Klasikinė periodinė lentelė. Periodinis dėsnis ir Mendelejevo cheminių elementų periodinė lentelė

D.I. Mendelejevas padarė išvadą, kad jų savybes turi nulemti kai kurios pagrindinės bendrosios savybės. Jis pasirinko elemento atominę masę kaip pagrindinę cheminio elemento charakteristiką ir trumpai suformulavo periodinį dėsnį (1869):

Elementų savybės, taip pat paprastų ir sudėtingų kūnų, kuriuos jie sudaro, savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominių svorių verčių.

Mendelejevo nuopelnas slypi tame, kad pasireiškusią priklausomybę jis suprato kaip objektyvų gamtos dėsnį, ko negalėjo padaryti jo pirmtakai. D.I. Mendelejevas manė, kad junginių sudėtis, jų cheminės savybės, virimo ir lydymosi taškai, kristalų struktūra ir panašiai periodiškai priklauso nuo atominės masės. Gilus periodinės priklausomybės esmės supratimas suteikė Mendelejevui galimybę padaryti keletą svarbių išvadų ir prielaidų.

Šiuolaikinė periodinė lentelė

Pirma, iš 63 tuo metu žinomų elementų Mendelejevas pakeitė beveik 20 elementų (Be, In, La, Y, Ce, Th, U) atomines mases. Antra, jis numatė apie 20 naujų elementų egzistavimą ir paliko jiems vietą periodinėje lentelėje. Trys iš jų, būtent ekaboronas, ekaaliuminis ir ecasilicon, buvo aprašyti pakankamai išsamiai ir nuostabiai tiksliai. Tai buvo pergalingai patvirtinta per ateinančius penkiolika metų, kai buvo atrasti elementai Galis (eka-aliuminis), skandis (ekaboronas) ir germanis (eka-silicis).

Periodinis dėsnis yra vienas iš pagrindinių gamtos dėsnių. Jo įtaką mokslinės pasaulėžiūros raidai galima palyginti tik su masės ir energijos tvermės dėsniu arba kvantine teorija. Net D. I. Mendelejevo laikais periodinis įstatymas tapo chemijos pagrindu. Tolesni struktūros ir izotopinių reiškinių atradimai parodė, kad pagrindinė kiekybinė elemento charakteristika yra ne atominė masė, o branduolio krūvis (Z). 1913 m. Moseley ir Rutherfordas pristatė „elemento eilės skaičiaus“ sąvoką, sunumeravo visus periodinės sistemos simbolius ir parodė, kad elementų klasifikacija pagrįsta elemento eilės skaičiumi, lygiu branduolių krūviui. jų atomų.

Šis teiginys dabar žinomas kaip Moseley įstatymas.

Todėl šiuolaikinis periodinio įstatymo apibrėžimas suformuluotas taip:

Paprastų medžiagų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo jų atominių branduolių krūvio vertės (arba nuo elemento atominio skaičiaus periodinėje lentelėje).

Elementų atomų elektroninės struktūros aiškiai rodo, kad didėjant branduolio krūviui, vyksta natūralus periodinis elektroninių struktūrų pasikartojimas, taigi ir elementų savybių pasikartojimas. Tai atsispindi periodinėje elementų lentelėje, kuriai pasiūlyta keli šimtai variantų. Dažniausiai naudojamos dviejų formų lentelės – sutrumpintos ir išplėstos – turinčios visus žinomus elementus ir turinčios laisvų vietų dar neatidarytoms.

Kiekvienas elementas periodinėje lentelėje užima tam tikrą langelį, kuriame nurodomas elemento simbolis ir pavadinimas, jo serijos numeris, santykinė atominė masė, o radioaktyviesiems elementams laužtiniuose skliaustuose nurodomas stabiliausio ar prieinamiausio izotopo masės numeris. Šiuolaikinėse lentelėse dažnai pateikiama ir kita informacinė informacija: tankis, paprastų medžiagų virimo ir lydymosi temperatūra ir kt.

Laikotarpiai

Pagrindiniai periodinės sistemos struktūriniai vienetai yra periodai ir grupės – gamtiniai agregatai, į kuriuos cheminiai elementai skirstomi pagal jų elektronines struktūras.

Periodas yra horizontali nuosekli elementų, kurių atomuose elektronai užpildo tą patį energijos lygių skaičių, serija.

Periodo skaičius sutampa su išorinio kvantinio lygio skaičiumi. Pavyzdžiui, elementas kalcis (4s 2) yra ketvirtajame periode, tai yra, jo atomas turi keturis energijos lygius, o valentiniai elektronai yra išoriniame, ketvirtame lygyje. Išorinio ir arčiau pagrindinio elektroninio sluoksnio užpildymo sekos skirtumai paaiškina skirtingo periodo ilgio priežastį.

S- ir p-elementų atomuose statomas išorinis lygis, d-elementuose - antrasis išorinis, o f-elementuose - trečiasis išorinis energijos lygis.

Todėl savybių skirtumas ryškiausiai pasireiškia gretimuose s- arba p-elementuose. To paties laikotarpio d- ir ypač f-elementuose savybių skirtumas yra ne toks reikšmingas.

