Gruppering av grunnstoffer i det periodiske systemet. Periodesystemet D

Periodiske tabell kjemiske elementer er en klassifisering av kjemiske grunnstoffer laget av D. I. Mendeleev basert på det han oppdaget i 1869. periodisk lov.

D. I. Mendeleev

I henhold til den moderne formuleringen av denne loven, i en kontinuerlig serie av elementer arrangert i rekkefølge av økende størrelse av den positive ladningen til kjernene til deres atomer, gjentas elementer med lignende egenskaper periodisk.

Det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer, presentert i tabellform, består av perioder, serier og grupper.

I begynnelsen av hver periode (bortsett fra den første) har elementet uttalte metalliske egenskaper (alkalimetall).

Symboler for fargetabellen: 1 - kjemisk tegn på elementet; 2 - navn; 3 - atommasse (atomvekt); 4 - serienummer; 5 - fordeling av elektroner over lag.

Etter hvert som du øker serienummer element lik den positive ladningen til kjernen til dets atom, metalliske egenskaper svekkes gradvis og ikke-metalliske egenskaper øker. Det nest siste elementet i hver periode er et grunnstoff med uttalte ikke-metalliske egenskaper (), og det siste er en inert gass. I periode I er det 2 elementer, i II og III - 8 elementer, i IV og V - 18, i VI - 32 og i VII (ikke fullført periode) - 17 elementer.

De tre første periodene kalles små perioder, hver av dem består av en horisontal rad; resten - i store perioder, som hver (bortsett fra VII-perioden) består av to horisontale rader - partall (øvre) og oddetall (nedre). Bare metaller finnes i jevne rader av store perioder. Egenskapene til elementene i disse rekkene endres litt med økende ordenstall. Egenskapene til elementer i odde rader i store perioder endres. I periode VI etterfølges lantan av 14 grunnstoffer, svært like i kjemiske egenskaper. Disse elementene, kalt lantanider, er oppført separat under hovedtabellen. Aktinider, grunnstoffene etter aktinium, er presentert på samme måte i tabellen.

Tabellen har ni vertikale grupper. Gruppenummeret, med sjeldne unntak, er lik den høyeste positive valensen til elementene i denne gruppen. Hver gruppe, unntatt null og åttende, er delt inn i undergrupper. - hoved (plassert til høyre) og sekundær. I hovedundergruppene, når atomnummeret øker, blir de metalliske egenskapene til elementene sterkere og de ikke-metalliske egenskapene svekkes.

Dermed bestemmes de kjemiske og en rekke fysiske egenskapene til elementer av stedet som er okkupert dette elementet i det periodiske systemet.

Biogene elementer, dvs. elementer som utgjør organismer og utfører en viss biologisk rolle i den, opptar øverste del Periodiske tabeller. Celler okkupert av elementer som utgjør hoveddelen (mer enn 99 %) av levende stoffer er farget blå, i rosa farge- celler okkupert av mikroelementer (se).

Det periodiske systemet for kjemiske elementer er den største prestasjonen moderne naturvitenskap og et levende uttrykk for de mest generelle dialektiske naturlovene.

Se også Atomvekt.

Periodisk system for kjemiske elementer - naturlig klassifisering kjemiske elementer, skapt av D.I. Mendeleev på grunnlag av den periodiske loven oppdaget av ham i 1869.

I sin opprinnelige formulering uttalte D.I. Mendeleevs periodiske lov: egenskapene til kjemiske elementer, så vel som formene og egenskapene til deres forbindelser, er periodisk avhengig av atomvektene til elementene. Deretter, med utviklingen av læren om strukturen til atomet, ble det vist at en mer nøyaktig karakteristikk av hvert element ikke er atomvekten (se), men verdien av den positive ladningen til kjernen til elementets atom, lik serienummeret (atomnummer) til dette elementet i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev . Antall positive ladninger på kjernen til et atom er lik antallet elektroner som omgir kjernen til atomet, siden atomer som helhet er elektrisk nøytrale. I lys av disse dataene er den periodiske loven formulert som følger: egenskapene til kjemiske elementer, så vel som formene og egenskapene til deres forbindelser, er periodisk avhengig av størrelsen på den positive ladningen til kjernene til deres atomer. Dette betyr at i en kontinuerlig serie av elementer arrangert i rekkefølge med økende positive ladninger av kjernene til deres atomer, vil elementer med lignende egenskaper periodisk gjenta seg.

Tabellformen til det periodiske systemet for kjemiske elementer er presentert i sin moderne form. Den består av perioder, serier og grupper. En periode representerer en påfølgende horisontal serie av elementer arrangert i rekkefølge med økende positiv ladning av kjernene til deres atomer.

I begynnelsen av hver periode (unntatt den første) er det et element med uttalte metalliske egenskaper (alkalimetall). Deretter, når serienummeret øker, svekkes de metalliske egenskapene til elementene gradvis og de ikke-metalliske egenskapene øker. Det nest siste grunnstoffet i hver periode er et grunnstoff med uttalte ikke-metalliske egenskaper (halogen), og det siste er en inert gass. Den første perioden består av to elementer, rollen til et alkalimetall og et halogen her spilles samtidig av hydrogen. Periode II og III inkluderer 8 elementer hver, kalt typiske av Mendeleev. Periode IV og V inneholder 18 elementer hver, VI-32. VII periode er ennå ikke fullført og fylles på kunstig skapte elementer; det er for tiden 17 elementer i denne perioden. Periodene I, II og III kalles små, hver av dem består av en horisontal rad, IV-VII er store: de (med unntak av VII) inkluderer to horisontale rader - partall (øvre) og oddetall (nedre). I jevne rader med store perioder er det bare metaller, og endringen i egenskapene til elementer i raden fra venstre til høyre er svakt uttrykt.

I odde serier av store perioder endres egenskapene til elementene i rekken på samme måte som egenskapene til typiske elementer. I den jevne raden av VI-perioden, etter lantan, er det 14 grunnstoffer [kalt lantanider (se), lantanider, sjeldne jordartselementer], som i kjemiske egenskaper ligner lantan og hverandre. En liste over dem er gitt separat under tabellen.

Elementene etter aktinium - aktinider (aktinider) - er oppført separat og listet under tabellen.

I det periodiske systemet for kjemiske elementer er ni grupper plassert vertikalt. Gruppetallet er lik den høyeste positive valensen (se) av elementene i denne gruppen. Unntakene er fluor (kan bare være negativt monovalent) og brom (kan ikke være heptavalent); i tillegg kan kobber, sølv, gull ha en valens større enn +1 (Cu-1 og 2, Ag og Au-1 og 3), og av grunnstoffene i gruppe VIII er det bare osmium og ruthenium som har en valens på +8 . Hver gruppe, med unntak av den åttende og null, er delt inn i to undergrupper: den viktigste (plassert til høyre) og den sekundære. Hovedundergruppene inkluderer typiske elementer og elementer av lange perioder, de sekundære undergruppene inkluderer kun elementer av lange perioder og dessuten metaller.

