Fundamentele fizice ale tabelului periodic al elementelor chimice. Structura tabelului periodic al lui Mendeleev. Ce este o perioadă

Periodic legea D.I. Mendeleev:Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilordiferenţele de elemente sunt periodic dependente devalorile greutăților atomice ale elementelor (proprietățile elementelor depind periodic de sarcina atomilor nucleelor lor).

Tabelul periodic al elementelor. Serii de elemente în cadrul cărora proprietățile se schimbă secvențial, cum ar fi seria de opt elemente de la litiu la neon sau de la sodiu la argon, numite de Mendeleev perioade. Dacă scriem aceste două perioade una sub alta, astfel încât sodiul să fie sub litiu și argonul să fie sub neon, obținem următorul aranjament al elementelor:

Cu acest aranjament, elementele care sunt similare în proprietățile lor și au aceeași valență, de exemplu, litiu și sodiu, beriliu și magneziu etc., cad în coloanele verticale.

După ce a împărțit toate elementele în perioade și a plasat o perioadă sub alta, astfel încât elementele similare ca proprietăți și tip de compuși formați să fie amplasate unul sub celălalt, Mendeleev a alcătuit un tabel pe care l-a numit sistemul periodic de elemente pe grupuri și serii.

Sensul sistemului periodicNoi. Tabelul periodic al elementelor a avut o mare influență asupra dezvoltării ulterioare a chimiei. Nu numai că a fost prima clasificare naturală a elementelor chimice, arătând că acestea formează un sistem armonios și sunt în strânsă legătură între ele, dar a fost și un instrument puternic pentru cercetări ulterioare.

7. Modificări periodice ale proprietăților elementelor chimice. Raze atomice și ionice. Energia de ionizare. Afinitatea electronică. Electronegativitatea.

Dependența razelor atomice de sarcina nucleului unui atom Z este periodică. Într-o perioadă, pe măsură ce Z crește, există o tendință de scădere a dimensiunii atomului, ceea ce se observă în mod deosebit în perioade scurte.

Odată cu începerea construcției unui nou strat electronic, mai îndepărtat de nucleu, adică în timpul tranziției la următoarea perioadă, razele atomice cresc (comparați, de exemplu, razele atomilor de fluor și sodiu). Ca urmare, în cadrul unui subgrup, odată cu creșterea sarcinii nucleare, dimensiunile atomilor cresc.

Pierderea atomilor de electroni duce la o scădere a dimensiunii sale efective, iar adăugarea de electroni în exces duce la o creștere. Prin urmare, raza unui ion încărcat pozitiv (cation) este întotdeauna mai mică, iar raza unui non (anion) încărcat negativ este întotdeauna mai mare decât raza atomului neutru electric corespunzător.

În cadrul unui subgrup, razele ionilor cu aceeași sarcină cresc odată cu creșterea sarcinii nucleare. Acest model se explică prin creșterea numărului de straturi electronice și distanța în creștere a electronilor exteriori față de nucleu.

Cea mai caracteristică proprietate chimică a metalelor este capacitatea atomilor lor de a renunța cu ușurință la electroni externi și de a se transforma în ioni încărcați pozitiv, în timp ce nemetalele, dimpotrivă, se caracterizează prin capacitatea de a adăuga electroni pentru a forma ioni negativi. Pentru a îndepărta un electron dintr-un atom și pentru a-l transforma pe acesta din urmă într-un ion pozitiv, este necesar să consumați o anumită energie, numită energie de ionizare.

Energia de ionizare poate fi determinată prin bombardarea atomilor cu electroni accelerați într-un câmp electric. Cea mai mică tensiune de câmp la care viteza electronului devine suficientă pentru a ioniza atomii se numește potențialul de ionizare al atomilor unui element dat și este exprimată în volți. Cu cheltuirea unei energii suficiente, doi, trei sau mai mulți electroni pot fi îndepărtați dintr-un atom. Prin urmare, ei vorbesc despre primul potențial de ionizare (energia eliminării primului electron din atom) și al doilea potențial de ionizare (energia eliminării celui de-al doilea electron)

După cum sa menționat mai sus, atomii nu numai că pot dona, ci și pot câștiga electroni. Energia eliberată atunci când un electron se atașează de un atom liber se numește afinitatea electronică a atomului. Afinitatea electronilor, ca și energia de ionizare, este de obicei exprimată în electroni volți. Astfel, afinitatea electronică a atomului de hidrogen este de 0,75 eV, oxigen - 1,47 eV, fluor - 3,52 eV.

Afinitățile electronice ale atomilor de metal sunt de obicei aproape de zero sau negative; De aici rezultă că pentru atomii majorității metalelor adăugarea de electroni este nefavorabilă din punct de vedere energetic. Afinitatea electronică a atomilor nemetalici este întotdeauna pozitivă și cu cât mai mare, cu atât nemetalul este mai aproape de gazul nobil din tabelul periodic; aceasta indică o creștere a proprietăților nemetalice pe măsură ce se apropie sfârșitul perioadei.

Există multe secvențe care se repetă în natură:

anotimpuri;
Partea zilei;
zilele saptamanii...

La mijlocul secolului al XIX-lea, D.I Mendeleev a observat că și proprietățile chimice ale elementelor au o anumită succesiune (se spune că această idee i-a venit în vis). Rezultatul viselor minunate ale omului de știință a fost Tabelul periodic al elementelor chimice, în care D.I. Mendeleev a aranjat elementele chimice în ordinea creșterii masei atomice. În tabelul modern, elementele chimice sunt aranjate în ordinea crescătoare a numărului atomic al elementului (numărul de protoni din nucleul unui atom).

Numărul atomic este afișat deasupra simbolului unui element chimic, sub simbol este masa atomică a acestuia (suma protonilor și neutronilor). Vă rugăm să rețineți că masa atomică a unor elemente nu este un număr întreg! Amintiți-vă de izotopi! Masa atomică este media ponderată a tuturor izotopilor unui element găsiți în natură în condiții naturale.

Sub tabel sunt lantanide și actinide.

Metale, nemetale, metaloizi

Situat în Tabelul Periodic în stânga liniei diagonale în trepte care începe cu Bor (B) și se termină cu poloniu (Po) (excepțiile sunt germaniul (Ge) și antimoniul (Sb). Este ușor de observat că metalele ocupă cele mai multe din Tabelul Periodic. Proprietățile de bază ale metalelor (cu excepția mercurului) eliberează cu ușurință electronii;

Elementele situate în dreapta diagonalei trepte B-Po sunt numite nemetale. Proprietățile nemetalelor sunt exact opuse celor ale metalelor: conductoare slabe de căldură și electricitate; fragil; nemaleabil; non-plastic; acceptă de obicei electroni.

