Elementu grupēšana periodiskajā tabulā. Periodiskā tabula D

Periodiskā tabula ķīmiskie elementi ir ķīmisko elementu klasifikācija, ko izveidojis D. I. Mendeļejevs, pamatojoties uz to, ko viņš atklāja 1869. gadā. periodiskais likums.

D. I. Mendeļejevs

Saskaņā ar šī likuma mūsdienu formulējumu nepārtrauktā elementu virknē, kas sakārtotas to atomu kodolu pozitīvā lādiņa pieauguma secībā, elementi ar līdzīgām īpašībām periodiski atkārtojas.

Ķīmisko elementu periodiskā tabula, kas parādīta tabulas veidā, sastāv no periodiem, sērijām un grupām.

Katra perioda sākumā (izņemot pirmo) elementam ir izteiktas metāliskas īpašības (sārmu metāls).

Krāsu tabulas simboli: 1 - elementa ķīmiskā zīme; 2 - vārds; 3 - atomu masa (atommasa); 4 - sērijas numurs; 5 - elektronu sadalījums pa slāņiem.

Palielinoties sērijas numurs elements, kas vienāds ar tā atoma kodola pozitīvo lādiņu, metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāliskās īpašības palielinās. Priekšpēdējais elements katrā periodā ir elements ar izteiktām nemetāliskām īpašībām (), bet pēdējais ir inerta gāze. I periodā ir 2 elementi, II un III - 8 elementi, IV un V - 18, VI - 32 un VII (nepabeigts periods) - 17 elementi.

Pirmos trīs periodus sauc par mazajiem periodiem, katrs no tiem sastāv no vienas horizontālas rindas; pārējais - lielos periodos, no kuriem katrs (izņemot VII periodu) sastāv no divām horizontālām rindām - pāra (augšējā) un nepāra (apakšējā). Vienmērīgi lielu periodu rindās atrodami tikai metāli. Elementu īpašības šajās sērijās nedaudz mainās, palielinoties kārtas skaitlim. Elementu īpašības lielu periodu nepāra rindās mainās. VI periodā lantānam seko 14 elementi, kas pēc ķīmiskajām īpašībām ir ļoti līdzīgi. Šie elementi, ko sauc par lantanīdiem, ir uzskaitīti atsevišķi zem galvenās tabulas. Aktinīdi, elementi, kas seko aktīnijam, tabulā ir parādīti līdzīgi.

Tabulā ir deviņas vertikālās grupas. Grupas numurs ar retiem izņēmumiem ir vienāds ar šīs grupas elementu augstāko pozitīvo valenci. Katra grupa, izņemot nulli un astoto, ir sadalīta apakšgrupās. - galvenais (atrodas pa labi) un sekundārais. Galvenajās apakšgrupās, palielinoties atomu skaitam, elementu metāliskās īpašības kļūst stiprākas un nemetāliskās īpašības vājinās.

Tādējādi elementu ķīmiskās un vairākas fizikālās īpašības nosaka aizņemtā vieta šis elements periodiskajā tabulā.

Biogēnie elementi, t.i., elementi, kas veido organismus un pilda tajos noteiktu bioloģisko lomu, aizņem augšējā daļa Periodiskās tabulas. Šūnas, kuras aizņem elementi, kas veido lielāko daļu (vairāk nekā 99%) dzīvās vielas, ir krāsotas zilā krāsā. rozā- šūnas, ko aizņem mikroelementi (sk.).

Ķīmisko elementu periodiskā tabula ir lielākais sasniegums mūsdienu dabaszinātne un spilgta vispārīgāko dabas dialektisko likumu izpausme.

Skatīt arī Atomu svars.

Ķīmisko elementu periodiskā tabula - dabiskā klasifikācijaķīmiskie elementi, ko radījis D.I. Mendeļejevs, pamatojoties uz viņa 1869. gadā atklāto periodisko likumu.

Sākotnējā formulējumā D.I. Mendeļejeva periodiskais likums noteica: ķīmisko elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu svara. Pēc tam, attīstot atoma uzbūves doktrīnu, tika parādīts, ka precīzāks katra elementa raksturlielums ir nevis atoma svars (sk.), bet gan elementa atoma kodola pozitīvā lādiņa vērtība, vienāds ar šī elementa sērijas (atomu) numuru D. I. Mendeļejeva periodiskajā sistēmā. Pozitīvo lādiņu skaits uz atoma kodola ir vienāds ar elektronu skaitu, kas ieskauj atoma kodolu, jo atomi kopumā ir elektriski neitrāli. Ņemot vērā šos datus, periodiskais likums tiek formulēts šādi: ķīmisko elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu pozitīvā lādiņa lieluma. Tas nozīmē, ka nepārtrauktā elementu sērijā, kas sakārtota secībā, lai palielinātu to atomu kodolu pozitīvos lādiņus, elementi ar līdzīgām īpašībām periodiski atkārtosies.

Tajā ir parādīta ķīmisko elementu periodiskās tabulas tabulas forma moderna forma. Tas sastāv no periodiem, sērijām un grupām. Periods ir secīga horizontāla elementu sērija, kas sakārtota secībā, lai palielinātu to atomu kodolu pozitīvo lādiņu.

Katra perioda sākumā (izņemot pirmo) ir kāds elements ar izteiktām metāliskām īpašībām (sārmu metāls). Tad, palielinoties sērijas numuram, elementu metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāliskās īpašības palielinās. Priekšpēdējais elements katrā periodā ir elements ar izteiktām nemetāliskām īpašībām (halogēns), bet pēdējais ir inertā gāze. Pirmais periods sastāv no diviem elementiem, sārmu metāla un halogēna lomu šeit vienlaikus veic ūdeņradis. II un III periods ietver katrs 8 elementus, kurus Mendeļejevs sauca par tipiskiem. IV un V periods satur 18 elementus katrā, VI-32. VII periods vēl nav pabeigts un tiek mākslīgi papildināts izveidotie elementi; šobrīd šajā periodā ir 17 elementi. I, II un III periodi tiek saukti par maziem, katrs no tiem sastāv no vienas horizontālas rindas, IV-VII ir lieli: tajos (izņemot VII) ir divas horizontālas rindas - pāra (augšējā) un nepāra (apakšējā). Lielu periodu vienmērīgās rindās ir tikai metāli, un elementu īpašību izmaiņas rindā no kreisās uz labo ir vāji izteiktas.

Lielu periodu nepāra sērijās sērijas elementu īpašības mainās tāpat kā tipisko elementu īpašības. VI perioda pāra rindā pēc lantāna ir 14 elementi [saukti par lantanīdiem (sk.), lantanīdiem, retzemju elementiem], kas pēc ķīmiskajām īpašībām ir līdzīgi lantānam un viens otram. To saraksts ir sniegts atsevišķi zem tabulas.

Elementi, kas seko aktīnijam – aktinīdi (aktinīdi) – ir uzskaitīti atsevišķi un norādīti zem tabulas.

Ķīmisko elementu periodiskajā tabulā deviņas grupas atrodas vertikāli. Grupas numurs ir vienāds ar šīs grupas elementu augstāko pozitīvo valenci (sk.). Izņēmums ir fluors (var būt tikai negatīvi vienvērtīgs) un broms (nevar būt septiņvērtīgs); turklāt vara, sudraba, zelta valence var būt lielāka par +1 (Cu-1 un 2, Ag un Au-1 un 3), un no VIII grupas elementiem tikai osmija un rutēnija valence ir +8. . Katra grupa, izņemot astoto un nulli, ir sadalīta divās apakšgrupās: galvenajā (atrodas pa labi) un sekundārajā. Galvenās apakšgrupas ietver tipiskus elementus un garo periodu elementus, sekundārajās apakšgrupās ir tikai garo periodu elementi un turklāt metāli.