Kaip jau minėta, remiantis elektronų sukurto energijos polygio skaičiumi, elementai sujungiami į elektronines šeimas. Pavyzdžiui, IV-VI laikotarpiais yra šeimų, kuriose yra dešimt d elementų: 3d-šeima (Sc-Zn), 4d-šeima (Y-Cd), 5d-šeima (La, Hf-Hg). Šeštajame ir septintajame laikotarpiais po keturiolika elementų sudaro f-šeimas: 4f-šeima (Ce-Lu), kuri vadinama lantanidu, ir 5f-šeima (Th-Lr) - aktinidais. Šios šeimos yra įtrauktos į periodinę lentelę.

Pirmieji trys laikotarpiai vadinami mažais arba tipiniais laikotarpiais, nes šių laikotarpių elementų savybės yra visų kitų elementų paskirstymo į aštuonias grupes pagrindas. Visi kiti laikotarpiai, įskaitant septintąjį, neužbaigtą, vadinami pagrindiniais laikotarpiais.

Visi laikotarpiai, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminiais elementais (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ir baigiasi, išskyrus septintą, neužbaigti, inertiniais elementais (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Šarminiai metalai turi tą pačią išorinę elektronų konfigūraciją n s 1, kur n- laikotarpio numeris. Inertiniai elementai, išskyrus helią (1s 2), turi tokią pačią išorinio elektroninio sluoksnio struktūrą: n s 2 n p 6, tai yra elektroniniai analogai.

Apsvarstytas modelis leidžia padaryti išvadą:

Periodiškas identiškų išorinio elektroninio sluoksnio elektroninių konfigūracijų pasikartojimas yra analogiškų elementų fizinių ir cheminių savybių panašumo priežastis, nes jų savybes daugiausia lemia išoriniai atomų elektronai.

Mažais tipiniais laikotarpiais, padidėjus atominiam skaičiui, pastebimas laipsniškas metalo mažėjimas ir nemetalinių savybių padidėjimas, nes didėja valentinių elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje. Pavyzdžiui, visų trečiojo periodo elementų atomai turi tris elektronų sluoksnius. Dviejų vidinių sluoksnių struktūra yra vienoda visiems trečiojo periodo elementams (1s 2 2s 2 2p 6), o išorinio, trečiojo sluoksnio struktūra skiriasi. Pereinant nuo kiekvieno ankstesnio elemento prie kiekvieno paskesnio elemento, atomo branduolio krūvis padidėja vienu ir atitinkamai didėja išorinių elektronų skaičius. Dėl to jų trauka branduoliui didėja, o atomo spindulys mažėja. Dėl to susilpnėja metalinės savybės ir padaugėja nemetalinių.

Trečiasis laikotarpis prasideda nuo labai aktyvaus metalo natrio (11 Na – 3s 1), po kurio seka kiek mažiau aktyvus magnis (12 Mg – 3s 2). Abu šie metalai priklauso 3 šeimai. Pirmasis trečiojo periodo p elementas yra aliuminis (13 Al - 3s 2 3p 1), kurio metalinis aktyvumas yra mažesnis nei magnio, turi amfoterinių savybių, tai yra, cheminėse reakcijose jis taip pat gali elgtis kaip nemetalas. . Toliau eina nemetalai silicis (14 Si – 3s 2 3p 2), fosforas (15 P – 3s 2 3p 3), siera (16 S – 3s 2 3p 4), chloras (17 Cl – 3s 2 3p 5). Jų nemetalinės savybės padidėja nuo Si iki Cl, kuris yra aktyvus nemetalas. Periodas baigiasi inertiniu elementu argonu (18 Ar - 3s 2 3p 6).

Per vieną laikotarpį elementų savybės keičiasi palaipsniui, o pereinant iš ankstesnio laikotarpio į kitą, pastebimas staigus savybių pokytis, nes prasideda naujo energijos lygio statyba.

Laipsniškas savybių pasikeitimas būdingas ne tik paprastoms medžiagoms, bet ir sudėtingiems junginiams, kaip parodyta 1 lentelėje.

1 lentelė. Kai kurios trečiojo laikotarpio elementų ir jų junginių savybės

Elektroninė šeima	s-elementai		p-elementai
Elemento simbolis	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Atomo branduolio krūvis	+11	+12	+13	+14	+15	+16	+17	+18
Išorinė elektroninė konfigūracija	3s 1	3s 2	3s 2 3p 1	3s 2 3p 2	3s 2 3p 3	3s 2 3p 4	3s 2 3p 5	3s 2 3p 6
Atomo spindulys, nm	0,189	0,160	0,143	0,118	0,110	0,102	0,099	0,054
Maksimalus valentas	aš	II	III	IV	V	VI	VII	—
*Didesni oksidai ir jų savybės*	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO 3	Cl2O7	—
*Didesni oksidai ir jų savybės*	Pagrindinės savybės		Amfoterinės savybės	Rūgščių savybės				—
Oksido hidratai (bazė arba rūgštis)	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO 4	—
Oksido hidratai (bazė arba rūgštis)	Bazė	Silpnas pagrindas	Amfoterinis hidroksidas	Silpna rūgštis	Vidutinio stiprumo rūgštis	Stipri rūgštis	Stipri rūgštis	—
Vandenilio junginiai	NaH	MgH 2	AlH3	SiH4	PH 3	H2S	HCl	—
Vandenilio junginiai	Kietos į druską panašios medžiagos			Dujinės medžiagos				—

Ilgą laiką metalo savybės silpnėja lėčiau. Taip yra dėl to, kad nuo ketvirtojo periodo atsiranda dešimt pereinamųjų d elementų, kuriuose susidaro ne išorinis, o antrasis išorinis d polygis, o išoriniame d elementų sluoksnyje. vienas ar du s-elektronai, kurie tam tikru mastu lemia šių elementų savybes. Taigi d elementų modelis tampa šiek tiek sudėtingesnis. Pavyzdžiui, penktuoju periodu metalinės savybės palaipsniui mažėja nuo šarminio Rb, pasiekiant minimalų stiprumą platinos šeimos metaluose (Ru, Rh, Pd).