Metaloizi

Între metale și nemetale există semimetale(metaloizi). Ele sunt caracterizate prin proprietățile atât ale metalelor, cât și ale nemetalelor. Semimetalele și-au găsit aplicația principală în industrie în producția de semiconductori, fără de care nu se poate concepe un singur microcircuit sau microprocesor modern.

Perioade și grupuri

După cum am menționat mai sus, tabelul periodic este format din șapte perioade. În fiecare perioadă, numerele atomice ale elementelor cresc de la stânga la dreapta.

Proprietățile elementelor se modifică secvențial în perioade: astfel sodiul (Na) și magneziul (Mg), situate la începutul celei de-a treia perioade, renunță la electroni (Na cedează un electron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg dă sus doi electroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Dar clorul (Cl), situat la sfârșitul perioadei, ia un element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

În grupuri, dimpotrivă, toate elementele au aceleași proprietăți. De exemplu, în grupul IA(1), toate elementele de la litiu (Li) la franciu (Fr) donează un electron. Și toate elementele grupului VIIA(17) au un singur element.

Unele grupuri sunt atât de importante încât au primit nume speciale. Aceste grupuri sunt discutate mai jos.

Grupa IA(1). Atomii elementelor acestui grup au un singur electron în stratul lor exterior de electroni, așa că renunță ușor la un electron.

Cele mai importante metale alcaline sunt sodiul (Na) și potasiul (K), deoarece joacă rol importantîn procesul vieţii umane şi sunt incluse în compoziţia sărurilor.

Configuratii electronice:

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). Atomii elementelor acestui grup au doi electroni în stratul lor exterior de electroni, la care renunță și în timpul reacțiilor chimice. Cel mai important element este calciul (Ca) - baza oaselor și a dinților.

Configuratii electronice:

Fi- 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). Atomii elementelor acestui grup primesc de obicei câte un electron, deoarece Există cinci elemente pe stratul exterior de electroni și doar un electron lipsește din „setul complet”.

Cele mai cunoscute elemente din acest grup: clorul (Cl) - face parte din sare și înălbitor; Iodul (I) este un element care joacă un rol important în activitatea glandei tiroide umane.

Configuratie electronica:

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). Atomii elementelor acestui grup au un strat de electroni exterior complet „complet”. Prin urmare, ei „nu” trebuie să accepte electroni. Și ei „nu vor” să le ofere. Prin urmare, elementele acestui grup sunt foarte „reticente” să se alăture reactii chimice. Multă vreme s-a crezut că nu reacționează deloc (de unde și numele „inert”, adică „inactiv”). Dar chimistul Neil Bartlett a descoperit că unele dintre aceste gaze pot reacţiona în continuare cu alte elemente în anumite condiţii.

Configuratii electronice:

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

Elemente de valență în grupuri

Este ușor de observat că în cadrul fiecărei grupe elementele sunt similare între ele în ceea ce privește electronii de valență (electronii orbitalilor s și p situati la nivelul energetic exterior).

Metalele alcaline au 1 electron de valență:

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

Metalele alcalino-pământoase au 2 electroni de valență:

Fi- 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

Halogenii au 7 electroni de valență:

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

Gazele inerte au 8 electroni de valență:

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

Pentru mai multe informații, consultați articolul Valence și tabelul configurațiilor electronice ale atomilor elementelor chimice în funcție de perioadă.

Să ne îndreptăm acum atenția asupra elementelor situate în grupuri cu simboluri ÎN. Ele sunt situate în centrul tabelului periodic și sunt numite metale de tranziție.

O caracteristică distinctivă a acestor elemente este prezența în atomii a electronilor care se umplu d-orbitali:

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

Separat de masa principală sunt amplasate lantanideŞi actinide- acestea sunt așa-numitele metale de tranziție interne. În atomii acestor elemente, electronii se umplu orbitali f:

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 ;
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

SISTEM PERIODIC, un set ordonat de substanțe chimice. elemente, natura lor. , care este o expresie de tabel. Prototipul periodicului sisteme chimice elemente s-a bazat pe tabelul „Experiența unui sistem de elemente bazat pe asemănarea lor chimică”, întocmit de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869 (Fig. 1). În sfârșit De-a lungul anilor, omul de știință a îmbunătățit tabelul, a dezvoltat idei despre perioade și grupuri de elemente și locul unui element în sistem. În 1870, Mendeleev a numit sistemul natural, iar în 1871 periodic. Drept urmare, chiar și atunci sistemul periodic și-a dobândit forma modernă în multe privințe.

contururi structurale. Pe baza ei, Mendeleev a prezis existența sfinților ca. 10 elemente necunoscute; aceste previziuni au fost ulterior confirmate.

Cu toate acestea, în următorii peste 40 de ani, tabelul periodic înseamnă. gradul era doar empiric. generalizarea faptelor, deoarece nu exista fizic explicarea motivelor periodice. modificări ale elementelor CB-B în funcţie de creşterea acestora. O astfel de explicație era imposibilă fără idei bine întemeiate despre structură (vezi).

Prin urmare, cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea tabelului periodic a fost modelul planetar (nuclear) propus de E. Rutherford (1911). În 1913, A. van den Broek a ajuns la concluzia că un element din tabelul periodic este numeric egal cu posi. sarcina (Z) a nucleului său. Această concluzie a fost confirmată experimental de G. Moseley (legea lui Moseley, 1913-14). Ca urmare, periodic legea a primit fizic strict formularea, a fost posibil să se determine fără ambiguitate următoarele. limita tabelului periodic (H ca element cu un minim de Z=1), estimați numărul exact de elemente dintre H și U și determinați care elemente nu au fost încă descoperite (Z = 43, 61, 72, 75, 85 , 87). Teoria tabelului periodic a fost dezvoltată la început. anii 1920 (vezi mai jos). Structura tabelului periodic.

Sistemul periodic modern include 109 elemente chimice (există informații despre sinteza în 1988 a unui element cu Z = 110). Dintre acestea în mod natural obiecte găsite 89; toate elementele care urmează U, sau (Z = 93,109), precum și Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) și At (Z = 85) au fost sintetizate artificial folosind decomp. . Elementele cu Z = 106 109 nu au primit încă nume, deci nu există simboluri corespunzătoare în tabele; pentru un element cu Z = 109 valorile maxime sunt încă necunoscute. longevivă anumite probleme controversate ale structurii tabelului periodic (plasarea lui H, lantanide etc.). Naib.

răspândit după cum urmează. forme tabelare de exprimare ale sistemului periodic: 1) cea scurtă a fost propusă de Mendeleev (în forma sa actuală este așezată la începutul volumului pe frunșa colorată);

2) cel lung a fost dezvoltat de Mendeleev, îmbunătățit în 1905 de A. Werner (Fig. 2); 3) scară publicată în 1921 H. (Fig. 3). În ultimele decenii, formele scurte și lungi au fost utilizate în mod special pe scară largă, deoarece sunt vizuale și practic convenabile. Toate listate. formele au anumite avantaje și dezavantaje. Cu toate acestea, este greu de oferit k.-l. univers. o variantă a reprezentării tabelului periodic, care să reflecte în mod adecvat toată diversitatea lumii chimiei. elementelor și specificul modificărilor substanței lor chimice.

