86 din tabelul periodic. Tabel periodic al elementelor chimice. Organizarea sistemului periodic

Cum se utilizează tabelul periodic? Pentru o persoană neinițiată, citirea tabelului periodic este ca și cum ai privi vechile rune de spiriduși pentru un gnom. Iar tabelul periodic poate spune multe despre lume.

Pe lângă faptul că vă va servi la examen, este, de asemenea, pur și simplu de neînlocuit în rezolvarea unui număr imens de probleme chimice și fizice. Dar cum să-l citești? Din fericire, astăzi oricine poate învăța această artă. Acest articol vă va arăta cum să înțelegeți tabelul periodic.

Tabelul periodic al elementelor chimice (tabelul periodic) este o clasificare a elementelor chimice, care stabilește dependența diferitelor proprietăți ale elementelor de sarcina nucleului atomic.

Istoria creației mesei

Dmitri Ivanovici Mendeleev nu era un simplu chimist, dacă cineva crede asta. A fost chimist, fizician, geolog, metrolog, ecolog, economist, petrolier, aeronaut, producător de instrumente și profesor. În timpul vieții sale, omul de știință a reușit să efectueze o mulțime de cercetări fundamentale în diferite domenii ale cunoașterii. De exemplu, se crede că Mendeleev a fost cel care a calculat puterea ideală a vodcii - 40 de grade.

Nu știm ce simțea Mendeleev despre vodcă, dar știm cu siguranță că disertația sa pe tema „Discurs despre combinația alcoolului cu apa” nu a avut nimic de-a face cu vodca și a considerat concentrațiile de alcool de la 70 de grade. Cu toate meritele omului de știință, descoperirea legii periodice a elementelor chimice - una dintre legile fundamentale ale naturii, i-a adus cea mai largă faimă.

Există o legendă conform căreia un om de știință a visat sistemul periodic, după care a trebuit doar să rafineze ideea care a apărut. Dar, dacă totul ar fi atât de simplu .. Această versiune a creării tabelului periodic, aparent, nu este altceva decât o legendă. Când a fost întrebat cum s-a deschis masa, însuși Dmitri Ivanovici a răspuns: „ Mă gândesc la asta de vreo douăzeci de ani, dar tu te gândești: stăteam și brusc ... s-a terminat. "

La mijlocul secolului al XIX-lea, încercări de a ordona elementele chimice cunoscute (erau cunoscute 63 de elemente) au fost întreprinse simultan de mai mulți oameni de știință. De exemplu, în 1862, Alexander Émile Chancourtois a plasat elemente de-a lungul unei linii elicoidale și a notat repetarea ciclică a proprietăților chimice.

Chimistul și muzicianul John Alexander Newlands și-a propus propria versiune a tabelului periodic în 1866. Un fapt interesant este că omul de știință a încercat să găsească o armonie muzicală mistică în aranjarea elementelor. Printre alte încercări a fost și încercarea lui Mendeleev, care a fost încununată de succes.

În 1869 a fost publicată prima schemă a tabelului, iar 1 martie 1869 este considerată ziua deschiderii legii periodice. Esența descoperirii lui Mendeleev a fost că proprietățile elementelor cu o creștere a masei atomice nu se schimbă monoton, ci periodic.

Prima versiune a tabelului conținea doar 63 de elemente, dar Mendeleev a făcut o serie de soluții foarte non-standard. Deci, a ghicit să lase spațiu în masă pentru elemente încă nedescoperite și, de asemenea, a schimbat masele atomice ale unor elemente. Corectitudinea fundamentală a legii derivate de Mendeleev a fost confirmată foarte curând, după descoperirea galiului, scandiului și germaniului, a cărui existență a fost prezisă de oamenii de știință.

Vedere modernă a tabelului periodic

Mai jos este tabelul în sine

Astăzi, pentru a comanda elemente, în loc de greutatea atomică (masa atomică), se utilizează conceptul de număr atomic (numărul de protoni din nucleu). Tabelul conține 120 de elemente, care sunt situate de la stânga la dreapta în ordine crescătoare a numărului atomic (numărul de protoni)

Coloanele tabelului sunt așa-numitele grupuri, iar rândurile sunt punctele. Există 18 grupuri și 8 perioade în tabel.

Proprietățile metalice ale elementelor scad atunci când se deplasează de-a lungul perioadei de la stânga la dreapta și cresc în direcția opusă.
Dimensiunile atomilor scad atunci când se deplasează de la stânga la dreapta de-a lungul perioadelor.
La deplasarea de sus în jos în grup, proprietățile metalice reducătoare cresc.
Proprietățile oxidante și nemetalice cresc atunci când se deplasează de-a lungul perioadei de la stânga la dreapta.

Ce putem învăța despre un articol din tabel? De exemplu, să luăm al treilea element din tabel, litiu și să îl luăm în considerare în detaliu.

În primul rând, vedem simbolul elementului însuși și numele său sub el. În colțul din stânga sus este numărul atomic al elementului, în ordinea în care elementul este situat în tabel. Numărul atomic, după cum sa menționat deja, este egal cu numărul de protoni din nucleu. Numărul de protoni pozitivi este de obicei egal cu numărul de electroni negativi dintr-un atom (cu excepția izotopilor).

Masa atomică este indicată sub numărul atomic (în această versiune a tabelului). Dacă rotunjim masa atomică la cel mai apropiat număr întreg, obținem așa-numitul număr de masă. Diferența dintre numărul de masă și numărul atomic dă numărul de neutroni din nucleu. Deci, numărul de neutroni din nucleul heliului este de două, iar în litiu - patru.