Tačiau po neaktyvaus Ag sidabro dedamas kadmio Cd, kuris staigiai padidina metalines savybes. Be to, didėjant elemento atominiam skaičiui, nemetalinės savybės atsiranda ir palaipsniui didėja iki tipiško nemetalinio jodo. Šis laikotarpis, kaip ir visi ankstesni, baigiasi inertinėmis dujomis. Periodiškas elementų savybių pasikeitimas dideliais laikotarpiais leidžia juos suskirstyti į dvi serijas, kuriose antroji periodo dalis pakartoja pirmąją.

Grupės

Vertikalios elementų stulpeliai periodinėje lentelėje - grupės susideda iš pogrupių: pagrindinės ir antrinės, kartais žymimos atitinkamai raidėmis A ir B.

Pagrindiniai pogrupiai apima s- ir p-elementus, o antriniai pogrupiai apima didelių laikotarpių d- ir f-elementus.

Pagrindinis pogrupis yra elementų rinkinys, kuris periodinėje lentelėje yra vertikaliai ir turi tokią pačią išorinio elektronų sluoksnio konfigūraciją atomuose.

Kaip matyti iš aukščiau pateikto apibrėžimo, elemento vietą pagrindiniame pogrupyje lemia bendras išorinio energijos lygio elektronų skaičius (s- ir p-), lygus grupės skaičiui. Pavyzdžiui, siera (S - 3s 2 3p 4 ), kurio atomas turi šešis elektronus išoriniame lygyje, priklauso pagrindiniam šeštosios grupės pogrupiui – argonui (Ar - 3s 2 3p 6 ) - į pagrindinį aštuntosios grupės pogrupį ir stroncis (Sr - 5s 2 ) – į IIA pogrupį.

Vieno pogrupio elementai pasižymi panašiomis cheminėmis savybėmis. Kaip pavyzdį apsvarstykite IA ir VIIA pogrupių elementus (2 lentelė). Didėjant branduolio krūviui, didėja elektronų sluoksnių skaičius ir atomo spindulys, tačiau išoriniame energijos lygyje elektronų skaičius išlieka pastovus: šarminiams metalams (IA pogrupis) – vienas, o halogenams (VIIA pogrupis). ) – septyni. Kadangi cheminėms savybėms didžiausią įtaką daro išoriniai elektronai, akivaizdu, kad kiekviena iš nagrinėjamų analoginių elementų grupių pasižymi panašiomis savybėmis.

Tačiau viename pogrupyje, kartu su savybių panašumu, pastebimi tam tikri pokyčiai. Taigi visi IA pogrupio elementai, išskyrus H, yra aktyvieji metalai. Tačiau padidėjus atomo spinduliui ir elektroninių sluoksnių skaičiui, apsaugančių branduolio įtaką valentiniams elektronams, metalinės savybės didėja. Todėl Fr yra aktyvesnis metalas nei Cs, o Cs aktyvesnis už R ir t.t. O VIIA pogrupyje dėl tos pačios priežasties nemetalinės elementų savybės silpsta didėjant atominiam skaičiui. Todėl F yra aktyvesnis nemetalas, palyginti su Cl, o Cl yra aktyvesnis nemetalas, palyginti su Br ir kt.

2 lentelė. Kai kurios IA ir VIIA pogrupių elementų charakteristikos

laikotarpį	Pogrupis I.A.				Pogrupis VIIA
laikotarpį	Elemento simbolis	Pagrindinis mokestis	Atomo spindulys, nm		Elemento simbolis	Pagrindinis mokestis	Atomo spindulys, nm	Išorinė elektroninė konfigūracija
II	Li	+3	0,155	2 s 1	F	+9	0,064	2 s 2 2 p5
III	Na	+11	0,189	3 s 1	Cl	+17	0,099	3 s 2 3 p5
IV	K	+19	0,236	4 s 1	Br	35	0,114	4 s 2 4 p5
V	Rb	+37	0,248	5 s 1	aš	+53	0,133	5 s 2 5 p5
VI	Cs	55	0,268	6 s 1	At	85	0,140	6 s 2 6 p5
VII	Kun	+87	0,280	7 s 1	—	—	—	—

Šoniniai pogrupiai yra elementų rinkinys, išdėstytas vertikaliai periodinėje lentelėje ir turintis tokį patį valentinių elektronų skaičių dėl išorinio s ir antrojo išorinio d energijos polygio konstrukcijos.

Visi šoninių pogrupių elementai priklauso d šeimai. Šie elementai kartais vadinami pereinamaisiais metalais. Šoniniuose pogrupiuose savybės keičiasi lėčiau, nes d elementų atomuose elektronai sukuria antrą energijos lygį iš išorės, o išoriniame lygyje yra tik vienas ar du elektronai.

Kiekvieno periodo pirmųjų penkių d-elementų (pogrupių IIIB-VIB) padėtis gali būti nustatyta naudojant antrojo išorinio lygio išorinių s-elektronų ir d-elektronų sumą. Pavyzdžiui, iš elektroninės skandžio formulės (Sc - 4s 2 3d 1 ) aišku, kad jis yra trečiosios grupės antriniame pogrupyje (kadangi tai d elementas) (nes valentinių elektronų suma yra trys), o mangano (Mn - 4s) 2 3d 5 ) patenka į antrinį septintos grupės pogrupį.

