D. I. Mendelejew doszedł do wniosku, że ich właściwości muszą wynikać z pewnych podstawowych wspólnych cech. Wybrał masę atomową pierwiastka jako podstawową cechę pierwiastka chemicznego i pokrótce sformułował prawo okresowe (1869):

Właściwości pierwiastków, a także właściwości utworzonych przez nie ciał prostych i złożonych są okresowo zależne od wartości mas atomowych pierwiastków.

Zasługa Mendelejewa polega na tym, że rozumiał przejawioną zależność jako obiektywne prawo natury, czego jego poprzednicy nie mogli zrobić. D. I. Mendelejew uważał, że skład związków, ich właściwości chemiczne, temperatury wrzenia i topnienia, struktura kryształów itp. są okresowo zależne od masy atomowej. Głębokie zrozumienie istoty okresowej zależności dało Mendelejewowi możliwość wyciągnięcia kilku ważnych wniosków i założeń.

Nowoczesny układ okresowy

Po pierwsze, z 63 znanych wówczas pierwiastków Mendelejew zmienił masy atomowe prawie 20 pierwiastków (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Po drugie przewidział istnienie około 20 nowych pierwiastków i zostawił im miejsce w układzie okresowym. Trzy z nich, a mianowicie ecabor, ecaaluminum i ecasilicium, zostały opisane wystarczająco szczegółowo i z zaskakującą dokładnością. Zostało to triumfalnie potwierdzone w ciągu następnych piętnastu lat, kiedy odkryto pierwiastki gal (ecaaluminum), skand (ecabor) i german (ecasilicium).

Prawo okresowe jest jednym z podstawowych praw natury. Jego wpływ na rozwój światopoglądu naukowego można porównać jedynie z prawem zachowania masy i energii czy teorią kwantową. W czasach D. I. Mendelejewa prawo okresowe stało się podstawą chemii. Dalsze odkrycia struktury i zjawiska izotopii wykazały, że główną cechą ilościową pierwiastka nie jest masa atomowa, ale ładunek jądra (Z). W 1913 roku Moseley i Rutherford wprowadzili pojęcie „liczby atomowej pierwiastka”, ponumerowali wszystkie symbole w układzie okresowym i wykazali, że podstawą klasyfikacji pierwiastków jest liczba porządkowa pierwiastka, równa ładunkowi jądra atomów.

To stwierdzenie jest obecnie znane jako Prawo Moseleya.

Dlatego współczesna definicja prawa okresowego jest sformułowana w następujący sposób:

Właściwości prostych substancji, a także postaci i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wartości ładunku ich jąder atomowych (lub od liczby porządkowej pierwiastka w układzie okresowym).

Struktury elektronowe atomów pierwiastków wyraźnie pokazują, że wraz ze wzrostem ładunku jądra następuje regularne, okresowe powtarzanie struktur elektronowych, a co za tym idzie powtarzanie właściwości pierwiastków. Znajduje to odzwierciedlenie w układzie okresowym pierwiastków, dla którego zaproponowano kilkaset wariantów. Najczęściej stosuje się dwie formy tabel – skróconą i rozszerzoną – zawierające wszystkie znane elementy i posiadające wolne miejsca na jeszcze nieotwarte.

Każdy pierwiastek zajmuje określoną komórkę w układzie okresowym, która wskazuje symbol i nazwę pierwiastka, jego numer seryjny, względną masę atomową, a dla pierwiastków promieniotwórczych w nawiasach kwadratowych podano liczbę masową najbardziej stabilnego lub dostępnego izotopu. W nowoczesnych tabelach często podaje się inne informacje referencyjne: gęstość, temperatury wrzenia i topnienia prostych substancji itp.

Okresy

Głównymi jednostkami strukturalnymi układu okresowego są okresy i grupy - agregaty naturalne, na które pierwiastki chemiczne są podzielone według struktur elektronowych.

Okres to poziomy kolejny rząd pierwiastków, w których atomach elektrony wypełniają tę samą liczbę poziomów energetycznych.

Numer okresu pokrywa się z numerem zewnętrznego poziomu kwantowego. Na przykład pierwiastek wapń (4s 2) znajduje się w czwartym okresie, to znaczy jego atom ma cztery poziomy energetyczne, a elektrony walencyjne znajdują się na zewnętrznym, czwartym poziomie. Różnica w kolejności wypełniania zarówno zewnętrznej, jak i bliższej jądra warstw elektronowych wyjaśnia przyczynę różnych długości okresów.

W atomach pierwiastków s i p budowany jest poziom zewnętrzny, w pierwiastkach d - drugi poziom energetyczny na zewnątrz, aw pierwiastkach f - trzeci poziom energetyczny na zewnątrz.

Dlatego różnica we właściwościach najwyraźniej przejawia się w sąsiednich elementach s lub p. W d-, a zwłaszcza f-elementach tego samego okresu, różnica we właściwościach jest mniej znacząca.

Jak już wspomniano, na podstawie liczby podpoziomów energetycznych budowanych przez elektrony, pierwiastki są łączone w rodziny elektroniczne. Na przykład w okresach IV-VI istnieją rodziny zawierające po dziesięć elementów d: rodzina 3d (Sc-Zn), rodzina 4d (Y-Cd), rodzina 5d (La, Hf-Hg). W szóstym i siódmym okresie czternaście elementów tworzy rodziny f: rodzinę 4f (Ce-Lu), zwaną lantanowcem, i rodzinę 5f (Th-Lr) - aktynowiec. Te rodziny są umieszczane pod układem okresowym.

Pierwsze trzy okresy nazywane są okresami małymi lub typowymi, ponieważ właściwości elementów tych okresów są podstawą podziału wszystkich pozostałych elementów na osiem grup. Wszystkie inne okresy, w tym siódmy, niekompletny, nazywane są okresami dużymi.

Wszystkie okresy, z wyjątkiem pierwszego, zaczynają się od zasadowych (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) i kończą, z wyjątkiem siódmego, niekompletnego, obojętnego pierwiastka (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ). Metale alkaliczne mają taką samą zewnętrzną konfigurację elektroniczną n s 1 , gdzie n- numer okresu. Pierwiastki obojętne, z wyjątkiem helu (1s 2), mają taką samą strukturę zewnętrznej warstwy elektronicznej: n s2 n s. 6, czyli odpowiedniki elektroniczne.

Rozważana prawidłowość pozwala dojść do wniosku:

Okresowe powtarzanie tych samych konfiguracji elektronowych zewnętrznej warstwy elektronowej jest przyczyną podobieństwa właściwości fizycznych i chemicznych analogicznych pierwiastków, ponieważ to zewnętrzne elektrony atomów decydują głównie o ich właściwościach.

W małych typowych okresach, wraz ze wzrostem liczby seryjnej, obserwuje się stopniowy spadek właściwości metalicznych i wzrost właściwości niemetalicznych, ponieważ wzrasta liczba elektronów walencyjnych na poziomie energii zewnętrznej. Na przykład atomy wszystkich pierwiastków trzeciego okresu mają trzy warstwy elektronowe. Struktura dwóch warstw wewnętrznych jest taka sama dla wszystkich elementów trzeciego okresu (1s 2 2s 2 2p 6), natomiast struktura zewnętrznej warstwy trzeciej jest inna. W przejściu od każdego poprzedniego pierwiastka do każdego kolejnego pierwiastka ładunek jądra atomowego wzrasta o jeden i odpowiednio wzrasta liczba elektronów zewnętrznych. W rezultacie ich przyciąganie do jądra wzrasta, a promień atomu maleje. Prowadzi to do osłabienia właściwości metalicznych i wzrostu właściwości niemetalicznych.

Trzeci okres zaczyna się od bardzo aktywnego sodu metalicznego (11 Na - 3s 1), a następnie nieco mniej aktywnego magnezu (12 Mg - 3s 2). Oba te metale należą do rodziny 3s. Pierwszy pierwiastek p trzeciego okresu, aluminium (13 Al - 3s 2 3p 1), którego aktywność metaliczna jest mniejsza niż magnezu, ma właściwości amfoteryczne, to znaczy może również zachowywać się jak niemetal w reakcjach chemicznych . Dalej są niemetale krzem (14 Si - 3s 2 3p 2), fosfor (15 P - 3s 2 3p 3), siarka (16 S - 3s 2 3p 4), chlor (17 Cl - 3s 2 3p 5) . Ich właściwości niemetaliczne wzrastają od Si do Cl, który jest aktywnym niemetalem. Okres kończy się argonem pierwiastka inertnego (18 Ar - 3s 2 3p 6).

