Raggruppamento degli elementi nella tavola periodica. Tavola periodica D

Tavola periodica elementi chimiciè una classificazione degli elementi chimici creata da D. I. Mendeleev sulla base di ciò che scoprì nel 1869. legge periodica.

D. I. Mendeleev

Secondo la moderna formulazione di questa legge, in una serie continua di elementi disposti in ordine crescente di grandezza della carica positiva dei nuclei dei loro atomi, si ripetono periodicamente elementi con proprietà simili.

La tavola periodica degli elementi chimici, presentata sotto forma di tabella, è composta da periodi, serie e gruppi.

All'inizio di ogni periodo (tranne il primo), l'elemento ha proprietà metalliche pronunciate (metallo alcalino).

Simboli per la tavola dei colori: 1 - segno chimico dell'elemento; 2 - nome; 3 - massa atomica (peso atomico); 4 - numero di serie; 5 - distribuzione degli elettroni attraverso gli strati.

Man mano che aumenti numero di serie elemento uguale alla carica positiva del nucleo del suo atomo, le proprietà metalliche si indeboliscono gradualmente e le proprietà non metalliche aumentano. Il penultimo elemento di ogni periodo è un elemento con proprietà non metalliche pronunciate () e l'ultimo è un gas inerte. Nel periodo I ci sono 2 elementi, nel II e III - 8 elementi, nel IV e V - 18, nel VI - 32 e nel VII (periodo non completato) - 17 elementi.

I primi tre periodi sono detti piccoli periodi, ciascuno di essi è costituito da una riga orizzontale; il resto - in grandi periodi, ciascuno dei quali (ad eccezione del periodo VII) è costituito da due file orizzontali: pari (superiore) e dispari (inferiore). Solo i metalli si trovano in file pari di grandi periodi. Le proprietà degli elementi di queste serie cambiano leggermente con l'aumentare del numero ordinale. Le proprietà degli elementi nelle righe dispari di periodi grandi cambiano. Nel periodo VI, il lantanio è seguito da 14 elementi, molto simili nelle proprietà chimiche. Questi elementi, chiamati lantanidi, sono elencati separatamente sotto la tabella principale. Gli attinidi, gli elementi successivi all'attinio, sono presentati in modo simile nella tabella.

La tabella ha nove gruppi verticali. Il numero del gruppo, salvo rare eccezioni, è pari alla più alta valenza positiva degli elementi di questo gruppo. Ogni gruppo, escluso lo zero e l'ottavo, è diviso in sottogruppi. - principale (situato a destra) e secondario. Nei sottogruppi principali, all'aumentare del numero atomico, le proprietà metalliche degli elementi diventano più forti e le proprietà non metalliche si indeboliscono.

Pertanto, le proprietà chimiche e una serie di proprietà fisiche degli elementi sono determinate dal luogo occupato questo elemento nella tavola periodica.

Occupano elementi biogenici, cioè elementi che fanno parte degli organismi e svolgono in esso un certo ruolo biologico parte in alto Tavole periodiche. Le cellule occupate dagli elementi che costituiscono la maggior parte (più del 99%) della materia vivente sono colorate in blu colore rosa- cellule occupate da microelementi (vedi).

La tavola periodica degli elementi chimici è la conquista più grande scienza naturale moderna e una vivida espressione delle leggi dialettiche più generali della natura.

Vedi anche Peso atomico.

Tavola periodica degli elementi chimici - classificazione naturale elementi chimici, creati da D.I Mendeleev sulla base della legge periodica da lui scoperta nel 1869.

Nella sua formulazione originale, la legge periodica di D.I. Mendeleev affermava: le proprietà degli elementi chimici, così come le forme e le proprietà dei loro composti, dipendono periodicamente dai pesi atomici degli elementi. Successivamente, con lo sviluppo della dottrina della struttura dell'atomo, è stato dimostrato che una caratteristica più accurata di ciascun elemento non è il peso atomico (vedi), ma il valore della carica positiva del nucleo dell'atomo dell'elemento, uguale al numero seriale (atomico) di questo elemento nel sistema periodico di D. I. Mendeleev . Il numero di cariche positive sul nucleo di un atomo è uguale al numero di elettroni che circondano il nucleo dell'atomo, poiché gli atomi nel loro complesso sono elettricamente neutri. Alla luce di questi dati, la legge periodica è formulata come segue: le proprietà degli elementi chimici, così come le forme e le proprietà dei loro composti, dipendono periodicamente dall'entità della carica positiva dei nuclei dei loro atomi. Ciò significa che in una serie continua di elementi disposti in ordine crescente di cariche positive dei nuclei dei loro atomi, si ripeteranno periodicamente elementi con proprietà simili.

La forma tabellare della tavola periodica degli elementi chimici è presentata nel suo forma moderna. Si compone di periodi, serie e gruppi. Un periodo rappresenta una serie orizzontale successiva di elementi disposti in ordine crescente di carica positiva dei nuclei dei loro atomi.

All'inizio di ogni periodo (tranne il primo) c'è un elemento con proprietà metalliche pronunciate (metallo alcalino). Quindi, all'aumentare del numero di serie, le proprietà metalliche degli elementi si indeboliscono gradualmente e le proprietà non metalliche aumentano. Il penultimo elemento di ogni periodo è un elemento con proprietà non metalliche pronunciate (alogeno) e l'ultimo è un gas inerte. Il primo periodo è costituito da due elementi, il ruolo del metallo alcalino e dell'alogeno qui è svolto contemporaneamente dall'idrogeno. I periodi II e III comprendono 8 elementi ciascuno, chiamati tipici da Mendeleev. I periodi IV e V contengono 18 elementi ciascuno, VI-32. Il periodo VII non è ancora terminato e viene reintegrato artificialmente elementi creati; attualmente ci sono 17 elementi in questo periodo. I periodi I, II e III sono chiamati piccoli, ciascuno di essi è costituito da una riga orizzontale, IV-VII sono grandi: (ad eccezione del VII) comprendono due file orizzontali: pari (superiore) e dispari (inferiore). Nelle file pari di grandi periodi ci sono solo metalli e il cambiamento nelle proprietà degli elementi nella fila da sinistra a destra è espresso debolmente.

Nelle serie dispari di periodi grandi, le proprietà degli elementi della serie cambiano allo stesso modo delle proprietà degli elementi tipici. Nella riga pari del VI periodo, dopo il lantanio, ci sono 14 elementi [chiamati lantanidi (vedi), lantanidi, elementi delle terre rare], simili nelle proprietà chimiche al lantanio e tra loro. Un loro elenco è riportato separatamente sotto la tabella.

Gli elementi che seguono l'attinio - attinidi (attinidi) - sono elencati separatamente ed elencati sotto la tabella.

