86 du tableau périodique. Tableau périodique des éléments chimiques. Organisation du système périodique

Comment utiliser le tableau périodique ? Pour un non-initié, lire le tableau périodique revient à regarder les anciennes runes des elfes pour un gnome. Et le tableau périodique peut en dire beaucoup sur le monde.

Outre le fait qu'il vous sera utile lors de l'examen, il est également tout simplement irremplaçable pour résoudre un grand nombre de problèmes chimiques et physiques. Mais comment le lire ? Heureusement, aujourd'hui, tout le monde peut apprendre cet art. Cet article va vous montrer comment comprendre le tableau périodique.

Le tableau périodique des éléments chimiques (tableau périodique) est une classification des éléments chimiques, qui établit la dépendance de diverses propriétés des éléments vis-à-vis de la charge du noyau atomique.

Histoire de la création d'une table

Dmitry Ivanovich Mendeleev n'était pas un simple chimiste, si l'on en croit. Il était chimiste, physicien, géologue, métrologue, écologiste, économiste, pétrolier, aéronaute, luthier et enseignant. Au cours de sa vie, le scientifique a réussi à mener de nombreuses recherches fondamentales dans divers domaines de la connaissance. Par exemple, il est largement admis que c'est Mendeleev qui a calculé la force idéale de la vodka - 40 degrés.

Nous ne savons pas ce que Mendeleev pensait de la vodka, mais nous savons avec certitude que sa thèse sur le thème "Discours sur la combinaison de l'alcool et de l'eau" n'avait rien à voir avec la vodka et considérait des concentrations d'alcool à partir de 70 degrés. Avec tous les mérites du scientifique, la découverte de la loi périodique des éléments chimiques - l'une des lois fondamentales de la nature, lui a valu la plus grande renommée.

Il existe une légende selon laquelle un scientifique a rêvé du système périodique, après quoi il n'a eu qu'à affiner l'idée qui est apparue. Mais, si tout était si simple .. Cette version de la création du tableau périodique n'est apparemment rien de plus qu'une légende. Lorsqu'on lui a demandé comment la table avait été ouverte, Dmitry Ivanovich lui-même a répondu : " J'y pense depuis peut-être vingt ans, mais vous pensez : j'étais assis et du coup... c'est fait. »

Au milieu du XIXe siècle, des tentatives d'ordonnancement des éléments chimiques connus (63 éléments étaient connus) ont été entreprises simultanément par plusieurs scientifiques. Par exemple, en 1862, Alexandre Émile Chancourtois a placé des éléments le long d'une ligne hélicoïdale et a noté la répétition cyclique des propriétés chimiques.

Le chimiste et musicien John Alexander Newlands a proposé sa propre version du tableau périodique en 1866. Un fait intéressant est que le scientifique a essayé de trouver une harmonie musicale mystique dans l'arrangement des éléments. Parmi les autres tentatives, il y a eu la tentative de Mendeleev, qui a été couronnée de succès.

En 1869, le premier schéma du tableau est publié, et le 1er mars 1869 est considéré comme le jour de l'ouverture de la loi périodique. L'essence de la découverte de Mendeleev était que les propriétés des éléments avec une augmentation de la masse atomique ne changent pas de manière monotone, mais périodiquement.

La première version du tableau ne contenait que 63 éléments, mais Mendeleev a fait un certain nombre de solutions très atypiques. Ainsi, il a deviné de laisser de la place dans le tableau pour les éléments encore non découverts, et a également modifié les masses atomiques de certains éléments. L'exactitude fondamentale de la loi dérivée par Mendeleev a été confirmée très rapidement, après la découverte du gallium, du scandium et du germanium, dont l'existence a été prédite par les scientifiques.

Vue moderne du tableau périodique

Ci-dessous le tableau lui-même

Aujourd'hui, pour ordonner des éléments, au lieu de poids atomique (masse atomique), le concept de numéro atomique (le nombre de protons dans le noyau) est utilisé. Le tableau contient 120 éléments, qui sont situés de gauche à droite par ordre croissant de numéro atomique (nombre de protons)

Les colonnes du tableau sont les soi-disant groupes et les lignes sont les périodes. Il y a 18 groupes et 8 périodes dans le tableau.

1. Les propriétés métalliques des éléments diminuent en se déplaçant le long de la période de gauche à droite et augmentent dans la direction opposée.
2. La taille des atomes diminue en se déplaçant de gauche à droite le long des périodes.
3. En se déplaçant de haut en bas dans le groupe, les propriétés métalliques réductrices augmentent.
4. Les propriétés oxydantes et non métalliques augmentent en se déplaçant le long de la période de gauche à droite.

Que pouvons-nous apprendre sur un élément de la table? Par exemple, prenons le troisième élément du tableau, le lithium, et considérons-le en détail.

Tout d'abord, nous voyons le symbole de l'élément lui-même et son nom en dessous. Dans le coin supérieur gauche se trouve le numéro atomique de l'élément, dans l'ordre dans lequel l'élément est situé dans le tableau. Le numéro atomique, comme déjà mentionné, est égal au nombre de protons dans le noyau. Le nombre de protons positifs est généralement égal au nombre d'électrons négatifs dans un atome (hors isotopes).

La masse atomique est indiquée sous le numéro atomique (dans cette version du tableau). Si nous arrondissons la masse atomique à l'entier le plus proche, nous obtenons ce que l'on appelle le nombre de masse. La différence entre le nombre de masse et le numéro atomique donne le nombre de neutrons dans le noyau. Ainsi, le nombre de neutrons dans le noyau d'hélium est de deux et dans le lithium de quatre.

Notre cours "Tableau périodique pour les nuls" est donc terminé. En conclusion, nous vous invitons à regarder une vidéo thématique, et nous espérons que la question de savoir comment utiliser le tableau périodique est devenue plus claire pour vous. Nous vous rappelons qu'il est toujours plus efficace d'étudier un nouveau sujet non pas seul, mais avec l'aide d'un mentor expérimenté. C'est pourquoi, vous ne devez jamais oublier le service aux étudiants, qui se fera un plaisir de partager ses connaissances et son expérience avec vous.

