Periodični sistem kemije. Periodični sistem D

D. I. Mendelejev je prišel do zaključka, da morajo biti njihove lastnosti posledica nekaterih temeljnih skupnih značilnosti. Izbral je atomsko maso elementa kot tako temeljno značilnost kemičnega elementa in na kratko oblikoval periodični zakon (1869):

Lastnosti elementov, pa tudi lastnosti preprostih in zapletenih teles, ki jih tvorijo, so v periodični odvisnosti od vrednosti atomske teže elementov.

Zasluga Mendelejeva je v tem, da je očitno odvisnost razumel kot objektivni zakon narave, česar njegovi predhodniki niso mogli storiti. D. I. Mendelejev je verjel, da so sestava spojin, njihove kemijske lastnosti, vrelišče in tališče, struktura kristalov in podobno v periodični odvisnosti od atomske mase. Globoko razumevanje bistva periodične odvisnosti je Mendeleevu omogočilo, da naredi več pomembnih sklepov in predpostavk.

Sodobna periodična tabela

Prvič, od takrat znanih 63 elementov je Mendelejev spremenil atomske mase skoraj 20 elementov (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Drugič, napovedal je obstoj približno 20 novih elementov in jim pustil mesto v periodnem sistemu. Trije od njih, in sicer ecabor, ecaaluminium in ecasilicium, so opisani dovolj podrobno in s presenetljivo natančnostjo. To se je zmagoslavno potrdilo v naslednjih petnajstih letih, ko so odkrili elemente Galij (ekaaluminij), skandij (ekabor) in germanij (ekasilicij).

Periodični zakon je eden od temeljnih zakonov narave. Njegov vpliv na razvoj znanstvenega pogleda na svet je mogoče primerjati le z zakonom o ohranjanju mase in energije ali kvantno teorijo. V časih D. I. Mendelejeva je periodični zakon postal osnova kemije. Nadaljnja odkritja strukture in pojava izotopije so pokazala, da glavna kvantitativna značilnost elementa ni atomska masa, temveč naboj jedra (Z). Leta 1913 sta Moseley in Rutherford uvedla koncept "atomskega števila elementa", oštevilčila vse simbole v periodnem sistemu in pokazala, da je osnova za razvrstitev elementov redna številka elementa, enaka naboju elementa. jedra njihovih atomov.

Ta izjava je zdaj znana kot Moseleyjev zakon.

Zato je sodobna definicija periodičnega zakona oblikovana na naslednji način:

Lastnosti preprostih snovi, kot tudi oblike in lastnosti spojin elementov, so periodično odvisne od vrednosti naboja njihovih atomskih jeder (ali od redne številke elementa v periodnem sistemu).

Elektronske strukture atomov elementov jasno kažejo, da se s povečanjem naboja jedra pojavlja redno periodično ponavljanje elektronskih struktur in s tem ponavljanje lastnosti elementov. To se odraža v periodnem sistemu elementov, za katerega je predlaganih več sto variant. Najpogosteje se uporabljata dve obliki tabel - skrajšana in razširjena -, ki vsebujeta vse znane elemente in imata prosta mesta za še neodprte.

Vsak element zaseda določeno celico v periodnem sistemu, ki označuje simbol in ime elementa, njegovo serijsko številko, relativno atomsko maso, pri radioaktivnih elementih pa je v oglatih oklepajih navedeno masno število najbolj stabilnega oziroma razpoložljivega izotopa. V sodobnih tabelah so pogosto podane še nekatere druge referenčne informacije: gostota, vrelišče in tališče preprostih snovi itd.

Obdobja

Glavne strukturne enote periodnega sistema so obdobja in skupine - naravni agregati, na katere so kemični elementi razdeljeni po elektronskih strukturah.

Perioda je vodoravna zaporedna vrsta elementov, v katerih atomi elektroni zapolnjujejo enako število energijskih nivojev.

Število obdobja sovpada s številko zunanje kvantne ravni. Na primer, element kalcij (4s 2) je v četrti periodi, to pomeni, da ima njegov atom štiri energijske ravni, valenčni elektroni pa so na zunanji, četrti ravni. Razlika v zaporedju polnjenja zunanjih in bližje jedru elektronskih plasti pojasnjuje razlog za različne dolžine obdobij.

V atomih s- in p-elementov se gradi zunanja raven, pri d-elementih - druga energetska raven zunaj in v f-elementih - tretja energijska raven zunaj.

Zato se razlika v lastnostih najbolj jasno kaže v sosednjih s- ali p-elementih. Pri d- in predvsem f-elementih istega obdobja je razlika v lastnostih manj pomembna.

Kot smo že omenili, se na podlagi števila energijskih podravni, ki jih gradijo elektroni, elementi združijo v elektronske družine. Na primer, v obdobjih IV-VI obstajajo družine, ki vsebujejo po deset d-elementov: 3d-družina (Sc-Zn), 4d-družina (Y-Cd), 5d-družina (La, Hf-Hg). V šestem in sedmem obdobju po štirinajst elementov sestavljajo f-družine: 4f-družina (Ce-Lu), ki se imenuje lantanid, in 5f-družina (Th-Lr) - aktinid. Te družine so uvrščene pod periodično tabelo.

Prva tri obdobja se imenujejo majhna ali tipična obdobja, saj so lastnosti elementov teh obdobij osnova za razporeditev vseh ostalih elementov v osem skupin. Vsa druga obdobja, vključno s sedmo, nepopolno, se imenujejo velika obdobja.

Vsa obdobja, razen prve, se začnejo z alkalnimi (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) in končajo, razen sedmih, nepopolnih, inertnih elementov (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ). Alkalijske kovine imajo enako zunanjo elektronsko konfiguracijo n s 1, kjer n- številka obdobja. Inertni elementi, razen helija (1s 2), imajo enako strukturo zunanje elektronske plasti: n s2 n p 6 , torej elektronski primerki.

Upoštevana pravilnost omogoča sklepanje:

Periodično ponavljanje istih elektronskih konfiguracij zunanje elektronske plasti je razlog za podobnost fizikalnih in kemijskih lastnosti analognih elementov, saj so zunanji elektroni atomov tisti, ki v glavnem določajo njihove lastnosti.

V majhnih tipičnih obdobjih s povečanjem serijskega števila opazimo postopno zmanjšanje kovinskih in povečanje nekovinskih lastnosti, saj se število valenčnih elektronov na zunanji energijski ravni povečuje. Na primer, atomi vseh elementov tretjega obdobja imajo tri elektronske plasti. Struktura obeh notranjih plasti je enaka za vse elemente tretjega obdobja (1s 2 2s 2 2p 6), medtem ko je struktura zunanjega, tretjega, sloja različna. Pri prehodu iz vsakega prejšnjega elementa v vsak naslednji se naboj atomskega jedra poveča za eno in s tem se poveča število zunanjih elektronov. Posledično se poveča njihova privlačnost do jedra, polmer atoma pa se zmanjša. To vodi v oslabitev kovinskih lastnosti in rast nekovinskih.