Paskutinių dviejų kiekvieno periodo elementų (IB ir IIB pogrupių) padėtį galima nustatyti pagal elektronų skaičių išoriniame lygyje, nes šių elementų atomuose ankstesnis lygis yra visiškai užbaigtas. Pavyzdžiui, Ag (5s 1 5d 10) patenka į antrinį pirmosios grupės pogrupį Zn (4s 2 3d 10) - antriniame antrosios grupės pogrupyje.

Triados Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd ir Os-Ir-Pt yra antriniame aštuntosios grupės pogrupyje. Šios triados sudaro dvi šeimas: geležies ir platinoidų. Be šių šeimų, atskirai išskiriama lantanidų šeima (keturiolika 4f elementų) ir aktinidų šeima (keturiolika 5f elementų). Šios šeimos priklauso antriniam trečios grupės pogrupiui.

Elementų metalinių savybių padidėjimas pogrupiuose iš viršaus į apačią, taip pat šių savybių sumažėjimas per vieną laikotarpį iš kairės į dešinę, lemia įstrižainės modelio atsiradimą periodinėje sistemoje. Taigi Be yra labai panašus į Al, B - į Si, Ti - į Nb. Tai aiškiai įrodo faktas, kad gamtoje šie elementai sudaro panašius mineralus. Pavyzdžiui, gamtoje Te visada būna su Nb, sudarydamas mineralus – titanonobatus.

Gamtoje yra daug pasikartojančių sekų:

Metų laikai;
paros laikai;
savaitės dienos…

XIX amžiaus viduryje D.I. Mendelejevas pastebėjo, kad cheminės elementų savybės taip pat turi tam tikrą seką (sakoma, kad ši idėja jam kilo sapne). Nuostabių mokslininko svajonių rezultatas buvo periodinė cheminių elementų lentelė, kurioje D.I. Mendelejevas sudėliojo cheminius elementus atominės masės didėjimo tvarka. Šiuolaikinėje lentelėje cheminiai elementai yra išdėstyti didėjimo tvarka pagal elemento atominį skaičių (protonų skaičių atomo branduolyje).

Atominis skaičius rodomas virš cheminio elemento simbolio, po simboliu – jo atominė masė (protonų ir neutronų suma). Atkreipkite dėmesį, kad kai kurių elementų atominė masė nėra sveikas skaičius! Prisiminkite izotopus! Atominė masė yra visų gamtoje natūraliomis sąlygomis aptinkamų elemento izotopų svertinis vidurkis.

Po lentele yra lantanidai ir aktinidai.

Metalai, nemetalai, metaloidai

Periodinėje lentelėje yra kairėje nuo laiptuotos įstrižinės linijos, kuri prasideda boru (B) ir baigiasi poloniu (Po) (išimtys yra germanis (Ge) ir stibis (Sb). Nesunku pastebėti, kad metalai užima daugiausiai Periodinės lentelės pagrindinės savybės: kietas (išskyrus gerus elektros ir šilumos laidininkus);

Elementai, esantys dešinėje nuo B-Po laiptuotos įstrižainės, vadinami nemetalai. Nemetalų savybės yra visiškai priešingos metalų savybėms: prasti šilumos ir elektros laidininkai; trapus; nekalus; ne plastikas; paprastai priima elektronus.

Metaloidai

Tarp metalų ir nemetalų yra pusmetaliai(metaloidai). Jie pasižymi tiek metalų, tiek nemetalų savybėmis. Pusmetaliai pagrindinį pritaikymą pramonėje rado puslaidininkių gamyboje, be kurių neįsivaizduojama nei viena moderni mikroschema ar mikroprocesorius.

Laikotarpiai ir grupės

Kaip minėta pirmiau, periodinė lentelė susideda iš septynių laikotarpių. Kiekvienu periodu elementų atominis skaičius didėja iš kairės į dešinę.

Elementų savybės periodais kinta nuosekliai: todėl natris (Na) ir magnis (Mg), esantys trečiojo periodo pradžioje, atsisako elektronų (Na atiduoda vieną elektroną: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg suteikia aukštyn du elektronai: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Tačiau chloras (Cl), esantis laikotarpio pabaigoje, užima vieną elementą: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Grupėse, atvirkščiai, visi elementai turi tas pačias savybes. Pavyzdžiui, IA(1) grupėje visi elementai nuo ličio (Li) iki francio (Fr) dovanoja vieną elektroną. Ir visi VIIA(17) grupės elementai užima vieną elementą.

Kai kurios grupės yra tokios svarbios, kad gavo specialius pavadinimus. Šios grupės aptariamos toliau.

IA grupė (1). Šios grupės elementų atomai išoriniame elektronų sluoksnyje turi tik vieną elektroną, todėl lengvai atsisako vieno elektrono.

Svarbiausi šarminiai metalai yra natris (Na) ir kalis (K), nes jie atlieka svarbų vaidmenį žmogaus gyvenime ir yra druskų dalis.

Elektroninės konfigūracijos:

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

IIA grupė (2). Šios grupės elementų atomai savo išoriniame elektronų sluoksnyje turi du elektronus, kurių taip pat atsisako vykstant cheminėms reakcijoms. Svarbiausias elementas yra kalcis (Ca) – kaulų ir dantų pagrindas.

