Периодическая система Д. И. Менделеева. Периодическая система химических элементов

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, которая является графическим (табличным) выражением периодического закона химических элементов. Структура её, во многом сходная с современной, разработана Д. И. Менделеевым на основе периодического закона в 1869-1871 гг.

Прообразом периодической системы был "Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом родстве", составленный Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 г. На протяжении двух лет учёный непрерывно совершенствовал "Опыт системы", ввёл представление о группах, рядах и периодах элементов. В результате структура периодической системы приобрела во многом современные очертания.

Важным для её эволюции стало понятие о месте элемента в системе, определяемом номерами группы и периода. Опираясь на это понятие, Менделеев пришёл к выводу, что необходимо изменить атомные массы некоторых элементов: урана, индия, церия и его спутников. Это было первое практическое применение периодической системы. Менделеев также впервые предсказал существование нескольких неизвестных элементов. Учёный описал важнейшие свойства экаалюминия (будущего галлия), экабора (скандия) и экасилиция (германия). Кроме того, он предсказал существование аналогов марганца (будущих технеция и рения), теллура (полония), иода (астата), цезия (франция), бария (радия), тантала (протактиния). Прогнозы учёного в отношении данных элементов носили общий характер, поскольку эти элементы располагались в малоизученных областях периодической системы.

Первые варианты периодической системы во многом представляли лишь эмпирическое обобщение. Ведь был неясен физический смысл периодического закона, отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания атомных масс. В связи с этим оставались нерешёнными многие проблемы. Есть ли границы периодической системы? Можно ли определить точное количество существующих элементов? Оставалась неясной структура шестого периода - каково точное количество редкоземельных элементов. Было неизвестно, существуют ли ещё элементы между водородом и литием, какова структура первого периода. Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы перед ней не раз возникали серьёзные трудности. Неожиданным было открытие в 1894-1898 гг. плеяды инертных газов, которым, казалось, не находилось места в периодической системе. Эта трудность была устранена благодаря идее включить в структуру периодической системы самостоятельную нулевую группу. Массовое открытие радиоэлементов на стыке XIX и XX вв. (к 1910 г. их число составляло около 40) привело к резкому противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе и её сложившейся структурой. Для них было только 7 вакантных мест в шестом и седьмом периодах. Эта проблема была решена в результате установления правил сдвига и открытия изотопов.

Одна из главных причин невозможности объяснить физический смысл периодического закона и структуру периодической системы состояла в том, что было неизвестно, как построен атом. Важнейшей вехой на пути развития периодической системы явилось создание атомной модели Э. Резерфордом (1911). На её основе голландский учёный А. Ван ден Брук (1913) высказал предположение, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра его атома (Z). Это экспериментально подтвердил английский ученый Г. Мозли (1913). Периодический закон получил физическое обоснование: периодичность изменения свойств элементов стала рассматриваться в зависимости от Z-заряда ядра атома элемента, а не от атомной массы.

В результате структура периодической системы значительно упрочилась. Была определена нижняя граница системы. Это водород - элемент с минимальным Z = 1. Стало возможным точно оценить количество элементов между водородом и ураном. Были определены "пробелы" в периодической системе, соответствующие неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однако оставались неясными вопросы о точном количестве редкоземельных элементов и, что особенно важно, не были вскрыты причины периодичности изменения свойств элементов в зависимости от Z.

Опираясь на сложившуюся структуру периодической системы и результаты изучения атомных спектров, датский учёный Н. Бор в 1918-1921 гг. развил представления о последовательности построения электронных оболочек и подоболочек в атомах. Учёный пришёл к выводу, что сходные типы электронных конфигураций атомов периодически повторяются. Таким образом, было показано, что периодичность изменения свойств химических элементов объясняется существованием периодичности в построении электронных оболочек и подоболочек атомов.

В настоящее время периодическая система охватывает 126 элементов. Из них все трансурановые элементы (Z = 93-107), а также элементы с Z = 43 (технеций), 61 (прометий), 85 (астат), 87 (франций) получены искусственно. За всю историю существования периодической системы было предложено большое количество (> 500) вариантов ее графического изображения, преимущественно в виде таблиц, а также в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (спиралей и пр.) и т. д. Наибольшее распространение получили короткая, длинная и лестничная формы таблиц.

В настоящее время предпочтение отдается короткой.

Фундаментальным принципом построения периодической системы является её подразделение на группы и периоды. Менделеевское понятие рядов элементов ныне не употребляется, поскольку лишено физического смысла. Группы, в свою очередь, подразделяются на главную (а) и побочную (b) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы - химические аналоги. Элементы а- и b-подгрупп в большинстве групп также обнаруживают между собой определённое сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, равны номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, которая начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом (особый случай - первый период). Каждый период содержит строго определённое количество элементов. Периодическая система состоит из восьми групп и восьми периодов.

