Aatomi koostis.

Aatom koosneb aatomituum Ja elektronkiht.

Aatomi tuum koosneb prootonitest ( p+) ja neutronid ( n 0). Enamikul vesinikuaatomitel on tuum, mis koosneb ühest prootonist.

Prootonite arv N(p+) võrdub tuumalaenguga ( Z) ja elemendi järjekorranumber elementide loomulikus reas (ja elementide perioodilises tabelis).

N(lk +) = Z

Neutronite summa N(n 0), mida tähistatakse lihtsalt tähega N ja prootonite arv Z helistas massiarv ja on tähistatud tähega A.

A = Z + N

Aatomi elektronkiht koosneb elektronidest, mis liiguvad ümber tuuma ( e -).

Elektronide arv N(e-) neutraalse aatomi elektronkihis võrdub prootonite arvuga Z selle tuumas.

Prootoni mass on ligikaudu võrdne neutroni massiga ja 1840 korda suurem elektroni massiga, seega on aatomi mass peaaegu võrdne tuuma massiga.

Aatomi kuju on sfääriline. Tuuma raadius on ligikaudu 100 000 korda väiksem kui aatomi raadius.

Keemiline element- aatomite tüüp (aatomite kogum), millel on sama tuumalaeng (sama prootonite arvuga tuumas).

Isotoop- sama elemendi aatomite kogum, mille tuumas on sama arv neutroneid (või aatomitüüp, mille tuumas on sama arv prootoneid ja sama arv neutroneid).

Erinevad isotoobid erinevad üksteisest neutronite arvu poolest oma aatomite tuumades.

Üksiku aatomi või isotoobi tähistus: (E - elemendi sümbol), näiteks: .

Aatomi elektronkihi struktuur

Aatomiorbitaal- elektroni olek aatomis. Orbitaali sümbol on . Igal orbitaalil on vastav elektronipilv.

Põhilises (ergastamata) olekus reaalsete aatomite orbitaale on nelja tüüpi: s, lk, d Ja f.

Elektrooniline pilv- ruumiosa, milles elektroni võib leida tõenäosusega 90 (või enam) protsenti.

Märge: mõnikord mõisted " aatomi orbitaal" ja "elektronpilve" ei eristata, nimetades mõlemat "aatomiorbitaaliks".

Aatomi elektronkiht on kihiline. Elektrooniline kiht moodustuvad elektronpilvedest sama suurus. Moodustuvad ühe kihi orbitaalid elektrooniline ("energia") tase, on nende energia vesinikuaatomi puhul sama, kuid teiste aatomite puhul erinev.

Sama tüüpi orbitaalid on rühmitatud elektrooniline (energia) alamtasandid:
s-alamtase (koosneb ühest s-orbitaalid), sümbol - .
lk-alamtase (koosneb kolmest lk
d-alamtase (koosneb viiest d-orbitaalid), sümbol - .
f-alamtase (koosneb seitsmest f-orbitaalid), sümbol - .

Sama alamtasandi orbitaalide energiad on samad.

Alamtasandite määramisel lisatakse alamtaseme sümbolile kihi (elektroonilise taseme) number, näiteks: 2 s, 3lk, 5d tähendab s- teise taseme alamtase, lk-kolmanda taseme alatase, d-viienda taseme alamtase.

Ühe taseme alamtasandite koguarv on võrdne taseme numbriga n. Orbitaalide koguarv ühel tasemel on võrdne n 2. Vastavalt sellele võrdub ka pilvede koguarv ühes kihis n 2 .

Nimetused: - vaba orbitaal (ilma elektronideta), - orbitaal koos paaritu elektron, - orbitaal c elektrooniline paar(kahe elektroniga).

Aatomi orbitaalide täitmise järjekorra määrab kolm loodusseadust (koostised on antud lihtsustatult):

1. Väikseima energia põhimõte - elektronid täidavad orbitaalid orbitaalide energia suurenemise järjekorras.

2. Pauli printsiip – ühel orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks elektroni.

3. Hundi reegel – alamtasandi sees täidavad elektronid esmalt tühjad orbitaalid (ükshaaval) ja alles pärast seda moodustavad elektronpaarid.

Elektronide koguarv elektroonilisel tasemel (või elektronikihis) on 2 n 2 .

Alamtasandite jaotus energia järgi väljendatakse järgmiselt (energia suurenemise järjekorras):

1s, 2s, 2lk, 3s, 3lk, 4s, 3d, 4lk, 5s, 4d, 5lk, 6s, 4f, 5d, 6lk, 7s, 5f, 6d, 7lk ...

Seda jada väljendab selgelt energiadiagramm:

Aatomi elektronide jaotus tasandite, alamtasandite ja orbitaalide vahel ( elektrooniline konfiguratsioon aatom) saab kujutada elektroonilise valemi, energiadiagrammina või lihtsamalt öeldes elektrooniliste kihtide diagrammina ("elektrooniline diagramm").

Näited aatomite elektroonilisest struktuurist:

Valentselektronid- aatomi elektronid, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamises. Mis tahes aatomi puhul on need kõik välimised elektronid pluss need eel-välimised elektronid, mille energia on suurem kui välistel elektronidel. Näiteks: Ca aatomil on 4 välist elektroni s 2, need on ka valents; Fe aatomil on 4 välist elektroni s 2 aga tal on 3 d 6, seetõttu on raua aatomil 8 valentselektroni. Valents elektrooniline valem kaltsiumi aatomid - 4 s 2 ja rauaaatomeid - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodiline tabel
(looduslik keemiliste elementide süsteem)

Keemiliste elementide perioodiline seadus(kaasaegne formulatsioon): keemiliste elementide omadused, samuti lihtsad ja komplekssed ained, mille moodustavad nad, sõltuvad perioodiliselt aatomituumade laengu väärtusest.

Perioodilisustabel- perioodilise seaduse graafiline väljendus.

Looduslike keemiliste elementide seeria- rida keemilisi elemente, mis on paigutatud vastavalt prootonite arvu suurenemisele nende aatomite tuumades või, mis on sama, vastavalt nende aatomite tuumade kasvavatele laengutele. Selle seeria elemendi aatomnumber on võrdne prootonite arvuga selle elemendi mis tahes aatomi tuumas.

Keemiliste elementide tabel on koostatud looduslike keemiliste elementide seeria "lõikamisega". perioodid sarnaste elementide (tabeli horisontaalsed read) ja rühmitused (tabeli vertikaalsed veerud) elektrooniline struktuur aatomid.

Olenevalt viisist, kuidas te elemendid rühmadesse ühendate, võib tabel olla pikaajaline periood(sama arvu ja sama tüüpi valentselektronidega elemendid kogutakse rühmadesse) ja lühike periood(sama valentselektronide arvuga elemendid kogutakse rühmadesse).

Lühiajalise perioodi tabelirühmad on jagatud alarühmadesse ( peamine Ja pool), mis langeb kokku pika perioodi tabeli rühmadega.

Kõigil elementide aatomitel on sama periood sama number elektroonilised kihid, võrdne perioodi numbriga.

Elementide arv perioodides: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Enamik kaheksanda perioodi elemente saadi kunstlikult, selle perioodi viimaseid elemente pole veel sünteesitud. Kõik perioodid peale esimese algavad leelismetalle moodustava elemendiga (Li, Na, K jne) ja lõpevad väärisgaasi moodustava elemendiga (He, Ne, Ar, Kr jne).

