értékű elemmel kezdődik, amely megegyezik a periódusszámmal és l = 0 (s-elemek ) és egy azonos értékű n és l \u003d 1 elemre végződik (p-elemek). A kivétel az első, csak 1s elemeket tartalmazó időszak. Az elemek száma a periódusokban a periódusos rendszer elméletéből következik: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

A mellékelt színfülön az egyes típusok elemeinek szimbólumai (s-, p-, d- és f-elemek) meghatározott színű háttéren vannak ábrázolva: s-elemek - piroson, p-elemek - narancssárgán, d-elemek - kéken, f -elemek - zölden. Minden cella tartalmazza az elemek sorszámát és atomtömegét, valamint a külső elektronhéjak elektronikai konfigurációit, amelyek alapvetően meghatározzák az elemek kémiai tulajdonságait.

A periódusos rendszer elméletéből következik, hogy az a-alcsoportokba azok az elemek tartoznak, amelyeknek a periódusszáma n, l = 0 és 1. A b-alcsoportokba azok az elemek tartoznak, amelyek atomjaiban a korábban hiányos héjak kiteljesednek. Éppen ezért az első, második és harmadik periódus nem tartalmaz b-alcsoport elemeit.

Az elemek periodikus rendszerének felépítése szorosan összefügg a kémiai elemek atomjainak szerkezetével. Ahogy Z növekszik, a külső elektronhéjak hasonló típusú konfigurációi periodikusan ismétlődnek. Nevezetesen meghatározzák az elemek kémiai viselkedésének főbb jellemzőit. Ezek a tulajdonságok eltérően nyilvánulnak meg az a-alcsoportok elemei (s- és p-elemek), a b-alcsoportok elemei (átmeneti d-elemek) és az f-családok elemei - lantanidok és aktinidák. Különleges esetet képviselnek az első időszak elemei - a hidrogén és a hélium. A hidrogént nagy kémiai aktivitás jellemzi, mivel mindössze 1s elektronja könnyen leszakad. Ugyanakkor a hélium konfigurációja (1s 2) nagyon stabil, ami teljes kémiai inaktivitását okozza.

Az a-alcsoportok elemeinél a külső elektronhéjak meg vannak töltve (a periódusszámmal egyenlő n); ezért ezeknek az elemeknek a tulajdonságai jelentősen megváltoznak a Z növekedésével.. Így a második periódusban a lítium (2s konfiguráció) aktív fém, amely könnyen elveszít egyetlen vegyértékelektront; A berillium (2s 2) szintén fém, de kevésbé aktív, mivel külső elektronjai erősebben kötődnek az atommaghoz. Továbbá a bór (2s 2 p) gyengén kifejezett fémes karakterrel rendelkezik, és a második periódus minden további eleme, amelyben egy 2p alhéj felépítése történik, már nemfémek. A neon (2s 2 p 6) - inert gáz - külső elektronhéjának nyolcelektronos konfigurációja nagyon erős.

A második periódus elemeinek kémiai tulajdonságait az magyarázza, hogy atomjaik arra törekednek, hogy megszerezzék a legközelebbi inert gáz elektronikus konfigurációját (a lítiumtól a szénig terjedő elemek hélium konfigurációját vagy a széntől a fluorig terjedő elemek neonkonfigurációját). Emiatt például az oxigén nem tud magasabb, a csoportszámmal megegyező oxidációs állapotot felmutatni: elvégre további elektronok megszerzésével könnyebben éri el a neonkonfigurációt. A tulajdonságok változásának ugyanaz a természete nyilvánul meg a harmadik periódus elemeiben és az összes következő periódus s- és p-elemeiben. Ugyanakkor a külső elektronok és az atommag közötti kötés erősségének gyengülése a-alcsoportokban Z növekedésével a megfelelő elemek tulajdonságaiban nyilvánul meg. Így az s-elemeknél a kémiai aktivitás észrevehető növekedése a Z növekedésével, a p-elemeknél pedig a fémes tulajdonságok növekedése.

