Kako uporabljati periodni sistem? Za nepozabljeno osebo je branje periodične tabele podobno, kot če bi v starodavnih runah vilinov iskali gnoma. Periodni sistem lahko veliko pove o svetu.
Poleg tega, da vam bo služil na izpitu, je preprosto nezamenljiv tudi pri reševanju ogromnega števila kemičnih in fizikalnih težav. Kako pa to berete? Na srečo se danes te umetnosti lahko nauči vsak. Ta članek vam bo pokazal, kako razumeti periodni sistem.
Periodni sistem kemičnih elementov (periodni sistem) je klasifikacija kemičnih elementov, ki ugotavlja odvisnost različnih lastnosti elementov od naboja atomskega jedra.
Zgodovina ustvarjanja tabel
Dmitrij Ivanovič Mendeljejev ni bil preprost kemik, če kdo tako misli. Bil je kemik, fizik, geolog, metrolog, ekolog, ekonomist, naftaš, letalnik, izdelovalec instrumentov in učitelj. Znanstvenik je v svojem življenju uspel opraviti veliko temeljnih raziskav na različnih področjih znanja. Na primer, splošno velja, da je Mendeleev izračunal idealno moč vodke - 40 stopinj.
Ne vemo, kako se je Mendeleev počutil glede vodke, zagotovo pa vemo, da njegova disertacija na temo "Razprava o kombinaciji alkohola z vodo" ni imela nič skupnega z vodko in je upoštevala koncentracije alkohola od 70 stopinj. Z vsemi zaslugami znanstvenika mu je odkritje periodičnega zakona kemičnih elementov - enega temeljnih zakonov narave - prineslo največjo slavo.
Obstaja legenda, po kateri je znanstvenik sanjal o periodičnem sistemu, po katerem je moral le izboljšati zamisel, ki se je pojavila. Če pa bi bilo vse tako preprosto .. Ta različica ustvarjanja periodnega sistema očitno ni nič drugega kot legenda. Na vprašanje, kako je bila miza odprta, je sam Dmitrij Ivanovič odgovoril: " Razmišljal sem o tem morda že dvajset let, a mislite: sedel sem in nenadoma ... je končano. "
Sredi devetnajstega stoletja je več znanstvenikov hkrati poskušalo naročiti znane kemične elemente (znanih je bilo 63 elementov). Na primer, leta 1862 je Alexander Émile Chancourtois postavil elemente vzdolž vijačne črte in opazil ciklično ponavljanje kemičnih lastnosti.
Kemik in glasbenik John Alexander Newlands je leta 1866 predlagal svojo različico periodnega sistema. Zanimivo dejstvo je, da je znanstvenik poskušal najti neko mistično glasbeno harmonijo v razporeditvi elementov. Med drugimi poskusi je bil tudi poskus Mendelejeva, ki je bil okronan z uspehom.
Leta 1869 je bila objavljena prva shema tabele, 1. marec 1869 pa velja za dan odprtja periodičnega zakona. Bistvo odkritja Mendelejeva je bilo, da se lastnosti elementov s povečanjem atomske mase ne spreminjajo monotono, ampak občasno.
Prva različica tabele je vsebovala le 63 elementov, vendar je Mendeleev naredil številne zelo nestandardne rešitve. Tako je ugibal, da v tabeli pusti prostor za še neodkrite elemente, spremenil pa je tudi atomske mase nekaterih elementov. Temeljna pravilnost zakona, ki ga je izpeljal Mendeleev, je bila potrjena zelo kmalu, po odkritju galija, skandija in germanija, katerega obstoj so napovedali znanstveniki.
Sodoben pogled na periodni sistem
Spodaj je tabela sama
Danes se za naročanje elementov namesto atomske teže (atomske mase) uporablja pojem atomske številke (število protonov v jedru). Tabela vsebuje 120 elementov, ki so od leve proti desni v naraščajočem vrstnem redu atomskega števila (število protonov)
Stolpci tabele so tako imenovane skupine, vrstice pa pike. V tabeli je 18 skupin in 8 obdobij.
- Kovinske lastnosti elementov se pri premikanju po obdobju od leve proti desni zmanjšujejo in povečujejo v nasprotni smeri.
- Velikosti atomov se pri premikanju od leve proti desni vzdolž obdobij zmanjšujejo.
- Pri premikanju od zgoraj navzdol v skupini se zmanjšajo kovinske lastnosti.
- Oksidirajoče in nekovinske lastnosti se povečujejo pri premikanju po obdobju od leve proti desni.
Kaj se lahko naučimo o predmetu iz tabele? Vzemimo na primer tretji element v tabeli, litij, in ga podrobno razmislimo.
Najprej vidimo sam simbol elementa in njegovo ime pod njim. V zgornjem levem kotu je atomska številka elementa, po katerem se element nahaja v tabeli. Atomsko število, kot je bilo že omenjeno, je enako številu protonov v jedru. Število pozitivnih protonov je običajno enako številu negativnih elektronov v atomu (razen izotopov).
Atomska masa je navedena pod atomsko številko (v tej različici tabele). Če zaokrožimo atomsko maso na najbližje celo število, dobimo tako imenovano masno število. Razlika med masnim številom in atomskim številom določa število nevtronov v jedru. Torej, število nevtronov v jedru helija je dva, v litiju pa štiri.
Tako se je naš tečaj "Periodni sistem za lutke" končal. Na koncu vas vabimo k ogledu tematskega videa in upamo, da vam je postalo jasnejše vprašanje uporabe periodnega sistema. Spomnimo vas, da je vedno učinkoviteje študirati nov predmet ne sam, ampak s pomočjo izkušenega mentorja. Zato nikoli ne pozabite na študentski servis, ki bo svoje znanje in izkušnje z veseljem delil z vami.
Odkritje periodnega sistema kemičnih elementov, ki ga je izvedel Dmitrij Mendelejev marca 1869, je bil pravi preboj v kemiji. Ruskemu znanstveniku je uspelo sistematizirati znanje o kemijskih elementih in jih predstaviti v obliki tabele, ki jo morajo študentje še zdaj preučevati pri pouku kemije. Periodni sistem je postal temelj za hiter razvoj te kompleksne in zanimive znanosti, zgodovina njenega odkritja pa je zavita v legende in mite. Za vse, ki jih zanima znanost, bo zanimivo izvedeti resnico o tem, kako je Mendelejev odkril tabelo periodičnih elementov.