Nella tavola periodica degli elementi chimici, nove gruppi sono disposti verticalmente. Il numero del gruppo è uguale alla valenza positiva più alta (vedi) degli elementi di questo gruppo. Le eccezioni sono il fluoro (può essere solo negativamente monovalente) e il bromo (non può essere eptavalente); inoltre rame, argento, oro possono presentare una valenza maggiore di +1 (Cu-1 e 2, Ag e Au-1 e 3), e degli elementi del gruppo VIII solo osmio e rutenio hanno valenza +8 . Ogni gruppo, ad eccezione dell'ottavo e dello zero, è diviso in due sottogruppi: quello principale (situato a destra) e quello secondario. I sottogruppi principali comprendono elementi tipici ed elementi di lungo periodo, i sottogruppi secondari comprendono solo elementi di lungo periodo e, inoltre, metalli.

In termini di proprietà chimiche, gli elementi di ciascun sottogruppo di un dato gruppo differiscono significativamente l'uno dall'altro e solo la valenza positiva più alta è la stessa per tutti gli elementi di un dato gruppo. Nei sottogruppi principali, dall'alto verso il basso, le proprietà metalliche degli elementi sono rafforzate e quelle non metalliche sono indebolite (ad esempio, il francio è l'elemento con le proprietà metalliche più pronunciate e il fluoro è non metallico). Pertanto, la posizione di un elemento nel sistema periodico di Mendeleev (numero ordinale) determina le sue proprietà, che sono la media delle proprietà degli elementi vicini verticalmente e orizzontalmente.

Alcuni gruppi di elementi hanno nomi speciali. Pertanto, gli elementi dei principali sottogruppi del gruppo I sono chiamati metalli alcalini, gruppo II - metalli alcalino-terrosi, gruppo VII - alogeni, elementi situati dietro l'uranio - transuranio. Gli elementi che fanno parte degli organismi, prendono parte ai processi metabolici e hanno un chiaro ruolo biologico sono chiamati elementi biogenici. Tutti occupano la parte superiore del tavolo di D.I. Questi sono principalmente O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg e Fe, che costituiscono la maggior parte della materia vivente (oltre il 99%). I posti occupati da questi elementi nella tavola periodica sono colorati di azzurro. Gli elementi biogenici, di cui ce ne sono pochissimi nell'organismo (dal 10 -3 al 10 -14%), sono chiamati microelementi (vedi). Nelle cellule del sistema periodico, colorate giallo, vengono inseriti microelementi, la cui importanza vitale per l'uomo è stata dimostrata.

Secondo la teoria della struttura atomica (vedi Atomo) Proprietà chimiche gli elementi dipendono principalmente dal numero di elettroni nel guscio elettronico esterno. Il cambiamento periodico nelle proprietà degli elementi con un aumento della carica positiva dei nuclei atomici è spiegato dalla ripetizione periodica della struttura del guscio elettronico esterno (livello energetico) degli atomi.

Nei piccoli periodi, con l'aumento della carica positiva del nucleo, il numero di elettroni nel guscio esterno aumenta da 1 a 2 nel periodo I e da 1 a 8 nei periodi II e III. Da qui il cambiamento nelle proprietà degli elementi nel periodo da metallo alcalino a gas inerte. Il guscio elettronico esterno, contenente 8 elettroni, è completo ed energeticamente stabile (gli elementi del gruppo zero sono chimicamente inerti).

Per lunghi periodi in file pari, man mano che aumenta la carica positiva dei nuclei, il numero di elettroni nel guscio esterno rimane costante (1 o 2) e il secondo guscio esterno si riempie di elettroni. Da qui il lento cambiamento nelle proprietà degli elementi in righe pari. Nelle serie dispari di periodi grandi, all'aumentare della carica dei nuclei, il guscio esterno si riempie di elettroni (da 1 a 8) e le proprietà degli elementi cambiano allo stesso modo di quelle degli elementi tipici.

Il numero di gusci elettronici in un atomo è uguale al numero del periodo. Gli atomi degli elementi dei sottogruppi principali hanno un numero di elettroni nei loro gusci esterni pari al numero del gruppo. Gli atomi degli elementi dei sottogruppi laterali contengono uno o due elettroni nei loro gusci esterni. Ciò spiega la differenza nelle proprietà degli elementi dei sottogruppi principale e secondario. Il numero del gruppo indica il possibile numero di elettroni che possono partecipare alla formazione di legami chimici (di valenza) (vedi Molecola), pertanto tali elettroni sono chiamati valenza. Per gli elementi dei sottogruppi laterali sono di valenza non solo gli elettroni dei gusci esterni, ma anche quelli dei penultimi. Il numero e la struttura dei gusci elettronici sono indicati nella tavola periodica degli elementi chimici allegata.

La legge periodica di D. I. Mendeleev e il sistema basato su di essa hanno esclusivamente Grande importanza nella scienza e nella pratica. La legge e il sistema periodici furono la base per la scoperta di nuovi elementi chimici, definizione precisa i loro pesi atomici, lo sviluppo della dottrina della struttura degli atomi, l'istituzione di leggi geochimiche di distribuzione degli elementi in la crosta terrestre e lo sviluppo di idee moderne sulla materia vivente, la cui composizione e i modelli ad essa associati sono conformi al sistema periodico. Anche l’attività biologica degli elementi e il loro contenuto nel corpo sono in gran parte determinati dal posto che occupano nella tavola periodica di Mendeleev. Pertanto, con l'aumento del numero di serie in un numero di gruppi, la tossicità degli elementi aumenta e il loro contenuto nel corpo diminuisce. La legge periodica è una chiara espressione delle leggi dialettiche più generali dello sviluppo della natura.

Legge periodica D.I. Mendeleev e la tavola periodica degli elementi chimiciè di grande importanza nello sviluppo della chimica. Torniamo indietro al 1871, quando il professore di chimica D.I. Mendeleev, attraverso numerosi tentativi ed errori, arrivò alla conclusione che “... le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà del semplice e corpi complessi, stanno periodicamente a seconda del loro peso atomico. La periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi deriva dalla ripetizione periodica della configurazione elettronica dello strato elettronico esterno con un aumento della carica del nucleo.

Formulazione moderna della legge periodicaè questo:

“le proprietà degli elementi chimici (cioè le proprietà e la forma dei composti che formano) dipendono periodicamente dalla carica del nucleo degli atomi degli elementi chimici”.

Mentre insegnava chimica, Mendeleev capì che ricordare le proprietà individuali di ciascun elemento causava difficoltà agli studenti. Iniziò a cercare modi per creare un metodo sistematico per rendere più facile ricordare le proprietà degli elementi. Il risultato è stato tavolo naturale, in seguito divenne noto come periodico.

La nostra tavola moderna è molto simile alla tavola periodica. Diamo un'occhiata più da vicino.

Tavola periodica

La tavola periodica di Mendeleev è composta da 8 gruppi e 7 periodi.

Vengono chiamate le colonne verticali di una tabella gruppi . Gli elementi, all'interno di ciascun gruppo, hanno sostanze chimiche e caratteristiche simili Proprietà fisiche. Ciò è spiegato dal fatto che gli elementi dello stesso gruppo hanno configurazioni elettroniche simili dello strato esterno, il numero di elettroni su cui è uguale al numero del gruppo. In questo caso il gruppo è diviso in sottogruppi principali e secondari.