Az átmeneti d-elemek atomjaiban a korábban befejezetlen héjak az n főkvantumszám értékével egészülnek ki, ami eggyel kisebb, mint a periódusszám. Néhány kivételtől eltekintve az átmenetielem-atomok külső elektronhéjainak konfigurációja ns 2 . Ezért minden d-elem fém, ezért a d-elemek tulajdonságaiban bekövetkező változások Z növekedésével nem olyan élesek, mint azt az s- és p-elemeknél láttuk. Magasabb oxidációs állapotokban a d-elemek bizonyos hasonlóságot mutatnak a periódusos rendszer megfelelő csoportjainak p-elemeivel.

A triádok (VIII b-alcsoport) elemei tulajdonságainak sajátosságait az magyarázza, hogy a d-alhéjak már közel állnak a befejezéshez. Ez az oka annak, hogy a vas, a kobalt, a nikkel és a platinafémek általában nem hajlamosak magasabb oxidációs állapotú vegyületekre. Az egyetlen kivétel a ruténium és az ozmium, amelyek RuO 4 és OsO 4 oxidokat adnak. Az Ib- és IIb-alcsoport elemei esetében a d-alhéj valójában teljesnek bizonyul. Ezért a csoportszámmal megegyező oxidációs állapotot mutatnak.

A lantanidok és aktinidák atomjaiban (mindegyik fém) a korábban hiányos elektronhéjak kiteljesedése a periódusszámnál két egységgel kisebb n főkvantumszám értékével történik. Ezen elemek atomjaiban a külső elektronhéj (ns 2) konfigurációja változatlan marad. Ugyanakkor az f-elektronok valójában nem befolyásolják a kémiai tulajdonságokat. Ezért olyan hasonlóak a lantanidok.

Az aktinidák esetében a helyzet sokkal bonyolultabb. A Z = 90 - 95 nukleáris töltések tartományában a 6d és 5f elektronok kémiai kölcsönhatásokban vehetnek részt. Ebből pedig az következik, hogy az aktinidák sokkal szélesebb oxidációs állapotot mutatnak. Például a neptunium, a plutónium és az americium esetében ismertek olyan vegyületek, amelyekben ezek az elemek hét vegyértékű állapotban hatnak. Csak a kúriumból kiinduló elemeknél (Z = 96) válik stabillá a háromértékű állapot. Így az aktinidák tulajdonságai jelentősen eltérnek a lantanidakétól, ezért mindkét család nem tekinthető hasonlónak.

Az aktinidák családja egy Z = 103 elemmel végződik (lawrencium). A kurchatovium (Z = 104) és a nilsbórium (Z = 105) kémiai tulajdonságainak értékelése azt mutatja, hogy ezeknek az elemeknek a hafnium és a tantál analógjainak kell lenniük. Ezért a tudósok úgy vélik, hogy az atomokban lévő aktinidák családja után megkezdődik a 6d alhéj szisztematikus feltöltése.

A periódusos rendszer által lefedett elemek véges száma ismeretlen. Felső határának problémája talán a periodikus rendszer fő rejtvénye. A természetben található legnehezebb elem a plutónium (Z = 94). A mesterséges magfúzió elért határa egy 118-as sorozatszámú elem. A kérdés továbbra is fennáll: sikerül-e magasabb sorozatszámú elemeket beszerezni, mit és hányat? Erre még nem lehet teljes bizonyossággal válaszolni.

Az elektronikus számítógépeken végzett legbonyolultabb számítások segítségével a tudósok megpróbálták meghatározni az atomok szerkezetét és értékelni az ilyen "szuperelemek" legfontosabb tulajdonságait, egészen hatalmas sorozatszámokig (Z = 172, sőt Z = 184). A kapott eredmények meglehetősen váratlanok voltak. Például egy Z = 121 elem atomjában egy 8p elektron megjelenését feltételezzük; ez azután történik, hogy a 85-ös alhéj kialakulása befejeződött a Z = 119 és 120 atomokban. De a p-elektronok megjelenése az s-elektronok után csak a második és harmadik periódus elemeinek atomjaiban figyelhető meg. A számítások azt is mutatják, hogy a hipotetikus nyolcadik periódus elemeiben az atomok elektronhéjainak és részhéjainak kitöltése igen összetett és sajátos sorrendben történik. Ezért a megfelelő elemek tulajdonságainak értékelése nagyon nehéz feladat. Úgy tűnik, hogy a nyolcadik periódusnak 50 elemet kell tartalmaznia (Z = 119-168), de a számítások szerint a Z = 164 elemnél kell véget érnie, azaz 4 sorszámmal korábban. Az "egzotikus" kilencedik periódusnak pedig, mint kiderült, 8 elemből kell állnia. Íme az "elektronikus" rekordja: 9s 2 8p 4 9p 2 . Más szóval, csak 8 elemet tartalmazna, mint a második és harmadik periódus.