Așadar, cursul nostru „Tabel periodic pentru manechini” s-a încheiat. În concluzie, vă invităm să urmăriți un videoclip tematic și sperăm că întrebarea cu privire la modul de utilizare a tabelului periodic a devenit mai clară pentru dvs. Vă reamintim că este întotdeauna mai eficient să studiați un subiect nou nu singur, ci cu ajutorul unui mentor experimentat. De aceea, nu trebuie să uitați niciodată de serviciul pentru studenți, care vă va împărtăși cu plăcere cunoștințele și experiența.

Descoperirea tabelului periodic al elementelor chimice de către Dmitri Mendeleev în martie 1869 a fost o adevărată descoperire în chimie. Omul de știință rus a reușit să sistematizeze cunoștințele despre elementele chimice și să le prezinte sub forma unui tabel, pe care chiar și acum elevii trebuie să-l studieze la lecțiile de chimie. Tabelul periodic a devenit fundamentul dezvoltării rapide a acestei științe complexe și interesante, iar istoria descoperirii sale este învăluită în legende și mituri. Pentru toți cei interesați de știință, va fi interesant să știe adevărul despre modul în care Mendeleev a descoperit tabelul elementelor periodice.

Istoria tabelului periodic: cum a început totul

Încercările de clasificare și sistematizare a elementelor chimice cunoscute au fost făcute cu mult înainte de Dmitri Mendeleev. Oamenii de știință cunoscuți precum Debereiner, Newlands, Meyer și alții și-au propus sistemele de elemente. Cu toate acestea, din cauza lipsei de date cu privire la elementele chimice și masele lor atomice corecte, sistemele propuse nu au fost pe deplin fiabile.

Istoria descoperirii tabelului periodic începe în 1869, când un om de știință rus la o întâlnire a Societății Chimice Ruse le-a spus colegilor săi despre descoperirea sa. În tabelul propus de om de știință, elementele chimice au fost aranjate în funcție de proprietățile lor, oferite de valoarea greutății lor moleculare.

O caracteristică interesantă a tabelului periodic a fost prezența celulelor goale, care în viitor au fost umplute cu elemente chimice deschise prezise de oamenii de știință (germaniu, galiu, scandiu). De la descoperirea tabelului periodic, acesta a fost completat și corectat de multe ori. Împreună cu chimistul scoțian William Ramzai Mendeleev a adăugat la masă un grup de gaze inerte (grup zero).

În viitor, istoria tabelului periodic al lui Mendeleev a fost direct legată de descoperirile dintr-o altă știință - fizica. Lucrările la tabelul elementelor periodice continuă până în prezent, iar oamenii de știință moderni adaugă elemente chimice noi pe măsură ce sunt descoperite. Valoarea sistemului periodic al lui Dmitri Mendeleev este dificil de supraestimat, deoarece datorită acestuia:

Cunoștințele despre proprietățile elementelor chimice deja descoperite au fost sistematizate;
Acum este posibil să se prezică descoperirea de noi elemente chimice;
Au început să se dezvolte astfel de ramuri ale fizicii precum fizica atomului și fizica nucleului;

Există multe opțiuni pentru descrierea elementelor chimice conform legii periodice, dar cea mai faimoasă și răspândită opțiune este tabelul periodic care este familiar tuturor.

Mituri și fapte despre crearea tabelului periodic

Cea mai comună concepție greșită din istoria descoperirii tabelului periodic este că un om de știință a văzut-o în vis. De fapt, Dmitri Mendeleev însuși a infirmat acest mit și a declarat că se gândea la legea periodică de mulți ani. Pentru a sistematiza elementele chimice, le-a notat pe fiecare pe o carte separată și le-a combinat în mod repetat, aranjându-le în rânduri în funcție de proprietățile lor similare.

Mitul visului „profetic” al savantului poate fi explicat prin faptul că Mendeleev a lucrat la sistematizarea elementelor chimice zile în șir, întrerupând pentru un somn scurt. Cu toate acestea, numai munca grea și talentul natural al omului de știință au dat rezultatul mult așteptat și au asigurat faima mondială pentru Dmitri Mendeleev.

Mulți studenți la școală și, uneori, la universitate, sunt obligați să învețe sau cel puțin aproximativ să navigheze în tabelul periodic. Pentru aceasta, o persoană nu trebuie doar să aibă o memorie bună, ci și să gândească logic, legând elemente în grupuri și clase separate. Studierea mesei este cea mai ușoară pentru acei oameni care își mențin în mod constant creierul în formă bună, urmând cursuri de formare pe BrainApps.

Tabel periodic - un set ordonat de elemente chimice, clasificarea lor naturală, care este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice a elementelor chimice. Structura sa, în multe privințe asemănătoare celei moderne, a fost dezvoltată de DI Mendeleev pe baza legii periodice din 1869-1871.

Prototipul sistemului periodic a fost „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și asemănarea chimică”, compilat de D.I. și perioadele elementelor. Drept urmare, structura sistemului periodic a dobândit linii în mare măsură moderne.

Conceptul locului unui element în sistem, determinat de numerele grupului și perioadei, a devenit important pentru evoluția acestuia. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că este necesar să se schimbe masele atomice ale unor elemente: uraniu, indiu, ceriu și sateliții săi. Aceasta a fost prima aplicație practică a tabelului periodic. Mendeleev a fost, de asemenea, primul care a prezis existența și proprietățile mai multor elemente necunoscute. Oamenii de știință au descris în detaliu cele mai importante proprietăți ale ekaaluminiumului (viitorul galiu), ekaborului (scandiu) și ekasiliconului (germaniu). În plus, el a prezis existența unor analogi de mangan (viitor tehnetiu și reniu), telur (poloniu), iod (astatin), cesiu (Franța), bariu (radiu), tantal (protactiniu). Predicțiile omului de știință cu privire la aceste elemente erau de natură generală, deoarece aceste elemente erau situate în zone slab studiate ale sistemului periodic.

