Fizičke osnove periodnog sistema hemijskih elemenata. Struktura periodnog sistema Mendeljejeva. Šta je period

Periodično pravo D.I. Mendeljejev:Svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva jedinjenjarazlike elemenata periodično zavise odvrijednosti atomskih težina elemenata.(Svojstva elemenata periodično zavise od naboja atoma njihovih jezgara).

Periodni sistem elemenata. Nizove elemenata unutar kojih se svojstva uzastopno mijenjaju, kao što je niz od osam elemenata od litijuma do neona ili od natrijuma do argona, Mendeljejev je nazvao periodima. Ako ova dva perioda zapišemo jedan ispod drugog tako da je natrijum ispod litijuma, a argon ispod neona, dobićemo sledeći raspored elemenata:

Ovakvim rasporedom, vertikalni stupovi sadrže elemente koji su slični po svojim svojstvima i imaju istu valenciju, na primjer, litijum i natrijum, berilij i magnezijum itd.

Podijelivši sve elemente na periode i smjestivši jedan period pod drugi tako da se elementi slični po svojstvima i vrsti nastalih spojeva nalaze jedan ispod drugog, Mendeljejev je sastavio tablicu koju je nazvao periodični sistem elemenata po grupama i serijama.

Značenje periodnog sistemaMi. Periodični sistem elemenata imao je veliki uticaj na kasniji razvoj hemije. Ne samo da je to bila prva prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je pokazala da oni čine harmoničan sistem i da su međusobno u bliskoj vezi, već je bila i moćno oruđe za dalja istraživanja.

7. Periodične promjene u svojstvima hemijskih elemenata. Atomski i jonski radijusi. Energija jonizacije. Elektronski afinitet. Elektronegativnost.

Ovisnost atomskih radijusa o naboju jezgra atoma Z je periodična. Unutar jednog perioda, kako Z raste, postoji tendencija smanjenja veličine atoma, što se posebno jasno vidi u kratkim periodima

Sa početkom izgradnje novog elektronskog sloja, udaljenijeg od jezgra, odnosno tokom prelaska u naredni period, atomski radijusi se povećavaju (uporediti, na primer, radijuse atoma fluora i natrijuma). Kao rezultat, unutar podgrupe, s povećanjem nuklearnog naboja, veličine atoma se povećavaju.

Gubitak atoma elektrona dovodi do smanjenja njegove efektivne veličine, a dodavanje viška elektrona dovodi do povećanja. Stoga je radijus pozitivno nabijenog jona (kationa) uvijek manji, a polumjer negativno nabijenog ne (aniona) je uvijek veći od polumjera odgovarajućeg električno neutralnog atoma.

Unutar jedne podgrupe, radijusi jona istog naboja rastu sa povećanjem nuklearnog naboja.Ovaj obrazac se objašnjava povećanjem broja elektronskih slojeva i rastućom udaljenosti vanjskih elektrona od jezgra.

Najkarakterističnije hemijsko svojstvo metala je sposobnost njihovih atoma da lako odustanu od spoljašnjih elektrona i transformišu se u pozitivno nabijene ione, dok se nemetali, naprotiv, odlikuju sposobnošću dodavanja elektrona da bi formirali negativne ione. Da bi se uklonio elektron iz atoma i transformirao u pozitivan ion, potrebno je potrošiti nešto energije, koja se zove energija ionizacije.

Energija jonizacije može se odrediti bombardiranjem atoma elektronima ubrzanim u električnom polju. Najniži napon polja pri kojem brzina elektrona postaje dovoljna za jonizaciju atoma naziva se jonizacioni potencijal atoma datog elementa i izražava se u voltima. Uz dovoljno energije, dva, tri ili više elektrona se mogu ukloniti iz atoma. Stoga govore o prvom potencijalu ionizacije (energija uklanjanja prvog elektrona iz atoma) i drugom potencijalu ionizacije (energija uklanjanja drugog elektrona)

Kao što je gore navedeno, atomi ne mogu samo donirati, već i dobiti elektrone. Energija koja se oslobađa kada se elektron veže za slobodni atom naziva se afinitet atoma prema elektronu. Afinitet prema elektronu, kao i energija ionizacije, obično se izražava u elektron voltima. Dakle, elektronski afinitet atoma vodika je 0,75 eV, kiseonika - 1,47 eV, fluora - 3,52 eV.

Elektronski afiniteti metalnih atoma su obično blizu nule ili su negativni; Iz ovoga slijedi da je za atome većine metala dodavanje elektrona energetski nepovoljan. Elektronski afinitet atoma nemetala je uvijek pozitivan i što je veći, što je nemetal bliže plemenitom plinu u periodnom sistemu; ovo ukazuje na povećanje nemetalnih svojstava kako se bliži kraj perioda.

U prirodi postoji mnogo ponavljajućih sekvenci:

  • godišnja doba;
  • Times of Day;
  • dani u sedmici…

Sredinom 19. stoljeća, D.I. Mendelejev je primijetio da hemijska svojstva elemenata također imaju određeni slijed (kažu da mu je ta ideja došla u snu). Rezultat naučnikovih divnih snova bio je periodni sistem hemijskih elemenata, u kojem je D.I. Mendeljejev je rasporedio hemijske elemente po rastućoj atomskoj masi. U modernoj tabeli, hemijski elementi su raspoređeni u rastućem redosledu atomskog broja elementa (broj protona u jezgru atoma).

Atomski broj je prikazan iznad simbola hemijskog elementa, ispod simbola je njegova atomska masa (zbir protona i neutrona). Imajte na umu da atomska masa nekih elemenata nije cijeli broj! Zapamtite izotope! Atomska masa je ponderisani prosjek svih izotopa elementa koji se nalazi u prirodi u prirodnim uvjetima.

Ispod tabele su lantanidi i aktinidi.

Metali, nemetali, metaloidi


Nalazi se u periodnom sistemu levo od stepenaste dijagonalne linije koja počinje sa borom (B) i završava sa polonijumom (Po) (izuzeci su germanijum (Ge) i antimon (Sb). Lako je videti da metali zauzimaju većinu Periodnog sistema Osnovna svojstva metala: tvrdi (osim žive); sjajan; dobri električni i toplotni provodnici; plastika; savitljiv; lako odustaje od elektrona.

Pozivaju se elementi koji se nalaze desno od stepenaste dijagonale B-Po nemetali. Svojstva nemetala su upravo suprotna osobinama metala: loši provodnici toplote i struje; fragile; nesavitljivi; neplastični; obično prihvataju elektrone.

Metaloidi

Između metala i nemetala postoje polumetali(metaloidi). Karakteriziraju ih svojstva i metala i nemetala. Polumetali su svoju glavnu primjenu u industriji našli u proizvodnji poluvodiča, bez kojih se ne može zamisliti niti jedno moderno mikro kolo ili mikroprocesor.

Razdoblja i grupe

Kao što je već pomenuto, periodni sistem se sastoji od sedam perioda. U svakom periodu, atomski brojevi elemenata rastu s lijeva na desno.

Svojstva elemenata menjaju se uzastopno u periodima: tako natrijum (Na) i magnezijum (Mg), koji se nalaze na početku trećeg perioda, daju elektrone (Na daje jedan elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg daje gore dva elektrona: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ali hlor (Cl), koji se nalazi na kraju perioda, uzima jedan element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

U grupama, naprotiv, svi elementi imaju ista svojstva. Na primjer, u grupi IA(1), svi elementi od litijuma (Li) do francijuma (Fr) doniraju jedan elektron. I svi elementi grupe VIIA(17) uzimaju jedan element.

