86 della tavola periodica. Tavola periodica degli elementi chimici. Organizzazione del sistema periodico

Come usare la tavola periodica? Per un non iniziato, leggere la tavola periodica è come guardare le antiche rune degli elfi per uno gnomo. E la tavola periodica può dire molto sul mondo.

Oltre al fatto che ti servirà nell'esame, è anche semplicemente insostituibile per risolvere un numero enorme di problemi chimici e fisici. Ma come lo leggi? Fortunatamente, oggi chiunque può imparare quest'arte. Questo articolo ti mostrerà come capire la tavola periodica.

La tavola periodica degli elementi chimici (tavola periodica) è una classificazione degli elementi chimici, che stabilisce la dipendenza di varie proprietà degli elementi dalla carica del nucleo atomico.

Storia della creazione di tabelle

Dmitry Ivanovich Mendeleev non era un semplice chimico, se qualcuno la pensa così. Fu chimico, fisico, geologo, metrologo, ecologo, economista, petroliere, aeronauta, costruttore di strumenti e insegnante. Durante la sua vita, lo scienziato è riuscito a condurre molte ricerche fondamentali in vari campi della conoscenza. Ad esempio, è opinione diffusa che sia stato Mendeleev a calcolare la forza ideale della vodka - 40 gradi.

Non sappiamo cosa pensasse Mendeleev della vodka, ma sappiamo per certo che la sua tesi sull'argomento "Discorso sulla combinazione dell'alcol con l'acqua" non aveva nulla a che fare con la vodka e considerava le concentrazioni di alcol da 70 gradi. Con tutti i meriti dello scienziato, la scoperta della legge periodica degli elementi chimici - una delle leggi fondamentali della natura, gli ha portato la più ampia fama.

C'è una leggenda secondo la quale uno scienziato sognava il sistema periodico, dopo di che doveva solo perfezionare l'idea che appariva. Ma, se tutto fosse così semplice.. Questa versione della creazione della tavola periodica, a quanto pare, non è altro che una leggenda. Alla domanda su come è stato aperto il tavolo, lo stesso Dmitry Ivanovich ha risposto: “ Ci penso da forse vent'anni, ma tu pensi: ero seduto e all'improvviso... è fatta".

A metà del diciannovesimo secolo, diversi scienziati tentarono contemporaneamente di ordinare gli elementi chimici conosciuti (erano noti 63 elementi). Ad esempio, nel 1862, Alexander Émile Chancourtua collocò gli elementi lungo una linea elicoidale e notò la ripetizione ciclica delle proprietà chimiche.

Il chimico e musicista John Alexander Newlands propose la sua versione della tavola periodica nel 1866. Un fatto interessante è che lo scienziato ha cercato di trovare un'armonia musicale mistica nella disposizione degli elementi. Tra gli altri tentativi c'era il tentativo di Mendeleev, che fu coronato da successo.

Nel 1869 fu pubblicato il primo schema della tavola e il 1 marzo 1869 è considerato il giorno dell'apertura della legge periodica. L'essenza della scoperta di Mendeleev era che le proprietà degli elementi con un aumento della massa atomica non cambiano in modo monotono, ma periodicamente.

La prima versione della tabella conteneva solo 63 elementi, ma Mendeleev realizzò una serie di soluzioni molto non standard. Quindi, ha indovinato di lasciare spazio nella tabella per elementi ancora sconosciuti e ha anche cambiato le masse atomiche di alcuni elementi. La correttezza fondamentale della legge dedotta da Mendeleev fu confermata molto presto, dopo la scoperta del gallio, dello scandio e del germanio, la cui esistenza era stata prevista dagli scienziati.

Vista moderna della tavola periodica

Di seguito è la tabella stessa

Oggi per ordinare gli elementi, invece del peso atomico (massa atomica), si usa il concetto di numero atomico (il numero di protoni nel nucleo). La tabella contiene 120 elementi, che si trovano da sinistra a destra in ordine crescente di numero atomico (numero di protoni)

Le colonne della tabella sono i cosiddetti gruppi e le righe sono i periodi. Ci sono 18 gruppi e 8 periodi nella tabella.

1. Le proprietà metalliche degli elementi diminuiscono spostandosi lungo il periodo da sinistra a destra e aumentano nella direzione opposta.
2. Le dimensioni degli atomi diminuiscono spostandosi da sinistra a destra lungo i periodi.
3. Quando ci si sposta dall'alto verso il basso nel gruppo, le proprietà metalliche riducenti aumentano.
4. Le proprietà ossidanti e non metalliche aumentano quando ci si sposta lungo il periodo da sinistra a destra.

Cosa possiamo imparare su un elemento dalla tabella? Ad esempio, prendiamo il terzo elemento della tabella, il litio, e consideriamolo in dettaglio.

Prima di tutto, vediamo il simbolo dell'elemento stesso e il suo nome sotto di esso. Nell'angolo in alto a sinistra c'è il numero atomico dell'elemento, nell'ordine in cui l'elemento si trova nella tabella. Il numero atomico, come già accennato, è uguale al numero di protoni nel nucleo. Il numero di protoni positivi è solitamente uguale al numero di elettroni negativi in ​​un atomo (esclusi gli isotopi).

La massa atomica è indicata sotto il numero atomico (in questa versione della tabella). Se arrotondiamo la massa atomica all'intero più vicino, otteniamo il cosiddetto numero di massa. La differenza tra il numero di massa e il numero atomico dà il numero di neutroni nel nucleo. Quindi, il numero di neutroni nel nucleo di elio è due e nel litio - quattro.

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La scoperta della tavola periodica degli elementi chimici da parte di Dmitry Mendeleev nel marzo 1869 fu una vera svolta nella chimica. Lo scienziato russo è riuscito a sistematizzare la conoscenza degli elementi chimici e presentarli sotto forma di un tavolo, che anche ora gli studenti devono studiare nelle lezioni di chimica. La tavola periodica è diventata la base per il rapido sviluppo di questa scienza complessa e interessante e la storia della sua scoperta è avvolta da leggende e miti. Per tutti coloro che sono interessati alla scienza, sarà interessante conoscere la verità su come Mendeleev ha scoperto la tavola degli elementi periodici.