Nehéz megmondani, hogy a számítógép segítségével végzett számítások mennyiben felelnének meg az igazságnak. Ha azonban beigazolódnának, akkor a periodikus elemrendszer és annak szerkezete mögött meghúzódó mintázatokat komolyan felül kell vizsgálni.

A periodikus rendszer óriási szerepet játszott és játszik a természettudomány különböző területeinek fejlődésében. Ez volt az atom- és molekuláris tudomány legfontosabb vívmánya, amely hozzájárult a "kémiai elem" modern fogalmának megjelenéséhez és az egyszerű anyagok és vegyületek fogalmának finomításához.

A periódusos rendszer által feltárt minták jelentős hatással voltak az atomok szerkezeti elméletének fejlődésére, az izotópok felfedezésére, valamint a nukleáris periodicitásra vonatkozó elképzelések megjelenésére. A kémia előrejelzési problémájának szigorúan tudományos megfogalmazása a periódusos rendszerhez kapcsolódik. Ez az ismeretlen elemek létezésének és tulajdonságainak előrejelzésében, valamint a már felfedezett elemek kémiai viselkedésének új jellemzőiben nyilvánult meg. Napjainkban a periódusos rendszer a kémia alapja, elsősorban szervetlen, jelentősen segítve az előre meghatározott tulajdonságokkal rendelkező anyagok kémiai szintézisének, új félvezető anyagok kifejlesztésének, a különböző kémiai folyamatokhoz szükséges specifikus katalizátorok kiválasztásának problémáinak megoldását, stb. Végül a periódusos rendszer alapozza meg a kémia tanítását.

Az atom összetétele.

Egy atom abból áll atommagés elektronhéj.

Az atommag protonokból áll ( p+) és neutronok ( n 0). A legtöbb hidrogénatom egyetlen protonmaggal rendelkezik.

A protonok száma N(p+) egyenlő a nukleáris töltéssel ( Z) és az elem sorszáma a természetes elemsorokban (és a periodikus elemrendszerben).

N(p +) = Z

A neutronok számának összege N(n 0), egyszerűen betűvel jelölve N, és a protonok száma Z hívott tömegszámés betűvel van jelölve DE.

A = Z + N

Az atom elektronhéja az atommag körül mozgó elektronokból áll ( e -).

Elektronok száma N(e-) a semleges atom elektronhéjában egyenlő a protonok számával Z Magjában.

A proton tömege megközelítőleg megegyezik a neutron tömegével és 1840-szerese az elektron tömegével, tehát az atom tömege gyakorlatilag megegyezik az atommag tömegével.

Az atom alakja gömb alakú. Az atommag sugara körülbelül 100 000-szer kisebb, mint az atom sugara.

Kémiai elem- azonos magtöltésű (azonos számú protonnal az atommagban) atomok típusa (atomhalmaz).

Izotóp- egy elem atomjainak halmaza, amelyekben az atommagban azonos számú neutron található (vagy egy olyan atomtípus, amelynek az atommagban azonos számú protonja és ugyanannyi neutronja van).

A különböző izotópok az atommagjukban lévő neutronok számában különböznek egymástól.

Egyetlen atom vagy izotóp megnevezése: (E - elem szimbólum), például: .

Az atom elektronhéjának szerkezete

atompálya az elektron állapota egy atomban. Orbitális szimbólum - . Minden pálya egy elektronfelhőnek felel meg.

Az alap (gerjesztetlen) állapotú valós atomok pályáinak négy típusa van: s, p, dés f.

elektronikus felhő- a tér azon része, amelyben egy elektron 90 (vagy több) százalékos valószínűséggel megtalálható.

jegyzet: néha nem különböztetik meg az "atomi pálya" és az "elektronfelhő" fogalmát, mindkettőt "atomi pályának" nevezik.