W ciągu jednego okresu właściwości elementów zmieniają się stopniowo, a podczas przejścia z poprzedniego okresu do następnego obserwuje się gwałtowną zmianę właściwości, ponieważ rozpoczyna się budowanie nowego poziomu energii.

Stopniowa zmiana właściwości jest typowa nie tylko dla substancji prostych, ale także dla związków złożonych, co pokazuje tabela 1.

Tabela 1 - Niektóre właściwości pierwiastków trzeciego okresu i ich związków

Rodzina elektroniczna	s-elementy		p-elementy
Symbol elementu	Na	mg	Glin	Si	P	S	Cl	Ar
Ładunek jądra atomu	+11	+12	+13	+14	+15	+16	+17	+18
Zewnętrzna konfiguracja elektroniczna	3s 1	3s 2	3s 2 3p 1	3s 2 3p 2	3s 2 3p 3	3s 2 3p 4	3s 2 3p 5	3s 2 3p 6
Promień atomowy, nm	0,189	0,160	0,143	0,118	0,110	0,102	0,099	0,054
Maksymalna wartościowość	I	II	III	IV	V	VI	VII	—
*Wyższe tlenki i ich właściwości*	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO 3	Cl2O7	—
*Wyższe tlenki i ich właściwości*	Podstawowe właściwości		Właściwości amfoteryczne	Właściwości kwasowe				—
Hydraty tlenków (zasady lub kwasy)	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO 4	—
Hydraty tlenków (zasady lub kwasy)	Baza	Słaby fundament	wodorotlenek amfoteryczny	Słaby kwas	kwas o średniej mocy	mocny kwas	mocny kwas	—
Związki z wodorem	NaH	MgH2	AlH 3	SiH4	PH 3	H2S	HCl	—
Związki z wodorem	Substancje stałe słone			Substancje gazowe				—

W dłuższych okresach właściwości metaliczne słabną wolniej. Wynika to z faktu, że począwszy od czwartego okresu pojawia się dziesięć d-elementów przejściowych, w których nie jest budowany zewnętrzny, lecz drugi zewnętrzny d-podpoziom, a na zewnętrznej warstwie d-elementów znajduje się jeden lub dwa s-elektrony, które w pewnym stopniu określają właściwości tych pierwiastków. Tak więc dla elementów d wzór staje się nieco bardziej skomplikowany. Na przykład w piątym okresie właściwości metaliczne stopniowo spadają od alkalicznego Rb, osiągając minimalną wytrzymałość w metalach z rodziny platynowców (Ru, Rh, Pd).

Natomiast po nieaktywnym srebrze Ag umieszcza się kadm Cd, w którym obserwuje się skokowy wzrost właściwości metalicznych. Ponadto, wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka, pojawiają się właściwości niemetaliczne i stopniowo wzrastają do typowego jodu niemetalicznego. Ten okres, jak wszystkie poprzednie, kończy się gazem obojętnym. Okresowa zmiana właściwości pierwiastków w dużych okresach pozwala podzielić je na dwie serie, w których druga część okresu powtarza pierwszą.

Grupy

Pionowe kolumny pierwiastków w układzie okresowym - grupy składają się z podgrup: głównej i wtórnej, czasami są oznaczane odpowiednio literami A i B.

Główne podgrupy obejmują elementy s i p, a podgrupy drugorzędne obejmują elementy d i f o długich okresach.

Główna podgrupa to zbiór pierwiastków, który jest umieszczony pionowo w układzie okresowym i ma taką samą konfigurację zewnętrznej warstwy elektronowej w atomach.

Jak wynika z powyższej definicji, pozycja elementu w głównej podgrupie jest określona przez całkowitą liczbę elektronów (s- i p-) zewnętrznego poziomu energii, równą numerowi grupy. Na przykład siarka (S - 3s 2 3p 4 ), którego atom zawiera sześć elektronów na poziomie zewnętrznym, należy do głównej podgrupy szóstej grupy, argonu (Ar - 3s 2 3p 6 ) - do głównej podgrupy ósmej grupy i strontu (Sr - 5s 2 ) - do podgrupy IIA.

Elementy jednej podgrupy charakteryzują się podobnymi właściwościami chemicznymi. Jako przykład rozważmy elementy podgrup ІА i VІІА (tab. 2). Wraz ze wzrostem ładunku jądra wzrasta liczba warstw elektronowych i promień atomu, ale liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii pozostaje stała: dla metali alkalicznych (podgrupa IA) - jeden, a dla halogenów ( podgrupa VIIA) - siedem. Ponieważ to elektrony zewnętrzne mają największy wpływ na właściwości chemiczne, jasne jest, że każda z rozważanych grup pierwiastków analogowych ma podobne właściwości.

Ale w obrębie tej samej podgrupy, wraz z podobieństwem właściwości, obserwuje się pewną zmianę. Tak więc elementy podgrupy ІА to wszystkie, z wyjątkiem H, metale aktywne. Jednak wraz ze wzrostem promienia atomu i liczby warstw elektronowych osłaniających wpływ jądra na elektrony walencyjne, właściwości metaliczne wzrastają. Dlatego Fr jest bardziej aktywnym metalem niż Cs, a Cs jest bardziej aktywny niż R itd. A w podgrupie VIIA z tego samego powodu niemetaliczne właściwości pierwiastków są osłabione wraz ze wzrostem numeru seryjnego. Dlatego F jest bardziej aktywnym niemetalem niż Cl, a Cl jest bardziej aktywnym niemetalem niż Br i tak dalej.

Tabela 2 - Niektóre cechy elementów ІА i VІІА-podgrup

Kropka	Podgrupa IA				Podgrupa VIIA
Kropka	Symbol elementu	Opłata podstawowa	Promień atomu, nm		Symbol elementu	Opłata podstawowa	Promień atomu, nm	Zewnętrzna konfiguracja elektroniczna
II	Li	+3	0,155	2 s 1	F	+9	0,064	2 s2 2 p5
III	Na	+11	0,189	3 s 1	Cl	+17	0,099	3 s2 3 p5
IV	K	+19	0,236	4 s 1	Br	35	0,114	4 s2 4 p5
V	Rb	+37	0,248	5 s 1	I	+53	0,133	5 s2 5 p5
VI	Cs	55	0,268	6 s 1	Na	85	0,140	6 s2 6 p5
VII	Fr	+87	0,280	7 s 1	—	—	—	—

Podgrupa boczna to zbiór pierwiastków, które są umieszczone pionowo w układzie okresowym i mają taką samą liczbę elektronów walencyjnych ze względu na budowanie zewnętrznych podpoziomów energii s i drugiego zewnętrznego podpoziomu energii d.

Wszystkie elementy podgrup drugorzędowych należą do rodziny d. Te pierwiastki są czasami nazywane metalami przejściowymi. W podgrupach bocznych właściwości zmieniają się wolniej, ponieważ w atomach pierwiastków d elektrony budują drugi poziom energii z zewnątrz, a tylko jeden lub dwa elektrony znajdują się na poziomie zewnętrznym.

Pozycję pierwszych pięciu d-elementów (podgrupy IIIB-VIIB) każdego okresu można określić za pomocą sumy zewnętrznych s-elektronów i d-elektronów drugiego poziomu zewnętrznego. Na przykład z elektronicznej formuły skandu (Sc - 4s 2 3d 1 ) widać, że znajduje się w bocznej podgrupie (ponieważ jest pierwiastkiem d) trzeciej grupy (ponieważ suma elektronów walencyjnych wynosi trzy) i manganu (Mn - 4s 2 3d 5 ) znajduje się w podgrupie drugorzędnej grupy siódmej.

Położenie ostatnich dwóch pierwiastków każdego okresu (podgrupy IB i IIB) można określić na podstawie liczby elektronów na poziomie zewnętrznym, ponieważ w atomach tych pierwiastków poprzedni poziom jest całkowicie zakończony. Na przykład Ag(5s 1 5d 10) znajduje się w drugorzędnej podgrupie pierwszej grupy, Zn (4s 2 3d 10) - w podgrupie drugorzędowej drugiej grupy.