Neke grupe su toliko važne da su dobile posebna imena. Ove grupe su razmatrane u nastavku.

Grupa IA(1). Atomi elemenata ove grupe imaju samo jedan elektron u svom spoljašnjem elektronskom sloju, pa lako odustaju od jednog elektrona.

Najvažniji alkalni metali su natrijum (Na) i kalij (K), budući da imaju važnu ulogu u životu ljudi i deo su soli.

Elektronske konfiguracije:

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

Grupa IIA(2). Atomi elemenata ove grupe imaju dva elektrona u svom spoljašnjem elektronskom sloju, kojih se takođe odriču tokom hemijskih reakcija. Najvažniji element je kalcijum (Ca) – osnova kostiju i zuba.

Elektronske konfiguracije:

  • Budi- 1s 2 2s 2 ;
  • Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
  • Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Grupa VIIA(17). Atomi elemenata ove grupe obično primaju po jedan elektron, jer Na vanjskom elektronskom sloju nalazi se pet elemenata, a jedan elektron nedostaje u "kompletnom setu".

Najpoznatiji elementi ove grupe: hlor (Cl) - dio je soli i izbjeljivača; Jod (I) je element koji igra važnu ulogu u aktivnosti ljudske štitne žlijezde.

Elektronska konfiguracija:

  • F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
  • Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
  • Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Grupa VIII(18). Atomi elemenata ove grupe imaju potpuno "kompletan" vanjski elektronski sloj. Stoga, oni "ne moraju" prihvatiti elektrone. I "ne žele" da ih daju. Dakle, elementi ove grupe veoma „nerado“ ulaze u hemijske reakcije. Dugo se vjerovalo da uopće ne reaguju (otuda i naziv “inertni”, tj. “neaktivni”). Ali hemičar Neil Bartlett otkrio je da neki od ovih plinova još uvijek mogu reagirati s drugim elementima pod određenim uvjetima.

Elektronske konfiguracije:

  • Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
  • Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
  • Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Valentni elementi u grupama

Lako je primijetiti da su unutar svake grupe elementi slični jedni drugima po svojim valentnim elektronima (elektroni s i p orbitala smješteni na vanjskom energetskom nivou).

Alkalni metali imaju 1 valentni elektron:

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

Zemnoalkalni metali imaju 2 valentna elektrona:

  • Budi- 1s 2 2s 2 ;
  • Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
  • Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogeni imaju 7 valentnih elektrona:

  • F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
  • Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
  • Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Inertni gasovi imaju 8 valentnih elektrona:

  • Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
  • Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
  • Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Za više informacija pogledajte članak Valencija i tabela elektronskih konfiguracija atoma hemijskih elemenata po periodima.

Skrenimo sada našu pažnju na elemente koji se nalaze u grupama sa simbolima IN. Oni se nalaze u centru periodnog sistema i nazivaju se prelazni metali.

Posebnost ovih elemenata je prisustvo u atomima elektrona koji ispunjavaju d-orbitale:

  1. Sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
  2. Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Odvojeno od glavnog stola nalaze se lantanidi I aktinidi- to su tzv unutrašnji prelazni metali. U atomima ovih elemenata popunjavaju se elektroni f-orbitale:

  1. Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
  2. Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

PERIODIČNI SISTEM, naručeni set hemikalija. elemenata, njihove prirode. , što je tabelarni izraz. Prototip periodike hemijski sistemi elemenata zasnovana je na tabeli „Iskustvo sistema elemenata na osnovu njihove hemijske sličnosti“, koju je sastavio D. I. Mendeljejev 1. marta 1869. (slika 1). Konačno Tokom godina, naučnik je poboljšao tabelu, razvio ideje o periodima i grupama elemenata i mestu elementa u sistemu. Mendeljejev je 1870. sistem nazvao prirodnim, a 1871. periodičnim. Kao rezultat toga, čak i tada je periodični sistem u mnogim aspektima dobio svoj moderni oblik. strukturne obrise. Na osnovu toga, Mendeljejev je predvidio postojanje svetaca ca. 10 nepoznatih elemenata; ova su predviđanja naknadno potvrđena.

Rice. 1 Tabela „Iskustvo sistema elemenata na osnovu njihove hemijske sličnosti“ (D. I. Mendeljejev. I mirta 1869).

Međutim, u narednih više od 40 godina periodni sistem znači. stepen je bio samo empirijski. uopštavanje činjenica, budući da nije bilo fizičkog periodično objašnjenje razloga. promjene CB-B elemenata u zavisnosti od njihovog povećanja. Takvo objašnjenje bilo je nemoguće bez dobro utemeljenih ideja o strukturi (vidi). Stoga je najvažnija prekretnica u razvoju periodnog sistema bio planetarni (nuklearni) model koji je predložio E. Rutherford (1911). Godine 1913. A. van den Broek je došao do zaključka da je element u periodnom sistemu brojčano jednak posi. naboj (Z) njegovog jezgra. Ovaj zaključak je eksperimentalno potvrdio G. Moseley (Moseleyjev zakon, 1913-14). Kao rezultat toga, periodično zakon dobio stroge fizičke formulacije, bilo je moguće nedvosmisleno utvrditi sljedeće. granica periodnog sistema (H kao element sa minimumom Z=1), procijenite tačan broj elemenata između H i U i odredite koji elementi još nisu otkriveni (Z = 43, 61, 72, 75, 85 , 87). Teorija periodnog sistema je razvijena u početku. 1920-ih (vidi dolje).

Struktura periodnog sistema. Savremeni periodični sistem uključuje 109 hemijskih elemenata (postoje podaci o sintezi 1988. elementa sa Z = 110). Od toga u prirodnom pronađeni predmeti 89; svi elementi nakon U, ili (Z = 93 109), kao i Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) i At (Z = 85) su umjetno sintetizirani korištenjem dekomp. . Elementi sa Z = 106 109 još nisu dobili imena, tako da u tabelama nema odgovarajućih simbola; za element sa Z = 109 maksimalne vrijednosti su još uvijek nepoznate. dugovečni

Tokom čitave istorije periodnog sistema, objavljeno je više od 500 različitih verzija njegove slike. To je bilo zbog pokušaja da se pronađe racionalno rješenje za određene kontroverzne probleme strukture periodnog sistema (smještanje H, lantanida, itd.). Naib. širiti na sledeći način. tabelarni oblici izražavanja periodnog sistema: 1) kratki je predložio Mendeljejev (u sadašnjem obliku nalazi se na početku sveske na obojenom letećem listu); 2) dugu je razvio Mendeljejev, poboljšao 1905. A. Werner (Sl. 2); 3) stepenište objavljeno 1921. H. (sl. 3). Posljednjih desetljeća, kratki i dugi oblici su posebno široko korišteni, jer su vizualni i praktično praktični. Sve navedeno. oblici imaju određene prednosti i nedostatke. Međutim, teško da je moguće ponuditi k.-l. univers. varijanta prikaza periodnog sistema, koja bi na adekvatan način odražavala svu raznolikost svijeta hemije. elemenata i specifičnosti promjena u njihovoj kemijskoj. ponašanje kako Z raste.

