Periodni sustav D. I. Mendeljejeva. Periodni sustav kemijskih elemenata

Periodni sustav elemenata kemijski elementi- prirodna klasifikacija kemijskih elemenata, koja je grafički (tabelarni) izraz periodičkog zakona kemijskih elemenata. Njegovu strukturu, na mnogo načina sličnu modernoj, razvio je D. I. Mendeljejev na temelju periodičkog zakona 1869.-1871.

Prototip periodnog sustava bilo je "Iskustvo sustava elemenata na temelju njihove atomske težine i kemijskog afiniteta", koje je sastavio D. I. Mendelejev 1. ožujka 1869. Tijekom dvije godine, znanstvenik je neprestano poboljšavao "Iskustvo o Sustav”, uveo koncept elemenata grupa, nizova i perioda. Kao rezultat toga, struktura periodnog sustava dobila je uglavnom moderne obrise.

Koncept mjesta elementa u sustavu, određenog brojevima grupe i razdoblja, postao je važan za njegovu evoluciju. Na temelju tog koncepta Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti atomske mase nekih elemenata: urana, indija, cerija i njegovih satelita. Ovo je bilo prvo praktičnu upotrebu periodni sustav. Mendeljejev je također prvi put predvidio postojanje nekoliko nepoznatih elemenata. Znanstvenik je opisao najvažnija svojstva eka-aluminija (budućnost galija), eka-bora (skandij) i eka-silicija (germanija). Osim toga, predvidio je postojanje analoga mangana (budući tehnecij i renij), telura (polonij), joda (astatin), cezija (Francuska), barija (radij), tantala (protaktinij). Predviđanja znanstvenika u vezi s tim elementima bila su opći karakter, budući da su ti elementi bili smješteni u malo proučenim područjima periodnog sustava.

Prve verzije periodnog sustava uglavnom su predstavljale samo empirijsku generalizaciju. Uostalom, fizičko značenje periodičkog zakona bilo je nejasno; nije bilo objašnjenja razloga za periodičku promjenu svojstava elemenata ovisno o porastu atomske mase. U tom pogledu mnogi su problemi ostali neriješeni. Postoje li granice periodnog sustava elemenata? Je li moguće utvrditi točan broj postojećih elemenata? Ono što je ostalo nejasno je struktura šestog razdoblja - koja je točna količina elemenata rijetke zemlje. Bilo je nepoznato postoje li još elementi između vodika i litija, kakva je bila struktura prve periode. Stoga su se sve do fizičkog utemeljenja periodičkog zakona i razvoja teorije periodičkog sustava više puta pojavile ozbiljne poteškoće. Otkriće 1894.-1898. bilo je neočekivano. galaksije inertnih plinova, za koje se činilo da nema mjesta u periodnom sustavu. Ova je poteškoća eliminirana zahvaljujući ideji uključivanja neovisne nulte skupine u strukturu periodnog sustava. Misno otvaranje radioelementi na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće. (do 1910. njihov je broj bio oko 40) doveli su do oštre kontradikcije između potrebe da ih se smjesti u periodni sustav i njegove postojeće strukture. Za njih je u šestoj i sedmoj četvrtini bilo samo 7 slobodnih mjesta. Taj je problem riješen uspostavom pravila pomaka i otkrićem izotopa.

Jedan od glavnih razloga nemogućnosti objašnjenja fizičkog značenja periodnog zakona i strukture periodnog sustava bilo je to što se nije znalo kako je atom izgrađen. Velika prekretnica Razvoj periodnog sustava obilježen je stvaranjem modela atoma E. Rutherforda (1911.). Na temelju toga je nizozemski znanstvenik A. Van den Broek (1913.) predložio da je redni broj elementa u periodnom sustavu numerički jednak naboju jezgre njegovog atoma (Z). To je eksperimentalno potvrdio engleski znanstvenik G. Moseley (1913). Periodički zakon dobio je fizičko opravdanje: periodičnost promjena svojstava elemenata počela se razmatrati ovisno o Z-naboju jezgre atoma elementa, a ne o atomskoj masi.

Kao rezultat toga, struktura periodnog sustava značajno je ojačana. Određena je donja granica sustava. To je vodik - element s minimalnim Z = 1. Postalo je moguće točno procijeniti broj elemenata između vodika i urana. Identificirane su "praznine" u periodnom sustavu, koje odgovaraju nepoznatim elementima sa Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Međutim, pitanja o točnom broju elemenata rijetke zemlje ostala su nejasna i, što je najvažnije, razlozi za periodičnost promjena svojstava elemenata nije otkrivena ovisno o Z.

Na temelju utvrđene strukture periodnog sustava i rezultata proučavanja atomskih spektara, danski znanstvenik N. Bohr 1918.-1921. razvio ideje o slijedu izgradnje elektroničkih ljuski i podljusaka u atomima. Znanstvenik je došao do zaključka da se slične vrste elektroničkih konfiguracija atoma povremeno ponavljaju. Tako je pokazano da se periodičnost promjena svojstava kemijskih elemenata objašnjava postojanjem periodičnosti u izgradnji elektroničkih ljuski i podljusaka atoma.

Trenutno periodni sustav pokriva 126 elemenata. Od toga su svi transuranijevi elementi (Z = 93-107), kao i elementi sa Z = 43 (tehnecij), 61 (prometij), 85 (astat), 87 (francuska) dobiveni umjetnim putem. Kroz povijest postojanja periodnog sustava predlagalo se veliki broj(> 500) njegovih varijanti grafička slika, uglavnom u obliku tablica, ali i u obliku raznih geometrijski oblici(prostorne i planarne), analitičke krivulje (spirale i sl.) itd. Najrašireniji Dobili smo kratke, duge i ljestvičaste oblike stolova.

Trenutačno se preferira kratko.

Temeljno načelo konstrukcije periodnog sustava je njegova podjela na skupine i razdoblja. Mendeljejevljev koncept niza elemenata danas se ne koristi jer je lišen fizičkog značenja. Grupe su pak podijeljene na glavne (a) i sekundarne (b) podskupine. Svaka podskupina sadrži elemente - kemijske analoge. Elementi a- i b-podskupine u većini skupina također pokazuju određenu međusobnu sličnost, uglavnom u višim oksidacijskim stanjima, koja su u pravilu jednaka broju skupine. Perioda je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom, a završava inertnim plinom (poseban slučaj je prva perioda). Svaki period sadrži strogo definiran broj elemenata. Periodni sustav sastoji se od osam skupina i osam perioda.

Posebnost prva mjesečnica je da sadrži samo 2 elementa: vodik i helij. Mjesto vodika u sustavu je dvosmisleno. Budući da pokazuje svojstva zajednička alkalijskim metalima i halogenima, svrstava se ili u Iaα- ili VIIaα podskupinu, pri čemu se potonja opcija češće koristi. Helij je prvi predstavnik VIIIa podskupine. Dugo vremena helij i svi inertni plinovi izdvojeni su u posebnu nultu skupinu. Ova je odredba zahtijevala reviziju nakon sinteze kemijski spojevi kripton, ksenon i radon. Kao rezultat, inertni plinovi i elementi prvog VIII grupa(metali željezo, kobalt, nikal i platina) spojeni su u jednu skupinu. Ova opcija nije besprijekorna, budući da je inertnost helija i neona nesumnjiva.