La découverte du tableau périodique des éléments chimiques par Dmitri Mendeleev en mars 1869 fut une véritable percée en chimie. Le scientifique russe a réussi à systématiser les connaissances sur les éléments chimiques et à les présenter sous la forme d'un tableau, que les étudiants doivent encore étudier en cours de chimie. Le tableau périodique est devenu le fondement du développement rapide de cette science complexe et intéressante, et l'histoire de sa découverte est entourée de légendes et de mythes. Pour tous ceux qui s'intéressent à la science, il sera intéressant de connaître la vérité sur la façon dont Mendeleev a découvert le tableau des éléments périodiques.

Histoire du tableau périodique : comment tout a commencé

Des tentatives pour classer et systématiser les éléments chimiques connus ont été faites bien avant Dmitry Mendeleev. Des scientifiques aussi bien connus que Debereiner, Newlands, Meyer et d'autres ont proposé leurs systèmes d'éléments. Cependant, en raison du manque de données sur les éléments chimiques et leurs masses atomiques correctes, les systèmes proposés n'étaient pas entièrement fiables.

L'histoire de la découverte du tableau périodique commence en 1869, lorsqu'un scientifique russe lors d'une réunion de la Société chimique russe a informé ses collègues de sa découverte. Dans le tableau proposé par le scientifique, les éléments chimiques ont été classés en fonction de leurs propriétés, fournies par la valeur de leur poids moléculaire.

Une caractéristique intéressante du tableau périodique était la présence de cellules vides, qui à l'avenir étaient remplies d'éléments chimiques ouverts prédits par les scientifiques (germanium, gallium, scandium). Depuis la découverte du tableau périodique, il a été complété et corrigé de nombreuses fois. En collaboration avec le chimiste écossais William Ramzai Mendeleev a ajouté un groupe de gaz inertes (groupe zéro) à la table.

À l'avenir, l'histoire du tableau périodique de Mendeleev était directement liée aux découvertes d'une autre science - la physique. Le travail sur le tableau des éléments périodiques se poursuit à ce jour, et les scientifiques modernes ajoutent de nouveaux éléments chimiques au fur et à mesure qu'ils sont découverts. La valeur du système périodique de Dmitry Mendeleev est difficile à surestimer, car grâce à elle :

• Les connaissances sur les propriétés des éléments chimiques déjà découverts ont été systématisées;
• Il est désormais possible de prédire la découverte de nouveaux éléments chimiques ;
• Des branches de la physique telles que la physique de l'atome et la physique du noyau ont commencé à se développer ;

Il existe de nombreuses options pour représenter les éléments chimiques selon la loi périodique, mais l'option la plus connue et la plus répandue est le tableau périodique qui est familier à tout le monde.

Mythes et faits sur la création du tableau périodique

L'idée fausse la plus courante dans l'histoire de la découverte du tableau périodique est qu'un scientifique l'a vu dans un rêve. En fait, Dmitri Mendeleev lui-même a réfuté ce mythe et a déclaré qu'il réfléchissait à la loi périodique depuis de nombreuses années. Pour systématiser les éléments chimiques, il a noté chacun d'eux sur une carte séparée et les a combinés à plusieurs reprises les uns avec les autres, en les disposant en rangées en fonction de leurs propriétés similaires.

Le mythe du rêve « prophétique » du scientifique peut s'expliquer par le fait que Mendeleev a travaillé toute la journée sur la systématisation des éléments chimiques, s'interrompant pour un court sommeil. Cependant, seul le travail acharné et le talent naturel du scientifique ont donné le résultat tant attendu et assuré la renommée mondiale de Dmitry Mendeleev.

De nombreux étudiants à l'école, et parfois à l'université, sont obligés d'apprendre ou du moins de naviguer approximativement dans le tableau périodique. Pour cela, une personne doit non seulement avoir une bonne mémoire, mais aussi penser de manière logique, en reliant les éléments en groupes et classes séparés. Étudier la table est plus facile pour les personnes qui gardent constamment leur cerveau en forme en suivant des formations sur BrainApps.

Tableau périodique - un ensemble ordonné d'éléments chimiques, leur classification naturelle, qui est une expression graphique (tabulaire) de la loi périodique des éléments chimiques. Sa structure, à bien des égards similaire à la structure moderne, a été développée par DI Mendeleev sur la base de la loi périodique de 1869-1871.

Le prototype du système périodique était "l'expérience d'un système d'éléments basé sur leur poids atomique et leur similarité chimique", compilé par D.I. et les périodes des éléments. En conséquence, la structure du système périodique a acquis des contours largement modernes.

Le concept de la place d'un élément dans le système, déterminé par les nombres du groupe et de la période, est devenu important pour son évolution. Sur la base de ce concept, Mendeleev est arrivé à la conclusion qu'il est nécessaire de modifier les masses atomiques de certains éléments : l'uranium, l'indium, le cérium et ses satellites. Ce fut la première application pratique du tableau périodique. Mendeleev a également été le premier à prédire l'existence et les propriétés de plusieurs éléments inconnus. Le scientifique a décrit en détail les propriétés les plus importantes de l'ekaaluminium (futur gallium), de l'ekabor (scandium) et de l'ekasilicium (germanium). De plus, il a prédit l'existence d'analogues du manganèse (futurs technétium et rhénium), du tellure (polonium), de l'iode (astatine), du césium (france), du baryum (radium), du tantale (protactinium). Les prédictions du scientifique concernant ces éléments étaient de nature générale, puisque ces éléments étaient situés dans des zones mal étudiées du système périodique.

Les premières versions du tableau périodique n'étaient à bien des égards qu'une généralisation empirique. Après tout, la signification physique de la loi périodique n'était pas claire, il n'y avait aucune explication des raisons du changement périodique des propriétés des éléments, en fonction de l'augmentation des masses atomiques. À cet égard, de nombreux problèmes restaient sans solution. Y a-t-il des limites du tableau périodique ? Est-il possible de déterminer le nombre exact d'articles existants ? La structure de la sixième période est restée floue - quelle est la quantité exacte d'éléments de terres rares ? On ne savait pas s'il y avait encore des éléments entre l'hydrogène et le lithium, quelle est la structure de la première période. Par conséquent, jusqu'à la justification physique de la loi périodique et le développement de la théorie du système périodique, de sérieuses difficultés se sont présentées devant elle plus d'une fois. La découverte en 1894-1898 était inattendue. cinq gaz inertes, qui semblaient n'avoir aucune place dans le tableau périodique. Cette difficulté a été éliminée grâce à l'idée d'inclure un groupe zéro indépendant dans la structure du tableau périodique. Découverte massive de radioéléments au tournant des XIXe et XXe siècles. (en 1910, leur nombre était d'environ 40) a conduit à une nette contradiction entre la nécessité de leur placement dans le système périodique et sa structure établie. Il n'y avait que 7 postes vacants pour eux dans les sixième et septième périodes. Ce problème a été résolu grâce à l'établissement de règles de décalage et à la découverte d'isotopes.