Storia della tavola periodica: come tutto ebbe inizio

I tentativi di classificare e sistematizzare gli elementi chimici conosciuti furono fatti molto prima di Dmitry Mendeleev. Scienziati famosi come Debereiner, Newlands, Meyer e altri hanno proposto i loro sistemi di elementi. Tuttavia, a causa della mancanza di dati sugli elementi chimici e sulle loro corrette masse atomiche, i sistemi proposti non erano del tutto affidabili.

La storia della scoperta della tavola periodica inizia nel 1869, quando uno scienziato russo in una riunione della Società chimica russa parlò ai suoi colleghi della sua scoperta. Nella tabella proposta dallo scienziato, gli elementi chimici erano disposti in base alle loro proprietà, fornite dal valore del loro peso molecolare.

Una caratteristica interessante della tavola periodica era la presenza di celle vuote, che in futuro venivano riempite con elementi chimici aperti previsti dagli scienziati (germanio, gallio, scandio). Dalla scoperta della tavola periodica, è stata integrata e corretta molte volte. Insieme al chimico scozzese William Ramzai Mendeleev ha aggiunto al tavolo un gruppo di gas inerti (gruppo zero).

In futuro, la storia della tavola periodica di Mendeleev era direttamente correlata alle scoperte in un'altra scienza: la fisica. Il lavoro sulla tabella degli elementi periodici continua fino ad oggi e gli scienziati moderni aggiungono nuovi elementi chimici man mano che vengono scoperti. Il valore del sistema periodico di Dmitry Mendeleev è difficile da sopravvalutare, perché grazie ad esso:

• La conoscenza delle proprietà degli elementi chimici già scoperti è stata sistematizzata;
• Ora è possibile prevedere la scoperta di nuovi elementi chimici;
• Cominciarono a svilupparsi rami della fisica come la fisica dell'atomo e la fisica del nucleo;

Esistono molte opzioni per rappresentare gli elementi chimici secondo la legge periodica, ma l'opzione più famosa e diffusa è la tavola periodica che è familiare a tutti.

Miti e fatti sulla creazione della tavola periodica

L'idea sbagliata più comune nella storia della scoperta della tavola periodica è che uno scienziato l'abbia vista in sogno. In effetti, lo stesso Dmitry Mendeleev ha confutato questo mito e ha affermato di aver pensato alla legge periodica per molti anni. Per sistematizzare gli elementi chimici, ha scritto ciascuno di essi su una carta separata e li ha combinati ripetutamente tra loro, disponendoli in file a seconda delle loro proprietà simili.

Il mito del sogno "profetico" dello scienziato può essere spiegato dal fatto che Mendeleev ha lavorato alla sistematizzazione degli elementi chimici per giorni interi, interrompendosi per un breve sonno. Tuttavia, solo il duro lavoro e il talento naturale dello scienziato hanno dato il risultato tanto atteso e hanno assicurato la fama mondiale a Dmitry Mendeleev.

Molti studenti a scuola, e talvolta all'università, sono costretti a imparare o almeno a navigare approssimativamente nella tavola periodica. Per questo, una persona non deve solo avere una buona memoria, ma anche pensare in modo logico, collegando gli elementi in gruppi e classi separati. Studiare la tabella è più facile per quelle persone che mantengono costantemente il loro cervello in buona forma seguendo corsi di formazione su BrainApps.

Tavola periodica: un insieme ordinato di elementi chimici, la loro classificazione naturale, che è un'espressione grafica (tabellare) della legge periodica degli elementi chimici. La sua struttura, per molti aspetti simile a quella moderna, fu sviluppata da DI Mendeleev sulla base della legge periodica nel 1869-1871.

Il prototipo del sistema periodico era "Esperienza di un sistema di elementi basato sul loro peso atomico e somiglianza chimica", compilato da D.I. e periodi degli elementi. Di conseguenza, la struttura del sistema periodico ha acquisito contorni in gran parte moderni.

Il concetto del posto di un elemento nel sistema, determinato dai numeri del gruppo e dal periodo, divenne importante per la sua evoluzione. Sulla base di questo concetto, Mendeleev è giunto alla conclusione che è necessario modificare le masse atomiche di alcuni elementi: uranio, indio, cerio e i suoi satelliti. Questa è stata la prima applicazione pratica della tavola periodica. Mendeleev fu anche il primo a prevedere l'esistenza e le proprietà di diversi elementi sconosciuti. Lo scienziato ha descritto in dettaglio le proprietà più importanti di ekaaluminium (futuro gallio), ekabor (scandio) ed ekasilicon (germanio). Inoltre, predisse l'esistenza di analoghi del manganese (futuro tecnezio e renio), tellurio (polonio), iodio (astato), cesio (Francia), bario (radio), tantalio (protattinio). Le previsioni dello scienziato riguardo a questi elementi erano di natura generale, poiché questi elementi si trovavano in aree poco studiate del sistema periodico.

Le prime versioni della tavola periodica erano per molti versi solo una generalizzazione empirica. Dopotutto, il significato fisico della legge periodica non era chiaro, non c'era alcuna spiegazione delle ragioni del cambiamento periodico delle proprietà degli elementi a seconda dell'aumento delle masse atomiche. A questo proposito, molti problemi sono rimasti irrisolti. Ci sono confini della tavola periodica? È possibile determinare il numero esatto di articoli esistenti? La struttura del sesto periodo è rimasta poco chiara: qual è la quantità esatta di elementi delle terre rare? Non si sa se ci siano ancora elementi tra idrogeno e litio, qual è la struttura del primo periodo. Pertanto, fino alla fondatezza fisica della legge periodica e allo sviluppo della teoria del sistema periodico, sono sorte più di una volta serie difficoltà. La scoperta nel 1894-1898 fu inaspettata. cinque gas inerti che sembravano non avere posto nella tavola periodica. Questa difficoltà è stata eliminata grazie all'idea di includere un gruppo zero indipendente nella struttura della tavola periodica. Scoperta di massa di radioelementi a cavallo tra il XIX e il XX secolo. (nel 1910 il loro numero era di circa 40) ha portato a una netta contraddizione tra la necessità del loro posizionamento nella tavola periodica e la sua struttura consolidata. C'erano solo 7 posti vacanti per loro nel sesto e nel settimo periodo. Questo problema è stato risolto a seguito della definizione delle regole di spostamento e della scoperta degli isotopi.