Tretje obdobje se začne z zelo aktivnim kovinskim natrijem (11 Na - 3s 1), sledi nekoliko manj aktivni magnezij (12 Mg - 3s 2). Obe kovini spadata v družino 3s. Prvi p-element tretjega obdobja, aluminij (13 Al - 3s 2 3p 1), katerega kovinska aktivnost je manjša od magnezijeve, ima amfoterne lastnosti, torej se lahko v kemičnih reakcijah obnaša kot nekovina. . Sledijo nekovinski silicij (14 Si - 3s 2 3p 2), fosfor (15 P - 3s 2 3p 3), žveplo (16 S - 3s 2 3p 4), klor (17 Cl - 3s 2 3p 5) . Njihove nekovinske lastnosti se povečajo iz Si ​​v Cl, ki je aktivna nekovina. Obdobje se konča z inertnim elementom argonom (18 Ar - 3s 2 3p 6).

V enem obdobju se lastnosti elementov postopoma spreminjajo, med prehodom iz prejšnjega obdobja v naslednje pa opazimo močno spremembo lastnosti, saj se začne gradnja nove energetske ravni.

Postopno spreminjanje lastnosti ni značilno samo za preproste snovi, ampak tudi za kompleksne spojine, kot je prikazano v tabeli 1.

Tabela 1 - Nekatere lastnosti elementov tretjega obdobja in njihovih spojin

V daljših obdobjih kovinske lastnosti slabijo počasneje. To je posledica dejstva, da se od četrtega obdobja pojavi deset prehodnih d-elementov, v katerih ni zgrajena zunanja, ampak druga zunanja d-podnivo, na zunanji plasti d-elementov pa je en ali dva s-elektrona, ki do neke mere določata lastnosti teh elementov. Tako za d-elemente vzorec postane nekoliko bolj zapleten. Na primer, v petem obdobju se kovinske lastnosti postopoma zmanjšujejo od alkalnega Rb in dosežejo minimalno trdnost v kovinah družine platine (Ru, Rh, Pd).

Vendar se po neaktivnem srebru Ag postavi kadmij Cd, v katerem opazimo nenadno povečanje kovinskih lastnosti. Nadalje, s povečanjem redne številke elementa se pojavijo nekovinske lastnosti in postopoma naraščajo do tipičnega nekovinskega joda. To obdobje se konča, tako kot vsa prejšnja, z inertnim plinom. Periodična sprememba lastnosti elementov v velikih obdobjih omogoča, da jih razdelimo v dve seriji, v katerih se drugi del obdobja ponovi prvi.

Skupine

Navpični stolpci elementov v periodnem sistemu - skupine so sestavljene iz podskupin: glavne in sekundarne, včasih so označene s črkama A oziroma B.

Glavne podskupine vključujejo s- in p-elemente, v sekundarne pa d- in f-elemente velikih obdobij.

Glavna podskupina je zbirka elementov, ki je postavljena navpično v periodnem sistemu in ima enako konfiguracijo zunanje elektronske plasti v atomih.

Kot izhaja iz zgornje definicije, je položaj elementa v glavni podskupini določen s skupnim številom elektronov (s- in p-) zunanje energetske ravni, ki je enako številki skupine. Na primer, žveplo (S - 3s 2 3p 4 ), katerega atom vsebuje šest elektronov na zunanji ravni, spada v glavno podskupino šeste skupine, argon (Ar - 3s 2 3p 6 ) - v glavno podskupino osme skupine in stroncij (Sr - 5s 2 ) - v podskupino IIA.

Za elemente ene podskupine so značilne podobne kemijske lastnosti. Kot primer si oglejmo elemente podskupin ІА in VІІА (tabela 2). S povečanjem naboja jedra se število elektronskih plasti in polmer atoma povečata, vendar število elektronov na zunanji energijski ravni ostane konstantno: za alkalijske kovine (podskupina IA) - ena in za halogene ( podskupina VIIA) - sedem. Ker so zunanji elektroni tisti, ki najbolj pomembno vplivajo na kemijske lastnosti, je jasno, da ima vsaka od obravnavanih skupin analognih elementov podobne lastnosti.

Toda znotraj iste podskupine je poleg podobnosti lastnosti opaziti nekaj sprememb. Torej so elementi podskupine ІА vse, razen H, aktivne kovine. Toda s povečanjem polmera atoma in števila elektronskih plasti, ki ščitijo vpliv jedra na valenčne elektrone, se kovinske lastnosti povečajo. Zato je Fr bolj aktivna kovina kot Cs, Cs pa je bolj aktiven kot R itd. In v podskupini VIIA so iz istega razloga nekovinske lastnosti elementov oslabljene s povečanjem serijske številke. Zato je F bolj aktivna nekovina kot Cl, Cl pa je bolj aktivna nekovina kot Br itd.

Tabela 2 - Nekatere značilnosti elementov IА in VІІА-podskupin

Stranska podskupina je zbirka elementov, ki so postavljeni navpično v periodnem sistemu in imajo enako število valenčnih elektronov zaradi izgradnje zunanje s- in druge zunanje d-energetske podravni.

Vsi elementi sekundarnih podskupin spadajo v d-družino. Te elemente včasih imenujemo prehodne kovine. V stranskih podskupinah se lastnosti spreminjajo počasneje, saj v atomih d-elementov elektroni zgradijo drugo energijsko raven od zunaj, na zunanji ravni pa se nahajata le en ali dva elektrona.

Položaj prvih petih d-elementov (podskupine IIIB-VIIB) vsakega obdobja je mogoče določiti s pomočjo vsote zunanjih s-elektronov in d-elektronov drugega zunanjega nivoja. Na primer, iz elektronske formule skadija (Sc - 4s 2 3d 1 ) je razvidno, da se nahaja v stranski podskupini (ker je d-element) tretje skupine (ker je vsota valenčnih elektronov tri) in mangan (Mn - 4s 2 3d 5 ) je uvrščen v sekundarno podskupino sedme skupine.

Položaj zadnjih dveh elementov posameznega obdobja (podskupini IB in IIB) je mogoče določiti s številom elektronov na zunanji ravni, saj je v atomih teh elementov predhodna raven popolnoma dokončana. Na primer Ag(5s 1 5d 10) je uvrščen v sekundarno podskupino prve skupine, Zn (4s 2 3d 10) - v sekundarni podskupini druge skupine.

Triade Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd in ​​Os-Ir-Pt se nahajajo v sekundarni podskupini osme skupine. Te triade tvorijo dve družini: železo in platinoidi. Poleg teh družin ločeno ločimo družino lantanidov (štirinajst elementov 4f) in družino aktinidov (štirinajst elementov 5f). Te družine spadajo v sekundarno podskupino tretje skupine.

Povečanje kovinskih lastnosti elementov v podskupinah od zgoraj navzdol, pa tudi zmanjšanje teh lastnosti v enem obdobju od leve proti desni povzroči pojav diagonalnega vzorca v periodnem sistemu. Tako je Be zelo podoben Al, B je podoben Si, Ti je zelo podoben Nb. To se jasno kaže v dejstvu, da v naravi ti elementi tvorijo podobne minerale. Na primer, v naravi se Te vedno pojavlja z Nb, ki tvori minerale - titanove oniobate.