Når det gjelder kjemiske egenskaper, skiller elementene i hver undergruppe av en gitt gruppe seg betydelig fra hverandre, og bare den høyeste positive valensen er den samme for alle elementene i en gitt gruppe. I hovedundergruppene, fra topp til bunn, styrkes de metalliske egenskapene til elementene og de ikke-metalliske svekkes (for eksempel er francium elementet med de mest uttalte metalliske egenskapene, og fluor er ikke-metallisk). Dermed bestemmer stedet til et element i Mendeleevs periodiske system (ordinært tall) dets egenskaper, som er gjennomsnittet av egenskapene til naboelementer vertikalt og horisontalt.

Noen grupper av elementer har spesielle navn. Dermed kalles elementene i hovedundergruppene i gruppe I alkalimetaller, gruppe II - jordalkalimetaller, gruppe VII - halogener, elementer som ligger bak uran - transuran. Grunnstoffer som er en del av organismer, deltar i metabolske prosesser og har en klar biologisk rolle kalles biogene elementer. Alle opptar den øverste delen av D.I. Mendeleevs bord. Disse er primært O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg og Fe, som utgjør hoveddelen av levende stoffer (mer enn 99%). Stedene som er okkupert av disse elementene i det periodiske systemet er farget lyseblått. Biogene elementer, som det er svært få av i kroppen (fra 10 -3 til 10 -14%), kalles mikroelementer (se). I celler i det periodiske systemet, farget inn gul, er mikroelementer plassert, hvis vitale betydning for mennesker er bevist.

I følge teorien om atomstruktur (se Atom) Kjemiske egenskaper elementer avhenger hovedsakelig av antall elektroner i det ytre elektronskallet. Den periodiske endringen i egenskapene til elementer med en økning i den positive ladningen til atomkjerner forklares av den periodiske repetisjonen av strukturen til det ytre elektronskallet (energinivået) til atomene.

I små perioder, med en økning i den positive ladningen til kjernen, øker antallet elektroner i det ytre skallet fra 1 til 2 i periode I og fra 1 til 8 i periode II og III. Derav endringen i elementenes egenskaper i perioden fra et alkalimetall til en inert gass. Det ytre elektronskallet, som inneholder 8 elektroner, er komplett og energetisk stabilt (elementer i gruppe null er kjemisk inerte).

I lange perioder i jevne rader, når den positive ladningen til kjernene øker, forblir antallet elektroner i det ytre skallet konstant (1 eller 2) og det andre ytre skallet er fylt med elektroner. Derav den langsomme endringen i egenskapene til elementer i jevne rader. I den odde rekken av store perioder, når ladningen til kjernene øker, blir det ytre skallet fylt med elektroner (fra 1 til 8) og elementenes egenskaper endres på samme måte som typiske grunnstoffer.

Antall elektronskall i et atom er lik periodetallet. Atomer av elementer i hovedundergruppene har et antall elektroner i deres ytre skall lik gruppenummeret. Atomer av elementer i sideundergrupper inneholder ett eller to elektroner i deres ytre skall. Dette forklarer forskjellen i egenskapene til elementene i hoved- og sekundærundergruppene. Gruppenummeret angir mulig antall elektroner som kan delta i dannelsen av kjemiske (valens)bindinger (se Molekyl), derfor kalles slike elektroner valens. For elementer av sideundergrupper er ikke bare elektronene til de ytre skallene, men også de nest siste valens. Antallet og strukturen til elektronskall er angitt i den medfølgende periodiske tabellen over kjemiske elementer.

Den periodiske loven til D. I. Mendeleev og systemet basert på den har utelukkende veldig viktig i vitenskap og praksis. Den periodiske loven og systemet var grunnlaget for oppdagelsen av nye kjemiske grunnstoffer, presis definisjon deres atomvekter, utviklingen av læren om strukturen til atomer, etableringen av geokjemiske lover for fordeling av elementer i jordskorpen og utviklingen av moderne ideer om levende materie, hvis sammensetning og mønstre knyttet til den er i samsvar med det periodiske systemet. Den biologiske aktiviteten til elementer og deres innhold i kroppen bestemmes også i stor grad av plassen de opptar i Mendeleevs periodiske system. Således, med en økning i serienummeret i en rekke grupper, øker toksisiteten til elementer og deres innhold i kroppen reduseres. Den periodiske lov er et tydelig uttrykk for de mest generelle dialektiske lovene for naturutviklingen.

Periodisk lov D.I. Mendeleev og det periodiske systemet for kjemiske elementer er av stor betydning i utviklingen av kjemi. La oss stupe tilbake til 1871, da kjemiprofessor D.I. Mendeleev, gjennom en rekke forsøk og feil, kom til den konklusjonen at «... elementenes egenskaper, og derfor egenskapene til de enkle og komplekse kropper, stå med jevne mellomrom avhengig av deres atomvekt.» Periodisiteten til endringer i elementenes egenskaper oppstår på grunn av den periodiske repetisjonen av den elektroniske konfigurasjonen av det ytre elektronlaget med en økning i ladningen til kjernen.

Moderne formulering av den periodiske lov er dette:

"egenskapene til kjemiske elementer (dvs. egenskapene og formen til forbindelsene de danner) er periodisk avhengig av ladningen til kjernen til atomene til de kjemiske elementene."

Mens han underviste i kjemi, forsto Mendeleev at det å huske de individuelle egenskapene til hvert element forårsaket vanskeligheter for elevene. Han begynte å lete etter måter å lage en systematisk metode for å gjøre det lettere å huske elementenes egenskaper. Resultatet ble naturlig bord, senere ble det kjent som periodisk.

Vårt moderne bord er veldig likt det periodiske systemet. La oss se nærmere på det.

Mendeleev bord

Mendeleevs periodiske system består av 8 grupper og 7 perioder.

De vertikale kolonnene i en tabell kalles grupper . Elementer, innenfor hver gruppe, har lignende kjemiske og fysiske egenskaper. Dette forklares av det faktum at elementer i samme gruppe har lignende elektroniske konfigurasjoner av det ytre laget, hvor antall elektroner er lik gruppenummeret. I dette tilfellet er gruppen delt inn i hoved- og sekundære undergrupper.

I Hovedundergrupper inkluderer elementer hvis valenselektroner er lokalisert på de ytre ns- og np-undernivåene. I Sideundergrupper inkluderer elementer hvis valenselektroner er lokalisert på det ytre ns-undernivået og det indre (n - 1) d-undernivået (eller (n - 2) f-undernivået).