IN Sottogruppi principali include elementi i cui elettroni di valenza si trovano sui sottolivelli esterni ns e np. IN Sottogruppi laterali include elementi i cui elettroni di valenza si trovano nel sottolivello ns esterno e nel sottolivello d interno (n - 1) (o (n - 2) sottolivello f).

Tutti gli elementi dentro tavola periodica , a seconda di quale sottolivello (s-, p-, d- o f-) gli elettroni di valenza sono classificati in: elementi s (elementi dei sottogruppi principali dei gruppi I e II), elementi p (elementi dei sottogruppi principali III - VII gruppi), elementi d (elementi dei sottogruppi laterali), elementi f (lantanidi, attinidi).

La valenza più alta di un elemento (ad eccezione di O, F, elementi del sottogruppo del rame e del gruppo otto) è uguale al numero del gruppo in cui si trova.

Per gli elementi dei sottogruppi principale e secondario, le formule degli ossidi superiori (e dei loro idrati) sono le stesse. Nei sottogruppi principali, la composizione dei composti dell'idrogeno è la stessa degli elementi di questo gruppo. Gli idruri solidi formano elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I - III e i gruppi IV - VII formano composti gassosi di idrogeno. I composti dell'idrogeno di tipo EN 4 sono composti più neutri, EN 3 sono basi, H 2 E e NE sono acidi.

Vengono chiamate le righe orizzontali di una tabella periodi. Gli elementi nei periodi differiscono tra loro, ma ciò che hanno in comune è che gli ultimi elettroni si trovano allo stesso livello energetico ( numero quantico principaleN- lo stesso ).

Il primo periodo differisce dagli altri in quanto sono presenti solo 2 elementi: idrogeno H ed elio He.

Nel secondo periodo ci sono 8 elementi (Li - Ne). Il periodo inizia con il litio Li, un metallo alcalino, e lo chiude il gas nobile neon Ne.

Nel terzo periodo, come nel secondo, ci sono 8 elementi (Na - Ar). Il periodo inizia con il metallo alcalino sodio Na e lo chiude il gas nobile argon Ar.

Il quarto periodo contiene 18 elementi (K - Kr) - Mendeleev lo designò come il primo grande periodo. Inizia anche con il metallo alcalino potassio e termina con il gas inerte krypton Kr. La composizione dei grandi periodi comprende elementi di transizione (Sc - Zn) - D- elementi.

Nel quinto periodo, simile al quarto, sono presenti 18 elementi (Rb - Xe) e la sua struttura è simile al quarto. Inizia anche con il metallo alcalino rubidio Rb e termina con il gas inerte xeno Xe. La composizione dei grandi periodi comprende elementi di transizione (Y - Cd) - D- elementi.

Il sesto periodo è composto da 32 elementi (Cs - Rn). Tranne 10 D-elementi (La, Hf - Hg) contiene una riga di 14 F-elementi (lantanidi) - Ce - Lu

Il settimo periodo non è finito. Inizia con Franc Fr, si può supporre che conterrà, come il sesto periodo, 32 elementi già ritrovati (fino all'elemento con Z = 118).

Tavola periodica interattiva

Se guardi tavola periodica e traccia una linea immaginaria che inizia dal boro e termina tra il polonio e l'astato, quindi tutti i metalli saranno a sinistra della linea e i non metalli a destra. Gli elementi immediatamente adiacenti a questa linea avranno le proprietà sia dei metalli che dei non metalli. Si chiamano metalloidi o semimetalli. Questi sono boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio, tellurio e polonio.

Legge periodica

Mendeleev ha dato la seguente formulazione della Legge Periodica: “le proprietà dei corpi semplici, così come le forme e le proprietà dei composti di elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, dipendono periodicamente dal loro peso atomico. "
Esistono quattro modelli periodici principali:

Regola dell'ottetto afferma che tutti gli elementi tendono a guadagnare o perdere un elettrone per avere la configurazione a otto elettroni del gas nobile più vicino. Perché Poiché gli orbitali s e p esterni dei gas nobili sono completamente pieni, sono gli elementi più stabili.
Energia ionizzataè la quantità di energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo. Secondo la regola dell’ottetto, quando ci si sposta lungo la tavola periodica da sinistra a destra, è necessaria più energia per rimuovere un elettrone. Pertanto, gli elementi sul lato sinistro della tabella tendono a perdere un elettrone, mentre quelli sul lato destro tendono ad acquistarne uno. I gas inerti hanno la più alta energia di ionizzazione. L'energia di ionizzazione diminuisce man mano che si scende nel gruppo, perché gli elettroni a bassi livelli energetici hanno la capacità di respingere gli elettroni a livelli energetici più elevati. Questo fenomeno si chiama effetto schermante. A causa di questo effetto, gli elettroni esterni sono legati meno strettamente al nucleo. Muovendosi lungo il periodo, l’energia di ionizzazione aumenta gradualmente da sinistra a destra.

Affinità elettronica– la variazione di energia quando un atomo di una sostanza allo stato gassoso acquista un elettrone aggiuntivo. Man mano che si scende nel gruppo, l'affinità elettronica diventa meno negativa a causa dell'effetto schermante.

Elettronegatività- una misura di quanto fortemente tende ad attrarre gli elettroni da un altro atomo ad esso associato. L'elettronegatività aumenta quando ci si avvicina tavola periodica da sinistra a destra e dal basso verso l'alto. Va ricordato che i gas nobili non hanno elettronegatività. Pertanto, l'elemento più elettronegativo è il fluoro.

Sulla base di questi concetti, consideriamo come cambiano le proprietà degli atomi e dei loro composti tavola periodica.

Quindi, in una dipendenza periodica ci sono le proprietà di un atomo associate alla sua configurazione elettronica: raggio atomico, energia di ionizzazione, elettronegatività.

Consideriamo il cambiamento nelle proprietà degli atomi e dei loro composti a seconda della loro posizione tavola periodica degli elementi chimici.

La non-metallicità dell'atomo aumenta quando ci si sposta nella tavola periodica da sinistra a destra e dal basso verso l'alto. A causa di ciò le proprietà basiche degli ossidi diminuiscono, e le proprietà acide aumentano nello stesso ordine: spostandosi da sinistra a destra e dal basso verso l'alto. In questo caso le proprietà acide degli ossidi sono più forti, il più grado ossidazione del suo elemento costitutivo

Per periodo da sinistra a destra proprietà di base idrossidi indebolirsi; nei sottogruppi principali, dall'alto verso il basso, aumenta la forza delle basi. Inoltre, se un metallo può formare più idrossidi, allora con un aumento dello stato di ossidazione del metallo, proprietà di base gli idrossidi si indeboliscono.