Ķīmisko īpašību ziņā katras dotās grupas apakšgrupas elementi būtiski atšķiras viens no otra, un visiem dotās grupas elementiem ir vienāda tikai augstākā pozitīvā valence. Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju elementu metāliskās īpašības tiek nostiprinātas un nemetālisko – vājinātas (piemēram, francijs ir elements ar visizteiktākajām metāliskām īpašībām, bet fluors – nemetālisks). Tādējādi elementa vieta Mendeļejeva periodiskajā sistēmā (kārtas skaitlis) nosaka tā īpašības, kas ir blakus esošo elementu īpašību vidējā vērtība vertikāli un horizontāli.

Dažām elementu grupām ir īpaši nosaukumi. Tādējādi I grupas galveno apakšgrupu elementus sauc par sārmu metāliem, II grupu - sārmzemju metāliem, VII grupu - halogēniem, elementus, kas atrodas aiz urāna - transurānu. Elementus, kas ir daļa no organismiem, piedalās vielmaiņas procesos un kuriem ir skaidra bioloģiskā loma, sauc par biogēniem elementiem. Viņi visi ieņem D.I. Mendeļejeva tabulas augšējo daļu. Tie galvenokārt ir O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg un Fe, kas veido lielāko daļu dzīvās vielas (vairāk nekā 99%). Vietas, ko šie elementi aizņem periodiskajā tabulā, ir iekrāsotas gaiši zilā krāsā. Biogēnos elementus, kuru organismā ir ļoti maz (no 10 -3 līdz 10 -14%), sauc par mikroelementiem (sk.). Periodiskās sistēmas šūnās iekrāsojas dzeltens, tiek ievietoti mikroelementi, kuru vitāli svarīgā nozīme cilvēkam ir pierādīta.

Saskaņā ar atomu struktūras teoriju (skat. Atoms) ķīmiskās īpašības elementi galvenokārt ir atkarīgi no elektronu skaita ārējā elektronu apvalkā. Periodiskās izmaiņas elementu īpašībās ar atomu kodolu pozitīvā lādiņa palielināšanos izskaidrojamas ar periodisku atomu ārējā elektronu apvalka (enerģijas līmeņa) struktūras atkārtošanos.

Nelielos periodos, palielinoties kodola pozitīvajam lādiņam, elektronu skaits ārējā apvalkā palielinās no 1 līdz 2 I periodā un no 1 līdz 8 II un III periodā. Līdz ar to elementu īpašību izmaiņas laika posmā no sārmu metāla uz inertu gāzi. Ārējais elektronu apvalks, kas satur 8 elektronus, ir pilnīgs un enerģētiski stabils (nulles grupas elementi ir ķīmiski inerti).

Ilgos periodos pat rindās, palielinoties kodolu pozitīvajam lādiņam, elektronu skaits ārējā apvalkā paliek nemainīgs (1 vai 2) un otrais ārējais apvalks ir piepildīts ar elektroniem. Līdz ar to notiek lēna elementu īpašību maiņa pāra rindās. Lielo periodu nepāra sērijās, palielinoties kodolu lādiņam, ārējais apvalks ir piepildīts ar elektroniem (no 1 līdz 8), un elementu īpašības mainās tāpat kā tipiskajiem elementiem.

Elektronu čaulu skaits atomā ir vienāds ar perioda skaitli. Galveno apakšgrupu elementu atomu ārējos apvalkos elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru. Sānu apakšgrupu elementu atomi ārējos apvalkos satur vienu vai divus elektronus. Tas izskaidro galvenās un sekundārās apakšgrupas elementu īpašību atšķirību. Grupas numurs norāda iespējamo elektronu skaitu, kas var piedalīties ķīmisko (valences) saišu veidošanā (sk. Molekula), tāpēc šādus elektronus sauc par valenci. Sānu apakšgrupu elementiem valence ir ne tikai ārējo apvalku elektroni, bet arī priekšpēdējo. Elektronu čaulu skaits un struktūra ir norādīta pievienotajā ķīmisko elementu periodiskajā tabulā.

Periodiskajam D. I. Mendeļejeva likumam un uz to balstītajai sistēmai ir tikai liela vērtība zinātnē un praksē. Periodiskie likumi un sistēma bija pamats jaunu ķīmisko elementu atklāšanai, precīza definīcija to atomu svars, atomu uzbūves doktrīnas izstrāde, elementu sadalījuma ģeoķīmisko likumu noteikšana zemes garoza un mūsdienu priekšstatu attīstība par dzīvo vielu, kuras sastāvs un ar to saistītie modeļi ir saskaņā ar periodisko sistēmu. Elementu bioloģisko aktivitāti un to saturu organismā lielā mērā nosaka arī vieta, ko tie ieņem Mendeļejeva periodiskajā tabulā. Tādējādi, palielinoties sērijas numuram vairākās grupās, elementu toksicitāte palielinās un to saturs organismā samazinās. Periodiskais likums ir visvispārīgāko dabas attīstības dialektisko likumu skaidra izpausme.

Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs un ķīmisko elementu periodiskā tabula ir liela nozīme ķīmijas attīstībā. Atgriezīsimies 1871. gadā, kad ķīmijas profesors D.I. Mendeļejevs, veicot daudzus izmēģinājumus un kļūdas, nonāca pie secinājuma, ka “... elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršā un sarežģīti ķermeņi, periodiski stāvēt atkarībā no to atomsvara. Elementu īpašību izmaiņu periodiskums rodas ārējā elektronu slāņa elektroniskās konfigurācijas periodiskas atkārtošanās dēļ, palielinoties kodola lādiņam.

Periodiskā likuma mūsdienu formulējums vai šis:

"ķīmisko elementu īpašības (t.i., to veidoto savienojumu īpašības un forma) periodiski ir atkarīgas no ķīmisko elementu atomu kodola lādiņa."

Mācot ķīmiju, Mendeļejevs saprata, ka katra elementa individuālo īpašību atcerēšanās skolēniem sagādāja grūtības. Viņš sāka meklēt veidus, kā izveidot sistemātisku metodi, lai būtu vieglāk atcerēties elementu īpašības. Rezultāts bija dabīgais galds, vēlāk tas kļuva pazīstams kā periodiski.

Mūsu mūsdienu tabula ir ļoti līdzīga periodiskajai tabulai. Apskatīsim to tuvāk.

Periodiskā tabula

Mendeļejeva periodiskā tabula sastāv no 8 grupām un 7 periodiem.

Tiek sauktas tabulas vertikālās kolonnas grupas . Katras grupas elementiem ir līdzīga ķīmiskā un fizikālās īpašības. Tas izskaidrojams ar to, ka vienas grupas elementiem ir līdzīga ārējā slāņa elektroniskā konfigurācija, uz kuras esošo elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru. Šajā gadījumā grupa tiek sadalīta galvenās un sekundārās apakšgrupas.

IN Galvenās apakšgrupas ietver elementus, kuru valences elektroni atrodas ārējā ns- un np-apakšlīmenī. IN Sānu apakšgrupas ietver elementus, kuru valences elektroni atrodas ārējā ns-apakšlīmenī un iekšējā (n - 1) d-apakšlīmenī (vai (n - 2) f-apakšlīmenī).