Uno dei motivi principali dell'impossibilità di spiegare il significato fisico della legge periodica e la struttura del sistema periodico era che non si sapeva come fosse strutturato l'atomo (vedi Atomo). La pietra miliare più importante nello sviluppo del sistema periodico è stata la creazione del modello atomico di E. Rutherford (1911). Sulla base di ciò, lo scienziato olandese A. Van den Bruck (1913) ha suggerito che il numero ordinale di un elemento nel sistema periodico è numericamente uguale alla carica del nucleo del suo atomo (Z). Ciò è stato confermato sperimentalmente dallo scienziato inglese G. Moseley (1913). La legge periodica ha ricevuto una giustificazione fisica: la periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi ha iniziato a essere considerata in base a Z - la carica del nucleo di un atomo di un elemento, e non sulla massa atomica (vedi. La legge periodica di elementi chimici).

Di conseguenza, la struttura della tavola periodica è stata notevolmente rafforzata. Il limite inferiore del sistema è stato determinato. Questo è l'idrogeno - un elemento con un minimo Z = 1. È diventato possibile stimare con precisione il numero di elementi tra idrogeno e uranio. Sono stati identificati "lacune" nel sistema periodico, corrispondenti a elementi sconosciuti con Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tuttavia, le domande sull'esatta quantità di elementi delle terre rare sono rimaste poco chiare e, soprattutto, le ragioni per la periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi non è stata rivelata a seconda di Z.

Sulla base della struttura esistente del sistema periodico e dei risultati dello studio degli spettri atomici, lo scienziato danese N. Bohr nel 1918-1921. ha sviluppato idee sulla sequenza di costruzione di gusci elettronici e subshell negli atomi. Lo scienziato è giunto alla conclusione che tipi simili di configurazioni elettroniche dei gusci esterni degli atomi vengono periodicamente ripetuti. Pertanto, è stato dimostrato che la periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi chimici è spiegata dall'esistenza di periodicità nella costruzione di gusci di elettroni e subshell di atomi.

La tavola periodica copre oltre 100 elementi. Di questi, tutti gli elementi transuranici (Z = 93-110), nonché gli elementi con Z = 43 (tecnezio), 61 (promezio), 85 (astato), 87 (francio) sono stati ottenuti artificialmente. Nel corso dell'intera storia dell'esistenza del sistema periodico, un numero molto elevato (> 500) di varianti della sua immagine grafica, principalmente sotto forma di tabelle, nonché sotto forma di varie forme geometriche (spaziali e planari), curve analitiche (spirali, ecc.), ecc. Le più diffuse sono le forme corte, semilunghe, lunghe e a scala di tabelle. Attualmente si preferisce la forma breve.

Il principio fondamentale della costruzione del sistema periodico è la sua divisione in gruppi e periodi. Il concetto di Mendeleev della serie di elementi non viene utilizzato oggi, poiché privo di significato fisico. I gruppi, a loro volta, sono suddivisi in sottogruppi principali (a) e secondari (b). Ogni sottogruppo contiene elementi - analoghi chimici. Gli elementi dei sottogruppi a e b nella maggior parte dei gruppi mostrano anche una certa somiglianza tra loro, principalmente negli stati di ossidazione più elevati, che, di regola, sono uguali al numero del gruppo. Un punto è un insieme di elementi che inizia con un metallo alcalino e termina con un gas inerte (un caso particolare è il primo punto). Ogni periodo contiene un numero rigorosamente definito di elementi. Il sistema periodico è composto da otto gruppi e sette periodi, con il settimo periodo non ancora completo.

Peculiarità il primo periodo sta nel fatto che contiene solo 2 elementi gassosi in forma libera: idrogeno ed elio. Il posto dell'idrogeno nel sistema è ambiguo. Poiché presenta proprietà in comune con i metalli alcalini e con gli alogeni, si colloca o nel sottogruppo 1a o Vlla, o entrambi contemporaneamente, racchiudendo un simbolo tra parentesi in uno dei sottogruppi. L'elio è il primo rappresentante del sottogruppo VIIIa. Per molto tempo, l'elio e tutti i gas inerti sono stati isolati in un gruppo zero indipendente. Questa disposizione ha richiesto una revisione dopo la sintesi di composti chimici di krypton, xeno e radon. Di conseguenza, i gas inerti e gli elementi del precedente gruppo VIII (ferro, cobalto, nichel e platino) sono stati combinati in un unico gruppo.

Secondo il periodo contiene 8 elementi. Si parte dal metallo alcalino litio, il cui unico stato di ossidazione è +1. Segue il berillio (metallo, stato di ossidazione +2). Il boro mostra già un carattere metallico debolmente pronunciato ed è un non metallo (stato di ossidazione +3). Il carbonio accanto al boro è un tipico non metallo che presenta stati di ossidazione sia +4 che -4. Azoto, ossigeno, fluoro e neon sono tutti non metalli e l'azoto ha il più alto stato di ossidazione +5 corrispondente al numero del gruppo. L'ossigeno e il fluoro sono tra i non metalli più attivi. Il neon a gas inerte completa il periodo.

Terzo periodo (sodio - argon) contiene anche 8 elementi. La natura del cambiamento nelle loro proprietà è per molti aspetti simile a quella osservata per gli elementi del secondo periodo. Ma qui c'è anche una certa specificità. Pertanto, il magnesio, in contrasto con il berillio, è più metallico, così come l'alluminio rispetto al boro. Silicio, fosforo, zolfo, cloro, argon sono tutti tipici non metalli. E tutti, ad eccezione dell'argon, mostrano i più alti stati di ossidazione pari al numero di gruppo.

Come si vede, in entrambi i periodi, all'aumentare di Z, si ha un netto indebolimento delle proprietà metalliche e un rafforzamento delle proprietà non metalliche degli elementi. DI Mendeleev ha chiamato gli elementi del secondo e del terzo periodo (nelle sue parole, piccoli) tipici. Gli elementi di piccoli periodi sono tra i più comuni in natura. Il carbonio, l'azoto e l'ossigeno (insieme all'idrogeno) sono organogeni, cioè gli elementi principali della materia organica.

Tutti gli elementi del primo - terzo periodo sono posti in a-sottogruppi.

Il quarto periodo (potassio - krypton) contiene 18 elementi. Secondo Mendeleev, questo è il primo grande periodo. Il metallo alcalino potassio e il metallo alcalino-terroso calcio sono seguiti da una serie di elementi costituiti da 10 cosiddetti metalli di transizione (scandio - zinco). Tutti loro appartengono a b-sottogruppi. La maggior parte dei metalli di transizione presenta stati di ossidazione più elevati pari al numero di gruppo, ad eccezione di ferro, cobalto e nichel. Gli elementi dal gallio al cripto appartengono ai sottogruppi a. Un certo numero di composti chimici sono noti per il krypton.