Per periodo da sinistra a destra aumenta la forza degli acidi contenenti ossigeno. Quando ci si sposta dall'alto verso il basso all'interno di un gruppo, la forza degli acidi contenenti ossigeno diminuisce. In questo caso, la forza dell'acido aumenta con l'aumentare dello stato di ossidazione dell'elemento acido.

Per periodo da sinistra a destra aumenta la forza degli acidi privi di ossigeno. Quando ci si sposta dall'alto verso il basso all'interno di un gruppo, la forza degli acidi privi di ossigeno aumenta.

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Il brillante chimico russo D.I. Mendeleev si distinse per tutta la vita per il desiderio di comprendere l'ignoto. Questo desiderio, così come la conoscenza più profonda ed estesa, combinato con l'inconfondibile intuizione scientifica, hanno permesso a Dmitry Ivanovich di sviluppare classificazione scientifica elementi chimici: la tavola periodica sotto forma della sua famosa tavola.

Il sistema periodico degli elementi chimici di D. I. Mendeleev può essere immaginato come una grande casa in cui assolutamente tutti gli elementi chimici “vivono insieme”, conosciuto dall'uomo. Per poter utilizzare la tavola periodica è necessario studiare l'alfabeto chimico, ovvero i segni degli elementi chimici.

Con il loro aiuto imparerai a scrivere parole - formule chimiche e sulla base sarai in grado di scrivere frasi - equazioni di reazioni chimiche. Ogni elemento chimico è designato dal proprio segno chimico, o simbolo, che, insieme al nome dell'elemento chimico, è scritto nella tabella di Mendeleev. Su suggerimento del chimico svedese J. Berzelius, nella maggior parte dei casi le lettere iniziali dei nomi latini degli elementi chimici furono adottate come simboli. Pertanto, l'idrogeno (nome latino Hydrogenium - idrogeno) è indicato con la lettera H (leggi "cenere"), ossigeno (nome latino Oxygenium - ossigeno) - con la lettera O (leggi "o"), carbonio (nome latino Сarboneum - carboneum ) - dalla lettera C ( leggi "tse").

I nomi latini di molti altri elementi chimici iniziano con la lettera C: calcio (

Calcio), rame (Cuprum), cobalto (Cobaltum), ecc. Per distinguerli, I. Berzelius propose di aggiungere una delle lettere successive del nome alla lettera iniziale del nome latino. Pertanto, il segno chimico del calcio è scritto con il simbolo Ca (leggi "calcio"), rame - Cu (leggi "cuprum"), cobalto - Co (leggi "cobalto").

I nomi di alcuni elementi chimici riflettono le proprietà più importanti degli elementi, ad esempio l'idrogeno - che produce acqua, l'ossigeno - che produce acidi, il fosforo - che trasporta la luce (Fig. 20), ecc.

Riso. 20.
Etimologia del nome dell'elemento n. 15 della tavola periodica di D. I. Mendeleev

Altri elementi prendono il nome corpi celestiali o pianeti sistema solare- selenio e tellurio (Fig. 21) (dal greco Selene - Luna e Telluris - Terra), uranio, nettunio, plutonio.

Riso. 21.
Etimologia del nome dell'elemento n. 52 della tavola periodica di D. I. Mendeleev

Alcuni nomi sono presi in prestito dalla mitologia (Fig. 22). Ad esempio, tantalio. Questo era il nome dell'amato figlio di Zeus. Per crimini contro gli dei, Tantalo fu severamente punito. Si alzò fino al collo nell'acqua e sopra di lui pendevano rami con frutti succosi e profumati. Tuttavia, non appena volle bere, l'acqua scorreva via da lui; non appena volle soddisfare la sua fame, allungò la mano verso i frutti: i rami deviarono di lato. Cercando di isolare il tantalio dai minerali, i chimici non sperimentarono meno tormenti.

Riso. 22.
Etimologia del nome dell'elemento n. 61 della tavola periodica di D. I. Mendeleev

Alcuni elementi prendono il nome da diversi stati o parti del mondo. Ad esempio, germanio, gallio (Gallium - vecchio nome Francia), polonio (in onore della Polonia), scandio (in onore della Scandinavia), francio, rutenio (Rutenio è il nome latino della Russia), europio e americio. Ecco gli elementi che prendono il nome dalle città: afnio (da Copenaghen), lutezio (anticamente Parigi si chiamava Lutetium), berkelio (dalla città di Berkeley negli Stati Uniti), ittrio, terbio, erbio, itterbio (i nomi di questi gli elementi provengono da Ytterby - piccola città in Svezia, dove fu scoperto per la prima volta un minerale contenente questi elementi), dubnio (Fig. 23).

Riso. 23.
Etimologia del nome dell'elemento n. 105 della tavola periodica di D. I. Mendeleev

Infine, i nomi degli elementi immortalano i nomi di grandi scienziati: curio, fermio, einsteinio, mendelevio (Fig. 24), laurenzio.

Riso. 24.
Etimologia del nome dell'elemento n. 101 della tavola periodica di D. I. Mendeleev

Ad ogni elemento chimico viene assegnato nella tavola periodica, nella “casa” comune di tutti gli elementi, il proprio “appartamento” - una cella con un numero rigorosamente definito. Significato profondo Questo numero ti verrà rivelato con ulteriori studi di chimica. Anche il numero di piani di questi “appartamenti” è rigorosamente distribuito: i periodi in cui gli elementi “vivono”. Come il numero seriale di un elemento (il numero dell’“appartamento”), il numero del periodo (“piano”) è carico di informazione vitale sulla struttura degli atomi degli elementi chimici. Orizzontalmente - “piani” - la tavola periodica è divisa in sette periodi:

• Il 1° periodo comprende due elementi: idrogeno H ed elio He;
• Il 2° periodo inizia con il litio Li e termina con il neon Ne (8 elementi);
• Il 3° periodo inizia con il sodio Na e termina con l'argon Ar (8 elementi).

I primi tre periodi, ciascuno composto da una riga, sono chiamati piccoli periodi.

I periodi 4, 5 e 6 comprendono due file di elementi, sono chiamati periodi grandi; Il 4° e il 5° periodo contengono 18 elementi ciascuno, il 6° - 32 elementi.

Il 7° periodo è incompiuto, per ora consiste di una sola riga.

Attenzione ai “piani seminterrati” della Tavola Periodica: lì “vivono” 14 elementi gemelli, alcuni simili nelle loro proprietà al lantanio La, altri all'attinio Ac, che li rappresentano nei “piani” superiori della tavola: nel 6° e 7° periodo.

Verticalmente, gli elementi chimici che "vivono" in "appartamenti" con proprietà simili si trovano uno sotto l'altro in colonne verticali - gruppi, di cui ce ne sono otto nella tabella di Mendeleev.