Fundam. Princip konstruisanja periodnog sistema je razlikovanje perioda (horizontalni redovi) i grupe (vertikalne kolone) elemenata u njemu. Savremeni periodični sistem sastoji se od 7 perioda (sedmi, koji još nije završen, treba da se završi hipotetičkim elementom sa Z = 118) i 8 grupa. Period se naziva. skup elemenata koji počinje (ili prvi period) i završava. Broj elemenata u periodima se prirodno povećava i, počevši od drugog, ponavlja se u parovima: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (poseban slučaj je prvi period koji sadrži samo dva elementa). Grupa elemenata nema jasnu definiciju; Formalno, njegov broj odgovara max. značenje njegovih sastavnih elemenata, ali ovaj uslov nije ispunjen u velikom broju slučajeva. Svaka grupa je podijeljena na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe; svaki od njih sadrži elemente koji su hemijski slični. St. vas, koje karakterizira ista vanjska struktura. elektronske školjke. U većini grupa, elementi podgrupa a i b pokazuju određenu hemikaliju. sličnost, prem. u višim.

Grupa VIII zauzima posebno mjesto u strukturi periodnog sistema. Za dugo vremena vremena, pripisivali su joj se samo elementi „trijada“: Fe-Co-Ni i (Ru Rh Pd i Os-Ir-Pt), i svi su stavljeni u nezavisne pozicije. nulta grupa; dakle, periodni sistem je sadržavao 9 grupa. Nakon 60-ih godina. primljeni su konn. Xe, Kr i Rn su počeli da se stavljaju u podgrupu VIIIa, a nulta grupa je ukinuta. Elementi trozvuka činili su podgrupu VIII6. Ovaj „strukturalni dizajn“ grupe VIII sada se pojavljuje u gotovo svim objavljenim izrazima periodnog sistema.

Hoce razlikovati. Karakteristika prvog perioda je da sadrži samo 2 elementa: H i He. zbog svetih - jedinstva. element koji nema jasno definisano mesto u periodnom sistemu. Simbol H se stavlja ili u podgrupu Ia, ili u podgrupu VIIa, ili u obe istovremeno, stavljajući simbol u zagrade u jednoj od podgrupa, ili, konačno, prikazujući ga kao odvojenog. fontove. Ovi načini raspoređivanja H se zasnivaju na činjenici da ima određene formalne sličnosti sa oba .


Rice. 2. Periodični dugi oblik. hemijski sistemi elementi (moderna verzija). Rice. 3. Lader form periodično. hemijski sistemi elemenata (H., 1921).

Drugi period (Li-Ne), koji sadrži 8 elemenata, počinje sa Li (jedinica, + 1); slijedi Be(+2). Metalik karakter B (+3) je slabo izražen, a sljedeći, C, tipičan (+4). Slijede N, O, F i Ne-nemetali, pri čemu samo N ima najviši + 5 koji odgovara broju grupe; O i F su među najaktivnijima.

Treći period (Na-Ar) takođe uključuje 8 elemenata, prirodu hemijske promene. St. u čemu je po mnogo čemu sličan onom uočenom u drugom periodu. Međutim, Mg i Al su više "metalni" od odgovarajućih. Be i B. Preostali elementi su Si, P, S, Cl i Ar nemetali; svi oni pokazuju , jednak broju grupe, osim Ar. T.arr., u drugom i trećem periodu, kako se Z povećava, uočava se slabljenje metalnog i povećanje nemetaličnog. priroda elemenata.

Svi elementi prva tri perioda pripadaju podgrupama a. Prema modernim terminologije, nazivaju se elementi koji pripadaju podgrupama Ia i IIa. I-elementi (u tabeli boja njihovi simboli su dati crvenom bojom), u podgrupe IIIa-VIIIa-p-elementi (narandžasti simboli).

Četvrti period (K-Kr) sadrži 18 elemenata. Nakon K i zemnoalkalne. Ca (s-elementi) prati niz od 10 tzv. prelaz (Sc-Zn), ili d-elementi (plavi simboli), koji su uključeni u podgrupe b. Većina (svi - ) pokazuju veći , jednak broju grupe, izuzev Fe-Co-Ni trijade, gde Fe pod određenim uslovima ima +6, a Co i Ni su maksimalno trovalentni. Elementi od Ga do Kr pripadaju podgrupama a (p-elementi), a priroda promjene njihovih svojstava u mnogome je slična promjeni svojstava elemenata drugog i trećeg perioda u odgovarajućim intervalima Z vrijednosti Za Kr je dobijeno nekoliko. uglavnom relativno stabilna jedinjenja sa F.

Peti period (Rb-Xe) je konstruisan slično kao i četvrti; takođe ima umetak od 10 prelaza, ili d-elemenata (Y-Cd). Osobenosti promene jačine elemenata u periodu: 1) u trijadi Ru-Rh-Pd pokazuje maksimum 4-8; 2) svi elementi podgrupe a, uključujući i Xe, pokazuju veće vrednosti jednake broju grupe; 3) Imam slaba metalna svojstva. Sv. T. na primjer, svojstva elemenata četvrtog i petog perioda se složenije mijenjaju kako se Z povećava nego svojstva elemenata u drugom i trećem periodu, što je prvenstveno zbog prisustva prelaznih d-elemenata.

Šesti period (Cs-Rn) sadrži 32 elementa. Pored deset d-elemenata (La, Hf-Hg), uključuje porodicu od 14 f-elemenata (crni simboli, od Ce do Lu)-lantanida. Vrlo su slični u hemiji. Sveta ti je (po mogućnosti na +3) i stoga ne može. postavljene prema različitim sistemske grupe. U skraćenom obliku periodnog sistema, svi lantanidi su uključeni u podgrupu IIIa (La), a njihova ukupnost je dešifrovana ispod tabele. Ova tehnika nije bez nedostataka, jer se čini da je 14 elemenata izvan sistema. U dugim i merdevinastim oblicima periodnog sistema, specifičnost se ogleda u opštoj pozadini njegove strukture. dr. karakteristike elemenata perioda: 1) u trijadi Os Ir Pt samo Os pokazuje max. +8; 2) At ima izraženiji metalni efekat u odnosu na I. karakter; 3) Rn max. je reaktivan od, ali njegova jaka hemija otežava proučavanje. Sv.

Sedmi period, kao i šesti, treba da sadrži 32 elementa, ali još nije završen. Fr i Ra elementi respektivno. podgrupe Ia i IIa, Ac je analog elemenata podgrupe III6. Prema aktinidnom konceptu G. Seaborga (1944), iza Ac dolazi porodica od 14 f elemenata (Z = 90 103). U kratkom obliku periodnog sistema, potonji su uključeni u Ac i na sličan način su napisani kao dept. liniju ispod tabele. Ova tehnika je pretpostavljala prisustvo određene hemikalije. sličnosti između elemenata dvije f-familije. Međutim, detaljna studija je pokazala da oni pokazuju mnogo širi raspon, uključujući i +7 (Np, Pu, Am). Osim toga, teške karakterizira stabilizacija nižih (+ 2 ili čak +1 za Md).

Hemijska procjena priroda Ku (Z = 104) i Ns (Z = 105), sintetizovanih u nizu pojedinačnih, veoma kratkotrajnih, omogućila nam je da zaključimo da su ovi elementi analozi respektivno. Hf i Ta, odnosno d-elementi, i treba da se nalaze u podgrupama IV6 i V6. Chem. elementi sa Z = 106 109 nisu izvedeni, ali se može pretpostaviti da pripadaju sedmom periodu. Računarski proračuni pokazuju da elementi sa Z = 113,118 pripadaju p-elementima (podgrupa IIIa VIIIa).

