Sistemul periodic este un set ordonat de elemente chimice, clasificarea lor naturală, care este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice a elementelor chimice. Structura sa, asemănătoare în multe privințe cu cea modernă, a fost dezvoltată de D. I. Mendeleev pe baza legii periodice în 1869–1871.
Prototipul sistemului periodic a fost „Experiența unui sistem de elemente bazat pe greutatea lor atomică și pe asemănarea lor chimică”, compilat de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869. Pe parcursul a doi ani și jumătate, omul de știință a îmbunătățit continuu „Experiența unui sistem”, a introdus ideea de grupuri, serii și perioade de elemente. Ca urmare, structura tabelului periodic a căpătat o formă în mare măsură modernă.
Conceptul locului unui element în sistem, determinat de numerele grupului și perioadei, a devenit important pentru evoluția acestuia. Pe baza acestui concept, Mendeleev a ajuns la concluzia că este necesară modificarea maselor atomice ale unor elemente: uraniu, indiu, ceriu și sateliții săi. Aceasta a fost prima aplicare practică a tabelului periodic. Mendeleev a prezis și pentru prima dată existența și proprietățile mai multor elemente necunoscute. Omul de știință a descris în detaliu cele mai importante proprietăți ale eka-aluminiului (viitorul galiului), eka-borului (scandiul) și eka-siliciului (germaniul). În plus, el a prezis existența analogilor de mangan (viitorul tehnețiu și reniu), teluriu (poloniu), iod (astatina), cesiu (Franța), bariu (radiu), tantal (protactiniu). Predicțiile omului de știință cu privire la aceste elemente au fost de natură generală, deoarece aceste elemente se aflau în zone puțin studiate ale tabelului periodic.
Primele versiuni ale sistemului periodic au reprezentat în mare măsură doar o generalizare empirică. La urma urmei, semnificația fizică a legii periodice era neclară, nu exista o explicație pentru motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creșterea maselor atomice. În acest sens, multe probleme au rămas nerezolvate. Există limite ale tabelului periodic? Este posibil să se determine numărul exact de elemente existente? Structura celei de-a șasea perioade a rămas neclară - care a fost cantitatea exactă de elemente de pământ rare? Nu se știa dacă elementele dintre hidrogen și litiu mai existau, care a fost structura primei perioade. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic, dificultăți serioase au apărut de mai multe ori. Descoperirea din 1894–1898 a fost neașteptată. cinci gaze inerte care păreau să nu aibă loc în tabelul periodic. Această dificultate a fost eliminată datorită ideii de a include un grup zero independent în structura tabelului periodic. Descoperirea în masă a radioelementelor la începutul secolelor al XIX-lea și al XX-lea. (până în 1910 numărul lor era de aproximativ 40) a dus la o contradicție acută între necesitatea de a le plasa în tabelul periodic și structura sa existentă. Au fost doar 7 posturi vacante pentru ei în perioadele a șasea și a șaptea. Această problemă a fost rezolvată prin stabilirea regulilor de schimbare și prin descoperirea izotopilor.
Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a structurii sistemului periodic a fost faptul că nu se știa cum a fost structurat atomul (vezi Atom). Cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea tabelului periodic a fost crearea modelului atomic de către E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. Van den Broek (1913) a sugerat că numărul de serie al unui element din tabelul periodic este numeric egal cu sarcina nucleului atomului său (Z). Acest lucru a fost confirmat experimental de omul de știință englez G. Moseley (1913). Legea periodică a primit o justificare fizică: periodicitatea modificărilor în proprietățile elementelor a început să fie luată în considerare în funcție de sarcina Z a nucleului atomului elementului, și nu de masa atomică (vezi Legea periodică a elementelor chimice).
Ca urmare, structura tabelului periodic a fost semnificativ consolidată. Limita inferioară a sistemului a fost determinată. Acesta este hidrogenul - elementul cu un minim Z = 1. A devenit posibil să se estimeze cu precizie numărul de elemente dintre hidrogen și uraniu. Au fost identificate „goluri” în tabelul periodic, corespunzătoare elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Cu toate acestea, întrebările despre numărul exact de elemente de pământ rare au rămas neclare și, cel mai important, motivele pentru periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor nu a fost dezvăluită în funcție de Z.
Pe baza structurii stabilite a sistemului periodic și a rezultatelor studierii spectrelor atomice, omul de știință danez N. Bohr în 1918–1921. a dezvoltat idei despre succesiunea de construcție a carcasei și subcochiliilor electronice în atomi. Omul de știință a ajuns la concluzia că tipuri similare de configurații electronice ale învelișurilor exterioare ale atomilor sunt repetate periodic. Astfel, s-a demonstrat că periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor chimice se explică prin existența periodicității în construcția învelișurilor și subînvelișurilor electronice ale atomilor.
Tabelul periodic acoperă mai mult de 100 de elemente. Dintre acestea, toate elementele transuraniu (Z = 93–110), precum și elementele cu Z = 43 (tehnețiu), 61 (prometiu), 85 (astatina), 87 (franciu) au fost obținute artificial. De-a lungul întregii istorii a existenței sistemului periodic, s-au propus un număr foarte mare (>500) de variante ale reprezentării sale grafice, în principal sub formă de tabele, dar și sub formă de diferite figuri geometrice (spațiale și plane). ), curbele analitice (spirale etc.), etc. Cele mai frecvente sunt formele de tabele scurte, semilungi, lungi și scară. În prezent, se acordă preferință formei scurte.
Principiul fundamental al construirii tabelului periodic este împărțirea acestuia în grupuri și perioade. Conceptul lui Mendeleev de serie de elemente nu este folosit astăzi, deoarece este lipsit de sens fizic. Grupurile, la rândul lor, sunt împărțite în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente - analogi chimici. Elementele subgrupurilor a și b din cele mai multe grupuri prezintă, de asemenea, o anumită similitudine între ele, în principal în stările de oxidare superioare, care, de regulă, sunt egale cu numărul grupului. O perioadă este o colecție de elemente care începe cu un metal alcalin și se termină cu un gaz inert (un caz special este prima perioadă). Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Tabelul periodic este format din opt grupe și șapte perioade, a șaptea perioadă neterminată încă.
Particularitate primul perioada este că conține doar 2 elemente gazoase în formă liberă: hidrogen și heliu. Locul hidrogenului în sistem este ambiguu. Deoarece prezintă proprietăți comune metalelor alcaline și halogenilor, este plasat fie în subgrupul 1a-, fie în subgrupul Vlla-sau în ambele în același timp, încadrând simbolul între paranteze într-una dintre subgrupe. Heliul este primul reprezentant al subgrupului VIIIa. Pentru o lungă perioadă de timp, heliul și toate gazele inerte au fost separate într-un grup zero independent. Această poziție a necesitat revizuire după sinteza compușilor chimici krypton, xenon și radon. Ca rezultat, gazele nobile și elementele fostului grup VIII (fier, cobalt, nichel și metale platină) au fost combinate într-un singur grup.
Doilea perioada conţine 8 elemente. Începe cu litiu de metal alcalin, a cărui singură stare de oxidare este +1. Urmează beriliul (metal, stare de oxidare +2). Borul prezintă deja un caracter metalic slab exprimat și este un nemetal (starea de oxidare +3). Alături de bor, carbonul este un nemetal tipic care prezintă atât +4 cât și -4 stări de oxidare. Azotul, oxigenul, fluorul și neonul sunt toate nemetale, azotul având cea mai mare stare de oxidare de +5 corespunzătoare numărului de grup. Oxigenul și fluorul sunt printre cele mai active nemetale. Neonul cu gaz inert încheie perioada.
Treilea perioada (sodiu - argon) contine si 8 elemente. Natura modificării proprietăților lor este în mare măsură similară cu cea observată pentru elementele din a doua perioadă. Dar există și o anumită specificitate aici. Astfel, magneziul, spre deosebire de beriliu, este mai metalic, la fel ca și aluminiul în comparație cu borul. Siliciul, fosforul, sulful, clorul, argonul sunt toate nemetale tipice. Și toate acestea, cu excepția argonului, prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului.
După cum vedem, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire clară a metalului și întărirea proprietăților nemetalice ale elementelor. D.I Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (în cuvintele sale, mici). Elementele de perioade mici sunt printre cele mai comune în natură. Carbonul, azotul și oxigenul (împreună cu hidrogenul) sunt organogeni, adică principalele elemente ale materiei organice.
Toate elementele primei - a treia perioade sunt plasate în subgrupe a.
Patrulea perioada (potasiu - cripton) conține 18 elemente. Potrivit lui Mendeleev, aceasta este prima mare perioadă. După potasiul metalelor alcaline și calciul metalului alcalino-pământos vine o serie de elemente formate din 10 așa-numite metale de tranziție (scandiu - zinc). Toate sunt incluse în subgrupele b. Majoritatea metalelor de tranziție prezintă stări de oxidare mai mari, egale cu numărul grupului, cu excepția fierului, cobaltului și nichelului. Elementele, de la galiu la kripton, aparțin subgrupelor a. O serie de compuși chimici sunt cunoscuți pentru cripton.
Cincilea Perioada (rubidiu - xenon) este similară ca structură cu cea de-a patra. Conține și o inserție din 10 metale de tranziție (itriu - cadmiu). Elementele acestei perioade au propriile lor caracteristici. În triada ruteniu - rodiu - paladiu, compușii sunt cunoscuți pentru ruteniu unde prezintă o stare de oxidare de +8. Toate elementele subgrupelor a prezintă stări de oxidare mai mari egale cu numărul grupului. Caracteristicile modificărilor proprietăților elementelor din a patra și a cincea perioade pe măsură ce Z crește sunt mai complexe în comparație cu a doua și a treia perioadă.