Elektroninės konfigūracijos:

Būk- 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

VIIA grupė (17). Šios grupės elementų atomai dažniausiai gauna po vieną elektroną, nes Išoriniame elektronų sluoksnyje yra penki elementai, o vieno elektrono tiesiog trūksta „pilname rinkinyje“.

Labiausiai žinomi šios grupės elementai: chloras (Cl) – yra druskos ir baliklio dalis; Jodas (I) yra elementas, kuris vaidina svarbų vaidmenį žmogaus skydliaukės veikloje.

Elektroninė konfigūracija:

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

VIII(18) grupė.Šios grupės elementų atomai turi visiškai „užbaigtą“ išorinį elektronų sluoksnį. Todėl jiems „nereikia“ priimti elektronų. Ir jie "nenori" jų atiduoti. Taigi šios grupės elementai labai „nenori“ įsitraukti į chemines reakcijas. Ilgą laiką buvo manoma, kad jie visai nereaguoja (iš čia ir kilo pavadinimas „inertiškas“, t.y. „neaktyvus“). Tačiau chemikas Neilas Bartlettas atrado, kad kai kurios iš šių dujų tam tikromis sąlygomis vis tiek gali reaguoti su kitais elementais.

Elektroninės konfigūracijos:

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

Valencijos elementai grupėse

Nesunku pastebėti, kad kiekvienoje grupėje elementai yra panašūs vienas į kitą savo valentiniais elektronais (s ir p orbitalių elektronai, esantys išoriniame energijos lygyje).

Šarminiai metalai turi 1 valentinį elektroną:

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

Šarminių žemių metalai turi 2 valentinius elektronus:

Būk- 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

Halogenai turi 7 valentinius elektronus:

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

Inertinės dujos turi 8 valentinius elektronus:

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

Daugiau informacijos rasite straipsnyje Valencija ir cheminių elementų atomų elektroninių konfigūracijų lentelė pagal laikotarpį.

Dabar atkreipkime dėmesį į elementus, išdėstytus grupėse su simboliais IN. Jie yra periodinės lentelės centre ir vadinami pereinamieji metalai.

Išskirtinis šių elementų bruožas yra elektronų, kurie užpildo, buvimas atomuose d-orbitalės:

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

Yra atskirai nuo pagrindinio stalo lantanidai Ir aktinidai- tai yra vadinamieji vidiniai pereinamieji metalai. Šių elementų atomuose užpildo elektronai f-orbitalės:

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

Kaip naudotis periodine lentele Nežinančiam žmogui skaityti periodinę lentelę yra tas pats, kas gnomui, žiūrinčiam į senovines elfų runas? O periodinė lentelė, beje, teisingai naudojama, gali daug pasakyti apie pasaulį. Be to, kad jis puikiai tarnauja egzamine, jis taip pat yra tiesiog nepakeičiamas sprendžiant daugybę cheminių ir fizinių problemų. Bet kaip tai skaityti? Laimei, šiandien kiekvienas gali išmokti šio meno. Šiame straipsnyje mes jums pasakysime, kaip suprasti periodinę lentelę.

Periodinė cheminių elementų lentelė (Mendelejevo lentelė) – tai cheminių elementų klasifikacija, kuri nustato įvairių elementų savybių priklausomybę nuo atomo branduolio krūvio.

Lentelės sukūrimo istorija

Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas nebuvo paprastas chemikas, jei kas taip mano. Jis buvo chemikas, fizikas, geologas, metrologas, ekologas, ekonomistas, naftos darbuotojas, aeronautas, prietaisų gamintojas ir mokytojas. Per savo gyvenimą mokslininkas spėjo atlikti daug fundamentinių tyrimų įvairiose žinių srityse. Pavyzdžiui, plačiai manoma, kad būtent Mendelejevas apskaičiavo idealų degtinės stiprumą – 40 laipsnių. Nežinome, kaip Mendelejevas jautė degtinę, bet tikrai žinome, kad jo disertacija tema „Diskusas apie alkoholio derinį su vandeniu“ neturėjo nieko bendra su degtine ir nagrinėjo alkoholio koncentraciją nuo 70 laipsnių. Su visais mokslininko nuopelnais, cheminių elementų periodinio dėsnio – vieno iš pagrindinių gamtos dėsnių – atradimas atnešė jam plačiausią šlovę.

Yra legenda, pagal kurią mokslininkas svajojo apie periodinę lentelę, po kurios jam tereikėjo patobulinti atsiradusią idėją. Bet jei viskas būtų taip paprasta.. Ši periodinės lentelės kūrimo versija, matyt, yra ne kas kita, kaip legenda. Paklaustas, kaip buvo atidarytas stalas, Dmitrijus Ivanovičius atsakė: „ Aš galvoju apie tai gal dvidešimt metų, bet jūs galvojate: aš sėdėjau ir staiga... viskas baigta.

Devyniolikto amžiaus viduryje keli mokslininkai lygiagrečiai bandė sutvarkyti žinomus cheminius elementus (žinomi 63 elementai). Pavyzdžiui, 1862 m. Alexandre'as Emile'as Chancourtois išdėstė elementus išilgai spiralės ir pastebėjo ciklišką cheminių savybių pasikartojimą. Chemikas ir muzikantas Johnas Alexanderis Newlandsas pasiūlė savo periodinės lentelės versiją 1866 m. Įdomus faktas yra tai, kad mokslininkas bandė atrasti kažkokią mistinę muzikinę harmoniją elementų išdėstyme. Tarp kitų bandymų buvo ir Mendelejevo bandymas, kurį vainikavo sėkmė.