Lühiajalise perioodi tabelis on kaheksa rühma, millest igaüks on jagatud kahte alarühma (põhi- ja teisejärguliseks), pika perioodi tabelis on kuusteist rühma, mis on nummerdatud rooma numbritega tähtedega A või B, näide: IA, IIIB, VIA, VIIB. Pika perioodi tabeli IA rühm vastab lühikese perioodi tabeli esimese rühma põhialarühmale; rühm VIIB - seitsmenda rühma sekundaarne alarühm: ülejäänud - sarnaselt.

Keemiliste elementide omadused muutuvad loomulikult rühmade ja perioodide kaupa.

Perioodidel (suurenedes seerianumber)

• tuumalaeng suureneb
• väliste elektronide arv suureneb,
• aatomite raadius väheneb,
• suureneb sideme tugevus elektronide ja tuuma vahel (ionisatsioonienergia),
• elektronegatiivsus suureneb,
• oksüdeerivad omadused paranevad lihtsad ained("mittemetallilisus"),
• lihtainete redutseerivad omadused nõrgenevad ("metallilisus"),
• nõrgestab hüdroksiidide ja vastavate oksiidide põhiomadusi,
• suureneb hüdroksiidide ja vastavate oksiidide happelisus.

Rühmades (suureneva seerianumbriga)

• tuumalaeng suureneb
• aatomite raadius suureneb (ainult A-rühmades),
• elektronide ja tuuma vahelise sideme tugevus väheneb (ionisatsioonienergia; ainult A-rühmades),
• elektronegatiivsus väheneb (ainult A-rühmades),
• lihtainete oksüdeerivad omadused nõrgenevad ("mittemetallilisus"; ainult A-rühmades),
• lihtainete redutseerivad omadused paranevad ("metallilisus"; ainult A-rühmades),
• hüdroksiidide ja vastavate oksiidide põhiomadus suureneb (ainult A-rühmades),
• nõrgendab hüdroksiidide ja vastavate oksiidide happelisust (ainult A-rühmades),
• vesinikühendite stabiilsus väheneb (suureneb nende redutseeriv aktiivsus; ainult A-rühmades).

Ülesanded ja testid teemal "Teema 9. "Aatomi ehitus. D. I. Mendelejevi (PSHE) perioodiline seadus ja keemiliste elementide perioodiline süsteem.

• Perioodiline seadus - Aatomite perioodilisusseadus ja struktuur 8.–9
  Peate teadma: orbitaalide elektronidega täitmise seadusi (väikseima energia põhimõte, Pauli printsiip, Hundi reegel), struktuuri perioodilisustabel elemendid.

  Peate suutma: määrata aatomi koostist elemendi asukoha järgi perioodilisustabelis ja, vastupidi, leida elementi perioodilisuse süsteemist, teades selle koostist; kujutada struktuuriskeemi, aatomi, iooni elektroonilist konfiguratsiooni ja, vastupidi, määrata skeemilt ja elektrooniliselt konfiguratsioonist keemilise elemendi asukoht PSCE-s; iseloomustada elementi ja sellest moodustatavaid aineid vastavalt tema positsioonile PSCE-s; määrata muutused aatomite raadiuses, keemiliste elementide ja nendest moodustuvate ainete omadustes ühe perioodi ja perioodilise süsteemi ühe peamise alarühma piires.

  Näide 1. Määrake orbitaalide arv kolmandal elektrontasemel. Mis need orbitaalid on?
  Orbitaalide arvu määramiseks kasutame valemit N orbitaalid = n 2 kus n- taseme number. N orbitaalid = 3 2 = 9. Üks 3 s-, kolm 3 lk- ja viis 3 d-orbitaalid.

  Näide 2. Määrake, millise elemendi aatomil on elektrooniline valem 1 s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 1 .
  Et määrata, mis element see on, peate välja selgitama selle aatomnumbri, mis võrdub aatomi elektronide koguarvuga. IN sel juhul: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. See on alumiinium.

  Kui olete veendunud, et kõik vajalik on selgeks õpitud, jätkake ülesannete täitmisega. Soovime teile edu.

  
  Soovitatav lugemine:
  • O. S. Gabrielyan ja teised Keemia 11. klass. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Keemia 11. klass. M., Haridus, 2001.

Elementide perioodiline tabel D.I. Mendelejev, loomulik, mis on tabeli (või muu graafiline) väljend. Elementide perioodilise tabeli töötas välja D.I. Mendelejev aastatel 1869-1871.

Elementide perioodilise tabeli ajalugu. Süstematiseerimiskatseid tegid erinevad Inglismaa ja USA teadlased alates 19. sajandi 30. aastatest. Mendelejev - I. Döbereiner, J. Dumas, prantsuse keemik A. Chancourtois, inglise keel. keemikud W. Odling, J. Newlands jt tegid kindlaks sarnaste keemiliste omadustega elementide rühmade ehk nn “looduslike rühmade” olemasolu (näiteks Döbereineri “kolmikud”). Kuid need teadlased ei läinud kaugemale rühmades teatud mustrite loomisest. 1864. aastal pakkus L. Meyer andmetele tuginedes välja tabeli, mis näitab mitme iseloomuliku elemendirühma suhet. Meyer ei esitanud oma tabelist teoreetilisi sõnumeid.

Elementide teadusliku perioodilise süsteemi prototüübiks oli Mendelejevi poolt 1. märtsil 1869 koostatud tabel "Elementide süsteemi kogemus nende keemilise sarnasuse alusel". riis. 1). Järgmise kahe aasta jooksul täiustas autor seda tabelit, tutvustas ideid rühmade, sarjade ja elementide perioodide kohta; tegi katse hinnata väikeste ja suurte perioodide mahtuvust, sisaldades tema arvates vastavalt 7 ja 17 elementi. 1870. aastal nimetas ta oma süsteemi loomulikuks ja 1871. aastal perioodiliseks. Juba siis omandas elementide perioodilisuse tabeli struktuur suures osas kaasaegsed piirjooned ( riis. 2).

Elementide perioodilisustabel ei saanud kohe tunnustust fundamentaalse teadusliku üldistusena; olukord muutus oluliselt alles pärast Ga, Sc, Ge avastamist ja Be divalentsi kindlakstegemist (it pikka aega peetakse kolmevalentseks). Sellegipoolest kujutas perioodiline elementide süsteem suures osas faktide empiirilist üldistust, kuna perioodilise seaduse füüsikaline tähendus oli ebaselge ning elementide omaduste perioodilise muutumise põhjused sõltuvalt suurenemisest puudusid. Seetõttu ei suudetud paljusid fakte selgitada kuni perioodilise seaduse füüsikalise põhjendamiseni ja perioodilise elementide süsteemi teooria väljatöötamiseni. Seega oli 19. sajandi lõpu avastus ootamatu. , millel ei paistnud olevat kohta elementide perioodilises tabelis; see raskus kõrvaldati sõltumatu nullrühma (hiljem VIIIa alarühma) elementide kaasamise tõttu perioodilisustabelisse. Paljude "raadioelementide" avastamine 20. sajandi alguses. tõi kaasa vastuolu nende elementide perioodilisustabelisse paigutamise vajaduse ja selle struktuuri vahel (rohkem kui 30 sellise elemendi puhul oli kuuendal ja seitsmendal perioodil 7 “vaba” kohta). See vastuolu sai avastuse tulemusel ületatud. Lõpuks kaotas väärtus () kui parameeter, mis määrab elementide omadused, järk-järgult oma tähenduse.