Şaselea perioada (cesiu - radon) include 32 de elemente. Această perioadă, pe lângă 10 metale de tranziție (lantan, hafniu - mercur), conține și un set de 14 lantanide - de la ceriu la lutețiu. Elementele de la ceriu la lutețiu sunt foarte asemănătoare din punct de vedere chimic și, din acest motiv, au fost incluse de mult timp în familia elementelor pământurilor rare. În forma scurtă a tabelului periodic, o serie de lantanide este inclusă în celula de lantan, iar decodificarea acestei serii este dată în partea de jos a tabelului (vezi Lantanide).
Care este specificul elementelor perioadei a șasea? În triada osmiu - iridiu - platină, starea de oxidare de +8 este cunoscută pentru osmiu. Astatina are un caracter metalic destul de pronunțat. Radonul are cea mai mare reactivitate dintre toate gazele nobile. Din păcate, datorită faptului că este foarte radioactiv, chimia sa a fost puțin studiată (vezi Elemente radioactive).
Şaptelea perioada incepe din Franta. Ca și al șaselea, ar trebui să conțină și 32 de elemente, dar 24 dintre ele sunt încă cunoscute. Urmează familia actinidelor, care include elemente de la toriu la lawrencium și este plasată în mod similar lantanidelor. Decodificarea acestei serii de elemente este dată și în partea de jos a tabelului.
Acum să vedem cum se modifică proprietățile elementelor chimice subgrupuri sistem periodic. Principalul model al acestei schimbări este întărirea caracterului metalic al elementelor pe măsură ce Z crește. Acest model se manifestă în mod deosebit în subgrupurile IIIa-VIIa. Pentru metalele din subgrupele Ia–IIIa se observă o creștere a activității chimice. Pentru elementele subgrupelor IVa–VIIa, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a activității chimice a elementelor. Pentru elementele subgrupului b, natura modificării activității chimice este mai complexă.
Teoria sistemului periodic a fost dezvoltată de N. Bohr și alți oameni de știință în anii 20. secolul XX și se bazează pe o schemă reală de formare a configurațiilor electronice ale atomilor (vezi Atom). Conform acestei teorii, pe măsură ce Z crește, umplerea învelișurilor și subînvelișurilor de electroni în atomii elementelor incluse în perioadele tabelului periodic are loc în următoarea secvență:
| Numerele perioadei | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
| 1s | 2s2p | 3s3p | 4s3d4p | 5s4d5p | 6s4f5d6p | 7s5f6d7p |
Pe baza teoriei sistemului periodic, putem da următoarea definiție a unei perioade: o perioadă este un set de elemente, începând cu un element cu o valoare n egală cu numărul perioadei și l = 0 (s-elemente) și se termină cu un element cu aceeași valoare n și l = 1 (elemente p) elemente) (vezi Atom). Excepția este prima perioadă, care conține doar 1s elemente. Din teoria sistemului periodic urmează numerele de elemente în perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32...
În tabel, simbolurile elementelor de fiecare tip (elementele s-, p-, d- și f-) sunt reprezentate pe un fundal de culoare specifică: elementele s - pe roșu, elementele p - pe portocaliu, elementele d - pe albastru, elemente f - pe verde. Fiecare celulă arată numerele atomice și masele atomice ale elementelor, precum și configurațiile electronice ale învelișurilor de electroni exterioare.
Din teoria sistemului periodic rezultă că subgrupurile a includ elemente cu n egal cu numărul perioadei și l = 0 și 1. Subgrupurile b includ acele elemente în atomii cărora completarea învelișurilor rămase anterior. apare incomplet. De aceea, prima, a doua și a treia perioadă nu conțin elemente ale subgrupurilor b.
Structura tabelului periodic al elementelor este strâns legată de structura atomilor elementelor chimice. Pe măsură ce Z crește, tipuri similare de configurație ale învelișurilor de electroni exterioare se repetă periodic. Și anume, ele determină principalele caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor. Aceste caracteristici se manifestă diferit pentru elementele subgrupurilor a (elementele s și p), pentru elementele subgrupurilor b (elementele d de tranziție) și elementele familiilor f - lantanide și actinide. Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade - hidrogen și heliu. Hidrogenul se caracterizează printr-o activitate chimică ridicată, deoarece singurul său electron 1s este ușor îndepărtat. În același timp, configurația heliului (1s 2) este foarte stabilă, ceea ce determină inactivitatea sa chimică.
Pentru elementele subgrupurilor a, învelișurile de electroni exterioare ale atomilor sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei), astfel încât proprietățile acestor elemente se modifică considerabil pe măsură ce Z crește. Astfel, în a doua perioadă, litiu (configurație 2s). ) este un metal activ care își pierde cu ușurință singurul electron de valență ; beriliul (2s 2) este, de asemenea, un metal, dar mai puțin activ datorită faptului că electronii săi exteriori sunt legați mai strâns de nucleu. În plus, borul (2s 2 p) are un caracter metalic slab exprimat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care are loc construcția unui subshell 2p, sunt deja nemetale. Configurația cu opt electroni a învelișului electron exterior al neonului (2s 2 p 6) - un gaz inert - este foarte puternică.
Proprietățile chimice ale elementelor din a doua perioadă se explică prin dorința atomilor lor de a dobândi configurația electronică a celui mai apropiat gaz inert (configurația heliului pentru elementele de la litiu la carbon sau configurația neon pentru elementele de la carbon la fluor). Acesta este motivul pentru care, de exemplu, oxigenul nu poate prezenta o stare de oxidare mai mare egală cu numărul său de grup: este mai ușor pentru el să realizeze configurația neon prin achiziționarea de electroni suplimentari. Aceeași natură a modificărilor proprietăților se manifestă în elementele celei de-a treia perioade și în elementele s și p ale tuturor perioadelor ulterioare. În același timp, slăbirea forței legăturii dintre electronii exteriori și nucleul din subgrupele a pe măsură ce crește Z se manifestă în proprietățile elementelor corespunzătoare. Astfel, pentru elementele s există o creștere vizibilă a activității chimice pe măsură ce crește Z, iar pentru elementele p există o creștere a proprietăților metalice.
În atomii elementelor d de tranziție, învelișurile incomplete anterior sunt completate cu valoarea numărului cuantic principal n, cu unul mai puțin decât numărul perioadei. Cu câteva excepții, configurația învelișurilor de electroni exterioare ale atomilor elementelor de tranziție este ns 2. Prin urmare, toate elementele d sunt metale și de aceea modificările proprietăților elementelor d pe măsură ce Z crește nu sunt la fel de puternice ca cele observate pentru elementele s și p. În stările de oxidare superioare, elementele d prezintă o anumită similitudine cu elementele p ale grupurilor corespunzătoare ale tabelului periodic.
Particularitățile proprietăților elementelor triadelor (subgrupul VIIIb) sunt explicate prin faptul că subcoapele b sunt aproape de finalizare. Acesta este motivul pentru care metalele de fier, cobalt, nichel și platină, de regulă, nu au tendința de a produce compuși în stări de oxidare superioare. Singurele excepții sunt ruteniul și osmiul, care dau oxizii RuO 4 și OsO 4 . Pentru elementele subgrupurilor Ib și IIb, subshell-ul d este de fapt complet. Prin urmare, ele prezintă stări de oxidare egale cu numărul grupului.
În atomii de lantanide și actinide (toți sunt metale), învelișurile de electroni anterior incomplete sunt completate cu valoarea numărului cuantic principal n fiind cu două unități mai mică decât numărul perioadei. În atomii acestor elemente, configurația învelișului exterior de electroni (ns 2) rămâne neschimbată, iar a treia înveliș N exterior este umplut cu 4f-electroni. Acesta este motivul pentru care lantanidele sunt atât de asemănătoare.
Pentru actinide situația este mai complicată. În atomii elementelor cu Z = 90–95, electronii 6d și 5f pot lua parte la interacțiuni chimice. Prin urmare, actinidele au mult mai multe stări de oxidare. De exemplu, pentru neptuniu, plutoniu și americiu, sunt cunoscuți compuși unde aceste elemente apar în stare heptavalentă. Numai pentru elemente, începând cu curiu (Z = 96), starea trivalentă devine stabilă, dar aceasta are și caracteristici proprii. Astfel, proprietățile actinidelor diferă semnificativ de proprietățile lantanidelor și, prin urmare, cele două familii nu pot fi considerate similare.
Familia actinidelor se termină cu elementul cu Z = 103 (lawrencium). O evaluare a proprietăților chimice ale kurchatovium (Z = 104) și nilsborium (Z = 105) arată că aceste elemente ar trebui să fie analogi ai hafniului și, respectiv, tantalului. Prin urmare, oamenii de știință cred că, după familia actinidelor din atomi, începe umplerea sistematică a subînvelișului 6d. Natura chimică a elementelor cu Z = 106–110 nu a fost evaluată experimental.
Numărul final de elemente pe care le acoperă tabelul periodic este necunoscut. Problema limitei sale superioare este poate principalul mister al tabelului periodic. Cel mai greu element care a fost descoperit în natură este plutoniul (Z = 94). S-a atins limita fuziunii nucleare artificiale - un element cu număr atomic 110. Întrebarea rămâne deschisă: se vor putea obține elemente cu numere atomice mari, care și câte? La aceasta nu se poate încă răspunde cu nicio certitudine.