Va distinge. Caracteristica primei perioade este că conține doar 2 elemente: H și He. datorită sfintelor - unităţi. un element care nu are un loc clar definit în tabelul periodic. Simbolul H este plasat fie în subgrupa Ia, fie în subgrupa VIIa, fie în ambele în același timp, încadrând simbolul între paranteze într-una dintre subgrupe sau, în final, înfățișându-l separat. fonturi. Aceste moduri de aranjare a H se bazează pe faptul că are anumite asemănări formale cu ambele .

Orez. 2. Forma lungă periodică.

sisteme chimice elemente (versiunea modernă). Orez. 3. Forma de scară periodică. sisteme chimice elemente (H., 1921).

A doua perioadă (Li-Ne), care conține 8 elemente, începe cu Li (unitate, + 1); urmat de Be(+2). Metalic caracterul B (+3) este slab exprimat, iar următorul, C, este tipic (+4). Următoarele sunt N, O, F și Ne-nemetale, doar N având cel mai mare + 5 corespunzător numărului de grup; O și F sunt printre cele mai active.A treia perioadă (Na-Ar) include și 8 elemente, natura schimbării chimice. Sf. în care este în multe privințe asemănător cu cel observat în a doua perioadă. Cu toate acestea, Mg și Al sunt mai „metalice” decât cele corespunzătoare. Be și B. Elementele rămase sunt nemetale Si, P, S, Cl și Ar; toate prezintă , egal cu numărul grupului, cu excepția Ar. T.

arr., în a doua și a treia perioadă, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a metalului și o creștere a nemetalicelor. natura elementelor.

Toate elementele primelor trei perioade aparțin subgrupelor a. Conform modernului terminologie, se numesc elemente aparținând subgrupelor Ia și IIa. Elementele I (în tabelul de culori simbolurile lor sunt date cu roșu), la subgrupele IIIa-VIIIa-p-elemente (simboluri portocalii).

A cincea perioadă (Rb-Xe) este construită în mod similar cu a patra; are, de asemenea, o inserție de 10 tranziții sau d-elemente (Y-Cd). Particularități ale modificărilor rezistenței elementelor în perioada: 1) în triada Ru-Rh-Pd prezintă maximum 4-8; 2) toate elementele subgrupelor a, inclusiv Xe, prezintă valori mai mari egale cu numărul grupului; 3) I are proprietăți metalice slabe. Sf. T. exemplu, proprietățile elementelor din a patra și a cincea perioadă se schimbă mai complex pe măsură ce Z crește decât proprietățile elementelor din a doua și a treia perioadă, ceea ce se datorează în primul rând prezenței elementelor d de tranziție.

A șasea perioadă (Cs-Rn) conține 32 de elemente. Pe lângă zece elemente d (La, Hf-Hg), include o familie de 14 elemente f (simboluri negre, de la Ce la Lu)-lantanide. Ele sunt foarte asemănătoare în chimie. Sfânt pentru tine (de preferință la +3) și, prin urmare, nu poate. plasate conform diferitelor grupuri de sistem. În forma scurtă a tabelului periodic, toate lantanidele sunt incluse în subgrupa IIIa (La), iar totalitatea lor este descifrată sub tabel. Această tehnică nu este lipsită de dezavantaje, deoarece cele 14 elemente par să fie în afara sistemului.

În formele lungi și scară ale sistemului periodic, specificul se reflectă în fundalul general al structurii sale. Dr. trăsături ale elementelor perioadei: 1) în triada Os Ir Pt, numai Os prezintă un max. +8; 2) At are un efect metalic mai pronunțat în comparație cu I. caracter; 3) Rn max. este reactiv de la, dar chimia sa puternică face dificil de studiat. Sf.

Evaluarea chimică natura lui Ku (Z = 104) și Ns (Z = 105), sintetizate într-un număr de elemente unice, de foarte scurtă durată, ne-au permis să concluzionăm că aceste elemente sunt, respectiv, analoge. Hf și Ta, adică elementele d, și ar trebui să fie localizate în subgrupele IV6 și V6.

Chim. elementele cu Z = 106 109 nu au fost efectuate, dar se poate presupune că aparțin perioadei a șaptea. Calculele folosind un computer indică faptul că elementele cu Z = 113,118 aparțin elementelor p (subgrupele IIIa VIIIa). Teoria tabelului periodic

a fost preem. creat de H. (1913 21) pe baza modelului cuantic pe care l-a propus. Luând în considerare specificul modificărilor proprietăților elementelor din sistemul periodic și informațiile despre acestea, el a dezvoltat o schemă de construire a configurațiilor electronice pe măsură ce Z crește, făcând-o baza pentru explicarea fenomenului de periodicitate și a structurii sistemului periodic. . Această schemă se bazează pe o anumită secvență de învelișuri de umplere (numite și straturi, niveluri) și subcochilii (cochilii, subniveluri) în conformitate cu creșterea în Z. Configurații electronice similare ext.învelișurile de electroni se repetă periodic, ceea ce determină periodicitatea. schimbare chimică Sf. elemente. Aceasta este ceea ce cap. cauza fizica natura fenomenului de periodicitate. Învelișurile electronice, cu excepția celor care corespund valorilor 1 și 2 ale numărului cuantic principal l, nu sunt completate secvenţial și monoton până la completarea lor completă (numerele din învelişurile secvenţiale sunt: 2, 8, 18, 32). , 50,... ); construcția lor este întreruptă periodic de apariția agregatelor (constituind anumite subînvelișuri), care corespund unor valori mari ale lui n. Aceasta este esența ființelor. particularitatea interpretării „electronice” a structurii tabelului periodic.

Schema de formare a configurațiilor electronice, care stă la baza teoriei sistemului periodic, reflectă astfel o anumită secvență de apariție pe măsură ce Z crește de agregate (subshell), caracterizată prin anumite valori ale numerelor cuantice principale și orbitale (l). .