Drugo razdoblje sadrži 8 elemenata. Počinje s alkalijskim metalom litijem, čije je jedino oksidacijsko stanje +1. Slijedi berilij (metal, oksidacijsko stanje +2). Bor već pokazuje slabo izražen metalni karakter i nemetal je (oksidacijsko stanje +3). Uz bor, ugljik je tipičan nemetal koji pokazuje i +4 i -4 oksidacijska stanja. Dušik, kisik, fluor i neon su svi nemetali, pri čemu dušik ima najviše oksidacijsko stanje od +5 što odgovara broju skupine; Za fluor je oksidacijsko stanje +7. Inertni plin neon završava razdoblje.

Treće razdoblje(natrij - argon) također sadrži 8 elemenata. Priroda promjene njihovih svojstava uvelike je slična onoj uočenoj za elemente druge periode. Ali ima i tu neke specifičnosti. Dakle, magnezij je, za razliku od berilija, više metalan, kao i aluminij u usporedbi s borom. Silicij, fosfor, sumpor, klor, argon su tipični nemetali. I svi oni, osim argona, pokazuju viša oksidacijska stanja jednaka broju skupine.

Kao što vidimo, u oba perioda, kako Z raste, dolazi do slabljenja metalnih elemenata i povećanja nemetalnih metalna svojstva elementi. D. I. Mendeljejev je elemente drugog i trećeg razdoblja (prema njegovim riječima, male) nazvao tipičnim. Elementi malih razdoblja jedni su od najčešćih u prirodi. Ugljik, dušik i kisik (zajedno s vodikom) su organogeni, tj. osnovni elementi organske tvari.

Svi elementi prve-treće periode smješteni su u aα-podskupine.

Četvrto razdoblje(kalij - kripton) sadrži 18 elemenata. Prema Mendeljejevu, ovo je prvo veliko razdoblje. Nakon alkalijskog metala kalija i zemnoalkalijskog metala kalcija dolazi niz elemenata koji se sastoji od 10 takozvanih prijelaznih metala (skandij - cink). Svi su uključeni u b-podskupine. Većina prijelaznih metala pokazuje viša oksidacijska stanja jednaka broju skupine, osim željeza, kobalta i nikla. Elementi, od galija do kriptona, pripadaju a-podskupini. Kripton, za razliku od dosadašnjih plemenitih plinova, može stvarati kemijske spojeve.

Peto razdoblje(rubidij - ksenon) po strukturi je sličan četvrtom. Također sadrži umetak od 10 prijelaznih metala (itrij - kadmij). Elementi ovog razdoblja imaju svoje karakteristike. U trijadi rutenij - rodij - paladij poznati su spojevi za rutenij gdje ima oksidacijsko stanje +8. Svi elementi a-podskupine pokazuju viša oksidacijska stanja jednaka broju skupine, osim ksenona. Može se uočiti da su značajke promjene svojstava elemenata četvrte i pete periode s porastom Z složenije u usporedbi s drugom i trećom periodom.

Šesto razdoblje(cezij - radon) uključuje 32 elementa. Ovo razdoblje, osim 10 prijelaznih metala (lantan, hafnij - živa), sadrži i skup od 14 lantanida - od cerija do lutecija. Elementi od cerija do lutecija kemijski su vrlo slični i zbog toga su odavno uključeni u obitelj elemenata rijetkih zemalja. U kratkom obliku periodnog sustava, niz lantanida uključen je u lantanovu ćeliju, a dešifriranje ovog niza navedeno je na dnu tablice.

Koja je specifičnost elemenata šestog razdoblja? U trijadi osmij - iridij - platina za osmij je poznato oksidacijsko stanje +8. Astat ima prilično izražen metalni karakter. Radona, po svoj prilici, ima najviše reaktivnost svih inertnih plinova. Nažalost, budući da je vrlo radioaktivan, njegova kemija slabo je poznata.

Sedmo razdoblje počinje s Francuskom. Kao i šesti, također mora sadržavati 32 elementa. Francij i radij su elementi Iaα- i IIaα-podskupine, aktinijum pripada III b-podskupini. Najčešći pogled je na obitelj aktinoida, koja uključuje elemente od torija do lawrencija i slična je lantanidima. Dekodiranje ove serije elemenata također je dano na dnu tablice.

Pogledajmo sada kako se mijenjaju svojstva kemijskih elemenata u podskupinama periodnog sustava. Glavni obrazac ove promjene je jačanje metalnog karaktera elemenata s povećanjem Z. Ovaj obrazac se posebno jasno očituje u podskupinama IIIaα-VIIaα. Za metale podskupina Iaα-IIIaα opaža se povećanje kemijske aktivnosti. Za elemente IVaα - VIIaα podskupina, s porastom Z uočava se slabljenje kemijske aktivnosti elemenata. Za elemente b-podskupine promjena kemijske aktivnosti je složenija.

Teoriju periodnog sustava razvili su N. Bohr i drugi znanstvenici 20-ih godina prošlog stoljeća. XX. stoljeća a temelji se na stvarnoj shemi za nastanak elektronskih konfiguracija atoma. Prema ovoj teoriji, kako se Z povećava, punjenje elektronskih ljuski i podljuski u atomima elemenata uključenih u periode periodnog sustava događa se sljedećim slijedom:

Brojevi razdoblja

Na temelju teorije periodnog sustava može se dati sljedeća definicija perioda: period je skup elemenata počevši od elementa čija je vrijednost n jednaka broju perioda i l = 0 (s-elementi) i završava s elementom iste vrijednosti n i l = 1 (p- elementi). Izuzetak je prva perioda koja sadrži samo 1s elemente. Iz teorije periodnog sustava slijedi broj elemenata u periodama: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

Na priloženoj kartici u boji, simboli elemenata svake vrste (s-, p-, d- i f-elementi) prikazani su na pozadini određene boje: s-elementi - na crvenoj, p-elementi - na narančastoj, d -elementi - na plavoj, f -elementi - na zelenoj. Svaka ćelija prikazuje atomske brojeve i atomske mase elemenata, kao i elektronske konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski, koje uglavnom određuju kemijska svojstva elemenata.

Iz teorije periodnog sustava slijedi da a-podskupine uključuju elemente s n jednakim broju periode, a l = 0 i 1. B-podskupine uključuju one elemente u čijim je atomima završetak ljuski koje su prethodno ostale javlja se nepotpuna. Zato prva, druga i treća perioda ne sadrže elemente b-podskupine.

Struktura periodnog sustava elemenata usko je povezana s građom atoma kemijskih elemenata. Kako Z raste, slične vrste konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski povremeno se ponavljaju. Oni, naime, određuju glavne značajke kemijskog ponašanja elemenata. Ove se značajke različito očituju za elemente a-podskupine (s- i p-elementi), za elemente b-podskupine (prijelazni d-elementi) i elemente f-porodice - lantanide i aktinoide. Poseban slučaj predstavljaju elementi prve periode - vodik i helij. Vodik je vrlo reaktivan jer se njegov pojedinačni 1s elektron lako uklanja. Istodobno, konfiguracija helija (1s 2) je vrlo stabilna, što određuje njegovu potpunu kemijsku neaktivnost.

