Tabelul periodic al chimiei. Sistemul periodic D

D. I. Mendeleev a ajuns la concluzia că proprietățile lor trebuie să se datoreze unor caracteristici comune fundamentale. El a ales masa atomică a elementului ca o caracteristică fundamentală pentru un element chimic și a formulat pe scurt legea periodică (1869):

Proprietățile elementelor, precum și proprietățile corpurilor simple și complexe formate de acestea, sunt într-o dependență periodică de valorile greutăților atomice ale elementelor.

Meritul lui Mendeleev constă în faptul că a înțeles dependența manifestată ca o lege obiectivă a naturii, ceea ce predecesorii săi nu au putut să o facă. D. I. Mendeleev credea că compoziția compușilor, proprietățile lor chimice, punctele de fierbere și de topire, structura cristalelor și altele asemenea sunt într-o dependență periodică de masa atomică. O înțelegere profundă a esenței dependenței periodice i-a oferit lui Mendeleev oportunitatea de a trage câteva concluzii și presupuneri importante.

Tabelul periodic modern

În primul rând, dintre cele 63 de elemente cunoscute la acea vreme, Mendeleev a schimbat masele atomice a aproape 20 de elemente (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). În al doilea rând, a prezis existența a aproximativ 20 de elemente noi și le-a lăsat un loc în tabelul periodic. Trei dintre ele, și anume ecabor, ecaaluminiu și ecasiliciu, au fost descrise suficient de detaliat și cu o acuratețe surprinzătoare. Acest lucru a fost confirmat triumfător în următorii cincisprezece ani, când au fost descoperite elementele Galiu (ecaaluminiu), scandiu (ecabor) și germaniu (ecasiliciu).

Legea periodică este una dintre legile fundamentale ale naturii. Impactul său asupra dezvoltării viziunii științifice asupra lumii poate fi comparat doar cu legea conservării masei și energiei sau cu teoria cuantică. În vremea lui D. I. Mendeleev, legea periodică a devenit baza chimiei. Descoperiri ulterioare ale structurii și fenomenului de izotopie au arătat că principala caracteristică cantitativă a unui element nu este masa atomică, ci sarcina nucleului (Z). În 1913, Moseley și Rutherford au introdus conceptul de „număr atomic al unui element”, au numerotat toate simbolurile din sistemul periodic și au arătat că baza clasificării elementelor este numărul ordinal al unui element, egal cu sarcina nucleele atomilor lor.

Această afirmație este acum cunoscută sub numele de legea lui Moseley.

Prin urmare, definiția modernă a legii periodice este formulată după cum urmează:

Proprietățile substanțelor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de valoarea sarcinii nucleelor ​​lor atomice (sau de numărul ordinal al elementului din sistemul periodic).

Structurile electronice ale atomilor elementelor arată clar că, odată cu creșterea sarcinii nucleului, are loc o repetare periodică regulată a structurilor electronice și, prin urmare, repetarea proprietăților elementelor. Acest lucru se reflectă în tabelul periodic al elementelor, pentru care au fost propuse câteva sute de variante. Cel mai adesea se folosesc două forme de tabele - abreviate și extinse - care conțin toate elementele cunoscute și au locuri libere pentru cele încă nedeschise.

Fiecare element ocupă o anumită celulă din tabelul periodic, care indică simbolul și numele elementului, numărul său de serie, masa atomică relativă, iar pentru elementele radioactive, numărul de masă al celui mai stabil sau disponibil izotop este dat între paranteze drepte. Alte informații de referință sunt adesea date în tabelele moderne: densitatea, punctele de fierbere și de topire ale substanțelor simple etc.

Perioadele

Principalele unități structurale ale sistemului periodic sunt perioadele și grupurile - agregate naturale în care elementele chimice sunt împărțite în funcție de structurile electronice.

O perioadă este un rând orizontal succesiv de elemente în a căror atomi electroni umplu același număr de niveluri de energie.

Numărul perioadei coincide cu numărul nivelului cuantic exterior. De exemplu, elementul calciu (4s 2) se află în perioada a patra, adică atomul său are patru niveluri de energie, iar electronii de valență se află în al patrulea nivel exterior. Diferența în secvența de umplere atât a straturilor de electroni exterioare, cât și a celor mai apropiate de nucleu explică motivul diferitelor lungimi ale perioadelor.

În atomii elementelor s și p se construiește un nivel extern, în elementele d - al doilea nivel de energie în exterior, iar în elementele f - al treilea nivel de energie în exterior.

Prin urmare, diferența de proprietăți se manifestă cel mai clar în elementele s sau p învecinate. În elementele d- și în special f- din aceeași perioadă, diferența de proprietăți este mai puțin semnificativă.

După cum sa menționat deja, pe baza numărului de subnivel de energie construit de electroni, elementele sunt combinate în familii electronice. De exemplu, în perioadele IV-VI există familii care conțin câte zece d-elemente: familia 3d (Sc-Zn), familia 4d (Y-Cd), familia 5d (La, Hf-Hg). În perioadele a șasea și a șaptea, câte paisprezece elemente alcătuiesc familiile f: familia 4f (Ce-Lu), care se numește lantanidă, și familia 5f (Th-Lr) - actinida. Aceste familii sunt plasate sub tabelul periodic.

Primele trei perioade sunt numite perioade mici sau tipice, deoarece proprietățile elementelor acestor perioade sunt baza pentru distribuirea tuturor celorlalte elemente în opt grupuri. Toate celelalte perioade, inclusiv a șaptea, incompletă, sunt numite perioade mari.

Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) și se termină, cu excepția celor șaptele, elemente incomplete, inerte (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). ). Metalele alcaline au aceeași configurație electronică externă n s 1 , unde n- numărul perioadei. Elementele inerte, cu excepția heliului (1s 2), au aceeași structură a stratului electronic exterior: n s2 n p 6 , adică omologii electronici.

Regularitatea luată în considerare face posibilă ajungerea la concluzia:

Repetarea periodică a acelorași configurații electronice ale stratului de electroni exterior este motivul asemănării proprietăților fizice și chimice ale elementelor analoge, deoarece electronii exteriori ai atomilor sunt cei care determină în principal proprietățile acestora.

În perioade tipice mici, cu creșterea numărului de serie, se observă o scădere treptată a proprietăților metalice și o creștere a proprietăților nemetalice, deoarece numărul de electroni de valență la nivelul energiei externe crește. De exemplu, atomii tuturor elementelor din a treia perioadă au trei straturi de electroni. Structura celor două straturi interioare este aceeași pentru toate elementele perioadei a treia (1s 2 2s 2 2p 6), în timp ce structura stratului exterior, al treilea, este diferită. În trecerea de la fiecare element anterior la fiecare element ulterior, sarcina nucleului atomic crește cu unul și, în consecință, crește numărul de electroni externi. Ca urmare, atracția lor față de nucleu crește, iar raza atomului scade. Aceasta duce la o slăbire a proprietăților metalice și la creșterea celor nemetalice.