Ogni gruppo è composto da due sottogruppi: principale e secondario. Il sottogruppo, che comprende elementi sia di periodi brevi che lunghi, è chiamato sottogruppo principale o gruppo A. Il sottogruppo, che comprende elementi solo di periodi lunghi, è chiamato sottogruppo secondario o gruppo B. Pertanto, il sottogruppo principale del gruppo I (gruppo IA) comprende litio, sodio, potassio, rubidio e francio sono un sottogruppo del litio Li; un sottogruppo laterale di questo gruppo (gruppo IB) è formato da rame, argento e oro - questo è un sottogruppo di rame Cu.

Oltre alla forma della tabella di D.I. Mendeleev, chiamata a periodo breve (è mostrata sul risguardo del libro di testo), esistono molte altre forme, ad esempio la versione a periodo lungo.

Proprio come un bambino può costruire un'enorme quantità di oggetti diversi con gli elementi del gioco Lego (vedi Fig. 10), così dagli elementi chimici la natura e l'uomo hanno creato la varietà delle sostanze che ci circondano. Un altro modello è ancora più chiaro: proprio come 33 lettere dell'alfabeto russo formano varie combinazioni, decine di migliaia di parole, così 114 elementi chimici in varie combinazioni creano più di 20 milioni di sostanze diverse.

Cerca di apprendere le leggi della formazione delle parole: le formule chimiche, e poi il mondo delle sostanze si aprirà davanti a te in tutta la sua colorata diversità.

Ma per fare questo, impara prima le lettere: i simboli degli elementi chimici (Tabella 1).

Tabella 1
Nomi di alcuni elementi chimici

Parole e frasi chiave

1. Tavola periodica degli elementi chimici (tabella) di D. I. Mendeleev.
2. Periodi grandi e piccoli.
3. Gruppi e sottogruppi: principale (gruppo A) e secondario (gruppo B).
4. Simboli degli elementi chimici.

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Domande e compiti

1. Utilizzando dizionari (termini etimologici, enciclopedici e chimici), nominare le proprietà più importanti che si riflettono nei nomi degli elementi chimici: bromo Br, azoto N, fluoro F.
2. Spiega come i nomi degli elementi chimici titanio e vanadio riflettono l'influenza degli antichi miti greci.
3. Perché il nome latino dell'oro Aurum (aurum) e dell'argento è Argentum (argentum)?
4. Racconta la storia della scoperta di un elemento chimico a tua scelta e spiega l'etimologia del suo nome.
5. Annota le "coordinate", cioè la posizione nella tavola periodica di D.I Mendeleev (numero dell'elemento, numero del periodo e il suo tipo - grande o piccolo, numero del gruppo e sottogruppo - principale o minore), per i seguenti elementi chimici: calcio, zinco , antimonio, tantalio, europio.
6. Distribuire gli elementi chimici elencati nella Tabella 1 in tre gruppi in base alla “pronuncia del simbolo chimico”. Fare questa attività potrebbe aiutarti a ricordare i simboli chimici e a pronunciare i simboli degli elementi?

Un elemento chimico è un termine collettivo che descrive un insieme di atomi di una sostanza semplice, cioè che non può essere divisa in componenti più semplici (secondo la struttura delle loro molecole). Immaginate che vi venga dato un pezzo di ferro puro e che vi venga chiesto di separarlo nei suoi ipotetici costituenti utilizzando qualsiasi dispositivo o metodo mai inventato dai chimici. Tuttavia non puoi fare nulla; il ferro non verrà mai diviso in qualcosa di più semplice. Una sostanza semplice - il ferro - corrisponde all'elemento chimico Fe.

Definizione teorica

Il fatto sperimentale sopra osservato può essere spiegato con la seguente definizione: un elemento chimico è un insieme astratto di atomi (non molecole!) della corrispondente sostanza semplice, cioè atomi dello stesso tipo. Se ci fosse un modo per osservare ciascuno dei singoli atomi nel pezzo di ferro puro menzionato sopra, allora sarebbero tutti atomi di ferro. In contrasto con questo, composto chimico, ad esempio, l'ossido di ferro, ne contiene sempre almeno due vari tipi atomi: atomi di ferro e atomi di ossigeno.

Termini che dovresti conoscere

Massa atomica: La massa di protoni, neutroni ed elettroni che compongono un atomo di un elemento chimico.

Numero atomico: Il numero di protoni nel nucleo dell'atomo di un elemento.

Simbolo chimico: lettera o coppia Lettere latine, che rappresenta la designazione di questo elemento.

Composto chimico: sostanza costituita da due o più elementi chimici combinati tra loro in una certa proporzione.

Metallo: Un elemento che perde elettroni nelle reazioni chimiche con altri elementi.

Metalloide: Un elemento che reagisce a volte come un metallo e talvolta come un non metallo.

Metalloide: un elemento che cerca di acquisire elettroni reazioni chimiche con altri elementi.

Tavola periodica degli elementi chimici: Sistema per classificare gli elementi chimici in base al loro numero atomico.

Elemento sintetico: Prodotto prodotto artificialmente in laboratorio e generalmente non presente in natura.

Elementi naturali e sintetici

Novantadue elementi chimici sono presenti naturalmente sulla Terra. Il resto è stato ottenuto artificialmente nei laboratori. Un elemento chimico sintetico è solitamente un prodotto reazioni nucleari negli acceleratori di particelle (dispositivi utilizzati per aumentare la velocità delle particelle subatomiche come elettroni e protoni) o reattori nucleari(dispositivi utilizzati per controllare l'energia rilasciata durante le reazioni nucleari). Il primo elemento sintetico con numero atomico 43 fu il tecnezio, scoperto nel 1937 dai fisici italiani C. Perrier ed E. Segre. A parte il tecnezio e il promezio, tutti gli elementi sintetici hanno nuclei più grandi dell'uranio. L'ultimo elemento chimico sintetico a ricevere il suo nome è il fegatomorio (116), e prima ancora era il flerovio (114).

Due dozzine di elementi comuni e importanti

Nome	Simbolo	Percentuale di tutti gli atomi *				Proprietà degli elementi chimici (in condizioni ambientali normali)
		Nell'universo	Nella crosta terrestre	Nell'acqua di mare	Nel corpo umano
Alluminio	Al	-	6,3	-	-	Metallo argentato leggero
Calcio	Circa	-	2,1	-	0,02	Trovato in minerali naturali, conchiglie, ossa
Carbonio	CON	-	-	-	10,7	La base di tutti gli organismi viventi
Cloro	Cl	-	-	0,3	-	Gas velenoso
Rame	Cu	-	-	-	-	Solo metallo rosso
Oro	Au	-	-	-	-	Solo metallo giallo
Elio	Lui	7,1	-	-	-	Gas molto leggero
Idrogeno	N	92,8	2,9	66,2	60,6	Il più leggero di tutti gli elementi; gas
Iodio	IO	-	-	-	-	Metalloide; usato come antisettico
Ferro	Fe	-	2,1	-	-	Metallo magnetico; utilizzato per produrre ferro e acciaio
Guida	Pb	-	-	-	-	Metallo morbido e pesante
Magnesio	Mg	-	2,0	-	-	Metallo molto leggero
Mercurio	Hg	-	-	-	-	Metallo liquido; uno dei due elementi liquidi
Nichel	Ni	-	-	-	-	Metallo resistente alla corrosione; utilizzato nelle monete
Azoto	N	-	-	-	2,4	Gas, il componente principale dell'aria
Ossigeno	DI	-	60,1	33,1	25,7	Gas, il secondo importante componente aerea
Fosforo	R	-	-	-	0,1	Metalloide; importante per le piante
Potassio	A	-	1.1	-	-	Metallo; importante per le piante; solitamente chiamato "potassa"

* Se il valore non è specificato, l'elemento è inferiore allo 0,1%.