Quinto il periodo (rubidio - xeno) è simile nella struttura al quarto. Contiene anche un inserto di 10 metalli di transizione (ittrio-cadmio). Gli elementi di questo periodo hanno le loro caratteristiche. Nella triade rutenio - rodio - palladio, per il rutenio, sono noti composti dove presenta uno stato di ossidazione di +8. Tutti gli elementi di a - sottogruppi mostrano i più alti stati di ossidazione pari al numero del gruppo. Le caratteristiche del cambiamento nelle proprietà degli elementi del quarto e del quinto periodo all'aumentare di Z sono più complesse rispetto al secondo e al terzo periodo.

Sesto il periodo (cesio - radon) comprende 32 elementi. In questo periodo, oltre a 10 metalli di transizione (lantanio, afnio - mercurio), c'è anche una serie di 14 lantanidi - dal cerio al lutezio. Gli elementi dal cerio al lutezio sono chimicamente molto simili e su questa base sono stati a lungo inclusi nella famiglia degli elementi delle terre rare. Nella forma abbreviata della tavola periodica, nella cella del lantanio sono inclusi un certo numero di lantanidi e la decodifica di questa serie è riportata nella parte inferiore della tabella (vedi Lantanidi).

Qual è la specificità degli elementi del sesto periodo? Nella triade osmio - iridio - platino, lo stato di ossidazione di +8 è noto per l'osmio. L'astato ha un carattere metallico piuttosto pronunciato. Il radon è il più reattivo di tutti i gas inerti. Sfortunatamente, a causa del fatto che è altamente radioattivo, la sua chimica è poco conosciuta (vedi Elementi radioattivi).

Settimo il periodo parte dalla Francia. Come il sesto, dovrebbe contenere anche 32 elementi, ma ne sono noti 24. Francio e radio sono rispettivamente elementi dei sottogruppi Ia e IIa, gli anemoni appartengono al sottogruppo IIIb. Segue la famiglia degli attinidi, che comprende elementi dal torio al laurenzio e si trova in modo simile ai lantanidi. Una spiegazione di questa riga di elementi è fornita anche in fondo alla tabella.

Ora vediamo come cambiano le proprietà degli elementi chimici in sottogruppi il sistema periodico. La principale regolarità di questo cambiamento risiede nel rafforzamento del carattere metallico degli elementi con la crescita di Z. Questa regolarità si manifesta particolarmente chiaramente nei sottogruppi IIIa - VIIa. Per i metalli dei sottogruppi Ia - IIIa - si osserva un aumento dell'attività chimica. Negli elementi IVa – VIIa – sottogruppi, all'aumentare di Z si osserva un indebolimento dell'attività chimica degli elementi. Per gli elementi dei sottogruppi b, la natura del cambiamento nell'attività chimica è più complessa.

La teoria del sistema periodico è stata sviluppata da N. Bohr e altri scienziati negli anni '20. XX secolo. e si basa su uno schema reale per la formazione di configurazioni elettroniche di atomi (vedi Atom). Secondo questa teoria, all'aumentare di Z, il riempimento dei gusci e dei sottogusci elettronici negli atomi degli elementi inclusi nei periodi della tavola periodica avviene nella seguente sequenza:

Sulla base della teoria del sistema periodico, si può dare la seguente definizione di periodo: un periodo è un insieme di elementi che inizia con un elemento con un valore n uguale al numero del periodo e l = 0 (s - elementi) e termina con un elemento con lo stesso valore n e l = 1 (p-elementi) (vedi Atom). L'eccezione è il primo punto che contiene solo 1s - elementi. Dalla teoria del sistema periodico, seguono i numeri degli elementi nei periodi: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

Nella tabella, i simboli degli elementi di ciascun tipo (elementi s, p, d e f) sono raffigurati su un determinato colore di sfondo: elementi s - su rosso, elementi p - su arancione, elementi d - su blu, elementi f - su verde. Ogni cella contiene i numeri di serie e le masse atomiche degli elementi, nonché le configurazioni elettroniche dei gusci elettronici esterni.

Dalla teoria del sistema periodico segue che i sottogruppi a includono elementi con n uguale al numero del periodo, e l = 0 e 1. I sottogruppi b includono quegli elementi nei cui atomi sono completati i gusci, che erano precedentemente incompleto. Ecco perché il primo, il secondo e il terzo periodo non contengono elementi di b-sottogruppi.

La struttura della tavola periodica degli elementi è strettamente correlata alla struttura degli atomi degli elementi chimici. Man mano che Z cresce, vengono periodicamente ripetuti tipi simili di configurazioni dei gusci elettronici esterni. Vale a dire, determinano le caratteristiche principali del comportamento chimico degli elementi. Queste caratteristiche si manifestano in modi diversi per elementi di a - sottogruppi (s - e p - elementi), per elementi di b - sottogruppi (transizione d - elementi) ed elementi di f - famiglie - lantanidi e attinidi. Gli elementi del primo periodo - idrogeno ed elio - rappresentano un caso speciale. L'idrogeno è altamente reattivo perché il suo unico elettrone 1s viene facilmente scisso. Allo stesso tempo, la configurazione dell'elio (1s 2) è molto stabile, il che ne determina l'inattività chimica.

Per gli elementi dei sottogruppi a, i gusci elettronici esterni degli atomi sono pieni (con n uguale al numero del periodo), quindi le proprietà di questi elementi cambiano notevolmente con l'aumentare di Z. Quindi, nel secondo periodo, il litio (configurazione 2s ) è un metallo attivo che perde facilmente un singolo elettrone di valenza ; anche il berillio (2s 2) è un metallo, ma meno attivo a causa del fatto che i suoi elettroni esterni sono più saldamente legati al nucleo. Inoltre, il boro (2s 2 p) ha un carattere metallico debolmente espresso e tutti gli elementi successivi del secondo periodo, in cui si verifica la costruzione di un 2p-subshell, sono già non metalli. La configurazione a otto elettroni del guscio elettronico esterno del neon (2s 2 p 6) - un gas inerte - è molto forte.