Alle elementer i periodiske tabell , avhengig av hvilket undernivå (s-, p-, d- eller f-) valenselektroner klassifiseres i: s-elementer (elementer i hovedundergruppene til gruppe I og II), p-elementer (elementer i hovedundergruppene III - VII-grupper), d-elementer (elementer av sideundergrupper), f-elementer (lantanider, aktinider).

Den høyeste valensen til et grunnstoff (med unntak av O, F, elementer fra kobberundergruppen og gruppe åtte) er lik tallet på gruppen det finnes i.

For elementer i hoved- og sekundærundergruppene er formlene for høyere oksider (og deres hydrater) de samme. I hovedundergruppene er sammensetningen av hydrogenforbindelser den samme for grunnstoffene i denne gruppen. Faste hydrider danner elementer i hovedundergruppene av gruppene I - III, og gruppene IV - VII danner gassformige hydrogenforbindelser. Hydrogenforbindelser av type EN 4 er mer nøytrale forbindelser, EN 3 er baser, H 2 E og NE er syrer.

De horisontale radene i en tabell kalles perioder. Grunnstoffene i periodene er forskjellige fra hverandre, men det de har til felles er at de siste elektronene er på samme energinivå ( hovedkvantenummern- det samme ).

Den første perioden skiller seg fra de andre ved at det bare er 2 grunnstoffer: hydrogen H og helium He.

I den andre perioden er det 8 elementer (Li - Ne). Litium Li, et alkalimetall, begynner perioden, og edelgassen neon Ne lukker den.

I den tredje perioden, akkurat som i den andre, er det 8 grunnstoffer (Na - Ar). Perioden begynner med alkalimetallet natrium Na, og edelgassen argon Ar lukker det.

Den fjerde perioden inneholder 18 elementer (K - Kr) - Mendeleev utpekte den som den første store perioden. Den begynner også med alkalimetallet Kalium og slutter med inertgassen krypton Kr. Sammensetningen av store perioder inkluderer overgangselementer (Sc - Zn) - d- elementer.

I den femte perioden, i likhet med den fjerde, er det 18 elementer (Rb - Xe) og strukturen ligner på den fjerde. Det begynner også med alkalimetallet rubidium Rb, og slutter med den inerte gassen xenon Xe. Sammensetningen av store perioder inkluderer overgangselementer (Y - Cd) - d- elementer.

Den sjette perioden består av 32 elementer (Cs - Rn). Bortsett fra 10 d-elementer (La, Hf - Hg) den inneholder en rad med 14 f-elementer (lanthanider) - Ce - Lu

Den syvende perioden er ikke over. Den begynner med Franc Fr, det kan antas at den vil inneholde, som den sjette perioden, 32 elementer som allerede er funnet (opp til elementet med Z = 118).

Interaktivt periodisk system

Hvis du ser på periodiske tabell og tegn en tenkt linje som starter ved bor og slutter mellom polonium og astatin, så vil alle metaller være til venstre for linjen, og ikke-metaller til høyre. Elementer rett ved siden av denne linjen vil ha egenskapene til både metaller og ikke-metaller. De kalles metalloider eller halvmetaller. Disse er bor, silisium, germanium, arsen, antimon, tellur og polonium.

Periodisk lov

Mendeleev ga følgende formulering av den periodiske loven: "egenskapene til enkle legemer, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, og derfor egenskapene til de enkle og komplekse legemer de danner, er periodisk avhengig av deres atomvekt. ”
Det er fire periodiske hovedmønstre:

Oktettregel sier at alle grunnstoffer har en tendens til å få eller miste et elektron for å ha åtte-elektronkonfigurasjonen til nærmeste edelgass. Fordi Siden de ytre s- og p-orbitalene til edelgassene er fullstendig fylte, er de de mest stabile elementene.
Ioniseringsenergi er mengden energi som kreves for å fjerne et elektron fra et atom. I følge oktettregelen, når man beveger seg over det periodiske systemet fra venstre til høyre, kreves det mer energi for å fjerne et elektron. Derfor har elementer på venstre side av bordet en tendens til å miste et elektron, og de på høyre side har en tendens til å få ett. Inerte gasser har den høyeste ioniseringsenergien. Ioniseringsenergien avtar når du beveger deg nedover i gruppen, pga elektroner på lave energinivåer har evnen til å frastøte elektroner på høyere energinivåer. Dette fenomenet kalles skjermingseffekt. På grunn av denne effekten er de ytre elektronene mindre tett bundet til kjernen. I løpet av perioden øker ioniseringsenergien jevnt fra venstre til høyre.

Elektron affinitet– Endringen i energi når et atom av et stoff i gassform får et ekstra elektron. Når man beveger seg nedover i gruppen, blir elektronaffiniteten mindre negativ på grunn av screeningseffekten.

Elektronegativitet- et mål på hvor sterkt det har en tendens til å tiltrekke seg elektroner fra et annet atom knyttet til det. Elektronegativiteten øker ved innflytting periodiske tabell fra venstre til høyre og fra bunn til topp. Det må huskes at edelgasser ikke har elektronegativitet. Dermed er det mest elektronegative elementet fluor.

Basert på disse konseptene, la oss vurdere hvordan egenskapene til atomer og deres forbindelser endres periodiske tabell.

Så i en periodisk avhengighet er det slike egenskaper til et atom som er assosiert med dets elektroniske konfigurasjon: atomradius, ioniseringsenergi, elektronegativitet.

La oss vurdere endringen i egenskapene til atomer og deres forbindelser avhengig av deres posisjon i periodisk system for kjemiske elementer.

Atomets ikke-metallisitet øker når du beveger deg i det periodiske systemet venstre til høyre og bunn til topp. På grunn av dette de grunnleggende egenskapene til oksidene reduseres, og sure egenskaper øker i samme rekkefølge - når du beveger deg fra venstre til høyre og fra bunn til topp. I dette tilfellet er de sure egenskapene til oksider sterkere mer grad oksidasjon av dets bestanddeler

Etter periode fra venstre til høyre grunnleggende egenskaper hydroksyder svekkes; i hovedundergruppene, fra topp til bunn, øker styrken til fundamentene. Videre, hvis et metall kan danne flere hydroksider, så med en økning i oksidasjonstilstanden til metallet, grunnleggende egenskaper hydroksyder svekkes.

Etter periode fra venstre til høyre styrken til oksygenholdige syrer øker. Når man beveger seg fra topp til bunn innenfor én gruppe, reduseres styrken til oksygenholdige syrer. I dette tilfellet øker styrken til syren med økende oksidasjonstilstand til det syredannende elementet.

Etter periode fra venstre til høyre styrken til oksygenfrie syrer øker. Når man beveger seg fra topp til bunn innenfor én gruppe, øker styrken til oksygenfrie syrer.