Triady Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd i Os-Ir-Pt znajdują się w drugorzędowej podgrupie ósmej grupy. Te triady tworzą dwie rodziny: żelazo i platynoidy. Oprócz tych rodzin oddzielnie wyróżnia się rodzinę lantanowców (czternaście elementów 4f) i rodzinę aktynowców (czternaście elementów 5f). Te rodziny należą do drugorzędnej podgrupy trzeciej grupy.

Wzrost właściwości metalicznych pierwiastków w podgrupach od góry do dołu, a także spadek tych właściwości w ciągu jednego okresu od lewej do prawej powoduje pojawienie się w układzie okresowym wzoru diagonalnego. Zatem Be jest bardzo podobny do Al, B jest podobny do Si, Ti jest bardzo podobny do Nb. Przejawia się to wyraźnie w tym, że w naturze pierwiastki te tworzą podobne minerały. Na przykład w naturze Te zawsze występuje z Nb, tworząc minerały - niobiany tytanu.

UKŁAD OKRESOWY, zamówiony zestaw chem. elementy, ich natury. , który jest wyrażeniem tabeli. Prototyp czasopisma. systemy chemiczne. elementami była tabela „Doświadczenie systemu pierwiastków opartego na ich i podobieństwie chemicznym”, opracowana przez D. I. Mendelejewa 1 marca 1869 r. (Ryc. 1). W ostatnim Naukowiec przez lata udoskonalał tabelę, rozwijał pomysły dotyczące okresów i grup pierwiastków oraz miejsca pierwiastka w układzie. W 1870 Mendelejew nazwał system naturalnym, aw 1871 okresowym. W rezultacie już wtedy system okresowy nabrał w dużej mierze nowoczesności. zarysy strukturalne. Na tej podstawie Mendelejew przewidział istnienie i ok. godz. 10 nieznanych elementów; te przewidywania zostały następnie potwierdzone.

Ryż. 1 Tabela „Doświadczenie systemu pierwiastków opartego na ich i podobieństwie chemicznym” (D. I. Mendelejew. I myrtle, 1869).

Jednak w ciągu najbliższych ponad 40 lat system okresowy oznacza. stopień był tylko empiryczny. uogólnienie faktów, ponieważ nie było fizycznych. wyjaśnienie przyczyn okresowych zmiany w elementach CB-B w zależności od wzrostu ich . Takie wyjaśnienie było niemożliwe bez rozsądnych pomysłów na strukturę (patrz). Dlatego najważniejszym kamieniem milowym w rozwoju układu okresowego był model planetarny (jądrowy) zaproponowany przez E. Rutherforda (1911). W 1913 r. A. van den Broek doszedł do wniosku, że pierwiastek w układzie okresowym jest liczbowo równy pozycji. ładunek (Z) jej jądra. Wniosek ten został eksperymentalnie potwierdzony przez G. Moseleya (prawo Moseleya, 1913-14). W rezultacie okresowe prawo otrzymało ścisły fizyczny. sformułowanie, można było jednoznacznie określić niższy. granica układu okresowego (H jako pierwiastek o min. Z=1), oszacuj dokładną liczbę pierwiastków pomiędzy H i U oraz określ, które pierwiastki nie zostały jeszcze odkryte (Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87). Na początku opracowano teorię układu okresowego. 1920 (patrz poniżej).

Struktura układu okresowego. Współczesny układ okresowy obejmuje 109 pierwiastków chemicznych (informacje o syntezie w 1988 r. pierwiastka o Z=110). Spośród nich w naturze znalezione przedmioty 89; wszystkie pierwiastki następujące po U, or (Z = 93 109), a także Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) i At (Z = 85) zostały sztucznie zsyntetyzowane metodą dekompresji. . Elementy o Z= 106 109 nie otrzymały jeszcze nazw, więc w tabelach nie ma odpowiadających im symboli; dla elementu o Z = 109 maksymalne wartości są nadal nieznane. długowieczny.

W całej historii systemu okresowego opublikowano ponad 500 różnych wersji jego wizerunku. Wynikało to z prób znalezienia racjonalnego rozwiązania niektórych kontrowersyjnych problemów budowy układu okresowego (położenie H, lantanowców itp.). Naib. rozprzestrzenia się po. tabelaryczne formy wyrażenia układu okresowego: 1) krótki zaproponował Mendelejew (w nowoczesnej formie umieszczony jest na początku tomu na kolorowym wyklejce); 2) długi został opracowany przez Mendelejewa, udoskonalony w 1905 r. przez A. Wernera (ryc. 2); 3) klatka schodowa wydana w 1921 r. H. (ryc. 3). W ostatnich dziesięcioleciach krótkie i długie formy były szczególnie szeroko stosowane jako wizualne i praktyczne. Wszystkie wymienione. formularze mają pewne zalety i wady. Jednak trudno jest zaoferować k.-l. uniwersalny wariant obrazu układu okresowego, tory odpowiednio odzwierciedlałby całą różnorodność św. w chem. pierwiastki i specyfika zmian w ich składzie chemicznym. zachowanie wraz ze wzrostem Z.

Fundament. zasadą konstruowania układu okresowego jest rozróżnianie w nim okresów (rzędów poziomych) i grup (kolumn pionowych) elementów. Współczesny system okresowy składa się z 7 okresów (siódmy, jeszcze nieukończony, powinien kończyć się hipotetycznym elementem z Z \u003d 118) i 8 grupami. zbiór elementów rozpoczynający się (lub pierwszy okres) i kończący się na . Liczba elementów w okresach naturalnie rośnie i począwszy od drugiego powtarzają się parami: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (szczególnym przypadkiem jest pierwszy okres zawierający tylko dwa elementy). Grupa elementów nie ma jasnej definicji; formalnie jego liczba odpowiada max. wartość jego elementów składowych, ale warunek ten w wielu przypadkach nie jest spełniony. Każda grupa jest podzielona na podgrupę główną (a) i drugorzędną (b); każdy z nich zawiera elementy podobne w chem. Św. ty, to-rykh charakteryzują się tą samą strukturą zewnętrzną. muszle elektroniczne. W większości grup elementy podgrup a i b wykazują pewien chem. podobieństwo, pr. w wyższym.

Grupa VIII zajmuje szczególne miejsce w strukturze układu okresowego. Przez cały czas trwania czas przypisywano mu tylko elementy „triad”: Fe-Co-Ni i (Ru Rh Pd i Os-Ir-Pt), a wszystkie umieszczano we własnych. grupa zerowa; dlatego układ okresowy zawierał 9 grup. Po latach 60. Komunikaty zostały odebrane. Xe, Kr i Rn zaczęto umieszczać w podgrupie VIIIa, a grupę zerową zlikwidowano. Elementy triad stanowiły podgrupę VIII6. Taka "konstrukcja strukturalna" grupy VIII pojawia się obecnie w prawie wszystkich opublikowanych wersjach ekspresji układu okresowego.

Wyróżnić. Cechą pierwszego okresu jest to, że zawiera tylko 2 elementy: H i He. ze względu na St-in - jedności. pierwiastek, który nie ma dobrze określonego miejsca w układzie okresowym. Symbol H jest umieszczony albo w podgrupie Ia, albo w podgrupie VIIa, lub w obu jednocześnie, umieszczając symbol w nawiasach w jednej z podgrup lub ostatecznie przedstawiając jego rozkład. czcionki. Te sposoby układania H opierają się na fakcie, że ma pewne podobieństwa formalne zarówno z jak i z .

Ryż. 2. Okresowa forma długa. systemy chemiczne. elementy (wersja nowoczesna). Ryż. 3. Okresowy formularz drabinkowy. systemy chemiczne. elementy (H., 1921).

Drugi okres (Li-Ne), zawierający 8 elementów, zaczyna się od Li (jedynki, + 1); następnie Be(+2). metaliczny znak B (+3) jest słabo wyrażony, a następujący po nim znak C jest typowy (+4). Kolejne N, O, F i Ne-niemetale, a tylko w N najwyższy + 5 odpowiada numerowi grupy; O i F należą do najbardziej aktywnych.