Numerele din shell-uri și subshell-uri sunt definite pe . În legătură cu , ca particule cu un număr întreg, el postulează că în niciun fel. două cu valori identice ale tuturor numerelor cuantice. Capacitățile carcaselor și, respectiv, ale subcocilor sunt egale. 2n 2 și 2(2l + 1).


Acest principiu nu definește.	1	2	3	4	5	6	7
Perioadă	Configuratie electronica	1s	2s 2р	3s 3р	4s 3d 4p	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p	n	22	33	434	545	6456	7567
n	0	01	01	021	021	0321	0321
	2	26	26	2106	2106	214106	214106
l	2	8	8	18	18	32	32

Numărul de elemente din perioadă

cu toate acestea, succesiunea de formare a configurațiilor electronice pe măsură ce Z crește Din diagrama de mai sus, capacitățile se găsesc în serie. perioade: 2, 8, 18, 32, 32, ....

Fiecare perioadă începe cu un element în care apare mai întâi cu o valoare dată de n la l = 0 (ns 1 -elemente) și se termină cu un element în care se umple un subshell cu același n și l = 1 (np 6 -elementele Tu);

excepția este prima perioadă (numai elementele 1s). Toate elementele s și p aparțin subgrupurilor a. Subgrupurile b includ elemente în care sunt completate cochilii care au fost lăsate anterior neterminate (valorile lui h sunt mai mici decât numărul perioadei, l = 2 și 3). Primele trei perioade includ doar elemente ale subgrupurilor a, adică elementele s și p.

Schema reală nu a fost derivată inițial din k.-l. teoretic riguros reprezentări. S-a bazat pe chimie binecunoscută. elemente sfinte şi informaţii despre spectrele lor. Valabil fizic schema reală și-a primit justificarea prin aplicarea metodelor la descrierea structurii. În mecanica cuantică. interpretarea teoriei structurii, conceptul de shell-uri electronice și subshell-uri cu o abordare strictă și-a pierdut sensul inițial; conceptul de atom este acum utilizat pe scară largă.

Cu toate acestea, principiul dezvoltat de fizic interpretarea fenomenului periodicității nu și-a pierdut semnificația și, la o primă aproximare, explică teoria teoretică destul de cuprinzător. elementele de bază ale tabelului periodic. În orice caz, formele publicate ale tabelului periodic reflectă ideea naturii distribuției între shell-uri și subshell-uri. Structura și proprietățile chimice ale elementelor.

Principalele caracteristici ale chimiei. comportamentul elementelor este determinat de natura configurațiilor învelișurilor de electroni exterioare (una sau două). Aceste caracteristici sunt diferite pentru elementele subgrupurilor a (elementele s și p), subgrupurile b (elementele d), familiile f ( și ).Un loc aparte îl ocupă elementele 1s ale primei perioade (H și He). datorită prezenței doar într-unul există o mare diferență

Sf. Configurația lui He (1s 2) este excepțională, ceea ce determină substanța chimică a acestuia inerţie. Deoarece elementele subgrupelor a sunt umplute cu ext. învelișurile de electroni (cu n egal cu numărul perioadei), proprietățile elementelor se modifică considerabil pe măsură ce Z crește în perioadele corespunzătoare, ceea ce se exprimă prin slăbirea metalului și întărirea nemetalicelor. Sf. Toate cu excepția lui H și He sunt elemente p. În același timp, în fiecare subgrup a, pe măsură ce Z crește, se observă o creștere a metalicității. Sf. Aceste modele sunt explicate prin slăbirea energiei externe de legare. cu miezul în timpul trecerii de la perioadă la perioadă.s-a manifestat atât în predicția existenței elementelor necunoscute și a proprietăților acestora, cât și a noilor caracteristici chimice. comportamentul elementelor deja deschise. Tabelul periodic este cea mai importantă bază a inorg. ; servește, de exemplu, sarcinilor sinteza substantelor

cu proprietăți predeterminate, crearea de noi materiale, în special materiale semiconductoare, selectarea unor materiale specifice. pentru dif. chimic. proceselor. Sistem periodic – științific. baza de predare generală și neorganizatorică , precum și anumite ramuri ale fizicii atomice. Lit.: Mendeleev D.I., Drept periodic. Articole de bază, M., 1958; Kedrov B. M.. Trei aspecte ale atomismului, partea 3. Legea lui Mendeleev, M., 1969; Trifonov D N., Despre interpretarea cantitativă a periodicităţii, M., 1971; Trifonov D. N., Krivomazov A. N., Lisnevsky Yu I., Doctrina periodicității și doctrina. Cronologie mixtă

evenimente majore

. M., 1974; Karapetyami MX. Drakii S.I., Stroenie, M., 1978; Doctrina periodicității. Istorie și modernitate. sat. articole. M.. 1981. Korolkov D.V., Fundamente, M., 1982; Melnikov V.P., Dmitriev I.S. Tipuri suplimentare de periodicitate în sistemul periodic al lui D.I Mendeleev, M. 1988. D.N Trifonov.

Proprietățile elementelor chimice fac posibilă combinarea lor în grupuri adecvate. Pe acest principiu a fost creat sistemul periodic, care a schimbat ideea de substanțe existente și a făcut posibilă asumarea existenței unor elemente noi, necunoscute anterior.

Tabelul periodic al lui Mendeleev Tabelul periodic al elementelor chimice a fost întocmit de D.I Mendeleev în a doua jumătate a secolului al XIX-lea. Ce este și pentru ce este? Ea unește toate elementele chimice în ordinea creșterii greutății atomice și toate sunt aranjate în așa fel încât proprietățile lor se schimbă periodic. Sistemul periodic al lui Mendeleev reunit

sistem unificat toate elementele existente care anterior erau considerate pur și simplu substanțe separate.. Pe baza studiului său, au fost prezise altele noi și ulterior sintetizate. chimicale

Semnificația acestei descoperiri pentru știință nu poate fi supraestimată ». , a fost semnificativ înaintea timpului său și a dat impuls dezvoltării chimiei timp de multe decenii. Există trei opțiuni de masă cele mai comune, care sunt denumite în mod convențional „scurt”, „lung” și „extra-lung” Masa principală este considerată a fi o masă lungă

aprobat oficial.

Diferența dintre ele este aranjarea elementelor și lungimea perioadelor.. Ele sunt prezentate grafic ca linii orizontale. În acest caz, o perioadă poate avea una sau două linii, numite rânduri. Fiecare element ulterior diferă de cel anterior prin creșterea sarcinii nucleare (numărul de electroni) cu unul.