Kategorier ,

Den briljante russiske kjemikeren D.I. Mendeleev ble preget hele livet av ønsket om å forstå det ukjente. Dette ønsket, så vel som den dypeste og mest omfattende kunnskapen, kombinert med umiskjennelig vitenskapelig intuisjon, tillot Dmitry Ivanovich å utvikle seg vitenskapelig klassifisering kjemiske elementer - det periodiske systemet i form av det berømte bordet.

D. I. Mendeleevs periodiske system av kjemiske elementer kan tenkes som et stort hus der absolutt alle kjemiske elementer "lever sammen". kjent for mennesket. For å kunne bruke det periodiske systemet, må du studere det kjemiske alfabetet, dvs. tegnene på kjemiske elementer.

Med deres hjelp vil du lære å skrive ord - kjemiske formler, og på grunnlag av dem vil du kunne skrive setninger - ligninger av kjemiske reaksjoner. Hvert kjemisk element er betegnet med sitt eget kjemiske tegn, eller symbol, som sammen med navnet på det kjemiske elementet er skrevet i D.I. Mendeleevs tabell. Etter forslag fra den svenske kjemikeren J. Berzelius ble startbokstavene i de latinske navnene på kjemiske elementer i de fleste tilfeller tatt i bruk som symboler. Således er hydrogen (latinsk navn Hydrogenium - hydrogenium) betegnet med bokstaven H (les "aske"), oksygen (latinsk navn Oxygenium - oksygenium) - med bokstaven O (les "o"), karbon (latinsk navn Сarboneum - karboneum ) - ved bokstaven C ( les "tse").

De latinske navnene på flere kjemiske grunnstoffer begynner med bokstaven C: kalsium (

Kalsium), kobber (Cuprum), kobolt (Cobaltum), etc. For å skille dem, foreslo I. Berzelius å legge til en av de etterfølgende bokstavene i navnet til startbokstaven i det latinske navnet. Dermed er det kjemiske tegnet for kalsium skrevet med symbolet Ca (les "kalsium"), kobber - Cu (les "cuprum"), kobolt - Co (les "kobolt").

Navnene på noen kjemiske grunnstoffer gjenspeiler de viktigste egenskapene til grunnstoffene, for eksempel hydrogen - som produserer vann, oksygen - som produserer syrer, fosfor - som bærer lys (fig. 20) osv.

Ris. 20.
Etymologi av navnet på element nr. 15 i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Andre elementer er oppkalt etter himmellegemer eller planeter solsystemet- selen og tellur (fig. 21) (fra det greske Selene - Månen og Telluris - Jorden), uran, neptunium, plutonium.

Ris. 21.
Etymologi av navnet på element nr. 52 i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Noen navn er lånt fra mytologien (fig. 22). For eksempel tantal. Dette var navnet på den elskede sønnen til Zevs. For forbrytelser mot gudene ble Tantalus hardt straffet. Han sto opp til halsen i vann, og grener med saftige, velduftende frukter hang over ham. Men så snart han ville drikke, rant vannet bort fra ham så snart han ville stille sulten, strakte han ut hånden mot fruktene - grenene vek til siden. Kjemikere prøvde å isolere tantal fra malm, og opplevde ikke mindre pine.

Ris. 22.
Etymologi av navnet på element nr. 61 i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Noen elementer ble oppkalt etter forskjellige stater eller deler av verden. For eksempel germanium, gallium (Gallium - gammelt navn Frankrike), polonium (til ære for Polen), scandium (til ære for Skandinavia), francium, ruthenium (Ruthenium er det latinske navnet på Russland), europium og americium. Her er grunnstoffene oppkalt etter byer: hafnium (etter København), lutetium (i gamle dager ble Paris kalt Lutetium), berkelium (etter byen Berkeley i USA), yttrium, terbium, erbium, ytterbium (navnene på disse elementer kommer fra Ytterby - småby i Sverige, hvor et mineral som inneholder disse grunnstoffene først ble oppdaget), dubnium (fig. 23).

Ris. 23.
Etymologi av navnet på element nr. 105 i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Til slutt udødeliggjør navnene på grunnstoffene navnene til store vitenskapsmenn: curium, fermium, einsteinium, mendelevium (fig. 24), lawrencium.

Ris. 24.
Etymologi av navnet på element nr. 101 i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Hvert kjemisk element er tildelt i det periodiske systemet, i det vanlige "huset" av alle elementer, sin egen "leilighet" - en celle med et strengt definert nummer. Dyp betydning Dette tallet vil bli avslørt for deg med videre studier av kjemi. Antall etasjer i disse "leilighetene" er også strengt fordelt - periodene der elementene "lever". I likhet med serienummeret til et element (nummeret til "leiligheten"), er nummeret på perioden ("etasjen") full av viktig informasjon om strukturen til atomene til kjemiske elementer. Horisontalt - "etasjer" - det periodiske systemet er delt inn i syv perioder:

Den første perioden inkluderer to grunnstoffer: hydrogen H og helium He;
2. periode begynner med litium Li og slutter med neon Ne (8 elementer);
Den 3. perioden begynner med natrium Na og slutter med argon Ar (8 grunnstoffer).

De tre første periodene, som hver består av en rad, kalles små perioder.

Periodene 4, 5 og 6 inkluderer hver to rader med elementer de kalles store perioder; Den 4. og 5. perioden inneholder 18 elementer hver, den 6. - 32 elementer.

Den 7. perioden er uavsluttet, så langt består den av kun én rekke.

Vær oppmerksom på "kjellergulvene" i det periodiske systemet - 14 tvillingelementer "bor" der, noen ligner i egenskapene deres på lantan La, andre til aktinium Ac, som representerer dem i de øvre "etasjene" i tabellen: i 6. og 7. periode.

Vertikalt er kjemiske elementer "bor" i "leiligheter" med lignende egenskaper plassert under hverandre i vertikale kolonner - grupper, hvorav det er åtte i D.I. Mendeleevs tabell.

Hver gruppe består av to undergrupper - hoved- og sekundærgrupper. Undergruppen, som inkluderer elementer av både korte og lange perioder, kalles hovedundergruppen eller gruppe A. Undergruppen, som inkluderer elementer av bare lange perioder, kalles den sekundære undergruppen eller gruppe B. Dermed er hovedundergruppen til gruppe I (gruppe IA) inkluderer litium, natrium, kalium, rubidium og francium er en undergruppe av litium Li; en sideundergruppe av denne gruppen (IB-gruppen) er dannet av kobber, sølv og gull - dette er en undergruppe av Cu-kobber.

I tillegg til formen til D.I. Mendeleevs tabell, som kalles kortperiode (den vises på bladet i læreboken), er det mange andre former, for eksempel langperiodeversjonen.