Az atom elektronhéja réteges. Elektronikus réteg azonos méretű elektronfelhők alkotják. Egyrétegű pályák alakulnak ki elektronikus ("energia") szint, energiájuk a hidrogénatomnál azonos, de más atomoknál eltérő.

Az azonos szintű pályákat csoportosítják elektronikus (energia) alszintek:
s- alszint (egyből áll s-pályák), szimbólum - .
p alszint (háromból áll p
d alszint (ötből áll d-pályák), szimbólum - .
f alszint (hétből áll f-pályák), szimbólum - .

Az azonos alszint pályáinak energiái azonosak.

Alszintek kijelölésekor a réteg (elektronikus szint) száma hozzáadódik az alszint szimbólumhoz, például: 2 s, 3p, 5d eszközök s- a második szint alszintje, p- a harmadik szint alszintje, d- az ötödik szint alszintje.

Az egy szinten lévő alszintek teljes száma megegyezik a szintszámmal n. Az egy szinten lévő pályák teljes száma a n 2. Ennek megfelelően az egy rétegben lévő felhők teljes száma is n 2 .

Megnevezések: - szabad pálya (elektronok nélkül), - pálya párosítatlan elektronnal, - pálya elektronpárral (két elektronnal).

Azt, hogy az elektronok milyen sorrendben töltik ki az atom pályáit, három természettörvény határozza meg (a megfogalmazásokat leegyszerűsítve adjuk meg):

1. A legkisebb energia elve - az elektronok töltik ki a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében.

2. Pauli-elv – egy pályán nem lehet kettőnél több elektron.

3. Hund szabálya - az alszinten belül az elektronok először szabad pályákat töltenek meg (egyenként), majd csak ezután alkotnak elektronpárokat.

Az elektronszintben (vagy az elektronikus rétegben) lévő elektronok teljes száma 2 n 2 .

Az alszintek energia szerinti megoszlását a következőképpen fejezzük ki (az energia növekedésének sorrendjében):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Vizuálisan ezt a sorrendet az energiadiagram fejezi ki:

Egy atom elektronjainak szintek, alszintek és pályák szerinti megoszlása ​​(az atom elektronkonfigurációja) ábrázolható elektronikus képletként, energiadiagramként, vagy egyszerűbben az elektronikus rétegek diagramjaként ("elektronikus diagram") .

Példák az atomok elektronszerkezetére:

vegyérték elektronok- egy atom elektronjai, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Bármely atom esetében ezek az összes külső elektronok plusz azok a külső elektronok előtti elektronok, amelyek energiája nagyobb, mint a külső elektronoké. Például: A Ca atomnak 4 külső elektronja van s 2, ezek is vegyértékek; a Fe atomnak külső elektronjai vannak - 4 s 2 de neki 3 van d 6, ezért a vasatomnak 8 vegyértékelektronja van. A kalcium atom vegyértékelektronikus képlete 4 s 2, vasatom pedig 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere
(kémiai elemek természetes rendszere)

A kémiai elemek periodikus törvénye(modern megfogalmazás): a kémiai elemek, valamint az általuk képződött egyszerű és összetett anyagok tulajdonságai periodikusan függenek az atommagokból származó töltés értékétől.

Periodikus rendszer- a periodikus törvény grafikus kifejezése.

A kémiai elemek természetes köre- számos kémiai elem, amelyek aszerint vannak elrendezve, hogy az atommagjukban növekszik a protonok száma, vagy ami ugyanaz, az atommagok töltéseinek növekedése szerint. Egy elem sorozatszáma ebben a sorozatban megegyezik az elem bármely atomjának magjában lévő protonok számával.

A kémiai elemek táblázata a kémiai elemek természetes sorozatának „bevágásával” készül időszakokban(a táblázat vízszintes sorai) és csoportosításai (a táblázat függőleges oszlopai) az atomok hasonló elektronszerkezetű elemei.

Attól függően, hogy az elemek hogyan vannak csoportosítva, egy táblázat lehet hosszú időszak(az azonos számú és típusú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük) ill rövid időszak(az azonos számú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük).