Folosind calcule complexe efectuate pe computere electronice, oamenii de știință au încercat să determine structura atomilor și să evalueze cele mai importante proprietăți ale „superelementelor”, până la numere de serie uriașe (Z = 172 și chiar Z = 184). Rezultatele obţinute au fost destul de neaşteptate. De exemplu, într-un atom al unui element cu Z = 121, este de așteptat să apară un electron de 8p; acest lucru se întâmplă după ce formarea subînvelișului 8s s-a încheiat în atomi cu Z = 119 și 120. Dar apariția electronilor p după electronii s se observă numai în atomii elementelor din a doua și a treia perioadă. Calculele arată, de asemenea, că în elementele perioadei a opta ipotetice, umplerea învelișurilor de electroni și a sub-învelișurilor atomilor are loc într-o secvență foarte complexă și unică. Prin urmare, evaluarea proprietăților elementelor corespunzătoare este o problemă foarte dificilă. S-ar părea că a opta perioadă ar trebui să conțină 50 de elemente (Z = 119–168), dar, conform calculelor, ar trebui să se termine la elementul cu Z = 164, adică cu 4 numere de serie mai devreme. Și a noua perioadă „exotică”, se pare, ar trebui să fie formată din 8 elemente. Iată intrarea lui „electronică”: 9s 2 8p 4 9p 2. Cu alte cuvinte, ar conține doar 8 elemente, precum a doua și a treia perioadă.
Este greu de spus cât de adevărate ar fi calculele făcute folosind un computer. Cu toate acestea, dacă ar fi confirmate, atunci ar fi necesar să se reconsidere serios modelele care stau la baza tabelului periodic al elementelor și a structurii sale.
Tabelul periodic a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea diferitelor domenii ale științelor naturale. A fost cea mai importantă realizare a științei atomo-moleculare, a contribuit la apariția conceptului modern de „element chimic” și la clarificarea conceptelor despre substanțe și compuși simpli.
Regularitățile relevate de sistemul periodic au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii atomice, descoperirii izotopilor și apariției ideilor despre periodicitatea nucleară. Sistemul periodic este asociat cu o formulare strict științifică a problemei prognozei în chimie. Acest lucru s-a manifestat în predicția existenței și proprietăților elementelor necunoscute și a noilor caracteristici ale comportamentului chimic al elementelor deja descoperite. În prezent, sistemul periodic reprezintă fundamentul chimiei, în primul rând anorganice, ajutând semnificativ la rezolvarea problemei sintezei chimice a substanțelor cu proprietăți predeterminate, dezvoltarea de noi materiale semiconductoare, selectarea catalizatorilor specifici pentru diferite procese chimice etc. Și în final , sistemul periodic stă la baza predării chimiei.
Tabelul periodic al elementelor D.I Mendeleev, natural, care este o expresie tabelară (sau altă expresie grafică). Tabelul periodic al elementelor a fost elaborat de D.I Mendeleev în 1869-1871.
Istoria tabelului periodic al elementelor.Încercările de sistematizare au fost făcute de diverși oameni de știință din Anglia și SUA încă din anii 30 ai secolului al XIX-lea. Mendeleev - I. Döbereiner, J. Dumas, chimistul francez A. Chancourtois, englez. chimiștii W. Odling, J. Newlands și alții au stabilit existența unor grupuri de elemente cu proprietăți chimice similare, așa-numitele „grupuri naturale” (de exemplu, „triadele” lui Döbereiner). Cu toate acestea, acești oameni de știință nu au mers mai departe decât să stabilească anumite modele în cadrul grupurilor. În 1864, L. Meyer, pe baza datelor, a propus un tabel care arată raportul pentru mai multe grupuri caracteristice de elemente. Meyer nu a făcut mesaje teoretice din masa lui.
Prototipul sistemului periodic științific de elemente a fost tabelul „Experiența unui sistem de elemente bazat pe asemănarea lor chimică”, compilat de Mendeleev la 1 martie 1869 ( orez. 1). În următorii doi ani, autorul a îmbunătățit acest tabel, a introdus idei despre grupuri, serii și perioade de elemente; a făcut o încercare de a estima capacitatea perioadelor mici și mari, cuprinzând, în opinia sa, 7 și, respectiv, 17 elemente. În 1870 și-a numit sistemul natural, iar în 1871 - periodic. Chiar și atunci, structura tabelului periodic al elementelor a dobândit contururi în mare măsură moderne ( orez. 2).
Tabelul periodic al elementelor nu a câștigat imediat recunoașterea ca o generalizare științifică fundamentală; situația s-a schimbat semnificativ abia după descoperirea lui Ga, Sc, Ge și stabilirea divalenței lui Be (a fost considerată multă vreme trivalentă). Cu toate acestea, sistemul periodic de elemente a reprezentat în mare măsură o generalizare empirică a faptelor, deoarece sensul fizic al legii periodice era neclar și nu exista o explicație pentru motivele modificării periodice a proprietăților elementelor în funcție de creștere. Prin urmare, până la fundamentarea fizică a legii periodice și dezvoltarea teoriei sistemului periodic de elemente, multe fapte nu au putut fi explicate. Astfel, descoperirea de la sfârșitul secolului al XIX-lea a fost neașteptată. , care părea să nu aibă loc în tabelul periodic al elementelor; această dificultate a fost eliminată datorită includerii elementelor unui grup zero independent (mai târziu subgrup VIIIa) în tabelul periodic. Descoperirea multor „elemente radio” la începutul secolului al XX-lea. a condus la o contradicție între necesitatea plasării lor în tabelul periodic al elementelor și structura acestuia (pentru mai mult de 30 de astfel de elemente au fost 7 locuri „vacante” în perioadele a șasea și a șaptea). Această contradicție a fost depășită ca urmare a descoperirii. În cele din urmă, valoarea () ca parametru care determină proprietățile elementelor și-a pierdut treptat sensul.
Unul dintre principalele motive pentru imposibilitatea explicării semnificației fizice a legii periodice și a sistemului periodic de elemente a fost lipsa unei teorii a structurii (vezi, Fizica atomică). Prin urmare, cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea sistemului periodic de elemente a fost modelul planetar propus de E. Rutherford (1911). Pe baza ei, omul de știință olandez A. van den Broek a sugerat (1913) că un element din tabelul periodic al elementelor (Z) este numeric egal cu sarcina nucleului (în unități de sarcină elementară). Acest lucru a fost confirmat experimental de G. Moseley (1913-14, vezi legea lui Moseley). Astfel, s-a putut stabili că frecvența modificărilor proprietăților elementelor depinde de , și nu de . Ca urmare, limita inferioară a sistemului periodic de elemente a fost determinată pe baze științifice (ca element cu un minim Z = 1); numărul de elemente între și este estimat cu precizie; S-a stabilit că „golurile” din tabelul periodic al elementelor corespund elementelor necunoscute cu Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.
Cu toate acestea, întrebarea numărului exact a rămas neclară și (ceea ce este deosebit de important) motivele schimbării periodice a proprietăților elementelor în funcție de Z nu au fost dezvăluite. Aceste motive au fost găsite în timpul dezvoltării ulterioare a teoriei periodice sistem de elemente bazat pe concepte cuantice de structură (vezi. în continuare). Fundamentarea fizică a legii periodice și descoperirea fenomenului de izotonie au făcut posibilă definirea științifică a conceptului de „” (“”). Tabelul periodic atașat (vezi bolnav.) conține valori moderne ale elementelor pe scara carbonului în conformitate cu Tabelul internațional din 1973. Cele mai longevive sunt date între paranteze drepte. În locul celor mai stabile 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa și 237 Np, acestea adoptate (1969) de Comisia Internațională privind.
Structura tabelului periodic al elementelor. Tabelul periodic al elementelor modern (1975) acoperă 106; Dintre acestea, toate transuraniul (Z = 93-106), precum și elementele cu Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) și 87 (Fr) au fost obținute artificial. De-a lungul întregii istorii a sistemului periodic de elemente au fost propuse un număr mare (câteva sute) de variante ale reprezentării sale grafice, în principal sub formă de tabele; Imaginile sunt cunoscute și sub formă de diferite figuri geometrice (spațiale și plane), curbe analitice (de exemplu, etc.). Cele mai răspândite sunt trei forme ale tabelului periodic al elementelor: scurt, propus de Mendeleev ( orez. 2) și a primit recunoaștere universală (în forma sa modernă este dat bolnav.); lung ( orez. 3); scara ( orez. 4). Forma lungă a fost dezvoltată și de Mendeleev, iar într-o formă îmbunătățită a fost propusă în 1905 de A. Werner. Forma scării a fost propusă de omul de știință englez T. Bailey (1882), savantul danez J. Thomsen (1895) și îmbunătățită de N. (1921). Fiecare dintre cele trei forme are avantaje și dezavantaje. Principiul fundamental al construirii tabelului periodic al elementelor este împărțirea tuturor în grupuri și perioade. Fiecare grup la rândul său este împărțit în subgrupuri principale (a) și secundare (b). Fiecare subgrup conține elemente care au proprietăți chimice similare. Elementele subgrupurilor a și b din fiecare grup prezintă, de regulă, o anumită asemănare chimică între ele, în principal în cele superioare, care, de regulă, corespund numărului grupului. O perioadă este un set de elemente care începe și se termină (un caz special este prima perioadă); Fiecare perioadă conține un număr strict definit de elemente. Tabelul periodic al elementelor este format din 8 grupe și 7 perioade (a șaptea nu este încă finalizată).
Specificul primei perioade este că conține doar 2 elemente: H și He. Locul lui H în sistem este ambiguu: deoarece prezintă proprietăți comune și cu, este plasat fie în Ia-sau (de preferință) în subgrupul VIIa. - primul reprezentant al subgrupului VIIa (cu toate acestea, pentru o lungă perioadă de timp, Ne și toți au fost combinați într-un grup zero independent).