Особенность первого периода заключается в том, что он содержит всего 2 элемента: водород и гелий. Место водорода в системе неоднозначно. Поскольку он проявляет свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, то его помещают либо в Iаα-, либо в VIIaα - подгруппу, причем последний вариант употребляется чаще. Гелий - первый представитель VIIIa - подгруппы. Долгое время гелий и все инертные газы выделяли в самостоятельную нулевую группу. Это положение потребовало пересмотра после синтеза химических соединений криптона, ксенона и радона. В результате инертные газы и элементы бывшей VIII группы (железо, кобальт, никель и платиновые металлы) были объединены в рамках одной группы. Этот вариант не безупречен, так как инертность гелия и неона не вызывает сомнений.

Второй период содержит 8 элементов. Он начинается щелочным металлом литием, единственная степень окисления которого +1. Далее следует бериллий (металл, степень окисления +2). Бор проявляет уже слабо выраженный металлический характер и является неметаллом (степень окисления +3). Следующий за бором углерод - типичный неметалл, который проявляет степень окисления как +4, так и -4. Азот, кислород, фтор и неон - все неметаллы, причём у азота высшая степень окисления +5 соответствует номеру группы; для фтора известна степень окисления +7. Инертный газ неон завершает период.

Третий период (натрий - аргон) также содержит 8 элементов. Характер изменения их свойств во многом аналогичен тому, который наблюдался для элементов второго периода. Но здесь есть и своя специфика. Так, магний в отличие от бериллия более металличен, так же как и алюминий по сравнению с бором. Кремний, фосфор, сера, хлор, аргон - всё это типичные неметаллы. И все они, кроме аргона, проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы.

Как видим, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов. Д. И. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (по его словам, малых) типическими. Элементы малых периодов принадлежат к числу самых распространённых в природе. Углерод, азот и кислород (наряду с водородом) - органогены, т.е. основные элементы органической материи.

Все элементы первого-третьего периодов размещаются в аα-подгруппах.

Четвёртый период (калий - криптон) содержит 18 элементов. По Менделееву, это первый большой период. После щелочного металла калия и щелочноземельного металла кальция следует ряд элементов, состоящий из 10 так называемых переходных металлов (скандий - цинк). Все они входят в b-подгруппы. Большинство переходных металлов проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, кроме железа, кобальта и никеля. Элементы, начиная с галлия и кончая криптоном, принадлежат к а-подгруппам. Криптон в отличие от предшествующих инертных газов может образовывать химические соединения.

Пятый период (рубидий - ксенон) по своему построению аналогичен четвёртому. В нём также содержится вставка из 10 переходных металлов (иттрий - кадмий). У элементов этого периода есть свои особенности. В триаде рутений - родий - палладий для рутения известны соединения, где он проявляет степень окисления +8. Все элементы а-подгрупп проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, исключая ксенон. Можно заметить, что особенности изменения свойств у элементов четвёртого и пятого периодов по мере роста Z имеют по сравнению со вторым и третьим периодами более сложный характер.

Шестой период (цезий - радон) включает 32 элемента. В этом периоде кроме 10 переходных металлов (лантан, гафний - ртуть) содержится ещё и совокупность из 14 лантаноидов - от церия до лютеция. Элементы от церия до лютеция химически очень похожи, и на этом основании их давно включают в семейство редкоземельных элементов. В короткой форме периодической системы ряд лантаноидов включают в клетку лантана и расшифровку этого ряда дают внизу таблицы.

В чём состоит специфика элементов шестого периода? В триаде осмий - иридий - платина для осмия известна степень окисления +8. Астат имеет достаточно выраженный металлический характер. Радон, по всей вероятности, обладает наибольшей реакционной способностью из всех инертных газов. К сожалению, из-за того, что он сильно радиоактивен, его химия мало изучена.

Седьмой период начинается с франция. Подобно шестому, он также должен содержит 32 элемента. Франций и радий соответственно являются элементами Iaα- и IIаα-подгрупп, актиний принадлежит к III b-подгруппе. Наиболее распространено представление о семействе актиноидов, которое включает элементы от тория до лоуренсия и аналогично лантаноидам. Расшифровка этого ряда элементов также дается внизу таблицы.

Теперь посмотрим, как изменяются свойства химических элементов в подгруппах периодической системы. Основная закономерность этого изменения заключается в усилении металлического характера элементов по мере роста Z. Особенно отчётливо эта закономерность проявляется в IIIаα- VIIaα-подгруппах. Для металлов Iaα-IIIаα-подгрупп наблюдается рост химической активности. У элементов IVаα - VIIaα-подгрупп по мере увеличения Z наблюдается ослабление химической активности элементов. У элементов b-подгрупп изменение химической активности более сложно.

Теория периодической системы была разработана Н. Бором и другими учёными в 20-х гг. XX в. и основана на реальной схеме формирования электронных конфигураций атомов. Согласно этой теории, по мере роста Z заполнение электронных оболочек и подоболочек в атомах элементов, входящих в периоды периодической системы, происходит в следующей последовательности:

Номера периодов

На основании теории периодической системы можно дать следующее определение периода: период есть совокупность элементов, начинающаяся элементом со значением n, равным номеру периода, и l = 0 (s-элементы) и заканчивающаяся элементом с тем же значением n и l = 1 (р-элементы). Исключение составляет первый период, содержащий только 1s-элементы. Из теории периодической системы следуют и числа элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

На приложенной цветной вкладке символы элементов каждого типа (s-, р-, d- и f-элементы) изображены на определённом цветовом фоне: s-элементы - на красном, р-элементы - на оранжевом, d-элементы - на синем, f-элементы - на зелёном. В каждой клетке приведены порядковые номера и атомные массы элементов, а также электронные конфигурации внешних электронных оболочек, которые в основном и определяют химические свойства элементов.