Akkurat som et barn kan konstruere et stort antall forskjellige gjenstander fra elementene i Lego-spillet (se fig. 10), så har naturen og mennesket skapt variasjonen av stoffer som omgir oss fra kjemiske elementer. En annen modell er enda mer tydelig: akkurat som 33 bokstaver i det russiske alfabetet danner forskjellige kombinasjoner, titusenvis av ord, så skaper 114 kjemiske elementer i forskjellige kombinasjoner mer enn 20 millioner forskjellige stoffer.

Prøv å lære lovene for dannelsen av ord - kjemiske formler, og så vil stoffenes verden åpne seg for deg i all dens fargerike mangfold.

Men for å gjøre dette, lær først bokstavene - symboler på kjemiske elementer (tabell 1).

Tabell 1
Navn på noen kjemiske grunnstoffer

Stikkord og fraser

Periodisk system for kjemiske elementer (tabell) av D. I. Mendeleev.
Perioder store og små.
Grupper og undergrupper - hoved (A gruppe) og sekundær (B gruppe).
Symboler for kjemiske elementer.

Arbeid med datamaskin

Se den elektroniske søknaden. Studer leksjonsmaterialet og fullfør de tildelte oppgavene.
Finn e-postadresser på Internett som kan tjene som tilleggskilder som avslører innholdet i nøkkelord og fraser i avsnittet. Tilby din hjelp til læreren med å forberede en ny leksjon - send en melding innen søkeord og setninger i neste avsnitt.

Spørsmål og oppgaver

Bruk ordbøker (etymologiske, encyklopediske og kjemiske termer), nevne de viktigste egenskapene som gjenspeiles i navnene på kjemiske elementer: brom Br, nitrogen N, fluor F.
Forklar hvordan navnene på de kjemiske grunnstoffene titan og vanadium gjenspeiler påvirkningen fra gamle greske myter.
Hvorfor er det latinske navnet på gull Aurum (aurum) og sølv - Argentum (argentum)?
Fortell historien om oppdagelsen av et kjemisk element etter eget valg og forklar etymologien til navnet.
Skriv ned "koordinatene", dvs. posisjonen i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev (elementnummer, periodenummer og dets type - stor eller liten, gruppenummer og undergruppe - hoved- eller mindre), for følgende kjemiske elementer: kalsium, sink. , antimon, tantal, europium.
Fordel de kjemiske elementene oppført i tabell 1 i tre grupper basert på "uttalen av det kjemiske symbolet." Kan denne aktiviteten hjelpe deg med å huske kjemiske symboler og uttale elementsymboler?

Et kjemisk element er et samlebegrep som beskriver en samling atomer av et enkelt stoff, det vil si en som ikke kan deles inn i noen enklere (i henhold til strukturen til molekylene deres) komponenter. Tenk deg å få et stykke rent jern og bli bedt om å skille det i sine hypotetiske bestanddeler ved å bruke en hvilken som helst enhet eller metode som noen gang er oppfunnet av kjemikere. Du kan imidlertid ikke gjøre noe, jernet vil aldri bli delt opp i noe enklere. Et enkelt stoff - jern - tilsvarer det kjemiske elementet Fe.

Teoretisk definisjon

Det eksperimentelle faktumet nevnt ovenfor kan forklares ved å bruke følgende definisjon: et kjemisk element er en abstrakt samling av atomer (ikke molekyler!) av det tilsvarende enkle stoffet, dvs. atomer av samme type. Hvis det var en måte å se på hvert av de individuelle atomene i stykket rent jern nevnt ovenfor, så ville de alle være jernatomer. I motsetning til dette, kjemisk forbindelse for eksempel jernoksid, inneholder alltid minst to forskjellige typer atomer: jernatomer og oksygenatomer.

Begreper du bør kjenne til

Atommasse: Massen av protoner, nøytroner og elektroner som utgjør et atom i et kjemisk grunnstoff.

Atomnummer: Antall protoner i kjernen til et grunnstoffs atom.

Kjemisk symbol: bokstav eller par latinske bokstaver, som representerer betegnelsen på dette elementet.

Kjemisk forbindelse: et stoff som består av to eller flere kjemiske elementer kombinert med hverandre i en viss andel.

Metall: Et grunnstoff som mister elektroner i kjemiske reaksjoner med andre grunnstoffer.

Metalloid: Et grunnstoff som reagerer noen ganger som et metall og noen ganger som et ikke-metall.

Ikke-metall: et grunnstoff som søker å få inn elektroner kjemiske reaksjoner med andre elementer.

Periodisk system for kjemiske grunnstoffer: Et system for å klassifisere kjemiske grunnstoffer i henhold til deres atomnummer.

Syntetisk element: En som er produsert kunstig i et laboratorium og som vanligvis ikke finnes i naturen.

Naturlige og syntetiske elementer

Nittito kjemiske grunnstoffer forekommer naturlig på jorden. Resten ble oppnådd kunstig i laboratorier. Et syntetisk kjemisk element er vanligvis et produkt kjernefysiske reaksjoner i partikkelakseleratorer (enheter som brukes til å øke hastigheten til subatomære partikler som elektroner og protoner) eller atomreaktorer(enheter som brukes til å kontrollere energien som frigjøres under kjernefysiske reaksjoner). Det første syntetiske grunnstoffet med atomnummer 43 var technetium, oppdaget i 1937 av italienske fysikere C. Perrier og E. Segre. Bortsett fra technetium og promethium, har alle syntetiske grunnstoffer kjerner som er større enn uran. Det siste syntetiske kjemiske elementet som fikk navnet sitt er livermorium (116), og før var det flerovium (114).

To dusin vanlige og viktige elementer

Navn	Symbol	Prosentandel av alle atomer *				Egenskaper til kjemiske elementer (under normale romforhold)
Navn	Symbol	I universet	I jordskorpen	I sjøvann	I menneskekroppen
Aluminium	Al	-	6,3	-	-	Lett, sølvmetall
Kalsium	Ca	-	2,1	-	0,02	Finnes i naturlige mineraler, skjell, bein
Karbon	MED	-	-	-	10,7	Grunnlaget for alle levende organismer
Klor	Cl	-	-	0,3	-	Giftig gass
Kobber	Cu	-	-	-	-	Kun rødt metall
Gull	Au	-	-	-	-	Kun gult metall
Helium	Han	7,1	-	-	-	Veldig lett gass
Hydrogen	N	92,8	2,9	66,2	60,6	Den letteste av alle elementer; gass
Jod	Jeg	-	-	-	-	Ikke-metall; brukes som et antiseptisk middel
Jern	Fe	-	2,1	-	-	Magnetisk metall; brukes til å produsere jern og stål
Lede	Pb	-	-	-	-	Mykt, tungmetall
Magnesium	Mg	-	2,0	-	-	Veldig lett metall
Merkur	Hg	-	-	-	-	Flytende metall; ett av to flytende elementer
Nikkel	Ni	-	-	-	-	Korrosjonsbestandig metall; brukt i mynter
Nitrogen	N	-	-	-	2,4	Gass, hovedkomponenten i luft
Oksygen	OM	-	60,1	33,1	25,7	Gass, den andre viktige luftkomponent
Fosfor	R	-	-	-	0,1	Ikke-metall; viktig for planter
Kalium	TIL	-	1.1	-	-	Metall; viktig for planter; vanligvis kalt "potaske"

* Hvis verdien ikke er spesifisert, er elementet mindre enn 0,1 prosent.