Perioodilise seaduse ja elementide perioodilise süsteemi füüsikalise tähenduse seletamise võimatuse üks peamisi põhjusi oli struktuuriteooria puudumine (vt Aatomifüüsika). Seetõttu oli elementide perioodilisuse tabeli väljatöötamise kõige olulisem verstapost planetaarne mudel, pakkus välja E. Rutherford (1911). Selle põhjal tegi Hollandi teadlane A. van den Broek ettepaneku (1913), et elementide perioodilisuse tabeli (Z) element on arvuliselt võrdne tuuma laenguga (elementaarlaengu ühikutes). Seda kinnitas eksperimentaalselt G. Moseley (1913-14, vt Moseley seadust). Seega oli võimalik kindlaks teha, et elementide omaduste muutumise sagedus sõltub , mitte aga . Selle tulemusena määrati teaduslikul alusel elementide perioodilisuse süsteemi alumine piir (elemendina minimaalse Z = 1-ga); elementide arv ja vahel on täpselt hinnatud; On kindlaks tehtud, et elementide perioodilisuse tabeli "lüngad" vastavad tundmatutele elementidele, mille Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Täpse arvu küsimus jäi aga ebaselgeks ning (mis on eriti oluline) ei selgunud Z-st sõltuvate elementide omaduste perioodilise muutumise põhjused, need põhjused leiti perioodilisuse teooria edasiarendamise käigus. struktuuri kvantkontseptsioonidel põhinev elementide süsteem (vt. Edasi). Perioodilise seaduse füüsiline põhjendus ja isotoonia nähtuse avastamine võimaldasid teaduslikult määratleda mõiste "" (""). Lisatud perioodilisustabel (vt haige.) sisaldab kaasaegsed tähendused elemendid süsiniku skaalal vastavalt 1973. aasta rahvusvahelisele tabelile. Pikima elueaga on näidatud nurksulgudes. Kõige stabiilsemate 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa ja 237 Np asemel võeti need vastu (1969) Rahvusvahelise Komisjoni poolt.

Elementide perioodilisuse tabeli struktuur. Kaasaegne (1975) elementide perioodilisustabel hõlmab 106; neist kogu transuraan (Z = 93-106), samuti elemendid Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) ja 87 (Fr) saadi kunstlikult. Kogu elementide perioodilise tabeli ajaloo jooksul on seda välja pakutud suur hulk(mitusada) varianti sellest graafiline pilt, peamiselt tabelite kujul; pilte tuntakse ka mitmesuguste kujul geomeetrilised kujundid(ruumilised ja tasapinnalised), analüütilised kõverad (näiteks) jne. Kõige levinumad on elementide perioodilisuse tabeli kolm vormi: lühike, Mendelejevi pakutud ( riis. 2) ja sai üldise tunnustuse (in kaasaegne vorm see antakse edasi haige.); pikk ( riis. 3); trepp ( riis. 4). Pika vormi töötas välja ka Mendelejev ja täiustatud kujul pakkus selle välja 1905. aastal A. Werner. Redeli kuju pakkusid välja inglise teadlane T. Bailey (1882), Taani teadlane J. Thomsen (1895) ja täiustasid N. (1921). Igal kolmel vormil on oma eelised ja puudused. Perioodilise elementide tabeli koostamise aluspõhimõte on kõigi jagamine rühmadeks ja perioodideks. Iga rühm jaguneb omakorda peamiseks (a) ja teiseseks (b) alarühmaks. Iga alarühm sisaldab elemente, millel on sarnased keemilised omadused. Iga rühma a- ja b-alarühmade elemendid näitavad reeglina üksteisega teatud keemilist sarnasust, peamiselt kõrgemates, mis reeglina vastavad rühma numbrile. Periood on elementide kogum, mis algab ja lõpeb (erijuhtum on esimene punkt); iga periood sisaldab rangelt teatud arv elemendid. Elementide perioodilisustabel koosneb 8 rühmast ja 7 perioodist (seitsmes pole veel valmis).

Esimese perioodi eripära on see, et see sisaldab ainult 2 elementi: H ja He. H koht süsteemis on mitmetähenduslik: kuna sellel on ühised omadused, siis paigutatakse see kas Ia- või (eelistatavalt) VIIa-alarühma. - VIIa alarühma esimene esindaja (samas ühendati Ne ja kõik pikka aega iseseisvaks nullrühmaks).

Teine periood (Li - Ne) sisaldab 8 elementi. See algab Li-ga, millest ainus on võrdne I-ga. Seejärel tuleb Be - , II. Järgmise elemendi B metalliline iseloom on nõrgalt väljendatud (III). Sellele järgnev C on tüüpiline ja võib olla kas positiivselt või negatiivselt neljavalentne. Järgmised N, O, F ja Ne - ning ainult N puhul vastab kõrgeim V rühma numbrile; ainult harvadel juhtudel näitab see positiivset ja F VI puhul on teada. Periood lõpeb Ne.

Kolmas periood (Na - Ar) sisaldab samuti 8 elementi, mille omaduste muutuste olemus on suures osas sarnane teisel perioodil täheldatuga. Mg, erinevalt Be-st, on aga metallilisem, nagu ka Al võrreldes B-ga, kuigi Al on omane. Si, P, S, Cl, Ar on tüüpilised, kuid kõigil neil (välja arvatud Ar) on rühmanumbriga võrdsed suuremad väärtused. Seega täheldatakse mõlemal perioodil, kui Z suureneb, elementide metallilisuse nõrgenemist ja mittemetallilisuse tugevnemist. Mendelejev nimetas teise ja kolmanda perioodi elemente (tema terminoloogias väikseid) tüüpiliseks. On märkimisväärne, et need on looduses levinumate hulgas ning C, N ja O on koos H-ga orgaanilise aine (organogeenide) peamised elemendid. Kõigepealt kõik elemendid kolm perioodi kuuluvad alarühmadesse a.

Kaasaegse terminoloogia järgi (vt allpool) viitavad nende perioodide elemendid s-elementidele (leelis- ja leelismuldmuld), Ia- ja IIa-alarühmade komponentidele (värvitabelis punasega esile tõstetud) ja p-elementidele ( B - Ne, At - Ar), mis kuuluvad IIIa - VIIIa alarühmadesse (nende sümbolid on esile tõstetud oranž). Väikeste perioodide elementide puhul täheldatakse suurenemisega esmalt langust ja seejärel, kui nende arv väliskestas juba oluliselt suureneb, viib nende vastastikune tõrjumine suurenemiseni. Järgmine maksimum saavutatakse aluselise elemendi järgmise perioodi alguses. Ligikaudu sama muster on tüüpiline.

Neljas periood (K - Kr) sisaldab 18 elementi (esimene pikk periood Mendelejevi sõnul). K ja leelismuldmetallide Ca (s-elemendid) järel tuleb kümnest niinimetatud (Sc - Zn) või d-elemendist koosnev jada (sümbolid on toodud sinisega), mis sisalduvad 6 vastava rühma alarühmades. elementide perioodiline tabel. Enamikul (kõikidel) on rühmaarvuga võrdsed kõrgemad tasemed. Erandiks on triaad Fe - Co - Ni, kus kaks viimast elementi on maksimaalselt positiivselt kolmevalentsed ja teatud tingimustel on teada VI. Elemendid, alustades Ga-ga ja lõpetades Kr-ga (p-elemendid), kuuluvad alamrühmadesse a ning nende omaduste muutumise iseloom on sama, mis vastavates Z-intervallides teise ja kolmanda perioodi elementide puhul. On kindlaks tehtud, et Kr on võimeline moodustama (peamiselt F-ga), kuid VIII on selle jaoks tundmatu.

Viies periood (Rb - Xe) konstrueeritakse sarnaselt neljandaga; sellel on ka 10 (Y - Cd) d-elemendist koosnev sisestus. Spetsiifilised omadused periood: 1) triaadis Ru - Rh - Pd ainult VIII; 2) alamrühmade a kõikidel elementidel on rühmanumbriga võrdsed suuremad väärtused, sealhulgas Xe; 3) Mul on nõrgad metallilised omadused. Seega on neljanda ja viienda perioodi elementide Z suurenemise omaduste muutumise olemus keerulisem, kuna metallilised omadused säilivad suur intervall.