Visi elementi iekšā periodiskā tabula , atkarībā no tā, kura apakšlīmeņa (s-, p-, d- vai f-) valences elektroni tiek klasificēti: s-elementi (I un II grupas galveno apakšgrupu elementi), p-elementi (III galvenās apakšgrupas elementi). - VII grupas), d-elementi (sānu apakšgrupu elementi), f-elementi (lantanīdi, aktinīdi).

Elementa augstākā valence (izņemot O, F, vara apakšgrupas un astotās grupas elementus) ir vienāda ar tās grupas numuru, kurā tas atrodas.

Galvenās un sekundārās apakšgrupas elementiem augstāko oksīdu (un to hidrātu) formulas ir vienādas. Galvenajās apakšgrupās ūdeņraža savienojumu sastāvs šīs grupas elementiem ir vienāds. Cietie hidrīdi veido I - III grupas galveno apakšgrupu elementus, bet IV - VII grupas veido gāzveida ūdeņraža savienojumus. EN 4 tipa ūdeņraža savienojumi ir neitrālāki savienojumi, EN 3 ir bāzes, H 2 E un NE ir skābes.

Tiek sauktas tabulas horizontālās rindas periodi. Elementi periodos atšķiras viens no otra, taču tiem ir kopīgs tas, ka pēdējie elektroni atrodas vienā enerģijas līmenī ( galvenais kvantu skaitlisn- tas pats ).

Pirmais periods atšķiras no pārējiem ar to, ka tajā ir tikai 2 elementi: ūdeņradis H un hēlijs He.

Otrajā periodā ir 8 elementi (Li - Ne). Litijs Li, sārmu metāls, sāk periodu, un to noslēdz cēlgāzes neons Ne.

Trešajā periodā, tāpat kā otrajā, ir 8 elementi (Na - Ar). Periods sākas ar sārmu metālu nātriju Na, un to noslēdz cēlgāze argons Ar.

Ceturtais periods satur 18 elementus (K - Kr) - Mendeļejevs to apzīmēja kā pirmo lielo periodu. Tas arī sākas ar sārmu metālu kāliju un beidzas ar inerto gāzi kriptonu Kr. Lielo periodu sastāvs ietver pārejas elementus (Sc - Zn) - d- elementi.

Piektajā periodā, līdzīgi kā ceturtajā, ir 18 elementi (Rb - Xe) un tā struktūra ir līdzīga ceturtajam. Tas arī sākas ar sārmu metālu rubīdiju Rb un beidzas ar inerto gāzi ksenonu Xe. Lielo periodu sastāvs ietver pārejas elementus (Y - Cd) - d- elementi.

Sestais periods sastāv no 32 elementiem (Cs - Rn). Izņemot 10 d-elementi (La, Hf - Hg) satur rindu ar 14 f-elementi (lantanīdi) - Ce - Lu

Septītais periods nav beidzies. Tas sākas ar Franc Fr, var pieņemt, ka tajā, tāpat kā sestajā periodā, būs 32 elementi, kas jau ir atrasti (līdz elementam ar Z = 118).

Interaktīvā periodiskā tabula

Ja paskatās periodiskā tabula un novelciet iedomātu līniju, kas sākas ar boru un beidzas starp poloniju un astatīnu, tad visi metāli būs pa kreisi no līnijas, bet nemetāli - pa labi. Elementiem, kas atrodas tieši blakus šai līnijai, būs gan metālu, gan nemetālu īpašības. Tos sauc par metaloīdiem vai pusmetāliem. Tie ir bors, silīcijs, germānija, arsēns, antimons, telūrs un polonijs.

Periodiskais likums

Mendeļejevs sniedza šādu Periodiskā likuma formulējumu: “Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības, un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, periodiski ir atkarīgas no to atomu svara. ”
Pastāv četri galvenie periodiskie modeļi:

Okteta likums norāda, ka visi elementi mēdz iegūt vai zaudēt elektronu, lai iegūtu tuvākās cēlgāzes astoņu elektronu konfigurāciju. Jo Tā kā cēlgāzu ārējās s- un p-orbitāles ir pilnībā piepildītas, tie ir visstabilākie elementi.
Jonizācijas enerģija ir enerģijas daudzums, kas nepieciešams elektrona noņemšanai no atoma. Saskaņā ar okteta likumu, pārvietojoties pa periodisko tabulu no kreisās uz labo pusi, elektrona noņemšanai ir nepieciešams vairāk enerģijas. Tāpēc elementi, kas atrodas tabulas kreisajā pusē, mēdz zaudēt elektronu, un tie, kas atrodas labajā pusē, mēdz vienu iegūt. Inertajām gāzēm ir visaugstākā jonizācijas enerģija. Jonizācijas enerģija samazinās, virzoties uz leju grupā, jo Elektroniem zemā enerģijas līmenī ir spēja atvairīt elektronus augstākos enerģijas līmeņos. Šo fenomenu sauc aizsargājošs efekts. Sakarā ar šo efektu ārējie elektroni nav tik cieši saistīti ar kodolu. Pārvietojoties pa periodu, jonizācijas enerģija vienmērīgi palielinās no kreisās puses uz labo.

Elektronu afinitāte– enerģijas izmaiņas, kad vielas atoms gāzveida stāvoklī iegūst papildu elektronu. Virzoties uz leju grupā, elektronu afinitāte kļūst mazāk negatīva skrīninga efekta dēļ.

Elektronegativitāte- mērs, cik spēcīgi tam ir tendence piesaistīt elektronus no cita ar to saistīta atoma. Ievācoties, palielinās elektronegativitāte periodiskā tabula no kreisās puses uz labo un no apakšas uz augšu. Jāatceras, ka cēlgāzēm nav elektronegativitātes. Tādējādi elektronnegatīvākais elements ir fluors.

Pamatojoties uz šiem jēdzieniem, apskatīsim, kā mainās atomu un to savienojumu īpašības periodiskā tabula.

Tātad periodiskā atkarībā ir tādas atoma īpašības, kas saistītas ar tā elektronisko konfigurāciju: atoma rādiuss, jonizācijas enerģija, elektronegativitāte.

Apskatīsim atomu un to savienojumu īpašību izmaiņas atkarībā no to atrašanās vietas ķīmisko elementu periodiskā tabula.

Palielinās atoma nemetālisms pārvietojoties periodiskajā tabulā no kreisās uz labo un no apakšas uz augšu. Sakarā ar to oksīdu pamatīpašības samazinās, un skābās īpašības palielinās tādā pašā secībā - pārvietojoties no kreisās puses uz labo un no apakšas uz augšu. Šajā gadījumā oksīdu skābās īpašības ir spēcīgākas, vairāk grādu to veidojošā elementa oksidēšana

Pēc perioda no kreisās uz labo pamata īpašības hidroksīdi vājināt galvenajās apakšgrupās, no augšas uz leju, pamatu stiprība palielinās. Turklāt, ja metāls var veidot vairākus hidroksīdus, tad, palielinoties metāla oksidācijas pakāpei, pamata īpašības hidroksīdi vājina.

Pēc perioda no kreisās puses uz labo palielinās skābekli saturošo skābju stiprums. Pārejot no augšas uz leju vienas grupas ietvaros, samazinās skābekli saturošo skābju stiprums. Šajā gadījumā skābes stiprums palielinās, palielinoties skābi veidojošā elementa oksidācijas pakāpei.

Pēc perioda no kreisās puses uz labo palielinās bezskābekļa skābju stiprums. Pārejot no augšas uz leju vienas grupas ietvaros, palielinās bezskābekļa skābju stiprums.