Trzeci okres (Na-Ar) obejmuje również 8 pierwiastków, charakter zmiany w chem. st-in to-rykh jest pod wieloma względami podobny do tego obserwowanego w drugim okresie. Jednak Mg i Al są bardziej „metaliczne” niż ew. Be i B. Pozostałe pierwiastki to Si, P, S, Cl i Ar są niemetalami; wszystkie wykazują , równy numerowi grupy, z wyjątkiem Ar. T.arr., w drugim i trzecim okresie, wraz ze wzrostem Z, obserwuje się osłabienie metalicznego i wzrost niemetalicznego. charakter elementów.

Wszystkie elementy pierwszych trzech okresów należą do podgrup a. Według nowoczesnych terminologia, elementy należące do podgrup Ia i IIa, tzw. I-elementy (w tablicy kolorów ich symbole podano na czerwono), do podgrup IIIa-VIIIa-p-elementy (symbole pomarańczowe).

Czwarty okres (K-Kr) zawiera 18 elementów. Po K i ziem alkalicznych. Ca (s-elementy) następuje po serii 10 tzw. przejściowe (Sc-Zn) lub d-elementy (niebieskie symbole), które są zawarte w podgrupach b. Większość (wszystkie - ) wykazuje wyższe wartości równe liczebności grupy, z wyłączeniem triady Fe-Co-Ni, gdzie Fe w określonych warunkach ma +6, a Co i Ni są maksymalnie trójwartościowe. Elementy od Ga do Kr należą do podgrup a (elementy p), a charakter zmiany ich st-in jest pod wieloma względami podobny do zmiany st-in elementów drugiego i trzeciego okresu w odpowiednich przedziałach wartości Z. Dla Kr kilka. stosunkowo stabilna komunikacja w systemie DOS. z F.

Okres piąty (Rb-Xe) jest skonstruowany podobnie do czwartego; ma również wstawkę z 10 elementów przejściowych lub d-elementów (Y-Cd). Cechy zmian pierwiastków St-in w okresie: 1) w triadzie Ru-Rh-Pd pokazuje max, 4-8; 2) wszystkie elementy podgrup a, w tym Xe, wykazują wartości wyższe równe numerowi grupy; 3) mam słaby metaliczny. św. T. arr., właściwości pierwiastków czwartego i piątego okresu wraz ze wzrostem Z są trudniejsze do zmiany niż właściwości pierwiastków z drugiego i trzeciego okresu, co wynika przede wszystkim z obecności przejściowych pierwiastków d.

Szósty okres (Cs-Rn) zawiera 32 elementy. Oprócz dziesięciu pierwiastków d (La, Hf-Hg), zawiera rodzinę 14 pierwiastków f (czarne symbole, od Ce do Lu)-lantanowców. Są bardzo podobne w chemii. St. tobie (najlepiej w +3) a zatem nie m. b. umieszczony w innym grupy systemowe. W skróconej formie układu okresowego wszystkie lantanowce należą do podgrupy IIIa (La), a ich całość jest odszyfrowana pod tabelą. Ta technika nie jest pozbawiona wad, ponieważ 14 elementów wydaje się być poza systemem. W długich i drabinkowych formach układu okresowego specyfika znajduje odzwierciedlenie w ogólnym tle jego struktury. Dr. cechy elementów okresu: 1) w triadzie Os Ir Pt tylko Os wykazuje max. +8; 2) At jest bardziej wyraźny w porównaniu do I metalicznego. postać; 3) Rn max. reaktywny z , ale silny utrudnia badanie jego chemii. św.

Siódmy okres, podobnie jak szósty, powinien zawierać 32 elementy, ale nie jest jeszcze ukończony. Elementy Fr i Ra odp. podgrupy Ia i IIa, Ac analog elementów podgrupy III6. Zgodnie z koncepcją aktynowców G. Seaborga (1944), po Ac następuje rodzina 14 pierwiastków f (Z = 90 103). W skróconej formie systemu okresowego te ostatnie są zawarte w Ac i są podobnie pisane jako otd. wiersz pod tabelą. Ta technika zakładała obecność pewnej substancji chemicznej. podobieństwa elementów dwóch f-rodzin. Jednak szczegółowe badania wykazały, że wykazują one znacznie szerszy zakres, w tym np. +7 (Np, Pu, Am). Dodatkowo stabilizacja niższych jest typowa dla ciężkich (+2 lub nawet +1 dla Md).

Ocena chem. charakter Ku (Z = 104) i Ns (Z = 105), syntetyzowanych w liczbie pojedynczych bardzo krótkożyciowych, doprowadził do wniosku, że te pierwiastki są odpowiednio analogami. Hf i Ta, czyli pierwiastki d, i powinny być umieszczone w podgrupach IV6 i V6. Chem. pierwiastki o Z= 106 109 nie były badane, ale można przypuszczać, że należą do siódmego okresu. Obliczenia komputerowe wskazują, że pierwiastki o Z = 113 118 należą do pierwiastków p (podgrupy IIIa VIIIa).

Teoria Układu Okresowego był premier. stworzony przez H. (1913 21) na podstawie zaproponowanego przez niego modelu kwantowego. Biorąc pod uwagę specyfikę zmiany właściwości pierwiastków w układzie okresowym oraz informacje o nich, opracował schemat konstruowania układów elektronicznych wraz ze wzrostem Z, wykorzystując go jako podstawę do wyjaśnienia zjawiska okresowości i struktury układu okresowego. układ okresowy. Schemat ten opiera się na pewnej kolejności wypełniania powłok (zwanych również warstwami, poziomami) i podpowłok (powłok, podpoziomów) zgodnie ze wzrostem Z. Podobne konfiguracje elektroniczne wew. powłoki elektronowe są okresowo powtarzane, co determinuje okresowość. zmiana w chem. elementy sv-w. To jest rozdz. przyczyna fizycznego charakter zjawiska okresowości. Powłoki elektroniczne, z wyjątkiem tych, które odpowiadają wartościom 1 i 2 głównej liczby kwantowej l, nie są wypełniane sekwencyjnie i monotonnie, dopóki nie zostaną całkowicie zakończone (liczby w kolejnych powłokach to: 2, 8, 18, 32, 50, ...); ich budowa jest okresowo przerywana pojawieniem się zbiorów (stanowiących pewne podpowłoki), którym odpowiadają duże wartości n. To jest istota. cecha „elektronicznej” interpretacji struktury układu okresowego.

Schemat tworzenia konfiguracji elektronicznych, który leży u podstaw teorii układu okresowego, odzwierciedla, tj. pewną sekwencję pojawiania się w miarę wzrostu Z, zbiorów (podpowłok) charakteryzujących się pewnymi wartościami głównego i orbitalnego (l) liczby kwantowe. Ten schemat jest zwykle napisany w formie tabeli. (patrz poniżej).

Pionowe linie oddzielają podpowłoki, które są wypełniane w elementach tworzących sekwencję. okresy układu okresowego (numery okresów są oznaczone cyframi u góry); podpowłoki, które uzupełniają tworzenie pocisków z danym elementem, są wyróżnione pogrubioną czcionką.

Liczby w powłokach i podpowłokach są zdefiniowane przez . W odniesieniu do , jako cząstek z liczbą połówkową , postuluje, że w nie m. dwie o tych samych wartościach wszystkich liczb kwantowych. Pojemności powłok i podpowłok są odpowiednio równe. 2n 2 i 2(2l + 1). Ta zasada nie definiuje


Okres	1	2	3	4	5	6	7
Elektroniczna Konfiguracja	1s	2s 2p	3s 3p	4s 3d 4p	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p	7s 5f 6d 7p
n	ja	22	33	434	545	6456	7567
ja	0	01	01	021	021	0321	0321
	2	26	26	2106	2106	214106	214106
Liczba elementów w okresie	2	8	8	18	18	32	32

jednak kolejność tworzenia konfiguracji elektronicznych wraz ze wzrostem Z. Z powyższego wykresu pojemności znajdują się szeregowo. okresy: 2, 8, 18, 32, 32, ....

Każdy okres zaczyna się od elementu, w którym po raz pierwszy pojawia się z podaną wartością n przy l = 0 (ns 1 -elementy), a kończy elementem, w którym podpowłoka jest wypełniona tym samym n i l = 1 (np 6 -elementy) ty); wyjątkiem jest pierwszy okres (tylko elementy 1s). Wszystkie elementy s i p należą do podgrup a. Podgrupy b obejmują elementy, w których muszle, które wcześniej pozostały niedokończone, są ukończone (wartości h są mniejsze niż liczba okresu, l = 2 i 3). Pierwsze trzy okresy zawierają elementy tylko podgrup a, czyli s- i p-elementów.