Za elemente a-podskupina, vanjske elektronske ljuske su popunjene (s n jednakim broju perioda); stoga se svojstva ovih elemenata primjetno mijenjaju kako raste Z. Dakle, u drugoj periodi litij (2s konfiguracija) je aktivan metal koji lako gubi svoj jedini valentni elektron; berilij (2s 2) je također metal, ali manje aktivan zbog činjenice da su njegovi vanjski elektroni čvršće vezani za jezgru. Nadalje, bor (2s 2 p) ima slabo izražen metalni karakter, a svi sljedeći elementi druge periode, u kojima dolazi do izgradnje 2p podljuske, već su nemetali. Osmeroelektronska konfiguracija vanjske elektronske ljuske neona (2s 2 p 6) - inertnog plina - vrlo je jaka.

Kemijska svojstva elemenata druge periode objašnjavaju se željom njihovih atoma da steknu elektronsku konfiguraciju najbližeg inertnog plina (konfiguracija helija za elemente od litija do ugljika ili konfiguracija neona za elemente od ugljika do fluora). Zbog toga, na primjer, kisik ne može pokazati više oksidacijsko stanje jednako broju skupine: uostalom, lakše mu je postići neonsku konfiguraciju dobivanjem dodatnih elektrona. Ista priroda promjena svojstava očituje se u elementima treće periode iu s- i p-elementima svih sljedećih perioda. Istodobno, slabljenje jakosti veze između vanjskih elektrona i jezgre u a-podskupinama s porastom Z očituje se u svojstvima odgovarajućih elemenata. Dakle, za s-elemente postoji zamjetan porast kemijske aktivnosti kako Z raste, a za p-elemente dolazi do povećanja metalnih svojstava.

U atomima prijelaznih d-elemenata dotad nepotpune ljuske popunjavaju se vrijednošću glavnog kvantnog broja n, za jedan manjim od broja periode. Uz nekoliko iznimaka, konfiguracija vanjskih elektronskih ljuski atoma prijelaznih elemenata je ns 2. Prema tome, svi d-elementi su metali, i to je razlog zašto promjene u svojstvima d-elemenata kako Z raste nisu tako dramatične kao što smo vidjeli za s- i p-elemente. U višim oksidacijskim stupnjevima d-elementi pokazuju određenu sličnost s p-elementima odgovarajućih skupina periodnog sustava.

Osobitosti svojstava elemenata trijada (VIII b-podskupina) objašnjavaju se činjenicom da su d-podljuske blizu završetka. Zbog toga metali željeza, kobalta, nikla i platine u pravilu ne teže stvaranju spojeva u višim oksidacijskim stupnjevima. Jedina iznimka su rutenij i osmij koji daju okside RuO 4 i OsO 4 . Za elemente podskupina Ib i IIb, d-podljuska je zapravo potpuna. Stoga pokazuju oksidacijska stanja jednaka broju skupine.

U atomima lantanida i aktinoida (svi su metali) dovršavaju se prethodno nepotpune elektronske ljuske pri čemu je vrijednost glavnog kvantnog broja n za dvije jedinice manja od broja perioda. U atomima ovih elemenata konfiguracija vanjske elektronske ljuske (ns 2) ostaje nepromijenjena. U isto vrijeme, f-elektroni nemaju praktički nikakvog utjecaja na kemijska svojstva. Zbog toga su lantanidi toliko slični.

Za aktinoide je situacija mnogo kompliciranija. U području naboja jezgre Z = 90 - 95 mogu sudjelovati 6d i 5f elektroni kemijske interakcije. Iz ovoga slijedi da aktinodi pokazuju mnogo širi raspon oksidacijskih stanja. Na primjer, za neptunij, plutonij i americij poznati su spojevi u kojima se ti elementi pojavljuju u sedmerovalentnom stanju. Samo za elemente koji počinju s kurijem (Z = 96) trovalentno stanje postaje stabilno. Dakle, svojstva aktinoida značajno se razlikuju od svojstava lantanida, te se dvije porodice stoga ne mogu smatrati sličnim.

Porodica aktinida završava elementom sa Z = 103 (lavrencij). Razred kemijska svojstva kurchatovium (Z = 104) i nilsborium (Z = 105) pokazuje da bi ovi elementi trebali biti analozi hafnija, odnosno tantala. Stoga znanstvenici vjeruju da nakon obitelji aktinida u atomima počinje sustavno punjenje 6d podljuske.

Konačan broj elemenata koje periodni sustav pokriva nije poznat. Problem njegove gornje granice možda je glavna misterija periodnog sustava. Najteži element koji je otkriven u prirodi je plutonij (Z = 94). Dosegnuta je granica umjetne nuklearne fuzije - element s atomskim brojem 118. Ostaje otvoreno pitanje hoće li biti moguće dobiti elemente s velikim atomskim brojevima, koje i koliko? Na to se još ne može sa sigurnošću odgovoriti.

Uz pomoć složenih izračuna izvedenih na elektroničkim računalima, znanstvenici su pokušali odrediti strukturu atoma i procijeniti najvažnija svojstva takvih “superelemenata”, sve do ogromnih rednih brojeva (Z = 172, pa čak i Z = 184). Dobiveni rezultati bili su prilično neočekivani. Na primjer, u atomu elementa sa Z = 121 očekuje se pojava 8p elektrona; to je nakon što je dovršeno formiranje 85-podljuske u atomima sa Z = 119 i 120. Ali pojava p-elektrona nakon s-elektrona opaža se samo u atomima elemenata druge i treće razdoblja. Izračuni također pokazuju da se u elementima hipotetske osme periode ispunjavanje elektronskih ljuski i podljuski atoma odvija u vrlo složenom i jedinstvenom nizu. Stoga je procjena svojstava odgovarajućih elemenata vrlo težak problem. Čini se da bi osma perioda trebala sadržavati 50 elemenata (Z = 119-168), ali bi prema izračunima trebala završiti na elementu sa Z = 164, tj. 4 redna broja ranije. A "egzotično" deveto razdoblje, pokazalo se, trebalo bi se sastojati od 8 elemenata. Evo njegovog "elektroničkog" unosa: 9s 2 8p 4 9p 2. Drugim riječima, sadržavao bi samo 8 elemenata, poput druge i treće periode.

Teško je reći koliko bi izračuni napravljeni pomoću računala bili istiniti. Međutim, ako se potvrde, tada bi bilo potrebno ozbiljno preispitati obrasce koji leže u osnovi periodnog sustava elemenata i njegove strukture.

Periodni sustav igrao je i nastavlja igrati veliku ulogu u razvoju razna područja prirodne znanosti. Bilo je to najvažnije postignuće atomsko-molekularne znanosti, pridonijelo je nastanku modernog pojma "kemijskog elementa" i razjašnjenju pojmova o jednostavnim tvarima i spojevima.

Zakonitosti koje otkriva periodni sustav imale su značajan utjecaj na razvoj teorije strukture atoma, otkriće izotopa i pojavu ideja o nuklearnoj periodičnosti. Periodni sustav povezan je sa strogo znanstvenom formulacijom problema predviđanja u kemiji. To se očitovalo u predviđanju postojanja i svojstava nepoznatih elemenata te novih značajki kemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. U današnje vrijeme periodni sustav predstavlja temelj kemije, prvenstveno anorganske, koja značajno pomaže u rješavanju problema kemijska sinteza tvari s unaprijed određenim svojstvima, razvoj novih poluvodičkih materijala, izbor specifičnih katalizatora za različite kemijske procese i dr. Konačno, periodni sustav je temelj nastave kemije.