L'une des principales raisons de l'impossibilité d'expliquer la signification physique de la loi périodique et la structure du système périodique était qu'on ne savait pas comment l'atome est structuré (voir Atome). L'étape la plus importante dans le développement du système périodique a été la création du modèle atomique par E. Rutherford (1911). Sur cette base, le scientifique néerlandais A. Van den Bruck (1913) a suggéré que le nombre ordinal d'un élément du système périodique est numériquement égal à la charge du noyau de son atome (Z). Ceci a été confirmé expérimentalement par le scientifique anglais G. Moseley (1913). La loi périodique a reçu une justification physique: la périodicité des changements dans les propriétés des éléments a commencé à être considérée en fonction de Z - la charge du noyau d'un atome d'un élément, et non de la masse atomique (voir. La loi périodique de éléments chimiques).

En conséquence, la structure du tableau périodique a été considérablement renforcée. La borne inférieure du système a été déterminée. C'est l'hydrogène - un élément avec un minimum de Z = 1. Il est devenu possible d'estimer avec précision le nombre d'éléments entre l'hydrogène et l'uranium. Ont été identifiés des "lacunes" dans le tableau périodique correspondant aux éléments inconnus avec Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cependant, les questions sur la quantité exacte d'éléments de terres rares sont restées floues et, surtout, les raisons de la la périodicité des changements dans les propriétés des éléments n'a pas été révélée en fonction de Z.

Sur la base de la structure existante du système périodique et des résultats de l'étude des spectres atomiques, le scientifique danois N. Bohr en 1918-1921. développé des idées sur la séquence de construction des couches électroniques et des sous-couches dans les atomes. Le scientifique est arrivé à la conclusion que des types similaires de configurations électroniques des enveloppes externes des atomes se répètent périodiquement. Ainsi, il a été montré que la périodicité des changements dans les propriétés des éléments chimiques s'explique par l'existence d'une périodicité dans la construction des couches électroniques et des sous-couches d'atomes.

Le tableau périodique couvre plus de 100 éléments. Parmi ceux-ci, tous les éléments transuraniens (Z = 93-110), ainsi que les éléments avec Z = 43 (technétium), 61 (prométhium), 85 (astatine), 87 (francium) ont été obtenus artificiellement. Au cours de toute l'histoire de l'existence du système périodique, un très grand nombre (> 500) de variantes de son image graphique, principalement sous forme de tableaux, ainsi que sous forme de formes géométriques diverses (spatiales et planes), de courbes analytiques (spirales, etc.), etc. Les plus répandues sont les formes courte, semi-longue, longue et échelle de tableaux. Actuellement, la forme courte est préférée.

Le principe fondamental de la construction du système périodique est sa division en groupes et périodes. Le concept mendeleïev de la série d'éléments n'est pas utilisé aujourd'hui, car il est dépourvu de sens physique. Les groupes, à leur tour, sont subdivisés en sous-groupes principaux (a) et secondaires (b). Chaque sous-groupe contient des éléments - des analogues chimiques. Les éléments des sous-groupes a et b de la plupart des groupes présentent également une certaine similitude entre eux, principalement dans les états d'oxydation supérieurs, qui, en règle générale, sont égaux au numéro de groupe. Une période est un ensemble d'éléments qui commence par un métal alcalin et se termine par un gaz inerte (un cas particulier est la première période). Chaque période contient un nombre strictement défini d'éléments. Le système périodique comprend huit groupes et sept périodes, la septième période n'étant pas encore terminée.

Particularité la première réside dans le fait qu'il ne contient que 2 éléments gazeux sous forme libre : l'hydrogène et l'hélium. La place de l'hydrogène dans le système est ambiguë. Comme il présente des propriétés communes avec les métaux alcalins et avec les halogènes, il est placé soit dans le sous-groupe 1a ou Vlla, soit les deux à la fois, en enfermant un symbole entre parenthèses dans l'un des sous-groupes. L'hélium est le premier représentant du sous-groupe VIIIa. Pendant longtemps, l'hélium et tous les gaz inertes ont été isolés dans un groupe zéro indépendant. Cette disposition a nécessité une révision après la synthèse des composés chimiques du krypton, du xénon et du radon. En conséquence, les gaz inertes et les éléments de l'ancien groupe VIII (fer, cobalt, nickel et platine) ont été combinés en un seul groupe.

Seconde la période contient 8 éléments. Cela commence par le lithium alcalin, dont le seul état d'oxydation est +1. Vient ensuite le béryllium (métal, degré d'oxydation +2). Le bore présente déjà un caractère métallique faiblement prononcé et est un non-métal (état d'oxydation +3). Le carbone à côté du bore est un non-métal typique qui présente à la fois des états d'oxydation +4 et -4. L'azote, l'oxygène, le fluor et le néon sont tous des non-métaux, et l'azote a l'état d'oxydation le plus élevé +5 correspondant au numéro de groupe. L'oxygène et le fluor sont parmi les non-métaux les plus actifs. Le néon à gaz inerte complète la période.

Troisième période (sodium - argon) contient également 8 éléments. La nature de l'évolution de leurs propriétés est à bien des égards similaire à celle observée pour les éléments de la seconde période. Mais il y a aussi une spécificité ici. Ainsi, le magnésium, contrairement au béryllium, est plus métallique, tout comme l'aluminium par rapport au bore. Le silicium, le phosphore, le soufre, le chlore, l'argon sont tous des non-métaux typiques. Et tous, à l'exception de l'argon, présentent les états d'oxydation les plus élevés égaux au numéro de groupe.

Comme vous pouvez le voir, dans les deux périodes, à mesure que Z augmente, il y a un affaiblissement distinct des propriétés métalliques et un renforcement des propriétés non métalliques des éléments. DI Mendeleev a qualifié les éléments des deuxième et troisième périodes (selon ses propres termes, petits) de typiques. Les éléments de petites périodes sont parmi les plus courants dans la nature. Le carbone, l'azote et l'oxygène (avec l'hydrogène) sont des organogènes, c'est-à-dire les principaux éléments de la matière organique.