Primele versiuni ale tabelului periodic au fost în multe privințe doar o generalizare empirică. La urma urmei, semnificația fizică a legii periodice a fost neclară, nu a existat nicio explicație a motivelor schimbării periodice a proprietăților elementelor, în funcție de creșterea masei atomice. În acest sens, multe probleme au rămas nerezolvate. Există limite ale tabelului periodic? Este posibil să se determine numărul exact de articole existente? Structura celei de-a șasea perioade a rămas neclară - care este cantitatea exactă de elemente ale pământului rar? Nu se știa dacă mai există elemente între hidrogen și litiu, care este structura primei perioade. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și la dezvoltarea teoriei sistemului periodic, au apărut în fața sa mai multe ori dificultăți serioase. Descoperirea din 1894-1898 a fost neașteptată. cinci gaze inerte, care păreau să nu aibă loc în tabelul periodic. Această dificultate a fost eliminată datorită ideii de a include un grup zero independent în structura tabelului periodic. Descoperirea în masă a elementelor radio la începutul secolelor XIX și XX. (până în 1910 numărul lor era de aproximativ 40) a dus la o puternică contradicție între necesitatea plasării lor în tabelul periodic și structura sa stabilită. Au existat doar 7 posturi vacante pentru ei în perioadele a șasea și a șaptea. Această problemă a fost rezolvată ca urmare a stabilirii regulilor de schimbare și a descoperirii izotopilor.

Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a structurii sistemului periodic a fost acela că nu se știa cum este structurat atomul (vezi Atom). Cea mai importantă etapă în dezvoltarea sistemului periodic a fost crearea modelului atomic de către E. Rutherford (1911). Pe baza sa, omul de știință olandez A. Van den Bruck (1913) a sugerat că numărul ordinal al unui element din sistemul periodic este egal numeric cu sarcina nucleului atomului său (Z). Acest lucru a fost confirmat experimental de omul de știință englez G. Moseley (1913). Legea periodică a primit o justificare fizică: periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor a început să fie luată în considerare în funcție de Z - sarcina nucleului unui atom al unui element și nu de masa atomică (a se vedea Legea periodică a elemente chimice).

Ca urmare, structura tabelului periodic a fost semnificativ consolidată. Limita inferioară a sistemului a fost determinată. Acesta este hidrogenul - un element cu un minim Z = 1. A devenit posibil să se estimeze cu precizie numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu. Au fost identificate „lacune” în sistemul periodic, corespunzătoare elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cu toate acestea, întrebările cu privire la cantitatea exactă de elemente ale pământului rar au rămas neclare și, cel mai important, motivele pentru periodicitatea modificărilor în proprietățile elementelor nu a fost dezvăluită în funcție de Z.

Pe baza structurii existente a sistemului periodic și a rezultatelor studierii spectrelor atomice, omul de știință danez N. Bohr în 1918-1921. au dezvoltat idei despre secvența de construcție a cochiliilor și a cochiliilor de electroni din atomi. Oamenii de știință au ajuns la concluzia că tipuri similare de configurații electronice ale cochiliilor exterioare ale atomilor se repetă periodic. Astfel, s-a arătat că periodicitatea modificărilor în proprietățile elementelor chimice se explică prin existența periodicității în construcția cojilor de electroni și a sub-cojilor de atomi.

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

Principiul fundamental al construirii sistemului periodic este împărțirea acestuia în grupuri și perioade. Conceptul Mendeleev al seriei de elemente nu este folosit astăzi, deoarece este lipsit de semnificație fizică. La rândul lor, grupurile sunt subdivizate în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente - analogi chimici. Elementele subgrupurilor a- și b din majoritatea grupurilor prezintă, de asemenea, o anumită similitudine între ele, în principal în stări de oxidare mai mari, care, de regulă, sunt egale cu numărul grupului. O perioadă este un set de elemente care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă). Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Tabelul periodic este format din opt grupuri și șapte perioade, a șaptea perioadă încă nefiind completă.

Particularitate primul perioada constă în faptul că conține doar 2 elemente gazoase sub formă liberă: hidrogen și heliu. Locul hidrogenului în sistem este ambiguu. Deoarece prezintă proprietăți comune cu metalele alcaline și cu halogeni, este plasat fie în subgrupul 1a sau Vlla, fie în ambele în același timp, încadrând un simbol între paranteze într-unul din subgrupuri. Heliul este primul reprezentant al subgrupului VIIIa. Pentru o lungă perioadă de timp, heliul și toate gazele inerte au fost izolate într-un grup zero independent. Această prevedere a necesitat o revizuire după sinteza compușilor chimici de cripton, xenon și radon. Ca rezultat, gazele inerte și elementele din fosta grupă VIII (fier, cobalt, nichel și metale de platină) au fost combinate într-un singur grup.

Al doilea perioada conține 8 elemente. Începe cu litiul metalului alcalin, a cărui singură stare de oxidare este +1. Acesta este urmat de beriliu (metal, stare de oxidare +2). Borul prezintă deja un caracter metalic slab pronunțat și este un nemetal (stare de oxidare +3). Carbonul lângă bor este un nemetal tipic care prezintă atât stări de oxidare +4, cât și −4. Azotul, oxigenul, fluorul și neonul sunt toate nemetale, iar azotul are cea mai mare stare de oxidare de +5 corespunzătoare numărului grupului. Oxigenul și fluorul sunt printre cele mai active nemetale. Neonul cu gaz inert completează perioada.