Prawdziwy schemat konstruowania konfiguracji elektronicznych opisuje tzw. (n + l)-reguła sformułowana (1951) przez V.M. Klechkovsky'ego. Budowa konfiguracji elektronicznych następuje zgodnie z kolejnym wzrostem sumy (n + /). W takim przypadku w każdej takiej sumie najpierw wypełniane są podpowłoki o większym l i mniejszym n, a następnie o mniejszym l i większym n.

Począwszy od szóstego okresu budowa układów elektronicznych staje się faktycznie bardziej złożona, co wyraża się naruszeniem wyraźnych granic między kolejno wypełnianymi podpowłokami. Na przykład elektron 4f nie pojawia się w La przy Z = 57, ale w następnym Ce (Z = 58); śledzić. budowa podpowłoki 4f jest przerywana w Gd (Z = 64, obecność elektronu 5d). Takie „rozmycie okresowości” wyraźnie wpływa na siódmy okres dla Z > 89, co znajduje odzwierciedlenie we właściwościach pierwiastków.

Rzeczywisty schemat nie pochodził pierwotnie z c.-l. ściśle teoretyczne. reprezentacje. Został oparty na znanej chemii. Święte wyspy pierwiastków i informacje o ich widmach. Ważny. fizyczny uzasadnienie rzeczywistego schematu wynikało z zastosowania metod do opisu konstrukcji. W mechu kwantowym. interpretacja teorii struktury, pojęcie powłok i podpowłok elektronowych ze ścisłym podejściem straciło swoje pierwotne znaczenie; pojęcie atomu jest obecnie szeroko stosowane. Niemniej jednak rozwinięta zasada fizyki interpretacja zjawiska periodyczności nie straciła na znaczeniu iw pierwszym przybliżeniu dość wyczerpująco wyjaśnia teoretyczną. podstawy układu okresowego. W każdym razie opublikowane formy reprezentacji układu okresowego odzwierciedlają ideę charakteru rozkładu na powłokach i podpowłokach.

Budowa i właściwości chemiczne pierwiastków. Główne cechy chemii. zachowanie pierwiastków jest zdeterminowane naturą konfiguracji zewnętrznych (jednej lub dwóch) powłok elektronowych. Cechy te są odmienne dla elementów podgrup a (elementy s i p), podgrup b (elementy d), rodzin f ( i ).

Szczególne miejsce zajmują 1-elementy pierwszego okresu (H i He). ze względu na obecność tylko w jednym, dużymśw. Konfiguracja He (1s 2) jest wyjątkowa, co determinuje jego chem. bezwładność. Ponieważ elementy podgrup a są wypełnione wew. powłoki elektronowe (gdzie n jest równe liczbie okresu), pierwiastki St-va zmieniają się wyraźnie wraz ze wzrostem Z w odpowiednich okresach, co wyraża się osłabieniem metalu i wzmocnieniem niemetalu. św. Wszystkie oprócz H i He są elementami p. Jednocześnie w każdej podgrupie a wraz ze wzrostem Z obserwuje się wzrost metalizacji. św. Te wzorce tłumaczy się osłabieniem energii wiązania ext. z jądrem podczas przejścia z okresu na okres.

Wartość układu okresowego. Ten system odegrał i nadal odgrywa ogromną rolę w rozwoju wielu. naturalna nauka. dyscypliny. Stała się ważnym ogniwem w molo atomowym. nauki, przyczyniły się do sformułowania współczesnego. pojęcie "pierwiastka chemicznego" i wyjaśnienie idei prostych in-wah i Comm., renderowanych środków. wpływ na rozwój teorii struktury i powstanie pojęcia izotopii. Z układem okresowym związany jest ściśle naukowy. opis problemu prognozowania w , który:przejawiało się zarówno w przewidywaniu istnienia nieznanych pierwiastków i ich właściwościach, jak i nowych cechach substancji chemicznej. zachowanie już odsłoniętych elementów. Układ okresowy jest najważniejszą podstawą inorg. ; służy m.in. zadaniom syntezy materiałów o określonych właściwościach, tworzeniu nowych materiałów, w szczególności materiałów półprzewodnikowych oraz doborze konkretnych materiałów. dla rozn. chem. procesy. Układ okresowy - naukowy. podstawa nauczania ogólnego i nieorg. , a także niektóre działy fizyki atomowej.

Lit.: Mendelejew D.I., Prawo okresowe. Główne artykuły, M., 1958; Kedrov B. M.. Trzy aspekty atomistyki, cz. 3. Prawo Mendelejewa, M., 1969; Trifonov D H., O ilościowej interpretacji okresowości, M., 1971; Trifonov D. N., Krivomazov A. N., Lisnevsky Yu.I., Doktryna okresowości i doktryna. Mieszana chronologia najważniejszych wydarzeń. Moskwa, 1974; Karapetyami MX. Drakii S.I., Struktura, M., 1978; Doktryna okresowości. Historia i nowoczesność. sob. artykuły. M. 1981. Korolkov D.V., Osnovy, M., 1982; Melnikov V. P., Dmitriev I. S. Dodatkowe rodzaje okresowości w układzie okresowym D. I. Mendelejewa, M. 1988. D. N. Trifonov.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (tablica Mendelejewa)- klasyfikacja pierwiastków chemicznych, ustalenie zależności różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego. System jest graficznym wyrazem prawa okresowego ustanowionego przez rosyjskiego chemika D.I. Mendelejewa w 1869 roku. Jego pierwotna wersja została opracowana przez D. I. Mendelejewa w latach 1869-1871 i ustaliła zależność właściwości pierwiastków od ich masy atomowej (we współczesnej terminologii od masy atomowej). W sumie zaproponowano kilkaset wariantów reprezentacji układu okresowego (krzywe analityczne, tabele, figury geometryczne itp.). W nowoczesnej wersji systemu ma on zredukować elementy do dwuwymiarowej tabeli, w której każda kolumna (grupa) określa główne właściwości fizyczne i chemiczne, a wiersze reprezentują w pewnym stopniu podobne do siebie okresy .

Układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa

OKRESY	WYDZIWIANIE	GRUPY ELEMENTÓW
OKRESY	WYDZIWIANIE	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	1	H 1,00795							4,002602 hel
II	2	Li 6,9412	Być 9,01218	B 10,812	Z 12,0108 węgiel	N 14,0067 azot	O 15,9994 tlen	F 18,99840 fluor	20,179 neon
III	3	Na 22,98977	mg 24,305	Glin 26,98154	Si 28,086 krzem	P 30,97376 fosfor	S 32,06 siarka	Cl 35,453 chlor	Ar 18 39,948 argon
IV	4	K 39,0983	Ca 40,08	sc 44,9559	Ti 47,90 tytan	V 50,9415 wanad	Cr 51,996 chrom	Mn 54,9380 mangan	Fe 55,847 żelazo	współ 58,9332 kobalt	Ni 58,70 nikiel
IV	4	Cu 63,546	Zn 65,38	Ga 69,72	Ge 72,59 german	Jak 74,9216 arsen	Se 78,96 selen	Br 79,904 brom	83,80 krypton
V	5	Rb 85,4678	Sr 87,62	Tak 88,9059	Zr 91,22 cyrkon	Nb 92,9064 niobu	Mo 95,94 molibden	Tc 98,9062 technet	Ru 101,07 ruten	Rh 102,9055 rod	Pd 106,4 paladium
V	5	Ag 107,868	płyta CD 112,41	W 114,82	sn 118,69 cyna	Sb 121,75 antymon	Te 127,60 tellur	I 126,9045 jod	131,30 ksenon
VI	6	Cs 132,9054	Ba 137,33	La 138,9	hf 178,49 hafn	Ta 180,9479 tantal	W 183,85 wolfram	Odnośnie 186,207 ren	Os 190,2 osm	Ir 192,22 iryd	Pt 195,09 platyna
VI	6	Au 196,9665	hg 200,59	Tl 204,37 tal	Pb 207,2 Ołów	Bi 208,9 bizmut	Po 209 polon	Na 210 astatyn	222 radon
VII	7	Fr 223	Ra 226,0	AC 227 aktyn ××	RF 261 rutherford	Db 262 dubniusz	Sg 266 seaborgium	bha 269 bohr	hs 269 hasz	Mt 268 meitnerium	Ds 271 darmsztadt
VII	7	Rg 272	Сn 285	Uut 113 284 ununtrium	Uug 289 ununquadium	W górę 115 288 ununpentium	Uuh 116 293 unungexium	Uus 117 294 unseptium	Uuo 118 295 unoktium