A rövid periódusos táblázat csoportjait alcsoportokra osztjuk ( fő-és mellékhatások), egybeesik a hosszú periódusú táblázat csoportjaival.

Az azonos periódusú elemek minden atomjának ugyanannyi elektronrétege van, ami megegyezik a periódus számával.

Az elemek száma a periódusokban: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A nyolcadik periódus elemeinek többségét mesterségesen kaptuk, ennek az időszaknak az utolsó elemeit még nem szintetizálták. Az első kivételével minden periódus alkálifémképző elemmel (Li, Na, K stb.) kezdődik és nemesgázképző elemmel (He, Ne, Ar, Kr stb.) végződik.

A rövid periódusos táblázatban - nyolc csoport, amelyek mindegyike két alcsoportra (fő és másodlagos) van osztva, a hosszú periódusos táblázatban - tizenhat csoport, amelyek római számmal vannak számozva A vagy B betűkkel, például: IA, IIIB, VIA, VIIB. A hosszú periódusú táblázat IA csoportja a rövid periódusos tábla első csoportjának fő alcsoportja; VIIB csoport - a hetedik csoport másodlagos alcsoportja: a többi - hasonlóan.

A kémiai elemek jellemzői természetesen csoportonként és periódusonként változnak.

Időszakban (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• a külső elektronok száma nő,
• az atomok sugara csökken,
• nő az elektronok kötési erőssége az atommaggal (ionizációs energia),
• az elektronegativitás nő.
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai javulnak ("nem fémesség"),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai ("fémesség") gyengülnek,
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok alapvető karakterét,
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellege megnő.

Csoportosan (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• az atomok sugara nő (csak az A-csoportokban),
• csökken az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia; csak az A-csoportokban),
• az elektronegativitás csökken (csak az A-csoportokban),
• gyengítik az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságait ("nem fémesség"; csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai javulnak ("fémesség"; csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok bázikus karaktere nő (csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas természete gyengül (csak az A-csoportokban),
• a hidrogénvegyületek stabilitása csökken (redukáló aktivitásuk nő; csak az A-csoportokban).

Feladatok és tesztek a "9. témakörben. "Az atom szerkezete. D. I. Mengyelejev (PSCE) periodikus törvénye és kémiai elemeinek periodikus rendszere."

• Periodikus törvény - Az atomok periodikus törvénye és szerkezete 8–9
  Tudnia kell: a pályák elektronokkal való feltöltésének törvényeit (a legkisebb energia elve, Pauli-elv, Hund-szabály), az elemek periodikus rendszerének felépítését.

  Képesnek kell lennie: meghatározni egy atom összetételét egy elem helyzete alapján a periódusos rendszerben, és fordítva, megtalálni egy elemet a periódusos rendszerben annak összetételének ismeretében; ábrázolja a szerkezeti diagramot, egy atom, ion elektronikus konfigurációját, és fordítva, a diagramból és az elektronikus konfigurációból határozza meg egy kémiai elem helyzetét a PSCE-ben; jellemezze az elemet és az általa alkotott anyagokat a PSCE-ben elfoglalt helye szerint; meghatározza az atomok sugarának változásait, a kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságait egy perióduson és a periódusrendszer egy fő alcsoportján belül.

  1. példa Határozza meg a pályák számát a harmadik elektronikus szinten! Mik ezek a pályák?
  A pályák számának meghatározásához a képletet használjuk N pályák = n 2, hol n- szintszám. N pályák = 3 2 = 9. Egy 3 s-, három 3 p- és öt 3 d-pályák.

  2. példa Határozzuk meg, hogy melyik elem atomja rendelkezik az 1-es elektronképlettel! s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Annak meghatározásához, hogy melyik elemről van szó, meg kell találnia a sorozatszámát, amely megegyezik az atomban lévő elektronok teljes számával. Ebben az esetben: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ez alumínium.

  Miután meggyőződött arról, hogy mindent megtanult, amire szüksége van, folytassa a feladatokkal. Sok sikert kívánunk.

  
  Ajánlott irodalom:
  • O. S. Gabrielyan és mások Kémia, 11. osztály. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kémia 11 sejt. M., Oktatás, 2001.