Kuues periood (Cs - Rn) sisaldab 32 elementi. Lisaks 10 d-elemendile (La, Hf - Hg) sisaldab see 14 f-elemendi komplekti Ce-st Lu-ni (mustad sümbolid). Elemendid La kuni Lu on keemiliselt üsna sarnased. Perioodilise tabeli lühivormis sisalduvad elemendid La (kuna need on ülekaalus III) ja kirjutatakse eraldi real tabeli allservas. See tehnika on mõnevõrra ebamugav, kuna 14 elementi näivad olevat väljaspool tabelit. Perioodilise elementide süsteemi pikkadel ja redelivormidel pole sellist puudust, mis peegeldavad hästi spetsiifilisust perioodilise elementide süsteemi tervikliku struktuuri taustal. Perioodi tunnused: 1) triaadis Os - Ir - Pt näitab ainult VIII; 2) At on rohkem väljendunud (võrreldes 1-ga) metallilise iseloomuga; 3) Rn, ilmselt (seda on vähe uuritud), peaks olema kõige reaktsioonivõimelisem.

Seitsmes periood, mis algab Fr-ga (Z = 87), peaks samuti sisaldama 32 elementi, millest seni on teada 20 (kuni elemendini Z = 106). Fr ja Ra on vastavalt Ia- ja IIa-alarühmade elemendid (s-elemendid), Ac on IIIb-alarühma elementide analoog (d-element). Järgmised 14 elementi, f-elementi (Z-ga 90 kuni 103), moodustavad perekonna. Elementide perioodilise tabeli lühivormis hõivavad nad Ac ja kirjutatakse tabeli allosas eraldi reana, sarnaselt sellele, erinevalt sellele iseloomustab neid märkimisväärne mitmekesisus. Sellega seoses in keemiliselt sarja ja näidata märgatavaid erinevusi. Õppimine keemiline olemus elemendid Z = 104 ja Z = 105 näitasid, et need elemendid on analoogid ja vastavalt d-elemendid ning tuleks paigutada IVb- ja Vb-alarühmadesse. Järgmised elemendid kuni Z = 112 peavad samuti olema b-alarühmade liikmed ja siis ilmuvad (Z = 113-118) p-elemendid (IIIa - VIlla-alarühmad).

Elementide perioodilisuse tabeli teooria. Perioodilise elementide süsteemi teooria põhineb ideel elektrooniliste kestade (kihid, tasemed) ja alamkestade (kestad, alamtasandid) konkreetsete konstruktsioonimustrite kohta, kui Z suureneb (vt aatomifüüsika). See idee töötati välja aastatel 1913-21, võttes arvesse elementide perioodilisuse tabeli omaduste muutumise olemust ja nende uurimise tulemusi. paljastas elektrooniliste konfiguratsioonide moodustamise kolm olulist tunnust: 1) elektrooniliste kestade täitmine (välja arvatud kestad, mis vastavad põhiväärtustele kvantarv n = 1 ja 2) ei esine monotoonselt kuni nende täieliku võimsuseni, kuid selle katkestab suurte n-väärtustega kestadesse kuuluvate agregaatide ilmumine; 2) sarnast tüüpi elektroonilisi konfiguratsioone korratakse perioodiliselt; 3) elementide perioodilise süsteemi perioodide piirid (välja arvatud esimene ja teine) ei lange kokku järjestikuste elektronkestade piiridega.

Aatomifüüsikas kasutatavas tähistuses võib Z suurenemise korral elektrooniliste konfiguratsioonide moodustumise tegelik skeem olla üldine vaade kirjutatud järgmiselt:

Vertikaalsed jooned eraldavad elementide perioodilisuse tabeli perioode (nende numbreid tähistavad numbrid ülaosas); Alamkestad, mis lõpetavad kestade konstrueerimise antud n-ga, on esile tõstetud paksus kirjas. Alamkesta tähistuste all on peamiste (n) ja orbitaalarvude (l) väärtused, mis iseloomustavad järjestikku täidetud alamkoore. Vastavalt sellele on iga elektronkihi võimsus 2n 2 ja iga alamkihi võimsus on 2 (2l + 1). Ülaltoodud diagrammilt saab hõlpsasti määrata järjestikuste perioodide võimsused: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Iga periood algab elemendiga, milles see esineb uue väärtusega n. Seega võib perioode iseloomustada kui elementide kogumeid, mis algavad elemendist, mille väärtus n on võrdne perioodi numbriga ja l = 0 (ns 1 -elemendid) ning lõpetades elemendiga, mille n on sama ja l = 1 ( np 6 -elemendid); erand on esimene punkt, mis sisaldab ainult ls elemente. Sel juhul kuuluvad a-alarühmadesse elemente, mille puhul n on võrdne perioodinumbriga ja l = 0 või 1, see tähendab, et toimub elektronkihi konstrueerimine antud n-ga. B-alarühmad sisaldavad elemente, milles lõpetamata jäänud kestade valmimine toimub (sel juhul on n väiksem kui perioodi number ja l = 2 või 3). Elementide perioodilisuse tabeli esimene - kolmas periood sisaldab ainult a-alarühmade elemente.

Antud reaalne elektrooniliste konfiguratsioonide moodustamise skeem ei ole veatu, kuna paljudel juhtudel rikutakse järjestikku täidetud alamkestade vahelisi selgeid piire (näiteks pärast 6s alamkestade täitmist Cs ja Ba-s ei ole mitte 4f, vaid 5d ilmub elektron; Gd-s on 5d elektron jne). Pealegi ei saanud algset tegelikku vooluringi tuletada ühestki fundamentaalsest füüsikalisest kontseptsioonist; selline järeldus sai võimalikuks tänu struktuuriprobleemi rakendamisele.

Väliste elektrooniliste kestade konfiguratsioonide tüübid (on haige. konfiguratsioonid on näidatud) määravad kindlaks elementide keemilise käitumise peamised tunnused. Need tunnused on omased a-alarühmade (s- ja p-elemendid), b-alarühmade (d-elemendid) ja f-perekondade ( ja ) elementidele. Erijuhtum esindavad esimese perioodi elemente (H ja He). Suurt keemilist aatomilisust seletatakse üksiku ls elektroni eraldumise lihtsusega, samas kui (1s 2) konfiguratsioon on väga tugev, mis määrab selle keemilise inertsuse.

Kuna a-alarühmade elementide välised elektronkatted on täidetud (n-ga võrdne perioodinumbriga), muutuvad Z suurenedes elementide omadused märgatavalt, seega on Li (konfiguratsioon 2s 1) teisel perioodil keemiliselt aktiivne. , kaotab kergesti valentsi, a Be (2s 2) - samuti, kuid vähem aktiivne. Järgmise elemendi B (2s 2 p) metalliline iseloom on nõrgalt väljendunud ja kõik järgnevad teise perioodi elemendid, millesse on üles ehitatud 2p alamkest, on kitsamad. Välise elektronkihi Ne (2s 2 p 6) kaheksaelektroniline konfiguratsioon on ülitugev, seetõttu - . Sarnast omaduste muutuste olemust täheldatakse kolmanda perioodi elementides ja sisse s- ja p-elemendid kõik järgnevad perioodid aga mõjutab a-alarühmades välise ja tuuma vahelise sideme nõrgenemine Z teatud viisil suurenedes nende omadusi. Seega on s-elementidel märgatav keemiliste omaduste tõus ja p-elementidel metalliliste omaduste suurenemine. VIIIa alarühmas nõrgeneb ns 2 np 6 konfiguratsiooni stabiilsus, mille tulemusena omandab juba Kr (neljas periood) sisenemisvõime. 4.-6.perioodi p-elementide spetsiifilisus tuleneb ka sellest, et need on s-elementidest eraldatud elementide kogumitega, milles toimub varasemate elektronkestade ehitus.