Devetnaesto stoljeće u povijesti čovječanstva je stoljeće u kojem su reformirane mnoge znanosti, pa tako i kemija. U to se vrijeme pojavio Mendeljejevljev periodni sustav, a s njim i periodni zakon. Upravo je on postao osnova moderne kemije. Periodni sustav D. I. Mendeljejeva je sistematizacija elemenata koja utvrđuje ovisnost kemijskih i fizička svojstva o građi i naboju atoma tvari.

Priča

Početak periodičnog razdoblja postavljen je knjigom "Korelacija svojstava s atomskom težinom elemenata", napisanom u trećoj četvrtini 17. stoljeća. Prikazivao je osnovne pojmove poznatih kemijskih elemenata (tada ih je bilo samo 63). Osim toga, atomske mase mnogih od njih bile su netočno određene. To je uvelike ometalo otkriće D. I. Mendeljejeva.

Dmitrij Ivanovič započeo je svoj rad uspoređujući svojstva elemenata. Najprije je radio na kloru i kaliju, a tek onda je prešao na rad s alkalijskim metalima. Naoružan posebnim karticama na kojima su bili prikazani kemijski elementi, više puta je pokušavao sastaviti ovaj "mozaik": postavljajući ga na svoj stol u potrazi za potrebnim kombinacijama i podudaranjima.

Nakon mnogo truda, Dmitrij Ivanovič je konačno pronašao obrazac koji je tražio i rasporedio elemente u periodične redove. Dobivši kao rezultat prazne ćelije između elemenata, znanstvenik je shvatio da nisu svi kemijski elementi poznati ruskim istraživačima i da je on taj koji ovom svijetu mora dati znanje iz područja kemije koje još nije dao njegov prethodnici.

Svima je poznat mit da se periodni sustav pojavio Mendelejevu u snu, a on je skupljao elemente iz sjećanja. jedinstveni sustav. Ovo je, grubo rečeno, laž. Činjenica je da je Dmitrij Ivanovič radio dosta dugo i koncentriran na svoj posao, što ga je jako iscrpljivalo. Dok je radio na sustavu elemenata, Mendeljejev je jednom zaspao. Kad se probudio, shvatio je da nije završio tablicu i radije je nastavio ispunjavati prazne ćelije. Njegov poznanik, izvjesni Inostrantsev, sveučilišni nastavnik, zaključio je da je periodni sustav sanjao Mendeljejev i proširio tu glasinu među svojim studentima. Tako je nastala ova hipoteza.

Slava

Mendeljejevljevi kemijski elementi odraz su onih koje je stvorio Dmitrij Ivanovič u trećoj četvrtina XIX stoljeća (1869.) periodičkog zakona. Godine 1869. na sastanku Ruske kemijske zajednice pročitana je Mendeljejevljeva obavijest o stvaranju određene strukture. Iste godine objavljena je knjiga "Osnove kemije", u kojoj je prvi put objavljen Mendeljejevljev periodni sustav kemijskih elemenata. I u knjizi " Prirodni sustav elemenata i njegove upotrebe za označavanje kvaliteta neotkrivenih elemenata” D. I. Mendeljejev prvi je spomenuo koncept “periodičnog zakona”.

Struktura i pravila postavljanja elemenata

Prve korake u stvaranju periodičkog zakona poduzeo je Dmitrij Ivanovič još 1869.-1871., u to je vrijeme naporno radio na utvrđivanju ovisnosti svojstava ovih elemenata o masi njihovog atoma. Moderna verzija sastoji se od elemenata sažetih u dvodimenzionalnu tablicu.

Položaj elementa u tablici nosi određeno kemijsko i fizičko značenje. Po položaju elementa u tablici možete saznati koja je njegova valencija i odrediti druge kemijske karakteristike. Dmitrij Ivanovič pokušao je uspostaviti vezu između elemenata, sličnih po svojstvima i različitih.

Utemeljio je tada poznatu klasifikaciju kemijskih elemenata na valenciji i atomska masa. Uspoređujući relativna svojstva elemenata, Mendeljejev je pokušao pronaći obrazac koji bi ujedinio sve poznate kemijske elemente u jedan sustav. Slažući ih na temelju rastućih atomskih masa, ipak je postigao periodičnost u svakom od redova.

Daljnji razvoj sustava

Periodni sustav, koji se pojavio 1969. godine, dorađivan je više puta. S pojavom plemenitih plinova 1930-ih, bilo je moguće otkriti novu ovisnost elemenata - ne o masi, već o atomskom broju. Kasnije je bilo moguće utvrditi broj protona u atomskim jezgrama, a pokazalo se da se podudara s atomskim brojem elementa. Znanstvenici 20. stoljeća proučavali su elektronsku energiju, pokazalo se da i ona utječe na periodičnost. To je uvelike promijenilo ideje o svojstvima elemenata. To se odrazilo u kasnijim izdanjima Mendeljejevljevog periodnog sustava. Svako novo otkriće svojstava i karakteristika elemenata organski se uklapa u tablicu.

Karakteristike Mendeljejevljevog periodnog sustava

Periodični sustav podijeljen je na periode (7 redaka poredanih vodoravno), koji se pak dijele na velike i male. Razdoblje počinje alkalnim metalom, a završava elementom s nemetalnim svojstvima.
Tablica Dmitrija Ivanoviča okomito je podijeljena u skupine (8 stupaca). Svaki od njih u periodnom sustavu sastoji se od dvije podskupine, a to su glavne i sporedne. Nakon duge rasprave, na prijedlog D. I. Mendeleeva i njegovog kolege U. Ramsaya, odlučeno je uvesti takozvanu nultu skupinu. Uključuje inertne plinove (neon, helij, argon, radon, ksenon, kripton). Godine 1911. znanstvenici F. Soddy zamoljeni su da elemente koji se ne razlikuju, takozvane izotope, smjeste u periodni sustav - za njih su dodijeljene zasebne ćelije.

Unatoč ispravnosti i točnosti periodnog sustava, znanstvena zajednica dugo nije htjela priznati ovo otkriće. Mnogi veliki znanstvenici ismijavali su rad D. I. Mendeljejeva i vjerovali da je nemoguće predvidjeti svojstva elementa koji još nije otkriven. No nakon što su otkriveni navodni kemijski elementi (a to su bili npr. skandij, galij i germanij), Mendeljejevljev sustav i njegov periodni zakon postali su znanost kemija.

Stol u moderno doba

Mendeljejevljev periodni sustav elemenata temelj je većine kemijskih i fizikalnih otkrića vezanih uz atomsko-molekularnu znanost. Moderan koncept element nastao je upravo zahvaljujući velikom znanstveniku. Pojava Mendeljejevljevog periodnog sustava unijela je temeljne promjene u ideje o raznim spojevima i jednostavnim tvarima. Izrada periodnog sustava od strane znanstvenika imala je ogroman utjecaj na razvoj kemije i svih znanosti povezanih s njom.

D. I. Mendeljejev je došao do zaključka da njihova svojstva moraju biti određena nekim temeljnim opće karakteristike. Izabrao je atomsku masu elementa kao temeljnu karakteristiku kemijskog elementa i ukratko formulirao periodički zakon (1869.):

Svojstva elemenata, kao i svojstva jednostavnih i složenih tijela koja tvore, periodički ovise o vrijednostima atomskih težina elemenata.

Mendeljejevljeva je zasluga u tome što je očitovanu ovisnost shvatio kao objektivni zakon prirode, što njegovi prethodnici nisu mogli. D. I. Mendeljejev je vjerovao da sastav spojeva, njihova kemijska svojstva, vrelišta i tališta, kristalna struktura i slično periodički ovise o atomskoj masi. Duboko razumijevanje suštine periodične ovisnosti dalo je Mendeljejevu priliku da izvuče nekoliko važnih zaključaka i pretpostavki.