Kategorijas,

Izcilais krievu ķīmiķis D.I.Mendeļejevs visu mūžu izcēlās ar vēlmi izprast nezināmo. Šī vēlme, kā arī visdziļākās un plašākās zināšanas apvienojumā ar nepārprotamu zinātnisku intuīciju ļāva Dmitrijam Ivanovičam attīstīties. zinātniskā klasifikācijaķīmiskie elementi - periodiskā tabula tās slavenās tabulas veidā.

D. I. Mendeļejeva periodisko ķīmisko elementu sistēmu var iedomāties kā lielu māju, kurā absolūti visi ķīmiskie elementi “dzīvo kopā”, cilvēkam zināms. Lai varētu izmantot periodisko tabulu, ir jāizpēta ķīmiskais alfabēts, t.i., ķīmisko elementu pazīmes.

Ar viņu palīdzību jūs iemācīsities rakstīt vārdus - ķīmiskās formulas, un uz to pamata varēsiet uzrakstīt teikumus - ķīmisko reakciju vienādojumus. Katrs ķīmiskais elements ir apzīmēts ar savu ķīmisko zīmi jeb simbolu, kas kopā ar ķīmiskā elementa nosaukumu ir ierakstīts D.I. Mendeļejeva tabulā. Pēc zviedru ķīmiķa J. Berzēliusa ierosinājuma ķīmisko elementu latīņu nosaukumu sākuma burti vairumā gadījumu tika pieņemti kā simboli. Tādējādi ūdeņradi (latīņu nosaukums Hydrogenium - hydrogenium) apzīmē ar burtu H (lasi "pelni"), skābekli (latīņu nosaukums Oxygenium - oxygenium) - ar burtu O (lasi "o"), oglekli (latīņu nosaukums Сarboneum - carboneum ) - ar burtu C (lasiet "tse").

Vairāku citu ķīmisko elementu latīņu nosaukumi sākas ar burtu C: kalcijs (

Kalcijs), varš (Cuprum), kobalts (Cobaltum) uc Lai tos atšķirtu, I. Berzēliuss ierosināja latīņu nosaukuma sākuma burtam pievienot vienu no turpmākajiem vārda burtiem. Tādējādi kalcija ķīmiskā zīme tiek rakstīta ar simbolu Ca (lasīt “kalcijs”), varš - Cu (lasīt “kauss”), kobalts - Co (lasīt “kobalts”).

Dažu ķīmisko elementu nosaukumi atspoguļo elementu svarīgākās īpašības, piemēram, ūdeņradis - kas ražo ūdeni, skābeklis - kas ražo skābes, fosfors - kas nes gaismu (20. att.) utt.

Rīsi. 20.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 15 nosaukuma etimoloģija

Citi elementi ir nosaukti pēc debess ķermeņi vai planētas saules sistēma- selēns un telūrs (21. att.) (no grieķu Selene — Mēness un Telluris — Zeme), urāns, neptūnijs, plutonijs.

Rīsi. 21.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr.52 nosaukuma etimoloģija

Daži nosaukumi aizgūti no mitoloģijas (22. att.). Piemēram, tantals. Tas bija mīļotā Zeva dēla vārds. Par noziegumiem pret dieviem Tantals tika bargi sodīts. Viņš piecēlās līdz kaklam ūdenī, un pār viņu karājās zari ar sulīgiem, smaržīgiem augļiem. Taču, tiklīdz viņš gribēja dzert, ūdens plūda no viņa, tiklīdz viņš gribēja remdēt savu izsalkumu, viņš pastiepa roku uz augļiem - zari novirzījās uz sāniem; Mēģinot izolēt tantalu no rūdām, ķīmiķi piedzīvoja ne mazākas mokas.

Rīsi. 22.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 61 nosaukuma etimoloģija

Daži elementi tika nosaukti dažādu valstu vai pasaules daļu vārdā. Piemēram, germānija, gallijs (Gallijs - vecais vārds Francija), polonijs (par godu Polijai), skandijs (par godu Skandināvijai), francijs, rutēnijs (Rutēnijs ir Krievijas latīņu nosaukums), eiropijs un americijs. Šeit ir elementi, kas nosaukti pilsētu vārdā: hafnijs (pēc Kopenhāgenas), lutecijs (senos laikos Parīzi sauca par Lutetium), berkelijs (pēc Bērklijas pilsētas ASV), itrijs, terbijs, erbijs, iterbijs (šo nosaukumi elementi nāk no Ytterby - mazpilsēta Zviedrijā, kur pirmo reizi tika atklāts minerāls, kas satur šos elementus), dubnium (23. att.).

Rīsi. 23.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 105 nosaukuma etimoloģija

Visbeidzot, elementu nosaukumos iemūžināti lielo zinātnieku vārdi: kūrijs, fermijs, einšteinijs, mendelēvijs (24. att.), Lawrencium.

Rīsi. 24.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 101 nosaukuma etimoloģija

Katrs ķīmiskais elements ir piešķirts periodiskajā tabulā, visu elementu kopējā "mājā", savs "dzīvoklis" - šūna ar stingri noteiktu numuru. Dziļa nozīmeŠis skaitlis jums tiks atklāts, turpinot pētīt ķīmiju. Arī šo "dzīvokļu" stāvu skaits ir stingri sadalīts - periodi, kuros elementi "dzīvo". Tāpat kā elementa sērijas numurs (“dzīvokļa” numurs), perioda numurs (“stāvs”) ir pilns ar svarīga informācija par ķīmisko elementu atomu uzbūvi. Horizontāli - "stāvi" - periodiskā tabula ir sadalīta septiņos periodos:

• 1. periods ietver divus elementus: ūdeņradi H un hēliju He;
• 2. periods sākas ar litiju Li un beidzas ar neona Ne (8 elementi);
• 3. periods sākas ar nātrija Na un beidzas ar argonu Ar (8 elementi).

Pirmos trīs periodus, no kuriem katrs sastāv no vienas rindas, sauc par mazajiem periodiem.

4., 5. un 6. periods ietver divas elementu rindas, tos sauc par lielajiem periodiem; 4. un 5. periods satur 18 elementus katrā, 6. - 32 elementus.

7. periods ir nepabeigts, pagaidām sastāv tikai no vienas rindas.

Pievērsiet uzmanību periodiskās tabulas "pagraba stāviem" - tur "dzīvo" 14 dvīņu elementi, daži pēc īpašībām ir līdzīgi lantānam La, citi - aktīnijam Ac, kas tos attēlo tabulas augšējos "stāvos": 6. un 7. periods.

Vertikāli ķīmiskie elementi, kas “dzīvo” “dzīvokļos” ar līdzīgām īpašībām, atrodas viens zem otra vertikālās kolonnās - grupās, no kurām D.I. Mendeļejeva tabulā ir astoņas.

Katra grupa sastāv no divām apakšgrupām - galvenās un sekundārās. Apakšgrupu, kurā ietilpst gan īsa, gan gara perioda elementi, sauc par galveno apakšgrupu jeb grupu A. Apakšgrupu, kurā ietilpst tikai garu periodu elementi, sauc par sekundāro apakšgrupu jeb grupu B. Tādējādi I grupas galvenā apakšgrupa. (IA grupa) ietver litiju, nātriju, kāliju, rubīdiju un francijs ir litija Li apakšgrupa; šīs grupas sānu apakšgrupu (IB grupu) veido varš, sudrabs un zelts - šī ir Cu vara apakšgrupa.

Papildus D.I. Mendeļejeva tabulas formai, ko sauc par īstermiņa periodu (tā ir parādīta mācību grāmatas lappusē), ir arī daudzas citas formas, piemēram, garā perioda versija.