Teorija periodnog sistema was preem. kreirao H. (1913 21) na osnovu kvantnog modela koji je predložio. Uzimajući u obzir specifičnosti promjena svojstava elemenata u periodičnom sistemu i informacije o njima, razvio je shemu za konstruiranje elektronskih konfiguracija kako se Z povećava, što je čini osnovom za objašnjenje fenomena periodičnosti i strukture periodnog sistema. . Ova šema se zasniva na određenom redoslijedu punjenja ljuski (također se nazivaju slojevi, nivoi) i podljuske (ljuske, podnivoi) u skladu sa povećanjem Z. Slične elektronske konfiguracije ekst. elektronske ljuske se periodično ponavljaju, što određuje periodičnost. hemijska promena St. elementi. Ovo je ono što ch. uzrok fizičke priroda fenomena periodičnosti. Elektronske ljuske, sa izuzetkom onih koje odgovaraju vrijednostima 1 i 2 glavnog kvantnog broja l, ne pune se sekvencijalno i monotono do njihovog potpunog završetka (brojevi u sekvencijalnim ljuskama su: 2, 8, 18, 32 , 50,... ); njihova konstrukcija se periodično prekida pojavom agregata (koji čine određene podljuske), koji odgovaraju velikim vrijednostima n. To je suština bića. posebnost “elektronske” interpretacije strukture periodnog sistema.

Šema za formiranje elektronskih konfiguracija, koja je u osnovi teorije periodnog sistema, tako odražava određeni slijed pojavljivanja kako Z raste agregata (podljuske), karakteriziranih određenim vrijednostima glavnog i orbitalnog (l) kvantnog broja. . Ova shema je općenito napisana u obliku tabele. (vidi dolje).

Vertikalne linije razdvajaju podljuske, koje su ispunjene u elemente koji čine niz. periodi periodnog sistema (brojevi perioda su označeni brojevima na vrhu); Podljuske koje dovršavaju formiranje ljuski sa datom stavkom su istaknute podebljano.

Brojevi u školjkama i podljuskama definirani su na . U odnosu na , kao čestice s polucijelim brojem, on to ni na koji način ne postulira. dva sa identičnim vrijednostima svih kvantnih brojeva. Kapaciteti školjki i podljuske su jednaki. 2n 2 i 2(2l + 1). Ovaj princip ne definiše.

Period

1

2

3

4

5

6

7

Elektronska konfiguracija

1s

2s 2r

3s 3r

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 4f 5d 6p

7s 5f 6d 7p

n

l

22

33

434

545

6456

7567

l

0

01

01

021

021

0321

0321

2

26

26

2106

2106

214106

214106

Broj elemenata u periodu

2

8

8

18

18

32

32

međutim, redoslijed formiranja elektronskih konfiguracija kako raste Z. Iz gornjeg dijagrama, kapacitivnosti se nalaze u seriji. periodi: 2, 8, 18, 32, 32, ....

Svaki period počinje elementom u kojem se prvi put pojavljuje sa datom vrijednošću n na l = 0 (ns 1 -elementi), a završava se elementom u kojem je popunjena podljuska s istim n i l = 1 (np 6 -elementi Vi); izuzetak je prvi period (samo elementi 1s). Svi s- i p-elementi pripadaju podgrupama a. Podgrupe b uključuju elemente u kojima su ljuske koje su prethodno ostavljene nedovršene završene (vrijednosti h su manje od broja perioda, l = 2 i 3). Prva tri perioda uključuju elemente samo podgrupa a, odnosno s- i p-elemenata.

Stvarnu šemu za konstruisanje elektronskih konfiguracija opisuje tzv. (n + l)-pravilo koje je formulisao (1951) V. M. Klečkovski. Konstrukcija elektronskih konfiguracija odvija se u skladu sa sukcesivnim povećanjem sume (n + /). Štaviše, unutar svake takve sume prvo se popunjavaju podljuske sa većim l i manjim n, a zatim sa manjim l i većim n.

Počevši od šestog perioda, konstrukcija elektronskih konfiguracija zapravo postaje složenija, što se izražava u narušavanju jasnih granica između sukcesivno ispunjenih podljuska. Na primjer, 4f elektron se ne pojavljuje u La sa Z = 57, već u sljedećem Ce (Z = 58); sekvencijalno konstrukcija 4f podljuske je prekinuta u Gd (Z = 64, prisustvo 5d elektrona). Takvo “zamućenje periodičnosti” jasno utiče na sedmi period za Z > 89, što se odražava na svojstva elemenata.

Prava shema nije izvorno izvedena iz k.-l. rigorozna teorijska reprezentacije. Zasnovan je na dobro poznatoj hemiji. sveti elementi i informacije o njihovim spektrima. Validan fizički realna shema je dobila svoje opravdanje primjenom metoda na opis strukture. U kvantnom mehanizmu. tumačenje teorije strukture, koncepta elektronskih ljuski i podljuski sa striktnim pristupom izgubilo je prvobitno značenje; koncept atoma se danas široko koristi. Ipak, razvijeni princip fizičke tumačenje fenomena periodičnosti nije izgubilo na značaju i, u prvoj aproksimaciji, prilično sveobuhvatno objašnjava teorijsku teoriju. osnove periodnog sistema. U svakom slučaju, objavljeni oblici periodnog sistema odražavaju ideju o prirodi raspodjele među školjkama i podljuskama.

Struktura i hemijska svojstva elemenata. Glavne karakteristike hemije. ponašanje elemenata određeno je prirodom konfiguracija vanjskih (jedne ili dvije) elektronske ljuske. Ove karakteristike su različite za elemente podgrupa a (s- i p-elementi), podgrupe b (d-elementi), f-familije ( i ).

Posebno mjesto zauzimaju 1s elementi prvog perioda (H i He). zbog prisustva samo u jednom postoji velika razlikaSv. Konfiguracija He (1s 2) je izuzetna, što određuje njegovu kemijsku inercija. Pošto su elementi podgrupa a ispunjeni ekst. elektronske ljuske (sa n jednakim broju perioda), svojstva elemenata se primjetno mijenjaju kako Z raste u odgovarajućim periodima, što se izražava u slabljenju metalnog i jačanju nemetala. Sv. Svi osim H i He su p-elementi. Istovremeno, u svakoj podgrupi a, kako Z raste, uočava se povećanje metalnosti. Sv. Ovi obrasci se objašnjavaju slabljenjem vanjske energije vezivanja. sa jezgrom tokom prelaska iz perioda u period.

Značenje periodnog sistema. Ovaj sistem je igrao i igra veliku ulogu u razvoju pluralizma. prirodna nauka discipline. Postala je važna karika u atomskom pristaništu. učenja, doprinijela je formulisanju modernih. koncept "hemijskog elementa" i pojašnjenje ideja o jednostavnim supstancama i spojevima. uticaj na razvoj teorije strukture i nastanak koncepta izotopije. Strogo naučno je povezano sa periodnim sistemom. formulisanje problema prognoziranja u tomemanifestovao se kako u predviđanju postojanja nepoznatih elemenata i njihovih svojstava, tako i novih hemijskih karakteristika. ponašanje već otvorenih elemenata. Periodični sistem je najvažnija osnova inorga. ; služi, na primjer, zadatku sinteze materijala sa unaprijed određenim svojstvima, stvaranju novih materijala, posebno poluvodičkih materijala, i odabiru specifičnih materijala. za diff. chem. procesi. Periodični sistem – naučni. opšta i neorganizacijska nastavna baza , kao i određene grane atomske fizike.