1869 m. buvo paskelbta pirmoji lentelės schema, o 1869 m. kovo 1 d. laikoma periodinio įstatymo atidarymo diena. Mendelejevo atradimo esmė buvo ta, kad elementų, kurių atominė masė didėja, savybės kinta ne monotoniškai, o periodiškai. Pirmojoje lentelės versijoje buvo tik 63 elementai, tačiau Mendelejevas priėmė nemažai labai netradicinių sprendimų. Taigi, jis spėjo lentelėje palikti vietos dar neatrastiems elementams, taip pat pakeitė kai kurių elementų atomines mases. Esminis Mendelejevo išvesto dėsnio teisingumas buvo patvirtintas labai greitai, atradus galio, skandžio ir germanio, kurių egzistavimą numatė mokslininkas.

Šiuolaikinis periodinės lentelės vaizdas

Žemiau yra pati lentelė

Šiandien vietoj atominio svorio (atominės masės) elementams rikiuoti naudojama atominio skaičiaus (protonų skaičiaus branduolyje) sąvoka. Lentelėje yra 120 elementų, kurie išdėstyti iš kairės į dešinę didėjančio atominio skaičiaus (protonų skaičiaus) tvarka.

Lentelės stulpeliai žymi vadinamąsias grupes, o eilutės – laikotarpius. Lentelėje yra 18 grupių ir 8 periodai.

Elementų metalinės savybės mažėja judant periodu iš kairės į dešinę ir didėja priešinga kryptimi.
Atomų dydžiai mažėja, kai periodais juda iš kairės į dešinę.
Judant iš viršaus į apačią per grupę, didėja redukcinio metalo savybės.
Oksidacinės ir nemetalinės savybės didėja judant iš kairės į dešinę aš.

Ką mes sužinome apie elementą iš lentelės? Pavyzdžiui, paimkime trečiąjį lentelės elementą - litį ir apsvarstykite jį išsamiai.

Pirmiausia matome patį elemento simbolį ir po juo jo pavadinimą. Viršutiniame kairiajame kampe yra elemento atominis numeris, kokia tvarka elementas yra išdėstytas lentelėje. Atominis skaičius, kaip jau minėta, yra lygus protonų skaičiui branduolyje. Teigiamų protonų skaičius paprastai yra lygus neigiamų elektronų skaičiui atome (išskyrus izotopus).

Atominė masė nurodyta po atominiu numeriu (šioje lentelės versijoje). Jei suapvalinsime atominę masę iki artimiausio sveikojo skaičiaus, gausime vadinamąjį masės skaičių. Skirtumas tarp masės skaičiaus ir atominio skaičiaus parodo neutronų skaičių branduolyje. Taigi helio branduolyje neutronų skaičius yra du, o lityje - keturi.

Mūsų kursas „Periodinė lentelė manekenams“ baigėsi. Pabaigoje kviečiame žiūrėti teminį vaizdo įrašą ir tikimės, kad klausimas, kaip naudoti Mendelejevo periodinę lentelę, jums tapo aiškesnis. Primename, kad naują dalyką visada efektyviau studijuoti ne vienam, o padedant patyrusiam mentoriui. Todėl niekada neturėtumėte pamiršti apie juos, kurie mielai pasidalins su jumis savo žiniomis ir patirtimi.

Pamokos metu galėsite studijuoti temą „Cheminių elementų periodinės lentelės sandara. Periodinio dėsnio aiškinamosios ir nuspėjamosios funkcijos“. Sužinosite apie Mendelejevo periodinės lentelės reikšmę, jos funkcijas ir galimybes. D.I. Mendelejevo periodinė lentelė yra grafinis cheminių elementų periodinio įstatymo vaizdas. Šis įstatymas D.I. Mendelejevas jį sukūrė 1869 m. Jis sukūrė lentelę nuo 1865 iki 1871 m.

Tema: Periodinė teisė irPeriodinė cheminių elementų lentelė D.I. Mendelejevas.

Pamoka: Cheminių elementų periodinės lentelės struktūra. Periodinio dėsnio aiškinamosios ir nuspėjamosios funkcijos

XX amžiaus pradžioje buvo atrasta atomo sandara ir tai tapo aišku cheminių elementų savybės periodiškai priklauso ne nuo atomų masių, o nuo atomo branduolio krūvio, t.y., nuo protonų skaičiaus branduolyje.

Ryžiai. 1. "Ilgos" lentelės forma

Namų darbai

1. Nr. 193, 194 (p. 143) Popel P.P. Chemija: 8 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms / P.P. Popelis, L.S. Krivlya. - K.: IC "Akademija", 2008. - 240 p.: iliustr.

2. Kokius pavadinimus turi kai kurios cheminių elementų grupės?

3. Suformuluokite periodinį dėsnį. Kuo šiuolaikinė įstatymo formuluotė skiriasi nuo šios D.I. Mendelejevas?

Kaip viskas prasidėjo?