Le proprietà chimiche degli elementi del secondo periodo sono spiegate dalla tendenza dei loro atomi ad acquisire la configurazione elettronica del gas inerte più vicino (la configurazione dell'elio - per gli elementi dal litio al carbonio o la configurazione del neon - per gli elementi dal carbonio al fluoro). Ecco perché, ad esempio, l'ossigeno non può presentare il più alto stato di ossidazione pari al numero di gruppo: dopotutto, è più facile che raggiunga la configurazione del neon acquisendo elettroni aggiuntivi. La stessa natura del cambiamento di proprietà si manifesta negli elementi del terzo periodo e negli elementi s e p di tutti i periodi successivi. Allo stesso tempo, l'indebolimento della forza di legame degli elettroni esterni con il nucleo nei sottogruppi a con Z crescente si manifesta nelle proprietà degli elementi corrispondenti. Quindi, per gli elementi s c'è un notevole aumento dell'attività chimica con l'aumento di Z e per gli elementi p - un aumento delle proprietà metalliche.

Negli atomi degli elementi di transizione d, i gusci non completati in precedenza sono completati con il valore del numero quantico principale n, uno in meno del numero del periodo. Con alcune eccezioni, la configurazione dei gusci elettronici esterni degli atomi degli elementi di transizione è ns 2. Pertanto, tutti gli elementi d sono metalli, ed è per questo che i cambiamenti nelle proprietà degli elementi d con Z crescente non sono così netti come osservati negli elementi s e p. Negli stati di ossidazione più elevati, gli elementi d mostrano una certa somiglianza con gli elementi p dei gruppi corrispondenti della tavola periodica.

Le peculiarità delle proprietà degli elementi delle triadi (VIIIb-sottogruppo) sono spiegate dal fatto che le b-subshell sono vicine al completamento. Questo è il motivo per cui i metalli ferro, cobalto, nichel e platino tendono ad essere riluttanti a dare composti in stati di ossidazione più elevati. Le uniche eccezioni sono il rutenio e l'osmio, che danno gli ossidi RuO 4 e OsO 4. Per gli elementi Ib- e IIb - sottogruppi d - la subshell è effettivamente completata. Pertanto, mostrano stati di ossidazione uguali al numero di gruppo.

Negli atomi di lantanidi e attinidi (tutti sono metalli), il completamento di gusci elettronici precedentemente incompleti con il valore del numero quantico principale n è di due unità inferiore al numero del periodo. Negli atomi di questi elementi, la configurazione del guscio elettronico esterno (ns 2) rimane invariata e il terzo guscio N esterno è riempito con 4f - elettroni. Questo è il motivo per cui i lantanidi sono così simili.

Per gli attinidi la situazione è più complicata. Negli atomi di elementi con Z = 90-95, gli elettroni 6d e 5f possono prendere parte alle interazioni chimiche. Pertanto, gli attinidi hanno molti più stati di ossidazione. Ad esempio, per nettunio, plutonio e americio sono noti composti in cui questi elementi appaiono in uno stato eptavalente. Solo negli elementi, a partire da curium (Z = 96), lo stato trivalente diventa stabile, ma anche qui ci sono delle peculiarità. Pertanto, le proprietà degli attinidi differiscono significativamente da quelle dei lantanidi, e quindi entrambe le famiglie non possono essere considerate simili.

La famiglia degli attinidi termina con un elemento con Z = 103 (lawrencia). Una valutazione delle proprietà chimiche del curchatovium (Z = 104) e del nielsborio (Z = 105) mostra che questi elementi dovrebbero essere analoghi rispettivamente all'afnio e al tantalio. Pertanto, gli scienziati ritengono che dopo la famiglia degli attinidi negli atomi, inizi un riempimento sistematico del sottoguscio 6d. La valutazione della natura chimica degli elementi con Z = 106-110 non è stata effettuata sperimentalmente.

Il numero finito di elementi coperti dal sistema periodico è sconosciuto. il suo problema limite superiore- questo è, forse, il mistero principale del sistema periodico. L'elemento più pesante presente in natura è il plutonio (Z = 94). Il limite raggiunto della fusione nucleare artificiale è un elemento con numero di serie 110. La domanda rimane: sarà possibile ottenere elementi con numeri di serie grandi, quali e quanti? Non si può ancora rispondere in modo definitivo.

Con l'aiuto di calcoli complessi eseguiti su computer elettronici, gli scienziati hanno cercato di determinare la struttura degli atomi e valutare le proprietà più importanti dei "superelementi", fino a enormi numeri di serie (Z = 172 e persino Z = 184). I risultati ottenuti sono stati del tutto inaspettati. Ad esempio, in un atomo di un elemento con Z = 121, si assume l'aspetto di un elettrone 8p; questo dopo che la formazione del sottoguscio 8s è stata completata negli atomi con Z = 119 e 120. Ma l'apparizione degli elettroni p dopo gli elettroni s si osserva solo negli atomi degli elementi del secondo e del terzo periodo. I calcoli mostrano anche che negli elementi dell'ipotetico ottavo periodo, il riempimento dei gusci elettronici e dei sottogusci degli atomi avviene in una sequenza molto complessa e peculiare. Pertanto, valutare le proprietà degli elementi corrispondenti è un problema molto difficile. Sembrerebbe che l'ottavo periodo dovrebbe contenere 50 elementi (Z = 119-168), ma, secondo i calcoli, dovrebbe terminare all'elemento con Z = 164, cioè 4 numeri ordinali prima. E il nono periodo "esotico", si scopre, dovrebbe consistere di 8 elementi. Ecco il suo record "elettronico": 9s 2 8p 4 9p 2. In altre parole, conterrebbe solo 8 elementi, come il secondo e il terzo periodo.

È difficile dire quanto i calcoli fatti con l'aiuto di un computer corrisponderebbero alla verità. Tuttavia, se fossero confermate, sarebbe necessario rivedere seriamente le leggi alla base della tavola periodica degli elementi e della sua struttura.

La tavola periodica ha svolto e continua a svolgere un ruolo enorme nello sviluppo di varie aree delle scienze naturali. Fu il risultato più importante dell'insegnamento atomico-molecolare, contribuì all'emergere del moderno concetto di "elemento chimico" e al chiarimento dei concetti di sostanze e composti semplici.