Tous les éléments de la première à la troisième périodes sont placés dans des sous-groupes a.

Quatrième période (potassium - krypton) contient 18 éléments. Selon Mendeleev, c'est la première grande période. Le potassium de métal alcalin et le calcium de métal alcalino-terreux sont suivis d'une série d'éléments, constitués de 10 métaux dits de transition (scandium - zinc). Tous appartiennent aux sous-groupes b. La plupart des métaux de transition présentent des états d'oxydation supérieurs égaux au numéro de groupe, à l'exception du fer, du cobalt et du nickel. Les éléments allant du gallium au krypton appartiennent aux sous-groupes a. Un certain nombre de composés chimiques sont connus pour le krypton.

Cinquième la période (rubidium - xénon) est de structure similaire à la quatrième. Il contient également un insert de 10 métaux de transition (yttrium-cadmium). Les éléments de cette période ont leurs propres caractéristiques. Dans la triade ruthénium - rhodium - palladium, pour le ruthénium, on connaît des composés où il présente un état d'oxydation de +8. Tous les éléments des sous-groupes a ‑ présentent les états d'oxydation les plus élevés égaux au numéro de groupe. Les caractéristiques du changement des propriétés des éléments des quatrième et cinquième périodes à mesure que Z augmente sont plus complexes en comparaison avec les deuxième et troisième périodes.

Sixième la période (césium - radon) comprend 32 éléments. Au cours de cette période, en plus de 10 métaux de transition (lanthane, hafnium - mercure), il existe également un ensemble de 14 lanthanides - du cérium au lutétium. Les éléments allant du cérium au lutétium sont chimiquement très similaires et, sur cette base, ils ont longtemps été inclus dans la famille des éléments des terres rares. Dans la forme abrégée du tableau périodique, un certain nombre de lanthanides sont inclus dans la cellule du lanthane et le décodage de cette série est donné en bas du tableau (voir Lanthanides).

Quelle est la spécificité des éléments de la sixième période ? Dans la triade osmium - iridium - platine, l'état d'oxydation de +8 est connu pour l'osmium. L'astate a un caractère métallique assez prononcé. Le radon est le plus réactif de tous les gaz inertes. Malheureusement, en raison du fait qu'il est hautement radioactif, sa chimie est mal comprise (voir Éléments radioactifs).

Septième la période commence à partir de la France. Comme le sixième, il doit également contenir 32 éléments, mais 24 d'entre eux sont encore connus.Le francium et le radium sont respectivement des éléments des sous-groupes Ia et IIa, les anémones appartiennent au sous-groupe IIIb. Elle est suivie par la famille des actinides, qui comprend des éléments allant du thorium au lawrentium et se situe de la même manière que les lanthanides. Une explication de cette rangée d'éléments est également donnée en bas du tableau.

Voyons maintenant comment les propriétés des éléments chimiques changent dans sous-groupes le système périodique. La régularité principale de ce changement réside dans le renforcement du caractère métallique des éléments avec la croissance de Z. Cette régularité se manifeste particulièrement clairement dans les sous-groupes IIIa – VIIa. Pour les métaux des sous-groupes Ia – IIIa ‑, une augmentation de l'activité chimique est observée. Dans les sous-groupes des éléments IVa – VIIa ‑, à mesure que Z augmente, un affaiblissement de l'activité chimique des éléments est observé. Pour les éléments des sous-groupes b -, la nature du changement d'activité chimique est plus complexe.

La théorie du système périodique a été développée par N. Bohr et d'autres scientifiques dans les années 1920. XXe siècle. et est basé sur un schéma réel pour la formation de configurations électroniques d'atomes (voir Atom). Selon cette théorie, à mesure que Z augmente, le remplissage des couches et sous-couches d'électrons dans les atomes des éléments inclus dans les périodes du tableau périodique se produit dans la séquence suivante :

Sur la base de la théorie du système périodique, la définition suivante de la période peut être donnée : une période est un ensemble d'éléments qui commence par un élément avec une valeur n égale au numéro de période et l = 0 (s - éléments) et se termine par un élément de même valeur n et l = 1 (éléments p) (voir Atome). L'exception est la première période ne contenant que des éléments 1s. De la théorie du système périodique, les nombres d'éléments dans les périodes suivent : 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

Dans le tableau, les symboles des éléments de chaque type (éléments s, p, d et f) sont représentés sur un certain fond de couleur: éléments s - sur rouge, éléments p - sur orange, éléments d - sur bleu, éléments f - sur vert. Chaque cellule contient les numéros de série et les masses atomiques des éléments, ainsi que les configurations électroniques des couches électroniques externes.

De la théorie du système périodique, il s'ensuit que les sous-groupes a comprennent des éléments avec n égal au nombre de la période, et l = 0 et 1. Les sous-groupes b comprennent les éléments dans les atomes desquels les coquilles sont terminées, qui ont été incomplet auparavant. C'est pourquoi les première, deuxième et troisième périodes ne contiennent pas d'éléments de sous-groupes b.

La structure du tableau périodique des éléments est étroitement liée à la structure des atomes des éléments chimiques. Au fur et à mesure que Z grandit, des types similaires de configurations des couches électroniques externes se répètent périodiquement. À savoir, ils déterminent les principales caractéristiques du comportement chimique des éléments. Ces caractéristiques se manifestent de différentes manières pour les éléments des sous-groupes a (éléments s et p), pour les éléments des sous-groupes b (éléments de transition d) et les éléments des familles f - lanthanides et actinides. Les éléments de la première période - hydrogène et hélium - représentent un cas particulier. L'hydrogène est très réactif car son seul électron 1s est facilement scindé. Dans le même temps, la configuration de l'hélium (1s 2) est très stable, ce qui détermine son inactivité chimique.

Pour les éléments des sous-groupes a, les couches électroniques externes des atomes sont remplies (avec n égal au numéro de la période), par conséquent, les propriétés de ces éléments changent sensiblement à mesure que Z augmente. Ainsi, dans la deuxième période, le lithium (configuration 2s) est un métal actif qui perd facilement un seul électron de valence ; le béryllium (2s 2) est également un métal, mais moins actif du fait que ses électrons externes sont plus fermement liés au noyau. De plus, le bore (2s 2 p) a un caractère métallique faiblement exprimé, et tous les éléments ultérieurs de la deuxième période, dans lesquels se produit la construction d'une sous-couche 2p, sont déjà des non-métaux. La configuration à huit électrons de la couche électronique externe du néon (2s 2 p 6) - un gaz inerte - est très forte.