Tāpat kā bērns no lego spēles elementiem var uzbūvēt ļoti daudz dažādu priekšmetu (skat. 10. att.), tā no ķīmiskajiem elementiem daba un cilvēks ir radījuši dažādas vielas, kas mūs ieskauj. Vēl skaidrāks ir cits modelis: tāpat kā 33 krievu alfabēta burti veido dažādas kombinācijas, desmitiem tūkstošu vārdu, tā 114 ķīmiskie elementi dažādās kombinācijās rada vairāk nekā 20 miljonus dažādu vielu.

Mēģiniet apgūt vārdu veidošanās likumus – ķīmiskās formulas, un tad jūsu priekšā pavērsies vielu pasaule visā tās krāsainajā daudzveidībā.

Bet, lai to izdarītu, vispirms jāapgūst burti - ķīmisko elementu simboli (1. tabula).

1. tabula
Dažu ķīmisko elementu nosaukumi

Atslēgas vārdi un frāzes

1. D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā tabula (tabula).
2. Lieli un mazi periodi.
3. Grupas un apakšgrupas - galvenā (A grupa) un sekundārā (B grupa).
4. Ķīmisko elementu simboli.

Darbs ar datoru

1. Skatiet elektronisko pieteikumu. Izpētiet nodarbības materiālu un izpildiet uzdotos uzdevumus.
2. Atrodiet internetā e-pasta adreses, kas var kalpot kā papildu avoti, kas atklāj rindkopas atslēgvārdu un frāžu saturu. Piedāvājiet savu palīdzību skolotājam jaunas stundas sagatavošanā - sūtiet ziņu līdz atslēgvārdi un frāzes nākamajā rindkopā.

Jautājumi un uzdevumi

1. Izmantojot vārdnīcas (etimoloģiskie, enciklopēdiskie un ķīmiskie termini), nosauciet svarīgākās īpašības, kas atspoguļojas ķīmisko elementu nosaukumos: broms Br, slāpeklis N, fluors F.
2. Paskaidrojiet, kā ķīmisko elementu titāns un vanādijs nosaukumos atspoguļo sengrieķu mītu ietekmi.
3. Kāpēc zelta latīņu nosaukums ir Aurum (aurum) un sudraba - Argentum (argentum)?
4. Pastāstiet stāstu par jūsu izvēlēta ķīmiskā elementa atklāšanu un izskaidrojiet tā nosaukuma etimoloģiju.
5. Pierakstiet "koordinātas", t.i., pozīciju D.I. Mendeļejeva periodiskajā tabulā (elementa numurs, perioda numurs un tā veids - liels vai mazs, grupas numurs un apakšgrupa - galvenais vai mazais) šādiem ķīmiskajiem elementiem: kalcijs, cinks. , antimons, tantals, eiropijs.
6. Sadaliet 1. tabulā norādītos ķīmiskos elementus trīs grupās, pamatojoties uz “ķīmiskā simbola izrunu”. Vai šīs aktivitātes veikšana varētu palīdzēt atcerēties ķīmiskos simbolus un izrunāt elementu simbolus?

Ķīmiskais elements ir kolektīvs termins, kas apraksta vienkāršas vielas atomu kopumu, tas ir, tādu, kuru nevar sadalīt nevienā vienkāršākā (pēc to molekulu struktūras) komponentiem. Iedomājieties, ka jums tiek dots tīra dzelzs gabals un lūgts to sadalīt hipotētiskajos sastāvdaļās, izmantojot jebkuru ierīci vai metodi, ko jebkad ir izgudrojuši ķīmiķi. Tomēr jūs nevarat darīt neko, gludeklis nekad netiks sadalīts kaut ko vienkāršāk. Vienkārša viela - dzelzs - atbilst ķīmiskajam elementam Fe.

Teorētiskā definīcija

Iepriekš minēto eksperimentālo faktu var izskaidrot, izmantojot šādu definīciju: ķīmiskais elements ir attiecīgās vienkāršās vielas atomu (nevis molekulu!) abstrakts kopums, t.i., viena veida atomi. Ja būtu veids, kā aplūkot katru no atsevišķiem atomiem iepriekš minētajā tīrā dzelzs gabalā, tad tie visi būtu dzelzs atomi. Pretstatā tam, ķīmiskais savienojums, piemēram, dzelzs oksīds, vienmēr satur vismaz divus dažādi veidi atomi: dzelzs atomi un skābekļa atomi.

Noteikumi, kas jums jāzina

Atomu masa: protonu, neitronu un elektronu masa, kas veido ķīmiskā elementa atomu.

Atomu skaits: protonu skaits elementa atoma kodolā.

Ķīmiskais simbols: burts vai pāris Latīņu burti, kas apzīmē šī elementa apzīmējumu.

Ķīmiskais savienojums: viela, kas sastāv no diviem vai vairākiem ķīmiskiem elementiem, kas savienoti viens ar otru noteiktā proporcijā.

Metāls: elements, kas ķīmiskās reakcijās ar citiem elementiem zaudē elektronus.

Metaloīds: elements, kas dažreiz reaģē kā metāls un dažreiz kā nemetāls.

Nemetāla: elements, kas cenšas iegūt elektronus ķīmiskās reakcijas ar citiem elementiem.

Ķīmisko elementu periodiskā tabula: ķīmisko elementu klasifikācijas sistēma pēc to atomu skaita.

Sintētiskais elements: Tāds, kas ir mākslīgi ražots laboratorijā un parasti nav sastopams dabā.

Dabiskie un sintētiskie elementi

Uz Zemes dabiski sastopami deviņdesmit divi ķīmiskie elementi. Pārējais tika iegūts mākslīgi laboratorijās. Sintētiskais ķīmiskais elements parasti ir produkts kodolreakcijas daļiņu paātrinātājos (ierīcēs, ko izmanto, lai palielinātu subatomisko daļiņu, piemēram, elektronu un protonu, ātrumu) vai kodolreaktori(ierīces, ko izmanto, lai kontrolētu kodolreakciju laikā izdalīto enerģiju). Pirmais sintētiskais elements ar atomskaitli 43 bija tehnēcijs, ko 1937. gadā atklāja itāļu fiziķi K. Perjē un E. Segre. Izņemot tehnēciju un prometiju, visiem sintētiskajiem elementiem ir kodoli, kas lielāki par urānu. Pēdējais sintētiskais ķīmiskais elements, kas saņēma savu nosaukumu, ir livermorijs (116), un pirms tam tas bija flerovijs (114).

Divi desmiti kopīgu un svarīgu elementu

Vārds	Simbols	Visu atomu procentuālā daļa *				Ķīmisko elementu īpašības (normālos istabas apstākļos)
		Visumā	Zemes garozā	Jūras ūdenī	Cilvēka ķermenī
Alumīnijs	Al	-	6,3	-	-	Viegls, sudraba metāls
Kalcijs	Ca	-	2,1	-	0,02	Atrodas dabīgos minerālos, gliemežvākos, kaulos
Ogleklis	AR	-	-	-	10,7	Visu dzīvo organismu pamats
Hlors	Cl	-	-	0,3	-	Indīga gāze
Varš	Cu	-	-	-	-	Tikai sarkans metāls
Zelts	Au	-	-	-	-	Tikai dzeltens metāls
Hēlijs	Viņš	7,1	-	-	-	Ļoti viegla gāze
Ūdeņradis	N	92,8	2,9	66,2	60,6	Vieglākais no visiem elementiem; gāze
Jods	es	-	-	-	-	Nemetāls; izmanto kā antiseptisku līdzekli
Dzelzs	Fe	-	2,1	-	-	Magnētiskais metāls; izmanto dzelzs un tērauda ražošanai
Svins	Pb	-	-	-	-	Mīksts, smags metāls
Magnijs	Mg	-	2,0	-	-	Ļoti viegls metāls
Merkurs	Hg	-	-	-	-	Šķidrais metāls; viens no diviem šķidrajiem elementiem
Niķelis	Ni	-	-	-	-	Korozijizturīgs metāls; izmanto monētās
Slāpeklis	N	-	-	-	2,4	Gāze, galvenā gaisa sastāvdaļa
Skābeklis	PAR	-	60,1	33,1	25,7	Gāze, otrs svarīgais gaisa sastāvdaļa
Fosfors	R	-	-	-	0,1	Nemetāls; svarīgi augiem
Kālijs	UZ	-	1.1	-	-	Metāls; svarīgi augiem; parasti sauc par "potašu"

* Ja vērtība nav norādīta, tad elements ir mazāks par 0,1 procentiem.