Il Big Bang come causa principale della formazione della materia

Quale elemento chimico è stato il primo nell'Universo? Gli scienziati ritengono che la risposta a questa domanda risieda nelle stelle e nei processi attraverso i quali si formano. Si ritiene che l'universo sia nato in un periodo compreso tra 12 e 15 miliardi di anni fa. Fino a questo momento non si pensa a nulla che esista tranne che all'energia. Ma è successo qualcosa che ha trasformato questa energia in un'enorme esplosione (il cosiddetto Big Bang). Nei prossimi secondi dopo Big Bang la materia cominciò a formarsi.

Le prime forme più semplici di materia ad apparire furono i protoni e gli elettroni. Alcuni di essi si combinano per formare atomi di idrogeno. Quest'ultimo è costituito da un protone e un elettrone; è l'atomo più semplice che possa esistere.

Lentamente, nel corso di lunghi periodi di tempo, gli atomi di idrogeno cominciarono a raggrupparsi insieme in alcune aree dello spazio, formando dense nubi. L'idrogeno in queste nubi è stato riunito in formazioni compatte dalle forze gravitazionali. Alla fine queste nubi di idrogeno divennero abbastanza dense da formare stelle.

Stelle come reattori chimici di nuovi elementi

Una stella è semplicemente una massa di materia che genera energia dalle reazioni nucleari. La più comune di queste reazioni prevede la combinazione di quattro atomi di idrogeno che formano un atomo di elio. Una volta che le stelle iniziarono a formarsi, l’elio divenne il secondo elemento ad apparire nell’Universo.

Man mano che le stelle invecchiano, passano dalle reazioni nucleari idrogeno-elio ad altri tipi. In essi, gli atomi di elio formano atomi di carbonio. Successivamente, gli atomi di carbonio formano ossigeno, neon, sodio e magnesio. Successivamente ancora il neon e l'ossigeno si combinano tra loro per formare il magnesio. Man mano che queste reazioni continuano, si formano sempre più elementi chimici.

I primi sistemi di elementi chimici

Più di 200 anni fa, i chimici iniziarono a cercare modi per classificarli. A metà del XIX secolo si conoscevano circa 50 elementi chimici. Una delle domande che i chimici cercavano di risolvere. si riduce a quanto segue: un elemento chimico è una sostanza completamente diversa da qualsiasi altro elemento? O alcuni elementi legati ad altri in qualche modo? Se esiste un diritto comune, unendoli?

suggerirono i chimici vari sistemi elementi chimici. Ad esempio, il chimico inglese William Prout nel 1815 suggerì che le masse atomiche di tutti gli elementi sono multipli della massa dell'atomo di idrogeno, se lo prendiamo uguale all'unità, cioè devono essere numeri interi. A quel tempo, le masse atomiche di molti elementi erano già state calcolate da J. Dalton in relazione alla massa dell'idrogeno. Tuttavia, se questo è approssimativamente il caso del carbonio, dell'azoto e dell'ossigeno, allora il cloro con una massa di 35,5 non rientrava in questo schema.

Il chimico tedesco Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) dimostrò nel 1829 che tre elementi del cosiddetto gruppo degli alogeni (cloro, bromo e iodio) potevano essere classificati in base alle loro relative masse atomiche. Il peso atomico del bromo (79,9) risultò essere quasi esattamente la media dei pesi atomici del cloro (35,5) e dello iodio (127), vale a dire 35,5 + 127 ÷ 2 = 81,25 (vicino a 79,9). Questo è stato il primo approccio alla costruzione di uno dei gruppi di elementi chimici. Dobereiner scoprì altre due triadi di elementi simili, ma non fu in grado di formulare una legge periodica generale.

Come è apparsa la tavola periodica degli elementi chimici?

La maggior parte dei primi schemi di classificazione non ebbero molto successo. Poi, intorno al 1869, quasi la stessa scoperta fu fatta da due chimici quasi contemporaneamente. Chimico russo Dmitry Mendeleev (1834-1907) e Chimico tedesco Julius Lothar Meyer (1830-1895) propose di organizzare elementi che hanno proprietà fisiche e chimiche simili in un sistema ordinato di gruppi, serie e periodi. Allo stesso tempo, Mendeleev e Meyer hanno sottolineato che le proprietà degli elementi chimici si ripetono periodicamente a seconda del loro peso atomico.

Oggi Mendeleev è generalmente considerato lo scopritore della legge periodica perché fece un passo che Meyer non aveva fatto. Quando tutti gli elementi furono disposti nella tavola periodica, apparvero alcune lacune. Mendeleev predisse che questi erano luoghi di elementi non ancora scoperti.

Tuttavia, è andato anche oltre. Mendeleev predisse le proprietà di questi elementi non ancora scoperti. Sapeva dove si trovavano sulla tavola periodica, quindi poteva prevederne le proprietà. Sorprendentemente, ogni elemento chimico previsto da Mendeleev, gallio, scandio e germanio, fu scoperto meno di dieci anni dopo la pubblicazione della sua legge periodica.

Forma abbreviata della tavola periodica

Ci sono stati tentativi di contare quante opzioni per la rappresentazione grafica della tavola periodica sono state proposte da diversi scienziati. Si è scoperto che erano più di 500. Inoltre, l'80% numero totale le opzioni sono tabelle e il resto lo è figure geometriche, curve matematiche, ecc. Di conseguenza uso pratico trovato quattro tipi di tavoli: corto, semilungo, lungo e a scala (piramidale). Quest'ultimo è stato proposto dal grande fisico N. Bohr.

L'immagine qui sotto mostra la forma breve.

In esso gli elementi chimici sono disposti in ordine crescente in base al loro numero atomico da sinistra a destra e dall'alto verso il basso. Pertanto, il primo elemento chimico della tavola periodica, l'idrogeno, ha numero atomico 1 perché i nuclei degli atomi di idrogeno contengono uno e un solo protone. Allo stesso modo, l'ossigeno ha il numero atomico 8 poiché i nuclei di tutti gli atomi di ossigeno contengono 8 protoni (vedi figura sotto).

I principali frammenti strutturali del sistema periodico sono periodi e gruppi di elementi. In sei periodi tutte le celle sono piene, il settimo non è ancora completato (gli elementi 113, 115, 117 e 118, sebbene sintetizzati nei laboratori, non sono ancora stati ufficialmente registrati e non hanno nomi).