La
138,9
lantan

Ce
140,1
cer

Pr
140,9
prazeodym

Nd
144,2
neodym

Po południu
145
promet

sm
150,4
samar

Eu
151,9
europ

Bóg
157,3
gadolin

Tb
158,9
terb

Dy
162,5
dysproz

Ho
164,9
holmium

Er
167,3
erb

Tm
168,9
tul

Yb
173,0
iterb

Lu
174,9
lutet

AC
227
aktyn

Cz
232,0
tor

Rocznie
231,0
protaktyn

U
238,0
Uran

Np
237
neptun

Pu
244
pluton

Jestem
243
ameryk

cm
247
kiur

bk
247
berkel

por
251
kaliforn

Es
252
einsteina

fm
257
ferm

md
258
mendelewen

nie
259
nobel

lr
262
lawrencium

Odkrycie dokonane przez rosyjskiego chemika Mendelejewa odegrało (zdecydowanie) najważniejszą rolę w rozwoju nauki, a mianowicie w rozwoju nauk atomowych i molekularnych. To odkrycie umożliwiło uzyskanie najbardziej zrozumiałych i łatwych do nauczenia się pomysłów na temat prostych i złożonych związków chemicznych. Tylko dzięki stolikowi mamy te wyobrażenia o elementach, których używamy we współczesnym świecie. W XX wieku ujawniła się predykcyjna rola układu okresowego w ocenie właściwości chemicznych pierwiastków transuranu, pokazana przez twórcę tablicy.

Opracowany w XIX wieku układ okresowy Mendelejewa w interesie nauki chemii dał gotową systematyzację typów atomów dla rozwoju FIZYKI w XX wieku (fizyka atomu i jądra atom). Na początku XX wieku fizycy w drodze badań ustalili, że numer seryjny (tzw. atomowy) jest również miarą ładunku elektrycznego jądra atomowego tego pierwiastka. A liczba okresu (tzn. rząd poziomy) określa liczbę powłok elektronowych atomu. Okazało się również, że numer pionowego rzędu tabeli determinuje strukturę kwantową zewnętrznej powłoki pierwiastka (a zatem pierwiastki tego samego rzędu wynikają z podobieństwa właściwości chemicznych).

Odkrycie rosyjskiego naukowca wyznaczyło nową erę w historii światowej nauki, odkrycie to pozwoliło nie tylko dokonać ogromnego skoku w chemii, ale było także nieocenione dla wielu innych dziedzin nauki. Układ okresowy pierwiastków dał spójny system informacji o pierwiastkach, na jego podstawie można było wyciągać wnioski naukowe, a nawet przewidywać pewne odkrycia.

Układ okresowy pierwiastków Jedną z cech układu okresowego Mendelejewa jest to, że grupa (kolumna w tabeli) ma bardziej znaczące wyrażenia trendu okresowego niż okresy lub bloki. W dzisiejszych czasach teoria mechaniki kwantowej i budowy atomu wyjaśnia grupową istotę pierwiastków tym, że mają one takie same konfiguracje elektronowe powłok walencyjnych, a co za tym idzie pierwiastki znajdujące się w tej samej kolumnie mają bardzo podobne (identyczne) cechy konfiguracji elektronicznej, o podobnych właściwościach chemicznych. Istnieje również wyraźna tendencja do stabilnej zmiany właściwości wraz ze wzrostem masy atomowej. Należy zauważyć, że w niektórych obszarach układu okresowego (na przykład w blokach D i F) podobieństwa poziome są bardziej zauważalne niż pionowe.

Układ okresowy zawiera grupy, którym przypisano numery seryjne od 1 do 18 (od lewej do prawej), zgodnie z międzynarodowym systemem nazewnictwa grup. W dawnych czasach do identyfikacji grup używano cyfr rzymskich. W Ameryce praktykowano umieszczanie po cyfrze rzymskiej litery „A”, gdy grupa znajduje się w blokach S i P, lub liter „B” – dla grup znajdujących się w bloku D. Stosowane w tym czasie identyfikatory to: taka sama jak ostatnia liczba współczesnych wskaźników w naszych czasach (na przykład nazwa IVB odpowiada elementom czwartej grupy w naszych czasach, a IVA to 14 grupa elementów). W ówczesnych krajach europejskich stosowano podobny system, ale tutaj litera "A" odnosiła się do grup do 10, a litera "B" - po 10 włącznie. Ale grupy 8,9,10 miały identyfikator VIII jako jedna potrójna grupa. Te nazwy grup przestały istnieć po tym, jak nowy system notacji IUPAC, który jest nadal używany do dziś, wszedł w życie w 1988 roku.

Wiele grup otrzymało niesystematyczne nazwy o tradycyjnym charakterze (na przykład „metale ziem alkalicznych” lub „halogeny” i inne podobne nazwy). Grupy od 3 do 14 nie otrzymały takich nazw, ze względu na to, że są mniej do siebie podobne i mniej korespondują z wzorami pionowymi, zwykle nazywa się je albo numerem, albo nazwą pierwszego elementu grupy (tytan , kobalt itp.) .

Pierwiastki chemiczne należące do tej samej grupy układu okresowego pierwiastków wykazują pewne trendy w elektroujemności, promieniu atomowym i energii jonizacji. W jednej grupie, od góry do dołu, promień atomu wzrasta, w miarę wypełniania poziomów energetycznych elektrony walencyjne pierwiastka są usuwane z jądra, natomiast energia jonizacji maleje, a wiązania w atomie słabną, co upraszcza usuwanie elektronów. Elektroujemność również maleje, co jest konsekwencją tego, że zwiększa się odległość między jądrem a elektronami walencyjnymi. Ale są też wyjątki od tych wzorców, na przykład elektroujemność wzrasta, zamiast maleć, w grupie 11 od góry do dołu. W układzie okresowym znajduje się linia o nazwie „Okres”.

Wśród grup są takie, w których kierunki poziome są bardziej znaczące (w przeciwieństwie do innych, w których ważniejsze są kierunki pionowe), takie grupy obejmują blok F, w którym lantanowce i aktynowce tworzą dwie ważne sekwencje poziome.

Elementy wykazują pewne wzorce pod względem promienia atomowego, elektroujemności, energii jonizacji i energii powinowactwa elektronowego. W związku z tym, że dla każdego kolejnego pierwiastka wzrasta liczba naładowanych cząstek, a elektrony są przyciągane do jądra, promień atomu maleje w kierunku od lewej do prawej, wraz z tym wzrasta energia jonizacji, wraz ze wzrostem wiązanie w atomie, wzrasta trudność usunięcia elektronu. Metale znajdujące się po lewej stronie stołu charakteryzują się niższym wskaźnikiem energii powinowactwa elektronowego i odpowiednio po prawej stronie wskaźnikiem energii powinowactwa elektronowego, dla niemetali wskaźnik ten jest wyższy (nie licząc gazów szlachetnych).

Różne obszary układu okresowego Mendelejewa, w zależności od tego, na której powłoce atomu znajduje się ostatni elektron, i ze względu na znaczenie powłoki elektronowej zwyczajowo opisuje się ją jako bloki.

Blok S obejmuje dwie pierwsze grupy pierwiastków (metale alkaliczne i ziem alkalicznych, wodór i hel).
Blok P obejmuje sześć ostatnich grup, od 13 do 18 (wg IUPAC lub według systemu przyjętego w Ameryce - od IIIA do VIIIA), blok ten obejmuje również wszystkie metaloidy.

Blok - D, grupy 3 do 12 (IUPAC lub IIIB do IIB w Ameryce), ten blok obejmuje wszystkie metale przejściowe.
Blok - F, zwykle wyjęty z układu okresowego i zawiera lantanowce i aktynowce.

Skład atomu.

Atom składa się z jądro atomowe oraz powłoka elektronowa.

Jądro atomu składa się z protonów ( p+) i neutronów ( n 0). Większość atomów wodoru ma pojedyncze jądro protonowe.