Le regolarità rivelate dal sistema periodico hanno avuto un impatto significativo sullo sviluppo della teoria della struttura degli atomi, sulla scoperta degli isotopi e sull'emergere di idee sulla periodicità nucleare. Al sistema periodico è connessa una formulazione strettamente scientifica del problema della previsione in chimica. Ciò si è manifestato nella previsione dell'esistenza e delle proprietà di elementi sconosciuti e in nuove caratteristiche del comportamento chimico di elementi già scoperti. Al giorno d'oggi, il sistema periodico è il fondamento della chimica, principalmente inorganica, contribuendo in modo significativo a risolvere il problema della sintesi chimica di sostanze con proprietà predeterminate, lo sviluppo di nuovi materiali semiconduttori, la selezione di catalizzatori specifici per vari processi chimici ecc. E infine, la tavola periodica è al centro dell'insegnamento della chimica.

Infatti, il fisico tedesco Johann Wolfgang Dobereiner notò le peculiarità del raggruppamento di elementi già nel 1817. A quei tempi, i chimici non comprendevano ancora appieno la natura degli atomi descritta da John Dalton nel 1808. Nel suo "nuovo sistema di filosofia chimica", ha spiegato Dalton reazioni chimiche, assumendo che ogni sostanza elementare sia costituita da un atomo di un certo tipo.

Dalton ha teorizzato che le reazioni chimiche producono nuove sostanze quando gli atomi si separano o si uniscono. Credeva che ogni elemento fosse costituito esclusivamente da un tipo di atomo, che differisce dagli altri per peso. Gli atomi di ossigeno pesavano otto volte di più degli atomi di idrogeno. Dalton credeva che gli atomi di carbonio fossero sei volte più pesanti dell'idrogeno. Quando gli elementi si combinano per creare nuove sostanze, la quantità di reagenti può essere calcolata in base a questi pesi atomici.

Dalton si sbagliava su alcune masse: l'ossigeno è in realtà 16 volte più pesante dell'idrogeno e il carbonio è 12 volte più pesante dell'idrogeno. Ma la sua teoria rese utile l'idea degli atomi, ispirando una rivoluzione nella chimica. La misurazione accurata della massa atomica è diventata una delle principali sfide per i chimici per i decenni a venire.

Riflettendo su queste scale, Dobereiner ha notato che alcuni insiemi di tre elementi (li chiamava triadi) mostrano una connessione interessante. Il bromo, per esempio, aveva una massa atomica da qualche parte tra quella del cloro e dello iodio, e questi tre elementi mostravano tutti un comportamento chimico simile. Litio, sodio e potassio erano anche una triade.

Altri chimici hanno notato connessioni tra le masse atomiche e, ma non è stato fino al 1860 che le masse atomiche sono state comprese e misurate abbastanza bene da sviluppare una comprensione più profonda. Il chimico inglese John Newlands osservò che la disposizione degli elementi noti in ordine di massa atomica crescente portava a una ripetizione delle proprietà chimiche di ogni ottavo elemento. Ha chiamato questo modello "la legge delle ottave" in un articolo del 1865. Ma il modello di Newlands non reggeva molto oltre le prime due ottave, spingendo i critici a suggerire di disporre gli elementi in ordine alfabetico. E come Mendeleev si rese presto conto, la relazione tra le proprietà degli elementi e le masse atomiche era un po' più complessa.

Organizzazione degli elementi chimici

Mendeleev nacque a Tobolsk, in Siberia, nel 1834 ed era il diciassettesimo figlio dei suoi genitori. Ha vissuto una vita vibrante, perseguendo vari interessi e viaggiando lungo la strada verso persone eccezionali. Al momento della ricezione istruzione superiore v istituto pedagogico a San Pietroburgo, è quasi morto di una grave malattia. Dopo la laurea, ha insegnato nelle scuole secondarie (questo era necessario per ricevere uno stipendio all'istituto), studiando matematica e scienze per un master.

Ha poi lavorato come insegnante e conferenziere (e scritto articoli scientifici) fino a quando non ha ricevuto una borsa di studio per un lungo tour di ricerca nei migliori laboratori chimici d'Europa.

Tornato a San Pietroburgo, si ritrovò senza lavoro, così scrisse un eccellente manuale nella speranza di vincere un grosso premio in denaro. Nel 1862, questo gli valse il Premio Demidov. Ha anche lavorato come redattore, traduttore e consulente in vari campi della chimica. Nel 1865 tornò alla ricerca, conseguì il dottorato di ricerca e divenne professore all'Università di San Pietroburgo.

Poco dopo, Mendeleev iniziò a insegnare chimica inorganica. Preparandosi a padroneggiare questo nuovo (per lui) campo, non era soddisfatto dei libri di testo disponibili. Così ho deciso di scrivere il mio. L'organizzazione del testo richiedeva l'organizzazione degli elementi, quindi la questione della loro migliore disposizione era costantemente nella sua mente.

All'inizio del 1869, Mendeleev aveva fatto abbastanza progressi da rendersi conto che alcuni gruppi di elementi simili mostravano un aumento regolare delle masse atomiche; altri elementi con approssimativamente le stesse masse atomiche avevano proprietà simili. Si è scoperto che ordinare gli elementi in base al loro peso atomico era la chiave della loro classificazione.

La tavola periodica di D. Meneleev.

Nelle stesse parole di Mendeleev, ha strutturato il suo pensiero scrivendo ciascuno dei 63 elementi allora conosciuti su una carta separata. Poi, attraverso una sorta di solitario chimico, ha trovato lo schema che cercava. Disponendo le carte in colonne verticali con masse atomiche dal basso verso l'alto, collocò elementi con proprietà simili in ogni riga orizzontale. Nasce la tavola periodica di Mendeleev. Ha abbozzato una bozza il 1 marzo, l'ha mandata in stampa e l'ha inclusa nel suo libro di testo, che sarebbe stato presto pubblicato. Ha anche preparato rapidamente un lavoro da presentare alla Russian Chemical Society.

"Gli elementi, ordinati in base alle dimensioni delle loro masse atomiche, mostrano chiare proprietà periodiche", ha scritto Mendeleev nel suo lavoro. "Tutti i confronti che ho fatto mi hanno portato a concludere che la dimensione della massa atomica determina la natura degli elementi".

Nel frattempo, anche il chimico tedesco Lothar Meyer stava lavorando all'organizzazione degli elementi. Ha preparato una tavola simile a quella di Mendeleev, forse anche prima di Mendeleev. Ma Mendeleev ha pubblicato il suo primo.