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

După cum puteți vedea, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, există o slăbire distinctă a metalului și întărirea proprietăților nemetalice ale elementelor. DI Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (în cuvintele sale, mici) tipice. Elementele de perioade mici sunt printre cele mai comune în natură. Carbonul, azotul și oxigenul (împreună cu hidrogenul) sunt organogeni, adică elementele principale ale materiei organice.

Toate elementele din prima - a treia perioadă sunt plasate în subgrupuri.

Al patrulea perioada (potasiu - cripton) conține 18 elemente. Potrivit lui Mendeleev, aceasta este prima mare perioadă. Metalul alcalin potasiu și metalul alcalin pământos calciu sunt urmate de o serie de elemente formate din 10 așa-numite metale de tranziție (scandiu - zinc). Toate aparțin subgrupurilor b. Majoritatea metalelor de tranziție prezintă stări de oxidare mai mari egale cu numărul grupului, cu excepția fierului, cobaltului și nichelului. Elementele de la galiu la cripton aparțin unor subgrupuri. Un număr de compuși chimici sunt cunoscuți pentru cripton.

a cincea perioada (rubidiu - xenon) are o structură similară celei de-a patra. De asemenea, conține o inserție de 10 metale de tranziție (itriu-cadmiu). Elementele acestei perioade au propriile caracteristici. În triada ruteniu - rodiu - paladiu, pentru ruteniu, se cunosc compuși unde prezintă o stare de oxidare de +8. Toate elementele unui - subgrupuri prezintă cele mai mari stări de oxidare egale cu numărul grupului. Caracteristicile schimbării proprietăților elementelor perioadelor a patra și a cincea pe măsură ce crește Z sunt mai complexe în comparație cu a doua și a treia perioadă.

Şaselea perioada (cesiu - radon) include 32 de elemente. În această perioadă, pe lângă 10 metale de tranziție (lantan, hafniu - mercur), există și un set de 14 lantanide - de la ceriu la lutetiu. Elementele de la ceriu la lutetiu sunt foarte asemănătoare din punct de vedere chimic și, pe această bază, au fost incluse de mult timp în familia elementelor de pământuri rare. În forma scurtă a tabelului periodic, un număr de lantanide sunt incluse în celula lantanului și decodificarea acestei serii este dată în partea de jos a tabelului (vezi. Lantanide).

Care este specificitatea elementelor perioadei a șasea? În triada osmiu - iridiu - platină, starea de oxidare a +8 este cunoscută pentru osmiu. Astatinul are un caracter metalic destul de pronunțat. Radonul este cel mai reactiv dintre toate gazele inerte. Din păcate, datorită faptului că este foarte radioactivă, chimia sa este slab înțeleasă (vezi Elementele radioactive).

Al șaptelea perioada începe din Franța. La fel ca al șaselea, trebuie să conțină și 32 de elemente, dar 24 dintre ele sunt încă cunoscute. Franciul și radiul sunt elemente ale subgrupurilor Ia și IIa, anemonele aparțin subgrupului IIIb. Aceasta este urmată de familia actinidelor, care include elemente de la toriu la lawrentium și este localizată similar cu lantanidele. O explicație a acestui rând de elemente este, de asemenea, dată în partea de jos a tabelului.

Acum să vedem cum se schimbă proprietățile elementelor chimice subgrupuri sistemul periodic. Principala regularitate a acestei schimbări constă în întărirea caracterului metalic al elementelor odată cu creșterea Z. Această regularitate se manifestă în mod clar în mod special în subgrupele IIIa - VIIa. Pentru metalele din subgrupurile Ia - IIIa, se observă o creștere a activității chimice. În elementele IVa - VIIa - subgrupuri, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a activității chimice a elementelor. Pentru elementele subgrupurilor b, natura modificării activității chimice este mai complexă.

Teoria sistemului periodic a fost dezvoltată de N. Bohr și alți oameni de știință în anii 1920. Secolul XX. și se bazează pe o schemă reală pentru formarea configurațiilor electronice ale atomilor (vezi Atom). Conform acestei teorii, pe măsură ce Z crește, umplerea cojilor și sub-cojilor de electroni din atomii elementelor incluse în perioadele tabelului periodic are loc în următoarea succesiune:

Numere de perioadă
1	2	3	4	5	6	7
1s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

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

În tabel, simbolurile elementelor de fiecare tip (elemente s-, p-, d- și f) sunt prezentate pe un anumit fundal de culoare: elemente s - pe roșu, elemente p - pe portocaliu, elemente d - pe albastru, elemente f - pe verde. Fiecare celulă conține numerele de serie și masele atomice ale elementelor, precum și configurațiile electronice ale cochiliilor externe de electroni.

Din teoria sistemului periodic rezultă că a-subgrupuri includ elemente cu n egal cu numărul perioadei, iar l = 0 și 1. Subgrupurile b includ acele elemente în ai căror atomi sunt completate cochilii, care au fost anterior incomplete. De aceea prima, a doua și a treia perioadă nu conțin elemente ale subgrupurilor b.

Structura tabelului periodic al elementelor este strâns legată de structura atomilor elementelor chimice. Pe măsură ce Z crește, tipuri similare de configurații ale cochiliilor externe ale electronilor se repetă periodic. Anume, ele determină principalele caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor. Aceste caracteristici se manifestă în moduri diferite pentru elementele a - subgrupuri (s- și p - elemente), pentru elementele din b - subgrupuri (elemente de tranziție d) și elemente din f - familii - lantanide și actinide. Elementele din prima perioadă - hidrogen și heliu - reprezintă un caz special. Hidrogenul este extrem de reactiv, deoarece singurul său electron de 1 s este ușor despărțit. În același timp, configurația heliului (1s 2) este foarte stabilă, ceea ce determină inactivitatea sa chimică.