Pentru a rămâne simplu, o perioadă este un rând orizontal al tabelului periodic. Fiecare dintre ele începe cu metal și se termină cu un gaz inert. De fapt, acest lucru creează periodicitate - proprietățile elementelor se schimbă într-o perioadă, repetându-se din nou în următoarea. Prima, a doua și a treia perioadă sunt incomplete, se numesc mici și conțin 2, 8 și, respectiv, 8 elemente. Restul sunt complete, au câte 18 elemente fiecare.

Ce este un grup

Un grup este o coloană verticală, continand elemente cu aceeasi structura electronica sau, mai simplu, cu aceeasi valoare mai mare. Tabelul lung aprobat oficial conține 18 grupuri, care încep cu metale alcaline și se termină cu gaze nobile.

Fiecare grup are propriul nume, ceea ce facilitează căutarea sau clasificarea elementelor. Proprietățile metalice sunt îmbunătățite, indiferent de element, de sus în jos. Acest lucru se datorează creșterii numărului de orbite atomice - cu cât sunt mai multe, cu atât legăturile electronice sunt mai slabe, ceea ce face ca rețeaua cristalină să fie mai pronunțată.

Metalele din tabelul periodic

Metale în tabel Mendeleev au un număr predominant, lista lor este destul de extinsă. Se caracterizează prin caracteristici comune, sunt eterogene în proprietățile lor și sunt împărțite în grupuri. Unele dintre ele au puține în comun cu metalele în sens fizic, în timp ce altele pot exista doar pentru o fracțiune de secundă și nu se găsesc absolut în natură (cel puțin pe planetă), deoarece au fost create, sau mai degrabă, calculate și confirmat în conditii de laborator, artificial. Fiecare grup are propriile sale caracteristici, numele este destul de vizibil diferit de celelalte. Această diferență este mai ales pronunțată în primul grup.

Poziția metalelor

Care este poziția metalelor în tabelul periodic? Elementele sunt aranjate prin creșterea masei atomice sau a numărului de electroni și protoni. Proprietățile lor se schimbă periodic, astfel încât nu există o plasare ordonată în tabel unu-la-unu. Cum să identifici metalele și este posibil să faci asta folosind tabelul periodic? Pentru a simplifica problema, a fost inventată o tehnică specială: în mod condiționat, se trasează o linie diagonală de la Bor la Polonius (sau la Astatus) la joncțiunile elementelor. Cele din stânga sunt metale, cele din dreapta sunt nemetale. Acest lucru ar fi foarte simplu și cool, dar există excepții - germaniu și antimoniu.

Această „metodologie” este un fel de cheat sheet a fost inventată doar pentru a simplifica procesul de memorare. Pentru o reprezentare mai exactă, trebuie amintit că lista de nemetale este de doar 22 de elemente, prin urmare, răspunzând la întrebarea, câte metale sunt conținute în tabelul periodic?

În figură puteți vedea clar care elemente sunt nemetale și cum sunt aranjate în tabel pe grupuri și perioade.

Proprietăți fizice generale

Sunt comune proprietăți fizice metale Acestea includ:

Plastic.
Strălucire caracteristică.
Conductivitate electrică.
Conductivitate termică ridicată.
Toate, cu excepția mercurului, sunt în stare solidă.

Trebuie înțeles că proprietățile metalelor variază foarte mult în ceea ce privește esența lor chimică sau fizică. Unele dintre ele seamănă puțin cu metalele în sensul obișnuit al termenului. De exemplu, mercurul ocupă o poziție specială. În condiții normale, este în stare lichidă și nu are rețea cristalină, a cărui prezență alte metale își datorează proprietățile. Proprietățile acestora din urmă sunt condiționate în acest caz; mercurul este similar cu acestea într-o măsură mai mare în caracteristicile sale chimice.

Interesant! Elementele din primul grup, metalele alcaline, nu se găsesc în formă pură, ci se găsesc în diverși compuși.

Cel mai moale metal existent în natură, cesiul, aparține acestui grup. Ea, ca și alte substanțe alcaline, are puține în comun cu metalele mai tipice. Unele surse susțin că, de fapt, cel mai moale metal este potasiul, care este greu de contestat sau de confirmat, deoarece nici unul, nici celălalt element nu există de la sine - atunci când sunt eliberați ca urmare a unei reacții chimice, se oxidează sau reacționează rapid.

Al doilea grup de metale - metalele alcalino-pământoase - sunt mult mai apropiate de grupurile principale. Denumirea de „pământ alcalin” vine din cele mai vechi timpuri, când oxizii erau numiți „pământ” deoarece aveau o structură liberă, sfărâmicioasă. Metalele începând cu grupa 3 au proprietăți mai mult sau mai puțin familiare (în sensul cotidian). Pe măsură ce numărul grupului crește, cantitatea de metale scade, fiind înlocuite cu elemente nemetalice. Ultimul grup este format din gaze inerte (sau nobile).

Determinarea metalelor și nemetalelor în tabelul periodic. Substanțe simple și complexe.

Substanțe simple (metale și nemetale)

Concluzie

Raportul dintre metale și nemetale din tabelul periodic cântărește clar în favoarea celor dintâi. Această situație indică faptul că grupul de metale este combinat prea larg și necesită o clasificare mai detaliată, care este recunoscută de comunitatea științifică.

Sistemul periodic este un set ordonat de elemente chimice, clasificarea lor naturală, care este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice a elementelor chimice. Structura sa, asemănătoare în multe privințe cu cea modernă, a fost dezvoltată de D. I. Mendeleev pe baza legii periodice în 1869–1871.

Prototipul sistemului periodic a fost „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și asemănarea chimică”, compilat de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869. Pe parcursul a doi ani și jumătate, omul de știință a îmbunătățit continuu „Experiența unui sistem”, a introdus ideea de grupuri, serii și perioade de elemente. Ca urmare, structura tabelului periodic a căpătat o formă în mare măsură modernă.

Conceptul locului unui element în sistem, determinat de numerele grupului și perioadei, a devenit important pentru evoluția acestuia. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că este necesar să se schimbe mase atomice unele elemente: uraniu, indiu, ceriu și sateliții săi. Acesta a fost primul aplicare practică sistem periodic. Mendeleev a prezis și pentru prima dată existența și proprietățile mai multor elemente necunoscute. Omul de știință a descris în detaliu cele mai importante proprietăți ale eka-aluminiului (viitorul galiului), eka-borului (scandiul) și eka-siliciului (germaniul). În plus, el a prezis existența analogilor de mangan (viitorul tehnețiu și reniu), teluriu (poloniu), iod (astatina), cesiu (Franța), bariu (radiu), tantal (protactiniu). Previziunile omului de știință cu privire la aceste elemente au fost caracter general, deoarece aceste elemente erau situate în zone puțin studiate ale tabelului periodic.