Из теории периодической системы следует, что к а-подгруппам принадлежат элементы с n, равным номеру периода, и l = 0 и 1. К b-подгруппам относятся те элементы, в атомах которых происходит достройка оболочек, ранее остававшихся незавершёнными. Именно поэтому первый, второй и третий периоды не содержат элементов b-подгрупп.

Структура периодической системы элементов тесно связана со строением атомов химических элементов. По мере роста Z периодически повторяются сходные типы конфигурации внешних электронных оболочек. А именно они определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности по-разному проявляются для элементов а-подгрупп (s- и р-элементы), для элементов b-подгрупп (переходные d-элементы) и элементов f-семейств - лантаноидов и актиноидов. Особый случай представляют элементы первого периода - водород и гелий. Для водорода характерна высокая химическая активность, потому что его единственный 1s-электрон легко отщепляется. В то же время конфигурация гелия (1s 2) весьма устойчива, что обусловливает его полную химическую бездеятельность.

У элементов а-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода); поэтому свойства этих элементов заметно изменяются по мере роста Z. Так, во втором периоде литий (конфигурация 2s) - активный металл, легко теряющий единственный валентный электрон; бериллий (2s 2) - также металл, но менее активный вследствие того, что его внешние электроны более прочно связаны с ядром. Далее, бор (2s 2 р) имеет слабо выраженный металлический характер, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит построение 2р-подоболочки, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки неона (2s 2 р 6) - инертного газа - очень прочна.

Химические свойства элементов второго периода объясняются стремлением их атомов приобрести электронную конфигурацию ближайшего инертного газа (конфигурацию гелия - для элементов от лития до углерода или конфигурацию неона - для элементов от углерода до фтора). Вот почему, например, кислород не может проявлять высшей степени окисления, равной номеру группы: ведь ему легче достичь конфигурации неона путём приобретения дополнительных электронов. Такой же характер изменения свойств проявляется у элементов третьего периода и у s- и р-элементов всех последующих периодов. В то же время ослабление прочности связи внешних электронов с ядром в а-подгруппах по мере роста Z проявляется в свойствах соответствующих элементов. Так, для s-элементов отмечается заметный рост химической активности по мере роста Z, а для р-элементов - нарастание металлических свойств.

В атомах переходных d-элементов достраиваются не завершенные ранее оболочки со значением главного квантового числа n, на единицу меньшим номера периода. За отдельными исключениями, конфигурация внешних электронных оболочек атомов переходных элементов - ns 2 . Поэтому все d-элементы являются металлами, и именно поэтому изменения свойств d-элементов по мере роста Z не так резки, как мы это видели у s-и р-элементов. В высших степенях окисления d-элементы проявляют определенное сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы.

Особенности свойств элементов триад (VIII b-подгруппа) объясняются тем, что d-подоболочки близки к завершению. Вот почему железо, кобальт, никель и платиновые металлы, как правило, не склонны давать соединения высших степеней окисления. Исключение составляют лишь рутений и осмий, дающие оксиды RuO 4 и OsO 4 . У элементов Ib- и IIb-подгрупп d-подоболочка фактически оказывается завершенной. Поэтому они проявляют степени окисления, равные номеру группы.

В атомах лантаноидов и актиноидов (все они металлы) происходит достройка ранее не завершенных электронных оболочек со значением главного квантового числа n на две единицы меньше номера периода. В атомах этих элементов конфигурация внешней электронной оболочки (ns 2) сохраняется неизменной. В то же время f-электроны фактически не оказывают влияния на химические свойства. Вот почему лантаноиды так сходны.

У актиноидов дело обстоит гораздо сложнее. В интервале зарядов ядер Z = 90 - 95 электроны 6d и 5f могут принимать участие в химических взаимодействиях. А отсюда следует, что актиноиды проявляют гораздо более широкий диапазон степеней окисления. Например, для нептуния, плутония и америция известны соединения, где эти элементы выступают в семивалентном состоянии. Только у элементов, начиная с кюрия (Z = = 96), становится устойчивым трехвалентное состояние. Таким образом, свойства актиноидов значительно отличаются от свойств лантаноидов, и оба семейства поэтому нельзя считать подобными.

Семейство актиноидов заканчивается элементом с Z = 103 (лоуренсий). Оценка химических свойств курчатовия (Z = 104) и нильсбория (Z = 105) показывает, что эти элементы должны быть аналогами соответственно гафния и тантала. Поэтому ученые полагают, что после семейства актиноидов в атомах начинается систематическое заполнение 6d-подоболочки.