I gruppi sono suddivisi in sottogruppi principali (A) e secondari (B). Gli elementi dei primi tre periodi, contenenti ciascuno una riga, sono compresi esclusivamente nei sottogruppi A. I restanti quattro periodi includono due righe.

Gli elementi chimici dello stesso gruppo tendono ad avere proprietà chimiche simili. Pertanto, il primo gruppo è costituito da metalli alcalini, il secondo da metalli alcalino-terrosi. Gli elementi dello stesso periodo hanno proprietà che cambiano lentamente da metallo alcalino a gas nobile. La figura seguente mostra come una delle proprietà, il raggio atomico, cambia per i singoli elementi nella tabella.

Forma del periodo lungo della tavola periodica

È mostrato nella figura sotto ed è diviso in due direzioni, per righe e per colonne. Ci sono sette righe di periodi, come nella forma abbreviata, e 18 colonne, chiamate gruppi o famiglie. Infatti, l'aumento del numero dei gruppi da 8 della forma breve a 18 della forma lunga si ottiene disponendo tutti gli elementi in periodi, a partire dal 4, non in due, ma in una riga.

Per i gruppi vengono utilizzati due diversi sistemi di numerazione, come mostrato nella parte superiore della tabella. Il sistema numerico romano (IA, IIA, IIB, IVB, ecc.) è tradizionalmente popolare negli Stati Uniti. Un altro sistema (1, 2, 3, 4, ecc.) è tradizionalmente utilizzato in Europa ed è stato raccomandato per l'uso negli Stati Uniti diversi anni fa.

L'aspetto delle tavole periodiche nelle figure sopra è un po' fuorviante, come con qualsiasi tabella pubblicata. Il motivo è che i due gruppi di elementi riportati in fondo alle tabelle dovrebbero in realtà trovarsi al loro interno. I lantanidi, ad esempio, appartengono al periodo 6 compreso tra bario (56) e afnio (72). Inoltre, gli attinidi appartengono al periodo 7 tra il radio (88) e il ruterfordio (104). Se fossero inseriti in un tavolo, diventerebbe troppo largo per essere inserito su un pezzo di carta o su un grafico a muro. Pertanto, è consuetudine posizionare questi elementi in fondo alla tabella.

In base alla Legge Periodica del D.I. Mendeleev creato Tavola periodica elementi chimici, che consistevano in 7 periodi e 8 gruppi ( breve periodo versione della tabella). Attualmente viene utilizzata più spesso la versione a lungo periodo del sistema periodico (7 periodi, 18 gruppi, gli elementi lantanidi e attinidi sono mostrati separatamente).

Periodi- queste sono le file orizzontali del tavolo, sono divise in piccole e grandi. Nei periodi piccoli ci sono 2 elementi (1° periodo) o 8 elementi (2°, 3° periodo), nei periodi grandi ci sono 18 elementi (4°, 5° periodo) o 32 elementi (6°, 5° periodo) 7° periodo). Ogni periodo inizia con tipico metallo e finisce metalloide(alogeno) e gas nobile.

Gruppi- si tratta di sequenze verticali di elementi, sono numerati con numeri romani da I a VIII e lettere russe A e B. La versione a breve periodo del sistema periodico includeva sottogruppi elementi ( casa E lato).

Sottogruppo- questo è un insieme di elementi che sono analoghi chimici incondizionati; spesso gli elementi di un sottogruppo hanno lo stato di ossidazione più alto corrispondente al numero del gruppo.

Nei gruppi A, le proprietà chimiche degli elementi possono variare in un ampio intervallo da non metallico a metallico (ad esempio, nel sottogruppo principale del gruppo V azoto- non metallico, ma bismuto- metallo).

Nella tavola periodica, i metalli tipici si trovano nel gruppo IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) e IIIA (In, Tl). I non metalli si trovano nei gruppi VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) e IIIA (B). Alcuni elementi dei gruppi A ( berillio Ve, alluminio Al, germanio Ge, antimonio Sb, polonio Po e altri), così come molti elementi dei gruppi B espongono e metallo, E non metallico proprietà (fenomeno anfotericità).

Per alcuni gruppi vengono utilizzati i nomi dei gruppi: IA (Li-Fr) - metalli alcalini , IIA (Ca-Ra) - metalli alcalino terrosi, VIA (O-Po) - calcogeni, VIIA (F-At) - alogeni, VIIIА (He-Rn) - gas nobili:

La forma della tavola periodica proposta da D.I. Mendeleev, si chiamava breve periodo o classico. Attualmente, viene utilizzata maggiormente un'altra forma della tavola periodica: lungo periodo.

Legge periodica D.I. Mendeleev e la tavola periodica degli elementi chimici divennero la base della chimica moderna.

La legge periodica è stata formulata da D.I il seguente modulo (1871): “le proprietà dei corpi semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, dipendono periodicamente dal loro peso atomico”.

Con lo sviluppo della fisica atomica e della chimica quantistica, la legge periodica ricevette una rigorosa giustificazione teorica. Grazie ai lavori classici di J. Rydberg (1897), A. Van den Broek (1911), G. Moseley (1913), è stato rivelato il significato fisico del numero seriale (atomico) di un elemento. Più tardi, un quanto

un modello meccanico dei cambiamenti periodici nella struttura elettronica degli atomi degli elementi chimici all'aumentare delle cariche dei loro nuclei (N. Bohr, W. Pauli, E. Schrödinger, W. Heisenberg, ecc.).

Attualmente, la Legge Periodica di D. I. Mendeleev ha la seguente formulazione: “proprietà degli elementi chimici, nonché le forme e le proprietà degli elementi da essi formati sostanze semplici e i composti dipendono periodicamente dall'entità delle cariche dei nuclei dei loro atomi".

La particolarità della legge periodica tra le altre leggi fondamentali è che non ha un'espressione sotto forma di equazione matematica. L'espressione grafica (tabellare) della legge è la tavola periodica degli elementi sviluppata da Mendeleev.

La legge periodica è universale per l'Universo: come notò figurativamente il famoso chimico russo N.D. Zelinsky, la legge periodica era "la scoperta della connessione reciproca di tutti gli atomi nell'universo".

Indagare il cambiamento nelle proprietà chimiche degli elementi a seconda del valore del loro relativo massa atomica(peso atomico), D. I. Mendeleev scoperto nel 1869 legge della periodicità queste proprietà: “Le proprietà degli elementi, e quindi le proprietà dei corpi semplici e complessi che formano, dipendono periodicamente dai pesi atomici degli elementi”.

Base fisica La legge periodica fu stabilita nel 1922 da N. Bohr. Poiché le proprietà chimiche sono determinate dalla struttura dei gusci elettronici dell'atomo, tavola periodica di mendeleev è una classificazione naturale degli elementi basata sulle strutture elettroniche dei loro atomi. La base più semplice per questa classificazione è il numero di elettroni in un atomo neutro, che è uguale alla carica del nucleo. Ma quando si forma un legame chimico, gli elettroni possono essere ridistribuiti tra gli atomi, ma la carica del nucleo rimane invariata, quindi la formulazione moderna della legge periodica recita: “Le proprietà degli elementi dipendono periodicamente dalle cariche dei nuclei dei loro atomi”.