Tuttavia, molto più importante della vittoria su Meyer è stato il modo in cui Mendeleev ha usato il suo tavolo per sfruttare gli elementi sconosciuti. Nel preparare il suo tavolo, Mendeleev si accorse che mancavano alcune carte. Doveva lasciare spazi vuoti in modo che gli elementi conosciuti potessero allinearsi correttamente. Durante la sua vita, tre spazi vuoti furono riempiti con elementi precedentemente sconosciuti: gallio, scandio e germanio.

Mendeleev non solo predisse l'esistenza di questi elementi, ma descrisse anche correttamente le loro proprietà in dettaglio. Il gallio, per esempio, scoperto nel 1875, aveva una massa atomica di 69,9 e una densità sei volte quella dell'acqua. Mendeleev predisse questo elemento (lo chiamò ekaaluminium), solo per questa densità e massa atomica 68. Le sue previsioni per l'ekasilicon corrispondevano strettamente al germanio (scoperto nel 1886) in massa atomica (72 previsti, 72,3 in effetti) e densità. Ha anche previsto correttamente la densità dei composti di germanio con ossigeno e cloro.

La tavola periodica è diventata profetica. Sembrava che alla fine di questo gioco questo solitario degli elementi si sarebbe rivelato. Allo stesso tempo, lo stesso Mendeleev era un maestro nell'usare il proprio tavolo.

Le previsioni di successo di Mendeleev gli valsero lo status leggendario di maestro della magia chimica. Ma oggi gli storici discutono se la scoperta degli elementi previsti abbia cementato l'emanazione della sua legge periodica. L'adozione della legge potrebbe essere più correlata alla sua capacità di spiegare i legami chimici stabiliti. In ogni caso, l'accuratezza predittiva di Mendeleev ha sicuramente attirato l'attenzione sui meriti del suo tavolo.

Entro il 1890, i chimici riconobbero ampiamente la sua legge come una pietra miliare nella conoscenza chimica. Nel 1900, il futuro premio Nobel per la chimica William Ramsay la definì "la più grande generalizzazione mai fatta in chimica". E Mendeleev lo ha fatto senza capire come.

Mappa matematica

In molti casi nella storia della scienza, grandi previsioni basate su nuove equazioni si sono rivelate corrette. In qualche modo, la matematica sta rivelando alcuni segreti naturali prima che gli sperimentatori li scoprano. Un esempio è l'antimateria, un altro è l'espansione dell'universo. Nel caso di Mendeleev, le previsioni di nuovi elementi avvenivano senza alcuna matematica creativa. Ma in realtà, Mendeleev ha scoperto una profonda mappa matematica della natura, poiché la sua tabella rifletteva il significato delle regole matematiche che governano l'architettura atomica.

Nel suo libro, Mendeleev ha osservato che "le differenze interne nella materia che costituiscono gli atomi" possono essere responsabili delle proprietà degli elementi che si ripetono periodicamente. Ma non aderì a questa linea di pensiero. In effetti, nel corso degli anni, ha riflettuto sull'importanza della teoria atomica per il suo tavolo.

Ma altri potrebbero leggere il messaggio interno del tavolo. Nel 1888, il chimico tedesco Johannes Wieslizen annunciò che la periodicità delle proprietà degli elementi, ordinate per massa, indicava che gli atomi erano composti da gruppi regolari di particelle più piccole. Quindi, in un certo senso, la tavola periodica prevedeva (e forniva prove) per la complessa struttura interna degli atomi, mentre nessuno aveva la minima idea di come fosse effettivamente l'atomo o se avesse una struttura interna.

Al momento della morte di Mendeleev nel 1907, gli scienziati sapevano che gli atomi sono divisi in parti: oltre a qualche componente caricato positivamente che rende gli atomi elettricamente neutri. La chiave di come si allineano questi pezzi venne dalla scoperta del 1911 quando il fisico Ernest Rutherford dell'Università di Manchester in Inghilterra scoprì il nucleo atomico. Poco dopo, Henry Moseley, che lavorò con Rutherford, dimostrò che la quantità di carica positiva in un nucleo (il numero di protoni che contiene, o il suo "numero atomico") determina l'ordine corretto degli elementi nella tavola periodica.

Henry Moseley.

La massa atomica era strettamente correlata al numero atomico di Moseley, abbastanza da far sì che l'ordinamento degli elementi in base alla massa solo in pochi punti differisse dall'ordinamento in base al numero. Mendeleev ha insistito sul fatto che queste masse erano sbagliate e dovevano essere rimisurate, e in alcuni casi aveva ragione. Rimanevano alcune discrepanze, ma il numero atomico di Moseley si adattava perfettamente alla tabella.

Nello stesso periodo, il fisico danese Niels Bohr si rese conto che la teoria quantistica determina la disposizione degli elettroni che circondano il nucleo e che gli elettroni più lontani determinano Proprietà chimiche elemento.

Tali disposizioni di elettroni esterni verranno periodicamente ripetute, spiegando i modelli originariamente rivelati dalla tavola periodica. Bohr creò la sua versione della tabella nel 1922, basata su misurazioni sperimentali delle energie degli elettroni (insieme ad alcuni indizi della legge periodica).

La tavola di Bohr aggiunse elementi scoperti dal 1869, ma questo era lo stesso ordine periodico scoperto da Mendeleev. Senza la minima idea in merito, Mendeleev ha creato una tabella che riflette l'architettura atomica dettata dalla fisica quantistica.

Il nuovo tavolo Bohr non era né la prima né l'ultima versione del progetto originale di Mendeleev. Da allora sono state sviluppate e pubblicate centinaia di versioni della tavola periodica. La forma moderna - in un disegno orizzontale rispetto alla versione verticale originale di Mendeleev - si diffuse solo dopo la seconda guerra mondiale, grazie in gran parte al lavoro del chimico americano Glenn Seaborg.

Seaborg e i suoi colleghi hanno creato sinteticamente diversi nuovi elementi, con numeri atomici dopo l'uranio, l'ultimo elemento naturale sul tavolo. Seaborg vide che questi elementi, transuranici (più tre elementi che precedettero l'uranio), richiedevano una nuova riga nella tabella, cosa che Mendeleev non aveva previsto. La tabella di Seaborg ha aggiunto una riga per quegli elementi sotto una serie simile di terre rare che non avevano spazio nella tabella.