Lielais sprādziens kā matērijas veidošanās galvenais cēlonis

Kurš ķīmiskais elements bija pirmais Visumā? Zinātnieki uzskata, ka atbilde uz šo jautājumu slēpjas zvaigznēs un zvaigžņu veidošanās procesos. Tiek uzskatīts, ka Visums ir radies kādā laika posmā no 12 līdz 15 miljardiem gadu. Līdz šim brīdim netiek domāts par neko citu, izņemot enerģiju. Taču notika kaut kas, kas šo enerģiju pārvērta milzīgā sprādzienā (tā sauktajā Lielajā sprādzienā). Nākamajās sekundēs pēc lielais sprādziens sāka veidoties matērija.

Pirmās vienkāršākās matērijas formas bija protoni un elektroni. Daži no tiem apvienojas, veidojot ūdeņraža atomus. Pēdējais sastāv no viena protona un viena elektrona; tas ir vienkāršākais atoms, kāds var pastāvēt.

Lēnām, ilgu laiku, ūdeņraža atomi sāka sagrupēties noteiktos kosmosa apgabalos, veidojot blīvus mākoņus. Ūdeņradi šajos mākoņos ievilka kompaktos veidojumos gravitācijas spēki. Galu galā šie ūdeņraža mākoņi kļuva pietiekami blīvi, lai izveidotu zvaigznes.

Zvaigznes kā jaunu elementu ķīmiskie reaktori

Zvaigzne ir vienkārši matērijas masa, kas ģenerē enerģiju no kodolreakcijām. Visizplatītākā no šīm reakcijām ietver četru ūdeņraža atomu kombināciju, veidojot vienu hēlija atomu. Kad sāka veidoties zvaigznes, hēlijs kļuva par otro elementu, kas parādījās Visumā.

Zvaigznēm novecojot, tās pāriet no ūdeņraža-hēlija kodolreakcijām uz citiem veidiem. Tajos hēlija atomi veido oglekļa atomus. Vēlāk oglekļa atomi veido skābekli, neonu, nātriju un magniju. Vēlāk neons un skābeklis savienojas viens ar otru, veidojot magniju. Turpinoties šīm reakcijām, veidojas arvien vairāk ķīmisko elementu.

Pirmās ķīmisko elementu sistēmas

Pirms vairāk nekā 200 gadiem ķīmiķi sāka meklēt veidus, kā tos klasificēt. Deviņpadsmitā gadsimta vidū bija zināmi aptuveni 50 ķīmiskie elementi. Viens no jautājumiem, ko ķīmiķi centās atrisināt. Tas ir šāds: vai ķīmiskais elements ir viela, kas pilnīgi atšķiras no jebkura cita elementa? Vai daži elementi ir kaut kādā veidā saistīti ar citiem? Vai tur vispārējās tiesības, kas viņus vieno?

Ķīmiķi ieteica dažādas sistēmasķīmiskie elementi. Piemēram, angļu ķīmiķis Viljams Prouts 1815. gadā ierosināja, ka visu elementu atomu masas ir ūdeņraža atoma masas daudzkārtējas, ja to pieņemsim vienādu ar vienotību, t.i., tiem jābūt veseliem skaitļiem. Tajā laikā daudzu elementu atomu masas jau bija aprēķinājis J. Daltons attiecībā pret ūdeņraža masu. Tomēr, ja tas aptuveni attiecas uz oglekli, slāpekli un skābekli, tad hlors ar masu 35,5 neiekļāvās šajā shēmā.

Vācu ķīmiķis Johans Volfgangs Dobereiners (1780–1849) 1829. gadā parādīja, ka trīs tā sauktās halogēna grupas elementus (hlors, broms un jods) var klasificēt pēc to relatīvās atomu masas. Broma atomu svars (79,9) izrādījās gandrīz precīzi hlora (35,5) un joda (127) atomu svara vidējais lielums, proti, 35,5 + 127 ÷ 2 = 81,25 (tuvu 79,9). Šī bija pirmā pieeja vienas no ķīmisko elementu grupām konstruēšanai. Dobereiners atklāja vēl divas šādas elementu triādes, taču viņš nespēja formulēt vispārēju periodisku likumu.

Kā parādījās ķīmisko elementu periodiskā tabula?

Lielākā daļa agrīno klasifikācijas shēmu nebija pārāk veiksmīgas. Tad ap 1869. gadu gandrīz vienu un to pašu atklājumu veica divi ķīmiķi gandrīz vienlaikus. Krievu ķīmiķis Dmitrijs Mendeļejevs (1834-1907) un Vācu ķīmiķis Julius Lothar Meyer (1830-1895) ierosināja sakārtot elementus, kuriem ir līdzīgas fizikālās un ķīmiskās īpašības, sakārtotā grupu, sēriju un periodu sistēmā. Tajā pašā laikā Mendeļejevs un Meiers norādīja, ka ķīmisko elementu īpašības periodiski atkārtojas atkarībā no to atomu svara.

Mūsdienās Mendeļejevs parasti tiek uzskatīts par periodiskā likuma atklājēju, jo viņš spēra vienu soli, ko Mejers nedarīja. Kad visi elementi bija sakārtoti periodiskajā tabulā, parādījās daži tukšumi. Mendeļejevs prognozēja, ka tās ir vietas elementiem, kas vēl nav atklāti.

Tomēr viņš gāja vēl tālāk. Mendeļejevs prognozēja šo vēl neatklāto elementu īpašības. Viņš zināja, kur tie atrodas periodiskajā tabulā, tāpēc varēja paredzēt to īpašības. Jāatzīmē, ka katrs Mendeļejeva prognozētais ķīmiskais elements, gallijs, skandijs un germānija, tika atklāts mazāk nekā desmit gadus pēc tam, kad viņš publicēja savu periodisko likumu.

Periodiskās tabulas īsa forma

Ir bijuši mēģinājumi saskaitīt, cik daudz iespēju periodiskās tabulas grafiskajam attēlojumam ir piedāvājuši dažādi zinātnieki. Izrādījās, ka bija vairāk nekā 500. Turklāt 80% kopējais skaits opcijas ir tabulas, bet pārējais ir ģeometriskās formas, matemātiskās līknes utt. Rezultātā praktisks pielietojums atrasti četru veidu galdi: īsie, pusgarie, garie un kāpņu (piramīdveida). Pēdējo ierosināja lielais fiziķis N. Bors.

Zemāk esošajā attēlā ir parādīta īsā forma.

Tajā ķīmiskie elementi ir sakārtoti augošā secībā pēc to atomu skaita no kreisās uz labo un no augšas uz leju. Tādējādi periodiskās tabulas pirmajam ķīmiskajam elementam ūdeņradim ir atomu skaits 1, jo ūdeņraža atomu kodoli satur vienu un tikai vienu protonu. Tāpat skābekļa atomu skaits ir 8, jo visu skābekļa atomu kodoli satur 8 protonus (skatīt attēlu zemāk).