Zgodovina periodnega sistema: kako se je vse začelo
Poskusi klasifikacije in sistematizacije znanih kemičnih elementov so bili narejeni že dolgo pred Dmitrijem Mendeljejevim. Tako znani znanstveniki, kot so Debereiner, Newlands, Meyer in drugi, so predlagali svoje sisteme elementov. Vendar zaradi pomanjkanja podatkov o kemičnih elementih in njihovih pravilnih atomskih masah predlagani sistemi niso bili povsem zanesljivi.
Zgodovina odkritja periodnega sistema se začne leta 1869, ko je ruski znanstvenik na sestanku Ruskega kemijskega društva svojim sodelavcem povedal o svojem odkritju. V tabeli, ki jo je predlagal znanstvenik, so bili kemijski elementi razporejeni glede na njihove lastnosti, ki jih določa vrednost njihove molekulske mase.
Zanimivost periodične tabele je bila prisotnost praznih celic, ki so bile v prihodnosti napolnjene z odprtimi kemičnimi elementi, ki so jih napovedali znanstveniki (germanij, galij, skandij). Od odkritja periodnega sistema je bil večkrat dopolnjen in popravljen. Skupaj s škotskim kemikom Williamom Ramzaijem Mendeljejevim je k mizi dodal skupino inertnih plinov (ničelna skupina).
V prihodnosti je bila zgodovina periodnega sistema Mendelejeva neposredno povezana z odkritji v drugi znanosti - fiziki. Delo na mizi periodičnih elementov se nadaljuje še danes, sodobni znanstveniki pa po odkritju dodajajo nove kemične elemente. Vrednost periodičnega sistema Dmitrija Mendelejeva je težko preceniti, ker zahvaljujoč temu:
- Sistematizirano je bilo znanje o lastnostih že odkritih kemičnih elementov;
- Zdaj je mogoče predvideti odkritje novih kemičnih elementov;
- Začele so se razvijati take veje fizike, kot je fizika atoma in fizika jedra;
Obstaja veliko možnosti za upodabljanje kemičnih elementov v skladu s periodičnim zakonom, vendar je najbolj znana in razširjena možnost periodična tabela, ki je znana vsem.
Miti in dejstva o nastanku periodnega sistema
Najpogosteje napačno prepričanje v zgodovini odkritja periodnega sistema je, da ga je znanstvenik videl v sanjah. Pravzaprav je sam Dmitrij Mendelejev ovrgel ta mit in izjavil, da je o periodičnem zakonu razmišljal že vrsto let. Za sistematizacijo kemičnih elementov je vsakega od njih zapisal na ločeno karto in jih večkrat združil med seboj ter jih razporedil v vrstice glede na podobne lastnosti.
Mit o znanstvenikovih "preroških" sanjah je mogoče razložiti z dejstvom, da je Mendeljejev več dni delal na sistematizaciji kemičnih elementov in se prekinil za kratek spanec. Vendar pa je le trdo delo in naravni talent znanstvenika dal dolgo pričakovani rezultat in Dmitriju Mendeleevu zagotovil svetovno slavo.
Mnogi učenci v šoli in včasih na univerzi so prisiljeni učiti se ali vsaj približno krmariti po periodnem sistemu. Za to mora imeti oseba ne le dober spomin, ampak tudi logično razmišljati, povezovati elemente v ločene skupine in razrede. Preučevanje mize je najlažje tistim ljudem, ki nenehno vzdržujejo svoje možgane v dobri formi tako, da se udeležujejo izobraževanj v programu BrainApps.
Periodni sistem - urejen niz kemičnih elementov, njihova naravna razvrstitev, ki je grafični (tabelarni) izraz periodičnega zakona kemičnih elementov. Njegovo strukturo, v mnogih pogledih podobno sodobni, je razvil DI Mendeleev na podlagi periodičnega zakona v letih 1869-1871.
Prototip periodičnega sistema je bil "Doživetje sistema elementov na podlagi njihove atomske teže in kemijske podobnosti", ki ga je sestavil D. I. in obdobja elementov. Posledično je struktura periodičnega sistema dobila večinoma sodobne obrise.
Koncept mesta elementa v sistemu, ki ga določajo številke skupine in obdobja, je postal pomemben za njegov razvoj. Na podlagi tega koncepta je Mendeleev prišel do zaključka, da je treba spremeniti atomsko maso nekaterih elementov: urana, indija, cerija in njegovih satelitov. To je bila prva praktična uporaba periodnega sistema. Mendeleev je bil tudi prvi, ki je napovedal obstoj in lastnosti več neznanih elementov. Znanstvenik je podrobno opisal najpomembnejše lastnosti ekaaluminija (bodoči galij), ekabora (skandija) in ekasilika (germanija). Poleg tega je napovedal obstoj analogov mangana (prihodnji tehnecij in renij), telura (polonij), joda (astatin), cezija (Francija), barija (radij), tantala (protaktinij). Napovedi znanstvenika glede teh elementov so bile splošne narave, saj so se ti elementi nahajali na slabo raziskanih območjih periodičnega sistema.
Prve različice periodnega sistema so bile v marsičem le empirična posplošitev. Konec koncev je bil fizični pomen periodičnega zakona nejasen, ni bilo razlage razlogov za periodično spreminjanje lastnosti elementov, odvisno od povečanja atomskih mas. V zvezi s tem so številne težave ostale nerešene. Ali obstajajo meje periodnega sistema? Ali je mogoče določiti natančno število obstoječih postavk? Struktura šestega obdobja je ostala nejasna - kakšna je natančna količina redkih zemeljskih elementov? Ni bilo znano, ali med vodikom in litijem še obstajajo elementi, kakšna je struktura prvega obdobja. Zato so se do fizične utemeljitve periodičnega zakona in razvoja teorije periodičnega sistema pred njim večkrat pojavile resne težave. Odkritje v letih 1894-1898 je bilo nepričakovano. pet inertnih plinov, za katere se je zdelo, da nimajo prostora v periodnem sistemu. Ta težava je bila odpravljena zaradi ideje o vključitvi neodvisne ničelne skupine v strukturo periodnega sistema. Množično odkrivanje radijskih elementov na prelomu 19. v 20. stoletje. (do leta 1910 je bilo njihovo število približno 40) je privedlo do ostrega protislovja med potrebo po njihovi umestitvi v periodni sistem in njeno ustaljeno strukturo. V šestem in sedmem obdobju je bilo zanje le 7 prostih mest. Ta problem je bil rešen zaradi vzpostavitve pravil premika in odkritja izotopov.