Lit.: Mendeljejev D.I., Periodični zakon. Osnovni članci, M., 1958; Kedrov B. M. Tri aspekta atomizma, dio 3. Mendeljejevljev zakon, M., 1969; Trifonov D N., O kvantitativnoj interpretaciji periodičnosti, M., 1971; Trifonov D. N., Krivomazov A. N., Lisnevsky Yu. I., Doktrina periodičnosti i doktrina o. Kombinovana hronologija najvažnijih događaja. M., 1974; Karapetyami MX. Drakii S.I., Stroenie, M., 1978; Doktrina periodičnosti. Istorija i modernost. Sat. članci. M.. 1981. Korolkov D.V., Osnove, M., 1982; Melnikov V.P., Dmitriev I.S. Dodatne vrste periodičnosti u periodičnom sistemu D.I. Mendeljejeva, M. 1988. D.N Trifonov.

Svojstva hemijskih elemenata omogućavaju njihovo kombinovanje u odgovarajuće grupe. Na ovom principu je stvoren periodični sistem koji je promijenio ideju o postojećim supstancama i omogućio pretpostavku postojanja novih, do tada nepoznatih elemenata.

U kontaktu sa

Mendeljejevljev periodni sistem

Periodični sistem hemijskih elemenata sastavio je D. I. Mendeljejev u drugoj polovini 19. Šta je to i čemu služi? On objedinjuje sve hemijske elemente po rastućoj atomskoj težini, a svi su raspoređeni na način da im se svojstva periodično menjaju.

Mendeljejevljev periodični sistem spojio je u jedan sistem sve postojeće elemente, koji su se ranije smatrali samo pojedinačnim supstancama.

Na osnovu njegovog proučavanja, predviđene su nove hemijske supstance koje su potom sintetizovane. Značaj ovog otkrića za nauku ne može se precijeniti, bila je znatno ispred svog vremena i dala podsticaj razvoju hemije dugi niz decenija.

Postoje tri najčešće opcije stola, koje se konvencionalno nazivaju "kratke", "duge" i "ekstra-duge" ». Glavni sto se smatra dugačkim stolom zvanično odobreno. Razlika između njih je raspored elemenata i dužina perioda.

Šta je period

Sistem sadrži 7 perioda. Oni su grafički predstavljeni kao horizontalne linije. U ovom slučaju, period može imati jedan ili dva reda, koji se nazivaju redovi. Svaki sljedeći element razlikuje se od prethodnog povećanjem nuklearnog naboja (broja elektrona) za jedan.

Da bude jednostavno, tačka je horizontalni red periodnog sistema. Svaki od njih počinje metalom i završava inertnim plinom. Zapravo, ovo stvara periodičnost - svojstva elemenata se mijenjaju u jednom periodu, ponavljajući se u sljedećem. Prvi, drugi i treći period su nepotpuni, nazivaju se malim i sadrže 2, 8 i 8 elemenata. Ostali su kompletni, imaju po 18 elemenata.

Šta je grupa

Grupa je vertikalni stupac, koji sadrži elemente iste elektronske strukture ili, jednostavnije, iste veće vrijednosti. Službeno odobrena dugačka tablica sadrži 18 grupa, koje počinju alkalnim metalima i završavaju plemenitim plinovima.

Svaka grupa ima svoje ime, što olakšava pretraživanje ili klasifikaciju elemenata. Metalna svojstva su poboljšana, bez obzira na element, od vrha do dna. To je zbog povećanja broja atomskih orbita - što ih je više, to su elektronske veze slabije, što kristalnu rešetku čini izraženijom.

Metali u periodnom sistemu

Metali u tabeli Mendeljejev ima dominantan broj, njihova lista je prilično opsežna. Odlikuju se zajedničkim karakteristikama, heterogeni su po svojim svojstvima i podijeljeni su u grupe. Neki od njih imaju malo zajedničkog s metalima u fizičkom smislu, dok drugi mogu postojati samo djelić sekunde i apsolutno ih nema u prirodi (barem na planeti), budući da su stvoreni, odnosno proračunati i potvrđeno u laboratorijskim uslovima, veštački. Svaka grupa ima svoje karakteristike, ime se prilično uočljivo razlikuje od ostalih. Ova razlika je posebno izražena u prvoj grupi.

Položaj metala

Kakav je položaj metala u periodnom sistemu? Elementi su raspoređeni povećanjem atomske mase, odnosno broja elektrona i protona. Njihova svojstva se periodično mijenjaju, tako da nema urednog postavljanja na bazi jedan-na-jedan u tabeli. Kako prepoznati metale i da li je to moguće učiniti pomoću periodnog sistema? Da bi se pitanje pojednostavilo, izmišljena je posebna tehnika: uslovno, dijagonalna linija se povlači od Bora do Polonija (ili do Astata) na spojevima elemenata. Oni na lijevoj strani su metali, oni na desnoj strani su nemetali. Ovo bi bilo vrlo jednostavno i cool, ali postoje izuzeci - germanij i antimon.

Ova „metodologija“ je neka vrsta varalice; izmišljena je samo da bi se pojednostavio proces pamćenja. Za preciznije predstavljanje, treba to zapamtiti lista nemetala ima samo 22 elementa, dakle, odgovarajući na pitanje, koliko metala se nalazi u periodnom sistemu?

Na slici možete jasno vidjeti koji su elementi nemetali i kako su raspoređeni u tabeli po grupama i periodima.

Opća fizička svojstva

Postoje opća fizička svojstva metala. To uključuje:

  • Plastika.
  • Karakterističan sjaj.
  • Električna provodljivost.
  • Visoka toplotna provodljivost.
  • Svi osim žive su u čvrstom stanju.

Treba shvatiti da se svojstva metala uvelike razlikuju u pogledu njihove hemijske ili fizičke suštine. Neki od njih malo liče na metale u uobičajenom smislu te riječi. Na primjer, živa zauzima poseban položaj. U normalnim uslovima je u tečnom stanju i nema kristalnu rešetku, čijem prisustvu drugi metali duguju svoja svojstva. Svojstva potonjih u ovom slučaju su uvjetna; živa im je u većoj mjeri slična po svojim kemijskim karakteristikama.

Zanimljivo! Elementi prve grupe, alkalni metali, ne nalaze se u čistom obliku, već se nalaze u raznim jedinjenjima.

Najmekši metal koji postoji u prirodi, cezijum, pripada ovoj grupi. On, kao i druge alkalne supstance, ima malo zajedničkog sa tipičnijim metalima. Neki izvori tvrde da je zapravo najmekši metal kalij, što je teško osporiti ili potvrditi, jer ni jedan ni drugi element ne postoje sami – kada se ispuste kao rezultat kemijske reakcije, brzo oksidiraju ili reagiraju.

Druga grupa metala - zemnoalkalni metali - mnogo su bliža glavnim grupama. Naziv "alkalna zemlja" dolazi iz antičkih vremena, kada su oksidi nazivani "zemljama" jer su imali labavu, mrvljivu strukturu. Metali koji počinju od grupe 3 imaju manje-više poznata (u svakodnevnom smislu) svojstva. Kako se broj grupe povećava, količina metala se smanjuje, zamjenjuju se nemetalnim elementima. Posljednju grupu čine inertni (ili plemeniti) plinovi.

Određivanje metala i nemetala u periodnom sistemu. Jednostavne i složene supstance.