Liczba protonów N(p+) jest równy ładunkowi jądrowemu ( Z) i liczba porządkowa pierwiastka w naturalnym szeregu pierwiastków (oraz w układzie okresowym pierwiastków).

N(p +) = Z

Suma liczby neutronów N(n 0), oznaczony po prostu literą N, a liczba protonów Z nazywa Liczba masowa i jest oznaczony literą ALE.

A = Z + N

Powłoka elektronowa atomu składa się z elektronów poruszających się wokół jądra ( mi -).

Liczba elektronów N(mi-) w powłoce elektronowej obojętnego atomu jest równa liczbie protonów Z w jego rdzeniu.

Masa protonu jest w przybliżeniu równa masie neutronu i 1840 mas elektronu, więc masa atomu jest praktycznie równa masie jądra.

Kształt atomu jest kulisty. Promień jądra jest około 100 000 razy mniejszy niż promień atomu.

Pierwiastek chemiczny- rodzaj atomów (zbiór atomów) o tym samym ładunku jądrowym (z taką samą liczbą protonów w jądrze).

Izotop- zbiór atomów jednego pierwiastka o tej samej liczbie neutronów w jądrze (lub typ atomów o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów w jądrze).

Różne izotopy różnią się między sobą liczbą neutronów w jądrach ich atomów.

Oznaczenie pojedynczego atomu lub izotopu: (E - symbol pierwiastka), np.: .

Struktura powłoki elektronowej atomu

orbital atomowy jest stanem elektronu w atomie. Symbol orbity - . Każdy orbital odpowiada chmurze elektronowej.

Orbitale rzeczywistych atomów w stanie podstawowym (niewzbudzonym) są czterech typów: s, p, d oraz f.

chmura elektroniczna- część przestrzeni, w której znajduje się elektron z prawdopodobieństwem 90 (lub większym) procent.

Notatka: czasami pojęcia „orbitalu atomowego” i „chmury elektronowej” nie są rozróżniane, nazywając oba „orbitalem atomowym”.

Powłoka elektronowa atomu jest warstwowa. Warstwa elektroniczna utworzone przez chmury elektronowe o tym samym rozmiarze. Orbitale jednowarstwowe poziom elektroniczny („energia”), ich energie są takie same dla atomu wodoru, ale inne dla innych atomów.

Orbitale tego samego poziomu są pogrupowane w elektroniczny (energia) podpoziomy:
s- podpoziom (składa się z jednego) s-orbitale), symbol - .
p podpoziom (składa się z trzech p
d podpoziom (składa się z pięciu d-orbitale), symbol - .
f podpoziom (składa się z siedmiu f-orbitale), symbol - .

Energie orbitali tego samego podpoziomu są takie same.

Przy wyznaczaniu podpoziomów do symbolu podpoziomu dodawany jest numer warstwy (poziomu elektronicznego), na przykład: 2 s, 3p, 5d oznacza s- podpoziom drugiego poziomu, p- podpoziom trzeciego poziomu, d- podpoziom piątego poziomu.

Całkowita liczba podpoziomów na jednym poziomie jest równa numerowi poziomu n. Całkowita liczba orbitali na jednym poziomie to n 2. W związku z tym całkowita liczba chmur w jednej warstwie również n 2 .

Oznaczenia: - orbital swobodny (bez elektronów), - orbital z niesparowanym elektronem, - orbital z parą elektronów (z dwoma elektronami).

Kolejność, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomu, określają trzy prawa natury (sformułowania podane są w uproszczony sposób):

1. Zasada najmniejszej energii - elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali.

2. Zasada Pauliego - na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony.

3. Reguła Hunda - w obrębie podpoziomu elektrony najpierw wypełniają wolne orbitale (po jednym na raz), a dopiero potem tworzą pary elektronów.

Całkowita liczba elektronów na poziomie elektronicznym (lub w warstwie elektronicznej) wynosi 2 n 2 .

Rozkład podpoziomów według energii jest wyrażony dalej (w kolejności rosnącej energii):

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

Wizualnie ta sekwencja jest wyrażona przez diagram energii:

Rozkład elektronów atomu według poziomów, podpoziomów i orbitali (konfiguracja elektroniczna atomu) można przedstawić w postaci wzoru elektronicznego, diagramu energii lub, prościej, w postaci diagramu warstwy elektronowej (" schemat elektroniczny”).

Przykłady struktury elektronowej atomów:

elektrony walencyjne- elektrony atomu, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Dla każdego atomu są to wszystkie zewnętrzne elektrony plus te przed-zewnętrzne elektrony, których energia jest większa niż energia zewnętrznych. Na przykład: atom Ca ma 4 elektrony zewnętrzne s 2, są również wartościowością; atom Fe ma elektrony zewnętrzne - 4 s 2, ale ma 3 d 6, stąd atom żelaza ma 8 elektronów walencyjnych. Formuła elektronowa walencyjna atomu wapnia to 4 s 2, a atomy żelaza - 4 s 2 3d 6 .

Układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa
(naturalny system pierwiastków chemicznych)

Prawo okresowe pierwiastków chemicznych(nowoczesne sformułowanie): właściwości pierwiastków chemicznych, a także tworzonych przez nie prostych i złożonych substancji są okresowo zależne od wartości ładunku z jąder atomowych.

Układ okresowy- graficzny wyraz prawa okresowego.

Naturalny zakres pierwiastków chemicznych- szereg pierwiastków chemicznych, zbudowanych zgodnie ze wzrostem liczby protonów w jądrach ich atomów, czyli zgodnie ze wzrostem ładunków jąder tych atomów. Numer seryjny pierwiastka z tej serii jest równy liczbie protonów w jądrze dowolnego atomu tego pierwiastka.

Tablica pierwiastków chemicznych jest tworzona przez „pocięcie” naturalnych serii pierwiastków chemicznych na okresy(poziome rzędy tabeli) i zgrupowania (pionowe kolumny tabeli) elementów o podobnej budowie elektronowej atomów.

W zależności od tego, jak elementy są połączone w grupy, tabela może być długi okres(pierwiastki o tej samej liczbie i rodzaju elektronów walencyjnych zbierane są w grupach) i krótkoterminowe(pierwiastki o tej samej liczbie elektronów walencyjnych zbierane są w grupach).

Grupy tabeli krótkiego okresu podzielone są na podgrupy ( Główny oraz skutki uboczne), pokrywające się z grupami tabeli długookresowej.

Wszystkie atomy pierwiastków tego samego okresu mają taką samą liczbę warstw elektronowych, równą liczbie okresu.

Liczba pierwiastków w okresach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Większość pierwiastków z okresu ósmego uzyskano sztucznie, ostatnie pierwiastki z tego okresu nie zostały jeszcze zsyntetyzowane. Wszystkie okresy z wyjątkiem pierwszego zaczynają się od pierwiastka tworzącego metal alkaliczny (Li, Na, K itd.) i kończą się pierwiastkiem tworzącym gaz szlachetny (He, Ne, Ar, Kr itd.).

W tabeli krótkookresowej – osiem grup, z których każda dzieli się na dwie podgrupy (główną i drugorzędną), w tabeli długookresowej – szesnaście grup, które są ponumerowane cyframi rzymskimi z literami A lub B, np.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA tabeli długookresowej odpowiada głównej podgrupie pierwszej grupy tabeli krótkookresowej; grupa VIIB - podgrupa drugorzędna grupy siódmej: reszta - podobnie.

Charakterystyki pierwiastków chemicznych zmieniają się naturalnie w grupach i okresach.

W okresach (z rosnącym numerem seryjnym)

ładunek jądrowy wzrasta
wzrasta liczba elektronów zewnętrznych,
maleje promień atomów,
wzrasta siła wiązania elektronów z jądrem (energia jonizacji),
wzrasta elektroujemność.
wzmocnione są właściwości utleniające prostych substancji („niemetalowość”),
osłabiają się właściwości redukujące substancji prostych („metaliczność”),
osłabia zasadniczy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków,
kwaśny charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków wzrasta.

W grupach (z rosnącym numerem seryjnym)

ładunek jądrowy wzrasta
zwiększa się promień atomów (tylko w grupach A),
maleje siła wiązania między elektronami a jądrem (energia jonizacji; tylko w grupach A),
spadki elektroujemności (tylko w grupach A),
osłabiają właściwości utleniające substancji prostych („niemetaliczność”; tylko w grupach A),
poprawiają się właściwości redukujące substancji prostych („metaliczność”; tylko w grupach A),
podstawowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków wzrasta (tylko w grupach A),
kwaśny charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków słabnie (tylko w grupach A),
zmniejsza się stabilność związków wodorowych (wzrasta ich aktywność redukująca; tylko w grupach A).