V naravi je veliko ponavljajočih se zaporedij:

• letni časi;
• Časi dneva;
• dnevi v tednu…

Sredi 19. stoletja je D. I. Mendelejev opazil, da imajo kemične lastnosti elementov tudi določeno zaporedje (pravijo, da mu je ta ideja prišla v sanjah). Rezultat čudežnih sanj znanstvenika je bila periodična tabela kemičnih elementov, v kateri je D.I. Mendelejev je kemične elemente razporedil po povečevanju atomske mase. V sodobni tabeli so kemični elementi razvrščeni v naraščajočem vrstnem redu glede na atomsko številko elementa (število protonov v jedru atoma).

Atomsko število je prikazano nad simbolom kemičnega elementa, pod simbolom je njegova atomska masa (vsota protonov in nevtronov). Upoštevajte, da atomska masa nekaterih elementov ni celo število! Ne pozabite na izotope! Atomska masa je tehtano povprečje vseh izotopov elementa, ki se naravno pojavljajo v naravnih pogojih.

Pod tabelo so lantanidi in aktinidi.

Kovine, nekovine, metaloidi

Nahajajo se v periodnem sistemu levo od stopničaste diagonalne črte, ki se začne z borom (B) in konča s polonijem (Po) (izjema sta germanij (Ge) in antimon (Sb). Preprosto je videti, da kovine zavzemajo večino periodnega sistema. Glavne lastnosti kovin: trdne (razen živega srebra); sijoče; dobri električni in toplotni prevodniki; duktilni; temprani; zlahka darujejo elektrone.

Elementi desno od stopničaste diagonale B-Po se imenujejo nekovine. Lastnosti nekovin so neposredno nasprotne lastnostim kovin: slabi prevodniki toplote in elektrike; krhka; nekovani; neplastični; običajno sprejemajo elektrone.

Metaloidi

Med kovinami in nekovinami so polkovine(metaloidi). Zanje so značilne lastnosti tako kovin kot nekovin. Polkovine so svojo glavno industrijsko uporabo našle v proizvodnji polprevodnikov, brez katerih si ne predstavljamo nobenega sodobnega mikrovezja ali mikroprocesorja.

Obdobja in skupine

Kot je navedeno zgoraj, je periodni sistem sestavljen iz sedmih obdobij. V vsakem obdobju se atomska števila elementov povečajo od leve proti desni.

Lastnosti elementov v obdobjih se spreminjajo zaporedno: tako se natrij (Na) in magnezij (Mg), ki sta na začetku tretjega obdobja, oddata elektronom (Na odda en elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg odda dva elektrona: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Toda klor (Cl), ki se nahaja na koncu obdobja, vzame en element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Nasprotno, v skupinah imajo vsi elementi enake lastnosti. Na primer, v skupini IA(1) vsi elementi od litija (Li) do francija (Fr) darujejo en elektron. In vsi elementi skupine VIIA(17) vzamejo en element.

Nekatere skupine so tako pomembne, da so dobile posebna imena. Te skupine so obravnavane spodaj.

Skupina IA(1). Atomi elementov te skupine imajo v zunanji elektronski plasti le en elektron, zato zlahka darujejo en elektron.

Najpomembnejši alkalijski kovini sta natrij (Na) in kalij (K), saj igrata pomembno vlogo v procesu človeškega življenja in sta del soli.

Elektronske konfiguracije:

• 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

Skupina IIA (2). Atomi elementov te skupine imajo v zunanji elektronski plasti dva elektrona, ki prav tako odpoveta med kemičnimi reakcijami. Najpomembnejši element je kalcij (Ca) – osnova kosti in zob.

Elektronske konfiguracije:

• Bodi- 1s 2 2s 2 ;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• pribl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Skupina VIIA (17). Atomi elementov te skupine običajno prejmejo po en elektron, ker. na zunanjem elektronskem sloju je vsak po pet elementov, en elektron pa le manjka v "kompletnem nizu".

Najbolj znani elementi te skupine so: klor (Cl) - je del soli in belila; jod (I) je element, ki igra pomembno vlogo pri delovanju človeške ščitnice.

Elektronska konfiguracija:

• 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

Skupina VIII(18). Atomi elementov te skupine imajo popolnoma "osebno" zunanjo elektronsko plast. Zato jim "ni treba" sprejeti elektronov. In jih nočejo oddati. Zato - elementi te skupine zelo "neradi" vstopajo v kemične reakcije. Dolgo časa je veljalo, da sploh ne reagirajo (od tod tudi ime "inertni", torej "neaktivni"). Toda kemik Neil Barlett je odkril, da lahko nekateri od teh plinov pod določenimi pogoji še vedno reagirajo z drugimi elementi.

Elektronske konfiguracije:

• 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

Valenčni elementi v skupinah

Preprosto je videti, da so si elementi znotraj vsake skupine podobni po svojih valenčnih elektronih (elektroni s in p orbital, ki se nahajajo na zunanji energijski ravni).

Alkalijske kovine imajo po 1 valenčni elektron:

• 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

Zemeljsko alkalijske kovine imajo 2 valenčna elektrona:

• Bodi- 1s 2 2s 2 ;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• pribl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogeni imajo 7 valenčnih elektronov:

• 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

Inertni plini imajo 8 valentnih elektronov:

• 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

Za več informacij glejte članek Valentnost in tabela elektronskih konfiguracij atomov kemičnih elementov po obdobjih.

Zdaj pa se osredotočimo na elemente, ki se nahajajo v skupinah s simboli AT. Nahajajo se v središču periodnega sistema in se imenujejo prehodne kovine.

Posebnost teh elementov je prisotnost elektronov v atomih, ki polnijo d-orbitale:

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

Ločeno od glavne mize se nahajajo lantanidi in aktinidi so tako imenovani notranje prehodne kovine. V atomih teh elementov se napolnijo elektroni f-orbitale:

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

Periodični sistem kemičnih elementov je naravna klasifikacija kemičnih elementov, ki je grafični (tabelarni) izraz periodnega zakona kemijskih elementov. Njegovo strukturo, v mnogih pogledih podobno sodobni, je razvil D. I. Mendelejev na podlagi periodičnega zakona v letih 1869-1871.

Prototip periodičnega sistema je bila "Izkušnja sistema elementov na podlagi njihove atomske teže in kemične afinitete", ki jo je sestavil D. I. Mendelejev 1. marca 1869. Dve leti je znanstvenik nenehno izboljševal "izkušnjo sistema" , predstavil idejo o elementih skupin, serij in obdobij. Posledično je struktura periodičnega sistema v mnogih pogledih dobila sodobne obrise.