A treia perioadă începe cu un sodiu metalic foarte activ (11 Na - 3s 1), urmat de un magneziu ceva mai puțin activ (12 Mg - 3s 2). Ambele metale aparțin familiei 3s. Primul element p al celei de-a treia perioade, aluminiul (13 Al - 3s 2 3p 1), a cărui activitate metalică este mai mică decât cea a magneziului, are proprietăți amfotere, adică se poate comporta ca un nemetal în reacții chimice. . Urmează nemetale siliciu (14 Si - 3s 2 3p 2), fosfor (15 P - 3s 2 3p 3), sulf (16 S - 3s 2 3p 4), clor (17 Cl - 3s 2 3p 5) . Proprietățile lor nemetalice cresc de la Si la Cl, care este un nemetal activ. Perioada se încheie cu elementul inert argon (18 Ar - 3s 2 3p 6).

Într-o perioadă, proprietățile elementelor se schimbă treptat, iar în timpul tranziției de la perioada anterioară la următoarea, se observă o schimbare bruscă a proprietăților, deoarece începe construirea unui nou nivel de energie.

Modificarea treptată a proprietăților este tipică nu numai pentru substanțele simple, ci și pentru compușii complecși, așa cum se arată în tabelul 1.

Tabelul 1 - Câteva proprietăți ale elementelor perioadei a treia și compușii acestora

Pe perioade lungi, proprietățile metalice slăbesc mai lent. Acest lucru se datorează faptului că, începând din a patra perioadă, apar zece elemente d de tranziție, în care nu se construiește subnivelul d exterior, ci al doilea subnivel exterior, iar pe stratul exterior de elemente d există unul. sau doi electroni s, care determină într-o oarecare măsură proprietățile acestor elemente. Astfel, pentru elementele d, modelul devine ceva mai complicat. De exemplu, în a cincea perioadă, proprietățile metalice scad treptat de la Rb alcalin, atingând o rezistență minimă în metalele din familia platinei (Ru, Rh, Pd).

Totuși, după Ag de argint inactiv se plasează Cd de cadmiu, în care se observă o creștere bruscă a proprietăților metalice. În plus, odată cu creșterea numărului ordinal al elementului, apar proprietățile nemetalice și cresc treptat până la iodul tipic nemetalic. Această perioadă se încheie, ca toate precedentele, cu un gaz inert. Schimbarea periodică a proprietăților elementelor în perioade mari face posibilă împărțirea lor în două serii, în care a doua parte a perioadei o repetă pe prima.

Grupuri

Coloane verticale de elemente din tabelul periodic - grupurile constau din subgrupe: principale și secundare, acestea sunt uneori notate cu literele A și, respectiv, B.

Subgrupurile principale includ elementele s și p, iar subgrupurile secundare includ elementele d și f ale perioadelor mari.

Subgrupul principal este o colecție de elemente care este plasată vertical în tabelul periodic și are aceeași configurație a stratului exterior de electroni în atomi.

După cum rezultă din definiția de mai sus, poziția unui element în subgrupul principal este determinată de numărul total de electroni (s- și p-) ai nivelului de energie externă, egal cu numărul grupului. De exemplu, sulf (S - 3s 2 3p 4 ), al cărui atom conține șase electroni la nivelul exterior, aparține subgrupului principal al celui de-al șaselea grup, argonul (Ar - 3s). 2 3p 6 ) - la subgrupul principal al celui de-al optulea grup și stronțiu (Sr - 5s 2 ) - la subgrupul IIA.

Elementele unui subgrup sunt caracterizate prin proprietăți chimice similare. Ca exemplu, luați în considerare elementele subgrupurilor ІА și VІІА (Tabelul 2). Odată cu creșterea sarcinii nucleului, numărul de straturi de electroni și raza atomului cresc, dar numărul de electroni la nivelul energiei externe rămâne constant: pentru metale alcaline (subgrupa IA) - unul și pentru halogeni ( subgrupa VIIA) - șapte. Deoarece electronii exteriori sunt cei care afectează cel mai semnificativ proprietățile chimice, este clar că fiecare dintre grupurile considerate de elemente analoge are proprietăți similare.

Dar în cadrul aceluiași subgrup, împreună cu similitudinea proprietăților, se observă unele schimbări. Deci, elementele subgrupului ІА sunt toate, cu excepția H, metale active. Dar odată cu creșterea razei atomului și a numărului de straturi de electroni care protejează influența nucleului asupra electronilor de valență, proprietățile metalice cresc. Prin urmare, Fr este un metal mai activ decât Cs, iar Cs este mai activ decât R etc. Și în subgrupa VIIA, din același motiv, proprietățile nemetalice ale elementelor sunt slăbite odată cu creșterea numărului de serie. Prin urmare, F este un nemetal mai activ decât Cl, iar Cl este un nemetal mai activ decât Br și așa mai departe.

Tabelul 2 - Unele caracteristici ale elementelor subgrupurilor ІА și VІІА

Un subgrup lateral este o colecție de elemente care sunt plasate vertical în tabelul periodic și au același număr de electroni de valență datorită formării subnivelurilor exterioare s- și a celui de-al doilea exterior d-energie.

Toate elementele subgrupurilor secundare aparțin familiei d. Aceste elemente sunt uneori numite metale de tranziție. În subgrupurile laterale, proprietățile se schimbă mai lent, deoarece în atomii elementelor d, electronii formează al doilea nivel de energie din exterior și doar unul sau doi electroni sunt localizați la nivel extern.

Poziția primelor cinci elemente d (subgrupele IIIB-VIIB) ale fiecărei perioade poate fi determinată folosind suma electronilor s externi și electronilor d ai celui de-al doilea nivel exterior. De exemplu, din formula electronică a scandiului (Sc - 4s 2 3d 1 ) se poate observa că se află într-un subgrup lateral (deoarece este un element d) al celui de-al treilea grup (deoarece suma electronilor de valență este de trei), și mangan (Mn - 4s). 2 3d 5 ) este plasat în subgrupa secundară a grupei a șaptea.

Poziția ultimelor două elemente ale fiecărei perioade (subgrupele IB și IIB) poate fi determinată de numărul de electroni la nivelul exterior, deoarece în atomii acestor elemente nivelul anterior este complet completat. De exemplu Ag(5s 1 5d 10) este plasat într-un subgrup secundar al primului grup, Zn (4s 2 3d 10) - în subgrupul secundar al celui de-al doilea grup.

Triadele Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd și Os-Ir-Pt sunt situate în subgrupul secundar al celui de-al optulea grup. Aceste triade formează două familii: fier și platinoide. Pe lângă aceste familii, familia lantanidelor (paisprezece elemente 4f) și familia actinidelor (paisprezece elemente 5f) se disting separat. Aceste familii aparțin unui subgrup secundar al celui de-al treilea grup.