Eden od glavnih razlogov za nezmožnost pojasniti fizični pomen periodičnega zakona in zgradbo periodičnega sistema je bil ta, da ni bilo znano, kako je atom strukturiran (glej Atom). Najpomembnejši mejnik v razvoju periodičnega sistema je bila izdelava atomskega modela E. Rutherforda (1911). Nizozemski znanstvenik A. Van den Bruck (1913) je na njegovi podlagi predlagal, da je redna številka elementa v periodičnem sistemu številčno enaka naboju jedra njegovega atoma (Z). To je eksperimentalno potrdil angleški znanstvenik G. Moseley (1913). Periodični zakon je dobil fizično utemeljitev: periodičnost sprememb lastnosti elementov je začela veljati glede na Z - naboj jedra atoma elementa in ne na atomsko maso (glej. Periodični zakon kemični elementi).
Zaradi tega se je struktura periodnega sistema znatno okrepila. Spodnja meja sistema je določena. To je vodik - element z najmanj Z = 1. Postalo je mogoče natančno oceniti število elementov med vodikom in uranom. V periodičnem sistemu so bile ugotovljene "vrzeli", ki ustrezajo neznanim elementom z Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Vendar pa so vprašanja o natančni količini redkih zemeljskih elementov ostala nejasna in, kar je najpomembneje, razlogi za periodičnost sprememb lastnosti elementov ni bila razkrita glede na Z.
Na podlagi obstoječe strukture periodičnega sistema in rezultatov preučevanja atomskih spektrov je danski znanstvenik N. Bohr v letih 1918-1921. razvil ideje o zaporedju gradnje elektronskih lupin in podoluk v atomih. Znanstvenik je prišel do zaključka, da se podobne vrste elektronskih konfiguracij zunanjih lupin atomov občasno ponavljajo. Tako je bilo dokazano, da je periodičnost sprememb lastnosti kemičnih elementov razložena z obstojem periodičnosti pri gradnji elektronskih lupin in podolupov atomov.
Periodni sistem zajema več kot 100 elementov. Od tega so bili vsi transuranski elementi (Z = 93–110), pa tudi elementi z Z = 43 (tehnecij), 61 (prometij), 85 (astatin), 87 (francij) pridobljeni umetno. V celotni zgodovini obstoja periodičnega sistema je bilo zelo veliko (> 500) njegovih različic grafična podoba, predvsem v obliki tabel, pa tudi v obliki različnih geometrijskih oblik (prostorskih in ravninskih), analitičnih krivulj (spirale itd.) itd. Najbolj razširjene so kratke, poldolge, dolge in lestvičaste oblike miz. Trenutno je prednostna kratka oblika.
Temeljno načelo izgradnje periodičnega sistema je njegova razdelitev na skupine in obdobja. Mendelejev koncept niza elementov se danes ne uporablja, saj je brez fizičnega pomena. Skupine pa so razdeljene na glavne (a) in sekundarne (b) podskupine. Vsaka podskupina vsebuje elemente - kemijske analoge. Elementi a- in b-podskupin v večini skupin tudi med seboj kažejo določeno podobnost, predvsem v višjih oksidacijskih stanjih, ki so praviloma enaka številu skupin. Obdobje je niz elementov, ki se začne z alkalno kovino in konča z inertnim plinom (poseben primer je prvo obdobje). Vsako obdobje vsebuje strogo določeno število elementov. Periodni sistem je sestavljen iz osmih skupin in sedmih obdobij, sedmo obdobje pa še ni dokončano.
Posebnost prvi obdobje je v tem, da vsebuje le 2 plinasta elementa v prosti obliki: vodik in helij. Mesto vodika v sistemu je dvoumno. Ker ima skupne lastnosti z alkalijskimi kovinami in s halogeni, je umeščen bodisi v podskupino 1a- ali Vlla, bodisi v obe hkrati, pri čemer v oklepajih v eni od podskupin vsebuje simbol. Helij je prvi predstavnik podskupine VIIIa. Dolgo časa so bili helij in vsi inertni plini izolirani v neodvisno ničelno skupino. Ta določba je zahtevala revizijo po sintezi kemičnih spojin kriptona, ksenona in radona. Posledično so bili inertni plini in elementi prejšnje skupine VIII (železo, kobalt, nikelj in platinske kovine) združeni v eno skupino.
Drugič obdobje vsebuje 8 elementov. Začne se z litijem iz alkalijske kovine, katerega edino oksidacijsko stanje je +1. Sledi berilij (kovina, oksidacijsko stanje +2). Boron že kaže šibko izražen kovinski značaj in je nekovinski (oksidacijsko stanje +3). Ogljik poleg bora je tipična nekovina, ki kaže oksidacijska stanja +4 in −4. Dušik, kisik, fluor in neon so vse nekovine, dušik pa ima najvišje oksidacijsko stanje +5, ki ustreza številki skupine. Kisik in fluor sta med najbolj aktivnimi nekovinami. Neon z inertnim plinom zaključi obdobje.
Tretjič obdobje (natrij - argon) vsebuje tudi 8 elementov. Narava spremembe njihovih lastnosti je v mnogih pogledih podobna tisti, ki jo opazimo za elemente drugega obdobja. Toda tu je tudi nekaj posebnosti. Tako je magnezij v nasprotju z berilijem bolj kovinski, prav tako aluminij v primerjavi z borom. Silicij, fosfor, žveplo, klor, argon so tipične nekovine. Vsi, razen argona, kažejo najvišja oksidacijska stanja, enaka številki skupine.
Kot lahko vidite, v obeh obdobjih, ko se Z povečuje, pride do izrazitega slabljenja kovine in krepitve nekovinskih lastnosti elementov. DI Mendeleev je elemente drugega in tretjega obdobja (po njegovih besedah majhnih) označil za tipične. Elementi majhnih obdobij so med najpogostejšimi v naravi. Ogljik, dušik in kisik (skupaj z vodikom) so organogeni, to je glavni elementi organske snovi.
Vsi elementi prvega - tretjega obdobja so uvrščeni v a -podskupine.