Za njegov razvoj je bil pomemben koncept mesta elementa v sistemu, ki ga določajo številke skupine in obdobja. Na podlagi tega koncepta je Mendelejev prišel do zaključka, da je treba spremeniti atomske mase nekaterih elementov: urana, indija, cerija in njegovih satelitov. To je bila prva praktična uporaba periodičnega sistema. Mendelejev je bil tudi prvi, ki je napovedal obstoj več neznanih elementov. Znanstvenik je opisal najpomembnejše lastnosti ekaaluminija (prihodnji galij), ekabora (skandij) in ekasilicija (germanija). Poleg tega je napovedal obstoj analogov mangana (prihodnji tehnecij in renij), telurja (polonij), joda (astatina), cezija (francij), barija (radij), tantala (protaktinija). Znanstvenikove napovedi glede teh elementov so bile splošne narave, saj so se ti elementi nahajali na malo raziskanih območjih periodnega sistema.

Prve različice periodičnega sistema so v mnogih pogledih predstavljale le empirično posplošitev. Navsezadnje fizični pomen periodičnega zakona ni bil jasen, ni bilo razlage razlogov za periodično spreminjanje lastnosti elementov glede na povečanje atomske mase. Posledično so številni problemi ostali nerešeni. Ali obstajajo omejitve za periodični sistem? Ali je mogoče določiti natančno število obstoječih elementov? Struktura šestega obdobja je ostala nejasna - kakšna je natančna količina redkih zemeljskih elementov. Ni bilo znano, ali med vodikom in litijem še obstajajo elementi, kakšna je struktura prvega obdobja. Zato so se vse do fizične utemeljitve periodičnega zakona in razvoja teorije periodnega sistema večkrat pojavile resne težave. Nepričakovano je bilo odkritje v letih 1894-1898. galaksija inertnih plinov, za katere se je zdelo, da nimajo mesta v periodnem sistemu. Ta težava je bila odpravljena zahvaljujoč zamisli o vključitvi neodvisne ničelne skupine v strukturo periodičnega sistema. Množično odkritje radioelementov na prelomu iz 19. v 20. stoletje. (do leta 1910 je bilo njihovo število približno 40) je povzročilo ostro nasprotje med potrebo po umestitvi v periodični sistem in njegovo obstoječo strukturo. Zanje je bilo v šestem in sedmem obdobju le 7 prostih mest. Ta problem je bil rešen z vzpostavitvijo pravil premikov in odkritjem izotopov.

Eden od glavnih razlogov za nezmožnost razlage fizičnega pomena periodičnega zakona in strukture periodnega sistema je bil, da ni bilo znano, kako je atom zgrajen. Najpomembnejši mejnik v razvoju periodičnega sistema je bilo oblikovanje atomskega modela E. Rutherforda (1911). Na podlagi tega je nizozemski znanstvenik A. Van den Broek (1913) predlagal, da je redna številka elementa v periodnem sistemu številčno enaka naboju jedra njegovega atoma (Z). To je eksperimentalno potrdil angleški znanstvenik G. Moseley (1913). Periodični zakon je dobil fizično utemeljitev: periodičnost sprememb lastnosti elementov se je začela obravnavati glede na Z-naboj atomskega jedra elementa in ne od atomske mase.

Posledično se je struktura periodičnega sistema znatno okrepila. Določena je spodnja meja sistema. To je vodik, element z najmanjšim Z = 1. Postalo je mogoče natančno oceniti število elementov med vodikom in uranom. Ugotovljene so bile »vrzeli« v periodnem sistemu, ki ustrezajo neznanim elementom z Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Vendar pa so vprašanja o natančnem številu elementov redkih zemelj ostala nejasna in, kar je najpomembneje, razlogi za periodične spremembe lastnosti elementov niso bile razkrite odvisno od Z.

Na podlagi trenutne strukture periodičnega sistema in rezultatov študija atomskih spektrov je danski znanstvenik N. Bohr v letih 1918-1921. razvil ideje o zaporedju gradnje elektronskih lupin in podlupin v atomih. Znanstvenik je prišel do zaključka, da se podobne vrste elektronskih konfiguracij atomov občasno ponavljajo. Tako se je pokazalo, da je periodičnost sprememb lastnosti kemičnih elementov razložena z obstojem periodičnosti pri konstrukciji elektronskih lupin in podlupin atomov.

Trenutno periodični sistem zajema 126 elementov. Od tega so bili vsi transuranovi elementi (Z = 93-107), pa tudi elementi z Z = 43 (tehnecij), 61 (prometij), 85 (astatin), 87 (francij) pridobljeni umetno. V celotni zgodovini obstoja periodnega sistema je bilo predlaganih veliko število (> 500) njegovih grafičnih prikazov, predvsem v obliki tabel, pa tudi v obliki različnih geometrijskih likov (prostorskih in ravninskih), analitične krivulje (spirale ipd.) itd. Najbolj razširjene so kratke, dolge in lestvene oblike tabel.

Trenutno se daje prednost kratkim.

Temeljno načelo gradnje periodičnega sistema je njegova delitev na skupine in obdobja. Mendelejev koncept vrstic elementov se trenutno ne uporablja, saj je brez fizičnega pomena. Skupine pa so razdeljene na glavne (a) in sekundarne (b) podskupine. Vsaka podskupina vsebuje elemente - kemične analoge. Elementi a- in b-podskupin v večini skupin kažejo tudi določeno podobnost med sabo, predvsem v višjih oksidacijskih stanjih, ki so praviloma enaka številki skupine. Obdobje je niz elementov, ki se začne z alkalijsko kovino in konča z inertnim plinom (poseben primer je prva perioda). Vsako obdobje vsebuje strogo določeno število elementov. Periodični sistem je sestavljen iz osmih skupin in osmih obdobij.

Posebnost prvo obdobje je, da vsebuje samo 2 elementa: vodik in helij. Mesto vodika v sistemu je dvoumno. Ker ima lastnosti, ki so podobne alkalijskim kovinam in halogenom, ga uvrščamo bodisi v podskupino Iaα- bodisi v VIIaα - podskupino, pri čemer se zadnja možnost pogosteje uporablja. Helij je prvi predstavnik podskupine VIIIa. Dolgo časa so bili helij in vsi inertni plini ločeni v neodvisno ničelno skupino. Ta določba je zahtevala revizijo po sintezi kemičnih spojin kriptona, ksenona in radona. Posledično so bili inertni plini in elementi prejšnje skupine VIII (železo, kobalt, nikelj in platina kovine) združeni v eno skupino. Ta možnost ni popolna, saj je inertnost helija in neona nedvomna.

Drugo obdobje vsebuje 8 elementov. Začne se z litijem alkalijske kovine, katerega edino oksidacijsko stanje je +1. Sledi berilij (kovina, oksidacijsko stanje +2). Bor že kaže šibko izražen kovinski značaj in je nekovina (oksidacijsko stanje +3). Poleg bora je ogljik tipična nekovina, ki kaže tako +4 kot -4 oksidacijsko stanje. Dušik, kisik, fluor in neon so vsi nekovine, pri dušiku pa najvišje oksidacijsko stanje +5 ustreza številki skupine; za fluor je znano, da je oksidacijsko stanje +7. Inertni plin neon zaključi obdobje.