O creștere a proprietăților metalice ale elementelor din subgrupe de sus în jos, precum și o scădere a acestor proprietăți într-o perioadă de la stânga la dreapta, provoacă apariția unui model diagonal în sistemul periodic. Astfel, Be este foarte asemănător cu Al, B este similar cu Si, Ti este foarte asemănător cu Nb. Acest lucru se manifestă în mod clar prin faptul că în natură aceste elemente formează minerale similare. De exemplu, în natură, Te apare întotdeauna cu Nb, formând minerale - oniobați de titan.

În natură, există o mulțime de secvențe care se repetă:

• anotimpuri;
• Partea zilei;
• zilele săptămânii…

La mijlocul secolului al XIX-lea, D.I. Mendeleev a observat că proprietățile chimice ale elementelor au și o anumită secvență (se spune că această idee i-a venit în vis). Rezultatul viselor miraculoase ale omului de știință a fost Tabelul periodic al elementelor chimice, în care D.I. Mendeleev a aranjat elementele chimice în ordinea creșterii masei atomice. În tabelul modern, elementele chimice sunt aranjate în ordinea crescătoare a numărului atomic al elementului (numărul de protoni din nucleul unui atom).

Numărul atomic este afișat deasupra simbolului unui element chimic, sub simbol este masa atomică a acestuia (suma protonilor și neutronilor). Rețineți că masa atomică a unor elemente nu este un număr întreg! Amintiți-vă de izotopi! Masa atomică este media ponderată a tuturor izotopilor unui element care apar în mod natural în condiții naturale.

Sub tabel sunt lantanidele și actinidele.

Metale, nemetale, metaloizi

Ele sunt situate în Tabelul Periodic în stânga liniei diagonale în trepte care începe cu Bor (B) și se termină cu poloniu (Po) (excepțiile sunt germaniul (Ge) și antimoniul (Sb). Este ușor de observat că metalele ocupă cea mai mare parte a Tabelului periodic Principalele proprietăți ale metalelor: solide (cu excepția mercurului); strălucitoare; buni conductori electrici și termici; ductile; maleabile; donează cu ușurință electroni.

Elementele din dreapta diagonalei trepte B-Po sunt numite nemetale. Proprietățile nemetalelor sunt direct opuse proprietăților metalelor: conductoare slabe de căldură și electricitate; fragil; nefalsificat; non-plastic; acceptă de obicei electroni.

Metaloizi

Între metale și nemetale sunt semimetale(metaloizi). Ele sunt caracterizate prin proprietățile atât ale metalelor, cât și ale nemetalelor. Semimetalele și-au găsit principala lor aplicație industrială în producția de semiconductori, fără de care niciun microcircuit sau microprocesor modern nu este de neconceput.

Perioade și grupuri

După cum am menționat mai sus, tabelul periodic este format din șapte perioade. În fiecare perioadă, numerele atomice ale elementelor cresc de la stânga la dreapta.

Proprietățile elementelor în perioade se modifică succesiv: sodiu (Na) și magneziu (Mg), care se află la începutul celei de-a treia perioade, renunță la electroni (Na cedează un electron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg cedează doi electroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Dar clorul (Cl), situat la sfârșitul perioadei, ia un element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

În grupuri, dimpotrivă, toate elementele au aceleași proprietăți. De exemplu, în grupul IA(1), toate elementele de la litiu (Li) la franciu (Fr) donează un electron. Și toate elementele grupului VIIA(17) au un singur element.

Unele grupuri sunt atât de importante încât li s-au dat nume speciale. Aceste grupuri sunt discutate mai jos.

Grupa IA(1). Atomii elementelor acestui grup au un singur electron în stratul exterior de electroni, deci donează cu ușurință un electron.

Cele mai importante metale alcaline sunt sodiul (Na) și potasiul (K), deoarece joacă un rol important în procesul vieții umane și fac parte din săruri.

Configuratii electronice:

• Li- 1s 2 2s 1 ;
• N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Grupa IIA(2). Atomii elementelor acestui grup au doi electroni în stratul exterior de electroni, care renunță și ei în timpul reacțiilor chimice. Cel mai important element este calciul (Ca) - baza oaselor și dinților.

Configuratii electronice:

• Fi- 1s 2 2s 2 ;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Grupa VIIA(17). Atomii elementelor acestui grup primesc de obicei câte un electron, deoarece. pe stratul electronic exterior există cinci elemente fiecare, iar un electron lipsește din „setul complet”.

Cele mai cunoscute elemente din acest grup sunt: ​​clorul (Cl) - face parte din sare și înălbitor; iodul (I) este un element care joacă un rol important în activitatea glandei tiroide umane.

Configuratie electronica:

• 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

Grupa VIII(18). Atomii elementelor acestui grup au un strat exterior de electroni complet „încărcat”. Prin urmare, ei „nu au nevoie” să accepte electroni. Și nu vor să le dea departe. Prin urmare, elementele acestui grup sunt foarte „reticente” în a intra în reacții chimice. Multă vreme s-a crezut că nu reacționează deloc (de unde și numele „inert”, adică „inactiv”). Dar chimistul Neil Barlett a descoperit că unele dintre aceste gaze, în anumite condiții, mai pot reacționa cu alte elemente.

Configuratii electronice:

• 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

Elemente de valență în grupuri

Este ușor de observat că în cadrul fiecărui grup, elementele sunt similare între ele în electronii lor de valență (electronii orbitalilor s și p situati la nivelul energetic exterior).

Metalele alcaline au câte 1 electron de valență:

• Li- 1s 2 2s 1 ;
• N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Metalele alcalino-pământoase au 2 electroni de valență:

• Fi- 1s 2 2s 2 ;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogenii au 7 electroni de valență:

• 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

Gazele inerte au 8 electroni de valență:

• 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

Pentru mai multe informații, consultați articolul Valency și Tabelul configurațiilor electronice ale atomilor elementelor chimice pe perioade.

Să ne îndreptăm acum atenția asupra elementelor situate în grupuri cu simboluri LA. Ele sunt situate în centrul tabelului periodic și sunt numite metale de tranziție.

O caracteristică distinctivă a acestor elemente este prezența electronilor în atomii care se umplu d-orbitali:

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

Separate de masa principală sunt situate lantanideși actinide sunt așa-zișii metale de tranziție interne. În atomii acestor elemente, electronii se umplu orbitali f:

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 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

Sistemul periodic al elementelor chimice este o clasificare naturală a elementelor chimice, care este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice a elementelor chimice. Structura sa, asemănătoare în multe privințe cu cea modernă, a fost dezvoltată de D. I. Mendeleev pe baza legii periodice în 1869-1871.

Prototipul sistemului periodic a fost „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și pe afinitatea lor chimică”, compilat de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869. Timp de doi ani, omul de știință a îmbunătățit continuu „Experiența sistemului” , a introdus ideea elementelor de grupuri, serii și perioade. Ca urmare, structura sistemului periodic a dobândit în multe privințe contururi moderne.