Primele versiuni ale sistemului periodic au reprezentat în mare măsură doar o generalizare empirică. La urma urmei, semnificația fizică a legii periodice era neclară, nu exista o explicație pentru motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creșterea maselor atomice. În acest sens, multe probleme au rămas nerezolvate. Există limite ale tabelului periodic? Este posibil să se determine numărul exact de elemente existente? Structura celei de-a șasea perioade a rămas neclară - care a fost numărul exact elemente de pământuri rare? Nu se știa dacă elementele dintre hidrogen și litiu mai existau, care a fost structura primei perioade. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic, dificultăți serioase au apărut de mai multe ori. Descoperirea din 1894–1898 a fost neașteptată. cinci gaze inerte care păreau să nu aibă loc în tabelul periodic. Această dificultate a fost eliminată datorită ideii de a include un grup zero independent în structura tabelului periodic. Descoperirea în masă a radioelementelor la începutul secolelor al XIX-lea și al XX-lea. (până în 1910 numărul lor era de aproximativ 40) a dus la o contradicție acută între necesitatea de a le plasa în tabelul periodic și structura sa existentă. Pentru ei au fost doar 7 posturi vacanteîn perioada a șasea și a șaptea. Această problemă a fost rezolvată prin stabilirea regulilor de schimbare și prin descoperirea izotopilor.

Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a structurii sistemului periodic a fost faptul că nu se știa cum a fost structurat atomul (vezi Atom). Etapă majoră Dezvoltarea sistemului periodic a fost marcată de crearea modelului atomic de către E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. Van den Broek (1913) a sugerat că numărul de serie al unui element din tabelul periodic este numeric egal cu sarcina nucleului atomului său (Z). Acest lucru a fost confirmat experimental de omul de știință englez G. Moseley (1913). Legea periodică a primit o justificare fizică: periodicitatea modificărilor în proprietățile elementelor a început să fie luată în considerare în funcție de sarcina Z a nucleului atomului elementului, și nu de masa atomică (vezi Legea periodică a elementelor chimice).

Ca urmare, structura tabelului periodic a fost semnificativ consolidată. Limita inferioară a sistemului a fost determinată. Acesta este hidrogenul - elementul cu un minim Z = 1. A devenit posibil să se estimeze cu precizie numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu. Au fost identificate „goluri” în tabelul periodic, corespunzătoare elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cu toate acestea, întrebările despre numărul exact de elemente de pământ rare au rămas neclare și, cel mai important, motivele pentru periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor nu a fost dezvăluită în funcție de Z.

Pe baza structurii stabilite a sistemului periodic și a rezultatelor studierii spectrelor atomice, omul de știință danez N. Bohr în 1918–1921. a dezvoltat idei despre secvența construcției carcaselor și subcarcilor electronice în atomi. Omul de știință a ajuns la concluzia că tipuri similare de configurații electronice ale învelișurilor exterioare ale atomilor sunt repetate periodic. Astfel, s-a demonstrat că periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor chimice se explică prin existența periodicității în construcția învelișurilor și subînvelișurilor electronice ale atomilor.

Tabelul periodic acoperă mai mult de 100 de elemente. Dintre acestea, toate elementele transuranice (Z = 93–110), precum și elementele cu Z = 43 (tehnețiu), 61 (prometiu), 85 (astatina), 87 (franciu) au fost obținute artificial. De-a lungul întregii istorii a existenței sistemului periodic, au fost propuse un număr foarte mare (>500) de variante ale acestuia. imagine grafică, în principal sub formă de tabele, dar și sub formă de diverse forme geometrice(spațiale și plane), curbele analitice (spirale etc.), etc. Cele mai răspândite sunt formele de tabele scurte, semilungi, lungi și în scări. În prezent, este de preferat forma scurtă.

Principiul fundamental al construirii tabelului periodic este împărțirea acestuia în grupuri și perioade. Conceptul lui Mendeleev de serie de elemente nu este folosit astăzi, deoarece îi lipsește sens fizic. Grupurile, la rândul lor, sunt împărțite în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente - analogi chimici. Elementele subgrupurilor a și b din cele mai multe grupuri prezintă, de asemenea, o anumită similitudine între ele, în principal în stările de oxidare superioare, care, de regulă, sunt egale cu numărul grupului. O perioadă este o colecție de elemente care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă). Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Tabelul periodic este format din opt grupe și șapte perioade, a șaptea perioadă neterminată încă.

Particularitate primul perioada este că conține doar 2 elemente gazoase în formă liberă: hidrogen și heliu. Locul hidrogenului în sistem este ambiguu. Deoarece prezintă proprietăți comune metalelor alcaline și halogenilor, este plasat fie în subgrupul 1a-, fie în subgrupul Vlla-sau în ambele în același timp, încadrând simbolul între paranteze într-una dintre subgrupe. Heliul este primul reprezentant al subgrupului VIIIa. Pentru o lungă perioadă de timp, heliul și toate gazele inerte au fost separate într-un grup zero independent. Această prevedere a necesitat revizuire după sinteză compuși chimici cripton, xenon și radon. Ca rezultat, gazele nobile și elementele fostului grup VIII (fier, cobalt, nichel și metale platină) au fost combinate într-un singur grup.

Doilea perioada conţine 8 elemente. Începe cu litiu de metal alcalin, a cărui singură stare de oxidare este +1. Urmează beriliul (metal, stare de oxidare +2). Borul prezintă deja un caracter metalic slab exprimat și este un nemetal (starea de oxidare +3). Alături de bor, carbonul este un nemetal tipic care prezintă atât +4 cât și -4 stări de oxidare. Azotul, oxigenul, fluorul și neonul sunt toate nemetale, azotul având cea mai mare stare de oxidare de +5 corespunzătoare numărului de grup. Oxigenul și fluorul sunt printre cele mai active nemetale. Neonul cu gaz inert încheie perioada.

Treilea perioada (sodiu - argon) contine si 8 elemente. Natura modificării proprietăților lor este în mare măsură similară cu cea observată pentru elementele din a doua perioadă. Dar există și o anumită specificitate aici. Astfel, magneziul, spre deosebire de beriliu, este mai metalic, la fel ca și aluminiul în comparație cu borul. Siliciul, fosforul, sulful, clorul, argonul sunt toate nemetale tipice. Și toate, cu excepția argonului, prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului.

După cum vedem, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire clară a metalului și întărirea proprietăților nemetalice ale elementelor. D.I Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (în cuvintele sale, mici). Elementele de perioade mici sunt printre cele mai comune în natură. Carbonul, azotul și oxigenul (împreună cu hidrogenul) sunt organogeni, adică principalele elemente ale materiei organice.