Tretje obdobje(natrij - argon) vsebuje tudi 8 elementov. Narava spremembe njihovih lastnosti je v veliki meri podobna tisti, ki smo jo opazili pri elementih drugega obdobja. Obstaja pa tudi svojo specifičnost. Torej je magnezij, za razliko od berilija, bolj kovinski, pa tudi aluminij v primerjavi z borom. Silicij, fosfor, žveplo, klor, argon so vse tipične nekovine. In vsi, razen argona, kažejo najvišja oksidacijska stanja, enaka številki skupine.

Kot lahko vidimo, v obeh obdobjih, ko se Z povečuje, opazimo oslabitev kovinskih in krepitev nekovinskih lastnosti elementov. D. I. Mendelejev je elemente drugega in tretjega obdobja (po njegovih besedah ​​majhne) označil za tipične. Elementi majhnih obdobij so med najpogostejšimi v naravi. Ogljik, dušik in kisik (skupaj z vodikom) so organogeni, t.j. osnovni elementi organske snovi.

Vsi elementi prvega in tretjega obdobja so razvrščeni v a-podskupine.

Četrto obdobje(kalij - kripton) vsebuje 18 elementov. Po besedah ​​Mendelejeva je to prvo veliko obdobje. Za alkalijskim kalijem in zemeljskoalkalijskim kalcijem sledi vrsta elementov, ki jih sestavlja 10 tako imenovanih prehodnih kovin (skandij – cink). Vsi spadajo v b-podskupine. Večina prehodnih kovin ima višja oksidacijska stanja, ki so enaka številu skupine, razen železa, kobalta in niklja. Elementi od galija do kriptona spadajo v a-podskupine. Kripton, za razliko od prejšnjih inertnih plinov, lahko tvori kemične spojine.

Peto obdobje(rubidij - ksenon) je po svoji konstrukciji podoben četrtemu. Vsebuje tudi vložek 10 prehodnih kovin (itrij - kadmij). Elementi tega obdobja imajo svoje značilnosti. V triadi rutenij - rodij - paladij so spojine znane za rutenij, kjer ima oksidacijsko stanje +8. Vsi elementi a-podskupin imajo najvišja oksidacijska stanja, ki so enaka številki skupine, razen ksenona. Vidimo, da so značilnosti spreminjanja lastnosti elementov četrtega in petega obdobja z rastjo Z bolj zapletene v primerjavi z drugim in tretjim obdobjem.

Šesto obdobje(cezij - radon) vključuje 32 elementov. V tem obdobju je poleg 10 prehodnih kovin (lantan, hafnij – živo srebro) še nabor 14 lantanidov – od cerija do lutecija. Elementi od cerija do lutecija so si kemično zelo podobni in zaradi tega že dolgo uvrščeni v družino redkih zemeljskih elementov. V kratki obliki periodičnega sistema je serija lantanidov vključena v celico lantana in dekodiranje te serije je podano na dnu tabele.

Kakšna je posebnost elementov šestega obdobja? V triadi osmij - iridij - platina je za osmij znano oksidacijsko stanje +8. Astatin ima precej izrazit kovinski značaj. Radon je verjetno najbolj reaktiven od vseh inertnih plinov. Žal je njegova kemija zaradi dejstva, da je zelo radioaktivna, malo raziskana.

Sedmo obdobje se začne s Francijo. Tako kot šesti mora vsebovati tudi 32 elementov. Francij in radij sta elementa Iaα- in IIaα-podskupine, aktinij pripada IIIb-podskupini. Najpogostejša ideja je o družini aktinidov, ki vključuje elemente od torija do Lawrencija in je podobna lantanidom. Dekodiranje te vrstice elementov je podano tudi na dnu tabele.

Zdaj pa poglejmo, kako se spreminjajo lastnosti kemičnih elementov v podskupinah periodnega sistema. Glavni vzorec te spremembe je krepitev kovinske narave elementov z naraščanjem Z. Ta vzorec je še posebej izrazit v podskupinah IIIaα-VIIaα. Pri kovinah iz podskupin Iaα-IIIaα opazimo povečanje kemične aktivnosti. Pri elementih podskupin IVaα - VIIaα z naraščanjem Z opazimo oslabitev kemične aktivnosti elementov. Pri elementih b-podskupin je sprememba kemijske aktivnosti težja.

Teorijo periodičnega sistema so razvili N. Bohr in drugi znanstveniki v dvajsetih letih prejšnjega stoletja. 20. stoletje in temelji na realni shemi za tvorbo elektronskih konfiguracij atomov. Po tej teoriji, ko se Z povečuje, se polnjenje elektronskih lupin in podlupin v atomih elementov, vključenih v obdobja periodnega sistema, zgodi v naslednjem zaporedju:

Številke obdobij

Na podlagi teorije periodičnega sistema je mogoče podati naslednjo definicijo obdobja: obdobje je zbirka elementov, ki se začne z elementom z vrednostjo n, ki je enaka številki obdobja in l \u003d 0 (s-elementi ) in se konča z elementom z enako vrednostjo n in l \u003d 1 (p- elementi). Izjema je prva faza, ki vsebuje samo elemente 1s. Število elementov v obdobjih izhaja iz teorije periodnega sistema: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

Na priloženem barvnem zavihku so simboli elementov posamezne vrste (s-, p-, d- in f-elementi) upodobljeni na določeni barvni podlagi: s-elementi - na rdeči, p-elementi - na oranžni, d-elementi - na modri, f -elementi - na zeleni. Vsaka celica vsebuje serijske številke in atomske mase elementov ter elektronske konfiguracije zunanjih elektronskih lupin, ki v bistvu določajo kemijske lastnosti elementov.

Iz teorije periodnega sistema izhaja, da v a-podskupine spadajo elementi z n enakim številki periode in l = 0 in 1. B-podskupine vključujejo tiste elemente, v katerih atomih so dopolnjene lupine, ki so prej ostale nepopolne. Zato prvo, drugo in tretje obdobje ne vsebujejo elementov b-podskupin.

Struktura periodičnega sistema elementov je tesno povezana s strukturo atomov kemičnih elementov. Ko se Z povečuje, se podobne vrste konfiguracije zunanjih elektronskih lupin občasno ponavljajo. Določajo namreč glavne značilnosti kemijskega obnašanja elementov. Te lastnosti se različno kažejo za elemente a-podskupin (s- in p-elementi), za elemente b-podskupin (prehodni d-elementi) in elemente f-družin - lantanide in aktinide. Poseben primer predstavljajo elementi prvega obdobja - vodik in helij. Za vodik je značilna visoka kemična aktivnost, saj se njegov edini 1s elektron zlahka odcepi. Hkrati je konfiguracija helija (1s 2) zelo stabilna, kar povzroča njegovo popolno kemično neaktivnost.

Za elemente a-podskupin so zunanje elektronske lupine napolnjene (z n enakim številu obdobja); zato se lastnosti teh elementov izrazito spreminjajo z naraščanjem Z. Tako je v drugem obdobju litij (konfiguracija 2s) aktivna kovina, ki zlahka izgubi svoj edini valenčni elektron; berilij (2s 2) je tudi kovina, vendar manj aktivna zaradi dejstva, da so njegovi zunanji elektroni trdneje vezani na jedro. Nadalje ima bor (2s 2 p) šibko izrazit kovinski značaj in vsi nadaljnji elementi drugega obdobja, v katerem se pojavi konstrukcija 2p podlupine, so že nekovine. Osemelektronska konfiguracija zunanje elektronske ovojnice neona (2s 2 p 6) - inertnega plina - je zelo močna.