A doua perioadă (Li - Ne) conține 8 elemente. Începe cu Li, singurul dintre care este egal cu I. Apoi vine Be - , II. Caracterul metalic al următorului element B este slab exprimat (III). C care urmează este tipic și poate fi fie pozitiv, fie negativ tetravalent. Următoarele N, O, F și Ne - și numai pentru N cel mai mare V corespunde numărului de grup; doar în cazuri rare arată pozitiv, iar pentru F VI este cunoscut. Perioada se încheie cu Ne.
A treia perioadă (Na - Ar) conține și 8 elemente, a căror natură a modificărilor proprietăților este în mare măsură similară cu cea observată în a doua perioadă. Cu toate acestea, Mg, spre deosebire de Be, este mai metalic, la fel ca Al în comparație cu B, deși Al este inerent. Si, P, S, Cl, Ar sunt tipice, dar toate (cu excepția Ar) prezintă valori mai mari, egale cu numărul grupului. Astfel, în ambele perioade, pe măsură ce Z crește, se observă o slăbire a metalului și o întărire a caracterului nemetalic al elementelor. Mendeleev a numit elementele perioadei a doua și a treia (mici, în terminologia sa) tipice. Este semnificativ faptul că sunt printre cele mai comune în natură, iar C, N și O sunt, alături de H, principalele elemente ale materiei organice (organogeni). Toate elementele primelor trei perioade sunt incluse în subgrupele a.
Conform terminologiei moderne (vezi mai jos), elementele acestor perioade se referă la elementele s (alcaline și alcalino-pământoase), componente ale subgrupurilor Ia și IIa (evidențiate cu roșu pe tabelul de culori) și elementele p ( B - Ne, At - Ar), incluse în subgrupele IIIa - VIIIa (simbolurile acestora sunt evidențiate în portocaliu). Pentru elementele de perioade mici, cu creștere, se observă mai întâi o scădere, iar apoi, atunci când numărul din învelișul exterior crește deja semnificativ, repulsia lor reciprocă duce la o creștere. Următorul maxim este atins la începutul următoarei perioade pe elementul alcalin. Aproximativ același model este tipic pentru.
A patra perioadă (K - Kr) conține 18 elemente (prima perioadă majoră, după Mendeleev). După K și Ca alcalino-pământos (s-elemente) vine o serie de zece așa-numite (Sc - Zn) sau d-elemente (simbolurile sunt date cu albastru), care sunt incluse în subgrupele celor 6 grupuri corespunzătoare ale tabel periodic al elementelor. Majoritatea (toți) prezintă niveluri mai mari egale cu numărul grupului. Excepție este triada Fe - Co - Ni, unde ultimele două elemente sunt maxim pozitiv trivalente, iar în anumite condiții este cunoscută în VI. Elementele, începând cu Ga și terminând cu Kr (elemente p), aparțin subgrupurilor a, iar natura modificării proprietăților lor este aceeași ca și în intervalele Z corespunzătoare pentru elementele din a doua și a treia perioadă. S-a stabilit că Kr este capabil să se formeze (în principal cu F), dar VIII este necunoscut pentru acesta.
A cincea perioadă (Rb - Xe) este construită în mod similar cu a patra; are și o inserție de 10 (Y - Cd), d-elemente. Caracteristici specifice perioadei: 1) în triada Ru - Rh - Pd arată doar VIII; 2) toate elementele subgrupurilor a prezintă valori mai mari egale cu numărul grupului, inclusiv Xe; 3) I are proprietăți metalice slabe. Astfel, natura modificării proprietăților pe măsură ce Z crește pentru elementele din perioada a patra și a cincea este mai complexă, deoarece proprietățile metalice sunt păstrate într-un interval mare.
A șasea perioadă (Cs - Rn) include 32 de elemente. Pe lângă 10 elemente d (La, Hf - Hg), conține un set de 14 elemente f, de la Ce la Lu (simboluri negre). Elementele La prin Lu sunt destul de asemănătoare din punct de vedere chimic. În forma scurtă a tabelului periodic, elementele sunt incluse în La (deoarece sunt predominante III) și sunt scrise ca o linie separată în partea de jos a tabelului. Această tehnică este oarecum incomod, deoarece 14 elemente par să fie în afara mesei. Formele lungi și scară ale sistemului periodic de elemente nu au un astfel de dezavantaj, care reflectă bine specificul pe fundalul structurii holistice a sistemului periodic de elemente. Caracteristici ale perioadei: 1) în triada Os - Ir - Pt arată doar VIII; 2) At are un caracter metalic mai pronunțat (comparativ cu 1); 3) Rn, aparent (a fost puțin studiat), ar trebui să fie cel mai reactiv dintre .
A șaptea perioadă, începând cu Fr (Z = 87), ar trebui să conțină și 32 de elemente, dintre care 20 sunt cunoscute până acum (până la elementul cu Z = 106). Fr și Ra sunt elemente ale subgrupelor Ia- și IIa, respectiv (elementele s), Ac este un analog al elementelor subgrupei IIIb (elementul d). Următoarele 14 elemente, elemente f (cu Z de la 90 la 103), alcătuiesc familia. În forma scurtă a tabelului periodic al elementelor, ele ocupă Ac și sunt scrise ca o linie separată în partea de jos a tabelului, similar cu, în contrast cu care se caracterizează printr-o diversitate semnificativă. În legătură cu aceasta, din punct de vedere chimic, seria prezintă diferențe vizibile. Studiul naturii chimice a elementelor cu Z = 104 și Z = 105 a arătat că aceste elemente sunt analogi și, respectiv, elemente d, și ar trebui plasate în subgrupurile IVb și Vb. Elementele ulterioare până la Z = 112 trebuie să fie, de asemenea, membri ai subgrupurilor b, iar apoi (Z = 113-118) vor apărea elementele p (IIIa - VIlla-subgrupurile).
Teoria tabelului periodic al elementelor. Teoria sistemului periodic de elemente se bazează pe ideea unor modele specifice de construcție a carcasei electronice (straturi, niveluri) și subcochilii (cochilii, subniveluri) pe măsură ce Z crește (vezi, Fizica atomică). Această idee a fost dezvoltată în 1913-21, ținând cont de natura modificării proprietăților în tabelul periodic al elementelor și de rezultatele studiului lor. a dezvăluit trei caracteristici semnificative ale formării configurațiilor electronice: 1) umplerea carcaselor electronice (cu excepția carcaselor corespunzătoare valorilor numărului cuantic principal n = 1 și 2) nu are loc monoton până la capacitatea lor completă, ci este întreruptă. prin apariția agregatelor aferente cochiliilor cu valori mari de n; 2) se repetă periodic tipuri similare de configurații electronice; 3) limitele perioadelor sistemului periodic de elemente (cu excepția primului și a celui de-al doilea) nu coincid cu limitele învelișurilor de electroni succesive.
În notația adoptată în fizica atomică, schema reală pentru formarea configurațiilor electronice pe măsură ce crește Z poate fi scrisă în general după cum urmează:
Liniile verticale separă perioadele din tabelul periodic al elementelor (numerele lor sunt indicate prin numere în partea de sus); Subshell-urile care completează construcția shell-urilor cu un n dat sunt evidențiate cu caractere aldine. Sub denumirile subshell sunt valorile numerelor cuantice principale (n) și orbitale (l), care caracterizează subshell-urile umplute succesiv. În conformitate cu, capacitatea fiecărei învelișuri de electroni este 2n 2, iar capacitatea fiecărei subînvelișuri este 2 (2l + 1). Din diagrama de mai sus se determină ușor capacitățile perioadelor succesive: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Fiecare perioadă începe cu un element în care apare cu o nouă valoare n. Astfel, perioadele pot fi caracterizate ca colecții de elemente, începând cu un element cu o valoare n egală cu numărul perioadei și l = 0 (ns 1 -elemente), și terminând cu un element cu același n și l = 1 ( np 6 -elemente); excepția este prima perioadă, care conține doar ls elemente. În acest caz, subgrupurile a includ elemente pentru care n este egal cu numărul perioadei și l = 0 sau 1, adică are loc construcția unei învelișuri de electroni cu un n dat. Subgrupurile b includ elemente în care are loc finalizarea cochiliilor rămase neterminate (în acest caz, n este mai mic decât numărul perioadei și l = 2 sau 3). Prima - a treia perioadă ale sistemului periodic de elemente conțin doar elemente ale subgrupurilor a.
Schema reală dată pentru formarea configurațiilor electronice nu este perfectă, deoarece, într-un număr de cazuri, granițele clare dintre subshell-urile umplute succesiv sunt încălcate (de exemplu, după umplerea subshell-ului 6s în Cs și Ba, nu un 4f, ci un 5d). apare electronul; există un electron 5d în Gd etc.). Mai mult, circuitul actual original nu a putut fi derivat din niciun concept fizic fundamental; o asemenea concluzie a devenit posibilă datorită aplicării la problema structurii.
Tipuri de configurații ale carcaselor electronice externe (on bolnav. sunt indicate configuraţii) determină principalele caracteristici ale comportării chimice a elementelor. Aceste caracteristici sunt specifice elementelor subgrupurilor a (elementele s și p), subgrupurilor b (elementele d) și familiilor f ( și ). Un caz special este reprezentat de elementele primei perioade (H și He). Atomicitatea chimică ridicată se explică prin ușurința de extragere a unui singur electron ls, în timp ce configurația (1s 2) este foarte puternică, ceea ce determină inerția sa chimică.