Daugelis žymių XIX ir XX amžių sandūros chemikų jau seniai pastebėjo, kad daugelio cheminių elementų fizinės ir cheminės savybės yra labai panašios viena į kitą. Pavyzdžiui, kalis, litis ir natris yra aktyvūs metalai, kurie, reaguodami su vandeniu, sudaro aktyvius šių metalų hidroksidus; Chloras, fluoras, bromas savo junginiuose su vandeniliu parodė tą patį valentingumą, lygų I ir visi šie junginiai yra stiprios rūgštys. Iš šio panašumo jau seniai buvo daroma išvada, kad visus žinomus cheminius elementus galima sujungti į grupes ir taip, kad kiekvienos grupės elementai turėtų tam tikrą fizinių ir cheminių savybių rinkinį. Tačiau tokias grupes įvairūs mokslininkai dažnai neteisingai sudarydavo iš skirtingų elementų ir ilgą laiką daugelis ignoravo vieną pagrindinių elementų charakteristikų – jų atominę masę. Jis buvo ignoruojamas, nes jis buvo ir skiriasi skirtingiems elementams, o tai reiškia, kad jis negalėjo būti naudojamas kaip parametras jungiant į grupes. Vienintelė išimtis buvo prancūzų chemikas Alexandre'as Emile'as Chancourtois, jis bandė visus elementus išdėstyti trimačiame modelyje išilgai spiralės, tačiau jo darbo nepripažino mokslo bendruomenė, o modelis pasirodė nepatogus ir nepatogus.

Skirtingai nuo daugelio mokslininkų, D.I. Mendelejevas kaip pagrindinį elementų klasifikavimo parametrą laikė atominę masę (tais laikais dar „Atominis svoris“. Savo versijoje Dmitrijus Ivanovičius išdėstė elementus didėjančia jų atominio svorio tvarka, ir čia atsirado modelis, kuris tam tikrais elementų intervalais periodiškai kartojasi. Tiesa, teko padaryti išimčių: kai kurie elementai buvo sukeisti vietomis ir neatitiko atominių masių padidėjimo (pavyzdžiui, telūras ir jodas), tačiau jie atitiko elementų savybes. Tolesnė atominio-molekulinio mokymo plėtra pateisino tokią pažangą ir parodė šio susitarimo pagrįstumą. Daugiau apie tai galite perskaityti straipsnyje „Kas yra Mendelejevo atradimas“

Kaip matome, elementų išdėstymas šioje versijoje visiškai skiriasi nuo to, ką matome šiuolaikinėje formoje. Pirma, grupės ir periodai sukeisti: grupės horizontaliai, periodai vertikaliai, antra, jame kažkaip per daug grupių – devyniolika, o ne šiandien priimta aštuoniolika.

Tačiau vos po metų, 1870 m., Mendelejevas suformavo naują, mums jau labiau atpažįstamą lentelės variantą: panašūs elementai išdėstyti vertikaliai, formuojant grupes, o 6 periodai išdėstyti horizontaliai. Ypač pažymėtina, kad tiek pirmoje, tiek antroje lentelės versijose galima pamatyti reikšmingų laimėjimų, kurių neturėjo jo pirmtakai: lentelė kruopščiai paliko vietos elementams, kurie, anot Mendelejevo, dar nebuvo atrasti. Atitinkamos laisvos pozicijos pažymėtos klaustuku ir jas galite pamatyti aukščiau esančiame paveikslėlyje. Vėliau iš tikrųjų buvo atrasti atitinkami elementai: Galium, Germanium, Scandium. Taigi Dmitrijus Ivanovičius ne tik susistemino elementus į grupes ir laikotarpius, bet ir numatė naujų, dar nežinomų elementų atradimą.

Vėliau, išsprendus daugybę aktualių to meto chemijos paslapčių – naujų elementų atradimo, tauriųjų dujų grupės išskyrimo kartu su Williamo Ramsay dalyvavimu, konstatavus faktą, kad didimis visai nėra savarankiškas elementas, bet yra dviejų kitų mišinys – vis naujų ir naujų stalo variantų, kartais net turinčių ne lentelės pavidalą. Bet čia nepateiksime visų, o pateiksime tik galutinę versiją, kuri susiformavo dar didžiojo mokslininko gyvavimo metu.

Perėjimas nuo atominių svorių prie branduolinio krūvio.

Deja, Dmitrijus Ivanovičius nematė planetinės atominės sandaros teorijos ir nematė Rutherfordo eksperimentų triumfo, nors būtent su jo atradimais prasidėjo nauja periodinio įstatymo ir visos periodinės sistemos raidos era. Priminsiu, kad iš Ernesto Rutherfordo atliktų eksperimentų paaiškėjo, kad elementų atomai susideda iš teigiamai įkrauto atomo branduolio ir aplink branduolį besisukančių neigiamo krūvio elektronų. Nustačius visų tuo metu žinomų elementų atomų branduolių krūvius, paaiškėjo, kad periodinėje lentelėje jie išsidėstę pagal branduolio krūvį. Ir periodinis įstatymas įgijo naują prasmę, dabar jis pradėjo skambėti taip:

„Cheminių elementų savybės, taip pat jų formuojamų paprastų medžiagų ir junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvių dydžio“

Dabar tapo aišku, kodėl kai kuriuos lengvesnius elementus Mendelejevas pastatė už sunkesnių pirmtakų – esmė ta, kad jie taip surikiuoti pagal savo branduolių krūvius. Pavyzdžiui, telūras yra sunkesnis už jodą, tačiau lentelėje nurodytas anksčiau, nes jo atomo branduolio krūvis ir elektronų skaičius yra 52, o jodo – 53. Galite pažvelgti į lentelę ir pamatyti, save.