Конечное число элементов, которое охватывает периодическая система, неизвестно. Проблема её верхней границы - это, пожалуй, основная загадка периодической системы. Наиболее тяжёлый элемент, который удалось обнаружить в природе, - это плутоний (Z = 94). Достигнутый предел искусственного ядерного синтеза - элемент с порядковым номером 118. Остается открытым вопрос: удастся ли получить элементы с большими порядковыми номерами, какие и сколько? На него нельзя пока ответить сколь-либо определённо.

С помощью сложнейших расчетов, выполненных на электронных вычислительных машинах, ученые попытались определить строение атомов и оценить важнейшие свойства таких "сверхэлементов", вплоть до огромных порядковых номеров (Z = 172 и даже Z = 184). Полученные результаты оказались весьма неожиданными. Например, в атоме элемента с Z = 121 предполагается появление 8р-электрона; это после того, как в атомах c Z = 119 и 120 завершилось формирование 85-подоболочки. А ведь появление р-электронов вслед за s-электронами наблюдается только в атомах элементов второго и третьего периодов. Расчёты показывают также, что у элементов гипотетического восьмого периода заполнение электронных оболочек и подоболочек атомов происходит в очень сложной и своеобразной последовательности. Поэтому оценить свойства соответствующих элементов - проблема весьма сложная. Казалось бы, восьмой период должен содержать 50 элементов (Z = 119-168), но согласно расчетам, он должен завершаться у элемента с Z = 164, т. е. на 4 порядковых номера раньше. А "экзотический" девятый период, оказывается, должен состоять из 8 элементов. Вот его "электронная" запись: 9s 2 8p 4 9p 2 . Иными словами, он содержал бы всего 8 элементов, как второй и третий периоды.

Трудно сказать, насколько соответствовали бы истине расчёты, проделанные с помощью ЭВМ. Однако если бы они были подтверждены, то пришлось бы серьезно пересмотреть закономерности, лежащие в основе периодической системы элементов и её структуры.

Периодическая система сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии различных областей естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, способствовала появлению современного понятия "химический элемент" и уточнению понятий о простых веществах и соединениях.

Закономерности, вскрытые периодической системой, оказали существенное влияние на разработку теории строения атомов, открытие изотопов, появление представлений о ядерной периодичности. С периодической системой связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в химии. Это проявилось в предсказании существования и свойств неизвестных элементов и новых особенностей химического поведения элементов, уже открытых. Ныне периодическая система представляет фундамент химии, в первую очередь неорганической, существенно помогая решению задачи химического синтеза веществ с заранее заданными свойствами, разработке новых полупроводниковых материалов, подбору специфических катализаторов для различных химических процессов и т.д. И наконец, периодическая система лежит в основе преподавания химии.

Девятнадцатый век в истории человечества - век, в который многие науки реформировались, в том числе и химия. Именно в это время появилась периодическая система Менделеева, а вместе с ней - и периодический закон. Именно он стал основой современной химии. Периодическая система Д. И. Менделеева представляет собой систематизацию элементов, которая устанавливает зависимость химических и физических свойств от строения и заряда атома вещества.

История

Начало периодической положила книга «Соотношение свойств с атомным весом элементов», написанная в третьей четверти XVII века. В ней были отображены основные понятия относительно известных химических элементов (на тот момент их насчитывалось всего 63). К тому же у многих из них атомные массы были определены неправильно. Это сильно мешало открытию Д. И. Менделеева.

Дмитрий Иванович начал свою работу со сравнения свойств элементов. В первую очередь он занялся хлором и калием, а уж потом перешёл к работе со щелочными металлами. Вооружась специальными карточками, на которых были изображены химические элементы, он многократно пытался собрать эту «мозаику»: раскладывал на своем столе в поисках нужных комбинаций и совпадений.

После долгих стараний Дмитрий Иванович все же нашёл ту закономерность, которую искал, и выстроил элементы в периодические ряды. Получив в результате пустые ячейки между элементами, учёный понял, что русским исследователям известны не все химические элементы, и что именно он должен дать этому миру те знания в области химии, которые ещё не были даны его предшественниками.

Всем известен миф о том, что Менделееву периодическая таблица явилась во сне, и он по памяти собрал элементы в единую систему. Это, грубо говоря, ложь. Дело в том, что Дмитрий Иванович довольно долго и сосредоточенно работал над своим трудом, и его это сильно выматывало. Во время работы над системой элементов Менделеев однажды заснул. Проснувшись, он понял, что не закончил таблицу, и скорее продолжил заполнение пустых ячеек. Его знакомый, некий Иностранцев, университетский педагог, решил, что таблица Менделееву приснилась во сне и распространил данный слух среди своих студентов. Так и появилась данная гипотеза.

Известность

Химических элементов Менделеева является отображением созданного Дмитрием Ивановичем ещё в третьей четверти XIX века (1869 год) периодического закона. Именно в 1869 году на заседании русского химического сообщества было зачитано уведомление Менделеева о создании им определённой структуры. И в этом же году была выпущена книга «Основы химии», в которой впервые была опубликована периодическая система химических элементов Менделеева. А в книге «Естественная система элементов и использование её к указанию качеств неоткрытых элементов» Д. И. Менделеев впервые упомянул понятие «периодический закон».