Pentru elementele unui subgrupuri, cojile externe de electroni ale atomilor sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei), prin urmare proprietățile acestor elemente se modifică considerabil pe măsură ce crește Z. Astfel, în a doua perioadă, litiul (configurația 2s ) este un metal activ care pierde cu ușurință un singur electron de valență; beriliu (2s 2) este, de asemenea, un metal, dar mai puțin activ datorită faptului că electronii săi externi sunt mai ferm legați de nucleu. Mai mult, borul (2s 2 p) are un caracter metalic slab exprimat și toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care are loc construcția unei sub-coajă 2p, sunt deja nemetale. Configurația cu opt electroni a învelișului exterior de electroni al neonului (2s 2 p 6) - un gaz inert - este foarte puternică.

Proprietățile chimice ale elementelor din a doua perioadă sunt explicate de tendința atomilor lor de a dobândi configurația electronică a celui mai apropiat gaz inert (configurația heliului - pentru elementele de la litiu la carbon sau configurația neonului - pentru elementele din carbon la fluor). De aceea, de exemplu, oxigenul nu poate prezenta cea mai mare stare de oxidare egală cu numărul grupului: la urma urmei, este mai ușor pentru acesta să realizeze configurația neonului prin achiziționarea de electroni suplimentari. Aceeași natură a schimbării proprietăților se manifestă în elementele celei de-a treia perioade și în elementele s- și p ale tuturor perioadelor ulterioare. În același timp, slăbirea forței de legătură a electronilor externi cu nucleul din subgrupuri a cu Z crescător se manifestă în proprietățile elementelor corespunzătoare. Deci, pentru elementele s există o creștere notabilă a activității chimice odată cu creșterea Z, iar pentru elementele p - o creștere a proprietăților metalice.

În atomii de tranziție d - elemente, cochilii care nu au fost finalizați anterior se completează cu valoarea numărului cuantic principal n, cu unul mai mic decât numărul perioadei. Cu câteva excepții, configurația cochiliei externe de electroni a atomilor elementelor de tranziție este ns 2. Prin urmare, toate elementele d sunt metale și de aceea schimbările în proprietățile elementelor d cu creșterea Z nu sunt atât de clare precum se observă în elementele s și p. În stările de oxidare superioare, elementele d prezintă o anumită similitudine cu elementele p - din grupele corespunzătoare ale tabelului periodic.

Particularitățile proprietăților elementelor triadei (subgrupul VIIIb) sunt explicate de faptul că sub-cochiliile b sunt aproape de finalizare. Acesta este motivul pentru care metalele de fier, cobalt, nichel și platină tind să fie reticente în a da compuși în stări de oxidare mai ridicate. Singurele excepții sunt ruteniul și osmiul, care dau oxizi RuO4 și OsO4. Pentru elementele Ib‑ și IIb - subgrupuri, d - subshell este de fapt finalizat. Prin urmare, prezintă stări de oxidare egale cu numărul grupului.

În atomii lantanidelor și actinidelor (toate sunt metale), completarea cojilor electronice incomplete anterior cu valoarea numărului cuantic principal n este cu două unități mai mică decât numărul perioadei. În atomii acestor elemente, configurația învelișului exterior de electroni (ns 2) rămâne neschimbată, iar al treilea înveliș exterior N este umplut cu 4f - electroni. Acesta este motivul pentru care lantanidele sunt atât de asemănătoare.

Pentru actinide, situația este mai complicată. În atomii elementelor cu Z = 90-95, electronii 6d și 5f pot lua parte la interacțiunile chimice. Prin urmare, actinidele au mult mai multe stări de oxidare. De exemplu, pentru neptuniul, plutoniul și americiul, sunt cunoscuți compuși în care aceste elemente apar într-o stare heptavalentă. Numai în elemente, începând cu curium (Z = 96), starea trivalentă devine stabilă, dar și aici există unele particularități. Astfel, proprietățile actinidelor diferă semnificativ de cele ale lantanidelor și, prin urmare, ambele familii nu pot fi considerate similare.

Familia actinidelor se încheie cu un element cu Z = 103 (lawrencia). O evaluare a proprietăților chimice ale curchatovium (Z = 104) și nielsborium (Z = 105) arată că aceste elemente ar trebui să fie analoage cu hafnium și respectiv tantal. Prin urmare, oamenii de știință cred că, după familia actinidelor din atomi, începe o umplere sistematică a sub-coajei 6d. Evaluarea naturii chimice a elementelor cu Z = 106-110 nu a fost efectuată experimental.

Numărul finit de elemente acoperite de sistemul periodic este necunoscut. Problema ei limită superioară- acesta este, poate, principalul mister al sistemului periodic. Cel mai greu element găsit în natură este plutoniul (Z = 94). Limita atinsă a fuziunii nucleare artificiale este un element cu numărul de serie 110. Rămâne întrebarea: va fi posibil să se obțină elemente cu numere de serie mari, care și câte? Nu se poate răspunde încă într-un mod clar.

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

Este greu de spus cât de mult ar corespunde calculele făcute cu ajutorul unui computer cu adevărul. Cu toate acestea, dacă acestea ar fi confirmate, atunci ar fi necesar să se revizuiască în mod serios legile care stau la baza tabelului periodic al elementelor și a structurii sale.

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

Regularitățile dezvăluite de sistemul periodic au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii atomilor, descoperirea izotopilor, apariția ideilor despre periodicitatea nucleară. O formulare strict științifică a problemei prognozării în chimie este legată de sistemul periodic. Acest lucru s-a manifestat prin predicția existenței și proprietăților elementelor necunoscute și a noilor caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. În zilele noastre, sistemul periodic este fundamentul chimiei, în primul rând anorganice, ajutând în mod semnificativ la rezolvarea problemei sintezei chimice a substanțelor cu proprietăți predeterminate, dezvoltarea de noi materiale semiconductoare, selectarea catalizatorilor specifici pentru diverse procese chimice etc. Și în cele din urmă, tabelul periodic se află în centrul predării chimiei.