Kemične lastnosti elementov drugega obdobja so razložene z željo njihovih atomov, da pridobijo elektronsko konfiguracijo najbližjega inertnega plina (konfiguracija helija za elemente od litija do ogljika ali neonska konfiguracija za elemente od ogljika do fluora). Zato na primer kisik ne more imeti višjega oksidacijskega stanja, ki je enako številki skupine: navsezadnje mu je lažje doseči neonsko konfiguracijo s pridobivanjem dodatnih elektronov. Enaka narava spremembe lastnosti se kaže v elementih tretjega obdobja ter v s- in p-elementih vseh naslednjih obdobij. Hkrati se oslabitev moči vezi med zunanjimi elektroni in jedrom v a-podskupinah z naraščanjem Z kaže v lastnostih ustreznih elementov. Tako je pri s-elementih opazno povečanje kemične aktivnosti z naraščanjem Z, pri p-elementih pa povečanje kovinskih lastnosti.

V atomih prehodnih d-elementov so predhodno nedokončane lupine dopolnjene z vrednostjo glavnega kvantnega števila n, ki je ena manjša od števila obdobja. Z nekaterimi izjemami je konfiguracija zunanjih elektronskih lupin atomov prehodnih elementov ns 2 . Zato so vsi d-elementi kovine in zato spremembe lastnosti d-elementov ob povečanju Z niso tako ostre, kot smo videli pri s- in p-elementih. V višjih oksidacijskih stanjih kažejo d-elementi določeno podobnost s p-elementi ustreznih skupin periodnega sistema.

Značilnosti lastnosti elementov triad (VIII b-podskupina) so razložene z dejstvom, da so d-podlupine blizu zaključka. Zato kovine železa, kobalta, niklja in platine praviloma niso nagnjene k dajanju spojin višjih oksidacijskih stanj. Izjema sta le rutenij in osmij, ki dajeta oksida RuO 4 in OsO 4 . Za elemente Ib- in IIb-podskupin se dejansko izkaže, da je d-podlupina popolna. Zato imajo oksidacijsko stanje, ki je enako številu skupine.

V atomih lantanidov in aktinidov (vsi so kovine) se dokončanje prej nepopolnih elektronskih lupin zgodi z vrednostjo glavnega kvantnega števila n dve enoti manjšo od števila obdobja. V atomih teh elementov ostaja konfiguracija zunanje elektronske lupine (ns 2) nespremenjena. Hkrati f-elektroni dejansko ne vplivajo na kemične lastnosti. Zato so si lantanidi tako podobni.

Pri aktinidih je situacija veliko bolj zapletena. V območju jedrskih nabojev Z = 90 - 95 lahko v kemičnih interakcijah sodelujeta elektrona 6d in 5f. In iz tega sledi, da imajo aktinidi veliko širši razpon oksidacijskih stanj. Na primer, za neptunij, plutonij in americij so znane spojine, kjer ti elementi delujejo v sedemvalentnem stanju. Samo za elemente, ki se začnejo s kurijem (Z = 96), postane trivalentno stanje stabilno. Tako se lastnosti aktinidov bistveno razlikujejo od lastnosti lantanidov, zato obeh družin ni mogoče šteti za podobni.

Družina aktinidov se konča z elementom z Z = 103 (lawrencij). Ocena kemijskih lastnosti kurhatovija (Z = 104) in nilsborija (Z = 105) kaže, da bi morala biti ta elementa analoga hafnija oziroma tantala. Zato znanstveniki verjamejo, da se po družini aktinidov v atomih začne sistematično polnjenje 6d podlupine.

Končno število elementov, ki jih pokriva periodični sistem, ni znano. Problem njegove zgornje meje je morda glavna uganka periodičnega sistema. Najtežji element v naravi je plutonij (Z = 94). Dosežena meja umetne jedrske fuzije je element z atomsko številko 118. Ostaja vprašanje: ali bo mogoče dobiti elemente z višjimi atomskimi številkami, katere in koliko? Nanj še ni mogoče z gotovostjo odgovoriti.

Z najkompleksnejšimi izračuni, opravljenimi na elektronskih računalnikih, so znanstveniki poskušali določiti strukturo atomov in ovrednotiti najpomembnejše lastnosti takšnih "superelementov", do ogromnih serijskih številk (Z = 172 in celo Z = 184). Dobljeni rezultati so bili precej nepričakovani. Na primer, v atomu elementa z Z = 121 se domneva videz 8p elektrona; to je potem, ko je bila tvorba podlupine 85 končana v atomih z Z = 119 in 120. Toda pojav p-elektronov po s-elektronih opazimo le v atomih elementov drugega in tretjega obdobja. Izračuni tudi kažejo, da se v elementih hipotetičnega osmega obdobja polnjenje elektronskih lupin in podlupin atomov dogaja v zelo zapletenem in svojevrstnem zaporedju. Zato je vrednotenje lastnosti ustreznih elementov zelo težaven problem. Zdi se, da bi moralo osmo obdobje vsebovati 50 elementov (Z = 119-168), vendar naj bi se po izračunih končalo pri elementu z Z = 164, torej 4 zaporedne številke prej. In "eksotično" deveto obdobje bi moralo biti sestavljeno iz 8 elementov. Tukaj je njegov "elektronski" zapis: 9s 2 8p 4 9p 2 . Z drugimi besedami, vseboval bi le 8 elementov, kot sta druga in tretja obdobja.

Težko je reči, v kolikšni meri bi izračuni, narejeni s pomočjo računalnika, ustrezali resnici. Če pa bi bili potrjeni, bi bilo treba resno revidirati vzorce, na katerih temelji periodični sistem elementov in njegova struktura.

Periodični sistem je igral in igra veliko vlogo pri razvoju različnih naravoslovnih področij. To je bil najpomembnejši dosežek atomske in molekularne znanosti, ki je prispeval k nastanku sodobnega koncepta "kemijskega elementa" in izpopolnjevanju konceptov preprostih snovi in ​​spojin.

Zakoni, ki jih je razkril periodični sistem, so pomembno vplivali na razvoj teorije zgradbe atomov, odkritje izotopov in nastanek idej o jedrski periodičnosti. Strogo znanstvena izjava o problemu napovedovanja v kemiji je povezana s periodnim sistemom. To se je pokazalo v napovedi obstoja in lastnosti neznanih elementov ter novih značilnostih kemijskega obnašanja že odkritih elementov. Dandanes je periodični sistem temelj kemije, predvsem anorganske, ki bistveno pomaga pri reševanju problema kemične sinteze snovi z vnaprej določenimi lastnostmi, razvoju novih polprevodniških materialov, izbiri specifičnih katalizatorjev za različne kemične procese itd. Končno, periodični sistem je osnova poučevanja kemije.

Sestava atoma.

Atom je sestavljen iz atomsko jedro in elektronska lupina.