Структура и правила размещения элементов

Первые шаги в создании периодического закона были сделаны Дмитрием Ивановичем еще в 1869-1871 годах, в то время он усиленно работал над установлением зависимости свойств данных элементов от массы их атома. Современный вариант представляет собой сведённые в двумерную таблицу элементы.

Положение элемента в таблице несёт определённый химический и физический смысл. По местонахождению элемента в таблице можно узнать, какая у него валентность, определить и другие химические особенности. Дмитрий Иванович пытался установить связь между элементами, как сходными между собой по свойствам, так и отличающимися.

В основу классификации известных на тот момент химических элементов он положил валентность и атомную массу. Сопоставляя относительные свойства элементов, Менделеев пытался найти закономерность, которая объединила бы все известные химические элементы в одну систему. Расположив их, основываясь на возрастании атомных масс, он всё-таки добился периодичности в каждом из рядов.

Дальнейшее развитие системы

Появившаяся в 1969 году таблица Менделеева ещё не раз дорабатывалась. С появлением благородных газов в 1930 годах получилось выявить новейшую зависимость элементов - не от массы, а от порядкового номера. Позднее удалось установить число протонов в атомных ядрах, и оказалось, что оно совпадает с порядковым номером элемента. Учёными XX века было изучено электронное Оказалось, что и оно влияет на периодичность. Это сильно меняло представления о свойствах элементов. Данный пункт был отражён в более поздних редакциях периодической системы Менделеева. Каждое новое открытие свойств и особенностей элементов органично вписывалось в таблицу.

Характеристики периодической системы Менделеева

Таблица Менделеева поделена на периоды (7 строк, расположенных горизонтально), которые, в свою очередь, подразделяются на большие и малые. Начинается период со щелочного металла, а заканчивается элементом с неметаллическими свойствами.
Вертикально таблица Дмитрия Ивановича поделена на группы (8 столбцов). Каждая из них в периодической системе состоит из двух подгрупп, а именно - главной и побочной. После долгих споров по предложению Д. И. Менделеева и его коллеги У. Рамзая было решено ввести так называемую нулевую группу. В неё входят инертные газы (неон, гелий, аргон, радон, ксенон, криптон). В 1911 году учёным Ф. Содди было предложено поместить в периодической системе и неразличимые элементы, так называемые изотопы, - для них были выделены отдельные ячейки.

Несмотря на верность и точность периодической системы, научное общество долго не хотело признавать данное открытие. Многие великие учёные высмеивали деятельность Д. И. Менделеева и считали, что невозможно предсказать свойства элемента, который ещё не был открыт. Но после того как предполагаемые химические элементы были открыты (а это были, например, скандий, галлий и германий), система Менделеева и его периодический закон стали науки химии.

Таблица в современности

Периодическая система элементов Менделеева - основа большинства химических и физических открытий, связанных с атомно-молекулярным учением. Современное понятие элемента сложилось как раз благодаря великому учёному. Появление периодической системы Менделеева внесло кардинальные изменения в представления о различных соединениях и простых веществах. Создание ученым периодической системы оказало огромное влияние на развитие химии и всех наук, смежных с ней.

Д. И. Менделеев пришел к выводу, что их свойства должны быть обусловлены какими-то фундаментальными общими характеристиками. Такой фундаментальной характеристикой для химического элемента он выбрал атомную массу элемента и кратко сформулировал периодический закон (1869 г.):

Свойства элементов, а также свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Заслуга Менделеева состоит в том, что он понял проявленную зависимость как объективную закономерность природы, чего не смогли сделать его предшественники. Д. И. Менделеев считал, что в периодической зависимости от атомной массы находятся состав соединений, их химические свойства, температуры кипения и плавления, строение кристаллов и тому подобное. Глубокое понимание сути периодической зависимости дало Менделееву возможность сделать несколько важных выводов и предположений.

Современная таблица Менделеева

Во-первых, из известных в то время 63 элементов Менделеев изменил атомные массы почти у 20 элементов (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Во-вторых, он предсказал существование около 20 новых элементов и оставил для них место в периодической системе. Три из них, а именно экабор, екаалюминий и екасилиций были описаны достаточно подробно и с удивительной точностью. Это триумфально подтвердилось в течение последующих пятнадцати лет, когда были открыты элементы Галлий (екаалюминий), скандий (экабор) и Германий (екасилиций).

Периодический закон является одним из фундаментальных законов природы. Его влияние на развитие научного мировоззрения можно сравнить только с законом сохранения массы и энергии или квантовой теории. Еще во времена Д. И. Менделеева периодический закон стал основой химии. Дальнейшие открытия строения и явления изотопии показали, что главной количественной характеристикой элемента является не атомная масса, а заряд ядра(Z). В 1913 г. Мозли и Резерфорд ввели понятие «порядковый номер элемента», пронумеровали в периодической системе все символы и показали, что в основу классификации элементов является порядковый номер элемента, равный заряда ядер их атомов.