Jednostavne supstance (metali i nemetali)

Zaključak

Odnos metala i nemetala u periodnom sistemu jasno ide u prilog prvom. Ovakva situacija ukazuje da je grupa metala preširoko kombinovana i da zahteva detaljniju klasifikaciju, što je priznata i od strane naučne zajednice.

Periodični sistem je uređeni skup hemijskih elemenata, njihova prirodna klasifikacija, koja je grafički (tabelarni) izraz periodnog zakona hemijskih elemenata. Njegovu strukturu, po mnogo čemu sličnu modernoj, razvio je D. I. Mendeljejev na osnovu periodičnog zakona 1869–1871.

Prototip periodnog sistema bilo je „Iskustvo sistema elemenata zasnovanog na njihovoj atomskoj težini i hemijskoj sličnosti“, koje je sastavio D. I. Mendeljejev 1. marta 1869. Tokom dve i po godine, naučnik je neprekidno unapređivao “Iskustvo sistema” uvodi ideju grupa, serija i perioda elemenata. Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema dobila je uglavnom moderne obrise.

Koncept mjesta elementa u sistemu, određenog brojevima grupe i perioda, postao je važan za njegovu evoluciju. Na osnovu ovog koncepta, Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti atomske mase nekih elemenata: uranijuma, indija, cerijuma i njegovih satelita. Ovo je bila prva praktična primjena periodnog sistema. Mendeljejev je takođe po prvi put predvidio postojanje i svojstva nekoliko nepoznatih elemenata. Naučnik je detaljno opisao najvažnija svojstva eka-aluminijuma (budućnost galija), eka-bora (skandij) i eka-silicijuma (germanijum). Osim toga, predvidio je postojanje analoga mangana (budući tehnecij i renijum), telura (polonijum), joda (astatina), cezijuma (Francuska), barijuma (radijum), tantala (protaktinijum). Naučnika predviđanja u vezi sa ovim elementima bila su opšte prirode, jer su se ti elementi nalazili u malo proučenim područjima periodnog sistema.

Prve verzije periodnog sistema su uglavnom predstavljale samo empirijsku generalizaciju. Na kraju krajeva, fizičko značenje periodičnog zakona bilo je nejasno; nije bilo objašnjenja za razloge periodične promjene svojstava elemenata u zavisnosti od povećanja atomskih masa. U tom smislu, mnogi problemi su ostali neriješeni. Postoje li granice periodnog sistema? Da li je moguće odrediti tačan broj postojećih elemenata? Struktura šestog perioda ostala je nejasna – kolika je tačna količina rijetkih zemnih elemenata? Nije bilo poznato da li elementi između vodonika i litijuma još postoje, kakva je bila struktura prvog perioda. Stoga su se sve do fizičke potpore periodnog zakona i razvoja teorije periodnog sistema više puta javljale ozbiljne poteškoće. Otkriće 1894–1898 bilo je neočekivano. pet inertnih gasova za koje se činilo da im nije mesto u periodnom sistemu. Ova poteškoća je otklonjena zahvaljujući ideji uključivanja nezavisne nulte grupe u strukturu periodnog sistema. Masovno otkriće radioelemenata na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće. (do 1910. njihov broj je bio oko 40) dovelo je do oštre kontradikcije između potrebe da se oni smjeste u periodni sistem i njegove postojeće strukture. Za njih je bilo samo 7 slobodnih mjesta u šestom i sedmom periodu. Ovaj problem je riješen uspostavljanjem pravila pomaka i otkrivanjem izotopa.

Jedan od glavnih razloga za nemogućnost objašnjenja fizičkog značenja periodnog zakona i strukture periodnog sistema bio je taj što se nije znalo kako je atom strukturiran (vidi Atom). Najvažnija prekretnica u razvoju periodnog sistema bilo je stvaranje atomskog modela od strane E. Rutherforda (1911). Na osnovu toga, holandski naučnik A. Van den Broek (1913) sugerisao je da je redni broj elementa u periodičnoj tablici numerički jednak naboju jezgra njegovog atoma (Z). To je eksperimentalno potvrdio engleski naučnik G. Moseley (1913). Periodični zakon dobio je fizičko opravdanje: periodičnost promjena svojstava elemenata počela se razmatrati ovisno o Z - naboju jezgra atoma elementa, a ne o atomskoj masi (vidi Periodični zakon kemijskih elemenata).

Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema je značajno ojačana. Određena je donja granica sistema. Ovo je vodonik - element sa minimalnim Z = 1. Postalo je moguće precizno procijeniti broj elemenata između vodonika i uranijuma. Identifikovane su „praznine“ u periodnom sistemu, koje odgovaraju nepoznatim elementima sa Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Međutim, ostala su nejasna pitanja o tačnom broju elemenata retkih zemalja i, što je najvažnije, razlozi za periodičnost promjena svojstava elemenata nije otkrivena ovisno o Z.

Na osnovu utvrđene strukture periodnog sistema i rezultata proučavanja atomskih spektra, danski naučnik N. Bohr je 1918–1921. razvio ideje o redoslijedu izgradnje elektronskih ljuski i podljuski u atomima. Naučnik je došao do zaključka da se slične vrste elektronskih konfiguracija vanjskih omotača atoma periodično ponavljaju. Tako se pokazalo da se periodičnost promjena svojstava kemijskih elemenata objašnjava postojanjem periodičnosti u konstrukciji elektronskih ljuski i podljuska atoma.

Periodični sistem obuhvata više od 100 elemenata. Od toga su svi transuranijumski elementi (Z = 93–110), kao i elementi sa Z = 43 (tehnecij), 61 (prometijum), 85 (astatin), 87 (francuska) dobijeni veštačkim putem. Tokom čitave istorije postojanja periodnog sistema, predložen je veoma veliki broj (>500) varijanti njegovog grafičkog prikaza, uglavnom u obliku tabela, ali i u obliku različitih geometrijskih figura (prostornih i planarnih). ), analitičke krive (spirale i sl.) itd. Najrasprostranjeniji su kratki, poludugi, dugi i lestvicasti oblici tablica. Trenutno se preferira kratka forma.

Osnovni princip konstruisanja periodnog sistema je njegova podela na grupe i periode. Mendeljejevljev koncept niza elemenata danas se ne koristi, jer je lišen fizičkog značenja. Grupe su, pak, podijeljene na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe. Svaka podgrupa sadrži elemente - hemijske analoge. Elementi a- i b-podgrupe u većini grupa takođe pokazuju izvesnu sličnost jedni s drugima, uglavnom u višim oksidacionim stanjima, koja su po pravilu jednaka broju grupe. Period je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom, a završava inertnim plinom (poseban slučaj je prvi period). Svaki period sadrži strogo određen broj elemenata. Periodični sistem se sastoji od osam grupa i sedam perioda, pri čemu sedmi period još nije završen.

Posebnost prvo period je da sadrži samo 2 gasovita elementa u slobodnom obliku: vodonik i helijum. Mjesto vodonika u sistemu je dvosmisleno. Pošto pokazuje svojstva zajednička alkalnim metalima i halogenima, stavlja se ili u 1a-, ili u Vlla-podgrupu, ili u obje istovremeno, stavljajući simbol u zagrade u jednoj od podgrupa. Helijum je prvi predstavnik VIIIa-podgrupe. Dugo su vremena helijum i svi inertni gasovi bili odvojeni u nezavisnu nultu grupu. Ova pozicija zahtevala je reviziju nakon sinteze hemijskih jedinjenja kriptona, ksenona i radona. Kao rezultat toga, plemeniti gasovi i elementi bivše Grupe VIII (gvožđe, kobalt, nikl i platina metali) su kombinovani unutar jedne grupe.