B-alarühmade ülemineku-d-elementide puhul lõpetatakse mittetäielikud kestad n-ga ühe võrra vähem kui perioodi number. Nende väliskesta konfiguratsioon on reeglina ns 2. Seetõttu on kõik d-elemendid . Sarnane d-elementide väliskesta struktuur igal perioodil toob kaasa asjaolu, et d-elementide omaduste muutus Z suurenedes ei ole järsk ja selge erinevus ilmneb ainult kõrgemates, milles d. -elemendid näitavad teatud sarnasust perioodilise perioodi vastavate rühmade p-elementidega.elementide süsteemid. VIIIb-alarühma elementide spetsiifilisus on seletatav asjaoluga, et nende d-alamkestad on peaaegu valmis ja seetõttu ei kipu need elemendid (välja arvatud Ru ja Os) olema kõrgemad. Ib-alarühma elementide (Cu, Ag, Au) puhul on d-alamkest tegelikult täielik, kuid pole veel piisavalt stabiliseerunud; need elemendid näitavad ka kõrgemaid elemente (Au puhul kuni III).

Elementide perioodilise tabeli tähendus. Elementide perioodilisustabel on mänginud ja mängib jätkuvalt loodusteaduste arengus tohutut rolli. See oli aatom-molekulaarteaduse olulisim saavutus, mis võimaldas anda mõistele "" kaasaegse definitsiooni ja selgitada ühendite mõisteid. Perioodilise elementide süsteemiga ilmnenud mustrid avaldasid olulist mõju struktuuriteooria arengule ja aitasid kaasa isotoonia nähtuse selgitamisele. Perioodiline elementide süsteem on seotud aastal ennustamisprobleemi rangelt teadusliku sõnastusega, mis väljendus nii tundmatute elementide ja nende omaduste olemasolu ennustamises kui ka juba avastatud keemilise käitumise uute tunnuste ennustamises. elemendid. Elementide perioodilisustabel on alus, peamiselt anorgaaniline; see aitab oluliselt lahendada etteantud omadustega sünteesi probleeme, uute materjalide, eriti pooljuhtide väljatöötamist, erinevate keemiliste protsesside jaoks spetsiifiliste materjalide valikut jne. Elementide perioodilisustabel on samuti teaduslik alusõpetamine

Lit.: Mendelejev D.I., Perioodiline seadus. Põhiartiklid, M., 1958; Kedrov B.M., Atomismi kolm aspekti. 3. osa. Mendelejevi seadus, M., 1969; Rabinovich E., Tilo E., Elementide perioodilisustabel. Ajalugu ja teooria, M.-L., 1933; Karapetyants M. Kh., Drakin S. I., Stroenie, M., 1967; Astakhov K.V., D.I. Mendelejevi perioodilise süsteemi hetkeseis, M., 1969; Kedrov B. M., Trifonov D. N., Perioodilisuse seadus ja. Avastused ja kronoloogia, M., 1969; Sada aastat perioodilist seadust. Artiklite kogumik, M., 1969; Sada aastat perioodilist seadust. Ettekanded täiskogu istungitel, M., 1971; Spronsen J. W. van, Keemiliste elementide perioodiline süsteem. Esimese saja aasta ajalugu, Amst.-L.-N.Y., 1969; Klechkovsky V.M., Aatomi jaotus ja (n + l) rühmade järjestikuse täitmise reegel, M., 1968; Trifonov D.N., Perioodilisuse kvantitatiivsest tõlgendamisest, M., 1971; Nekrasov B.V., Fundamentals, kd 1-2, 3. väljaanne, M., 1973; Kedrov B. M., Trifonov D. N., O kaasaegsed probleemid Perioodiline süsteem, M., 1974.

D. N. Trifonov.

Riis. 1. Tabel “Elementide süsteemi kogemus” nende keemiliste sarnasuste alusel, mille koostas D. I. Mendelejev 1. märtsil 1869. aastal.

Riis. 3. Elementide perioodilisuse tabeli pikk vorm (tänapäevane versioon).

Riis. 4. Elementide perioodilise süsteemi redelivorm (N., 1921 järgi).

Riis. 2." Looduslik süsteem elemendid" D. I. Mendelejevi (lühikesel kujul), mis ilmus 1871. aastal 1. väljaande 2. osas.

D. I. Mendelejevi elementide perioodilisustabel.

Keemiliste elementide perioodilisustabel (periooditabel)- keemiliste elementide klassifikatsioon, mis määrab sõltuvuse erinevaid omadusi elemendid aatomituuma laengust. Süsteem on Vene keemiku D. I. Mendelejevi 1869. aastal kehtestatud perioodilise seaduse graafiline väljendus. Tema originaalversioon töötas välja D.I. Mendelejev aastatel 1869-1871 ja tuvastas elementide omaduste sõltuvuse nende aatommassist (tänapäeva mõistes aatommassist). Kokku on perioodilise süsteemi kujutamiseks (analüütilised kõverad, tabelid, geomeetrilised joonised jne) välja pakutud mitusada võimalust. IN kaasaegne versioon süsteem peaks taandama elemendid kahemõõtmeliseks tabeliks, milles iga veerg (rühm) määratleb peamised füüsilised Keemilised omadused, ja jooned tähistavad perioode, mis on üksteisega mõnevõrra sarnased.

D.I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodiline tabel

Vene keemiku Mendelejevi avastus mängis (ülekaalukalt) kõige rohkem oluline roll teaduse arengus, nimelt aatom-molekulaarteaduse arengus. See avastus võimaldas saada kõige arusaadavamaid ja hõlpsamini õpitavaid ideid lihtsa ja keerulise kohta keemilised ühendid. Ainult tänu tabelile on meil mõisted elementide kohta, mida me kasutame kaasaegne maailm. Kahekümnendal sajandil ilmnes tabeli koostaja näidatud perioodilise süsteemi ennustav roll transuraanielementide keemiliste omaduste hindamisel.

19. sajandil välja töötatud Mendelejevi perioodilisustabel keemiateaduse huvides andis 20. sajandi FÜÜSIKA arenguks (aatomi ja aatomituuma füüsika) valmis aatomitüüpide süstematiseeringu. Kahekümnenda sajandi alguses füüsikud, tegid nad uuringute abil kindlaks, et aatomnumber (tuntud ka kui aatomnumber) on samuti mõõt elektrilaeng selle elemendi aatomituum. Ja perioodi (st horisontaalsete jadate) arv määrab aatomi elektronkihtide arvu. Samuti selgus, et tabeli vertikaalse rea number määrab elemendi väliskesta kvantstruktuuri (seega on sama rea ​​elementidel kohustuslikud sarnased keemilised omadused).

Vene teadlase avastus tähistas uus ajastu maailma teaduse ajaloos ei võimaldanud see avastus mitte ainult teha tohutut hüpet keemias, vaid oli hindamatu ka mitmete teiste teadusvaldkondade jaoks. Perioodiline tabel andis elementide kohta sidusa teabesüsteemi, selle põhjal oli võimalik teha teaduslikke järeldusi ja isegi ette näha mõningaid avastusi.