Toate elementele primei - a treia perioade sunt plasate în subgrupe a.

Patrulea perioada (potasiu - cripton) conține 18 elemente. Potrivit lui Mendeleev, acesta este primul perioadă lungă. După potasiul metalelor alcaline și calciul metalului alcalino-pământos vine o serie de elemente formate din 10 așa-numite metale de tranziție (scandiu - zinc). Toate sunt incluse în subgrupele b. Majoritatea metalelor de tranziție prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului, cu excepția fierului, cobaltului și nichelului. Elementele, de la galiu la kripton, aparțin subgrupurilor a. O serie de compuși chimici sunt cunoscuți pentru cripton.

Cincilea Perioada (rubidiu - xenon) este similară ca structură cu cea de-a patra. Conține și o inserție din 10 metale de tranziție (itriu - cadmiu). Elementele acestei perioade au propriile lor caracteristici. În triada ruteniu - rodiu - paladiu, compușii sunt cunoscuți pentru ruteniu unde prezintă o stare de oxidare de +8. Toate elementele subgrupelor a prezintă stări de oxidare mai mari egale cu numărul grupului. Caracteristicile modificărilor proprietăților elementelor din a patra și a cincea perioadă pe măsură ce Z crește sunt mai complexe în comparație cu a doua și a treia perioadă.

Şaselea perioada (cesiu - radon) include 32 de elemente. Această perioadă, pe lângă 10 metale de tranziție (lantan, hafniu - mercur), conține și un set de 14 lantanide - de la ceriu la lutețiu. Elementele de la ceriu la lutețiu sunt foarte asemănătoare din punct de vedere chimic și, din acest motiv, au fost incluse de mult timp în familia elementelor pământurilor rare. În forma scurtă a tabelului periodic, o serie de lantanide este inclusă în celula de lantan, iar decodificarea acestei serii este dată în partea de jos a tabelului (vezi Lantanide).

Care este specificul elementelor perioadei a șasea? În triada osmiu - iridiu - platină, starea de oxidare de +8 este cunoscută pentru osmiu. Astatina are un caracter metalic destul de pronunțat. Radonul are cea mai mare reactivitate dintre toate gazele nobile. Din păcate, datorită faptului că este foarte radioactiv, chimia sa a fost puțin studiată (vezi Elemente radioactive).

Şaptelea perioada incepe din Franta. Ca și al șaselea, ar trebui să conțină și 32 de elemente, dar 24 dintre ele sunt încă cunoscute. Urmează familia actinidelor, care include elemente de la toriu la lawrencium și este plasată în mod similar lantanidelor. Decodificarea acestei serii de elemente este dată și în partea de jos a tabelului.

Acum să vedem cum se modifică proprietățile elementelor chimice subgrupuri sistem periodic. Principalul model al acestei schimbări este întărirea caracterului metalic al elementelor pe măsură ce Z crește. Acest model se manifestă în mod deosebit în subgrupurile IIIa-VIIa. Pentru metalele din subgrupele Ia–IIIa se observă o creștere a activității chimice. Pentru elementele subgrupelor IVa–VIIa, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a activității chimice a elementelor. Pentru elementele subgrupului b, natura modificării activității chimice este mai complexă.

Teoria sistemului periodic a fost dezvoltată de N. Bohr și alți oameni de știință în anii 20. secolul XX și se bazează pe o schemă reală de formare a configurațiilor electronice ale atomilor (vezi Atom). Conform acestei teorii, pe măsură ce Z crește, umplerea învelișurilor și subînvelișurilor de electroni în atomii elementelor incluse în perioadele tabelului periodic are loc în următoarea secvență:

Numerele perioadei
1	2	3	4	5	6	7
1s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

Pe baza teoriei sistemului periodic, putem da următoarea definiție perioadă: o perioadă este o colecție de elemente care începe cu un element cu o valoare n egală cu numărul perioadei și l = 0 (s-elemente) și se termină cu un element cu aceeași valoare n și l = 1 (p-elemente) (vezi Atom). Excepția este prima perioadă, care conține doar 1s elemente. Din teoria sistemului periodic urmează numerele de elemente în perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

În tabel, simbolurile elementelor de fiecare tip (elementele s-, p-, d- și f-) sunt reprezentate pe un fundal de culoare specifică: elementele s - pe roșu, elementele p - pe portocaliu, elementele d - pe albastru, elemente f - pe verde. Fiecare celulă arată numerele atomice și masele atomice ale elementelor, precum și configurațiile electronice ale învelișurilor de electroni exterioare.

Din teoria sistemului periodic rezultă că subgrupurile a includ elemente cu n egal cu numărul perioadei și l = 0 și 1. Subgrupurile b includ acele elemente în atomii cărora completarea învelișurilor rămase anterior. apare incomplet. De aceea, prima, a doua și a treia perioadă nu conțin elemente ale subgrupurilor b.

Structura tabelului periodic al elementelor este strâns legată de structura atomilor elementelor chimice. Pe măsură ce Z crește, tipuri similare de configurație ale învelișurilor de electroni exterioare se repetă periodic. Și anume, ele determină principalele caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor. Aceste caracteristici se manifestă diferit pentru elementele subgrupurilor a (elementele s și p), pentru elementele subgrupurilor b (elementele d de tranziție) și elementele familiilor f - lantanide și actinide. Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade - hidrogen și heliu. Hidrogenul se caracterizează printr-o activitate chimică ridicată, deoarece singurul său electron 1s este ușor îndepărtat. În același timp, configurația heliului (1s 2) este foarte stabilă, ceea ce determină inactivitatea chimică a acestuia.

Pentru elementele subgrupurilor a, învelișurile de electroni exterioare ale atomilor sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei), astfel încât proprietățile acestor elemente se modifică considerabil pe măsură ce Z crește. Astfel, în a doua perioadă, litiu (configurație 2s). ) este un metal activ care își pierde cu ușurință singurul electron de valență ; beriliul (2s 2) este, de asemenea, un metal, dar mai puțin activ datorită faptului că electronii săi exteriori sunt legați mai strâns de nucleu. În plus, borul (2s 2 p) are un caracter metalic slab exprimat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care are loc construcția unui subshell 2p, sunt deja nemetale. Configurația de opt electroni a învelișului electron exterior al neonului (2s 2 p 6) - un gaz inert - este foarte puternică.