Les propriétés chimiques des éléments de la deuxième période s'expliquent par la tendance de leurs atomes à acquérir la configuration électronique du gaz inerte le plus proche (la configuration de l'hélium - pour les éléments du lithium au carbone ou la configuration du néon - pour les éléments du carbone au fluor). C'est pourquoi, par exemple, l'oxygène ne peut pas présenter l'état d'oxydation le plus élevé égal au numéro de groupe : après tout, il lui est plus facile de réaliser la configuration du néon en acquérant des électrons supplémentaires. La même nature du changement de propriétés se manifeste dans les éléments de la troisième période et dans les éléments s et p de toutes les périodes ultérieures. Dans le même temps, l'affaiblissement de la force de liaison des électrons externes avec le noyau dans les sous-groupes a avec l'augmentation de Z se manifeste dans les propriétés des éléments correspondants. Ainsi, pour les éléments s, il y a une augmentation notable de l'activité chimique avec l'augmentation de Z, et pour les éléments p - une augmentation des propriétés métalliques.

Dans les atomes des éléments d de transition, les couches non terminées plus tôt sont complétées par la valeur du nombre quantique principal n, un de moins que le nombre de période. À quelques exceptions près, la configuration des couches électroniques externes des atomes d'éléments de transition est ns 2. Par conséquent, tous les éléments d sont des métaux, et c'est pourquoi les changements dans les propriétés des éléments d avec l'augmentation de Z ne sont pas aussi marqués que ceux observés dans les éléments s et p. Dans les états d'oxydation supérieurs, les éléments d présentent une certaine similitude avec les éléments p des groupes correspondants du tableau périodique.

Les particularités des propriétés des éléments des triades (sous-groupe VIIIb) s'expliquent par le fait que les sous-coques b sont presque terminées. C'est pourquoi les métaux fer, cobalt, nickel et platine ont tendance à être réticents à donner des composés dans des états d'oxydation plus élevés. Les seules exceptions sont le ruthénium et l'osmium, qui donnent les oxydes RuO 4 et OsO 4. Pour les éléments Ib- et IIb - sous-groupes, le d - sous-coque est en fait complété. Par conséquent, ils présentent des états d'oxydation égaux au numéro de groupe.

Dans les atomes de lanthanides et d'actinides (tous sont des métaux), l'achèvement des couches d'électrons auparavant incomplètes avec la valeur du nombre quantique principal n est inférieur de deux unités au nombre de période. Dans les atomes de ces éléments, la configuration de la couche électronique externe (ns 2) reste inchangée et la troisième couche externe N ‑ est remplie d'électrons 4f . C'est pourquoi les lanthanides sont si similaires.

Pour les actinides, la situation est plus compliquée. Dans les atomes d'éléments avec Z = 90-95, les électrons 6d et 5f peuvent participer à des interactions chimiques. Par conséquent, les actinides ont beaucoup plus d'états d'oxydation. Par exemple, pour le neptunium, le plutonium et l'américium, on connaît des composés dans lesquels ces éléments apparaissent à l'état heptavalent. Seulement dans les éléments, à partir du curium (Z = 96), l'état trivalent devient stable, mais là aussi, il y a quelques particularités. Ainsi, les propriétés des actinides diffèrent significativement de celles des lanthanides, et donc les deux familles ne peuvent pas être considérées comme similaires.

La famille des actinides se termine par un élément avec Z = 103 (lawrencia). Une évaluation des propriétés chimiques du curchatovium (Z = 104) et du nielsborium (Z = 105) montre que ces éléments devraient être analogues à l'hafnium et au tantale, respectivement. Par conséquent, les scientifiques pensent qu'après la famille des actinides dans les atomes, un remplissage systématique de la sous-couche 6d commence. L'évaluation de la nature chimique des éléments avec Z = 106-110 n'a pas été réalisée expérimentalement.

Le nombre fini d'éléments que couvre le système périodique est inconnu. Son problème borne supérieure- c'est peut-être le principal mystère du système périodique. L'élément le plus lourd que l'on trouve dans la nature est le plutonium (Z = 94). La limite atteinte de la fusion nucléaire artificielle est un élément avec le numéro de série 110. La question demeure : sera-t-il possible d'obtenir des éléments avec de grands numéros de série, lesquels et combien ? On ne peut pas encore y répondre de manière définitive.

À l'aide de calculs complexes effectués sur des ordinateurs électroniques, les scientifiques ont tenté de déterminer la structure des atomes et d'évaluer les propriétés les plus importantes des "superéléments", jusqu'à d'énormes numéros de série (Z = 172 et même Z = 184). Les résultats étaient assez inattendus. Par exemple, dans un atome d'un élément avec Z = 121, l'apparence d'un électron 8p est supposée ; c'est après que la formation de la sous-couche 8s a été achevée dans les atomes avec Z = 119 et 120. Mais l'apparition d'électrons p après les électrons s n'est observée que dans les atomes des éléments des deuxième et troisième périodes. Les calculs montrent également que dans les éléments de la huitième période hypothétique, le remplissage des couches d'électrons et des sous-couches d'atomes se produit dans une séquence très complexe et particulière. Par conséquent, l'évaluation des propriétés des éléments correspondants est un problème très difficile. Il semblerait que la huitième période devrait contenir 50 éléments (Z = 119–168), mais, selon les calculs, elle devrait se terminer à l'élément avec Z = 164, soit 4 nombres ordinaux plus tôt. Et il s'avère que la neuvième période "exotique" devrait comprendre 8 éléments. Voici son record « électronique » : 9s 2 8p 4 9p 2. Autrement dit, il ne contiendrait que 8 éléments, comme les deuxième et troisième périodes.

Il est difficile de dire à quel point les calculs effectués à l'aide d'un ordinateur correspondraient à la vérité. Cependant, si elles étaient confirmées, il serait alors nécessaire de réviser sérieusement les lois qui sous-tendent le tableau périodique des éléments et sa structure.

Le tableau périodique a joué et continue de jouer un rôle énorme dans le développement de divers domaines des sciences naturelles. Ce fut la réalisation la plus importante de l'enseignement atomique-moléculaire, qui a contribué à l'émergence du concept moderne d'"élément chimique" et à la clarification des concepts de substances et de composés simples.