Questa circostanza si riflette nel sistema periodico sotto forma di righe orizzontali e verticali: periodi e gruppi.

Periodo– riga orizzontale avente lo stesso numero di strati elettronici, il numero del periodo coincide con il valore del numero quantico principale N livello esterno (strato); Ci sono sette periodi di questo tipo nella tavola periodica. Il secondo e i successivi periodi iniziano con un elemento alcalino ( ns 1) e termina con un gas nobile ( ns 2 n.p. 6).

Verticalmente La tavola periodica è divisa in otto gruppi, che sono divisi in principali - A , consiste in S- E P-elementi e lato – sottogruppi B contenente D-elementi. Sottogruppo III B, eccetto D-elementi, contiene 14 4 F- e 5 F-elementi (4 F- e 5 F-famiglie). I sottogruppi principali contengono lo stesso numero di elettroni sullo strato elettronico esterno, che è uguale al numero del gruppo.

Nei sottogruppi principali, gli elettroni di valenza (elettroni in grado di formarsi legami chimici) si trovano su S- E P-orbitali del livello energetico esterno, negli orbitali laterali - su S-orbitali dell'esterno e D-orbitali dello strato pre-esterno. Per F-gli elementi di valenza sono ( N – 2)F- (N – 1)D- E ns-elettroni.

La somiglianza degli elementi all'interno di ciascun gruppo è il modello più importante nella tavola periodica. Inoltre, va notato che somiglianza diagonale in coppie di elementi Li e Mg, Be e Al, B e Si, ecc. Questo modello è dovuto alla tendenza delle proprietà a cambiare verticalmente (in gruppi) e ai loro cambiamenti orizzontalmente (in periodi).

Tutto quanto sopra conferma che la struttura del guscio elettronico degli atomi di un elemento cambia periodicamente con l'aumentare del numero atomico dell'elemento. D'altra parte, le proprietà sono determinate dalla struttura del guscio elettronico e, quindi, dipendono periodicamente dalla carica del nucleo atomico. Successivamente vengono considerate alcune proprietà periodiche degli elementi.

Connessione tra struttura elettronica gli elementi e la loro posizione nella tavola periodica sono presentati nella tabella. 2.2.

Primo periodo (N = 1, l= 0) è composto da due elementi H (1 S 1) e Lui (1 S 2).

Nel secondo periodo (N = 2, l= 0, 1) sono compilati S- E P-orbitali da Li a Ne. Gli elementi vengono denominati di conseguenza S- E P-elementi.

Nel terzo periodo ne appaiono cinque D-orbitali ( N = 3, l= 0, 1, 2). Mentre sono vacanti, e il terzo periodo, come il secondo, ne contiene otto P-elementi degli elementi da Na ad Ar.

Il potassio e il calcio, accanto all'argon, ne hanno 4 a livello esterno S-elettroni ( Il quarto periodo). Aspetto 4 S-elettroni in presenza di liberi 3 D-orbitali è dovuto alla schermatura del nucleo da parte di 3 densi S 2 3P Strato a 6 elettroni. A causa della repulsione da questo strato di elettroni esterni per potassio e calcio, 4 S 1 - e 4 S 2 stati. La somiglianza di K e Ca rispettivamente con Na e Mg, oltre ad una giustificazione puramente “chimica”, è confermata anche dagli spettri elettronici.

Con un ulteriore aumento della carica dello scandio 3, accanto al calcio D-lo stato diventa energeticamente più favorevole di 4 P, ecco perché 3 è popolato D-orbitale (Fig. 2.3). Dall'analisi della dipendenza dell'energia degli elettroni dal numero atomico di un elemento, V. M. Klechkovsky formulò una regola secondo la quale l'energia degli orbitali atomici aumenta all'aumentare della somma ( N + l). Se gli importi sono uguali, viene riempito per primo il livello con quello più piccolo. N e grande l e poi con altro ancora N e più piccolo l. Quindi per K e Ca 4 è pieno S-orbitale (4 + 0 = 4), quindi Sc viene riempito con 3 D-orbitale (3 + 2 = 5).

Il ragionamento sopra esposto è confermato dai dati sperimentali sulle variazioni energetiche S-, P-, D-E F-orbitali dipendenti dal numero atomico dell'elemento. Come segue dalla Fig. 1.3, i valori energetici dei vari stati dipendono dalla carica del nucleo Z, e altro ancora Z, tanto meno questi stati differiscono in energia. La natura di questa differenza è tale che le curve che esprimono la variazione di energia si intersecano. Quindi per gli elementi K e Ca ( Z= 19 e 20) energia 3 D-orbitali superiori a 4 P e per gli elementi con Z≥ 21 energia 3 D-orbitali inferiori a 4 P. A partire dallo scandio ( Z= 21) compilato con 3 D-orbitale e rimangono nello strato esterno4 S-elettroni. Pertanto nel quarto periodo della serie da Sc a Zn tutti e dieci sono 3 D-elementi – metalli con lo stato di ossidazione più basso, solitamente 2, a causa del 4 esterno S-elettroni. Generale formula elettronica questi elementi sono 3 D 1–10 4S 1–2. Per il cromo e il rame si osserva una perdita (o guasto) di elettroni D-livello: Cr –3 D 5 4S 1, Cu-3 D 10 4S 1 . Una tale svolta con ns- SU ( N – 1)D-il livello si osserva anche in Mo, Ag, Au, Pt e altri elementi e si spiega con la vicinanza delle energie ns- E ( N – 1)D-livelli e stabilità dei livelli metà e completamente riempiti.

Formazione di cationi D-elements è associato principalmente alla perdita di elementi esterni ns- e solo allora ( N – 1)D-elettroni. Per esempio:

Quinto periodo ripete il quarto - anch'esso ha 18 elementi e 4 D-elementi, come 3 D formano una decade inserita (4 D 1–10 5S 0–2).

Nel sesto periodo dopo il lantanio (5 D 1 6S 2) – seguono analoghi di scandio e ittrio 14 4 F-elementi – lantanidi. Le proprietà di questi elementi sono molto vicine, poiché le profondità ( N – 2)F-sottolivello. Formula generale dei lantanidi 4 F 2–14 5D 0–1 6S 2 .

Gli ioni degli elementi 4f si formano come segue:

Dopo le 4 F-gli elementi sono riempiti 5 D- e 6 P-orbitali.

Settimo periodo ripete parzialmente il sesto. 5 F Gli elementi -sono chiamati attinidi. Loro formula generale 5F 2–14 6D 0–1 7S 2. Seguono altri 6 ottenuti artificialmente D-elementi del settimo periodo incompleto.