Jedro atoma je sestavljeno iz protonov ( p+) in nevtroni ( n 0). Večina vodikovih atomov ima eno protonsko jedro.

Število protonov N(p+) je enak jedrskemu naboju ( Z) in redna številka elementa v naravnem nizu elementov (in v periodnem sistemu elementov).

N(str +) = Z

Vsota števila nevtronov N(n 0), označeno preprosto s črko N in število protonov Z poklical masno število in je označen s črko AMPAK.

A = Z + N

Elektronska lupina atoma je sestavljena iz elektronov, ki se gibljejo okoli jedra ( e -).

Število elektronov N(e-) v elektronski lupini nevtralnega atoma je enako številu protonov Z v svojem jedru.

Masa protona je približno enaka masi nevtrona in 1840-kratni masi elektrona, tako da je masa atoma praktično enaka masi jedra.

Oblika atoma je sferična. Polmer jedra je približno 100.000-krat manjši od polmera atoma.

Kemični element- vrsta atomov (skupina atomov) z enakim jedrskim nabojem (z enakim številom protonov v jedru).

Izotop- množica atomov enega elementa z enakim številom nevtronov v jedru (ali vrsta atomov z enakim številom protonov in enakim številom nevtronov v jedru).

Različni izotopi se med seboj razlikujejo po številu nevtronov v jedrih svojih atomov.

Oznaka posameznega atoma ali izotopa: (E - simbol elementa), na primer: .

Struktura elektronske lupine atoma

atomska orbitala je stanje elektrona v atomu. Orbitalni simbol - . Vsaka orbitala ustreza elektronskemu oblaku.

Orbitale resničnih atomov v osnovnem (nevzbujenem) stanju so štiri vrste: s, str, d in f.

elektronski oblak- del prostora, v katerem je mogoče najti elektron z verjetnostjo 90 (ali več) odstotkov.

Opomba: včasih se pojma "atomska orbitala" in "elektronski oblak" ne razlikujeta, tako da oba imenujemo "atomska orbitala".

Elektronska lupina atoma je večplastna. Elektronski sloj ki ga tvorijo elektronski oblaki enake velikosti. Orbitale enoslojne oblike elektronski ("energetski") nivo, so njihove energije enake za atom vodika, vendar drugačne za druge atome.

Orbitale iste ravni so združene v elektronska (energija) podravni:
s- podnivo (sestavljeno iz enega s-orbitale), simbol - .
str podnivo (sestavljeno iz treh str
d podnivo (sestavljeno iz petih d-orbitale), simbol - .
f podnivo (sestavljeno iz sedmih f-orbitale), simbol - .

Energije orbital istega podnivoja so enake.

Pri označevanju podnivojev se simbolu podnivoja doda številka sloja (elektronske ravni), na primer: 2 s, 3str, 5d pomeni s- podnivo druge stopnje, str- podnivo tretje stopnje, d- podnivo pete stopnje.

Skupno število podnivojev na eni ravni je enako številki ravni n. Skupno število orbital na eni ravni je n 2. V skladu s tem je tudi skupno število oblakov v eni plasti n 2 .

Oznake: - prosta orbitala (brez elektronov), - orbitala z neparnim elektronom, - orbitala z elektronskim parom (z dvema elektronoma).

Vrstni red, v katerem elektroni polnijo orbitale atoma, določajo trije zakoni narave (formulacije so podane na poenostavljen način):

1. Načelo najmanjše energije – elektroni polnijo orbitale v vrstnem redu naraščajoče energije orbital.

2. Paulijev princip – v eni orbitali ne moreta biti več kot dva elektrona.

3. Hundovo pravilo – znotraj podnivoja elektroni najprej zapolnijo proste orbitale (ena po eno), šele nato pa tvorijo elektronske pare.

Skupno število elektronov na elektronski ravni (ali v elektronski plasti) je 2 n 2 .

Porazdelitev podnivojev po energiji je izražena v naslednjem vrstnem redu (po naraščanju energije):

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

Vizualno je to zaporedje izraženo z energijskim diagramom:

Porazdelitev elektronov atoma po ravneh, podnivojih in orbitalah (elektronska konfiguracija atoma) je mogoče prikazati v obliki elektronske formule, energijskega diagrama ali, preprosteje, v obliki diagrama elektronske plasti (" elektronski diagram").

Primeri elektronske strukture atomov:

Valenčni elektroni- elektroni atoma, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Za kateri koli atom so to vsi zunanji elektroni plus tisti predzunanji elektroni, katerih energija je večja od energije zunanjih. Na primer: Ca atom ima 4 zunanje elektrone s 2, so tudi valenca; atom Fe ima zunanje elektrone - 4 s 2 ampak on ima 3 d 6, zato ima atom železa 8 valenčnih elektronov. Valenčna elektronska formula kalcijevega atoma je 4 s 2 in atomi železa - 4 s 2 3d 6 .

Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva
(naravni sistem kemičnih elementov)

Periodični zakon kemičnih elementov(sodobna formulacija): lastnosti kemičnih elementov, pa tudi preprostih in zapletenih snovi, ki jih tvorijo, so v periodični odvisnosti od vrednosti naboja iz atomskih jeder.

Periodični sistem- grafični izraz periodnega zakona.

Naravni nabor kemičnih elementov- število kemičnih elementov, zgrajenih glede na povečanje števila protonov v jedrih njihovih atomov ali, kar je enako, glede na povečanje nabojev jeder teh atomov. Zaporedna številka elementa v tej seriji je enaka številu protonov v jedru katerega koli atoma tega elementa.

Tabela kemičnih elementov je sestavljena tako, da se naravni niz kemičnih elementov "razreže". obdobja(vodoravne vrstice tabele) in skupine (navpični stolpci tabele) elementov s podobno elektronsko strukturo atomov.

Glede na to, kako so elementi združeni v skupine, je lahko tabela dolgo obdobje(v skupinah so zbrani elementi z enakim številom in vrsto valenčnih elektronov) in kratkoročno(elemente z enakim številom valenčnih elektronov zberemo v skupine).

Skupine kratkodobne tabele so razdeljene v podskupine ( glavni in stranski učinki), ki sovpada s skupinami tabele z dolgim ​​obdobjem.

Vsi atomi elementov istega obdobja imajo enako število elektronskih plasti, ki je enako številu obdobja.

Število elementov v obdobjih: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Večina elementov osme dobe je bila pridobljena umetno, zadnji elementi tega obdobja še niso sintetizirani. Vsa obdobja razen prve se začnejo z elementom, ki tvori alkalijske kovine (Li, Na, K itd.) in se konča z elementom, ki tvori žlahtni plin (He, Ne, Ar, Kr itd.).

V tabeli za kratko obdobje - osem skupin, od katerih je vsaka razdeljena v dve podskupini (glavno in sekundarno), v tabeli z dolgim ​​obdobjem - šestnajst skupin, ki so oštevilčene z rimskimi številkami s črkami A ali B, na primer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA tabele za daljše obdobje ustreza glavni podskupini prve skupine tabele za kratkoročno obdobje; skupina VIIB - sekundarna podskupina sedme skupine: ostali - podobno.