Les régularités révélées par le système périodique ont eu un impact significatif sur le développement de la théorie de la structure des atomes, la découverte des isotopes et l'émergence d'idées sur la périodicité nucléaire. Une formulation strictement scientifique du problème de la prévision en chimie est liée au système périodique. Cela s'est manifesté par la prédiction de l'existence et des propriétés d'éléments inconnus et de nouvelles caractéristiques du comportement chimique d'éléments déjà découverts. De nos jours, le système périodique est le fondement de la chimie, principalement inorganique, aidant de manière significative à résoudre le problème de la synthèse chimique de substances aux propriétés prédéterminées, le développement de nouveaux matériaux semi-conducteurs, la sélection de catalyseurs spécifiques pour divers procédés chimiques etc. Et enfin, le tableau périodique est au cœur de l'enseignement de la chimie.

En fait, le physicien allemand Johann Wolfgang Dobereiner a remarqué les particularités du groupement d'éléments dès 1817. À cette époque, les chimistes ne comprenaient pas encore pleinement la nature des atomes, telle que décrite par John Dalton en 1808. Dans son « nouveau système de philosophie chimique », Dalton a expliqué réactions chimiques, en supposant que chaque substance élémentaire consiste en un atome d'un certain type.

Dalton a émis l'hypothèse que les réactions chimiques produisaient de nouvelles substances lorsque des atomes se séparent ou se rejoignent. Il croyait que tout élément se compose exclusivement d'un type d'atome, qui diffère des autres par son poids. Les atomes d'oxygène pesaient huit fois plus que les atomes d'hydrogène. Dalton croyait que les atomes de carbone sont six fois plus lourds que l'hydrogène. Lorsque des éléments se combinent pour créer de nouvelles substances, la quantité de réactifs peut être calculée en fonction de ces poids atomiques.

Dalton s'est trompé sur certaines masses - l'oxygène est en fait 16 fois plus lourd que l'hydrogène, et le carbone est 12 fois plus lourd que l'hydrogène. Mais sa théorie a rendu utile l'idée des atomes, inspirant une révolution en chimie. La mesure précise de la masse atomique est devenue un défi majeur pour les chimistes pour les décennies à venir.

En réfléchissant à ces échelles, Dobereiner a noté que certains ensembles de trois éléments (il les a appelés triades) montrent une connexion intéressante. Le brome, par exemple, avait une masse atomique quelque part entre celle du chlore et de l'iode, et ces trois éléments présentaient tous un comportement chimique similaire. Le lithium, le sodium et le potassium formaient également une triade.

D'autres chimistes ont remarqué des liens entre les masses atomiques et, mais ce n'est que dans les années 1860 que les masses atomiques sont devenues suffisamment bien comprises et mesurées pour développer une compréhension plus profonde. Le chimiste anglais John Newlands a observé que l'arrangement des éléments connus par ordre croissant de masse atomique entraînait une répétition des propriétés chimiques de chaque huitième élément. Il appela ce modèle « la loi des octaves » dans un article de 1865. Mais le modèle de Newlands n'a pas très bien résisté au-delà des deux premières octaves, incitant les critiques à suggérer qu'il range les éléments par ordre alphabétique. Et comme Mendeleev s'en est vite rendu compte, la relation entre les propriétés des éléments et les masses atomiques était un peu plus complexe.

Organisation des éléments chimiques

Mendeleev est né à Tobolsk, en Sibérie, en 1834 et était le dix-septième enfant de ses parents. Il a vécu une vie dynamique, poursuivant divers intérêts et voyageant le long de la route vers des personnes exceptionnelles. Au moment de la réception l'enseignement supérieur v institut pédagogiqueà Saint-Pétersbourg, il a failli mourir d'une grave maladie. Après l'obtention de son diplôme, il a enseigné dans les écoles secondaires (cela était nécessaire pour recevoir un salaire à l'institut), en cours de route en étudiant les mathématiques et les sciences pour une maîtrise.

Il a ensuite travaillé comme enseignant et conférencier (et a écrit des articles scientifiques) jusqu'à ce qu'il reçoive une bourse pour un voyage de recherche prolongé dans les meilleurs laboratoires chimiques d'Europe.

De retour à Saint-Pétersbourg, il s'est retrouvé sans travail, alors il a écrit un excellent manuel dans l'espoir de gagner un gros prix en espèces. En 1862, cela lui vaut le prix Demidov. Il a également travaillé comme éditeur, traducteur et consultant dans divers domaines chimiques. En 1865, il retourna à la recherche, obtint son doctorat et devint professeur à l'Université de Saint-Pétersbourg.

Peu de temps après, Mendeleev a commencé à enseigner la chimie inorganique. Se préparant à maîtriser ce nouveau (pour lui) domaine, il n'était pas satisfait des manuels disponibles. J'ai donc décidé d'écrire le mien. L'organisation du texte exigeait l'organisation des éléments, de sorte que la question de leur meilleur arrangement était constamment dans son esprit.

Au début de 1869, Mendeleev avait fait suffisamment de progrès pour se rendre compte que certains groupes d'éléments similaires présentaient une augmentation régulière des masses atomiques ; d'autres éléments ayant à peu près les mêmes masses atomiques avaient des propriétés similaires. Il s'est avéré que l'ordre des éléments par leur poids atomique était la clé de leur classification.

Le tableau périodique de D. Meneleev.

Selon les propres mots de Mendeleev, il a structuré sa pensée en écrivant chacun des 63 éléments alors connus sur une carte séparée. Puis, grâce à une sorte de jeu de solitaire chimique, il a trouvé le motif qu'il cherchait. En organisant les cartes en colonnes verticales avec des masses atomiques de faible à élevée, il a placé des éléments ayant des propriétés similaires dans chaque rangée horizontale. Le tableau périodique de Mendeleev était né. Il a esquissé un brouillon le 1er mars, l'a envoyé à l'impression et l'a inclus dans son manuel, qui allait bientôt être publié. Il a également rapidement préparé un ouvrage à soumettre à la Société chimique russe.

"Les éléments, classés par la taille de leurs masses atomiques, présentent des propriétés périodiques claires", a écrit Mendeleev dans son ouvrage. "Toutes les comparaisons que j'ai faites m'ont amené à conclure que la taille de la masse atomique détermine la nature des éléments."