Moderni periodni sustav

Prvo, od tada poznata 63 elementa, Mendeljejev je promijenio atomske mase gotovo 20 elemenata (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Drugo, predvidio je postojanje oko 20 novih elemenata i ostavio im mjesto u periodnom sustavu. Tri od njih, naime ekaboron, ekaaluminij i ekazilicij, opisani su dovoljno detaljno i s nevjerojatnom točnošću. To je trijumfalno potvrđeno u sljedećih petnaest godina, kada su otkriveni elementi Galij (eka-aluminij), skandij (ekabor) i Germanij (eka-silicij).

Periodični zakon jedan je od temeljnih zakona prirode. Njegov utjecaj na razvoj znanstvenog svjetonazora može se usporediti jedino sa zakonom održanja mase i energije ili kvantnom teorijom. Još u vrijeme D. I. Mendeljejeva, periodični zakon postao je osnova kemije. Daljnja otkrića strukture i izotopskih pojava pokazala su da je glavni kvantitativne karakteristike element nije atomska masa, već naboj jezgre (Z). Godine 1913. Moseley i Rutherford uveli su koncept "rednog broja elementa", numerirali sve simbole u periodnom sustavu i pokazali da se klasifikacija elemenata temelji na rednom broju elementa, jednakom naboju jezgre. njihovih atoma.

Ova izjava je danas poznata kao Moseleyev zakon.

Zato moderna definicija Periodični zakon je formuliran na sljedeći način:

Svojstva jednostavnih tvari, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, periodički ovise o vrijednosti naboja njihovih atomskih jezgri (ili o atomskom broju elementa u periodnom sustavu elemenata).

Elektronske strukture atoma elemenata jasno pokazuju da s povećanjem naboja jezgre dolazi do prirodnog periodičkog ponavljanja elektroničkih struktura, a time i do ponavljanja svojstava elemenata. To se odražava u periodnom sustavu elemenata, za koji je predloženo nekoliko stotina opcija. Najčešće se koriste dva oblika tablica - skraćena i proširena - koja sadrži sve poznate elemente i ima slobodnih mjesta jer još nije otvoren.

Svaki element zauzima određenu ćeliju u periodnom sustavu, što označava simbol i naziv elementa, njegov redni broj, relativnu atomsku masu, a za radioaktivne elemente u uglate zagrade Naveden je maseni broj najstabilnijeg ili pristupačnog izotopa. Moderni stolovi često uključuju i neke druge popratne informacije: gustoća, vrelište i talište jednostavnih tvari itd.

Razdoblja

Glavne strukturne jedinice periodnog sustava su periode i skupine - prirodni agregati na koje su kemijski elementi podijeljeni prema svojoj elektronskoj strukturi.

Perioda je horizontalni sekvencijalni niz elemenata u čijim atomima elektroni ispunjavaju isti broj energetskih razina.

Broj perioda poklapa se s brojem vanjske kvantne razine. Primjerice, element kalcij (4s 2) nalazi se u četvrtoj periodi, odnosno njegov atom ima četiri energetske razine, a valentni elektroni su u vanjskoj, četvrtoj razini. Razlika u redoslijedu popunjavanja i vanjskog i elektroničkog sloja bliže jezgri objašnjava razlog za različite duljine perioda.

U atomima s- i p-elemenata gradi se vanjska razina, u d-elementima - druga vanjska, a u f-elementima - treća vanjska energetska razina.

Stoga se razlika u svojstvima najjasnije očituje kod susjednih s- ili p-elemenata. Kod d- i posebno f-elemenata iste periode razlika u svojstvima je manje značajna.

Kao što je već spomenuto, na temelju broja energetskih podrazina koje grade elektroni, elementi se spajaju u elektroničke obitelji. Na primjer, u razdobljima IV-VI postoje familije koje sadrže deset d-elemenata: 3d-familija (Sc-Zn), 4d-familija (Y-Cd), 5d-familija (La, Hf-Hg). U šestoj i sedmoj periodi po četrnaest elemenata čini f-porodice: 4f-familiju (Ce-Lu), koja se naziva lantanid, i 5f-familiju (Th-Lr) - aktinid. Te su obitelji smještene pod periodni sustav elemenata.

Prva tri razdoblja nazivaju se malim, ili tipičnim periodima, jer su svojstva elemenata tih perioda osnova za raspodjelu svih ostalih elemenata u osam skupina. Sva ostala razdoblja, uključujući i sedmu, nepotpunu, nazivaju se glavnim razdobljima.

Sva razdoblja, osim prvog, počinju alkalnim elementima (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) i završavaju, osim sedmog, nepotpunog, inertnim elementima (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Alkalijski metali imaju istu vanjsku elektronsku konfiguraciju n s 1, gdje n— broj razdoblja. Inertni elementi, osim helija (1s 2), imaju istu strukturu vanjskog elektroničkog sloja: n s 2 n p 6, odnosno elektronski analozi.

Razmatrani obrazac omogućuje zaključak:

Periodično ponavljanje identičnih elektroničkih konfiguracija vanjskog elektroničkog sloja razlog je sličnosti fizikalnih i kemijskih svojstava analognih elemenata, budući da su vanjski elektroni atoma ti koji uglavnom određuju njihova svojstva.

U malim tipičnim razdobljima, s povećanjem atomskog broja, uočava se postupno smanjenje metalnih i povećanje nemetalnih svojstava, jer se povećava broj valentnih elektrona na vanjskoj energetskoj razini. Na primjer, atomi svih elemenata treće periode imaju tri elektronska sloja. Struktura dva unutarnja sloja ista je za sve elemente treće periode (1s 2 2s 2 2p 6), a struktura vanjskog, trećeg sloja je drugačija. Pri prelasku od svakog prethodnog elementa do svakog sljedećeg elementa, naboj atomske jezgre se povećava za jedan i, sukladno tome, povećava se broj vanjskih elektrona. Kao rezultat toga, njihova privlačnost prema jezgri raste, a radijus atoma se smanjuje. To dovodi do slabljenja metalnih svojstava i povećanja nemetalnih svojstava.

Treće razdoblje počinje vrlo aktivnim metalom natrijem (11 Na - 3s 1), a zatim nešto manje aktivnim magnezijem (12 Mg - 3s 2). Oba ova metala pripadaju obitelji 3s. Prvi p-element treće periode je aluminij (13 Al - 3s 2 3p 1), čija je metalna aktivnost manja od one magnezija, ima amfoterna svojstva, tj. kemijske reakcije može se ponašati i kao nemetal. Slijede nemetali silicij (14 Si - 3s 2 3p 2), fosfor (15 P - 3s 2 3p 3), sumpor (16 S - 3s 2 3p 4), klor (17 Cl - 3s 2 3p 5). Njihova nemetalna svojstva povećavaju se od Si do Cl, koji je aktivni nemetal. Perioda završava inertnim elementom argonom (18 Ar - 3s 2 3p 6).

Unutar jednog razdoblja svojstva elemenata se postupno mijenjaju, a pri prelasku iz prethodnog razdoblja u sljedeće, iznenadna promjena svojstva, budući da počinje izgradnja nove energetske razine.

Postupna promjena svojstava karakteristična je ne samo za jednostavne tvari, već i za složene spojeve, kao što je prikazano u tablici 1.