Important pentru evoluția sa a fost conceptul locului unui element în sistem, determinat de numerele grupului și ale perioadei. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că este necesară modificarea maselor atomice ale unor elemente: uraniu, indiu, ceriu și sateliții săi. Aceasta a fost prima aplicare practică a sistemului periodic. Mendeleev a fost și primul care a prezis existența mai multor elemente necunoscute. Omul de știință a descris cele mai importante proprietăți ale ekaaluminiu (viitorul galiu), ekabor (scandiu) și ekasilicon (germaniu). În plus, el a prezis existența analogilor de mangan (viitorul tehnețiu și reniu), teluriu (poloniu), iod (astatina), cesiu (franciu), bariu (radiu), tantal (protactiniu). Predicțiile omului de știință cu privire la aceste elemente au fost de natură generală, deoarece aceste elemente se aflau în zone puțin studiate ale sistemului periodic.

Primele versiuni ale sistemului periodic au reprezentat în multe privințe doar o generalizare empirică. La urma urmei, semnificația fizică a legii periodice nu era clară, nu exista o explicație a motivelor modificării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creșterea maselor atomice. Ca urmare, multe probleme au rămas nerezolvate. Există limite ale sistemului periodic? Este posibil să se determine numărul exact de elemente existente? Structura celei de-a șasea perioade a rămas neclară - care este cantitatea exactă de elemente de pământ rare. Nu se știa dacă mai există elemente între hidrogen și litiu, care este structura primei perioade. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic, dificultăți serioase au apărut de mai multe ori. Neașteptată a fost descoperirea din 1894-1898. o galaxie de gaze inerte care părea să nu aibă loc în tabelul periodic. Această dificultate a fost eliminată datorită ideii de a include un grup zero independent în structura sistemului periodic. Descoperirea în masă a radioelementelor la începutul secolelor al XIX-lea și al XX-lea. (până în 1910 numărul lor era de aproximativ 40) a dus la o contradicție acută între necesitatea de a le plasa în sistemul periodic și structura sa existentă. Pentru ei au fost doar 7 posturi vacante în perioadele a șasea și a șaptea. Această problemă a fost rezolvată ca urmare a stabilirii regulilor de schimbare și a descoperirii izotopilor.

Unul dintre principalele motive pentru incapacitatea de a explica semnificația fizică a legii periodice și structura sistemului periodic a fost că nu se știa cum a fost construit atomul. Cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea sistemului periodic a fost crearea modelului atomic de către E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. Van den Broek (1913) a sugerat că numărul ordinal al unui element din sistemul periodic este numeric egal cu sarcina nucleului atomului său (Z). Acest lucru a fost confirmat experimental de omul de știință englez G. Moseley (1913). Legea periodică a primit o justificare fizică: periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor a început să fie luată în considerare în funcție de sarcina Z a nucleului unui atom al unui element, și nu de masa atomică.

Ca urmare, structura sistemului periodic a fost semnificativ consolidată. Limita inferioară a sistemului a fost determinată. Acesta este hidrogenul, elementul cu minim Z = 1. A devenit posibil să se estimeze cu precizie numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu. Au fost identificate „goluri” în sistemul periodic, corespunzătoare elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cu toate acestea, întrebările despre numărul exact de elemente de pământuri rare au rămas neclare și, cel mai important, motivele pentru modificarea periodică a proprietăților elementelor nu a fost relevată.în funcție de Z.

Pe baza structurii actuale a sistemului periodic și a rezultatelor studiului spectrelor atomice, savantul danez N. Bohr în 1918-1921. a dezvoltat idei despre succesiunea construcției învelișurilor și subînvelișurilor de electroni în atomi. Omul de știință a ajuns la concluzia că tipuri similare de configurații electronice ale atomilor sunt repetate periodic. Astfel, s-a demonstrat că periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor chimice se explică prin existența periodicității în construcția învelișurilor de electroni și a subînvelișurilor atomilor.

În prezent, sistemul periodic acoperă 126 de elemente. Dintre acestea, toate elementele transuraniu (Z = 93-107), precum și elementele cu Z = 43 (tehnețiu), 61 (prometiu), 85 (astatina), 87 (franciu) au fost obținute artificial. De-a lungul întregii istorii a existenței sistemului periodic, au fost propuse un număr mare (> 500) de reprezentări grafice ale acestuia, în principal sub formă de tabele, precum și sub formă de diferite figuri geometrice (spațiale și plane), curbele analitice (spirale, etc.), etc. Cele mai răspândite sunt formele de tabele scurte, lungi și în scări.

În prezent, se dă preferință celui scurt.

Principiul fundamental al construirii sistemului periodic este împărțirea acestuia în grupuri și perioade. Conceptul lui Mendeleev de rânduri de elemente nu este utilizat în prezent, deoarece este lipsit de sens fizic. Grupurile, la rândul lor, sunt împărțite în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente - analogi chimici. Elementele subgrupurilor a și b din majoritatea grupurilor prezintă, de asemenea, o anumită similitudine între ele, în principal în stările de oxidare superioare, care, de regulă, sunt egale cu numărul grupului. O perioadă este un set de elemente care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă). Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Sistemul periodic este format din opt grupe și opt perioade.

Particularitate prima perioada este că conține doar 2 elemente: hidrogen și heliu. Locul hidrogenului în sistem este ambiguu. Deoarece prezintă proprietăți comune cu metalele alcaline și halogenii, este plasat fie în subgrupa Iaα- fie în subgrupa VIIaα, ultima variantă fiind folosită mai des. Heliul este primul reprezentant al subgrupului VIIIa. Pentru o lungă perioadă de timp, heliul și toate gazele inerte au fost separate într-un grup zero independent. Această prevedere a necesitat revizuire după sinteza compușilor chimici ai criptonului, xenonului și radonului. Ca rezultat, gazele inerte și elementele din fosta grupă a VIII-a (metale de fier, cobalt, nichel și platină) au fost combinate într-un singur grup. Această opțiune nu este perfectă, deoarece inerția heliului și a neonului este fără îndoială.

A doua perioada contine 8 elemente. Începe cu litiul de metal alcalin, a cărui singură stare de oxidare este +1. Urmează beriliul (metal, stare de oxidare +2). Borul prezintă deja un caracter metalic slab exprimat și este un nemetal (starea de oxidare +3). Alături de bor, carbonul este un nemetal tipic care prezintă atât +4 cât și -4 stări de oxidare. Azotul, oxigenul, fluorul și neonul sunt toate nemetale, iar în azot cea mai mare stare de oxidare +5 corespunde numărului de grup; pentru fluor, starea de oxidare este cunoscută a fi +7. Neonul cu gaz inert completează perioada.