Četrti obdobje (kalij - kripton) vsebuje 18 elementov. Po Mendeljejevu je to prvo veliko obdobje. Kaliju alkalijske kovine in kalciju zemeljskoalkalijske kovine sledi vrsta elementov, sestavljenih iz 10 tako imenovanih prehodnih kovin (skandij - cink). Vsi spadajo v b-podskupine. Večina prehodnih kovin ima višja oksidacijska stanja, enaka številu skupine, razen železa, kobalta in niklja. Elementi od galija do kriptona spadajo v a-podskupine. Za kripton so znane številne kemične spojine.
Petič obdobje (rubidij - ksenon) je po strukturi podobno četrtemu. Vsebuje tudi vložek iz 10 prehodnih kovin (itrij-kadmij). Elementi tega obdobja imajo svoje značilnosti. V triadi rutenij - rodij - paladij so za rutenij znane spojine, kjer ima oksidacijsko stanje +8. Vsi elementi a - podskupin imajo najvišja oksidacijska stanja, enaka številu skupin. Značilnosti spremembe lastnosti elementov četrtega in petega obdobja, ko se Z povečuje, so v primerjavi z drugim in tretjim obdobjem bolj zapletene.
Šesti obdobje (cezij - radon) vključuje 32 elementov. V tem obdobju je poleg 10 prehodnih kovin (lantan, hafnij - živo srebro) tudi 14 14 lantanidov - od cerija do lutecija. Elementi od cerija do lutecija so si kemično zelo podobni in so na tej podlagi že dolgo vključeni v družino redkih zemeljskih elementov. V kratki obliki periodnega sistema je v lantanovo celico vključenih več lantanidov, dekodiranje te serije pa je podano na dnu tabele (glej. Lantanidi).
Kakšna je posebnost elementov šestega obdobja? V triadi osmij - iridij - platina je oksidacijsko stanje +8 znano za osmij. Astatin ima precej izrazit kovinski značaj. Radon je najbolj reaktiven od vseh inertnih plinov. Na žalost, ker je zelo radioaktiven, je njegova kemija slabo razumljena (glejte Radioaktivni elementi).
Sedmi obdobje se začne iz Francije. Tako kot šesti mora vsebovati tudi 32 elementov, vendar jih je še vedno znanih 24. Francij in radij sta elementa podskupin Ia in IIa, anemone spadajo v podskupino IIIb. Sledi družina aktinidov, ki vključuje elemente od torija do lavrencija in se nahaja podobno kot lantanidi. Razlaga te vrstice elementov je podana tudi na dnu tabele.
Zdaj pa poglejmo, kako se spreminjajo lastnosti kemičnih elementov podskupine periodični sistem. Glavna pravilnost te spremembe je v krepitvi kovinskega značaja elementov z rastjo Z. Ta pravilnost se še posebej jasno kaže v podskupinah IIIa-VIIa. Za kovine podskupin Ia - IIIa je opaziti povečanje kemijske aktivnosti. V elementih IVa - VIIa - podskupin, ko se Z povečuje, opazimo oslabitev kemijske aktivnosti elementov. Za elemente b - podskupin je narava spremembe kemijske aktivnosti bolj zapletena.
Teorijo periodičnega sistema so v dvajsetih letih 20. stoletja razvili N. Bohr in drugi znanstveniki. XX stoletje. in temelji na resnični shemi za oblikovanje elektronskih konfiguracij atomov (glej Atom). V skladu s to teorijo se z naraščanjem Z polnjenje elektronskih lupin in podoluk v atomih elementov, vključenih v obdobja periodnega sistema, pojavi v naslednjem zaporedju:
| Številke obdobij | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1 s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Na podlagi teorije periodičnega sistema lahko podate naslednjo definicijo obdobja: obdobje je niz elementov, ki se začne z elementom z vrednostjo n, ki je enaka številki obdobja in l = 0 (s - elementi) in konča z elementom z enako vrednostjo n in l = 1 (p -elementi) (glej Atom). Izjema je prvo obdobje, ki vsebuje le 1s - elemente. Iz teorije periodičnega sistema sledi število elementov v obdobjih: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...
V tabeli so simboli elementov vsakega tipa (s-, p-, d- in f-elementi) upodobljeni na določenem barvnem ozadju: s-elementi-na rdeči, p-elementi-na oranžni, d-elementi- na modri, f -elementi - na zeleni. Vsaka celica vsebuje serijske številke in atomske mase elementov ter elektronske konfiguracije zunanjih elektronskih lupin.
Iz teorije periodičnega sistema izhaja, da a-podskupine vključujejo elemente z n, ki je enako številu obdobja, in l = 0 in 1. B-podskupine vključujejo tiste elemente, v katerih atomi so lupine zaključene, ki so bile prej nepopolna. Zato prvo, drugo in tretje obdobje ne vsebujejo elementov b-podskupin.
Struktura periodnega sistema elementov je tesno povezana s strukturo atomov kemičnih elementov. Ko raste Z, se podobne vrste konfiguracij zunanjih elektronskih lupin občasno ponavljajo. Določajo namreč glavne značilnosti kemičnega obnašanja elementov. Te lastnosti se na različne načine kažejo za elemente a - podskupin (s- in p - elementi), za elemente b - podskupin (prehodni d - elementi) in elemente f - družin - lantanide in aktinide. Elementi prvega obdobja - vodik in helij - predstavljajo poseben primer. Vodik je zelo reaktiven, ker se njegov le 1s-elektron zlahka odcepi. Hkrati je konfiguracija helija (1s 2) zelo stabilna, kar določa njegovo kemijsko neaktivnost.
Za elemente a-podskupin so zunanje elektronske lupine atomov napolnjene (z n enako številu obdobja), zato se lastnosti teh elementov opazno spreminjajo, ko raste Z. Tako se v drugem obdobju litij (konfiguracija 2s ) je aktivna kovina, ki zlahka izgubi en sam valenčni elektron; berilij (2s 2) je tudi kovina, vendar manj aktivna zaradi dejstva, da so njegovi zunanji elektroni trdneje vezani na jedro. Nadalje ima bor (2s 2 p) šibko izražen kovinski značaj, vsi naslednji elementi drugega obdobja, v katerem pride do gradnje 2p-podljuske, pa so že nekovine. Osem -elektronska konfiguracija zunanje elektronske lupine neona (2s 2 p 6) - inertnega plina - je zelo močna.