Deoarece învelișurile de electroni exterioare ale elementelor subgrupurilor a sunt umplute (cu n egal cu numărul perioadei), proprietățile elementelor se modifică considerabil pe măsură ce Z crește. Astfel, în a doua perioadă Li (configurația 2s 1) este activ din punct de vedere chimic , pierzând ușor valența, a Be (2s 2) - de asemenea, dar mai puțin activ. Caracterul metalic al următorului element B (2s 2 p) este slab exprimat, iar toate elementele ulterioare ale celei de-a doua perioade, în care este construită subînvelișul 2p, sunt mai înguste. Configurația cu opt electroni a învelișului electron exterior Ne (2s 2 p 6) este extrem de puternică, prin urmare - . Un model similar de modificări ale proprietăților este observat în elementele din a treia perioadă și în elementele s și p din toate perioadele ulterioare, cu toate acestea, slăbirea conexiunii dintre exterior și nucleu în subgrupurile a pe măsură ce Z crește într-un anumit mod. afectează proprietățile acestora. Astfel, pentru elementele s există o creștere vizibilă a proprietăților chimice, iar pentru elementele p are loc o creștere a proprietăților metalice. În subgrupul VIIIa, stabilitatea configurației ns 2 np 6 este slăbită, drept urmare deja Kr (a patra perioadă) dobândește capacitatea de a intra. Specificul elementelor p din perioadele 4-6 se datorează și faptului că ele sunt separate de elementele s prin seturi de elemente în care are loc construcția învelișurilor de electroni anterioare.
Pentru elementele d tranzitorii ale subgrupurilor b, învelișurile incomplete cu n sunt completate cu unul mai puțin decât numărul perioadei. Configurația învelișurilor lor exterioare, de regulă, este ns 2. Prin urmare, toate elementele d sunt . O structură similară a învelișului exterior al elementelor d în fiecare perioadă duce la faptul că modificarea proprietăților elementelor d pe măsură ce Z crește nu este accentuată și o diferență clară se găsește numai la cele superioare, în care d -elementele prezintă o anumită asemănare cu elementele p ale grupelor corespunzătoare ale sistemelor de elemente periodice. Specificul elementelor subgrupului VIIIb se explică prin faptul că subcoapele lor d sunt aproape de finalizare și, prin urmare, aceste elemente nu sunt înclinate (cu excepția Ru și Os) să prezinte mai mult . Pentru elementele subgrupului Ib (Cu, Ag, Au), subînvelișul d este de fapt complet, dar încă nu este suficient de stabilizat, aceste elemente prezintă și ele mai mari (până la III în cazul Au).
Semnificația tabelului periodic al elementelor. Tabelul periodic al elementelor a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea științelor naturale. A fost cea mai importantă realizare a științei atomo-moleculare, făcând posibilă darea unei definiții moderne a conceptului „” și clarificarea conceptelor de compuși. Modelele relevate de sistemul periodic de elemente au avut un impact semnificativ asupra dezvoltării teoriei structurii și au contribuit la explicarea fenomenului de izotonie. Sistemul periodic de elemente este asociat cu o formulare strict științifică a problemei predicției în , care s-a manifestat atât în predicția existenței elementelor necunoscute și a proprietăților acestora, cât și în predicția noilor caracteristici ale comportamentului chimic deja descoperite. elemente. Tabelul periodic al elementelor este fundația, în primul rând anorganică; ajută semnificativ la rezolvarea problemelor de sinteză cu proprietăți predeterminate, dezvoltarea de noi materiale, în special materiale semiconductoare, selecția materialelor specifice pentru diferite procese chimice etc. Tabelul periodic al elementelor este și baza științifică a predării.
Lit.: Mendeleev D.I., Drept periodic. Articole de bază, M., 1958; Kedrov B.M., Trei aspecte ale atomismului. Partea 3. Legea lui Mendeleev, M., 1969; Rabinovich E., Tilo E., Tabelul periodic al elementelor. Istorie și teorie, M.-L., 1933; Karapetyants M. Kh., Drakin S. I., Stroenie, M., 1967; Astakhov K.V., Starea actuală a sistemului periodic al lui D.I Mendeleev, M., 1969; Kedrov B. M., Trifonov D. N., Legea periodicității și. Descoperiri și cronologie, M., 1969; O sută de ani de lege periodică. Culegere de articole, M., 1969; O sută de ani de lege periodică. Rapoarte la şedinţe plenare, M., 1971; Spronsen J. W. van, Sistemul periodic al elementelor chimice. O istorie a primei sute de ani, Amst.-L.-N.Y., 1969; Klechkovsky V.M., Distribuția atomică și regula umplerii secvențiale a grupurilor (n + l), M., 1968; Trifonov D.N., Despre interpretarea cantitativă a periodicităţii, M., 1971; Nekrasov B.V., Fundamente, vol. 1-2, ed. a III-a, M., 1973; Kedrov B. M., Trifonov D. N., Despre problemele moderne ale sistemului periodic, M., 1974.
D. N. Trifonov.
Orez. 1. Tabel „Experiența unui sistem de elemente” bazat pe asemănările lor chimice, întocmit de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869.
Orez. 3. Forma lungă a tabelului periodic al elementelor (versiunea modernă).
Orez. 4. Forma de scară a sistemului periodic de elemente (după N., 1921).
Orez. 2. „Sistemul natural de elemente” de D. I. Mendeleev (forma scurtă), publicată în partea a II-a a ediției I a Fundamentelor în 1871.
Tabelul periodic al elementelor de D. I. Mendeleev.
Un element chimic este un termen colectiv care descrie o colecție de atomi ai unei substanțe simple, adică una care nu poate fi împărțită în componente mai simple (în funcție de structura moleculelor lor). Imaginați-vă că vi se dă o bucată de fier pur și vi se cere să o separați în constituenții ei ipotetici folosind orice dispozitiv sau metodă inventată vreodată de chimiști. Cu toate acestea, nu puteți face nimic; fierul de călcat nu va fi niciodată împărțit în ceva mai simplu. O substanță simplă - fierul - corespunde elementului chimic Fe.
Definiție teoretică
Faptul experimental notat mai sus poate fi explicat folosind următoarea definiție: un element chimic este o colecție abstractă de atomi (nu molecule!) ai substanței simple corespunzătoare, adică atomi de același tip. Dacă ar exista o modalitate de a privi fiecare dintre atomii individuali din bucata de fier pur menționată mai sus, atunci toți ar fi atomi de fier. În schimb, un compus chimic, cum ar fi oxidul de fier, conține întotdeauna cel puțin două tipuri diferite de atomi: atomi de fier și atomi de oxigen.
Termeni pe care ar trebui să-i cunoașteți
Masa atomică: Masa de protoni, neutroni și electroni care formează un atom al unui element chimic.
Numărul atomic: Numărul de protoni din nucleul atomului unui element.
Simbol chimic: o literă sau o pereche de litere latine care reprezintă desemnarea unui element dat.
Compus chimic: substanță care constă din două sau mai multe elemente chimice combinate între ele într-o anumită proporție.
Metal: Un element care pierde electroni în reacțiile chimice cu alte elemente.
Metaloid: Un element care reacționează uneori ca un metal și alteori ca un nemetal.
Metaloid: Un element care caută să câștige electroni în reacțiile chimice cu alte elemente.
Tabel periodic al elementelor chimice: Un sistem de clasificare a elementelor chimice în funcție de numărul lor atomic.
Element sintetic: Una care este produsă artificial într-un laborator și, în general, nu se găsește în natură.
Elemente naturale și sintetice
Nouăzeci și două de elemente chimice apar în mod natural pe Pământ. Restul au fost obținute artificial în laboratoare. Un element chimic sintetic este de obicei produsul reacțiilor nucleare din acceleratoarele de particule (dispozitive utilizate pentru a crește viteza particulelor subatomice, cum ar fi electronii și protonii) sau reactoarele nucleare (dispozitivele folosite pentru a controla energia eliberată de reacțiile nucleare). Primul element sintetic cu număr atomic 43 a fost tehnețiul, descoperit în 1937 de către fizicienii italieni C. Perrier și E. Segre. În afară de tehnețiu și prometiu, toate elementele sintetice au nuclee mai mari decât uraniul. Ultimul element chimic sintetic care a primit numele este livermorium (116), iar înainte a fost flerovium (114).
Două duzini de elemente comune și importante
| Nume | Simbol | Procentul tuturor atomilor * | Proprietățile elementelor chimice (în condiții normale de cameră) |
|||
| În univers | În scoarța terestră | În apa mării | În corpul uman |
|||
| Aluminiu | Al | - | 6,3 | - | - | Metal ușor, argintiu |
| Calciu | Ca | - | 2,1 | - | 0,02 | Se găsește în minerale naturale, scoici, oase |
| Carbon | CU | - | - | - | 10,7 | Baza tuturor organismelor vii |
| Clor | Cl | - | - | 0,3 | - | Gaz otrăvitor |
| Cupru | Cu | - | - | - | - | Doar metal roșu |
| Aur | Au | - | - | - | - | Doar metal galben |
| Heliu | El | 7,1 | - | - | - | Gaz foarte usor |
| Hidrogen | N | 92,8 | 2,9 | 66,2 | 60,6 | Cel mai ușor dintre toate elementele; gaz |
| Iod | eu | - | - | - | - | Metaloid; folosit ca antiseptic |
| Fier | Fe | - | 2,1 | - | - | Metal magnetic; folosit pentru a produce fier și oțel |
| Duce | Pb | - | - | - | - | Metal moale, greu |
| Magneziu | Mg | - | 2,0 | - | - | Metal foarte ușor |
| Mercur | Hg | - | - | - | - | Metal lichid; unul dintre cele două elemente lichide |
| Nichel | Ni | - | - | - | - | Metal rezistent la coroziune; folosit la monede |
| Azot | N | - | - | - | 2,4 | Gazul, componenta principală a aerului |
| Oxigen | DESPRE | - | 60,1 | 33,1 | 25,7 | Gaz, al doilea important componenta de aer |
| Fosfor | R | - | - | - | 0,1 | Metaloid; important pentru plante |
| Potasiu | LA | - | 1.1 | - | - | Metal; important pentru plante; numită de obicei „potasiu” |
* Dacă valoarea nu este specificată, atunci elementul este mai mic de 0,1 la sută.