I contributi di Seaborg alla chimica gli valsero l'onore di nominare il proprio elemento, il seborgio numero 106. È uno dei numerosi elementi che prendono il nome da famosi scienziati. E in questa lista, ovviamente, c'è l'elemento 101, scoperto da Seaborg e dai suoi colleghi nel 1955 e chiamato Mendelevium, dal nome del chimico che si è guadagnato un posto nella tavola periodica sopra tutti gli altri.

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Ci sono molte sequenze ripetitive in natura:

• le stagioni;
• Momenti della giornata;
• giorni della settimana…

A metà del XIX secolo, D.I. Mendeleev notò che anche le proprietà chimiche degli elementi hanno una certa sequenza (si dice che questa idea gli sia venuta in sogno). Il risultato dei meravigliosi sogni dello scienziato fu la tavola periodica degli elementi chimici, in cui D.I. Mendeleev ha disposto gli elementi chimici in ordine crescente di massa atomica. Nella tabella moderna, gli elementi chimici sono disposti in ordine crescente del numero atomico dell'elemento (il numero di protoni nel nucleo di un atomo).

Il numero atomico è mostrato sopra il simbolo di un elemento chimico, sotto il simbolo è la sua massa atomica (la somma di protoni e neutroni). Si prega di notare che la massa atomica di alcuni elementi non è un numero intero! Ricorda gli isotopi! La massa atomica è la media ponderata di tutti gli isotopi di un elemento presente in natura in condizioni naturali.

I lantanidi e gli attinidi si trovano sotto la tabella.

Metalli, non metalli, metalloidi

Si trovano nella Tavola Periodica a sinistra della linea diagonale a gradini, che inizia con Boro (B) e termina con polonio (Po) (ad eccezione del germanio (Ge) e dell'antimonio (Sb). È facile vedere che i metalli occupano la maggior parte della tavola periodica Proprietà di base dei metalli): solido (eccetto il mercurio); lucido; buoni conduttori elettrici e termici; plastica; malleabile; dona facilmente elettroni.

Gli elementi a destra della diagonale B-Po a gradini sono chiamati non metalli... Le proprietà dei non metalli sono direttamente opposte a quelle dei metalli: cattivi conduttori di calore ed elettricità; fragile; non contraffatto; non plastica; di solito prendono elettroni.

metalloidi

Tra metalli e non metalli ci sono semimetalli(metalloidi). Sono caratterizzati dalle proprietà sia dei metalli che dei non metalli. I semimetalli hanno trovato la principale applicazione nell'industria nella produzione di semiconduttori, senza i quali nessun moderno microcircuito o microprocessore è inconcepibile.

Periodi e gruppi

Come accennato in precedenza, la tavola periodica è composta da sette periodi. In ogni periodo, i numeri atomici degli elementi aumentano da sinistra a destra.

Le proprietà degli elementi nei periodi cambiano in sequenza: così sodio (Na) e magnesio (Mg), che sono all'inizio del terzo periodo, donano elettroni (Na dona un elettrone: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg dona due elettroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ma il cloro (Cl), che si trova alla fine del periodo, prende un elemento: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Nei gruppi, invece, tutti gli elementi hanno le stesse proprietà. Ad esempio, nel gruppo IA (1), tutti gli elementi, dal litio (Li) al francio (Fr), donano un elettrone. E tutti gli elementi del gruppo VIIA (17), prendono un elemento.

Alcuni gruppi sono così importanti che hanno ricevuto nomi speciali. Questi gruppi sono discussi di seguito.

Gruppo A (1)... Gli atomi degli elementi di questo gruppo hanno un solo elettrone nello strato elettronico esterno, quindi donano facilmente un elettrone.

I metalli alcalini più importanti sono il sodio (Na) e il potassio (K), poiché svolgono un ruolo importante nel processo della vita umana e fanno parte dei sali.

Configurazioni elettroniche:

• 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

Gruppo IIA (2)... Gli atomi degli elementi di questo gruppo hanno due elettroni nello strato elettronico esterno, che donano anche durante le reazioni chimiche. L'elemento più importante è il calcio (Ca), la base di ossa e denti.

Configurazioni elettroniche:

• Essere- 1s 2 2s 2;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Circa- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Gruppo VIIA (17)... Gli atomi degli elementi di questo gruppo di solito ricevono un elettrone ciascuno, perché ci sono cinque elementi sullo strato di elettroni esterno e manca solo un elettrone al "set completo".

Gli elementi più famosi di questo gruppo: cloro (Cl) - è una parte del sale e della candeggina; lo iodio (I) è un elemento che svolge un ruolo importante nell'attività della ghiandola tiroidea umana.

Configurazione elettronica:

• 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

Gruppo VIII (18). Gli atomi degli elementi di questo gruppo hanno uno strato di elettroni esterno completamente "completo". Pertanto, non hanno "bisogno" di accettare elettroni. E loro "non vogliono" darli via. Quindi - gli elementi di questo gruppo sono molto "riluttanti" a entrare in reazioni chimiche. Per molto tempo si è creduto che non reagissero affatto (da cui il nome "inerte", cioè "inattivo"). Ma il chimico Neil Barlett ha scoperto che alcuni di questi gas, in determinate condizioni, possono ancora reagire con altri elementi.

Configurazioni elettroniche:

• no- 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

Elementi di valenza in gruppi

È facile vedere che all'interno di ciascun gruppo gli elementi sono simili tra loro con i loro elettroni di valenza (elettroni di orbitali s e p situati a livello di energia esterna).

I metalli alcalini hanno 1 elettrone di valenza:

• 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

I metalli alcalino terrosi hanno 2 elettroni di valenza:

• Essere- 1s 2 2s 2;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Circa- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Gli alogeni hanno 7 elettroni di valenza:

• 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

I gas inerti hanno 8 elettroni di valenza:

• no- 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

Per ulteriori informazioni, vedere l'articolo Valenza e la tabella delle configurazioni elettroniche degli atomi degli elementi chimici per periodi.

Ora rivolgiamo la nostra attenzione agli elementi situati in gruppi con simboli V... Si trovano al centro della tavola periodica e sono chiamati metalli di transizione.

Una caratteristica distintiva di questi elementi è la presenza di elettroni negli atomi che riempiono d-orbitali:

1. Ns- 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

Separati dal tavolo principale si trovano lantanidi e attinidi sono i cosiddetti metalli di transizione interna... Negli atomi di questi elementi, gli elettroni si riempiono f-orbitali:

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. ns- 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