Pendant ce temps, le chimiste allemand Lothar Meyer travaillait également à l'organisation des éléments. Il a préparé une table semblable à celle de Mendeleev, peut-être même plus tôt que Mendeleev. Mais Mendeleev a publié son premier.

Cependant, la façon dont Mendeleev a utilisé sa table pour parler des éléments non découverts était bien plus importante que la victoire sur Meyer. En préparant sa table, Mendeleev remarqua que certaines cartes manquaient. Il a dû laisser des espaces vides pour que les éléments connus puissent s'aligner correctement. Au cours de sa vie, trois espaces vides ont été remplis d'éléments jusqu'alors inconnus : le gallium, le scandium et le germanium.

Mendeleev a non seulement prédit l'existence de ces éléments, mais a également correctement décrit leurs propriétés en détail. Le gallium, par exemple, découvert en 1875, avait une masse atomique de 69,9 et une densité six fois celle de l'eau. Mendeleev a prédit cet élément (il l'a nommé ékaaluminium), uniquement pour cette densité et masse atomique 68. Ses prédictions pour l'ékasilicium correspondaient étroitement au germanium (découvert en 1886) en masse atomique (72 prédit, 72,3 en fait) et en densité. Il a également correctement prédit la densité des composés de germanium avec l'oxygène et le chlore.

Le tableau périodique est devenu prophétique. Il semblait qu'à la fin de ce jeu, ce solitaire des éléments se révélera. En même temps, Mendeleev lui-même était passé maître dans l'utilisation de sa propre table.

Les prédictions réussies de Mendeleev lui ont valu le statut légendaire de maître de la magie chimique. Mais aujourd'hui, les historiens se demandent si la découverte des éléments prédits a cimenté la promulgation de sa loi périodique. L'adoption de la loi pourrait être davantage liée à sa capacité à expliquer les liaisons chimiques établies. En tout cas, la précision prédictive de Mendeleev a certainement attiré l'attention sur le bien-fondé de son tableau.

Dans les années 1890, les chimistes ont largement reconnu sa loi comme une étape importante dans la connaissance chimique. En 1900, le futur lauréat du prix Nobel de chimie William Ramsay appela cela « la plus grande généralisation jamais faite en chimie ». Et Mendeleev l'a fait sans comprendre comment.

Carte mathématique

Dans de nombreux cas dans l'histoire de la science, de grandes prédictions basées sur de nouvelles équations se sont avérées correctes. D'une manière ou d'une autre, les mathématiques révèlent des secrets naturels avant que les expérimentateurs ne les découvrent. Un exemple est l'antimatière, un autre est l'expansion de l'univers. Dans le cas de Mendeleev, les prédictions de nouveaux éléments se sont produites sans aucune mathématique créative. Mais en fait, Mendeleev a découvert une carte mathématique profonde de la nature, puisque son tableau reflétait la signification des règles mathématiques régissant l'architecture atomique.

Dans son livre, Mendeleev a noté que « les différences internes dans la matière que les atomes composent » peuvent être responsables des propriétés répétitives périodiques des éléments. Mais il n'a pas adhéré à cette ligne de pensée. En fait, au fil des ans, il a réfléchi à l'importance de la théorie atomique pour sa table.

Mais d'autres ont pu lire le message interne de la table. En 1888, le chimiste allemand Johannes Wieslitzen annonça que la périodicité des propriétés des éléments, ordonnée par masse, indiquait que les atomes étaient composés de groupes réguliers de particules plus petites. Ainsi, dans un sens, le tableau périodique prévoyait (et fournissait des preuves) la structure interne complexe des atomes, alors que personne n'avait la moindre idée de ce à quoi l'atome ressemblait réellement ou s'il avait une structure interne du tout.

Au moment de la mort de Mendeleev en 1907, les scientifiques savaient que les atomes sont divisés en parties : plus un composant chargé positivement qui rend les atomes électriquement neutres. La clé de la façon dont ces pièces s'alignent est venue de la découverte de 1911 lorsque le physicien Ernest Rutherford de l'Université de Manchester en Angleterre a découvert le noyau atomique. Peu de temps après, Henry Moseley, qui a travaillé avec Rutherford, a démontré que la quantité de charge positive dans un noyau (le nombre de protons qu'il contient, ou son « numéro atomique ») détermine l'ordre correct des éléments dans le tableau périodique.

Henri Mosley.

La masse atomique était étroitement liée au numéro atomique de Moseley - suffisamment pour que l'ordre des éléments par masse à quelques endroits seulement diffère de l'ordre par nombre. Mendeleev a insisté sur le fait que ces masses étaient fausses et devaient être re-mesurées, et dans certains cas, il avait raison. Quelques divergences subsistaient, mais le numéro atomique de Moseley s'intégrait parfaitement dans le tableau.

Vers la même époque, le physicien danois Niels Bohr réalisa que la théorie quantique détermine l'arrangement des électrons entourant le noyau, et que les électrons les plus éloignés déterminent Propriétés chimiquesélément.

De tels arrangements d'électrons externes seront périodiquement répétés, expliquant les modèles qui ont été révélés à l'origine par le tableau périodique. Bohr a créé sa propre version de la table en 1922, basée sur des mesures expérimentales des énergies des électrons (avec quelques indices de la loi périodique).

Le tableau de Bohr a ajouté des éléments découverts depuis 1869, mais c'était le même ordre périodique découvert par Mendeleev. Sans la moindre idée, Mendeleev a créé un tableau qui reflète l'architecture atomique, qui a été dictée par la physique quantique.

La nouvelle table Bohr n'était ni la première ni la dernière version du design original de Mendeleev. Des centaines de versions du tableau périodique ont depuis été développées et publiées. La forme moderne - dans une conception horizontale par opposition à la version verticale originale de Mendeleev - ne s'est répandue qu'après la Seconde Guerre mondiale, en grande partie grâce aux travaux du chimiste américain Glenn Seaborg.

Seaborg et ses collègues ont créé synthétiquement plusieurs nouveaux éléments, avec des numéros atomiques après l'uranium, le dernier élément naturel sur la table. Seaborg a vu que ces éléments, transuraniens (plus les trois éléments qui ont précédé l'uranium), nécessitaient une nouvelle ligne dans le tableau, ce que Mendeleev n'avait pas prévu. Le tableau de Seaborg a ajouté une ligne pour ces éléments sous une série similaire de terres rares qui n'avaient pas non plus de place dans le tableau.