Sekunda period sadrži 8 elemenata. Počinje s litijem alkalnog metala, čije je jedino oksidacijsko stanje +1. Sledi berilij (metal, oksidaciono stanje +2). Bor već pokazuje slabo izražen metalni karakter i nije metal (oksidaciono stanje +3). Pored bora, ugljenik je tipičan nemetal koji pokazuje i +4 i -4 oksidaciona stanja. Azot, kiseonik, fluor i neon su svi nemetali, a dušik ima najviše oksidacijsko stanje od +5 što odgovara broju grupe. Kiseonik i fluor su među najaktivnijim nemetalima. Inertni gas neon završava period.

Treće period (natrijum - argon) takođe sadrži 8 elemenata. Priroda promjene njihovih svojstava je u velikoj mjeri slična onoj uočenoj za elemente drugog perioda. Ali i tu postoji određena specifičnost. Dakle, magnezijum je, za razliku od berilijuma, metalniji, kao i aluminijum u odnosu na bor. Silicijum, fosfor, sumpor, hlor, argon su tipični nemetali. I svi oni, osim argona, pokazuju viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

Kao što vidimo, u oba perioda, kako Z raste, dolazi do jasnog slabljenja metalnih i jačanja nemetalnih svojstava elemenata. D.I. Mendeljejev je elemente drugog i trećeg perioda (po njegovim riječima, male) nazvao tipičnim. Elementi malih perioda su među najčešćim u prirodi. Ugljik, dušik i kisik (uz vodonik) su organogeni, odnosno glavni elementi organske tvari.

Svi elementi prvog - trećeg perioda su raspoređeni u a-podgrupe.

Četvrto period (kalijum - kripton) sadrži 18 elemenata. Prema Mendeljejevu, ovo je prvi veliki period. Nakon alkalnog metala kalijuma i zemnoalkalnog metala kalcijuma dolazi niz elemenata koji se sastoji od 10 takozvanih prelaznih metala (skandij - cink). Svi su uključeni u b-podgrupe. Većina prelaznih metala pokazuje viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, osim gvožđa, kobalta i nikla. Elementi, od galija do kriptona, pripadaju a-podgrupama. Brojna hemijska jedinjenja poznata su za kripton.

Peto Period (rubidijum - ksenon) je po strukturi sličan četvrtom. Takođe sadrži umetak od 10 prelaznih metala (itrijum - kadmijum). Elementi ovog perioda imaju svoje karakteristike. U trijadi rutenijum - rodijum - paladijum, jedinjenja su poznata za rutenijum gde on pokazuje oksidaciono stanje od +8. Svi elementi a-podgrupa pokazuju viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe. Osobine promjene svojstava elemenata četvrtog i petog perioda s povećanjem Z su složenije u odnosu na drugi i treći period.

Šesto period (cezijum - radon) uključuje 32 elementa. Ovaj period, pored 10 prelaznih metala (lantan, hafnij - živa), sadrži i skup od 14 lantanida - od cerijuma do lutecijuma. Elementi od cerijuma do lutecijuma su hemijski veoma slični, i zbog toga su dugo bili uključeni u porodicu retkozemnih elemenata. U kratkom obliku periodnog sistema, niz lantanida je uključen u ćeliju lantana, a dekodiranje ove serije je dato na dnu tabele (vidi Lantanide).

Koja je specifičnost elemenata šestog perioda? U trijadi osmijum - iridijum - platina, za osmijum je poznato oksidaciono stanje +8. Astatin ima prilično izražen metalni karakter. Radon ima najveću reaktivnost od svih plemenitih gasova. Nažalost, zbog činjenice da je visoko radioaktivan, njegova hemija je malo proučavana (vidi Radioaktivni elementi).

Sedmo period počinje iz Francuske. Kao i šesti, i on bi trebao sadržavati 32 elementa, ali ih je još poznato 24. Francij i radijum su elementi Ia i IIa podgrupe, aktinijum pripada IIIb podgrupi. Slijedi familija aktinida, koja uključuje elemente od torija do lorencijuma i smještena je slično kao i lantanidi. Dekodiranje ove serije elemenata je takođe dato na dnu tabele.

Pogledajmo sada kako se mijenjaju svojstva hemijskih elemenata podgrupe periodični sistem. Glavni obrazac ove promjene je jačanje metalnog karaktera elemenata kako raste Z. Ovaj obrazac se posebno jasno manifestira u podgrupama IIIa–VIIa. Za metale Ia–IIIa podgrupa uočeno je povećanje hemijske aktivnosti. Za elemente IVa–VIIa podgrupa, kako se Z povećava, uočava se slabljenje hemijske aktivnosti elemenata. Za elemente b-podgrupe, priroda promjene hemijske aktivnosti je složenija.

Teoriju periodnog sistema razvili su N. Bohr i drugi naučnici 20-ih godina. XX vijek i zasniva se na realnoj šemi za formiranje elektronskih konfiguracija atoma (vidi Atom). Prema ovoj teoriji, kako se Z povećava, punjenje elektronskih ljuski i podljuska u atomima elemenata uključenih u periode periodnog sistema događa se u sljedećem redoslijedu:

Brojevi perioda
1 2 3 4 5 6 7
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

Na osnovu teorije periodnog sistema možemo dati sljedeću definiciju perioda: period je skup elemenata koji počinje elementom čija je vrijednost n jednaka broju perioda i l = 0 (s-elementi) i završava se sa elementom sa istom vrijednošću n i l = 1 (p-elementi elementi) (vidi Atom). Izuzetak je prvi period, koji sadrži samo elemente od 1s. Iz teorije periodnog sistema slijede brojevi elemenata u periodima: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

U tabeli su simboli elemenata svake vrste (s-, p-, d- i f-elementi) prikazani na pozadini određene boje: s-elementi - na crvenoj, p-elementi - na narandžastoj, d-elementi - na plavoj, f-elementi - na zelenoj. Svaka ćelija prikazuje atomske brojeve i atomske mase elemenata, kao i elektronske konfiguracije vanjskih elektronskih omotača.

Iz teorije periodnog sistema proizilazi da a-podgrupe uključuju elemente sa n jednakom broju perioda, a l = 0 i 1. B-podgrupe uključuju one elemente u čijim atomima je završena ljuska koja je prethodno ostala javlja se nepotpun. Zato prvi, drugi i treći period ne sadrže elemente b-podgrupa.

Struktura periodnog sistema elemenata usko je povezana sa strukturom atoma hemijskih elemenata. Kako se Z povećava, slični tipovi konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski povremeno se ponavljaju. Naime, oni određuju glavne karakteristike hemijskog ponašanja elemenata. Ove karakteristike se različito manifestuju za elemente a-podgrupa (s- i p-elementi), za elemente b-podgrupa (prijelazni d-elementi) i elemente f-familija - lantanoide i aktinide. Poseban slučaj predstavljaju elementi prvog perioda - vodonik i helijum. Vodik se odlikuje visokom hemijskom aktivnošću jer se njegov jedini 1s elektron lako uklanja. Istovremeno, konfiguracija helijuma (1s 2) je vrlo stabilna, što određuje njegovu hemijsku neaktivnost.