Tablica 1 - Neka svojstva elemenata treće periode i njihovih spojeva

Tijekom dugih razdoblja, metalna svojstva slabe sporije. To je zbog činjenice da se, počevši od četvrte periode, pojavljuje deset prijelaznih d-elemenata, u kojima nije izgrađena vanjska, već druga vanjska d-podrazina, a na vanjskom sloju d-elemenata nalaze se jedan ili dva s-elektrona, koji u određenoj mjeri određuju svojstva ovih elemenata. Dakle, za d-elemente uzorak postaje nešto kompliciraniji. Na primjer, u petom razdoblju, metalna svojstva postupno se smanjuju u odnosu na alkalni Rb, dostižući minimalnu čvrstoću u metalima iz obitelji platine (Ru, Rh, Pd).

Međutim, nakon neaktivnog Ag srebra stavlja se kadmij Cd koji pokazuje naglo povećanje metalnih svojstava. Nadalje, kako se atomski broj elementa povećava, nemetalna svojstva se pojavljuju i postupno rastu, sve do tipičnog nemetalnog joda. Ovo razdoblje završava, kao i sva prethodna, inertnim plinom. Periodična promjena svojstava elemenata unutar duga razdoblja omogućuje vam da ih podijelite u dva reda, u kojima drugi dio razdoblja ponavlja prvi.

grupe

Vertikalni stupci elemenata u periodnom sustavu - skupine sastoje se od podskupina: glavne i sekundarne, ponekad se označavaju slovima A, odnosno B.

Glavne podskupine uključuju s- i p-elemente, a sekundarne podskupine uključuju d- i f-elemente velikih perioda.

Glavna podskupina je skup elemenata koji je okomito postavljen u periodnom sustavu i ima istu konfiguraciju vanjskog sloja elektrona u atomima.

Kao što slijedi iz gornje definicije, određuje se položaj elementa u glavnoj podskupini ukupni broj elektroni (s- i p-) vanjske energetske razine jednaki broju grupe. Na primjer, sumpor (S - 3s 2 3p 4 ), čiji atom sadrži šest elektrona na vanjskoj razini, pripada glavnoj podskupini šeste skupine, argonu (Ar - 3s 2 3p 6 ) - u glavnu podskupinu osme skupine, i stroncij (Sr - 5s 2 ) - u IIA-podskupinu.

Elementi jedne podskupine odlikuju se sličnim kemijskim svojstvima. Kao primjer, pogledajmo elemente podskupina IA i VIIA (Tablica 2). S povećanjem naboja jezgre povećava se broj slojeva elektrona i polumjer atoma, ali broj elektrona na vanjskoj energetskoj razini ostaje konstantan: za alkalijske metale (podskupina IA) - jedan, a za halogene (podskupina VIIA) ) - sedam. Budući da su vanjski elektroni ti koji najznačajnije utječu na kemijska svojstva, jasno je da svaka od razmatranih skupina analognih elemenata ima slična svojstva.

Ali unutar jedne podskupine, uz sličnost svojstava, uočavaju se neke promjene. Dakle, svi elementi podskupine IA, osim H, su aktivni metali. Ali s povećanjem polumjera atoma i broja elektronskih slojeva koji štite utjecaj jezgre na valentne elektrone, metalna svojstva se povećavaju. Dakle, Fr je aktivniji metal od Cs, a Cs je aktivniji od R, itd. I u podskupini VIIA, iz istog razloga, nemetalna svojstva elemenata slabe s povećanjem atomskog broja. Prema tome, F je aktivniji nemetal u usporedbi s Cl, a Cl je aktivniji nemetal u usporedbi s Br, itd.

Tablica 2 - Neke karakteristike elemenata IA i VIIA podskupina

Bočne podskupine su skup elemenata postavljenih okomito u periodnom sustavu i imaju isti broj valentnih elektrona zbog konstrukcije vanjske s- i druge vanjske d-energetske podrazine.

Svi elementi bočnih podskupina pripadaju d-obitelji. Ti se elementi ponekad nazivaju prijelaznim metalima. U bočnim podskupinama svojstva se sporije mijenjaju, jer u atomima d-elemenata elektroni grade drugu energetsku razinu izvana, a na vanjskoj razini postoje samo jedan ili dva elektrona.

Položaj prvih pet d-elemenata (podskupine IIIB-VIIB) svake periode može se odrediti pomoću zbroja vanjskih s-elektrona i d-elektrona druge vanjske razine. Na primjer, iz elektronske formule skandijuma (Sc - 4s 2 3d 1 ) jasno je da se nalazi u sekundarnoj podskupini (jer je d-element) treće skupine (jer je zbroj valentnih elektrona tri), a mangan (Mn - 4s 2 3d 5 ) nalazi se u sekundarnoj podskupini sedme skupine.

Položaj posljednja dva elementa svake periode (podskupine IB i IIB) može se odrediti brojem elektrona u vanjskoj razini, budući da je u atomima tih elemenata prethodna razina potpuno dovršena. Na primjer, Ag (5s 1 5d 10) nalazi se u sekundarnoj podskupini prve skupine, Zn (4s 2 3d 10) - u sekundarnoj podskupini druge skupine.

Trijade Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd i Os-Ir-Pt nalaze se u sekundarnoj podskupini osme skupine. Ove trijade tvore dvije obitelji: željezo i platinoidi. Osim ovih obitelji, posebno se razlikuju obitelj lantanida (četrnaest 4f elemenata) i porodica aktinoida (četrnaest 5f elemenata). Ove obitelji pripadaju sekundarnoj podskupini treće skupine.

Povećanje metalnih svojstava elemenata u podskupinama odozgo prema dolje, kao i smanjenje tih svojstava unutar jedne periode slijeva nadesno, određuju pojavu dijagonalnog uzorka u periodnom sustavu. Dakle, Be je vrlo sličan Al, B - Si, Ti - Nb. To jasno pokazuje činjenica da u prirodi ti elementi tvore slične minerale. Na primjer, u prirodi se Te uvijek pojavljuje s Nb, tvoreći minerale - titanoniobate.

Sastav atoma.

Atom se sastoji od atomska jezgra I elektronska ljuska.

Jezgra atoma sastoji se od protona ( p+) i neutroni ( n 0). Većina atoma vodika ima jezgru koja se sastoji od jednog protona.

Broj protona N(p+) jednak je nuklearnom naboju ( Z) i redni broj elementa u prirodnom nizu elemenata (i u periodnom sustavu elemenata).

N(str +) = Z

Zbroj neutrona N(n 0), označen jednostavno slovom N, i broj protona Z nazvao maseni broj a označava se slovom A.

A = Z + N

Elektronski omotač atoma sastoji se od elektrona koji se kreću oko jezgre ( e -).

Broj elektrona N(e-) u elektronskom omotaču neutralnog atoma jednak je broju protona Z u svojoj srži.

Masa protona približno je jednaka masi neutrona i 1840 puta više mase elektron, pa je masa atoma praktički jednaka masi jezgre.

Oblik atoma je sferičan. Polumjer jezgre približno je 100 000 puta manji od polumjera atoma.

Kemijski element- vrsta atoma (skupina atoma) s istim nabojem jezgre (s istim brojem protona u jezgri).

Izotop- skup atoma istog elementa s istim brojem neutrona u jezgri (ili vrsta atoma s istim brojem protona i istim brojem neutrona u jezgri).