Это утверждение известно сейчас как закон Мозли.

Поэтому современное определение периодического закона формулируется следующим образом:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от значения заряда их атомных ядер (или от порядкового номера элемента в периодической системе).

Электронные структуры атомов элементов наглядно показывают, что при росте заряда ядра происходит закономерное периодическое повторение электронных структур, а значит, и повторение свойств элементов. Это отражается в периодической системе элементов, для которой предложено несколько сотен вариантов. Чаще всего используют две формы таблиц — сокращенную и развернутую, — содержащие все известные элементы и имеющие свободные места для пока не открытых.

Каждый элемент занимает в периодической таблице определенную ячейку, в которой указано символ и название элемента, его порядковый номер, относительную атомную массу, а для радиоактивных элементов в квадратных скобках приведены массовое число наиболее стабильного или доступного изотопа. В современных таблицах часто приводятся и некоторые другие справочные сведения: плотность, температуры кипения и плавления простых веществ и т.п.

Периоды

Основными структурными единицами периодической системы есть периоды и группы — естественные совокупности, на которые делятся химические элементы по электронным структурами.

Период — это горизонтальный последовательный ряд элементов, в атомах которых электроны заполняют одинаковое количество энергетических уровней.

Номер периода совпадает с номером внешнего квантового уровня. Например, элемент кальций (4s 2) находится в четвертом периоде, то есть его атом имеет четыре энергетические уровни, а валентные электроны находятся на внешнем, четвертом уровне. Разница в последовательности заполнения как внешних, так и более близких к ядру электронных слоев объясняет причину различной длины периодов.

В атомов s- и р-элементов идет застройка внешнего уровня, в d-элементов — второго снаружи, а в f-элементов — третьего снаружи энергетического уровня.

Поэтому различие в свойствах наиболее отчетливо проявляется в соседних s- или р-элементах. В d- и особенно f-элементах одного и того же периода различие в свойствах менее значительно.

Как уже упоминалось, по признаку номера энергетического подуровня застраиваемого электронами, элементы объединяются в электронные семьи. Например, в IV-VI периодах находятся семьи, которые содержат по десять d-элементов: 3d-семья (Sc-Zn), 4d- семья (Y-Cd), 5d- семья (La, Hf-Hg). В шестом и седьмом периодах по четырнадцать элементов составляют f-семьи: 4f-семью (Се-Lu), которая носит название лантаноидной, и 5f-семью (Th-Lr) — актиноидную. Эти семьи размещают под периодической таблицей.

Первые три периода называются малыми, или типичными периодами, поскольку свойства элементов этих периодов является основой для распределения всех других элементов на восемь групп. Все остальные периоды, включая и седьмой, незавершенный, называются большими периодами.

Все периоды, кроме первого, начинаются с щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются, за исключением седьмого, незавершенного, инертными элементами (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Щелочные металлы имеют одну и ту же внешнюю электронную конфигурацию n s 1 , где n — номер периода. Инертные элементы, кроме гелия (1s 2), имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя: n s 2 n p 6 , то есть электронными аналогами.

Рассмотренная закономерность дает возможность прийти к выводу:

Периодическое повторение одинаковых электронных конфигураций внешнего электронного слоя является причиной сходства физических и химических свойств у элементов-аналогов, так как именно внешние электроны атомов в основном определяют их свойства.

В малых типовых периодах с увеличением порядкового номера наблюдается постепенное уменьшение металлических и рост неметаллических свойств, поскольку увеличивается количество валентных электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, атомы всех элементов третьего периода имеют по три электронных слоя. Строение двух внутренних слоев одинаково для всех элементов третьего периода (1s 2 2s 2 2p 6), а строение внешнего, третьего, слоя различно. При переходе от каждого предыдущего элемента к каждому последующему заряд ядра атома возрастает на единицу и соответственно увеличивается количество внешних электронов. В результате их притяжение к ядру усиливается, а радиус атома уменьшается. Это приводит к ослаблению металлических свойств и росту неметаллических.

Третий период начинается очень активным металлом натрием (11 Na — 3s 1), за которым следует несколько менее активный магний (12 Mg — 3s 2). Оба эти металлы относятся к 3s-семье. Первый р-элемент третьего периода алюминий (13 Al — 3s 2 3p 1), металлическая активность которого меньше, чем у магния, имеет амфотерные свойства, то есть в химических реакциях может вести себя и как неметалл. Далее следуют неметаллы кремний (14 Si — 3s 2 3p 2), фосфор (15 P — 3s 2 3p 3), сера (16 S — 3s 2 3p 4), хлор (17 Cl — 3s 2 3p 5). Их неметаллические свойства усиливаются от Si к Cl, который является активным неметаллом. Период заканчивается инертным элементом аргоном (18 Ar — 3s 2 3p 6).

В пределах одного периода свойства элементов меняются постепенно, а при переходе от предыдущего периода к следующему наблюдается резкое изменение свойств, поскольку начинается застройка нового энергетического уровня.

Постепенность изменения свойств характерна не только для простых веществ, но и для сложных соединений, как это представлено в таблице 1.