Perioodiline tabel Perioodilisuse tabeli üks omadusi on see, et rühmas (tabeli veerus) on perioodilise trendi olulisemad väljendid kui perioodide või plokkide puhul. Tänapäeval teooria kvantmehaanika ja aatomi struktuur selgitab elementide rühma olemust asjaoluga, et neil on samad valentskestade elektroonilised konfiguratsioonid ja selle tulemusena on samas veerus asuvatel elementidel väga sarnased (identsed) elektroonilise konfiguratsiooni tunnused ja sarnased. keemilised omadused. Samuti on selge tendents omaduste stabiilseks muutumiseks aatommassi kasvades. Tuleb märkida, et perioodilisuse tabeli mõnes piirkonnas (näiteks plokkides D ja F) on horisontaalsed sarnasused märgatavamad kui vertikaalsed.

Perioodiline tabel sisaldab rühmi, millele on määratud seerianumbrid vahemikus 1 kuni 18 (vasakult paremale). rahvusvaheline süsteem rühmade nimetamine. Varem kasutati rühmade tuvastamiseks rooma numbreid. Ameerikas oli tava panna rooma numbri järele täht “A”, kui rühm asub plokkides S ja P, või täht “B” rühmade puhul, mis paiknesid plokis D. Sel ajal kasutatud identifikaatorid on sama mis viimasega meie aja tänapäevaste indeksite arv (näiteks nimi IVB vastab meie ajal 4. rühma elementidele ja IVA on 14. elementide rühm). IN Euroopa riigid Sel ajal kasutati sarnast süsteemi, kuid siin viitas täht “A” rühmadele kuni 10 ja täht “B” - pärast 10 (kaasa arvatud). Aga rühmadel 8,9,10 oli ID VIII üks kolmikrühm. Need rühmanimed lakkasid eksisteerimast pärast 1988. aastat uus süsteem IUPAC-i tähistus, mida kasutatakse tänapäevalgi.

Paljud rühmad said süstemaatiliselt taimseid nimesid (näiteks "leelismuldmetallid" või "halogeenid" ja muud sarnased nimed). Rühmad 3–14 ei saanud selliseid nimesid, kuna need on üksteisega vähem sarnased ja vastavad vähem vertikaalsetele mustritele; neid nimetatakse tavaliselt kas numbri või rühma esimese elemendi (titaan) nime järgi. , koobalt jne).

Keemilised elemendid Perioodilise tabeli samasse rühma kuuluvad andmed näitavad elektronegatiivsuse, aatomiraadiuse ja ionisatsioonienergia teatud suundumusi. Ühes rühmas ülalt alla aatomi raadius suureneb, kui energiatasemed täituvad, elemendi valentselektronid eemalduvad tuumast, samal ajal kui ionisatsioonienergia väheneb ja sidemed aatomis nõrgenevad, mis lihtsustab elektronide eemaldamine. Samuti väheneb elektronegatiivsus, see on tingitud asjaolust, et tuuma ja valentselektronide vaheline kaugus suureneb. Kuid nendes mustrites on ka erandeid, näiteks elektronegatiivsus suureneb, selle asemel, et väheneda, grupis 11, suunaga ülevalt alla. Perioodilises tabelis on rida nimega "Period".

Rühmade hulgas on neid, milles horisontaalsuunad on olulisemad (erinevalt teistest, kus vertikaalsuunad on olulisemad), selliste rühmade hulka kuulub plokk F, milles lantaniidid ja aktiniidid moodustavad kaks olulist horisontaalset järjestust.

Elemendid näitavad teatud mustreid aatomi raadiuses, elektronegatiivsuses, ionisatsioonienergias ja elektronide afiinsusenergias. Tulenevalt asjaolust, et iga järgneva elemendi puhul suureneb laetud osakeste arv ja elektronid tõmbavad tuuma, väheneb aatomi raadius vasakult paremale, koos sellega suureneb ionisatsioonienergia ja sideme suurenedes aatomis, elektroni eemaldamise raskus suureneb. Tabeli vasakpoolses servas asuvaid metalle iseloomustab madalam elektroni afiinsusenergia indikaator ja vastavalt sellele on paremal pool mittemetallide elektronide afiinsusenergia indikaator kõrgem (väärisgaase arvestamata).

Perioodilisuse tabeli erinevaid piirkondi, olenevalt sellest, millisel aatomi kestal viimane elektron asub ja elektronkihi tähtsust silmas pidades, kirjeldatakse tavaliselt plokkidena.

S-plokk sisaldab kahte esimest elementide rühma (leelis- ja leelismuldmetallid, vesinik ja heelium).
P-plokk sisaldab kuut viimast rühma, 13-18 (vastavalt IUPAC-ile või Ameerikas kasutusele võetud süsteemile - IIIA-st VIIIA-ni), see plokk hõlmab ka kõiki metalloide.

Plokk - D, rühmad 3 kuni 12 (IUPAC või ameerika keeles IIIB kuni IIB), see plokk sisaldab kõiki siirdemetalle.
Plokk - F, asetatakse tavaliselt perioodilisuse tabelist väljapoole ja sisaldab lantaniide ja aktinide.

Perioodilise seaduse graafiline esitus on perioodilisustabel (tabel). Süsteemi horisontaalseid ridu nimetatakse perioodideks ja vertikaalseid veerge rühmadeks.

Süsteemis (tabel) on kokku 7 perioodi ja perioodi number võrdub elemendi aatomis olevate elektrooniliste kihtide arvuga, välise (valents)energia taseme arvuga ja väärtusega. kõrgeima energiataseme peamine kvantarv. Iga periood (välja arvatud esimene) algab s-elemendiga - aktiivse leelismetalliga ja lõpeb inertgaasiga, millele eelneb p-element - aktiivne mittemetall (halogeen). Kui liigute perioodi läbi vasakult paremale, siis väikeste perioodide keemiliste elementide aatomite tuumade laengu suurenemisega suureneb välisenergia tasemel elektronide arv, mille tulemusel on elemendid muutuvad - tüüpiliselt metallilistest (kuna perioodi alguses on aktiivne leelismetall), amfoteersest (elemendil on nii metallide kui ka mittemetallide omadused) mittemetallilisteks (aktiivne mittemetall on halogeen perioodi lõpus), st. metallilised omadused nõrgenevad järk-järgult ja mittemetallilised omadused suurenevad.

Suurtel perioodidel on tuumade laengu suurenedes elektronide täitumine raskem, mis seletab elementide omaduste keerukamat muutumist võrreldes väikeste perioodide elementidega. Seega püsib pikkade perioodide paarisridades tuuma laengu suurenedes elektronide arv välises energiatasemes konstantsena ja võrdub 2 või 1-ga. Seega, samas kui välise (väljastpoolt teise) kõrval olev tase on täidetud elektronidega, muutuvad paarisridade elementide omadused aeglaselt. Liikudes paaritutele jadadele, suureneb tuumalaengu suurenedes elektronide arv välises energiatasemes (1-lt 8-le), elementide omadused muutuvad samamoodi nagu väikestel perioodidel.

MÄÄRATLUS

Perioodilise tabeli vertikaalsed veerud on sarnase elektroonilise struktuuriga elementide rühmad, mis on keemilised analoogid. Rühmad on tähistatud rooma numbritega I kuni VIII. Seal on põhi- (A) ja sekundaarsed (B) alarühmad, millest esimene sisaldab s- ja p-elemente, teine ​​- d-elemente.

Alamrühma arv A näitab elektronide arvu välisenergia tasemel (valentselektronide arv). B-alarühma elementide puhul puudub otsene seos rühma numbri ja välise energiataseme elektronide arvu vahel. A-alarühmades elementide metallilised omadused suurenevad ja mittemetallilised omadused vähenevad elemendi tuuma tuuma laengu suurenemisega.