Različiti izotopi međusobno se razlikuju po broju neutrona u jezgri svojih atoma.

Oznaka pojedinog atoma ili izotopa: (E - simbol elementa), na primjer: .

Građa elektronske ljuske atoma

Atomska orbitala- stanje elektrona u atomu. Simbol za orbitalu je . Svaka orbitala ima odgovarajući elektronski oblak.

Orbitale stvarnih atoma u osnovnom (nepobuđenom) stanju su četiri vrste: s, str, d I f.

Elektronički oblak- dio prostora u kojem se može naći elektron s vjerojatnošću od 90 (ili više) posto.

Bilješka: ponekad se koncepti "atomske orbitale" i "elektronskog oblaka" ne razlikuju, nazivajući ih "atomskom orbitalom".

Elektronski omotač atoma je slojevit. Elektronički sloj formirani od elektronskih oblaka iste veličine. Orbitale jednog sloja tvore elektronska ("energetska") razina, njihove su energije iste za atom vodika, ali različite za ostale atome.

Orbitale iste vrste grupiraju se u elektronički (energetski) podrazine:
s-podrazina (sastoji se od jedne s-orbitale), simbol - .
str-podrazina (sastoji se od tri str
d-podrazina (sastoji se od pet d-orbitale), simbol - .
f-podrazina (sastoji se od sedam f-orbitale), simbol - .

Energije orbitala istog podrazina su iste.

Kod označavanja podrazina simbolu podrazine dodaje se broj sloja (elektronička razina), na primjer: 2 s, 3str, 5d sredstva s- podrazina druge razine, str- podrazina treće razine, d-podrazina pete razine.

Ukupan broj podrazina na jednoj razini jednak je broju razine n. Ukupan broj orbitala na jednoj razini jednak je n 2. Prema tome, ukupni broj oblaka u jednom sloju također je jednak n 2 .

Oznake: - slobodna orbitala (bez elektrona), - orbitala s nesparenim elektronom, - orbitala s elektronskim parom (s dva elektrona).

Redoslijed kojim elektroni ispunjavaju orbitale atoma određen je s tri zakona prirode (formulacije su dane u pojednostavljenim terminima):

1. Načelo najniža energija- elektroni ispunjavaju orbitale redoslijedom povećanja energije orbitala.

2. Paulijev princip – u jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona.

3. Hundovo pravilo - unutar podrazine elektroni prvo ispunjavaju prazne orbitale (jedan po jedan), a tek nakon toga formiraju elektronske parove.

Ukupan broj elektrona u elektronskoj razini (ili elektronskom sloju) je 2 n 2 .

Distribucija podrazina po energiji izražava se na sljedeći način (prema rastućoj energiji):

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

Ovaj niz je jasno izražen energetskim dijagramom:

Raspodjela elektrona atoma po razinama, podrazinama i orbitalama (elektronička konfiguracija atoma) može se prikazati kao formula elektrona, energetski dijagram ili, jednostavnije, kao dijagram slojeva elektrona ("elektronski dijagram").

Primjeri elektroničke strukture atoma:

valentni elektroni- elektroni atoma koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Za svaki atom, to su svi vanjski elektroni plus oni predvanjski elektroni čija je energija veća od energije vanjskih. Na primjer: atom Ca ima 4 vanjska elektrona s 2, oni su također valentni; atom Fe ima 4 vanjska elektrona s 2 ali on ima 3 d 6, dakle atom željeza ima 8 valentnih elektrona. Valencija elektronska formula atomi kalcija - 4 s 2, a atomi željeza - 4 s 2 3d 6 .

Periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva
(prirodni sustav kemijskih elemenata)

Periodički zakon kemijskih elemenata(moderna formulacija): svojstva kemijskih elemenata, kao i jednostavnih i složenih tvari koje oni formiraju, periodički ovise o vrijednosti naboja atomskih jezgri.

Periodni sustav elemenata- grafički izraz periodičkog zakona.

Prirodni nizovi kemijskih elemenata- niz kemijskih elemenata raspoređenih prema rastućem broju protona u jezgri njihovih atoma, ili, što je isto, prema rastućim nabojima jezgri tih atoma. Serijski broj elementa u ovom retku jednak broju protona u jezgri bilo kojeg atoma tog elementa.

Tablica kemijskih elemenata konstruirana je "rezanjem" prirodnog niza kemijskih elemenata razdoblja(vodoravni redovi tablice) i grupiranja (okomiti stupci tablice) elemenata sa sličnom elektronskom strukturom atoma.

Ovisno o načinu na koji kombinirate elemente u skupine, tablica može biti dugotrajni(elementi s istim brojem i vrstom valentnih elektrona skupljaju se u skupine) i kratak period(elementi s istim brojem valentnih elektrona skupljaju se u skupine).

Skupine kratkoperiodične tablice podijeljene su u podskupine ( glavni I strana), podudarajući se sa skupinama dugoperiodične tablice.

Svi atomi elemenata iste periode imaju isti broj elektronskih slojeva, jednak broju periode.

Broj elemenata u periodama: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Većina elemenata osme periode dobivena je umjetnim putem, posljednji elementi ove periode još nisu sintetizirani. Sva razdoblja osim prvog počinju formiranjem elementa alkalni metal(Li, Na, K itd.) i završavaju elementom koji tvori plemeniti plin (He, Ne, Ar, Kr itd.).

U kratkoperiodnoj tablici postoji osam skupina, od kojih je svaka podijeljena u dvije podskupine (glavnu i sporednu), u dugoperiodičnoj tablici postoji šesnaest skupina, koje su numerirane rimskim brojevima slovima A ili B, tj. primjer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA dugoperiodičnog sustava odgovara glavnoj podskupini prve skupine kratkoperiodičnog sustava; skupina VIIB - sekundarna podskupina sedme skupine: ostatak - slično.

Svojstva kemijskih elemenata prirodno se mijenjaju u skupinama i periodima.

U razdobljima (s rastućim rednim brojem)

• povećava se nuklearni naboj
• povećava se broj vanjskih elektrona,
• radijus atoma se smanjuje,
• povećava se snaga veze između elektrona i jezgre (energija ionizacije),
• elektronegativnost se povećava,
• pojačana su oksidacijska svojstva jednostavnih tvari ("nemetalnost"),
• redukcijska svojstva jednostavnih tvari slabe ("metalnost"),
• slabi osnovni karakter hidroksida i odgovarajućih oksida,
• povećava se kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida.

U grupama (s rastućim rednim brojem)

• povećava se nuklearni naboj
• radijus atoma se povećava (samo u A-skupinama),
• smanjuje se jakost veze između elektrona i jezgre (energija ionizacije; samo u A-skupinama),
• smanjuje se elektronegativnost (samo u A-skupinama),
• slabe oksidacijska svojstva jednostavnih tvari ("nemetalnost"; samo u A-skupinama),
• pojačana su redukcijska svojstva jednostavnih tvari ("metalnost"; samo u A-skupinama),
• povećava se bazičnost hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-skupinama),
• slabi kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-skupinama),
• smanjuje se stabilnost vodikovih spojeva (povećava se njihova redukcijska aktivnost; samo u A-skupinama).

Zadaci i testovi na temu "Tema 9. "Građa atoma. Periodni zakon i periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva (PSHE) "."

• Periodični zakon - Periodički zakon i građa atoma 8.–9
  Morate znati: zakonitosti popunjavanja orbitala elektronima (načelo najmanje energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), građu periodnog sustava elemenata.