Таблица 1 — Некоторые свойства элементов третьего периода и их соединений

В больших периодах металлические свойства ослабляются медленнее. Это связано с тем, что, начиная с четвертого периода, появляются десять переходных d-элементов, в которых застраивается не внешний, а второй снаружи d-подуровень, а на внешнем слое d-элементов находятся один или два s-электрона, которые и определяют в известной степени свойства этих элементов. Таким образом, для d-элементов закономерность несколько усложняется. Например, в пятом периоде металлические свойства постепенно уменьшаются от щелочного Rb, достигают минимальной силы у металлов семьи платины (Ru, Rh, Pd).

Однако после неактивного Ag серебра размещается кадмий Cd, у которого наблюдается скачкообразный рост металлических свойств. Далее с ростом порядкового номера элемента появляются и постепенно усиливаются неметаллические свойства вплоть до типового неметалла йода. Заканчивается этот период, как и все предыдущие, инертным газом. Периодическая смена свойств элементов внутри больших периодов позволяет разделить их на два ряда, в которых вторая часть периода повторяет первую.

Группы

Вертикальные столбики элементов в периодической таблице — группы состоят из подгрупп: главной и побочной, они иногда обозначаются буквами А и Б соответственно.

В состав главных подгрупп входят s- и р-элементы, а в состав побочных — d- и f-элементы больших периодов.

Главная подгруппа — это совокупность элементов, которая размещается в периодической таблице вертикально и имеет одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя в атомах.

Как следует из приведенного определения, положения элемента в главной подгруппе определяется общим количеством электронов (s- и р-) внешнего энергетического уровня, равным номеру группы. Например, сера (S — 3s 2 3p 4 ), в атоме которого на внешнем уровне содержится шесть электронов, относится к главной подгруппе шестой группы, аргон (Ar — 3s 2 3p 6 ) — к главной подгруппе восьмой группы, а стронций (Sr — 5s 2 ) — к ІІА-подгруппе.

Элементы одной подгруппы характеризуются сходством химических свойств. В качестве примера рассмотрим элементы ІА и VІІА подгрупп (табл.2). С ростом заряда ядра увеличивается количество электронных слоев и радиус атома, но количество электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянной: для щелочных металлов (подгруппа IА) — один, а для галогенов (подгруппа VIIА) — семь. Поскольку именно внешние электроны наиболее существенно влияют на химические свойства, то понятно, что каждая из рассмотренных групп элементов-аналогов имеет подобные свойства.

Но в пределах одной подгруппы наряду с подобием свойств наблюдается их некоторое изменение. Так, элементы подгруппы ІА все, кроме Н — активные металлы. Но с ростом радиуса атома и количества электронных слоев экранирующих влияние ядра на валентные электроны, металлические свойства усиливаются. Поэтому Fr более активный металл, чем Сs, a Cs — более активный, чем R в и т.д. А в подгруппе VIIA по той же причине ослабляются неметаллические свойства элементов при росте порядкового номера. Поэтому F — более активный неметалл по сравнению с Cl, a Cl — более активный неметалл сравнению с Br и т.д.

Таблица 2 — Некоторые характеристики элементов ІА и VІІА-подгрупп

Побочные подгруппа — это совокупность элементов, размещаемых в периодической таблице вертикально и имеют одинаковое количество валентных электронов за счет застройки внешнего s- и втором снаружи d-энергетических подуровней.

Все элементы побочных подгрупп относятся к d-семейству. Эти элементы иногда называют переходными металлами. В побочных подгруппах свойства изменяются более медленно, поскольку в атомах d-элементов электроны застраивают второй извне энергетический уровень, а на внешнем уровне находятся только один или два электрона.

Положение первых пяти d-элементов (подгруппы IIIБ- VIIБ) каждого периода можно определить с помощью суммы внешних s-электронов и d-электронов второго снаружи уровня. Например, из электронной формулы скандия (Sc — 4s 2 3d 1 ) видно, что он размещается в побочной подгруппе (поскольку является d-элементом) третьей группы (поскольку сумма валентных электронов равна трем), а марганец (Mn — 4s 2 3d 5 ) размещается в побочной подгруппе седьмой группы.

Положение последних двух элементов каждого периода (подгруппы IБ и IIБ) можно определить по количеству электронов на внешнем уровне, поскольку в атомах этих элементов предыдущий уровень является полностью завершенным. Например, Ag (5s 1 5d 10) размещается в побочной подгруппе первой группы, Zn (4s 2 3d 10) — в побочной подгруппе второй группы.

Триады Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd и Os-Ir-Pt размещены в побочной подгруппе восьмой группы. Эти триады образуют две семьи: железа и платиноидов. Кроме указанных семей отдельно выделяют семью лантаноидов (четырнадцать 4f-элементов) и семью актиноидов (четырнадцать 5f-элементов). Эти семьи принадлежат к побочной подгруппе третьей группы.

Рост металлических свойств элементов в подгруппах сверху вниз, а также уменьшение этих свойств в пределах одного периода слева направо обусловливают появление в периодической системе диагональной закономерности. Так, Be очень похож на Al, B — на Si, Ti — на Nb. Это ярко проявляется в том, что в природе эти элементы образуют подобные минералы. Например, в природе Те всегда бывает с Nb, образуя минералы — титанониобаты.