A treia perioada(sodiu - argon) contine si 8 elemente. Natura modificării proprietăților lor este în mare măsură similară cu cea observată pentru elementele din a doua perioadă. Dar există și propriul specific. Deci, magneziul, spre deosebire de beriliu, este mai metalic, la fel ca aluminiul comparativ cu borul. Siliciul, fosforul, sulful, clorul, argonul sunt toate nemetale tipice. Și toate acestea, cu excepția argonului, prezintă cele mai mari stări de oxidare egale cu numărul de grup.

După cum se poate observa, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a metalului și o întărire a proprietăților nemetalice ale elementelor. D. I. Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (în cuvintele sale, mici) tipice. Elementele perioadelor mici sunt printre cele mai comune în natură. Carbonul, azotul și oxigenul (împreună cu hidrogenul) sunt organogeni, adică. elementele de bază ale materiei organice.

Toate elementele primei treimi perioade sunt plasate în subgrupe a.

A patra perioadă(potasiu - cripton) conține 18 elemente. Potrivit lui Mendeleev, aceasta este prima mare perioadă. După potasiul metalelor alcaline și calciul metalelor alcalino-pământoase urmează o serie de elemente, formate din 10 așa-numite metale de tranziție (scandiu - zinc). Toate aparțin subgrupurilor b. Majoritatea metalelor de tranziție prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului, cu excepția fierului, cobaltului și nichelului. Elementele de la galiu la kripton aparțin subgrupelor a. Kryptonul, spre deosebire de gazele inerte anterioare, poate forma compuși chimici.

A cincea perioadă(rubidiu - xenon) în construcția sa este similară cu cea de-a patra. Contine si un insert din 10 metale de tranzitie (itriu - cadmiu). Elementele acestei perioade au propriile lor caracteristici. În triada ruteniu - rodiu - paladiu, compușii sunt cunoscuți pentru ruteniu unde prezintă o stare de oxidare de +8. Toate elementele subgrupurilor a prezintă cele mai înalte stări de oxidare egale cu numărul grupului, excluzând xenonul. Se poate observa că trăsăturile modificării proprietăților elementelor din perioadele a patra și a cincea pe măsură ce Z crește sunt mai complexe în comparație cu perioadele a doua și a treia.

A șasea perioadă(cesiu - radon) include 32 de elemente. În această perioadă, pe lângă 10 metale de tranziție (lantan, hafniu - mercur), există și un set de 14 lantanide - de la ceriu la lutețiu. Elementele de la ceriu la lutețiu sunt foarte asemănătoare din punct de vedere chimic și, din acest motiv, au fost incluse de multă vreme în familia elementelor pământurilor rare. În forma scurtă a sistemului periodic, seria lantanidelor este inclusă în celula de lantan și decodificarea acestei serii este dată în partea de jos a tabelului.

Care este specificul elementelor perioadei a șasea? În triada osmiu - iridiu - platină, starea de oxidare de +8 este cunoscută pentru osmiu. Astatina are un caracter metalic destul de pronunțat. Radonul este probabil cel mai reactiv dintre toate gazele inerte. Din păcate, datorită faptului că este foarte radioactiv, chimia sa a fost puțin studiată.

A șaptea perioadă incepe cu Franta. La fel ca al șaselea, trebuie să conțină și 32 de elemente. Franciul și, respectiv, radiul sunt elemente ale subgrupurilor Iaα și IIaα, actiniul aparține subgrupului IIIb. Cea mai comună idee este despre familia actinidelor, care include elemente de la toriu la lawrencium și este similară cu lantanidele. Decodificarea acestui rând de elemente este dată și în partea de jos a tabelului.

Acum să vedem cum se modifică proprietățile elementelor chimice în subgrupele sistemului periodic. Principalul model al acestei schimbări este întărirea naturii metalice a elementelor pe măsură ce crește Z. Acest model este pronunțat în special în subgrupele IIIaα-VIIaα. Pentru metalele din subgrupele Iaα-IIIaα se observă o creștere a activității chimice. În elementele subgrupelor IVaα - VIIaα, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a activității chimice a elementelor. Pentru elementele subgrupelor b, schimbarea activității chimice este mai dificilă.

Teoria sistemului periodic a fost dezvoltată de N. Bohr și alți oameni de știință în anii 1920. Secolului 20 și se bazează pe o schemă reală de formare a configurațiilor electronice ale atomilor. Conform acestei teorii, pe măsură ce Z crește, umplerea învelișurilor și subînvelișurilor de electroni în atomii elementelor incluse în perioadele sistemului periodic are loc în următoarea secvență:

Numerele perioadei

Pe baza teoriei sistemului periodic, se poate da următoarea definiție a unei perioade: o perioadă este o colecție de elemente care începe cu un element cu o valoare n egală cu numărul perioadei și l \u003d 0 (s-elemente ) și se termină cu un element cu aceeași valoare a lui n și l \u003d 1 (p- elemente). Excepția este prima perioadă care conține doar 1s elemente. Numărul de elemente din perioade rezultă din teoria sistemului periodic: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

Pe fila de culoare atașată, simbolurile elementelor fiecărui tip (elementele s-, p-, d- și f-) sunt reprezentate pe un anumit fundal de culoare: elementele s - pe roșu, elementele p - pe portocaliu, elementele d - pe albastru, elementele f - pe verde. Fiecare celulă conține numerele de serie și masele atomice ale elementelor, precum și configurațiile electronice ale învelișurilor de electroni exterioare, care determină practic proprietățile chimice ale elementelor.

Din teoria sistemului periodic rezultă că elementele cu n egal cu numărul perioadei și l = 0 și 1 aparțin subgrupurilor a. Subgrupele b cuprind acele elemente în ai căror atomi sunt completate învelișurile care au rămas anterior incomplete. De aceea, prima, a doua și a treia perioadă nu conțin elemente ale subgrupurilor b.

Structura sistemului periodic de elemente este strâns legată de structura atomilor elementelor chimice. Pe măsură ce Z crește, tipuri similare de configurație ale învelișurilor de electroni exterioare sunt repetate periodic. Și anume, ele determină principalele caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor. Aceste trăsături se manifestă diferit pentru elementele subgrupurilor a (elementele s și p), pentru elementele subgrupurilor b (elementele d tranziționale) și elementele familiilor f - lantanide și actinide. Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade - hidrogen și heliu. Hidrogenul se caracterizează printr-o activitate chimică ridicată, deoarece singurul său electron 1s este ușor despărțit. În același timp, configurația heliului (1s 2) este foarte stabilă, ceea ce determină inactivitatea sa chimică completă.

Pentru elementele subgrupurilor a, învelișurile de electroni exterioare sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei); prin urmare, proprietățile acestor elemente se modifică semnificativ pe măsură ce crește Z. Astfel, în a doua perioadă, litiul (configurația 2s) este un metal activ care își pierde cu ușurință singurul electron de valență; beriliul (2s 2) este, de asemenea, un metal, dar mai puțin activ datorită faptului că electronii săi exteriori sunt legați mai ferm de nucleu. În plus, borul (2s 2 p) are un caracter metalic slab pronunțat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care are loc construcția unui subshell 2p, sunt deja nemetale. Configurația de opt electroni a învelișului electron exterior al neonului (2s 2 p 6) - un gaz inert - este foarte puternică.