Po atomo sandaros ir atomo branduolio atradimo periodinė lentelė patyrė dar keletą pakeitimų, kol galiausiai pasiekė mums jau iš mokyklos laikų pažįstamą formą – trumpojo periodo periodinės lentelės versiją.

Šioje lentelėje mes jau žinome viską: 7 periodai, 10 eilučių, antriniai ir pagrindiniai pogrupiai. Taip pat, atrandant naujus elementus ir užpildžius jais lentelę, reikėjo atskirose eilėse sudėti tokius elementus kaip Actinium ir Lanthanum, visi jie buvo atitinkamai pavadinti Actinides ir Lanthanides. Ši sistemos versija egzistavo labai ilgai - pasaulio mokslo bendruomenėje beveik iki 80-ųjų pabaigos, 90-ųjų pradžios, o mūsų šalyje dar ilgiau - iki šio amžiaus 10-ųjų.

Šiuolaikinė periodinės lentelės versija.

Tačiau variantas, kurį daugelis iš mūsų patyrė mokykloje, pasirodo gana painus, o painiava išreiškiama pogrupių skirstymu į pagrindinius ir antrinius, o prisiminti elementų savybių rodymo logiką tampa gana sunku. Žinoma, nepaisant to, daugelis mokėsi jį naudoti, tapdami chemijos mokslų daktarais, tačiau šiais laikais jį pakeitė nauja versija - ilgalaikė. Atkreipiu dėmesį, kad šią parinktį patvirtino IUPAC (Tarptautinė grynosios ir taikomosios chemijos sąjunga). Pažvelkime į tai.

Aštuonios grupės pakeistos aštuoniolika, tarp kurių nebėra skirstymo į pagrindinę ir antrinę, o visas grupes diktuoja elektronų vieta atomo apvalkale. Tuo pačiu metu atsikratėme dviejų eilučių ir vienos eilės laikotarpių. Kodėl ši parinktis patogi? Dabar aiškiau matomas elementų savybių periodiškumas. Grupės numeris iš tikrųjų rodo elektronų skaičių išoriniame lygyje, todėl visi pagrindiniai senosios versijos pogrupiai yra pirmoje, antroje ir tryliktoje – aštuonioliktoje grupėse, o visos „buvusios pusės“ grupės yra stalo viduryje. Taigi dabar iš lentelės aiškiai matyti, kad jei tai yra pirmoji grupė, tai yra šarminiai metalai ir jums nėra vario ar sidabro, ir aišku, kad visi tranzitiniai metalai aiškiai parodo savo savybių panašumą dėl užpildo. d-polygio, kuris turi mažesnį poveikį išorinėms savybėms, taip pat lantanidai ir aktinidai pasižymi panašiomis savybėmis tik dėl skirtingo f-polygio. Taigi, visa lentelė suskirstyta į šiuos blokus: s-blokas, kuriame užpildomi s-elektronai, d-blokas, p-blokas ir f-blokas, atitinkamai užpildyti d, p ir f-elektronais.

Deja, mūsų šalyje ši galimybė į mokyklinius vadovėlius įtraukta tik pastaruosius 2-3 metus, o ir tada ne visuose. Ir veltui. Su kuo tai susiję? Na, pirma, su sąstingio laikais veržliame 90-aisiais, kai šalyje nebuvo jokios plėtros, jau nekalbant apie švietimo sektorių, ir būtent 90-aisiais pasaulio chemijos bendruomenė pasirinko šią galimybę. Antra, su nedidele inercija ir sunkiai suvokiant viską, kas nauja, nes mūsų mokytojai yra pripratę prie senosios, trumpalaikės lentelės versijos, nepaisant to, kad studijuojant chemiją ji daug sudėtingesnė ir ne tokia patogi.

Išplėstinė periodinės lentelės versija.

Tačiau laikas, mokslas ir technologijos nestovi vietoje. 118-asis periodinės lentelės elementas jau buvo atrastas, vadinasi, netrukus turėsime atidaryti kitą, aštuntąjį, lentelės periodą. Be to, atsiras naujas energijos polygis: g polygis. Jo sudedamąsias dalis, pavyzdžiui, lantanidus ar aktinidus, reikės perkelti žemyn, arba šią lentelę dar du kartus išplėsti, kad ji nebetilptų ant A4 formato lapo. Čia pateiksiu tik nuorodą į Vikipediją (žr. Išplėstinę periodinę lentelę) ir daugiau nekartosiu šios parinkties aprašymo. Visi norintys gali sekti nuorodą ir susipažinti.

Šioje versijoje nei f elementai (lantanidai ir aktinidai), nei g elementai ("ateities elementai" iš Nr. 121-128) nėra dedami atskirai, bet daro lentelę 32 ląsteles platesnę. Be to, elementas helis yra įtrauktas į antrąją grupę, nes jis yra s bloko dalis.

Apskritai mažai tikėtina, kad būsimi chemikai pasinaudos šia galimybe, greičiausiai periodinę lentelę pakeis viena iš drąsių mokslininkų jau siūlomų alternatyvų: Benfey sistema, Stewarto „cheminė galaktika“ ar kita galimybė; . Bet tai įvyks tik pasiekus antrąją cheminių elementų stabilumo salą ir, greičiausiai, jos daugiau prireiks aiškumui branduolinėje fizikoje nei chemijoje, bet kol kas mums užteks senos geros periodinės Dmitrijaus Ivanovičiaus sistemos. .

Panašūs straipsniai