Les contributions de Seaborg à la chimie lui ont valu l'honneur de nommer son propre élément, le seborgium numéro 106. C'est l'un des nombreux éléments nommés d'après des scientifiques célèbres. Et sur cette liste, bien sûr, se trouve l'élément 101, découvert par Seaborg et ses collègues en 1955 et nommé Mendelevium - d'après le chimiste qui a gagné une place dans le tableau périodique au-dessus de tous les autres.

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Il existe de nombreuses séquences répétitives dans la nature :

• saisons;
• Heures du jour;
• jours de la semaine…

Au milieu du 19ème siècle, D.I. Mendeleev a remarqué que les propriétés chimiques des éléments ont également une certaine séquence (ils disent que cette idée lui est venue dans un rêve). Le résultat des rêves merveilleux du scientifique était le tableau périodique des éléments chimiques, dans lequel D.I. Mendeleev a classé les éléments chimiques par ordre croissant de masse atomique. Dans le tableau moderne, les éléments chimiques sont classés par ordre croissant du numéro atomique de l'élément (le nombre de protons dans le noyau d'un atome).

Le numéro atomique est indiqué au-dessus du symbole d'un élément chimique, en dessous du symbole se trouve sa masse atomique (la somme des protons et des neutrons). Veuillez noter que la masse atomique de certains éléments n'est pas un nombre entier ! N'oubliez pas les isotopes ! La masse atomique est la moyenne pondérée de tous les isotopes d'un élément présents naturellement dans des conditions naturelles.

Les lanthanides et les actinides sont situés sous le tableau.

Métaux, non-métaux, métalloïdes

Ils sont situés dans le tableau périodique à gauche de la ligne diagonale en escalier, qui commence par le bore (B) et se termine par le polonium (Po) (à l'exception du germanium (Ge) et de l'antimoine (Sb). Il est facile de voir que les métaux occupent la majeure partie du tableau périodique. Propriétés de base des métaux) : solide (sauf pour le mercure); brillant ; bons conducteurs électriques et thermiques ; plastique ; malléable ; cède facilement des électrons.

Les éléments à droite de la diagonale en escalier B-Po sont appelés non-métaux... Les propriétés des non-métaux sont directement opposées à celles des métaux : mauvais conducteurs de chaleur et d'électricité ; fragile; non forgé; non plastique; prennent généralement des électrons.

Métalloïdes

Entre les métaux et les non-métaux sont semi-métaux(métalloïdes). Ils sont caractérisés par les propriétés des métaux et des non-métaux. La principale application dans l'industrie des semi-métaux trouvés dans la production de semi-conducteurs, sans lesquels aucun microcircuit ou microprocesseur moderne n'est inconcevable.

Périodes et groupes

Comme mentionné ci-dessus, le tableau périodique se compose de sept périodes. A chaque période, les numéros atomiques des éléments augmentent de gauche à droite.

Les propriétés des éléments dans les périodes changent séquentiellement : ainsi le sodium (Na) et le magnésium (Mg), qui sont au début de la troisième période, donnent des électrons (Na donne un électron : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg donne deux électrons : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Mais le chlore (Cl), situé en fin de période, prend un élément : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Dans les groupes, par contre, tous les éléments ont les mêmes propriétés. Par exemple, dans le groupe IA (1), tous les éléments du lithium (Li) au francium (Fr) donnent un électron. Et tous les éléments du groupe VIIA (17), prennent un élément.

Certains groupes sont si importants qu'ils ont reçu des noms spéciaux. Ces groupes sont discutés ci-dessous.

Groupe IA (1)... Les atomes des éléments de ce groupe n'ont qu'un seul électron dans la couche électronique externe, ils donnent donc facilement un électron.

Les métaux alcalins les plus importants sont le sodium (Na) et le potassium (K), car ils jouent un rôle important dans le processus de la vie humaine et font partie des sels.

Configurations électroniques :

• 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

Groupe IIA (2)... Les atomes des éléments de ce groupe ont deux électrons dans la couche électronique externe, qui donnent également lors de réactions chimiques. L'élément le plus important est le calcium (Ca) - la base des os et des dents.

Configurations électroniques :

• Être- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Californie- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Groupe VIIA (17)... Les atomes des éléments de ce groupe reçoivent généralement un électron chacun, car sur la couche électronique externe, il y a cinq éléments chacun, et jusqu'à ce que "l'ensemble complet" ne manque qu'un électron.

Les éléments les plus connus de ce groupe : le chlore (Cl) - fait partie du sel et de l'eau de Javel ; l'iode (I) est un élément qui joue un rôle important dans l'activité de la glande thyroïde humaine.

Configuration électronique:

• 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

Groupe VIII (18). Les atomes des éléments de ce groupe ont une couche électronique externe complètement "complète". Par conséquent, ils n'ont pas « besoin » d'accepter des électrons. Et ils "ne veulent pas" les donner. Par conséquent, les éléments de ce groupe sont très "réticents" à entrer dans des réactions chimiques. Pendant longtemps, on a cru qu'ils ne réagissaient pas du tout (d'où le nom "inerte", c'est-à-dire "inactif"). Mais le chimiste Neil Barlett a découvert que certains de ces gaz, dans certaines conditions, peuvent encore réagir avec d'autres éléments.

Configurations électroniques :

• 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

Éléments de Valence en groupes

Il est facile de voir qu'au sein de chaque groupe, les éléments se ressemblent avec leurs électrons de valence (électrons des orbitales s et p situés au niveau d'énergie externe).

Les métaux alcalins ont 1 électron de valence :

• 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

Les métaux alcalino-terreux ont 2 électrons de valence :

• Être- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Californie- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Les halogènes ont 7 électrons de valence :

• 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

Les gaz inertes ont 8 électrons de valence :

• 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

Pour plus d'informations, voir l'article Valence et dans le Tableau des configurations électroniques des atomes d'éléments chimiques par périodes.

Tournons maintenant notre attention vers les éléments situés dans des groupes avec des symboles V... Ils sont situés au centre du tableau périodique et sont appelés métaux de transition.

Une caractéristique distinctive de ces éléments est la présence d'électrons dans les atomes qui remplissent d-orbitales:

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

Séparés de la table principale se trouvent lanthanides et actinides sont les soi-disant métaux de transition internes... Dans les atomes de ces éléments, les électrons remplissent orbitales f:

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. E- 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