Proprietățile chimice ale elementelor din a doua perioadă se explică prin dorința atomilor lor de a dobândi configurația electronică a celui mai apropiat gaz inert (configurația heliului pentru elementele de la litiu la carbon sau configurația neon pentru elementele de la carbon la fluor). Acesta este motivul pentru care, de exemplu, oxigenul nu poate prezenta o stare de oxidare mai mare, egală cu numărul de grup: la urma urmei, este mai ușor pentru el să realizeze configurația neon prin achiziționarea de electroni suplimentari. Aceeași natură a modificării proprietăților se manifestă în elementele perioadei a treia și în elementele s și p ale tuturor perioadelor ulterioare. În același timp, slăbirea forței legăturii dintre electronii exteriori și nucleul din subgrupele a pe măsură ce Z crește se manifestă în proprietățile elementelor corespunzătoare. Astfel, pentru elementele s, există o creștere vizibilă a activității chimice pe măsură ce crește Z, iar pentru elementele p, o creștere a proprietăților metalice.

În atomii elementelor d tranziționale, învelișurile necompletate anterior sunt completate cu valoarea numărului cuantic principal n, cu unul mai puțin decât numărul perioadei. Cu unele excepții, configurația învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor elementului de tranziție este ns 2 . Prin urmare, toate elementele d sunt metale și de aceea modificările proprietăților elementelor d pe măsură ce Z crește nu sunt la fel de puternice precum am văzut în elementele s și p. În stările de oxidare superioare, elementele d prezintă o anumită similitudine cu elementele p ale grupurilor corespunzătoare ale sistemului periodic.

Caracteristicile proprietăților elementelor triadelor (VIII-subgrupul b) sunt explicate prin faptul că d-subshell-urile sunt aproape de finalizare. Acesta este motivul pentru care metalele de fier, cobalt, nichel și platină, de regulă, nu sunt înclinate să dea compuși cu stări de oxidare superioare. Singurele excepții sunt ruteniul și osmiul, care dau oxizii RuO 4 și OsO 4 . Pentru elementele subgrupurilor Ib și IIb, subshell-ul d se dovedește a fi de fapt complet. Prin urmare, ele prezintă stări de oxidare egale cu numărul grupului.

În atomii de lantanide și actinide (toți sunt metale), finalizarea învelișurilor de electroni anterior incomplete are loc cu valoarea numărului cuantic principal n cu două unități mai mică decât numărul perioadei. În atomii acestor elemente, configurația învelișului electronic exterior (ns 2) rămâne neschimbată. În același timp, electronii f nu afectează de fapt proprietățile chimice. De aceea lantanidele sunt atât de asemănătoare.

Pentru actinide, situația este mult mai complicată. În intervalul sarcinilor nucleare Z = 90 - 95, electronii 6d și 5f pot lua parte la interacțiuni chimice. Și din aceasta rezultă că actinidele prezintă o gamă mult mai largă de stări de oxidare. De exemplu, pentru neptuniu, plutoniu și americiu, sunt cunoscuți compuși în care aceste elemente acționează în stare heptavalentă. Numai pentru elementele care pleacă de la curiu (Z = 96) starea trivalentă devine stabilă. Astfel, proprietățile actinidelor diferă semnificativ de cele ale lantanidelor și, prin urmare, ambele familii nu pot fi considerate similare.

Familia actinidelor se termină cu un element cu Z = 103 (lawrencium). O evaluare a proprietăților chimice ale kurchatovium (Z = 104) și nilsborium (Z = 105) arată că aceste elemente ar trebui să fie analogi ai hafniului și, respectiv, tantalului. Prin urmare, oamenii de știință cred că, după familia actinidelor din atomi, începe umplerea sistematică a subînvelișului 6d.

Numărul finit de elemente pe care le acoperă sistemul periodic este necunoscut. Problema limitei sale superioare este, poate, principala ghicitoare a sistemului periodic. Cel mai greu element găsit în natură este plutoniul (Z = 94). Limita atinsă a fuziunii nucleare artificiale este un element cu numărul de serie 118. Întrebarea rămâne: se vor putea obține elemente cu numere de serie mai mari, ce și câte? Nu se poate răspunde încă cu nicio certitudine.

Folosind cele mai complexe calcule efectuate pe calculatoare electronice, oamenii de știință au încercat să determine structura atomilor și să evalueze cele mai importante proprietăți ale unor astfel de „superelemente”, până la numere de serie uriașe (Z = 172 și chiar Z = 184). Rezultatele obţinute au fost destul de neaşteptate. De exemplu, în atomul unui element cu Z = 121, se presupune aspectul unui electron 8p; asta după ce formarea subînvelișului 85 a fost finalizată în atomii cu Z = 119 și 120. Dar apariția electronilor p după electronii s se observă numai în atomii elementelor din a doua și a treia perioadă. De asemenea, calculele arată că în elementele perioadei a opta ipotetice, umplerea învelișurilor de electroni și a subînvelișurilor atomilor are loc într-o secvență foarte complexă și particulară. Prin urmare, evaluarea proprietăților elementelor corespunzătoare este o problemă foarte dificilă. S-ar părea că a opta perioadă ar trebui să conțină 50 de elemente (Z = 119-168), dar, conform calculelor, ar trebui să se termine la elementul cu Z = 164, adică 4 numere de serie mai devreme. Iar a noua perioadă „exotică”, se pare, ar trebui să fie formată din 8 elemente. Iată recordul său „electronic”: 9s 2 8p 4 9p 2 . Cu alte cuvinte, ar conține doar 8 elemente, precum a doua și a treia perioadă.

Este greu de spus în ce măsură calculele făcute cu ajutorul unui calculator ar corespunde adevărului. Cu toate acestea, dacă ar fi confirmate, atunci ar fi necesar să se revizuiască serios modelele care stau la baza sistemului periodic de elemente și a structurii sale.

Sistemul periodic a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea diferitelor domenii ale științelor naturale. A fost cea mai importantă realizare a științei atomice și moleculare, a contribuit la apariția conceptului modern de „element chimic” și la rafinarea conceptelor de substanțe și compuși simpli.

Legile relevate de sistemul periodic au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii atomilor, descoperirii izotopilor și apariției ideilor despre periodicitatea nucleară. O declarație strict științifică a problemei prognozei în chimie este legată de sistemul periodic. Acest lucru s-a manifestat în predicția existenței și proprietăților elementelor necunoscute și a noilor caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. În prezent, sistemul periodic stă la baza chimiei, în primul rând anorganice, ajutând semnificativ la rezolvarea problemei sintezei chimice a substanțelor cu proprietăți prestabilite, dezvoltarea de noi materiale semiconductoare, selectarea catalizatorilor specifici pentru diferite procese chimice etc. În cele din urmă, sistemul periodic stă la baza predării chimiei.