De fapt, fizicianul german Johann Wolfgang Dobereiner a remarcat particularitățile grupării elementelor încă din 1817. În acele vremuri, chimiștii nu înțelegeau încă pe deplin natura atomilor descrisă de John Dalton în 1808. În „noul său sistem de filozofie chimică”, a explicat Dalton reacții chimice, presupunând că fiecare substanță elementară constă dintr-un atom de un anumit tip.

Dalton a teoretizat că reacțiile chimice produc substanțe noi atunci când atomii se separă sau se unesc. El credea că orice element constă exclusiv dintr-un singur tip de atom, care diferă de alții ca greutate. Atomii de oxigen au cântărit de opt ori mai mult decât atomii de hidrogen. Dalton credea că atomii de carbon sunt de șase ori mai grei decât hidrogenul. Când elementele se combină pentru a crea substanțe noi, cantitatea de reactanți poate fi calculată pe baza acestor greutăți atomice.

Dalton a greșit în legătură cu unele mase - oxigenul este de fapt de 16 ori mai greu decât hidrogenul, iar carbonul este de 12 ori mai greu decât hidrogenul. Dar teoria sa a făcut utilă ideea atomilor, inspirând o revoluție în chimie. Măsurarea exactă a masei atomice a devenit o provocare majoră pentru chimiști în deceniile următoare.

Reflectând asupra acestor scale, Dobereiner a observat că anumite seturi de trei elemente (le-a numit triade) prezintă o legătură interesantă. Bromul, de exemplu, avea o masă atomică undeva între cea a clorului și a iodului și toate aceste trei elemente au prezentat un comportament chimic similar. Litiu, sodiu și potasiu au fost, de asemenea, o triadă.

Alți chimiști au observat conexiuni între masele atomice și, dar abia în anii 1860 masele atomice au devenit bine înțelese și măsurate suficient pentru a dezvolta o înțelegere mai profundă. Chimistul englez John Newlands a observat că dispunerea elementelor cunoscute în ordinea creșterii masei atomice a dus la repetarea proprietăților chimice ale fiecărui al optulea element. El a numit acest model „legea octavelor” într-un articol din 1865. Dar modelul lui Newlands nu a rezistat foarte bine dincolo de primele două octave, determinând criticii să sugereze că aranjează elementele în ordine alfabetică. Și, după cum și-a dat seama curând Mendeleev, relația dintre proprietățile elementelor și masele atomice a fost puțin mai complexă.

Organizarea elementelor chimice

Mendeleev s-a născut în Tobolsk, Siberia, în 1834 și era al șaptesprezecelea copil al părinților săi. A trăit o viață vibrantă, urmărind diverse interese și călătorind de-a lungul drumului către oameni remarcabili. În momentul primirii educatie inalta v institut pedagogic la Sankt Petersburg, aproape că a murit de o boală gravă. După absolvire, a predat în școlile secundare (acest lucru a fost necesar pentru a primi un salariu la institut), pe parcurs studiind matematică și științe pentru un master.

Apoi a lucrat ca profesor și lector (și a scris lucrări științifice) până când a primit o bursă pentru un tur de cercetare extins în cele mai bune laboratoare chimice din Europa.

Înapoi la Sankt Petersburg, s-a trezit fără muncă, așa că a scris un manual excelent în speranța de a câștiga un premiu mare în bani. În 1862, acest lucru i-a adus premiul Demidov. De asemenea, a lucrat ca editor, traducător și consultant în diverse domenii chimice. În 1865 s-a întors la cercetare, și-a luat doctoratul și a devenit profesor la Universitatea din Sankt Petersburg.

La scurt timp după aceea, Mendeleev a început să predea chimie anorganică. Pregătindu-se să stăpânească acest nou domeniu (pentru el), nu a fost mulțumit de manualele disponibile. Așa că am decis să-mi scriu propria mea. Organizarea textului a cerut organizarea elementelor, așa că întrebarea celei mai bune aranjamente a fost în permanență în mintea lui.

La începutul anului 1869, Mendeleev a făcut suficiente progrese pentru a realiza că unele grupuri de elemente similare au prezentat o creștere regulată a maselor atomice; alte elemente cu aproximativ aceleași mase atomice aveau proprietăți similare. S-a dovedit că ordonarea elementelor după greutatea lor atomică era cheia clasificării lor.

Tabelul periodic al lui D. Meneleev.

În cuvintele lui Mendeleev, el și-a structurat gândirea notând fiecare dintre cele 63 de elemente cunoscute pe o carte separată. Apoi, printr-un fel de joc chimic solitaire, a găsit tiparul pe care îl căuta. Aranjând cărțile în coloane verticale cu mase atomice de la mic la mare, el a plasat elemente cu proprietăți similare în fiecare rând orizontal. S-a născut tabelul periodic al lui Mendeleev. El a schițat un proiect pe 1 martie, l-a trimis la tipar și l-a inclus în manualul său, care urma să fie publicat în curând. De asemenea, a pregătit rapid o lucrare pentru a fi prezentată Societății Chimice din Rusia.

„Elementele, ordonate după mărimea masei lor atomice, prezintă proprietăți periodice clare”, a scris Mendeleev în lucrarea sa. „Toate comparațiile pe care le-am făcut m-au determinat să concluzionez că mărimea masei atomice determină natura elementelor”.