Periodiskās sistēmas galvenie strukturālie fragmenti ir periodi un elementu grupas. Sešos periodos visas šūnas ir aizpildītas, septītā vēl nav pabeigta (elementi 113, 115, 117 un 118, kaut arī sintezēti laboratorijās, vēl nav oficiāli reģistrēti un tiem nav nosaukumu).

Grupas iedala galvenajās (A) un sekundārajās (B) apakšgrupās. Pirmo trīs periodu elementi, no kuriem katrs satur vienu rindu, ir iekļauti tikai A-apakšgrupās. Pārējie četri periodi ietver divas rindas.

Ķīmiskajiem elementiem vienā grupā mēdz būt līdzīgas ķīmiskās īpašības. Tādējādi pirmā grupa sastāv no sārmu metāliem, otrā - sārmzemju metāli. Elementiem tajā pašā periodā ir īpašības, kas lēnām mainās no sārmu metāla uz cēlgāzi. Zemāk redzamajā attēlā parādīts, kā mainās viena no īpašībām, atomu rādiuss, atsevišķiem tabulas elementiem.

Periodiskās tabulas garā perioda forma

Tas ir parādīts zemāk esošajā attēlā un ir sadalīts divos virzienos: pa rindām un kolonnām. Ir septiņas perioda rindas, tāpat kā īsajā formā, un 18 kolonnas, ko sauc par grupām vai ģimenēm. Faktiski grupu skaita pieaugumu no 8 īsajā formā uz 18 garajā formā iegūst, visus elementus ievietojot periodos, sākot no 4., nevis divās, bet vienā rindā.

Grupām tiek izmantotas divas dažādas numerācijas sistēmas, kā parādīts tabulas augšpusē. Romiešu ciparu sistēma (IA, IIA, IIB, IVB u.c.) tradicionāli ir bijusi populāra ASV. Eiropā tradicionāli tiek izmantota cita sistēma (1, 2, 3, 4 utt.), kas pirms vairākiem gadiem tika ieteikta lietošanai ASV.

Periodisko tabulu izskats augšējos attēlos ir nedaudz maldinošs, tāpat kā jebkurai šādai publicētai tabulai. Iemesls tam ir tāds, ka abām elementu grupām, kas parādītas tabulu apakšā, faktiski ir jāatrodas tajās. Piemēram, lantanīdi pieder 6. periodam starp bāriju (56) un hafniju (72). Turklāt aktinīdi pieder 7. periodam starp rādiju (88) un ruterfordiju (104). Ja tos ievietotu galdā, tas kļūtu pārāk plats, lai ietilptu uz papīra lapas vai sienas diagrammas. Tāpēc ir ierasts šos elementus novietot tabulas apakšā.

Pamatojoties uz Periodisko likumu D.I. Mendeļejevs izveidots Periodiskā tabulaķīmiskie elementi, kas sastāvēja no 7 periodiem un 8 grupām ( īss periods tabulas versija). Šobrīd biežāk tiek izmantota Periodiskās sistēmas ilgtermiņa versija (7 periodi, 18 grupas, elementi lantanīdi un aktinīdi parādīti atsevišķi).

Periodi- tās ir tabulas horizontālās rindas, tās ir sadalītas mazās un lielajās. Mazajos periodos ir 2 elementi (1. periods) vai 8 elementi (2., 3. periods), lielajos periodos ir 18 elementi (4., 5. periods) vai 32 elementi (6., 5. periods) 7. periods. Katrs periods sākas ar tipisks metāls, un beidzas nemetāla(halogēna) un cēlgāze.

Grupas- tās ir vertikālas elementu secības, tās numurē ar romiešu cipariem no I līdz VIII un krievu burtiem A un B. Periodiskās sistēmas īstermiņa versija ietvēra apakšgrupas elementi ( mājās Un pusē).

Apakšgrupa- tas ir elementu kopums, kas ir beznosacījuma ķīmiskie analogi; bieži apakšgrupas elementiem ir visaugstākais oksidācijas līmenis, kas atbilst grupas numuram.

A grupās elementu ķīmiskās īpašības var atšķirties plašā diapazonā no nemetāliskām līdz metāliskām (piemēram, V grupas galvenajā apakšgrupā slāpeklis- nemetāls, bet bismuts- metāls).

Periodiskajā tabulā tipiskie metāli atrodas grupās IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) un IIIA (In, Tl). Nemetāli atrodas grupās VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) un IIIA (B). Daži A-grupu elementi ( berilijs Ve, alumīnija Al, germānija Ge, antimons Sb, polonijs Po un citi), kā arī daudzi B-grupu elementi eksponē un metāls, Un nemetālisksīpašības (parādība amfoteriskums).

Dažām grupām tiek izmantoti grupu nosaukumi: IA (Li-Fr) - sārmu metāli , IIA (Ca-Ra) — sārmzemju metāli, VIA (O-Po) - halkogēni, VIIA (F-At) - halogēni, VIIIA (He-Rn) - cēlgāzes:

Periodiskās tabulas forma, ko ierosināja D.I. Mendeļejevs, tika izsaukts īss periods vai klasika. Pašlaik vairāk tiek izmantota cita periodiskās tabulas forma - ilgs periods.

Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs un ķīmisko elementu periodiskā tabula kļuva par mūsdienu ķīmijas pamatu.

Periodisko likumu formulēja D. I. Mendeļejevs šādu veidlapu (1871): "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības, un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, periodiski ir atkarīgas no to atomsvara".

Attīstoties atomu fizikai un kvantu ķīmijai, periodiskais likums saņēma stingru teorētisku pamatojumu. Pateicoties J. Rydberg (1897), A. Van den Broek (1911), G. Moseley (1913) klasiskajiem darbiem, atklājās elementa sērijas (atom) numura fiziskā nozīme. Vēlāk kvants

ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras periodisko izmaiņu mehāniskais modelis, palielinoties to kodolu lādiņiem (N. Bors, V. Pauli, E. Šrēdingers, V. Heisenbergs u.c.).

Pašlaik D. I. Mendeļejeva periodiskajam likumam ir šāds formulējums: “ķīmisko elementu īpašības, kā arī to veidoto elementu formas un īpašības vienkāršas vielas un savienojumi periodiski ir atkarīgi no to atomu kodolu lādiņu lieluma".

Periodiskā likuma īpatnība starp citiem pamatlikumiem ir tāda, ka tam nav izteiksmes matemātiska vienādojuma formā. Likuma grafiskā (tabulārā) izteiksme ir Mendeļejeva izstrādātā Periodiskā elementu tabula.

Periodiskais likums ir universāls Visumam: kā tēlaini atzīmēja slavenais krievu ķīmiķis N.D. Zelinskis, periodiskais likums bija "visu Visuma atomu savstarpējās saiknes atklāšana".

Elementu ķīmisko īpašību izmaiņu izpēte atkarībā no to relatīvās vērtības atomu masa(atomsvars), D. I. Mendeļejevs atklāja 1869. gadā periodiskuma likums Šīs īpašības: "Elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, periodiski ir atkarīgas no elementu atomu svara."