Kemijske lastnosti elementov drugega obdobja so razložene s težnjo njihovih atomov, da pridobijo elektronsko konfiguracijo najbližjega inertnega plina (konfiguracija helija - za elemente od litija do ogljika ali konfiguracija neona - za elemente iz ogljika na fluor). Zato na primer kisik ne more pokazati najvišjega oksidacijskega stanja, ki je enako številki skupine: navsezadnje lažje doseže konfiguracijo neona s pridobivanjem dodatnih elektronov. Ista narava spremembe lastnosti se kaže v elementih tretjega obdobja ter v s- in p-elementih vseh naslednjih obdobij. Hkrati se slabljenje vezi v zunanjih elektronih z jedrom v a-podskupinah s povečanjem Z kaže v lastnostih ustreznih elementov. Tako je pri s - elementih opazno povečanje kemijske aktivnosti s povečanjem Z, pri p - elementih pa povečanje kovinskih lastnosti.
V atomih prehodnih d -elementov so lupine, ki niso bile dokončane prej, dopolnjene z vrednostjo glavnega kvantnega števila n, eno manjše od števila obdobja. Z nekaterimi izjemami je konfiguracija zunanjih elektronskih lupin atomov prehodnih elementov ns 2. Zato so vsi d-elementi kovine in zato spremembe lastnosti d-elementov s povečanjem Z niso tako ostre, kot so opažene pri s- in p-elementih. V višjih oksidacijskih stanjih imajo d - elementi določeno podobnost s p - elementi ustreznih skupin periodnega sistema.
Posebnosti lastnosti elementov triad (VIIIb-podskupina) so razložene z dejstvom, da so b-podljuske blizu zaključka. Zato kovine železa, kobalta, niklja in platine neradi dajejo spojine v višjih oksidacijskih stopnjah. Edini izjemi sta rutenij in osmij, ki dajeta oksida RuO 4 in OsO 4. Za elemente Ib- in IIb - podskupine je d -podljuba dejansko dokončana. Zato kažejo oksidacijska stanja, enaka številki skupine.
V atomih lantanidov in aktinidov (vsi so kovine) je dokončanje prej nepopolnih elektronskih lupin z vrednostjo glavnega kvantnega števila n za dve enoti manjše od obdobja. V atomih teh elementov ostane konfiguracija zunanje elektronske lupine (ns 2) nespremenjena, tretja zunanja N -lupina pa je napolnjena s 4f - elektroni. Zato so si lantanidi tako podobni.
Pri aktinidih je situacija bolj zapletena. V atomih elementov z Z = 90–95 lahko elektrona 6d in 5f sodelujeta pri kemičnih interakcijah. Zato imajo aktinidi veliko več oksidacijskih stanj. Na primer za neptunij, plutonij in americij so znane spojine, v katerih se ti elementi pojavljajo v sedmerovalentnem stanju. Samo v elementih, začenši s kurijem (Z = 96), trivalentno stanje postane stabilno, vendar tudi tu obstajajo nekatere posebnosti. Tako se lastnosti aktinidov bistveno razlikujejo od lastnosti lantanidov, zato obeh družin ni mogoče šteti za podobne.
Družina aktinidov se konča z elementom z Z = 103 (lawrencia). Ocena kemijskih lastnosti kurkatovija (Z = 104) in nielsborija (Z = 105) kaže, da bi morali biti ti elementi analogni hafniju in tantalu. Zato znanstveniki verjamejo, da se po družini aktinidov v atomih začne sistematično polnjenje 6d-lupine. Ocena kemijske narave elementov z Z = 106–110 ni bila eksperimentalno izvedena.
Končno število elementov, ki jih pokriva periodični sistem, ni znano. Njen problem Zgornja meja- to je morda glavna skrivnost periodičnega sistema. Najtežji element v naravi je plutonij (Z = 94). Dosežena meja umetne jedrske fuzije je element s serijsko številko 110. Ostaja vprašanje: ali bo mogoče dobiti elemente z velikimi serijskimi številkami, katere in koliko? Nanj še ni mogoče natančno odgovoriti.
S pomočjo zapletenih izračunov, izvedenih na elektronskih računalnikih, so znanstveniki poskušali določiti zgradbo atomov in ovrednotiti najpomembnejše lastnosti "nadelementov", do ogromnih serijskih števil (Z = 172 in celo Z = 184). Rezultati so bili precej nepričakovani. Na primer, v atomu elementa z Z = 121 se predpostavlja pojav 8p-elektrona; to je po tem, ko je bila tvorba 8s-lupine zaključena v atomih z Z = 119 in 120. Toda pojav p-elektronov po s-elektronih opazimo le v atomih elementov drugega in tretjega obdobja. Izračuni tudi kažejo, da se v elementih hipotetičnega osmega obdobja polnjenje elektronskih lupin in podoluk atomov pojavlja v zelo kompleksnem in posebnem zaporedju. Zato je ocenjevanje lastnosti ustreznih elementov zelo težak problem. Zdi se, da bi moralo osmo obdobje vsebovati 50 elementov (Z = 119–168), vendar naj bi se po izračunih končalo pri elementu z Z = 164, torej 4 redne številke prej. Izkazalo se je, da bi moralo biti "eksotično" deveto obdobje sestavljeno iz 8 elementov. Tu je njegov "elektronski" zapis: 9s 2 8p 4 9p 2. Z drugimi besedami, vseboval bi le 8 elementov, na primer drugo in tretje obdobje.
Težko je reči, koliko bi izračuni s pomočjo računalnika ustrezali resnici. Če pa bi bili potrjeni, bi bilo treba resno spremeniti zakone, na katerih temelji periodni sistem elementov, in njegovo strukturo.
Periodni sistem je imel in ima še vedno veliko vlogo pri razvoju različnih naravoslovnih področij. To je bil najpomembnejši dosežek atomsko-molekularnega poučevanja, ki je prispeval k nastanku sodobnega koncepta "kemičnega elementa" in razjasnitvi pojmov enostavnih snovi in spojin.