Big Bang som grunnårsaken til materiedannelse

Hvilket kjemisk grunnstoff var det aller første i universet? Forskere mener at svaret på dette spørsmålet ligger i stjerner og prosessene som stjerner dannes ved. Universet antas å ha blitt til på et tidspunkt for mellom 12 og 15 milliarder år siden. Inntil dette øyeblikket er det ikke tenkt på noe annet enn energi. Men noe skjedde som gjorde denne energien til en enorm eksplosjon (det såkalte Big Bang). I de neste sekundene etter det store smellet materie begynte å dannes.

De første enkleste formene for materie som dukket opp var protoner og elektroner. Noen av dem kombineres for å danne hydrogenatomer. Sistnevnte består av ett proton og ett elektron; det er det enkleste atomet som kan eksistere.

Sakte, over lange perioder, begynte hydrogenatomer å klynge seg sammen i visse områder av rommet og danne tette skyer. Hydrogenet i disse skyene ble trukket inn i kompakte formasjoner av gravitasjonskrefter. Til slutt ble disse hydrogenskyene tette nok til å danne stjerner.

Stjerner som kjemiske reaktorer av nye grunnstoffer

En stjerne er ganske enkelt en masse av materie som genererer energi fra kjernefysiske reaksjoner. Den vanligste av disse reaksjonene involverer kombinasjonen av fire hydrogenatomer som danner ett heliumatom. Når stjerner begynte å dannes, ble helium det andre grunnstoffet som dukket opp i universet.

Når stjerner blir eldre, bytter de fra hydrogen-helium kjernereaksjoner til andre typer. I dem danner heliumatomer karbonatomer. Senere danner karbonatomer oksygen, neon, natrium og magnesium. Senere kombineres neon og oksygen med hverandre for å danne magnesium. Etter hvert som disse reaksjonene fortsetter, dannes flere og flere kjemiske elementer.

De første systemene av kjemiske elementer

For mer enn 200 år siden begynte kjemikere å lete etter måter å klassifisere dem på. På midten av det nittende århundre var rundt 50 kjemiske grunnstoffer kjent. Et av spørsmålene som kjemikere forsøkte å løse. kokt ned til følgende: er et kjemisk grunnstoff et stoff helt forskjellig fra alle andre grunnstoffer? Eller noen elementer relatert til andre på en eller annen måte? Om det er en felles lov, forene dem?

Kjemikere foreslo ulike systemer kjemiske elementer. For eksempel antydet den engelske kjemikeren William Prout i 1815 at atommassene til alle grunnstoffer er multipler av massen til hydrogenatomet, hvis vi tar det lik enhet, dvs. de må være heltall. På den tiden hadde atommassene til mange grunnstoffer allerede blitt beregnet av J. Dalton i forhold til massen av hydrogen. Men hvis dette er omtrent tilfellet for karbon, nitrogen og oksygen, passet ikke klor med en masse på 35,5 inn i dette opplegget.

Den tyske kjemikeren Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) viste i 1829 at tre grunnstoffer fra den såkalte halogengruppen (klor, brom og jod) kunne klassifiseres etter deres relative atommasser. Atomvekten til brom (79,9) viste seg å være nesten nøyaktig gjennomsnittet av atomvektene til klor (35,5) og jod (127), nemlig 35,5 + 127 ÷ 2 = 81,25 (nær 79,9). Dette var den første tilnærmingen til å konstruere en av gruppene av kjemiske elementer. Dobereiner oppdaget ytterligere to slike triader av elementer, men han var ikke i stand til å formulere en generell periodisk lov.

Hvordan så det periodiske systemet over kjemiske grunnstoffer ut?

De fleste av de tidlige klassifiseringsordningene var ikke særlig vellykkede. Så, rundt 1869, ble nesten den samme oppdagelsen gjort av to kjemikere på nesten samme tid. Den russiske kjemikeren Dmitrij Mendelejev (1834-1907) og tysk kjemiker Julius Lothar Meyer (1830-1895) foreslo å organisere elementer som har lignende fysiske og kjemiske egenskaper i et ordnet system av grupper, serier og perioder. Samtidig påpekte Mendeleev og Meyer at egenskapene til kjemiske elementer periodisk gjentas avhengig av deres atomvekter.

I dag regnes Mendeleev generelt som oppdageren av den periodiske loven fordi han tok ett skritt som Meyer ikke gjorde. Når alle grunnstoffene var ordnet i det periodiske systemet, dukket det opp noen hull. Mendeleev spådde at dette var steder for elementer som ennå ikke var oppdaget.

Han gikk imidlertid enda lenger. Mendeleev forutså egenskapene til disse ennå ikke oppdagede elementene. Han visste hvor de var plassert i det periodiske systemet, så han kunne forutsi egenskapene deres. Bemerkelsesverdig nok ble hvert kjemisk grunnstoff som Mendeleev forutså, gallium, scandium og germanium, oppdaget mindre enn ti år etter at han publiserte sin periodiske lov.

Kort form av det periodiske system

Det har vært forsøk på å telle hvor mange alternativer for den grafiske representasjonen av det periodiske systemet ble foreslått av forskjellige forskere. Det viste seg at det var mer enn 500. Dessuten har 80 % totalt antall alternativene er tabeller, og resten er det geometriske figurer, matematiske kurver osv. Som et resultat praktisk bruk fant fire typer bord: korte, halvlange, lange og stige (pyramideformet). Sistnevnte ble foreslått av den store fysikeren N. Bohr.

Bildet under viser kortformen.

I den er kjemiske elementer ordnet i stigende rekkefølge av atomnummeret deres fra venstre til høyre og fra topp til bunn. Dermed har det første kjemiske elementet i det periodiske system, hydrogen, atomnummer 1 fordi kjernene til hydrogenatomer inneholder ett og bare ett proton. Likeledes har oksygen atomnummer 8 siden kjernene til alle oksygenatomer inneholder 8 protoner (se figuren under).