  Morate znati: odrediti sastav atoma prema položaju elementa u periodnom sustavu i, obrnuto, pronaći element u periodnom sustavu, poznavajući njegov sastav; prikazati strukturni dijagram, elektroničku konfiguraciju atoma, iona, i obrnuto, odrediti iz dijagrama i elektronička konfiguracija položaj kemijskog elementa u PSCE; karakterizirati element i tvari koje tvori prema položaju u PSCE-u; odrediti promjene polumjera atoma, svojstava kemijskih elemenata i tvari koje oni tvore unutar jedne periode i jedne glavne podskupine periodnog sustava.

  Primjer 1. Odredite broj orbitala u trećoj elektronskoj razini. Koje su to orbitale?
  Za određivanje broja orbitala koristimo formulu N orbitale = n 2 gdje n- broj razine. N orbitale = 3 2 = 9. Jedan 3 s-, tri 3 str- i pet 3 d-orbitale.

  Primjer 2. Odredite koji atom elementa ima elektronsku formulu 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
  Da biste odredili o kojem se elementu radi, morate saznati njegov atomski broj, koji je jednak ukupnom broju elektrona atoma. U ovom slučaju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ovo je aluminij.

  Nakon što ste se uvjerili da ste naučili sve što trebate, prijeđite na izvršavanje zadataka. Želimo vam uspjeh.

  
  Preporučena literatura:
  • O. S. Gabrielyan i dr. Kemija 11. razred. M., Droplja, 2002.;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11. razred. M., Obrazovanje, 2001.

Kako koristiti periodni sustav?Za neupućenu osobu, čitanje periodnog sustava je isto kao za gnoma koji gleda u drevne rune vilenjaka. A periodni sustav, usput, ako se pravilno koristi, može puno reći o svijetu. Osim što će dobro poslužiti na ispitu, jednostavno je nezamjenjiv u rješavanju ogromnog broja kemijskih i fizikalnih problema. Ali kako to čitati? Srećom, danas svatko može naučiti ovu umjetnost. U ovom članku ćemo vam reći kako razumjeti periodni sustav.

Periodni sustav kemijskih elemenata (Mendeljejevljeva tablica) je klasifikacija kemijskih elemenata koja uspostavlja odnos razna svojstva elemenata iz naboja atomske jezgre.

Povijest nastanka Stola

Dmitrij Ivanovič Mendeljejev nije bio običan kemičar, ako netko tako misli. Bio je kemičar, fizičar, geolog, metrolog, ekolog, ekonomist, naftni radnik, aeronaut, instrumentar i učitelj. Tijekom svog života, znanstvenik je uspio provesti mnogo temeljnih istraživanja u različitim područjima znanja. Na primjer, uvriježeno je mišljenje da je Mendeljejev izračunao idealnu jačinu votke - 40 stupnjeva. Ne znamo kako je Mendeljejev mislio o votki, ali pouzdano znamo da njegova disertacija na temu "Rasprava o spoju alkohola s vodom" nije imala nikakve veze s votkom i razmatrala je koncentracije alkohola od 70 stupnjeva. Uz sve zasluge znanstvenika, otkriće periodičkog zakona kemijskih elemenata - jednog od temeljnih zakona prirode, donijelo mu je najširu slavu.

Postoji legenda prema kojoj je jedan znanstvenik sanjao periodni sustav elemenata, nakon čega je preostalo samo doraditi ideju koja se pojavila. Ali kad bi sve bilo tako jednostavno... Ova verzija Stvaranje periodnog sustava je, očito, ništa više od legende. Na pitanje kako je stol otvoren, sam Dmitrij Ivanovič je odgovorio: " Razmišljao sam o tome možda dvadeset godina, ali vi mislite: sjedio sam tamo i odjednom... gotovo je.”

Sredinom devetnaestog stoljeća nekoliko je znanstvenika paralelno pokušavalo složiti poznate kemijske elemente (bila su poznata 63 elementa). Na primjer, 1862. Alexandre Emile Chancourtois postavio je elemente duž spirale i primijetio cikličko ponavljanje kemijskih svojstava. Kemičar i glazbenik John Alexander Newlands predložio je svoju verziju periodnog sustava 1866. godine. Zanimljiva je činjenica da je znanstvenik pokušao otkriti neku vrstu mistične glazbene harmonije u rasporedu elemenata. Između ostalih pokušaja, tu je i Mendeljejevljev pokušaj, koji je okrunjen uspjehom.

Godine 1869. objavljen je prvi tablični dijagram, a 1. ožujka 1869. smatra se danom otvaranja periodičnog zakona. Bit Mendelejevljeva otkrića bila je u tome da se svojstva elemenata s povećanjem atomske mase ne mijenjaju monotono, već periodički. Prva verzija tablice sadržavala je samo 63 elementa, ali Mendeljejev je donio niz vrlo nekonvencionalnih odluka. Dakle, pogodio je ostaviti prostor u tablici za još neotkrivene elemente, a također je promijenio atomske mase nekih elemenata. Temeljna ispravnost zakona koji je izveo Mendeljejev potvrđena je vrlo brzo, nakon otkrića galija, skandijuma i germanija, čije je postojanje znanstvenik predvidio.

Suvremeni pogled na periodni sustav

Ispod je sama tablica

Danas se umjesto atomske težine (atomske mase) za poredak elemenata koristi pojam atomskog broja (broj protona u jezgri). Tablica sadrži 120 elemenata, koji su poredani s lijeva na desno prema rastućem atomskom broju (broju protona)

Stupci tablice predstavljaju takozvane grupe, a reci predstavljaju razdoblja. Tablica ima 18 grupa i 8 perioda.

• Metalna svojstva elemenata opadaju kada se pomiču periodom slijeva nadesno, a povećavaju u suprotnom smjeru.
• Veličine atoma smanjuju se pri pomicanju slijeva nadesno duž perioda.
• Kako se krećete odozgo prema dolje kroz grupu, svojstva redukcijskih metala se povećavaju.
• Oksidirajuća i nemetalna svojstva povećavaju se pomicanjem duž perioda slijeva nadesno ja

Što saznajemo o elementu iz tablice? Na primjer, uzmimo treći element u tablici - litij, i razmotrimo ga detaljno.

Prije svega, vidimo sam simbol elementa i njegovo ime ispod njega. U gornjem lijevom kutu nalazi se atomski broj elementa, kojim je redom element poredan u tablici. Atomski broj, kao što je već spomenuto, jednak je broju protona u jezgri. Broj pozitivnih protona obično je jednak broju negativnih elektrona u atomu (osim u izotopima).

Atomska masa navedena je pod atomskim brojem (u ovoj verziji tablice). Zaokružimo li atomsku masu na najbliži cijeli broj, dobit ćemo ono što se naziva maseni broj. Razlika između masenog broja i atomskog broja daje broj neutrona u jezgri. Tako je broj neutrona u jezgri helija dva, a u litiju četiri.

Završio je naš tečaj Periodical Table for Dummies. Zaključno, pozivamo vas da pogledate tematski video i nadamo se da vam je postalo jasnije pitanje kako koristiti periodni sustav Mendelejeva. Podsjećamo vas da je uvijek učinkovitije proučavati novi predmet ne sami, već uz pomoć iskusnog mentora. Zato nikada ne zaboravite na njih koji će svoje znanje i iskustvo rado podijeliti s vama.