Pravilnosti, ki jih je razkril periodični sistem, so pomembno vplivale na razvoj teorije o strukturi atomov, odkrivanje izotopov, pojav idej o jedrski periodičnosti. Strogo znanstvena formulacija problema napovedovanja v kemiji je povezana s periodičnim sistemom. To se je pokazalo v napovedovanju obstoja in lastnosti neznanih elementov ter novih značilnostih kemijskega obnašanja že odkritih elementov. Dandanes je periodični sistem temelj kemije, predvsem anorganske, ki bistveno pomaga rešiti problem kemične sinteze snovi z vnaprej določenimi lastnostmi, razvoj novih polprevodniških materialov, izbor posebnih katalizatorjev za različne kemični procesi itd. In končno, periodni sistem je v središču poučevanja kemije.
Pravzaprav je nemški fizik Johann Wolfgang Dobereiner že leta 1817 opazil posebnosti združevanja elementov. V tistih časih kemiki še niso popolnoma razumeli narave atomov, kot jo je leta 1808 opisal John Dalton. Dalton je v svojem "novem sistemu kemijske filozofije" pojasnil kemijske reakcije, ob predpostavki, da je vsaka osnovna snov sestavljena iz atoma določene vrste.
Dalton je teoretiziral, da kemične reakcije proizvajajo nove snovi, ko se atomi ločijo ali združijo. Verjel je, da je kateri koli element sestavljen izključno iz ene vrste atoma, ki se od drugih razlikuje po teži. Atomi kisika so tehtali osemkrat več kot atomi vodika. Dalton je verjel, da so atomi ogljika šestkrat težji od vodika. Ko se elementi združijo in tvorijo nove snovi, je mogoče na podlagi teh atomskih mas izračunati količino reaktantov.
Dalton se je glede nekaterih mas zmotil - kisik je pravzaprav 16 -krat težji od vodika, ogljik pa 12 -krat težji od vodika. Toda njegova teorija je idejo o atomih naredila uporabno in navdihnila revolucijo v kemiji. Natančno merjenje atomske mase je postalo velik izziv za kemike v prihodnjih desetletjih.
Razmišljajoč o teh lestvicah je Dobereiner ugotovil, da nekateri sklopi treh elementov (imenoval jih je triade) kažejo zanimivo povezavo. Brom je imel na primer atomsko maso nekje med maso klora in joda, vsi ti elementi pa so imeli podobno kemično vedenje. Litij, natrij in kalij so bili tudi triada.
Drugi kemiki so opazili povezave med atomskimi masami in šele leta 1860 so atomske mase postale dobro razumljene in dovolj izmerjene, da so razvile globlje razumevanje. Angleški kemik John Newlands je opazil, da je razporeditev znanih elementov po povečanju atomske mase povzročila ponovitev kemijskih lastnosti vsakega osmega elementa. Ta model je v članku iz leta 1865 imenoval "zakon oktav". Toda Newlandski model se ni dobro obdržal čez prvi dve oktavi, kar je kritike spodbudilo, naj predlagajo, da elemente razvrsti po abecednem vrstnem redu. In kot je Mendeleev kmalu spoznal, je bil odnos med lastnostmi elementov in atomskimi masami nekoliko bolj zapleten.
Organizacija kemičnih elementov
Mendeleev se je rodil v Tobolsku v Sibiriji leta 1834 in je bil sedemnajsti otrok svojih staršev. Živel je živahno življenje, zasledoval je različne interese in potoval po poti do izjemnih ljudi. V času prejema višja izobrazba v pedagoški inštitut v Sankt Peterburgu je skoraj umrl zaradi hude bolezni. Po diplomi je poučeval na srednjih šolah (to je bilo potrebno za prejem plače na inštitutu), ob tem je študiral matematiko in naravoslovje za magisterij.
Nato je delal kot učitelj in predavatelj (in pisal znanstvene članke), dokler ni prejel štipendije za podaljšano raziskovalno potovanje v najboljših kemijskih laboratorijih v Evropi.
V Sankt Peterburgu je ostal brez dela, zato je napisal odličen priročnik v upanju, da bo dobil veliko denarno nagrado. Leta 1862 mu je to prineslo Demidovo nagrado. Delal je tudi kot urednik, prevajalec in svetovalec na različnih kemijskih področjih. Leta 1865 se je vrnil k raziskavam, doktoriral in postal profesor na univerzi v Sankt Peterburgu.
Kmalu zatem je Mendeleev začel poučevati anorgansko kemijo. Ko se je pripravljal na obvladovanje tega novega (zanj) področja, ni bil zadovoljen z razpoložljivimi učbeniki. Zato sem se odločil, da bom napisal svojega. Organizacija besedila je zahtevala organizacijo elementov, zato se mu je nenehno pojavljalo vprašanje njihove najboljše ureditve.
Do začetka leta 1869 je Mendeleev naredil dovolj napredka, da je spoznal, da nekatere skupine podobnih elementov redno povečujejo atomske mase; drugi elementi s približno enakimi atomskimi masami so imeli podobne lastnosti. Izkazalo se je, da je razvrščanje elementov po atomski teži ključ do njihove razvrstitve.
Periodni sistem D. Menelejeva
Po besedah Mendelejeva je svoje razmišljanje strukturiral tako, da je vsakega od 63 takrat znanih elementov zapisal na ločeno karto. Nato je skozi nekakšno igro s kemijskimi pasijansi našel vzorec, ki ga je iskal. Z razvrščanjem kart v navpične stolpce z atomsko maso od nizke do visoke je v vsako vodoravno vrstico postavil elemente s podobnimi lastnostmi. Rodil se je periodični sistem Mendelejeva. Osnutek je skiciral 1. marca, ga poslal v tisk in ga vključil v svoj učbenik, ki naj bi kmalu izšel. Hitro je pripravil tudi delo za predložitev Ruskemu kemijskemu društvu.
"Elementi, razvrščeni po velikosti njihovih atomskih mas, kažejo jasne periodične lastnosti," je v svojem delu zapisal Mendeleev. "Vse moje primerjave so me pripeljale do zaključka, da velikost atomske mase določa naravo elementov."
Medtem je nemški kemik Lothar Meyer delal tudi na organizaciji elementov. Pripravil je mizo, podobno Mendeljejevi, morda celo prej kot Mendeljejev. Toda Mendeleev je objavil svojo prvo.
Vendar je bilo veliko bolj pomembno kot zmaga nad Meyerjem, kako je Mendeleev uporabil svojo mizo za raziskovanje neodkritih elementov. Mendeleev je pri pripravi mize opazil, da manjka nekaj kart. Moral je pustiti prazne prostore, da so se znani elementi pravilno poravnali. V njegovem življenju so bili trije prazni prostori napolnjeni s prej neznanimi elementi: galijem, skandijem in germanijem.