Proprietățile chimice ale elementelor din a doua perioadă se explică prin dorința atomilor lor de a dobândi configurația electronică a celui mai apropiat gaz inert (configurația heliului pentru elementele de la litiu la carbon sau configurația neon pentru elementele de la carbon la fluor). Acesta este motivul pentru care, de exemplu, oxigenul nu poate prezenta o stare de oxidare mai mare egală cu numărul său de grup: este mai ușor pentru el să realizeze configurația neon prin achiziționarea de electroni suplimentari. Aceeași natură a modificărilor proprietăților se manifestă în elementele celei de-a treia perioade și în elementele s și p ale tuturor perioadelor ulterioare. În același timp, slăbirea forței legăturii dintre electronii exteriori și nucleul din subgrupele a pe măsură ce crește Z se manifestă în proprietățile elementelor corespunzătoare. Astfel, pentru elementele s există o creștere vizibilă a activității chimice pe măsură ce crește Z, iar pentru elementele p există o creștere a proprietăților metalice.

În atomii elementelor d de tranziție, sunt completate învelișuri incomplete anterior cu valoarea celui principal. număr cuantic n, cu unul mai puțin decât numărul perioadei. Cu câteva excepții, configurația învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor elementelor de tranziție este ns 2. Prin urmare, toate elementele d sunt metale și de aceea modificările proprietăților elementelor d pe măsură ce Z crește nu sunt la fel de puternice ca cele observate pentru elementele s și p. În stările de oxidare superioare, elementele d prezintă o anumită similitudine cu elementele p ale grupurilor corespunzătoare ale tabelului periodic.

Particularitățile proprietăților elementelor triadelor (subgrupul VIIIb) sunt explicate prin faptul că subcoapele b sunt aproape de finalizare. Acesta este motivul pentru care metalele de fier, cobalt, nichel și platină, de regulă, nu au tendința de a produce compuși în stări de oxidare superioare. Singurele excepții sunt ruteniul și osmiul, care dau oxizii RuO 4 și OsO 4 . Pentru elementele subgrupurilor Ib și IIb, subshell-ul d este de fapt complet. Prin urmare, ele prezintă stări de oxidare egale cu numărul grupului.

În atomii de lantanide și actinide (toți sunt metale), învelișurile de electroni anterior incomplete sunt completate cu valoarea numărului cuantic principal n fiind cu două unități mai mică decât numărul perioadei. În atomii acestor elemente, configurația învelișului exterior de electroni (ns 2) rămâne neschimbată, iar a treia înveliș N exterior este umplut cu 4f-electroni. Acesta este motivul pentru care lantanidele sunt atât de asemănătoare.

Pentru actinide situația este mai complicată. În atomii elementelor cu Z = 90–95, electronii 6d și 5f pot lua parte la interacțiuni chimice. Prin urmare, actinidele au mult mai multe stări de oxidare. De exemplu, pentru neptuniu, plutoniu și americiu, sunt cunoscuți compuși unde aceste elemente apar în stare heptavalentă. Doar pentru elemente, începând cu curiu (Z = 96), starea trivalentă devine stabilă, dar aceasta are și caracteristici proprii. Astfel, proprietățile actinidelor diferă semnificativ de proprietățile lantanidelor și, prin urmare, cele două familii nu pot fi considerate similare.

Familia actinidelor se termină cu elementul cu Z = 103 (lawrencium). Nota proprietăți chimice kurchatovium (Z = 104) și nilsborium (Z = 105) arată că aceste elemente ar trebui să fie analogi ai hafniului și, respectiv, tantalului. Prin urmare, oamenii de știință cred că, după familia actinidelor din atomi, începe umplerea sistematică a subînvelișului 6d. Nota natura chimica elementele cu Z = 106–110 nu au fost efectuate experimental.

Numărul final de elemente pe care le acoperă tabelul periodic este necunoscut. Problema limitei sale superioare este poate principalul mister al tabelului periodic. Cel mai greu element care a fost descoperit în natură este plutoniul (Z = 94). S-a atins limita fuziunii nucleare artificiale - un element cu număr atomic 110. Întrebarea rămâne deschisă: se vor putea obține elemente cu numere atomice mari, care și câte? La aceasta nu se poate încă răspunde cu nicio certitudine.

Folosind calcule complexe efectuate pe computere electronice, oamenii de știință au încercat să determine structura atomilor și să evalueze cele mai importante proprietăți ale „superelementelor”, până la numere de serie uriașe (Z = 172 și chiar Z = 184). Rezultatele obţinute au fost destul de neaşteptate. De exemplu, într-un atom al unui element cu Z = 121, este de așteptat să apară un electron de 8p; asta după ce formarea subînvelișului 8s sa încheiat în atomi cu Z = 119 și 120. Dar apariția electronilor p după electronii s se observă numai în atomii elementelor din a doua și a treia perioadă. Calculele arată, de asemenea, că în elementele perioadei a opta ipotetice, umplerea învelișurilor de electroni și a sub-învelișurilor atomilor are loc într-o secvență foarte complexă și unică. Prin urmare, evaluarea proprietăților elementelor corespunzătoare este o problemă foarte dificilă. S-ar părea că a opta perioadă ar trebui să conțină 50 de elemente (Z = 119–168), dar, conform calculelor, ar trebui să se termine la elementul cu Z = 164, adică cu 4 numere de serie mai devreme. Și a noua perioadă „exotică”, se pare, ar trebui să fie formată din 8 elemente. Iată intrarea lui „electronică”: 9s 2 8p 4 9p 2. Cu alte cuvinte, ar conține doar 8 elemente, precum a doua și a treia perioadă.

Este greu de spus cât de adevărate ar fi calculele făcute folosind un computer. Cu toate acestea, dacă ar fi confirmate, atunci ar fi necesar să se reconsidere serios modelele care stau la baza tabelului periodic al elementelor și a structurii sale.

Tabelul periodic a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea diferitelor domenii ale științelor naturale. A fost cea mai importantă realizare a științei atomo-moleculare și a contribuit la apariția concept modern„element chimic” și clarificarea conceptelor de substanțe și compuși simpli.

Regularitățile relevate de sistemul periodic au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii atomice, descoperirii izotopilor și apariției ideilor despre periodicitatea nucleară. Strict legat de sistemul periodic declarație științifică probleme de prognoză în chimie. Acest lucru s-a manifestat în predicția existenței și proprietăților elementelor necunoscute și a noilor caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. În zilele noastre, sistemul periodic reprezintă fundamentul chimiei, în primul rând anorganice, ajutând semnificativ la rezolvarea problemei sintezei chimice a substanțelor cu proprietăți predeterminate, dezvoltarea de noi materiale semiconductoare și selectarea catalizatorilor specifici pentru diverse procese chimice etc. În fine, tabelul periodic stă la baza predării chimiei.