Big Bang-ul ca principală cauză a formării materiei
Ce element chimic a fost primul din Univers? Oamenii de știință cred că răspunsul la această întrebare se află în stele și în procesele prin care se formează stelele. Se crede că universul a luat ființă la un moment dat în timp între 12 și 15 miliarde de ani în urmă. Până în acest moment, nu se gândește la nimic existent în afară de energie. Dar s-a întâmplat ceva care a transformat această energie într-o explozie uriașă (așa-numitul Big Bang). În următoarele secunde după Big Bang, materia a început să se formeze.
Primele forme simple de materie care au apărut au fost protonii și electronii. Unii dintre ei se combină pentru a forma atomi de hidrogen. Acesta din urmă este format dintr-un proton și un electron; este cel mai simplu atom care poate exista.
Încet, pe perioade lungi de timp, atomii de hidrogen au început să se grupeze în anumite zone ale spațiului, formând nori denși. Hidrogenul din acești nori a fost atras în formațiuni compacte de forțele gravitaționale. În cele din urmă, acești nori de hidrogen au devenit suficient de denși pentru a forma stele.
Stelele ca reactoare chimice de elemente noi
O stea este pur și simplu o masă de materie care generează energie din reacții nucleare. Cea mai frecventă dintre aceste reacții implică combinarea a patru atomi de hidrogen formând un atom de heliu. Odată ce stelele au început să se formeze, heliul a devenit al doilea element care a apărut în Univers.
Pe măsură ce stelele îmbătrânesc, ele trec de la reacțiile nucleare hidrogen-heliu la alte tipuri. În ele, atomii de heliu formează atomi de carbon. Mai târziu, atomii de carbon formează oxigen, neon, sodiu și magneziu. Mai târziu, neonul și oxigenul se combină între ele pentru a forma magneziu. Pe măsură ce aceste reacții continuă, se formează tot mai multe elemente chimice.
Primele sisteme de elemente chimice
Cu mai bine de 200 de ani în urmă, chimiștii au început să caute modalități de a le clasifica. La mijlocul secolului al XIX-lea, erau cunoscute aproximativ 50 de elemente chimice. Una dintre întrebările pe care chimiștii au căutat să le rezolve. rezumat la următoarele: este un element chimic o substanță complet diferită de orice alt element? Sau unele elemente legate de altele într-un fel? Există vreo lege generală care îi unește?
Chimiștii au propus diverse sisteme de elemente chimice. De exemplu, chimistul englez William Prout în 1815 a sugerat că masele atomice ale tuturor elementelor sunt multipli ai masei atomului de hidrogen, dacă o luăm egală cu unitate, adică trebuie să fie numere întregi. La acea vreme, masele atomice ale multor elemente fuseseră deja calculate de J. Dalton în raport cu masa hidrogenului. Cu toate acestea, dacă acesta este aproximativ cazul carbonului, azotului și oxigenului, atunci clorul cu o masă de 35,5 nu s-a încadrat în această schemă.
Chimistul german Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) a arătat în 1829 că trei elemente din așa-numitul grup halogen (clorul, bromul și iodul) puteau fi clasificate după masele lor atomice relative. Greutatea atomică a bromului (79,9) s-a dovedit a fi aproape exact media greutăților atomice ale clorului (35,5) și iodului (127), și anume 35,5 + 127 ÷ 2 = 81,25 (aproape de 79,9). Aceasta a fost prima abordare a construirii unuia dintre grupurile de elemente chimice. Dobereiner a descoperit încă două astfel de triade de elemente, dar nu a fost în stare să formuleze o lege periodică generală.
Cum a apărut tabelul periodic al elementelor chimice?
Majoritatea schemelor timpurii de clasificare nu au avut prea mult succes. Apoi, în jurul anului 1869, aproape aceeași descoperire a fost făcută de doi chimiști aproape în același timp. Chimistul rus Dmitri Mendeleev (1834-1907) și chimistul german Julius Lothar Meyer (1830-1895) au propus organizarea elementelor care au proprietăți fizice și chimice similare într-un sistem ordonat de grupuri, serii și perioade. În același timp, Mendeleev și Meyer au subliniat că proprietățile elementelor chimice se repetă periodic în funcție de greutățile lor atomice.
Astăzi, Mendeleev este considerat în general descoperitorul legii periodice, deoarece a făcut un pas pe care Meyer nu l-a făcut. Când toate elementele au fost aranjate în tabelul periodic, au apărut niște goluri. Mendeleev a prezis că acestea erau locuri pentru elemente care nu fuseseră încă descoperite.
Cu toate acestea, a mers și mai departe. Mendeleev a prezis proprietățile acestor elemente încă nedescoperite. El știa unde se aflau în tabelul periodic, astfel încât să le poată prezice proprietățile. În mod remarcabil, fiecare element chimic prezis de Mendeleev, galiu, scandiu și germaniu, a fost descoperit la mai puțin de zece ani după ce și-a publicat legea periodică.
Forma scurtă a tabelului periodic
Au existat încercări de a număra câte opțiuni pentru reprezentarea grafică a tabelului periodic au fost propuse de diferiți oameni de știință. S-a dovedit că au fost peste 500. Mai mult, 80% din numărul total de opțiuni sunt tabele, iar restul sunt figuri geometrice, curbe matematice etc. Ca urmare, patru tipuri de tabele și-au găsit aplicație practică: scurte, semi -lung, lung și scară (piramidală). Acesta din urmă a fost propus de marele fizician N. Bohr.
Imaginea de mai jos arată forma scurtă.
În ea, elementele chimice sunt aranjate în ordinea crescătoare a numerelor lor atomice de la stânga la dreapta și de sus în jos. Astfel, primul element chimic al tabelului periodic, hidrogenul, are număr atomic 1 deoarece nucleele atomilor de hidrogen conțin unul și un singur proton. La fel, oxigenul are numărul atomic 8, deoarece nucleele tuturor atomilor de oxigen conțin 8 protoni (vezi figura de mai jos).
Principalele fragmente structurale ale sistemului periodic sunt perioadele și grupurile de elemente. În șase perioade, toate celulele sunt umplute, a șaptea nu este încă finalizată (elementele 113, 115, 117 și 118, deși sintetizate în laboratoare, nu au fost încă înregistrate oficial și nu au nume).
Grupurile sunt împărțite în subgrupuri principale (A) și secundare (B). Elementele primelor trei perioade, fiecare conținând un rând, sunt incluse exclusiv în subgrupurile A. Celelalte patru perioade includ două rânduri.
Elementele chimice din același grup tind să aibă proprietăți chimice similare. Astfel, primul grup este format din metale alcaline, al doilea - metale alcalino-pământoase. Elementele din aceeași perioadă au proprietăți care se schimbă lent de la un metal alcalin la un gaz nobil. Figura de mai jos arată cum se modifică una dintre proprietăți, raza atomică, pentru elementele individuale din tabel.
Forma cu perioade lungi a tabelului periodic
Este prezentat în figura de mai jos și este împărțit în două direcții, pe rânduri și pe coloane. Există șapte rânduri de perioade, ca în forma scurtă, și 18 coloane, numite grupuri sau familii. De fapt, creșterea numărului de grupe de la 8 în forma scurtă la 18 în forma lungă se obține prin plasarea tuturor elementelor în perioade, începând cu a 4-a, nu în două, ci într-o singură linie.
Pentru grupuri sunt utilizate două sisteme de numerotare diferite, așa cum se arată în partea de sus a tabelului. Sistemul numeric roman (IA, IIA, IIB, IVB etc.) a fost popular în mod tradițional în Statele Unite. Un alt sistem (1, 2, 3, 4 etc.) este folosit în mod tradițional în Europa și a fost recomandat pentru utilizare în SUA în urmă cu câțiva ani.
Apariția tabelelor periodice din figurile de mai sus este puțin înșelătoare, ca și în cazul oricărui astfel de tabel publicat. Motivul pentru aceasta este că cele două grupuri de elemente afișate în partea de jos a tabelelor ar trebui să fie de fapt amplasate în ele. Lantanidele, de exemplu, aparțin perioadei 6 dintre bariu (56) și hafniu (72). În plus, actinidele aparțin perioadei 7 dintre radiu (88) și ruterfordium (104). Dacă ar fi introduse într-o masă, aceasta ar deveni prea lată pentru a se potrivi pe o bucată de hârtie sau pe o diagramă de perete. Prin urmare, este obișnuit să plasați aceste elemente în partea de jos a mesei.
Tabelul periodic al elementelor chimice (tabelul periodic)- clasificarea elementelor chimice, stabilindu-se dependenţa diferitelor proprietăţi ale elementelor de sarcina nucleului atomic. Sistemul este o expresie grafică a legii periodice stabilite de chimistul rus D.I Mendeleev în 1869. Versiunea sa originală a fost dezvoltată de D.I Mendeleev în 1869-1871 și a stabilit dependența proprietăților elementelor de greutatea lor atomică (în termeni moderni, de masa atomică). În total, au fost propuse câteva sute de opțiuni pentru reprezentarea sistemului periodic (curbe analitice, tabele, figuri geometrice etc.). În versiunea modernă a sistemului, se presupune că elementele sunt rezumate într-un tabel bidimensional, în care fiecare coloană (grup) definește principalele proprietăți fizice și chimice, iar rândurile reprezintă perioade care sunt într-o anumită măsură similare. unul la altul.