De viktigste strukturelle fragmentene av det periodiske systemet er perioder og grupper av elementer. I seks perioder er alle celler fylt, den syvende er ennå ikke fullført (elementene 113, 115, 117 og 118, selv om de er syntetisert i laboratorier, er ennå ikke offisielt registrert og har ikke navn).

Gruppene er delt inn i hoved (A) og sekundær (B) undergrupper. Elementer fra de tre første periodene, som hver inneholder en rad, er utelukkende inkludert i A-undergruppene. De resterende fire periodene inkluderer to rader.

Kjemiske grunnstoffer i samme gruppe har en tendens til å ha lignende kjemiske egenskaper. Dermed består den første gruppen av alkalimetaller, den andre - jordalkalimetaller. Grunnstoffer i samme periode har egenskaper som sakte endres fra et alkalimetall til en edelgass. Figuren under viser hvordan en av egenskapene, atomradius, endres for enkeltelementer i tabellen.

Lang periodeform av det periodiske systemet

Den er vist i figuren under og er delt i to retninger, rader og kolonner. Det er syv perioderader, som i den korte formen, og 18 kolonner, kalt grupper eller familier. Faktisk oppnås økningen i antall grupper fra 8 i den korte formen til 18 i den lange formen ved å plassere alle elementene i perioder, fra den 4., ikke i to, men på en linje.

Det brukes to forskjellige nummereringssystemer for grupper, som vist øverst i tabellen. Romertallsystemet (IA, IIA, IIB, IVB, etc.) har tradisjonelt vært populært i USA. Et annet system (1, 2, 3, 4, etc.) brukes tradisjonelt i Europa og ble anbefalt for bruk i USA for flere år siden.

Utseendet til de periodiske tabellene i figurene ovenfor er litt misvisende, som med enhver slik publisert tabell. Grunnen til dette er at de to gruppene av elementer vist nederst i tabellene faktisk skal være plassert innenfor dem. Lantanidene tilhører for eksempel periode 6 mellom barium (56) og hafnium (72). I tillegg tilhører aktinider periode 7 mellom radium (88) og rutherfordium (104). Hvis de ble satt inn i et bord, ville det blitt for bredt til å passe på et stykke papir eller et veggdiagram. Derfor er det vanlig å plassere disse elementene nederst på bordet.

Basert på den periodiske loven til D.I. Mendeleev opprettet Periodiske tabell kjemiske elementer, som besto av 7 perioder og 8 grupper ( kort periode tabellversjon). For tiden brukes den langvarige versjonen av det periodiske systemet oftere (7 perioder, 18 grupper, elementene lantanider og aktinider er vist separat).

Perioder- dette er horisontale rader av bordet, de er delt inn i små og store. I små perioder er det 2 elementer (1. periode) eller 8 elementer (2., 3. periode), i store perioder er det 18 elementer (4., 5. periode) eller 32 elementer (6., 5. periode) 7. periode). Hver periode starter med typisk metall, og slutter ikke-metall(halogen) og edelgass.

Grupper- dette er vertikale sekvenser av grunnstoffer, de er nummerert med romertall fra I til VIII og russiske bokstaver A og B. Den kortperiodiske versjonen av det periodiske systemet inkluderte undergrupper elementer ( hjem Og side).

Undergruppe- dette er et sett med elementer som er ubetingede kjemiske analoger; ofte har elementer i en undergruppe den høyeste oksidasjonstilstanden tilsvarende gruppenummeret.

I A-grupper kan de kjemiske egenskapene til grunnstoffene variere over et bredt spekter fra ikke-metalliske til metalliske (for eksempel i hovedundergruppen til gruppe V nitrogen- ikke-metall, men vismut- metall).

I det periodiske systemet er typiske metaller plassert i gruppe IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) og IIIA (In, Tl). Ikke-metaller er lokalisert i gruppene VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) og IIIA (B). Noen elementer i A-grupper ( beryllium Ve, aluminium Al, germanium Ge, antimon Sb, polonium Po og andre), samt mange elementer av B-grupper viser og metall, Og ikke-metallisk egenskaper (fenomen amfoterisitet).

For noen grupper brukes gruppenavn: IA (Li-Fr) - alkalimetaller , IIA (Ca-Ra) - jordalkalimetaller, VIA (O-Po) - kalkogener, VIIA (F-At) - halogener, VIIIА (He-Rn) - edle gasser:

Formen for det periodiske system foreslått av D.I. Mendeleev, ble kalt kort periode eller klassisk. For tiden brukes en annen form for det periodiske system mer - lang periode.

Periodisk lov D.I. Mendeleev og det periodiske systemet for kjemiske elementer ble grunnlaget for moderne kjemi.

Den periodiske loven ble formulert av D.I. Mendeleev i følgende skjema (1871): "egenskapene til enkle legemer, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, og derfor egenskapene til de enkle og komplekse legemer de danner, er periodisk avhengig av deres atomvekt".

Med utviklingen av atomfysikk og kvantekjemi fikk den periodiske lov en streng teoretisk begrunnelse. Takket være de klassiske verkene til J. Rydberg (1897), A. Van den Broek (1911), G. Moseley (1913), ble den fysiske betydningen av et grunnstoffs serienummer (atomnummer) avslørt. Senere et kvante

en mekanisk modell av periodiske endringer i den elektroniske strukturen til atomer av kjemiske elementer når ladningene til deres kjerner øker (N. Bohr, W. Pauli, E. Schrödinger, W. Heisenberg, etc.).

For tiden har D. I. Mendeleevs periodiske lov følgende formulering: "egenskapene til kjemiske elementer, samt formene og egenskapene til elementene som dannes av dem enkle stoffer og forbindelser er periodisk avhengig av størrelsen på ladningene til kjernene til atomene deres".

Det særegne ved den periodiske lov blant andre grunnleggende lover er at den ikke har et uttrykk i form av en matematisk ligning. Det grafiske (tabellformede) uttrykket for loven er det periodiske systemet for grunnstoffer utviklet av Mendeleev.

Den periodiske loven er universell for universet: som den berømte russiske kjemikeren N.D. Zelinsky figurativt bemerket, var den periodiske loven "oppdagelsen av den gjensidige forbindelsen mellom alle atomer i universet."

Undersøke endringen i de kjemiske egenskapene til elementer avhengig av verdien av deres slektning atommasse(atomvekt), oppdaget D. I. Mendeleev i 1869 lov om periodisitet disse egenskapene: "Egenskapene til grunnstoffene, og derfor egenskapene til de enkle og komplekse legemer de danner, er periodisk avhengig av atomvektene til elementene."