Lastnosti kemičnih elementov se naravno spreminjajo v skupinah in obdobjih.

V obdobjih (z naraščajočo serijsko številko)

• jedrski naboj se poveča
• število zunanjih elektronov se poveča,
• polmer atomov se zmanjša,
• moč vezi elektronov z jedrom se poveča (ionizacijska energija),
• poveča se elektronegativnost.
• izboljšane so oksidacijske lastnosti preprostih snovi ("nekovinskost"),
• redukcijske lastnosti preprostih snovi ("kovinskost") oslabijo,
• oslabi osnovni značaj hidroksidov in pripadajočih oksidov,
• poveča se kislinski značaj hidroksidov in ustreznih oksidov.

V skupinah (z naraščajočo serijsko številko)

• jedrski naboj se poveča
• polmer atomov se poveča (samo v A-skupinah),
• moč vezi med elektroni in jedrom se zmanjša (ionizacijska energija; samo v A-skupinah),
• elektronegativnost se zmanjša (samo v A-skupinah),
• oslabijo oksidacijske lastnosti preprostih snovi ("nekovinski"; samo v A-skupinah),
• izboljšane so redukcijske lastnosti preprostih snovi ("kovinska"; samo v A-skupinah),
• poveča se osnovni značaj hidroksidov in pripadajočih oksidov (samo v A-skupinah),
• kisla narava hidroksidov in ustreznih oksidov oslabi (samo v A-skupinah),
• zmanjša se stabilnost vodikovih spojin (poveča se njihova redukcijska aktivnost; le v A-skupinah).

Naloge in testi na temo "Tema 9. "Zgradba atoma. Periodični zakon in periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva (PSCE)"."

• Periodični zakon - Periodični zakon in zgradba atomov 8.–9. razred
  Vedeti morate: zakone polnjenja orbital z elektroni (načelo najmanjše energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), zgradbo periodnega sistema elementov.

  Morali bi biti sposobni: določiti sestavo atoma po položaju elementa v periodnem sistemu in, nasprotno, poiskati element v periodnem sistemu, poznajoč njegovo sestavo; prikazati strukturni diagram, elektronsko konfiguracijo atoma, iona in, nasprotno, določiti položaj kemičnega elementa v PSCE iz diagrama in elektronske konfiguracije; opredeliti element in snovi, ki jih tvori, glede na njegov položaj v PSCE; določajo spremembe polmera atomov, lastnosti kemičnih elementov in snovi, ki jih tvorijo v eni periodi in eni glavni podskupini periodnega sistema.

  Primer 1 Določite število orbital v tretji elektronski ravni. Kakšne so te orbitale?
  Za določitev števila orbital uporabljamo formulo N orbitale = n 2, kje n- številka stopnje. N orbitale = 3 2 = 9. Ena 3 s-, tri 3 str- in pet 3 d-orbitale.

  Primer 2 Ugotovite, kateri atom ima elektronsko formulo 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
  Če želite ugotoviti, za kateri element gre, morate ugotoviti njegovo serijsko številko, ki je enaka skupnemu številu elektronov v atomu. V tem primeru: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To je aluminij.

  Ko se prepričate, da ste se naučili vsega, kar potrebujete, nadaljujte z nalogami. Želimo vam uspeh.

  
  Priporočena literatura:
  • O. S. Gabrielyan in drugi Kemija, 11. razred. M., Droha, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11 celic. M., Izobraževanje, 2001.

Periodični sistem kemičnih elementov. Periodični sistem kem. el tov PERIODIČNI TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV, naravna klasifikacija kemijskih elementov, ki je tabelarni izraz periodnega zakona. Moderna…… Ilustrirani enciklopedični slovar

PERIODIČNI TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV- ustvaril D. I. Mendeleev in je sestavljen iz lokacije x. e. v strogo določenem vrstnem redu glede na njihovo atomsko maso; x lastnosti. e. so v tesni povezavi s svojo lokacijo v p. s. in pravilno lokacijo v zadnjem x. e. omogočilo ... Slovar tujih besed ruskega jezika

periodični sistem kemičnih elementov- naravni sistem kemičnih elementov, ki ga je razvil D. I. Mendeleev na podlagi periodičnega zakona, ki ga je odkril (1869). Sodobna formulacija tega zakona zveni takole: lastnosti elementov so v periodični odvisnosti od naboja ... ... enciklopedični slovar

PERIODIČNI TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV- naravo. kemični sistem. elementov, ki jih je razvil D. I. Mendelejev na podlagi periodike, ki jo je odkril (1869). zakon. moderno formulacija tega zakona zveni takole: lastnosti elementov so v periodiki. odvisno od naboja njihovih atomskih jeder. Napolniti… …

PERIODIČNI TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV- naročen komplet kem. elementov, njihove narave. klasifikacija, ki je tabelarni izraz Mendelejevega periodičnega zakona. Prototip periodike kemični sistemi. elementi (P. s.) so služili kot tabela Izkušnje sistema elementov na podlagi njihovih ... ... Kemijska enciklopedija

PERIODIČNI TABELA KEMIJSKIH ELEMENTOV- Relativne mase so podane v skladu z Mednarodno tabelo iz leta 1995 (natančnost je navedena za zadnjo pomembno številko). Za elemente, ki nimajo stabilnih nuklidov (z izjemo Th, Pa in U, pogostih v zemeljski skorji), v oglatih oklepajih ... ... Naravoslovje. enciklopedični slovar

Periodični zakon kemičnih elementov

Periodični sistem kemičnih elementov- Periodični sistem kemičnih elementov (Mendelejeva tabela) je klasifikacija kemičnih elementov, ki ugotavlja odvisnost različnih lastnosti elementov od naboja atomskega jedra. Sistem je grafični izraz periodičnega zakona, ... ... Wikipedia

Periodični sistem kemičnih elementov- sistem kemičnih elementov, ki ga je razvil ruski znanstvenik D. I. Mendelejev (1834-1907) na podlagi periodičnega zakona, ki ga je odkril (1869). Sodobna formulacija tega zakona zveni takole: lastnosti elementov so v periodičnem ... ... Koncepti sodobnega naravoslovja. Slovarček osnovnih izrazov

PERIODIČNI TABELA ELEMENTOV- PERIODIČNI SISTEM ELEMENTOV, periodični zakon. Dolgo časa se poskuša ugotoviti odvisnost lastnosti elementov od njihove atomske teže: Dobereiner (Dobereiner, 1817) je opozoril na triade podobnih elementov, med atomskimi utežmi do ... ... Velika medicinska enciklopedija

knjige

• Periodični sistem kemičnih elementov Mendelejeva, . Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva. Stenska izdaja. (Vključno z novimi artikli). Velikost 69, 6 x 91 cm Material: prevlečen ... Nakup za 339 rubljev
• Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva. Tabela topnosti,. Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva in referenčne tabele v kemiji ... Kupite za 44 rubljev
• Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva. Topnost kislin, baz in soli v vodi. Stenska miza (dvostranska, laminirana) , . Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva. + Tabela topnosti kislin, baz in soli v vodi…