Tabelul periodic al elementelor chimice de D.I. Mendeleev
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Descoperirea făcută de chimistul rus Mendeleev a jucat (de departe) cel mai important rol în dezvoltarea științei și anume în dezvoltarea științei atomo-moleculare. Această descoperire a făcut posibilă obținerea celor mai înțelese și ușor de învățat idei despre compușii chimici simpli și complecși. Numai datorită tabelului avem conceptele despre elementele pe care le folosim în lumea modernă. În secolul al XX-lea, a apărut rolul predictiv al sistemului periodic în evaluarea proprietăților chimice ale elementelor transuraniu, arătat de creatorul tabelului.
Dezvoltat în secolul al XIX-lea, tabelul periodic al lui Mendeleev în interesul științei chimiei a oferit o sistematizare gata făcută a tipurilor de atomi pentru dezvoltarea FIZICII în secolul al XX-lea (fizica atomului și a nucleului atomic). La începutul secolului al XX-lea, fizicienii, prin cercetări, au stabilit că numărul atomic (cunoscut și ca număr atomic) este și o măsură a sarcinii electrice a nucleului atomic al acestui element. Și numărul perioadei (adică seria orizontală) determină numărul de învelișuri de electroni ale atomului. De asemenea, s-a dovedit că numărul rândului vertical al tabelului determină structura cuantică a învelișului exterior al elementului (astfel, elementele din același rând sunt obligate să aibă proprietăți chimice similare).
Descoperirea omului de știință rus a marcat o nouă eră în istoria științei mondiale, această descoperire a permis nu numai să facă un salt uriaș în chimie, ci a fost și neprețuită pentru o serie de alte domenii ale științei. Tabelul periodic a oferit un sistem coerent de informații despre elemente, pe baza acestuia, a devenit posibil să se tragă concluzii științifice și chiar să anticipeze unele descoperiri.
Tabelul periodic Una dintre caracteristicile tabelului periodic este că grupul (coloana din tabel) are expresii mai semnificative ale tendinței periodice decât pentru perioade sau blocuri. În zilele noastre, teoria mecanicii cuantice și a structurii atomice explică esența grupului de elemente prin faptul că au aceleași configurații electronice ale învelișurilor de valență și, ca urmare, elementele care sunt situate în aceeași coloană au caracteristici foarte asemănătoare (identice). a configurației electronice, cu proprietăți chimice similare. Există, de asemenea, o tendință clară pentru o schimbare stabilă a proprietăților pe măsură ce masa atomică crește. Trebuie remarcat faptul că în unele zone ale tabelului periodic (de exemplu, în blocurile D și F), asemănările orizontale sunt mai vizibile decât cele verticale.
Tabelul periodic conține grupuri cărora li se atribuie numere de serie de la 1 la 18 (de la stânga la dreapta), conform sistemului internațional de denumire a grupurilor. În trecut, cifrele romane erau folosite pentru a identifica grupuri. În America, a existat o practică de a plasa după cifra romană litera „A” atunci când grupul este situat în blocurile S și P, sau litera „B” pentru grupurile situate în blocul D. Identificatorii utilizați la acel moment sunt la fel ca acesta din urmă numărul indicilor moderni din timpul nostru (de exemplu, numele IVB corespunde elementelor grupului 4 din timpul nostru, iar IVA este al 14-lea grup de elemente). În țările europene din acea vreme, se folosea un sistem similar, dar aici litera „A” se referea la grupuri de până la 10, iar litera „B” - după 10 inclusiv. Dar grupurile 8,9,10 au avut ID VIII, ca un grup triplu. Aceste nume de grup au încetat să mai existe după ce noul sistem de notare IUPAC, care este folosit și astăzi, a intrat în vigoare în 1988.
Multe grupuri au primit denumiri nesistematice de natură pe bază de plante (de exemplu, „metale alcalino-pământoase” sau „halogeni” și alte nume similare). Grupurile de la 3 la 14 nu au primit astfel de nume, din cauza faptului că sunt mai puțin asemănătoare între ele și au mai puțină conformitate cu modelele verticale, de obicei, sunt numite fie după număr, fie după numele primului element al grupului (titan , cobalt etc.).
Elementele chimice aparținând aceleiași grupe a tabelului periodic prezintă anumite tendințe în electronegativitate, rază atomică și energie de ionizare. Într-un grup, de sus în jos, raza atomului crește pe măsură ce nivelurile de energie sunt umplute, electronii de valență ai elementului se îndepărtează de nucleu, în timp ce energia de ionizare scade și legăturile din atom se slăbesc, ceea ce simplifică îndepărtarea electronilor. Electronegativitatea scade și ea, aceasta este o consecință a faptului că distanța dintre nucleu și electronii de valență crește. Dar există și excepții de la aceste tipare, de exemplu, electronegativitatea crește, în loc să scadă, în grupa 11, în direcția de sus în jos. Există o linie în tabelul periodic numită „Perioadă”.
Printre grupuri, există acelea în care direcțiile orizontale sunt mai semnificative (spre deosebire de altele în care direcțiile verticale sunt mai importante), astfel de grupuri includ blocul F, în care lantanidele și actinidele formează două secvențe orizontale importante.
Elementele arată anumite modele în raza atomică, electronegativitate, energia de ionizare și energia afinității electronilor. Datorită faptului că pentru fiecare element următor crește numărul de particule încărcate, iar electronii sunt atrași de nucleu, raza atomică scade de la stânga la dreapta, împreună cu aceasta crește energia de ionizare, iar pe măsură ce legătura dintre atom crește, creste dificultatea de a scoate un electron. Metalele situate în partea stângă a tabelului sunt caracterizate de un indicator de energie de afinitate electronică mai scăzută și, în consecință, în partea dreaptă indicatorul de energie de afinitate electronică este mai mare pentru nemetale (fără numărarea gazelor nobile).
Diferite regiuni ale tabelului periodic, în funcție de învelișul atomului pe care se află ultimul electron și având în vedere importanța învelișului de electroni, sunt de obicei descrise ca blocuri.
Blocul S include primele două grupe de elemente (metale alcaline și alcalino-pământoase, hidrogen și heliu).
Blocul P include ultimele șase grupe, de la 13 la 18 (conform IUPAC, sau după sistemul adoptat în America - de la IIIA la VIIIA), acest bloc include și toți metaloizii.
Bloc - D, grupele 3 până la 12 (IUPAC, sau IIIB până la IIB în american), acest bloc include toate metalele de tranziție.
Blocul - F, este de obicei plasat în afara tabelului periodic și include lantanide și actinide.
SISTEM PERIODIC, un set ordonat de substanțe chimice. elemente, natura lor. , care este o expresie de tabel. Prototipul periodicului sisteme chimice elemente s-a bazat pe tabelul „Experiența unui sistem de elemente bazat pe asemănarea lor chimică”, întocmit de D. I. Mendeleev la 1 martie 1869 (Fig. 1). În sfârșit De-a lungul anilor, omul de știință a îmbunătățit tabelul, a dezvoltat idei despre perioade și grupuri de elemente și locul unui element în sistem. În 1870, Mendeleev a numit sistemul natural, iar în 1871 periodic. Drept urmare, chiar și atunci sistemul periodic și-a dobândit forma modernă în multe privințe.
contururi structurale. Pe baza ei, Mendeleev a prezis existența sfinților ca. 10 elemente necunoscute; aceste previziuni au fost ulterior confirmate.
Orez. 1 Tabel „Experiența unui sistem de elemente bazat pe asemănarea lor chimică” (D. I. Mendeleev. I myrtle 1869).
Cu toate acestea, în următorii peste 40 de ani, tabelul periodic înseamnă. gradul era doar empiric. generalizarea faptelor, deoarece nu exista fizic explicarea motivelor periodice. modificări ale elementelor CB-B în funcţie de creşterea acestora. O astfel de explicație era imposibilă fără idei bine întemeiate despre structură (vezi). Prin urmare, cea mai importantă piatră de hotar în dezvoltarea tabelului periodic a fost modelul planetar (nuclear) propus de E. Rutherford (1911). În 1913, A. van den Broek a ajuns la concluzia că un element din tabelul periodic este numeric egal cu posi. sarcina (Z) a nucleului său. Această concluzie a fost confirmată experimental de G. Moseley (legea lui Moseley, 1913-14). Ca urmare, periodic legea a primit fizic strict formularea, a fost posibil să se determine fără ambiguitate următoarele. limita tabelului periodic (H ca element cu un minim de Z=1), estimați numărul exact de elemente dintre H și U și determinați care elemente nu au fost încă descoperite (Z = 43, 61, 72, 75, 85 , 87). Teoria tabelului periodic a fost dezvoltată la început. anii 1920 (vezi mai jos).
De-a lungul întregii istorii a tabelului periodic, au fost publicate peste 500 de versiuni diferite ale imaginii sale. Acest lucru s-a datorat încercărilor de a găsi o soluție rațională la anumite probleme controversate ale structurii tabelului periodic (plasarea lui H, lantanide etc.). Naib.
răspândit după cum urmează. forme tabelare de exprimare ale sistemului periodic: 1) cea scurtă a fost propusă de Mendeleev (în forma sa actuală este așezată la începutul volumului pe frunșa colorată);
Grupa VIII ocupă un loc aparte în structura tabelului periodic. Pentru o lungă perioadă de timp timp, numai elementele „triadelor” i-au fost atribuite: Fe-Co-Ni și (Ru Rh Pd și Os-Ir-Pt), și toate au fost plasate în poziții independente. grupul zero; prin urmare, tabelul periodic conținea 9 grupe. După ce în anii 60. au fost primite conn. Xe, Kr și Rn au început să fie plasate în subgrupul VIIIa și grupul zero a fost eliminat.