Zadania i testy na temat „Temat 9. „Struktura atomu. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa (PSCE)"."

Prawo okresowe - Prawo okresowe i struktura atomów Grad 8–9
Powinieneś znać: prawa wypełniania orbitali elektronami (zasada najmniejszej energii, zasada Pauliego, zasada Hunda), budowa układu okresowego pierwiastków.
Powinieneś umieć: określić skład atomu przez położenie pierwiastka w układzie okresowym i odwrotnie, znaleźć pierwiastek w układzie okresowym, znając jego skład; zobrazować schemat struktury, konfigurację elektronową atomu, jonu i odwrotnie, określić położenie pierwiastka chemicznego w PSCE na podstawie diagramu i konfiguracji elektronicznej; scharakteryzować pierwiastek i substancje, które tworzy, zgodnie z jego miejscem w PSCE; określić zmiany promienia atomów, właściwości pierwiastków chemicznych i substancji, które tworzą w ciągu jednego okresu i jednej głównej podgrupy układu okresowego.
Przykład 1 Określ liczbę orbitali na trzecim poziomie elektronicznym. Czym są te orbitale?
Aby określić liczbę orbitali, posługujemy się wzorem N orbitale = n 2 , gdzie n- numer poziomu. N orbitale = 3 2 = 9. Jeden 3 s-, trzy 3 p- i pięć 3 d-orbitale.
Przykład 2 Określ atom, którego pierwiastek ma wzór elektroniczny 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Aby określić, który to pierwiastek, musisz znaleźć jego numer seryjny, który jest równy całkowitej liczbie elektronów w atomie. W tym przypadku: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To jest aluminium.
Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przejdź do zadań. Życzymy powodzenia.

Polecana literatura:
- O. S. Gabrielyan i inni Chemia, 11 klasa. M., Bustard, 2002;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Chemia 11 komórek. M., Edukacja, 2001.

W naturze istnieje wiele powtarzających się sekwencji:

pory roku;
Pory dnia;
dni tygodnia…

W połowie XIX wieku DI Mendelejew zauważył, że właściwości chemiczne pierwiastków mają również pewną sekwencję (mówią, że ten pomysł przyszedł mu do głowy we śnie). Efektem cudownych snów naukowca był Układ Okresowy Pierwiastków Chemicznych, w którym D.I. Mendelejew ułożył pierwiastki chemiczne w kolejności rosnącej masy atomowej. We współczesnej tabeli pierwiastki chemiczne są uporządkowane rosnąco według liczby atomowej pierwiastka (liczba protonów w jądrze atomu).

Liczba atomowa jest pokazana powyżej symbolu pierwiastka chemicznego, poniżej symbolu znajduje się jego masa atomowa (suma protonów i neutronów). Zauważ, że masa atomowa niektórych pierwiastków jest liczbą niecałkowitą! Pamiętaj o izotopach! Masa atomowa to średnia ważona wszystkich izotopów pierwiastka, które występują naturalnie w warunkach naturalnych.

Poniżej tabeli znajdują się lantanowce i aktynowce.

Metale, niemetale, metaloidy

Znajdują się one w układzie okresowym na lewo od schodkowej ukośnej linii, która zaczyna się od Boru (B) i kończy się polonem (Po) (wyjątkiem są german (Ge) i antymon (Sb). Łatwo zauważyć, że metale zajmują większość układu okresowego.Główne właściwości metali: stały (z wyjątkiem rtęci);błyszczący;dobre przewodniki elektryczne i cieplne;ciągliwy;kowalny;łatwo oddają elektrony.

Elementy na prawo od schodkowej przekątnej B-Po są nazywane niemetale. Właściwości niemetali są wprost przeciwne właściwościom metali: słabe przewodniki ciepła i elektryczności; kruchy; niekute; nieplastikowe; zwykle akceptują elektrony.

Metaloidy

Między metalami i niemetalami są półmetale(metaloidy). Charakteryzują się właściwościami zarówno metali, jak i niemetali. Półmetale znalazły swoje główne zastosowanie przemysłowe w produkcji półprzewodników, bez których żaden nowoczesny mikroukład czy mikroprocesor nie jest nie do pomyślenia.

Okresy i grupy

Jak wspomniano powyżej, układ okresowy składa się z siedmiu okresów. W każdym okresie liczby atomowe pierwiastków wzrastają od lewej do prawej.

Właściwości pierwiastków w okresach zmieniają się kolejno: więc sód (Na) i magnez (Mg), które są na początku trzeciego okresu, oddają elektrony (Na oddaje jeden elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg oddaje dwa elektrony: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ale chlor (Cl), znajdujący się pod koniec okresu, zajmuje jeden pierwiastek: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Przeciwnie, w grupach wszystkie elementy mają te same właściwości. Na przykład w grupie IA(1) wszystkie pierwiastki od litu (Li) do fransu (Fr) oddają jeden elektron. A wszystkie elementy grupy VIIA(17) przyjmują jeden element.

Niektóre grupy są tak ważne, że nadano im specjalne nazwy. Grupy te omówiono poniżej.

Grupa IA(1). Atomy pierwiastków tej grupy mają tylko jeden elektron w zewnętrznej warstwie elektronowej, więc łatwo oddają jeden elektron.

Najważniejszymi metalami alkalicznymi są sód (Na) i potas (K), ponieważ odgrywają one ważną rolę w procesie życia człowieka i wchodzą w skład soli.

Konfiguracje elektroniczne:

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

Grupa IIA(2). Atomy pierwiastków z tej grupy mają w zewnętrznej warstwie elektronowej dwa elektrony, które również poddają się podczas reakcji chemicznych. Najważniejszym pierwiastkiem jest wapń (Ca) – podstawa kości i zębów.

Konfiguracje elektroniczne:

Być- 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). Atomy pierwiastków tej grupy zwykle otrzymują po jednym elektronie, ponieważ. na zewnętrznej warstwie elektronicznej jest po pięć elementów, a do „kompletnego zestawu” brakuje tylko jednego elektronu.

Najbardziej znane pierwiastki z tej grupy to: chlor (Cl) – wchodzi w skład soli i wybielacza; jod (I) to pierwiastek, który odgrywa ważną rolę w czynności tarczycy człowieka.

Elektroniczna Konfiguracja:

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). Atomy pierwiastków z tej grupy mają w pełni „obsadzaną” zewnętrzną warstwę elektronową. Dlatego „nie muszą” akceptować elektronów. I nie chcą ich rozdawać. Stąd – pierwiastki z tej grupy bardzo „niechętnie” wchodzą w reakcje chemiczne. Przez długi czas uważano, że w ogóle nie reagują (stąd nazwa „obojętny”, czyli „nieaktywny”). Jednak chemik Neil Barlett odkrył, że niektóre z tych gazów w określonych warunkach mogą nadal reagować z innymi pierwiastkami.

Konfiguracje elektroniczne:

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

Elementy walencyjne w grupach

Łatwo zauważyć, że w obrębie każdej grupy pierwiastki są do siebie podobne pod względem swoich elektronów walencyjnych (elektrony orbitali s i p znajdujące się na zewnętrznym poziomie energetycznym).

Metale alkaliczne mają po 1 elektron walencyjny:

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

Metale ziem alkalicznych mają 2 elektrony walencyjne:

Być- 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

Halogeny mają 7 elektronów walencyjnych:

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

Gazy obojętne mają 8 elektronów walencyjnych:

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

Więcej informacji można znaleźć w artykule Walencja i tabela konfiguracji elektronowych atomów pierwiastków chemicznych według okresów.

Zwróćmy teraz uwagę na elementy znajdujące się w grupach z symbolami W. Znajdują się one w środku układu okresowego i są nazywane metale przejściowe.

Charakterystyczną cechą tych pierwiastków jest obecność elektronów w atomach wypełniających d-orbitale:

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

Oddzielone od głównego stołu znajdują się lantanowce oraz aktynowce są tak zwane wewnętrzne metale przejściowe. W atomach tych pierwiastków elektrony wypełniają f-orbitale:

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 ;
Cz- 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