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

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

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Как пользоваться таблицей Менделеева?Для непосвященного человека читать таблицу Менделеева – все равно, что для гнома смотреть на древние руны эльфов. А таблица Менделеева, между прочим, если ей правильно пользоваться, может рассказать о мире очень многое. Помимо того, что сослужит Вам службу на экзамене, она еще и просто незаменима при решении огромного количества химических и физических задач. Но как ее читать? К счастью, сегодня этому искусству может научиться каждый. В этой статье расскажем, как понять таблицу Менделеева.

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) – это классификация химических элементов, которая устанавливает зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.

История создания Таблицы

Дмитрий Иванович Менделеев был не простым химиком, если кто-то так думает. Это был химик, физик, геолог, метролог, эколог, экономист, нефтяник, воздухоплаватель, приборостроитель и педагог. За свою жизнь ученый успел провести фундаментально много исследований в самых разных областях знаний. Например, широко распространено мнение, что именно Менделеев вычислил идеальную крепость водки – 40 градусов. Не знаем, как Менделеев относился к водке, но точно известно, что его диссертация на тему «Рассуждение о соединении спирта с водой» не имела к водке никакого отношения и рассматривала концентрации спирта от 70 градусов. При всех заслугах ученого, открытие периодического закона химических элементов – одного их фундаментальных законов природы, принесло ему самую широкую известность.

Существует легенда, согласно которой периодическая система приснилась ученому, после чего ему осталось лишь доработать явившуюся идею. Но, если бы все было так просто.. Данная версия о создании таблицы Менделеева, по-видимому, не более чем легенда. На вопрос о том, как была открыта таблица, сам Дмитрий Иванович отвечал: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете: сидел и вдруг… готово»

В середине девятнадцатого века попытки упорядочить известные химические элементы (известно было 63 элемента) параллельно предпринимались несколькими учеными. Например, в 1862 году Александр Эмиль Шанкуртуа разместил элементы вдоль винтовой линии и отметил циклическое повторение химических свойств. Химик и музыкант Джон Александр Ньюлендс предложил свой вариант периодической таблицы в 1866 году. Интересен тот факт, что в расположении элементов ученый пытался обнаружить некую мистическую музыкальную гармонию. В числе прочих попыток была и попытка Менделеева, которая увенчалась успехом.

В 1869 году была опубликована первая схема таблицы, а день 1 марта 1869 года считается днем открытия периодического закона. Суть открытия Менделеева состояла в том, что свойства элементов с ростом атомной массы изменяются не монотонно, а периодически. Первый вариант таблицы содержал всего 63 элемента, но Менделеев предпринял ряд очень нестандартных решений. Так, он догадался оставлять в таблице место для еще неоткрытых элементов, а также изменил атомные массы некоторых элементов. Принципиальная правильность закона, выведенного Менделеевым, подтвердилась очень скоро, после открытия галлия, скандия и германия, существование которых было предсказано ученым.

Современный вид таблицы Менделеева

Ниже приведем саму таблицу

Сегодня для упорядочения элементов вместо атомного веса (атомной массы) используется понятие атомного числа (числа протонов в ядре). В таблице содержится 120 элементов, которые расположены слева направо в порядке возрастания атомного числа (числа протонов)

Столбцы таблицы представляют собой так называемые группы, а строки – периоды. В таблице 18 групп и 8 периодов.

• Металлические свойства элементов при движении вдоль периода слева направо уменьшаются, а в обратном направлении – увеличиваются.
• Размеры атомов при перемещении слева направо вдоль периодов уменьшаются.
• При движении сверху вниз по группе увеличиваются восстановительные металлические свойства.
• Окислительные и неметаллические свойства при движении вдоль периода слева направо увеличиваютс я.

Что мы узнаем об элементе по таблице? Для примера, возьмем третий элемент в таблице – литий, и рассмотрим его подробно.

Первым делом мы видим сам символ элемента и его название под ним. В верхнем левом углу находится атомный номер элемента, в порядке которого элемент расположен в таблице. Атомный номер, как уже было сказано, равен числу протонов в ядре. Число положительных протонов, как правило, равно числу отрицательных электронов в атоме (за исключением изотопов).

Атомная масса указана под атомным числом (в данном варианте таблицы). Если округлить атомную массу до ближайшего целого, мы получим так называемое массовое число. Разность массового числа и атомного числа дает количество нейтронов в ядре. Так, число нейтронов в ядре гелия равно двум, а у лития – четырем.

Вот и закончился наш курс "Таблица Менделеева для чайников". В завершение, предлагаем Вам посмотреть тематическое видео, и надеемся, что вопрос о том, как пользоваться периодической таблицей Менделеева, стал Вам более понятен. Напоминаем, что изучать новый предмет всегда эффективнее не одному, а при помощи опытного наставника. Именно поэтому, никогда не стоит забывать о , которые с радостью поделятся с Вами своими знаниями и опытом.