Za elemente a-podgrupa, spoljašnje elektronske ljuske atoma su popunjene (sa n jednakim broju perioda), tako da se svojstva ovih elemenata primetno menjaju kako raste Z. Dakle, u drugom periodu litijum (2s konfiguracija ) je aktivni metal koji lako gubi svoj jedini valentni elektron; Berilijum (2s 2) je također metal, ali manje aktivan zbog činjenice da su njegovi vanjski elektroni čvršće vezani za jezgro. Nadalje, bor (2s 2 p) ima slabo izražen metalni karakter, a svi naredni elementi drugog perioda, u kojem je izgrađena podljuska 2p, već su nemetali. Osmoelektronska konfiguracija vanjske elektronske ljuske neona (2s 2 p 6) - inertnog plina - vrlo je jaka.

Hemijska svojstva elemenata drugog perioda objašnjavaju se željom njihovih atoma da steknu elektronsku konfiguraciju najbližeg inertnog plina (konfiguracija helija za elemente od litija do ugljika ili neonska konfiguracija za elemente od ugljika do fluora). Zbog toga, na primjer, kisik ne može pokazati više oksidacijsko stanje jednako svom broju grupe: lakše mu je postići neonsku konfiguraciju akvizicijom dodatnih elektrona. Ista priroda promena svojstava manifestuje se u elementima trećeg perioda i u s- i p-elementima svih narednih perioda. Istovremeno, slabljenje jačine veze između vanjskih elektrona i jezgra u a-podgrupama kako se Z povećava, očituje se u svojstvima odgovarajućih elemenata. Dakle, za s-elemente postoji primjetno povećanje hemijske aktivnosti kako se Z povećava, a za p-elemente dolazi do povećanja metalnih svojstava.

U atomima prelaznih d-elemenata, prethodno nekompletne ljuske kompletiraju se vrijednošću glavnog kvantnog broja n, za jedan manji od broja perioda. Uz nekoliko izuzetaka, konfiguracija vanjskih elektronskih omotača atoma prijelaznih elemenata je ns 2. Prema tome, svi d-elementi su metali, i zato promjene u svojstvima d-elemenata kako se Z povećava nisu tako dramatične kao one koje se opažaju za s- i p-elemente. U višim oksidacionim stanjima, d-elementi pokazuju određenu sličnost sa p-elementima odgovarajućih grupa periodnog sistema.

Posebnosti svojstava elemenata trijada (VIIIb-podgrupa) objašnjavaju se činjenicom da su b-podljuske blizu završetka. Zbog toga metali gvožđa, kobalta, nikla i platine, po pravilu, nemaju tendenciju da proizvode jedinjenja u višim oksidacionim stanjima. Jedini izuzetak su rutenijum i osmijum, koji daju okside RuO 4 i OsO 4 . Za elemente podgrupa Ib i IIb, d-podljuska je zapravo potpuna. Stoga pokazuju oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

U atomima lantanida i aktinida (svi su metali), prethodno nekompletne elektronske ljuske su kompletirane sa vrijednošću glavnog kvantnog broja n za dvije jedinice manjom od broja perioda. U atomima ovih elemenata, konfiguracija vanjske elektronske ljuske (ns 2) ostaje nepromijenjena, a treća vanjska N-ljuska je ispunjena sa 4f-elektronima. Zbog toga su lantanidi toliko slični.

Za aktinide je situacija složenija. U atomima elemenata sa Z = 90–95, 6d i 5f elektroni mogu učestvovati u hemijskim interakcijama. Stoga aktinidi imaju mnogo više oksidacijskih stanja. Na primjer, za neptunijum, plutonijum i americij, poznata su jedinjenja u kojima se ti elementi pojavljuju u sedmovalentnom stanju. Samo za elemente, počevši od kurijuma (Z = 96), trovalentno stanje postaje stabilno, ali i to ima svoje karakteristike. Dakle, svojstva aktinida se značajno razlikuju od svojstava lantanida, te se te dvije porodice ne mogu smatrati sličnima.

Porodica aktinida završava se elementom sa Z = 103 (lawrencijum). Procjena hemijskih svojstava kurhatovijuma (Z = 104) i nilsborijuma (Z = 105) pokazuje da bi ovi elementi trebali biti analozi hafnijuma, odnosno tantala. Stoga naučnici vjeruju da nakon porodice aktinida u atomima počinje sistematsko punjenje 6d podljuske. Hemijska priroda elemenata sa Z = 106–110 nije eksperimentalno procijenjena.

Konačan broj elemenata koje periodni sistem pokriva je nepoznat. Problem njegove gornje granice je možda glavna misterija periodnog sistema. Najteži element koji je otkriven u prirodi je plutonijum (Z = 94). Dostignuta je granica umjetne nuklearne fuzije - element s atomskim brojem 110. Ostaje otvoreno pitanje: hoće li biti moguće dobiti elemente s velikim atomskim brojem, koji i koliko? Na ovo se još ne može sa sigurnošću odgovoriti.

Koristeći složene proračune izvršene na elektronskim računarima, naučnici su pokušali da odrede strukturu atoma i procene najvažnija svojstva „superelemenata“, sve do ogromnih serijskih brojeva (Z = 172, pa čak i Z = 184). Dobiveni rezultati su bili prilično neočekivani. Na primjer, u atomu elementa sa Z = 121, očekuje se da će se pojaviti 8p elektron; ovo je nakon što je formiranje podljuske 8s završeno u atomima sa Z = 119 i 120. Ali pojava p-elektrona nakon s-elektrona opažena je samo u atomima elemenata drugog i trećeg perioda. Proračuni također pokazuju da se u elementima hipotetičkog osmog perioda punjenje elektronskih ljuski i podljuska atoma odvija u vrlo složenom i jedinstvenom nizu. Stoga je procjena svojstava odgovarajućih elemenata veoma težak problem. Čini se da bi osmi period trebao sadržavati 50 elemenata (Z = 119–168), ali, prema proračunima, trebao bi se završiti na elementu sa Z = 164, odnosno 4 serijska broja ranije. A "egzotični" deveti period, ispostavilo se, trebao bi se sastojati od 8 elemenata. Evo njegovog "elektronskog" unosa: 9s 2 8p 4 9p 2. Drugim riječima, sadržavao bi samo 8 elemenata, poput drugog i trećeg perioda.

Teško je reći koliko bi proračuni napravljeni pomoću kompjutera bili istiniti. Međutim, ako bi bili potvrđeni, onda bi bilo potrebno ozbiljno preispitati obrasce koji su u osnovi periodnog sistema elemenata i njegove strukture.

Periodični sistem je igrao i igra veliku ulogu u razvoju različitih oblasti prirodnih nauka. To je bilo najvažnije dostignuće atomsko-molekularne nauke, doprinelo je nastanku modernog koncepta „hemijskog elementa“ i razjašnjenju pojmova o jednostavnim supstancama i jedinjenjima.

Pravilnosti koje je otkrio periodični sistem imale su značajan uticaj na razvoj teorije strukture atoma, otkriće izotopa i pojavu ideja o nuklearnoj periodičnosti. Periodični sistem je povezan sa strogo naučnom formulacijom problema predviđanja u hemiji. To se očitovalo u predviđanju postojanja i svojstava nepoznatih elemenata i novim karakteristikama hemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. Periodični sistem danas predstavlja osnovu hemije, prvenstveno neorganske, značajno pomaže u rešavanju problema hemijske sinteze supstanci sa unapred određenim svojstvima, razvoju novih poluprovodničkih materijala, odabiru specifičnih katalizatora za različite hemijske procese, itd. , periodni sistem je osnova nastave hemije.

mob_info