Între timp, chimistul german Lothar Meyer lucra și el la organizarea elementelor. El a pregătit o masă similară cu cea a lui Mendeleev, poate chiar mai devreme decât Mendeleev. Dar Mendeleev a publicat primul său.

Cu toate acestea, mult mai important decât victoria asupra lui Meyer a fost modul în care Mendeleev și-a folosit masa pentru a face despre elementele nedescoperite. În pregătirea mesei sale, Mendeleev a observat că unele dintre cărți lipseau. A trebuit să lase spații goale, astfel încât elementele cunoscute să se poată alinia corect. În timpul vieții sale, trei spații goale au fost umplute cu elemente necunoscute anterior: galiu, scandiu și germaniu.

Mendeleev nu numai că a prezis existența acestor elemente, dar și-a descris corect proprietățile în detaliu. Galiul, de exemplu, descoperit în 1875, avea o masă atomică de 69,9 și o densitate de șase ori mai mare decât cea a apei. Mendeleev a prezis acest element (el l-a numit ekaaluminium), numai prin această densitate și masa atomică 68. Predicțiile sale pentru ekasilicon se potriveau îndeaproape cu germaniu (descoperit în 1886) în masă atomică (72 prezis, 72,3 de fapt) și densitate. De asemenea, a prezis corect densitatea compușilor de germaniu cu oxigen și clor.

Tabelul periodic a devenit profetic. Se pare că, la sfârșitul acestui joc, acest solitar al elementelor ar fi dezvăluit. În același timp, Mendeleev însuși a fost un maestru în utilizarea propriei mese.

Predicțiile reușite ale lui Mendeleev i-au adus un statut legendar de maestru al magiei chimice. Dar astăzi istoricii argumentează dacă descoperirea elementelor prezise a cimentat adoptarea legii sale periodice. Adoptarea legii ar putea fi mai mult legată de capacitatea sa de a explica legăturile chimice stabilite. În orice caz, precizia predictivă a lui Mendeleev a atras cu siguranță atenția asupra meritelor tabelului său.

În anii 1890, chimiștii au recunoscut pe scară largă legea sa ca o piatră de hotar în cunoașterea chimică. În 1900, viitorul laureat al Premiului Nobel pentru chimie William Ramsay a numit aceasta „cea mai mare generalizare realizată vreodată în chimie”. Iar Mendeleev a făcut-o fără să înțeleagă cum.

Harta matematică

În multe cazuri din istoria științei, predicțiile mari bazate pe ecuații noi s-au dovedit a fi corecte. Cumva, matematica dezvăluie câteva secrete naturale înainte ca experimentatorii să le descopere. Un exemplu este antimateria, altul este expansiunea universului. În cazul lui Mendeleev, predicțiile elementelor noi au apărut fără nicio matematică creativă. Dar, de fapt, Mendeleev a descoperit o hartă matematică profundă a naturii, deoarece tabelul său reflecta semnificația regulilor matematice care guvernează arhitectura atomică.

În cartea sa, Mendeleev a menționat că „diferențele interne în materia pe care o formează atomii” pot fi responsabile pentru proprietățile repetate periodic ale elementelor. Dar nu a aderat la această linie de gândire. De fapt, de-a lungul anilor, el a meditat cât de importantă este teoria atomică pentru masa sa.

Dar alții puteau citi mesajul intern al mesei. În 1888, chimistul german Johannes Wieslitzen a anunțat că periodicitatea proprietăților elementelor, ordonate în masă, indica faptul că atomii erau compuși din grupuri regulate de particule mai mici. Astfel, într-un anumit sens, tabelul periodic a prevăzut (și a furnizat dovezi) pentru structura internă complexă a atomilor, în timp ce nimeni nu avea nici cea mai mică idee despre cum arăta de fapt atomul sau dacă avea deloc vreo structură internă.

Până la moartea lui Mendeleev, în 1907, oamenii de știință știau că atomii sunt împărțiți în părți: plus o componentă încărcată pozitiv care face atomii neutri din punct de vedere electric. Cheia modului în care aceste piese se aliniază a venit de la descoperirea din 1911 când fizicianul Ernest Rutherford de la Universitatea din Manchester din Anglia a descoperit nucleul atomic. La scurt timp după aceea, Henry Moseley, care a lucrat cu Rutherford, a demonstrat că cantitatea de sarcină pozitivă dintr-un nucleu (numărul de protoni pe care îl conține sau „numărul său atomic”) determină ordinea corectă a elementelor din tabelul periodic.

Henry Moseley.

Masa atomică a fost strâns legată de numărul atomic al lui Moseley - suficient de strâns încât ordinea elementelor după masă în doar câteva locuri să difere de ordinea după număr. Mendeleev a insistat că aceste mase erau greșite și că trebuiau re-măsurate și, în unele cazuri, avea dreptate. Au rămas câteva discrepanțe, dar numărul atomic al lui Moseley se încadrează perfect în tabel.

În același timp, fizicianul danez Niels Bohr a realizat că teoria cuantică determină dispunerea electronilor care înconjoară nucleul și că cei mai îndepărtați electroni determină Proprietăți chimice element.

Astfel de aranjamente ale electronilor externi vor fi repetate periodic, explicând tiparele care au fost inițial dezvăluite de tabelul periodic. Bohr și-a creat propria versiune a tabelului în 1922, pe baza măsurătorilor experimentale ale energiilor electronice (împreună cu câteva indicii din legea periodică).

Tabelul lui Bohr a adăugat elemente descoperite încă din 1869, dar aceasta a fost aceeași ordine periodică descoperită de Mendeleev. Fără cea mai mică idee despre asta, Mendeleev a creat un tabel care reflectă arhitectura atomică, care a fost dictată de fizica cuantică.