Fysisk grunnlag Den periodiske lov ble etablert i 1922 av N. Bohr. Siden kjemiske egenskaper bestemmes av strukturen til elektronskallene til atomet, mendeleevs periodiske system er en naturlig klassifisering av grunnstoffer basert på de elektroniske strukturene til deres atomer. Det enkleste grunnlaget for denne klassifiseringen er antall elektroner i et nøytralt atom, som er lik ladningen til kjernen. Men når en kjemisk binding dannes, kan elektroner omfordeles mellom atomer, men ladningen til kjernen forblir uendret, derfor sier den moderne formuleringen av den periodiske loven: "Egenskapene til grunnstoffer er periodisk avhengig av ladningene til kjernene til deres atomer".

Denne omstendigheten gjenspeiles i det periodiske systemet i form av horisontale og vertikale rader - perioder og grupper.

Periode– horisontal rad med samme antall elektroniske lag, periodenummeret faller sammen med verdien av hovedkvantetallet n eksternt nivå (lag); Det er syv slike perioder i det periodiske systemet. Den andre og påfølgende perioden begynner med et alkalisk grunnstoff ( ns 1) og ender med en edelgass ( ns 2 n.p. 6).

Vertikalt Det periodiske system er delt inn i åtte grupper, som er delt inn i de viktigste - A , bestående av s- Og s-elementer, og side – B-undergrupper inneholder d-elementer. Undergruppe III B, unntatt d-elementer, inneholder 14 4 f- og 5 f-elementer (4 f- og 5 f-familier). Hovedundergruppene inneholder samme antall elektroner i det ytre elektronlaget, som er lik gruppetallet.

I hovedundergruppene, valenselektroner (elektroner som er i stand til å dannes kjemiske bindinger) er plassert på s- Og s-orbitaler av ytre energinivå, i sideorbitaler - på s-orbitaler av ytre og d-orbitaler av det pre-ytre laget. Til f-valenselementer er ( n – 2)f- (n – 1)d- Og ns-elektroner.

Likheten av grunnstoffer innenfor hver gruppe er det viktigste mønsteret i det periodiske systemet. I tillegg bør det bemerkes at diagonal likhet i par av elementer Li og Mg, Be og Al, B og Si osv. Dette mønsteret skyldes tendensen til at egenskaper endres vertikalt (i grupper) og deres endringer horisontalt (i perioder).

Alt det ovennevnte bekrefter at strukturen til det elektroniske skallet til atomene til et element endres periodisk med økende atomnummer til elementet. På den annen side bestemmes egenskapene av strukturen til elektronskallet og er derfor periodisk avhengig av ladningen til atomkjernen. Deretter vurderes noen periodiske egenskaper til grunnstoffer.

Forbindelse mellom elektronisk struktur elementer og deres plassering i det periodiske systemet er presentert i tabell. 2.2.

Første periode (n = 1, l= 0) består av to elementer H (1 s 1) og han (1 s 2).

I andre periode (n = 2, l= 0, 1) er fylt ut s- Og s-orbitaler fra Li til Ne. Elementene er navngitt tilsvarende s- Og s-elementer.

I tredje periode fem vises d-orbitaler ( n = 3, l= 0, 1, 2). Mens de er ledige, og den tredje perioden, som den andre, inneholder åtte s-elementer av elementer fra Na til Ar.

Kalium og kalsium, ved siden av argon, har 4 på det ytre nivået s-elektroner ( Fjerde periode). Utseende 4 s-elektroner i nærvær av fri 3 d-orbitaler skyldes skjerming av kjernen med tette 3 s 2 3s 6-elektron lag. På grunn av frastøtingen fra dette laget av eksterne elektroner for kalium og kalsium, 4 s 1 - og 4 s 2 stater. Likheten mellom K og Ca med henholdsvis Na og Mg, i tillegg til en rent "kjemisk" begrunnelse, bekreftes også av elektroniske spektre.

Med en ytterligere økning i ladningen av scandium 3, ved siden av kalsium d- staten blir energisk gunstigere enn 4 s, det er derfor 3 er befolket d-orbital (fig. 2.3). Fra en analyse av elektronenergiens avhengighet av atomnummeret til et grunnstoff, formulerte V. M. Klechkovsky en regel som går ut på at energien til atomorbitaler øker når summen øker ( n + l). Hvis beløpene er like, fylles nivået med den minste først. n og stor l og så med mer n og mindre l. Så for K og Ca er 4 fylt s-orbital (4 + 0 = 4), og deretter fylles Sc med 3 d-orbital (3 + 2 = 5).

Resonnementet ovenfor bekreftes av eksperimentelle data om energiendringer s-, s-, d-Og f-orbitaler avhengig av grunnstoffets atomnummer. Som følger av fig. 1.3, energiverdiene til forskjellige tilstander avhenger av ladningen til kjernen Z, og desto mer Z, jo mindre disse tilstandene er forskjellige i energi. Naturen til denne forskjellen er slik at kurvene som uttrykker endringen i energi krysser hverandre. Så for elementene K og Ca ( Z= 19 og 20) energi 3 d-orbitaler høyere enn 4 s, og for elementer med Z≥ 21 energi 3 d-orbitaler lavere enn 4 s. Starter med scandium ( Z= 21) fylt ut med 3 d-orbital, og forbli i det ytre laget4 s-elektroner. Derfor, i den fjerde perioden i serien fra Sc til Zn, alle ti 3 d-elementer - metaller med den laveste oksidasjonstilstanden, vanligvis 2, på grunn av ekstern 4 s-elektroner. Generell elektronisk formel disse elementene er 3 d 1–10 4s 1–2. For krom og kobber observeres elektronlekkasje (eller svikt). d-nivå: Cr –3 d 5 4s 1, Cu – 3 d 10 4s 1 . Et slikt gjennombrudd med ns- på ( n – 1)d-nivå er også observert i Mo, Ag, Au, Pt og andre elementer og forklares av nærheten til energier ns- og ( n – 1)d-nivåer og stabilitet av halve og helt fylte nivåer.

Dannelse av kationer d-elementer er assosiert med tap primært av eksterne ns- og først da ( n – 1)d-elektroner. For eksempel:

Femte periode gjentar den fjerde - den har også 18 elementer, og 4 d-elementer, som 3 d danne et innsatt tiår (4 d 1–10 5s 0–2).

I sjette periode etter lantan (5 d 1 6s 2) – analoger av scandium og yttrium følger 14 4 f-elementer - lantanider. Egenskapene til disse elementene er veldig nære, siden de dyptliggende ( n – 2)f-undernivå. Generell formel for lantanider 4 f 2–14 5d 0–1 6s 2 .

Ioner av 4f-elementer dannes som følger:

Etter 4 f-elementer fylles ut 5 d- og 6 s-orbitaler.

Syvende periode gjentar delvis den sjette. 5 f-elementer kalles aktinider. Deres generell formel 5f 2–14 6d 0–1 7s 2. Dette etterfølges av 6 kunstig oppnådde 6 til d-elementer i den ufullstendige syvende perioden.