Mendeleev ni le napovedal obstoj teh elementov, ampak je tudi natančno opisal njihove lastnosti. Galij, na primer odkrit leta 1875, je imel atomsko maso 69,9 in gostoto šestkrat večjo od vode. Mendelejev je ta element (imenoval ga je ekaaluminij) napovedal le s to gostoto in atomsko maso 68. Njegove napovedi za ekasilij so se po atomski masi (predvidenih 72, dejansko 72,3) in gostoti tesno ujemale z germanijem (odkritim leta 1886). Pravilno je napovedal tudi gostoto spojin germanija s kisikom in klorom.
Periodni sistem je postal preroški. Zdelo se je, da se bo na koncu te igre razkril ta pasijans elementov. Hkrati je bil sam Mendeleev mojster uporabe lastne mize.
Uspešne napovedi Mendelejeva so mu prinesle legendarni status mojstra kemijske magije. Danes pa se zgodovinarji prepirajo o tem, ali je odkritje predvidenih elementov utrdilo uveljavitev njegovega periodičnega zakona. Sprejetje zakona bi lahko bilo bolj povezano z njegovo sposobnostjo pojasnjevanja uveljavljenih kemičnih vezi. Vsekakor je Mendelejeva napovedna natančnost zagotovo opozorila na prednosti njegove mize.
Do devetdesetih let prejšnjega stoletja so kemiki široko priznavali njegov zakon kot mejnik v kemijskem znanju. Leta 1900 je bodoči Nobelov nagrajenec za kemijo William Ramsay to imenoval "največja posplošitev v kemiji doslej". In Mendeleev je to storil, ne da bi razumel, kako.
Matematični zemljevid
V mnogih primerih v zgodovini znanosti so se velike napovedi, ki temeljijo na novih enačbah, izkazale za pravilne. Nekako matematika razkriva nekatere naravne skrivnosti, preden jih eksperimentatorji odkrijejo. En primer je antimaterija, drugi je širjenje vesolja. V primeru Mendelejeva so se napovedi novih elementov uresničile brez ustvarjalne matematike. Toda v resnici je Mendeleev odkril globok matematični zemljevid narave, saj je njegova tabela odražala pomen matematičnih pravil, ki urejajo atomsko arhitekturo.
Mendeleev je v svoji knjigi opozoril, da so "notranje razlike v materiji, ki jih sestavljajo", lahko odgovorne za periodično ponavljajoče se lastnosti elementov. Vendar se ni držal tega razmišljanja. Pravzaprav je skozi leta razmišljal, kako pomembna je atomska teorija za njegovo mizo.
Toda drugi so lahko prebrali notranje sporočilo mize. Leta 1888 je nemški kemik Johannes Wieslitzen objavil, da periodičnost lastnosti elementov, razvrščenih po masi, kaže, da so atomi sestavljeni iz pravilnih skupin manjših delcev. Tako je periodična tabela na nek način predvidela (in predložila dokaze) za zapleteno notranjo strukturo atomov, medtem ko nihče ni imel niti najmanjše predstave o tem, kako je atom v resnici videti in ali sploh ima kakšno notranjo strukturo.
Do smrti Mendelejeva leta 1907 so znanstveniki vedeli, da so atomi razdeljeni na dele: plus nekaj pozitivno nabite komponente, zaradi katere so atomi električno nevtralni. Ključ do postavitve teh kosov je prišel z odkritjem leta 1911, ko je fizik Ernest Rutherford z univerze v Manchestru v Angliji odkril atomsko jedro. Kmalu zatem je Henry Moseley, ki je sodeloval z Rutherfordom, pokazal, da količina pozitivnega naboja v jedru (število protonov, ki jih vsebuje, ali njegova "atomska številka") določa pravilen vrstni red elementov v periodnem sistemu.
Henry Moseley.
Atomska masa je bila tesno povezana z Moseleyjevim atomskim številom - dovolj tesno, da se je razvrščanje elementov po masi le na nekaj mestih razlikovalo od vrstnega reda po številu. Mendeleev je vztrajal, da so te mase napačne in jih je treba ponovno izmeriti, v nekaterih primerih pa je imel prav. Nekaj razhajanj je ostalo, vendar se je Moseleyjevo atomsko število popolnoma prilegalo tabeli.
Približno ob istem času je danski fizik Niels Bohr spoznal, da kvantna teorija določa razporeditev elektronov, ki obdajajo jedro, in da najbolj oddaljeni elektroni določajo Kemijske lastnosti element.
Takšna razporeditev zunanjih elektronov se bo občasno ponavljala in razlagala vzorce, ki jih je prvotno razkrila periodna tabela. Bohr je leta 1922 ustvaril svojo različico tabele na podlagi eksperimentalnih meritev energij elektronov (skupaj z nekaterimi namizi iz periodičnega zakona).
Bohrova tabela je dodala elemente, odkrite od leta 1869, vendar je bil to isti periodični red, ki ga je odkril Mendeleev. Brez najmanjše predstave o tem je Mendeleev ustvaril tabelo, ki odraža atomsko arhitekturo, ki jo je narekovala kvantna fizika.
Nova Bohrova miza ni bila ne prva ne zadnja različica Mendeljejevega prvotnega oblikovanja. Od takrat je bilo razvitih in objavljenih na stotine različic periodnega sistema. Sodobna oblika - v vodoravni zasnovi v nasprotju s prvotno vertikalno verzijo Mendelejeva - je postala razširjena šele po drugi svetovni vojni, v veliki meri zahvaljujoč delu ameriškega kemika Glenna Seaborga.
Seaborg in njegovi kolegi so sintetično ustvarili več novih elementov z atomskimi številkami za uranom, zadnjim naravnim elementom na mizi. Seaborg je videl, da ti elementi, transuranski (plus trije elementi pred uranom), zahtevajo novo vrstico v tabeli, česar Mendelejev ni predvideval. Seaborgova miza je dodala vrstico za tiste elemente pod podobno vrsto redkih zemelj, ki prav tako niso imele prostora v tabeli.