Compoziția atomului.

Un atom este format din nucleul atomicși învelișul de electroni.

Nucleul unui atom este format din protoni ( p+) și neutroni ( n 0). Majoritatea atomilor de hidrogen au un singur nucleu de proton.

Numărul de protoni N(p+) este egal cu sarcina nucleară ( Z) și numărul ordinal al elementului din seria naturală de elemente (și din sistemul periodic de elemente).

N(p +) = Z

Suma numărului de neutroni N(n 0), notat simplu prin litera N, și numărul de protoni Z numit numar de masași este marcat cu litera DAR.

A = Z + N

Învelișul de electroni a unui atom este format din electroni care se mișcă în jurul nucleului ( e -).

Numărul de electroni N(e-) în învelișul de electroni a unui atom neutru este egal cu numărul de protoni Zîn miezul ei.

Masa unui proton este aproximativ egală cu masa unui neutron și de 1840 de ori masa unui electron, deci masa unui atom este practic egală cu masa nucleului.

Forma unui atom este sferică. Raza nucleului este de aproximativ 100.000 de ori mai mică decât raza atomului.

Element chimic- tip de atomi (mult de atomi) cu aceeași sarcină nucleară (cu același număr de protoni în nucleu).

Izotop- un set de atomi ai unui element cu același număr de neutroni în nucleu (sau un tip de atomi cu același număr de protoni și același număr de neutroni în nucleu).

Diferiții izotopi diferă unul de celălalt prin numărul de neutroni din nucleele atomilor lor.

Desemnarea unui singur atom sau izotop: (E - simbolul elementului), de exemplu: .

Structura învelișului de electroni a atomului

orbital atomic este starea unui electron într-un atom. Simbol orbital - . Fiecare orbital corespunde unui nor de electroni.

Orbitalii atomilor reali din starea fundamentală (neexcitată) sunt de patru tipuri: s, p, dși f.

nor electronic- partea din spațiu în care poate fi găsit un electron cu o probabilitate de 90 (sau mai mult) la sută.

Notă: uneori conceptele de „orbital atomic” și „nor de electroni” nu se disting, numindu-le pe ambele „orbital atomic”.

Învelișul de electroni a unui atom este stratificat. Stratul electronic formată din nori de electroni de aceeași dimensiune. Se formează orbitalii unui singur strat nivel electronic („energie”), energiile lor sunt aceleași pentru atomul de hidrogen, dar diferite pentru alți atomi.

Orbitalii de același nivel sunt grupați în electronic (energie) subnivele:
s- subnivel (constă dintr-unul s-orbitali), simbol - .
p subnivel (constă din trei p
d subnivel (constă din cinci d-orbitali), simbol - .
f subnivel (constă din șapte f-orbitali), simbol - .

Energiile orbitalilor aceluiasi subnivel sunt aceleasi.

La desemnarea subnivelurilor, numărul stratului (nivelul electronic) este adăugat simbolului subnivelului, de exemplu: 2 s, 3p, 5d mijloace s- subnivelul celui de-al doilea nivel, p- subnivelul celui de-al treilea nivel, d- subnivelul celui de-al cincilea nivel.

Numărul total de subniveluri dintr-un nivel este egal cu numărul nivelului n. Numărul total de orbitali dintr-un nivel este n 2 . În consecință, numărul total de nori dintr-un strat este de asemenea n 2 .

Denumiri: - orbital liber (fără electroni), - orbital cu un electron nepereche, - orbital cu o pereche de electroni (cu doi electroni).

Ordinea în care electronii umplu orbitalii unui atom este determinată de trei legi ale naturii (formulările sunt date într-un mod simplificat):

1. Principiul energiei minime - electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei orbitalilor.

2. Principiul lui Pauli – nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital.

3. Regula lui Hund - în cadrul subnivelului, electronii umplu mai întâi orbitalii liberi (câte unul) și abia după aceea formează perechi de electroni.

Numărul total de electroni în nivelul electronic (sau în stratul electronic) este 2 n 2 .

Distribuția subnivelurilor după energie este exprimată în continuare (în ordinea creșterii energiei):

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

Vizual, această secvență este exprimată prin diagrama energetică:

Distribuția electronilor unui atom pe niveluri, subnivele și orbitali (configurația electronică a unui atom) poate fi descrisă sub forma unei formule electronice, a unei diagrame de energie sau, mai simplu, sub forma unei diagrame a stratului de electroni (" diagramă electronică").

Exemple de structura electronică a atomilor:

electroni de valență- electronii unui atom care pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Pentru orice atom, aceștia sunt toți electronii exteriori plus acei electroni pre-exteriori a căror energie este mai mare decât cea a celor exteriori. De exemplu: atomul de Ca are 4 electroni exteriori s 2, sunt și valență; atomul de Fe are electroni externi - 4 s 2 dar el are 3 d 6, prin urmare atomul de fier are 8 electroni de valență. Formula electronică de valență a atomului de calciu este 4 s 2 și atomi de fier - 4 s 2 3d 6 .

Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev
(sistemul natural de elemente chimice)

Legea periodică a elementelor chimice(formulare modernă): proprietățile elementelor chimice, precum și substanțele simple și complexe formate de acestea, sunt într-o dependență periodică de valoarea sarcinii din nucleele atomice.

Sistem periodic- exprimarea grafică a legii periodice.

Gama naturală de elemente chimice- un număr de elemente chimice, dispuse în funcție de creșterea numărului de protoni din nucleele atomilor lor, sau, ceea ce este la fel, în funcție de creșterea sarcinilor nucleelor ​​acestor atomi. Numărul de serie al unui element din această serie este egal cu numărul de protoni din nucleul oricărui atom al acestui element.

Tabelul elementelor chimice este construit prin „decuparea” seriei naturale de elemente chimice în perioade(rânduri orizontale ale tabelului) și grupări (coloane verticale ale tabelului) de elemente cu o structură electronică similară a atomilor.

În funcție de modul în care elementele sunt combinate în grupuri, un tabel poate fi perioada lunga(elementele cu același număr și tip de electroni de valență sunt colectate în grupuri) și Pe termen scurt(elementele cu același număr de electroni de valență sunt colectate în grupuri).

Grupurile din tabelul cu perioade scurte sunt împărțite în subgrupe ( principalși efecte secundare), care coincid cu grupurile tabelului cu perioade lungi.

Toți atomii elementelor aceleiași perioade au același număr de straturi de electroni, egal cu numărul perioadei.

Numărul elementelor din perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Majoritatea elementelor perioadei a opta au fost obținute artificial, ultimele elemente din această perioadă nefiind încă sintetizate. Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu un element de formare a metalelor alcaline (Li, Na, K etc.) și se termină cu un element de formare a gazelor nobile (He, Ne, Ar, Kr etc.).