A kémiai elemek időszakos rendszere. Periodikus kémiai rendszer. el tov KÉMIAI ELEMEK IDŐSZAKOS TÁBLÁZATA, a kémiai elemek természetes osztályozása, amely a periódusos törvény táblázatos kifejezése. Modern…… Illusztrált enciklopédikus szótár

KÉMIAI ELEMEK IDŐSZAKOS TÁBLÁZATA- D. I. Mengyelejev készítette, és x helyéből áll. e. atomtömegük szerint szigorúan meghatározott sorrendben; x tulajdonságok. e. szoros kapcsolatban állnak a helyükkel a p. s.-ben, és a helyes helyükkel az utolsó x-ben. e. lehetővé tette... Orosz nyelv idegen szavak szótára

kémiai elemek periódusos rendszere- a kémiai elemek természetes rendszere, amelyet D. I. Mengyelejev dolgozott ki az általa felfedezett periodikus törvény alapján (1869). Ennek a törvénynek a modern megfogalmazása így hangzik: az elemek tulajdonságai periodikusan függenek a töltéstől ... ... enciklopédikus szótár

KÉMIAI ELEMEK IDŐSZAKOS TÁBLÁZATA- természet. kémiai rendszer. elemeket D. I. Mengyelejev dolgozta ki az általa felfedezett folyóiratok alapján (1869). törvény. Modern ennek a törvénynek a megfogalmazása így hangzik: az elemek tulajdonságai a periodikusban vannak. atommagjuk töltésétől függően. Töltés……

KÉMIAI ELEMEK IDŐSZAKOS TÁBLÁZATA- egy megrendelt vegyszerkészlet. elemek, természetük. osztályozás, amely Mengyelejev periodikus törvényének táblázatos kifejezése. A folyóirat prototípusa kémiai rendszerek. elemek (P. s.) táblázatként szolgáltak Egy elemrendszer tapasztalata azok ... ... Kémiai Enciklopédia

KÉMIAI ELEMEK IDŐSZAKOS TÁBLÁZATA- A relatív tömegeket az 1995-ös Nemzetközi Táblázat szerint adjuk meg (a pontosság az utolsó számjegynél van feltüntetve). Stabil nuklidokkal nem rendelkező elemeknél (a földkéregben gyakori Th, Pa és U kivételével), szögletes zárójelben ... ... Természettudomány. enciklopédikus szótár

A kémiai elemek periodikus törvénye

A kémiai elemek periódusos rendszere- A kémiai elemek periódusos rendszere (Mengyelejev táblázata) a kémiai elemek osztályozása, amely megállapítja az elemek különféle tulajdonságainak függőségét az atommag töltésétől. A rendszer a periodikus törvény grafikus kifejezése, ... ... Wikipédia

A kémiai elemek időszakos rendszere- kémiai elemek rendszere, amelyet D. I. Mengyelejev orosz tudós (1834, 1907) dolgozott ki az általa (1869) felfedezett periodikus törvény alapján. Ennek a törvénynek a modern megfogalmazása így hangzik: az elemek tulajdonságai a periodikus ... ... A modern természettudomány fogalmai. Alapfogalmak szószedete

AZ ELEMEK IDŐSZAKOS TÁBLÁZATA- AZ ELEMEK IDŐSZAKOS RENDSZERE, periódusos törvény. Régóta próbálják megállapítani az elemek tulajdonságainak atomsúlyuktól való függőségét: Dobereiner (Dobereiner, 1817) hasonló elemek hármasait mutatta be, az atomsúlyok között ... ... Nagy Orvosi Enciklopédia

Könyvek

• Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszere,. D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere. Fali kiadás. (Az új elemeket is beleértve). Mérete 69, 6 x 91 cm Anyaga: bevonatos ... Vásárlás 339 rubelért
• D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere. Oldhatósági táblázat,. D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere és referenciatáblázatai a kémiában ... Vásárlás 44 rubelért
• D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere. Savak, bázisok és sók oldhatósága vízben. Fali asztal (kétoldalas, laminált) , . D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere. + Savak, bázisok és sók vízben való oldhatóságának táblázata…