Prispevek Seaborga v kemiji si je prislužil čast, da je poimenoval svoj element, seborgij številka 106. To je eden od več elementov, poimenovanih po znanih znanstvenikih. Na tem seznamu je seveda element 101, ki so ga Seaborg in njegovi sodelavci odkrili leta 1955 in ga poimenovali Mendelevium - po kemiku, ki je zaslužil mesto v periodnem sistemu nad vsemi drugimi.
Če želite več takšnih zgodb, si oglejte naš novinski kanal.
V naravi je veliko ponavljajočih se zaporedij:
- letni časi;
- Časi dneva;
- dnevi v tednu…
Sredi 19. stoletja je D. I. Mendeleev opazil, da imajo tudi kemijske lastnosti elementov določeno zaporedje (pravijo, da mu je ta ideja prišla v sanjah). Rezultat čudovitih sanj znanstvenika je bil periodni sistem kemičnih elementov, v katerem je D.I. Mendeleev je kemijske elemente razporedil po naraščajoči atomski masi. V sodobni tabeli so kemijski elementi razporejeni po naraščajočem vrstnem redu atomskega števila elementa (število protonov v jedru atoma).
Atomska številka je prikazana nad simbolom kemičnega elementa, pod simbolom je njegova atomska masa (vsota protonov in nevtronov). Upoštevajte, da atomska masa nekaterih elementov ni celo število! Ne pozabite na izotope! Atomska masa je tehtano povprečje vseh izotopov elementa, ki se naravno pojavlja v naravnih pogojih.
Lantanidi in aktinidi se nahajajo pod mizo.
Kovine, nekovine, metaloidi
Nahajajo se v periodnem sistemu levo od stopnične diagonalne črte, ki se začne z borom (B) in konča s polonijem (Po) (z izjemo germanija (Ge) in antimona (Sb). To je enostavno videti da kovine zasedajo večino periodnega sistema. Osnovne lastnosti kovin): trdna (razen živega srebra); sijoča; dobri električni in toplotni prevodniki; plastika; voljna; zlahka darovanje elektronov.
Elementi desno od stopničaste diagonale B-Po se imenujejo nekovine... Lastnosti nekovin so neposredno nasprotne od lastnosti kovin: slabi prevodniki toplote in električne energije; krhka; neukročeno; neplastičen; običajno vzamejo elektrone.
Metaloidi
Med kovinami in nekovinami so polkovine(metaloidi). Zanje so značilne lastnosti kovin in nekovin. Pol kovine so našle glavno uporabo v industriji pri proizvodnji polprevodnikov, brez katerih ni nepredstavljivo nobeno sodobno mikro vezje ali mikroprocesor.
Obdobja in skupine
Kot je navedeno zgoraj, je periodni sistem sestavljen iz sedmih obdobij. V vsakem obdobju se atomsko število elementov poveča od leve proti desni.
Lastnosti elementov v obdobjih se zaporedno spreminjajo: tako natrij (Na) in magnezij (Mg), ki sta na začetku tretjega obdobja, darovata elektrone (Na podari en elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg podari dva elektroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Toda klor (Cl), ki se nahaja na koncu obdobja, vzame en element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.
V skupinah pa imajo vsi elementi enake lastnosti. Na primer, v skupini IA (1) vsi elementi od litija (Li) do francija (Fr) dajejo en elektron. In vsi elementi skupine VIIA (17) imajo en element.
Nekatere skupine so tako pomembne, da so dobile posebna imena. Te skupine so obravnavane spodaj.
Skupina IA (1)... Atomi elementov te skupine imajo v zunanji elektronski plasti le en elektron, zato zlahka podarijo en elektron.
Najpomembnejša alkalna kovina sta natrij (Na) in kalij (K), saj imata pomembno vlogo v procesu človeškega življenja in sta del soli.
Elektronske konfiguracije:
- Li- 1s 2 2s 1;
- Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
- K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Skupina IIA (2)... Atomi elementov te skupine imajo v zunanji elektronski plasti dva elektrona, ki se prav tako donirata med kemičnimi reakcijami. Najpomembnejši element je kalcij (Ca) - osnova kosti in zob.
Elektronske konfiguracije:
- Bodi- 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
Skupina VIIA (17)... Atomi elementov te skupine običajno prejmejo po en elektron, ker na zunanji elektronski plasti je po pet elementov in dokler "popolnemu nizu" manjka le en elektron.
Najbolj znani elementi te skupine: klor (Cl) - je del soli in belila; jod (I) je element, ki igra pomembno vlogo pri delovanju človeške ščitnice.
Elektronska konfiguracija:
- F.- 1s 2 2s 2 2p 5;
- Kl- 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
Skupina VIII (18). Atomi elementov te skupine imajo popolnoma "popolno" zunanjo elektronsko plast. Zato jim ni treba "sprejemati" elektronov. In "nočejo" jih dati. Zato - elementi te skupine zelo "neradi" vstopajo v kemične reakcije. Dolgo je veljalo, da sploh ne reagirajo (od tod tudi ime "inertno", torej "neaktivno"). Toda kemik Neil Barlett je odkril, da lahko nekateri od teh plinov pod določenimi pogoji še vedno reagirajo z drugimi elementi.
Elektronske konfiguracije:
- Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
- Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
- Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
Valenčni elementi v skupinah
Preprosto je videti, da so si elementi v vsaki skupini med seboj podobni s svojimi valenčnimi elektroni (elektroni s in p-orbitale, ki se nahajajo na zunanji ravni energije).
Alkalne kovine imajo 1 valenčni elektron:
- Li- 1s 2 2s 1;
- Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
- K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Zemeljskoalkalijske kovine imajo 2 valentna elektrona:
- Bodi- 1s 2 2s 2;
- Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
- Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
Halogeni imajo 7 valenčnih elektronov:
- F.- 1s 2 2s 2 2p 5;
- Kl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
- Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
Inertni plini imajo 8 valentnih elektronov:
- Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
- Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
- Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
Za več informacij glejte članek Valenca in Tabela elektronskih konfiguracij atomov kemičnih elementov po obdobjih.
Zdaj pa se osredotočimo na elemente, ki se nahajajo v skupinah s simboli V... Nahajajo se v središču periodnega sistema in se imenujejo prehodne kovine.
Posebnost teh elementov je prisotnost elektronov v atomih, ki se napolnijo d-orbitale:
- 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
Nahajajo se ločeno od glavne mize lantanidi in aktinidi so ti notranje prehodne kovine... V atomih teh elementov se elektroni napolnijo f-orbitale:
- 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