Fiziskā bāze Periodisko likumu 1922. gadā izveidoja N. Bors. Tā kā ķīmiskās īpašības nosaka atoma elektronu apvalku struktūra, Mendeļejeva periodiskā tabula ir dabiska elementu klasifikācija, kuras pamatā ir to atomu elektroniskās struktūras. Vienkāršākais šīs klasifikācijas pamats ir elektronu skaits neitrālā atomā, kas ir vienāds ar kodola lādiņu. Bet, veidojoties ķīmiskajai saitei, elektroni var pārdalīties starp atomiem, bet kodola lādiņš paliek nemainīgs, tāpēc mūsdienu periodiskā likuma formulējums nosaka: "Elementu īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu lādiņiem".

Šis apstāklis ​​tiek atspoguļots periodiskajā sistēmā horizontālu un vertikālu rindu - periodu un grupu veidā.

Periods– horizontāla rinda ar vienādu elektronisko slāņu skaitu, perioda numurs sakrīt ar galvenā kvantu skaitļa vērtību nārējais līmenis (slānis); Periodiskajā tabulā ir septiņi šādi periodi. Otrais un nākamie periodi sākas ar sārma elementu ( ns 1) un beidzas ar cēlgāzi ( ns 2 n.p. 6).

Vertikāli Periodiskā tabula ir sadalīta astoņās grupās, kuras iedala galvenie - A , kas sastāv no s- Un lpp-elementi un puse – B-apakšgrupas kas satur d- elementi. III B apakšgrupa, izņemot d-elementi, satur 14 4 f- un 5 f- elementi (4 f- un 5 f- ģimenes). Galvenās apakšgrupas satur vienādu elektronu skaitu ārējā elektronu slānī, kas ir vienāds ar grupas numuru.

Galvenajās apakšgrupās valences elektroni (elektroni, kas spēj veidoties ķīmiskās saites) atrodas uz s- Un lpp-ārējā enerģijas līmeņa orbitāles, sānu orbitālēs - ieslēgts s-orbitāles ārējās un d-pirmā ārējā slāņa orbitāles. Par f-valences elementi ir ( n – 2)f- (n – 1)d- Un ns- elektroni.

Elementu līdzība katrā grupā ir vissvarīgākais periodiskās tabulas modelis. Turklāt jāatzīmē, ka diagonālā līdzība elementu pāros Li un Mg, Be un Al, B un Si utt. Šis modelis ir saistīts ar tendenci, ka īpašības mainās vertikāli (grupās) un to izmaiņas horizontāli (periodos).

Viss iepriekš minētais apstiprina, ka elementa atomu elektroniskā apvalka struktūra periodiski mainās, palielinoties elementa atomu skaitam. No otras puses, īpašības nosaka elektronu apvalka struktūra, un tāpēc tās periodiski ir atkarīgas no atoma kodola lādiņa. Tālāk tiek aplūkotas dažas elementu periodiskas īpašības.

Saziņa starp elektroniskā struktūra elementi un to atrašanās vieta periodiskajā tabulā ir parādīti tabulā. 2.2.

Pirmais periods (n = 1, l= 0) sastāv no diviem elementiem H (1 s 1) un Viņš (1 s 2).

Otrajā periodā (n = 2, l= 0, 1) ir aizpildīti s- Un lpp-orbitāles no Li līdz Ne. Elementi ir attiecīgi nosaukti s- Un lpp- elementi.

Trešajā periodā parādās pieci d-orbitāles ( n = 3, l= 0, 1, 2). Kamēr tie ir brīvi, un trešajā periodā, tāpat kā otrajā, ir astoņi lpp-elementu elementi no Na līdz Ar.

Kālijam un kalcijam, blakus argonam, ārējā līmenī ir 4 s- elektroni ( ceturtais periods). Izskats 4 s-elektroni brīvo 3 klātbūtnē d-orbitāles ir saistītas ar kodola ekranēšanu ar blīvu 3 s 2 3lpp 6-elektroniskais slānis. Sakarā ar kālija un kalcija ārējo elektronu atgrūšanos no šī slāņa, 4 s 1 - un 4 s 2 štati. K un Ca līdzību attiecīgi ar Na un Mg papildus tīri “ķīmiskam” pamatojumam apstiprina arī elektroniskie spektri.

Ar turpmāku skandija 3 lādiņa palielināšanos blakus kalcijam d-stāvoklis kļūst enerģētiski labvēlīgāks par 4 lpp, tāpēc 3 ir apdzīvoti d-orbitāla (2.3. att.). Analizējot elektronu enerģijas atkarību no elementa atomu skaita, V. M. Klečkovskis formulēja noteikumu, saskaņā ar kuru atomu orbitāļu enerģija palielinās, palielinoties summai ( n + l). Ja summas ir vienādas, vispirms tiek aizpildīts līmenis ar mazāko. n un liels l un tad ar vairāk n un mazāks l. Tātad K un Ca 4 ir piepildīts s-orbitāle (4 + 0 = 4), un pēc tam Sc tiek aizpildīts ar 3 d-orbitāla (3 + 2 = 5).

Iepriekš minēto argumentāciju apstiprina eksperimentālie dati par enerģijas izmaiņām s-, lpp-, d- Un f-orbitāles atkarībā no elementa atomu skaita. Kā izriet no att. 1.3, dažādu stāvokļu enerģijas vērtības ir atkarīgas no kodola lādiņa Z, un jo vairāk Z, jo mazāk šie stāvokļi atšķiras pēc enerģijas. Šīs atšķirības raksturs ir tāds, ka līknes, kas izsaka enerģijas izmaiņas, krustojas. Tātad elementiem K un Ca ( Z= 19 un 20) enerģija 3 d- orbitāles augstākas par 4 lpp, un elementiem ar Z≥ 21 enerģija 3 d- orbitāles, kas zemākas par 4 lpp. Sākot ar skandiju ( Z= 21) aizpildīts ar 3 d-orbitālā, un paliek ārējā slānī4 s- elektroni. Tāpēc ceturtajā periodā sērijā no Sc līdz Zn visi desmit 3 d-elementi – metāli ar zemāko oksidācijas pakāpi, parasti 2, ārējās 4 dēļ s- elektroni. Ģenerālis elektroniskā formulašie elementi ir 3 d 1–10 4s 1.–2. Attiecībā uz hromu un varu elektronu noplūde (vai atteice) tiek novērota ar d-līmenis: Cr -3 d 5 4s 1, Cu - 3 d 10 4s 1. Tāds izrāviens ar ns- ieslēgts ( n – 1)d-līmenis tiek novērots arī Mo, Ag, Au, Pt un citos elementos un izskaidrojams ar enerģiju tuvumu ns- Un ( n – 1)d-puses un pilnībā aizpildītu līmeņu līmeņi un stabilitāte.

Katjonu veidošanās d-elementi ir saistīti ar galvenokārt ārējo zudumu ns- un tikai tad ( n – 1)d- elektroni. Piemēram:

Piektais periods atkārto ceturto - tajā ir arī 18 elementi un 4 d- elementi, piemēram, 3 d veido ievietotu desmitgadi (4 d 1–10 5s 0–2).

Sestajā periodā pēc lantāna (5 d 1 6s 2) – seko skandija un itrija analogi 14 4 f-elementi – lantanīdi. Šo elementu īpašības ir ļoti tuvas, jo dziļi atrodas ( n – 2)f- apakšlīmenis. Lantanīdu vispārīgā formula 4 f 2–14 5d 0–1 6s 2 .

4f elementu joni veidojas šādi:

Pēc 4 f-elementi ir aizpildīti 5 d- un 6 lpp- orbitāles.

Septītais periods daļēji atkārto sesto. 5 f-elementus sauc par aktinīdiem. Viņu vispārējā formula 5f 2–14 6d 0–1 7s 2. Tam seko vēl 6 mākslīgi iegūti 6 d-nepilnīgā septītā perioda elementi.