Elementele triadelor au alcătuit subgrupa VIII6. Acest „design structural” al grupului VIII apare acum în aproape toate expresiile publicate ale tabelului periodic.
Va distinge. Caracteristica primei perioade este că conține doar 2 elemente: H și He. datorită sfintelor - unităţi. un element care nu are un loc clar definit în tabelul periodic. Simbolul H este plasat fie în subgrupa Ia, fie în subgrupa VIIa, fie în ambele în același timp, încadrând simbolul între paranteze într-una dintre subgrupe sau, în final, înfățișându-l separat. fonturi. Aceste moduri de aranjare a lui H se bazează pe faptul că are anumite asemănări formale cu ambele .
Orez. 2. Forma lungă periodică.
sisteme chimice elemente (versiunea modernă). Orez. 3. Forma de scară periodică. sisteme chimice elemente (H., 1921).A doua perioadă (Li-Ne), care conține 8 elemente, începe cu Li (unități, + 1); urmat de Be(+2). Metalic caracterul B (+3) este slab exprimat, iar următorul, C, este tipic (+4). Următoarele sunt N, O, F și Ne-nemetale, numai N având cel mai mare + 5 corespunzător numărului de grup; O și F sunt printre cele mai active.
A treia perioadă (Na-Ar) include și 8 elemente, natura schimbării chimice. Sf. în care este în multe privințe asemănătoare cu cea observată în a doua perioadă. Cu toate acestea, Mg și Al sunt mai „metalice” decât cele corespunzătoare. Be și B. Elementele rămase sunt nemetale Si, P, S, Cl și Ar; toate prezintă , egal cu numărul grupului, cu excepția Ar. T.
A patra perioadă (K-Kr) conține 18 elemente. După K și alcalino-pământos. Ca (s-elemente) urmează o serie de 10 așa-numite. tranziție (Sc-Zn) sau elemente d (simboluri albastre), care sunt incluse în subgrupele b. Majoritatea (toți - ) prezintă mai mare, egal cu numărul grupului, excluzând triada Fe-Co-Ni, unde Fe în anumite condiții are +6, iar Co și Ni sunt maxim trivalente. Elementele de la Ga la Kr aparțin subgrupurilor a (elementele p), iar natura modificării proprietăților lor este în multe privințe similară cu modificarea proprietăților elementelor din a doua și a treia perioadă în intervalele corespunzătoare ale valorilor Z. Pentru Kr au fost obținute mai multe. compuși relativ stabili, în principal cu F.
A cincea perioadă (Rb-Xe) este construită în mod similar cu a patra; are, de asemenea, o inserție de 10 tranziții sau d-elemente (Y-Cd). Particularități ale modificărilor rezistenței elementelor în perioada: 1) în triada Ru-Rh-Pd prezintă maximum 4-8; 2) toate elementele subgrupelor a, inclusiv Xe, prezintă valori mai mari egale cu numărul grupului; 3) I are proprietăți metalice slabe. Sf. T. exemplu, proprietățile elementelor din a patra și a cincea perioadă se schimbă mai complex pe măsură ce Z crește decât proprietățile elementelor din a doua și a treia perioadă, ceea ce se datorează în primul rând prezenței elementelor d de tranziție.
A șasea perioadă (Cs-Rn) conține 32 de elemente. Pe lângă zece elemente d (La, Hf-Hg), include o familie de 14 elemente f (simboluri negre, de la Ce la Lu)-lantanide. Ele sunt foarte asemănătoare în chimie. Sfânt pentru tine (de preferință la +3) și, prin urmare, nu poate. plasate conform diferitelor grupuri de sistem. În forma scurtă a tabelului periodic, toate lantanidele sunt incluse în subgrupa IIIa (La), iar totalitatea lor este descifrată sub tabel. Această tehnică nu este lipsită de dezavantaje, deoarece 14 elemente par să fie în afara sistemului.
A șaptea perioadă, ca și a șasea, ar trebui să conțină 32 de elemente, dar nu este încă finalizată. elementele Fr și respectiv Ra.
subgrupele Ia și IIa, Ac este un analog al elementelor subgrupului III6. Conform conceptului de actinidă al lui G. Seaborg (1944), după Ac vine o familie de 14 elemente f (Z = 90 103). În forma scurtă a tabelului periodic, acestea din urmă sunt incluse în Ac și sunt scrise în mod similar ca dept. linia de sub tabel. Această tehnică presupunea prezența unei anumite substanțe chimice. asemănări între elementele a două familii f.
Cu toate acestea, un studiu detaliat a arătat că acestea prezintă o gamă mult mai largă, inclusiv de exemplu +7 (Np, Pu, Am). În plus, cele grele se caracterizează prin stabilizarea celor inferioare (+ 2 sau chiar +1 pentru Md). Evaluarea chimică natura lui Ku (Z = 104) și Ns (Z = 105), sintetizate într-un număr de elemente unice, de foarte scurtă durată, ne-au permis să concluzionăm că aceste elemente sunt analoge ale resp. Hf și Ta, adică elementele d, și ar trebui să fie localizate în subgrupele IV6 și V6.
Schema de formare a configurațiilor electronice, care stă la baza teoriei sistemului periodic, reflectă astfel o anumită secvență de apariție pe măsură ce Z crește de agregate (subshell), caracterizată prin anumite valori ale numerelor cuantice principale și orbitale (l). . Această schemă este în general scrisă sub forma unui tabel.
(vezi mai jos).
Liniile verticale separă subshell-urile, care sunt completate în elementele care alcătuiesc secvența.
|
perioadele sistemului periodic (numerele perioadelor sunt indicate prin numere în partea de sus); Subshell-urile care completează formarea shell-urilor cu un articol dat sunt evidențiate cu caractere aldine. |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
||
|
Numerele din shell-uri și subshell-uri sunt definite pe . În legătură cu , ca particule cu un număr întreg, el postulează că în niciun fel. două cu valori identice ale tuturor numerelor cuantice. Capacitățile carcaselor și, respectiv, ale subcocilor sunt egale. 2n 2 și 2(2l + 1). |
Acest principiu nu definește. |
Perioadă |
Configuratie electronica |
1s |
2s 2р |
3s 3р |
4s 3d 4p |
||
|
5s 4d 5p |
6s 4f 5d 6p |
22 |
33 |
434 |
545 |
6456 |
7567 |
||
|
6s 4f 5d 6p |
0 |
01 |
01 |
021 |
021 |
0321 |
0321 |
||
|
2 |
26 |
26 |
2106 |
2106 |
214106 |
214106 |
|||
|
7s 5f 6d 7p |
2 |
8 |
8 |
18 |
18 |
32 |
32 |
||
n
l
Numărul de elemente din perioadă
Începând din a șasea perioadă, construcția configurațiilor electronice devine de fapt mai complexă, ceea ce se exprimă prin încălcarea granițelor clare între subshell-uri umplute succesiv. De exemplu, electronul 4f apare nu în La cu Z = 57, ci în următorul Ce (Z = 58); secvenţial construcția subshell-ului 4f este întreruptă în Gd (Z = 64, prezența unui electron 5d).
O astfel de „încețoșare a periodicității” afectează în mod clar a șaptea perioadă pentru Z > 89, care se reflectă în proprietățile elementelor.
Schema reală nu a fost derivată inițial din k.-l. teoretic riguros reprezentări. S-a bazat pe chimie binecunoscută. elemente sfinte şi informaţii despre spectrele lor. Valabil fizic schema reală și-a primit justificarea prin aplicarea metodelor la descrierea structurii. În mecanica cuantică. interpretarea teoriei structurii, conceptul de shell-uri electronice și subshell-uri cu o abordare strictă și-a pierdut sensul inițial; conceptul de atom este acum utilizat pe scară largă. Cu toate acestea, principiul dezvoltat de fizic interpretarea fenomenului periodicității nu și-a pierdut semnificația și, la o primă aproximare, explică teoria teoretică destul de cuprinzător. elementele de bază ale tabelului periodic. În orice caz, formele publicate ale tabelului periodic reflectă ideea naturii distribuției între shell-uri și subshell-uri.
Structura și proprietățile chimice ale elementelor.Principalele caracteristici ale chimiei. comportamentul elementelor este determinat de natura configurațiilor învelișurilor de electroni exterioare (una sau două). Aceste caracteristici sunt diferite pentru elementele subgrupurilor a (elementele s și p), subgrupurile b (elementele d), familiile f ( și ).
Înțelesul tabelului periodic. Acest sistem a jucat și continuă să joace un rol uriaș în dezvoltarea pluralismului. stiinta naturii disciplinelor.Ea a devenit o verigă importantă în digul atomic. învățături, au contribuit la formularea modernului. conceptul de „element chimic” și clarificarea ideilor despre substanțe și compuși simpli. influența asupra dezvoltării teoriei structurii și apariției conceptului de izotopie. Strict științific este legat de sistemul periodic. formularea problemei de prognoză în care
s-a manifestat atât în predicția existenței elementelor necunoscute și a proprietăților acestora, cât și a noilor caracteristici chimice. comportamentul elementelor deja deschise. Tabelul periodic este cea mai importantă bază a inorg.