Elementide positsiooni perioodilisuse tabelis ja nende aatomite struktuuri vahel on seos:

- on olemas kõigi sama perioodi elementide aatomitel võrdne arv osaliselt või täielikult elektronidega täidetud energiatasemed;

- kõigi A-alarühmade elementide aatomitel on välisenergia tasemel võrdne arv elektrone.

Keemilise elemendi iseloomustamise plaan selle positsiooni alusel perioodilises tabelis

Tavaliselt iseloomustatakse keemilist elementi selle positsiooni alusel perioodilises tabelis vastavalt järgmisele plaanile:

- märkige keemilise elemendi sümbol, samuti selle nimi;

— märkida seerianumber, perioodi number ja rühm (alarühma tüüp), milles element asub;

— märkida tuumalaeng, massiarv, elektronide, prootonite ja neutronite arv aatomis;

- kirjutada üles elektrooniline konfiguratsioon ja näidata valentselektronid;

- visandada elektrongraafilised valemid valentselektronide jaoks maapinnas ja ergastatud (võimalusel) olekus;

— märkida elemendi perekond ja tüüp (metallist või mittemetallist);

- võrrelda lihtaine omadusi alarühma naaberelementidest moodustatud lihtainete omadustega;

- võrrelda lihtaine omadusi perioodis naaberelementidest moodustatud lihtainete omadustega;

- märkige kõrgemate oksiidide ja hüdroksiidide valemid koos lühikirjeldus nende omadused;

— näidata keemilise elemendi minimaalse ja maksimaalse oksüdatsiooniastme väärtused.

Keemilise elemendi omadused magneesiumi (Mg) näitel

Vaatleme keemilise elemendi omadusi magneesiumi (Mg) näitel vastavalt ülalkirjeldatud plaanile:

1. Mg – magneesium.

2. Järjearv – 12. Element on 3. perioodil, II rühmas, A (põhi)alagrupis.

3. Z=12 (tuumalaeng), M=24 (massiarv), e=12 (elektronide arv), p=12 (prootonite arv), n=24-12=12 (neutronite arv).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – elektrooniline konfiguratsioon, valentselektronid 3s 2.

5. Põhiseisund

Põnev olek

6. s-element, metall.

7. Kõrgeimal oksiidil – MgO – on järgmised omadused:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2

Alus Mg(OH) 2 vastab magneesiumhüdroksiidile, millel on kõik aluste tüüpilised omadused:

Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O

8. Oksüdatsiooniaste “+2”.

9. Magneesiumi metallilised omadused on rohkem väljendunud kui berülliumil, kuid nõrgemad kui kaltsiumil.

10. Magneesiumi metallilised omadused on vähem väljendunud kui naatriumil, kuid tugevamad kui alumiiniumil (3. perioodi naaberelemendid).

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

NÄIDE 2

Keemiliste elementide perioodiline süsteem on D. I. Mendelejevi poolt 1869. aastal avastatud perioodilise seaduse alusel loodud keemiliste elementide klassifikatsioon.

D. I. Mendelejev

Selle seaduse tänapäevase sõnastuse järgi in pidev seeria elemendid, mis on järjestatud nende aatomite tuumade positiivse laengu järgi kasvavas järjekorras, sarnaste omadustega elemendid korduvad perioodiliselt.

Tabelina esitatud keemiliste elementide perioodilisustabel koosneb perioodidest, seeriatest ja rühmadest.

Iga perioodi alguses (välja arvatud esimene) on elemendil väljendunud metallilised omadused (leelismetall).

Värvitabeli sümbolid: 1 - elemendi keemiline märk; 2 - nimi; 3 - aatommass(aatommass); 4 - seerianumber; 5 - elektronide jaotus kihtide vahel.

Kui elemendi aatomnumber suureneb, mis on võrdne selle aatomi tuuma positiivse laenguga, metallilised omadused järk-järgult nõrgenevad ja mittemetallilised omadused suurenevad. Iga perioodi eelviimane element on selgelt väljendunud mittemetalliliste omadustega element () ja viimane on inertgaas. I perioodil on 2 elementi, II ja III - 8 elementi, IV ja V - 18, VI - 32 ja VII (lõpetamata periood) - 17 elementi.

Kolme esimest perioodi nimetatakse väikesteks perioodideks, igaüks neist koosneb ühest horisontaalsest reast; ülejäänud - suurtes perioodides, millest igaüks (välja arvatud VII periood) koosneb kahest horisontaalsest reast - paaris (ülemine) ja paaritu (alumine). Ainult metalle leidub suurte perioodide ühtlastes ridades. Nende seeriate elementide omadused muutuvad järgarvu suurenedes veidi. Suurte perioodide paaritute ridade elementide omadused muutuvad. VI perioodil järgneb lantaanile 14 elementi, mis on keemiliste omaduste poolest väga sarnased. Need elemendid, mida nimetatakse lantaniidideks, on põhitabeli all eraldi loetletud. Aktiniidid, aktiiniumile järgnevad elemendid, on tabelis esitatud sarnaselt.

Tabelis on üheksa vertikaalset rühma. Rühmaarv on harvade eranditega võrdne selle rühma elementide kõrgeima positiivse valentsiga. Iga rühm, välja arvatud null ja kaheksas, on jagatud alarühmadesse. - peamine (asub paremal) ja sekundaarne. Peamistes alarühmades tugevnevad aatomarvu suurenedes elementide metallilised omadused ja nõrgenevad mittemetallilised omadused.

Seega keemiline ja seeria füüsikalised omadused elemendid määratakse selle koha järgi, mille antud element perioodilisustabelis hõivab.

Biogeensed elemendid, st elemendid, mis moodustavad organisme ja täidavad selles teatud funktsiooni bioloogiline roll, hõivata ülemine osa Perioodilised tabelid. Rakud, mis on hõivatud elementidega, mis moodustavad põhiosa (üle 99%) elusainest, on värvitud siniseks. roosa värv- mikroelementide poolt hõivatud rakud (vt.).

Keemiliste elementide perioodilisustabel on suurim saavutus kaasaegne loodusteadus ja kõige üldisemate dialektiliste loodusseaduste ilmekas väljendus.

Vaata ka Aatommass.

Keemiliste elementide perioodiline tabel - loomulik klassifikatsioon keemilised elemendid, mille lõi D.I. Mendelejev tema poolt 1869. aastal avastatud perioodilise seaduse alusel.

D.I. Mendelejevi perioodiline seadus ütles oma algses sõnastuses: keemiliste elementide omadused, aga ka nende ühendite vormid ja omadused, sõltuvad perioodiliselt elementide aatommassist. Seejärel näidati aatomi ehituse õpetuse väljatöötamisega, et iga elemendi täpsem omadus ei ole aatommass (vt), vaid elemendi aatomi tuuma positiivse laengu väärtus, võrdne selle elemendi seeria(aatom)numbriga D. I. Mendelejevi perioodilises süsteemis. Positiivsete laengute arv aatomi tuumas on võrdne aatomi tuuma ümbritsevate elektronide arvuga, kuna aatomid tervikuna on elektriliselt neutraalsed. Nende andmete valguses sõnastatakse perioodilisusseadus järgmiselt: keemiliste elementide omadused, aga ka nende ühendite vormid ja omadused, sõltuvad perioodiliselt nende aatomite tuumade positiivse laengu suurusest. See tähendab, et pidevas elementide seerias, mis on paigutatud nende aatomite tuumade positiivsete laengute suurenemise järjekorras, korduvad sarnaste omadustega elemendid perioodiliselt.