Noua masă Bohr nu a fost nici prima, nici ultima versiune a designului original al lui Mendeleev. Sute de versiuni ale tabelului periodic au fost dezvoltate și publicate de atunci. Forma modernă - într-un design orizontal spre deosebire de versiunea verticală originală a lui Mendeleev - a devenit răspândită abia după cel de-al doilea război mondial, datorită în mare măsură muncii chimistului american Glenn Seaborg.

Seaborg și colegii săi au creat mai multe elemente noi sintetic, cu numere atomice după uraniu, ultimul element natural de pe masă. Seaborg a văzut că aceste elemente, transuranice (plus trei elemente care au precedat uraniul), necesită un nou rând în tabel, pe care Mendeleev nu l-a prevăzut. Masa lui Seaborg a adăugat un rând pentru acele elemente sub o serie similară de pământuri rare care, de asemenea, nu aveau loc în masă.

Contribuțiile lui Seaborg la chimie i-au adus onoarea de a-și numi propriul element, seborgiul numărul 106. Este unul dintre mai multe elemente numite după oameni de știință celebri. Și pe această listă, desigur, este elementul 101, descoperit de Seaborg și colegii săi în 1955 și numit Mendelevium - după chimistul care a câștigat un loc pe tabelul periodic mai presus de toate celelalte.

Consultați canalul nostru de știri dacă doriți mai multe povești de acest gen.

Există multe secvențe repetitive în natură:

anotimpuri;
Partea zilei;
zilele săptămânii…

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

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

Lantanidele și actinidele sunt situate sub masă.

Metale, nemetale, metaloizi

Acestea sunt situate în Tabelul periodic din stânga liniei diagonale în trepte, care începe cu bor (B) și se termină cu poloniu (Po) (cu excepția germaniului (Ge) și a antimoniului (Sb). Este ușor de văzut că metalele ocupă majoritatea tabelului periodic. Proprietățile de bază ale metalelor): solid (cu excepția mercurului); strălucitor; conductori electrici și termici buni; plastic; maleabil; donează cu ușurință electroni.

Se numesc elementele din dreapta diagonalei B-Po în trepte nemetalice... Proprietățile nemetalelor sunt direct opuse celor ale metalelor: conductori slabi de căldură și electricitate; fragil; neforjat; non-plastic; iau de obicei electroni.

Metaloizi

Între metale și nemetale sunt semimetale(metaloizi). Acestea se caracterizează prin proprietățile atât ale metalelor, cât și ale nemetalelor. Semi-metalele au găsit principala aplicație în industrie în producția de semiconductori, fără de care nu este de neconceput nici un microcircuit sau microprocesor modern.

Perioade și grupuri

După cum sa menționat mai sus, tabelul periodic este format din șapte perioade. În fiecare perioadă, numărul atomic al elementelor crește de la stânga la dreapta.

Proprietățile elementelor din perioade se schimbă secvențial: deci sodiul (Na) și magneziul (Mg), care se află la începutul celei de-a treia perioade, donează electroni (Na donează un electron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg dona doi electroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Dar clorul (Cl), situat la sfârșitul perioadei, are un element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

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

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

Grupa IA (1)... Atomii elementelor acestui grup au un singur electron în stratul de electroni extern, prin urmare donează cu ușurință un electron.

Cele mai importante metale alcaline sunt sodiul (Na) și potasiul (K), deoarece joacă un rol important în procesul vieții umane și fac parte din săruri.

Configurații electronice:

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

Grupa IIA (2)... Atomii elementelor acestui grup au doi electroni în stratul exterior de electroni, care donează și în timpul reacțiilor chimice. Cel mai important element este calciul (Ca) - baza oaselor și a dinților.

Configurații electronice:

Fi- 1s 2 2s 2;
Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Grupa VIIA (17)... Atomii elementelor acestui grup primesc de obicei câte un electron, deoarece pe stratul de electroni exterior există cinci elemente fiecare și până când „setul complet” lipsește doar un electron.

Cele mai faimoase elemente ale acestui grup: clorul (Cl) - este o parte a sării și a înălbitorului; iodul (I) este un element care joacă un rol important în activitatea glandei tiroide umane.

Configurare electronică:

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

Grupa VIII (18). Atomii elementelor acestui grup au un strat de electroni exterior complet „complet”. Prin urmare, nu au „nevoie” să accepte electroni. Și ei „nu vor” să-i ofere. Prin urmare - elementele acestui grup sunt foarte "reticente" să intre în reacții chimice. Multă vreme s-a crezut că nu reacționează deloc (de unde și numele de „inert”, adică „inactiv”). Chimistul Neil Barlett a descoperit însă că unele dintre aceste gaze, în anumite condiții, pot reacționa în continuare cu alte elemente.

Configurații electronice:

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

Elemente de valență în grupuri

Este ușor de văzut că în cadrul fiecărui grup elementele sunt similare între ele cu electronii lor de valență (electronii orbitalilor s și p situați la nivelul energiei externe).

Metalele alcaline au 1 electron de valență:

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

Metalele alcalino-pământoase au 2 electroni de valență:

Fi- 1s 2 2s 2;
Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogenii au 7 electroni de valență:

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

Gazele inerte au 8 electroni de valență:

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

Pentru mai multe informații, consultați articolul Valence și Tabelul configurațiilor electronice ale atomilor elementelor chimice pe perioade.

Acum să ne îndreptăm atenția asupra elementelor situate în grupuri cu simboluri V... Acestea sunt situate în centrul tabelului periodic și sunt numite metale de tranziție.

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

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

Separat de tabelul principal sunt localizate lantanideși actinide sunt așa-numitele metale de tranziție internă... În atomii acestor elemente, electronii se umplu f-orbitali:

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