În tabelul cu perioade scurte - opt grupuri, fiecare dintre ele împărțit în două subgrupe (principal și secundar), în tabelul cu perioade lungi - șaisprezece grupuri, care sunt numerotate cu cifre romane cu literele A sau B, de exemplu: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA a tabelului cu perioade lungi corespunde subgrupului principal al primului grup al tabelului cu perioade scurte; grupa VIIB - subgrupul secundar al celui de-al șaptelea grup: restul - în mod similar.

Caracteristicile elementelor chimice se schimbă în mod natural în grupuri și perioade.

În perioade (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

• sarcina nucleară crește
• numărul de electroni exteriori crește,
• raza atomilor scade,
• puterea de legătură a electronilor cu nucleul crește (energie de ionizare),
• electronegativitatea crește.
• proprietățile oxidante ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("non-metalicitatea"),
• proprietățile reducătoare ale substanțelor simple ("metalicitatea") slăbesc,
• slăbește caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători,
• caracterul acid al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește.

În grupuri (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

• sarcina nucleară crește
• raza atomilor crește (numai în grupele A),
• puterea legăturii dintre electroni și nucleu scade (energia de ionizare; numai în grupele A),
• electronegativitatea scade (numai în grupele A),
• slăbesc proprietățile oxidante ale substanțelor simple („non-metalicitate”; numai în grupele A),
• proprietățile reducătoare ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("metalicitatea"; numai în grupele A),
• caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește (numai în grupele A),
• natura acidă a hidroxizilor și a oxizilor corespunzători slăbește (numai în grupele A),
• stabilitatea compușilor cu hidrogen scade (activitatea lor reducătoare crește; numai în grupele A).

Sarcini și teste pe tema „Tema 9. „Structura atomului. Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Legea periodică - Legea periodică și structura atomilor Clasa 8–9
  Ar trebui să știți: legile umplerii orbitalilor cu electroni (principiul energiei minime, principiul lui Pauli, regula lui Hund), structura sistemului periodic de elemente.

  Ar trebui să fiți capabil să: determinați compoziția unui atom după poziția unui element în sistemul periodic și, dimpotrivă, să găsiți un element în sistemul periodic, cunoscându-i compoziția; descrieți diagrama structurii, configurația electronică a unui atom, ion și, invers, determinați poziția unui element chimic în PSCE din diagramă și configurația electronică; caracterizează elementul și substanțele pe care le formează în funcție de poziția sa în PSCE; determina modificările razei atomilor, proprietățile elementelor chimice și substanțele pe care le formează într-o perioadă și un subgrup principal al sistemului periodic.

  Exemplul 1 Determinați numărul de orbitali în al treilea nivel electronic. Care sunt acești orbitali?
  Pentru a determina numărul de orbitali, folosim formula N orbitali = n 2, unde n- numărul nivelului. N orbitali = 3 2 = 9. Unu 3 s-, trei 3 p- și cinci 3 d-orbitali.

  Exemplul 2 Determinați atomul al cărui element are formula electronică 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Pentru a determina ce element este, trebuie să aflați numărul său de serie, care este egal cu numărul total de electroni din atom. În acest caz: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Acesta este aluminiu.

  După ce v-ați asigurat că tot ce aveți nevoie este învățat, treceți la sarcini. Vă dorim succes.

  
  Literatura recomandata:
  • O. S. Gabrielyan și alții.Chimie, clasa a XI-a. M., Butarda, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chimie 11 celule. M., Educație, 2001.

Sistem periodic de elemente chimice. Sistem periodic de chimie. el tov TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR CHIMICE, o clasificare naturală a elementelor chimice, care este o expresie tabelară a legii periodice. Modern…… Dicţionar Enciclopedic Ilustrat

TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR CHIMICE- creat de D. I. Mendeleev și constă în localizarea lui x. e. într-o ordine strict definită de greutatea lor atomică; x proprietăți. e. sunt în strânsă legătură cu locația lor în p. s. și locația corectă în ultimul x. e. a facut posibil... Dicționar de cuvinte străine ale limbii ruse

tabelul periodic al elementelor chimice- un sistem natural de elemente chimice dezvoltat de D. I. Mendeleev pe baza legii periodice descoperite de el (1869). Formularea modernă a acestei legi sună astfel: proprietățile elementelor sunt într-o dependență periodică de sarcina ... ... Dicţionar enciclopedic

TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR CHIMICE- natură. sistem chimic. elemente, elaborate de D. I. Mendeleev pe baza periodicelor descoperite de el (1869). lege. Modern formularea acestei legi sună astfel: proprietăţile elementelor sunt în periodic. în funcţie de sarcina nucleelor ​​lor atomice. Încărcați……

TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR CHIMICE- un set comandat de chimie. elementele, natura lor. clasificare, care este o expresie tabelară a legii periodice a lui Mendeleev. Prototipul periodicului sisteme chimice. elemente (P. s.) au servit drept tabel Experiența unui sistem de elemente bazat pe lor ... ... Enciclopedia chimică

TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR CHIMICE- Masele relative sunt date conform Tabelului Internațional din 1995 (precizia este indicată pentru ultima cifră semnificativă). Pentru elementele care nu au nuclizi stabili (cu excepția Th, Pa și U, obișnuiți în scoarța terestră), între paranteze drepte ... ... Științele naturii. Dicţionar enciclopedic

Legea periodică a elementelor chimice

Tabelul periodic al elementelor chimice- Tabelul periodic al elementelor chimice (tabelul lui Mendeleev) este o clasificare a elementelor chimice care stabilește dependența diferitelor proprietăți ale elementelor de sarcina nucleului atomic. Sistemul este o expresie grafică a legii periodice, ... ... Wikipedia

Sistem periodic de elemente chimice- un sistem de elemente chimice dezvoltat de omul de știință rus D. I. Mendeleev (1834 1907) pe baza legii periodice descoperite de acesta (1869). Formularea modernă a acestei legi sună astfel: proprietățile elementelor sunt în periodicul ... ... Concepte ale științelor naturale moderne. Glosar de termeni de bază

TABEL PERIODIC AL ELEMENTELOR- SISTEMUL PERIODIC DE ELEMENTE, legea periodică. Multă vreme s-au încercat să se stabilească dependența proprietăților elementelor de greutatea lor atomică: Dobereiner (Dobereiner, 1817) a subliniat triade de elemente similare, între greutățile atomice la ... ... Marea Enciclopedie Medicală

Cărți

• Sistem periodic de elemente chimice lui Mendeleev, . Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev. Ediție de perete. (Inclusiv articole noi). Dimensiune 69, 6 x 91 cm Material: acoperit ... Cumpărați pentru 339 de ruble
• Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev. Tabel de solubilitate, . Sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev și tabele de referință în chimie ... Cumpărați pentru 44 de ruble
• Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev. Solubilitatea acizilor, bazelor și sărurilor în apă. Masa de perete (față-verso, laminată) , . Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev. + Tabel de solubilitate a acizilor, bazelor și sărurilor în apă...