Keemiliste elementide perioodilisuse tabeli tabelivorm on esitatud tänapäevasel kujul. See koosneb perioodidest, seeriatest ja rühmadest. Periood tähistab järjestikust horisontaalset elementide seeriat, mis on paigutatud nende aatomite tuumade positiivse laengu suurenemise järjekorras.

Iga perioodi alguses (välja arvatud esimene) on väljendunud metalliliste omadustega element (leelismetall). Seejärel seerianumbri kasvades elementide metallilised omadused järk-järgult nõrgenevad ja mittemetallilised omadused suurenevad. Iga perioodi eelviimane element on selgelt väljendunud mittemetalliliste omadustega element (halogeen) ja viimane on inertgaas. Esimene periood koosneb kahest elemendist, rollist leelismetall ja halogeeni teostab siin samaaegselt vesinik. Periood II ja III sisaldavad kumbki 8 elementi, mida Mendelejev nimetas tüüpiliseks. Periood IV ja V sisaldavad kumbki 18 elementi, VI-32. VII periood pole veel lõppenud ja seda täiendatakse kunstlikult loodud elementidega; Praegu on sellel perioodil 17 elementi. I, II ja III perioodi nimetatakse väikesteks, igaüks neist koosneb ühest horisontaalsest reast, IV-VII on suured: need (välja arvatud VII) sisaldavad kahte horisontaalset rida - paaris (ülemine) ja paaritu (alumine). Suurte perioodide ühtlastes ridades on ainult metallid ja elementide omaduste muutus reas vasakult paremale väljendub nõrgalt.

Suurte perioodide paaritute seeriate korral muutuvad seeria elementide omadused samamoodi nagu tüüpiliste elementide omadused. VI perioodi paarisreas on pärast lantaani 14 elementi [nimetatakse lantaniidideks (vt.), lantaniidid, haruldased muldmetallid], mis on keemiliste omaduste poolest sarnased lantaaniga ja üksteisega. Nende loetelu on toodud tabeli all eraldi.

Aktiiniumile järgnevad elemendid – aktiniidid (aktinoidid) – on loetletud eraldi ja loetletud tabeli all.

Keemiliste elementide perioodilisuse tabelis paiknevad üheksa rühma vertikaalselt. Rühma number on võrdne selle rühma elementide kõrgeima positiivse valentsiga (vt). Erandiks on fluor (võib olla ainult negatiivselt monovalentne) ja broom (ei saa olla hepvalentne); lisaks võib vase, hõbeda ja kulla valents olla suurem kui +1 (Cu-1 ja 2, Ag ja Au-1 ja 3) ning VIII rühma elementidest on ainult osmiumi ja ruteeniumi valents +8 . Iga rühm, välja arvatud kaheksas ja null, jaguneb kaheks alarühmaks: peamiseks (asub paremal) ja teiseks. Peamised alarühmad hõlmavad tüüpilisi elemente ja pikkade perioodide elemente, sekundaarsed alarühmad hõlmavad ainult pikkade perioodide elemente ja pealegi metalle.

Keemiliste omaduste poolest erinevad antud rühma iga alarühma elemendid üksteisest oluliselt ja ainult kõrgeim positiivne valents on antud rühma kõikide elementide puhul sama. Peamistes alarühmades, ülalt alla, tugevdatakse elementide metallilisi omadusi ja nõrgeneb mittemetalliliste (näiteks frantsium on kõige enam väljendunud metalliliste omadustega element ja fluor on mittemetalliline). Seega määrab elemendi koht Mendelejevi perioodilises süsteemis (järjekorraarv) selle omadused, mis on vertikaalselt ja horisontaalselt naaberelementide omaduste keskmine.

Mõned elementide rühmad on erilised nimed. Seega nimetatakse I rühma peamiste alarühmade elemente leelismetallideks, II rühma - leelismuldmetallideks, VII rühma - halogeenideks, uraani taga asuvaid elemente - transuraani. Elemente, mis on osa organismidest, osalevad ainevahetusprotsessides ja millel on selge bioloogiline roll, nimetatakse biogeenseteks elementideks. Kõik need asuvad D. I. Mendelejevi tabeli ülemises osas. Need on peamiselt O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg ja Fe, mis moodustavad põhiosa elusainest (üle 99%). Nende elementide hõivatud kohad perioodilisustabelis on helesinised. Biogeenseid elemente, mida organismis on väga vähe (10 -3 kuni 10 -14%), nimetatakse mikroelementideks (vt.). Perioodilise süsteemi rakud, mis on värvitud kollaseks, sisaldavad mikroelemente, mille elutähtsus inimesele on tõestatud.

Vastavalt aatomi ehituse teooriale (vt Aatom) sõltuvad elementide keemilised omadused peamiselt elektronide arvust välises elektronkihis. Elementide omaduste perioodiline muutumine aatomituumade positiivse laengu suurenemisega on seletatav aatomite välise elektronkihi struktuuri (energiataseme) perioodilise kordumisega.

Väikestel perioodidel, tuuma positiivse laengu suurenemisega, suureneb elektronide arv väliskihis I perioodil 1-lt 2-le ning II ja III perioodil 1-8. Sellest tuleneb ka elementide omaduste muutumine perioodil leelismetallist inertgaasiks. Välimine elektronkiht, mis sisaldab 8 elektroni, on terviklik ja energeetiliselt stabiilne (nullrühma elemendid on keemiliselt inertsed).

Pikkadel perioodidel ühtlastes ridades, tuumade positiivse laengu suurenedes, jääb elektronide arv väliskihis konstantseks (1 või 2) ja teine ​​väliskiht täitub elektronidega. Sellest ka paarisredades elementide omaduste aeglane muutumine. Suurte perioodide paaritu jada puhul täitub tuumade laengu suurenedes väliskest elektronidega (1 kuni 8) ja elementide omadused muutuvad samamoodi nagu tüüpilistel elementidel.

Elektronkihtide arv aatomis on võrdne perioodinumbriga. Peamiste alamrühmade elementide aatomite väliskestes on elektronide arv, mis on võrdne rühma arvuga. Kõrvalrühmade elementide aatomid sisaldavad oma väliskestas ühte või kahte elektroni. See seletab põhi- ja teisese alarühma elementide omaduste erinevust. Grupi number näitab võimalik number elektronid, mis võivad osaleda keemiliste (valents)sidemete moodustamises (vt Molekul), seetõttu nimetatakse selliseid elektrone valentsiks. Kõrvalrühmade elementide puhul pole valentsiks mitte ainult väliskesta elektronid, vaid ka eelviimaste omad. Elektronkihtide arv ja struktuur on näidatud kaasasolevas keemiliste elementide perioodilises tabelis.

D.I.Mendelejevi perioodiline seadus ja sellel põhinev süsteem on teaduses ja praktikas erakordselt suure tähtsusega. Perioodiline seaduspärasus ja süsteem olid aluseks uute keemiliste elementide avastamisele, nende aatommasside täpsele määramisele, aatomite ehituse õpetuse väljatöötamisele, elementide jaotumise geokeemiliste seaduste kehtestamisele. maakoor ja areng kaasaegsed ideed elusaine kohta, mille koostis ja sellega seotud mustrid on kooskõlas perioodilisuse süsteemiga. Elementide bioloogilise aktiivsuse ja nende sisalduse kehas määrab suuresti ka koht, mille nad Mendelejevi perioodilisuse tabelis hõivavad. Seega suureneb seerianumbri suurenemisega mitmes rühmas elementide toksilisus ja väheneb nende sisaldus organismis. Perioodiline seadus on looduse arengu kõige üldisemate dialektiliste seaduste selge väljendus.