A periódusos rendszer szerkezete röviden. Időszakok és csoportok

Az atom összetétele.

Egy atom abból áll atommagÉs elektronhéj.

Az atommag protonokból áll ( p+) és neutronok ( n 0). A legtöbb hidrogénatom atommagja egy protonból áll.

A protonok száma N(p+) egyenlő a nukleáris töltéssel ( Z) és az elem sorszáma az elemek természetes sorozatában (és az elemek periódusos rendszerében).

N(p +) = Z

A neutronok összege N(n 0), egyszerűen betűvel jelölve N, és a protonok száma Z hívott tömegszámés a levél jelzi A.

A = Z + N

Az atom elektronhéja az atommag körül mozgó elektronokból áll ( e -).

Elektronok száma N(e-) a semleges atom elektronhéjában egyenlő a protonok számával Z Magjában.

A proton tömege megközelítőleg megegyezik a neutron tömegével és 1840-szerese az elektron tömegével, tehát az atom tömege majdnem megegyezik az atommag tömegével.

Az atom alakja gömb alakú. Az atommag sugara körülbelül 100 000-szer kisebb, mint az atom sugara.

Kémiai elem- azonos magtöltésű (azonos számú protonnal az atommagban) atomok típusa (atomok gyűjteménye).

Izotóp- ugyanannak az elemnek az atomjainak gyűjteménye, amelynek az atommagban azonos számú neutronja van (vagy egy olyan atomtípus, amelynek az atommagjában azonos számú proton és ugyanannyi neutron van).

A különböző izotópok az atommagjukban lévő neutronok számában különböznek egymástól.

Egyedi atom vagy izotóp megnevezése: (E - elem szimbólum), például: .

Az atom elektronhéjának felépítése

Atompálya- az elektron állapota az atomban. A pálya szimbóluma a . Minden pályához tartozik egy megfelelő elektronfelhő.

Az alap (gerjesztetlen) állapotú valós atomok pályái négy típusba sorolhatók: s, p, dÉs f.

Elektronikus felhő- a tér azon része, amelyben egy elektron 90 (vagy több) százalékos valószínűséggel megtalálható.

jegyzet: néha az „atomi pálya” és az „elektronfelhő” fogalmát nem különböztetik meg, mindkettőt „atomi pályának” nevezik.

Az atom elektronhéja réteges. Elektronikus réteg azonos méretű elektronfelhők alkotják. Egy réteg pályái alakulnak ki elektronikus ("energia") szint, energiáik azonosak a hidrogénatomnál, de eltérőek a többi atomnál.

Az azonos típusú pályákat csoportosítjuk elektronikus (energia) alszintek:
s-alszint (egyből áll s-pályák), szimbólum - .
p-alszint (háromból áll p
d-alszint (ötből áll d-pályák), szimbólum - .
f-alszint (hétből áll f-pályák), szimbólum - .

Az azonos alszintű pályák energiái azonosak.

Alszintek kijelölésekor a réteg (elektronikus szint) száma hozzáadódik az alszint szimbólumhoz, például: 2 s, 3p, 5d eszközök s- a második szint alszintje, p- a harmadik szint alszintje, d-az ötödik szint alszintje.

Az egy szinten lévő alszintek teljes száma megegyezik a szintszámmal n. Az egy szinten lévő pályák teljes száma egyenlő n 2. Ennek megfelelően az egy rétegben lévő felhők teljes száma is egyenlő n 2 .

Megnevezések: - szabad pálya (elektronok nélkül), - pálya párosítatlan elektronnal, - pálya elektronpárral (két elektronnal).

Azt, hogy az elektronok milyen sorrendben töltik ki egy atom pályáját, három természettörvény határozza meg (a megfogalmazásokat leegyszerűsítve adjuk):

1. A legkisebb energia elve - az elektronok töltik ki a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében.

2. Pauli-elv - egy pályán nem lehet több elektronnál.

3. Hund szabálya - egy alszinten belül az elektronok először az üres pályákat töltik meg (egyenként), majd csak ezután alkotnak elektronpárokat.

Az elektronszintben (vagy elektronrétegben) lévő elektronok teljes száma 2 n 2 .

Az alszintek energia szerinti megoszlását a következőképpen fejezzük ki (az energia növekedésének sorrendjében):

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

Ezt a sorrendet világosan kifejezi egy energiadiagram:

Egy atom elektronjainak szintek, alszintek és pályák közötti eloszlása ​​(az atom elektronikus konfigurációja) ábrázolható elektronképletként, energiadiagramként vagy egyszerűbben, elektronrétegek diagramjaként ("elektrondiagram").

Példák az atomok elektronszerkezetére:

vegyérték elektronok- egy atom elektronjai, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Bármely atom esetében ezek a külső elektronok, plusz azok a külső elektronok, amelyek energiája nagyobb, mint a külső elektronoké. Például: a Ca atomnak 4 külső elektronja van s 2, ezek is vegyértékek; a Fe atomnak 4 külső elektronja van s 2 de neki 3 van d 6, ezért a vasatomnak 8 vegyértékelektronja van. A kalcium atom vegyérték-elektronikus képlete 4 s 2 és vasatomok - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mengyelejev kémiai elemek periódusos rendszere
(kémiai elemek természetes rendszere)

A kémiai elemek periodikus törvénye(modern megfogalmazás): a kémiai elemek, valamint az általuk képződött egyszerű és összetett anyagok tulajdonságai periodikusan függenek az atommagok töltési értékétől.

Periódusos táblázat- a periodikus törvény grafikus kifejezése.

Természetes kémiai elemek sorozata- kémiai elemek sorozata, amelyek aszerint vannak elrendezve, hogy az atommagjukban növekszik a protonok száma, vagy ami ugyanaz, az atommagok növekvő töltése szerint. Egy elem rendszáma ebben a sorozatban megegyezik az elem bármely atomjának magjában lévő protonok számával.

A kémiai elemek táblázata a kémiai elemek természetes sorozatának „bevágásával” készül időszakokban(a táblázat vízszintes sorai) és csoportosításai (a táblázat függőleges oszlopai) az atomok hasonló elektronszerkezetű elemei.

Attól függően, hogy hogyan egyesíti az elemeket csoportokba, a táblázat lehet hosszú időszak(az azonos számú és típusú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük) ill rövid periódus(az azonos számú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük).

A rövid periódusú táblázatcsoportok alcsoportokra vannak osztva ( fő-És oldal), egybeesik a hosszú periódusú táblázat csoportjaival.

Az azonos periódusú elemek minden atomjának ugyanannyi elektronrétege van, ami megegyezik a periódusszámmal.

Elemek száma periódusokban: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A nyolcadik periódus elemeinek többségét mesterségesen nyerték, ennek az időszaknak az utolsó elemeit még nem szintetizálták. Az első kivételével minden periódus alkálifém-képző elemmel kezdődik (Li, Na, K stb.), és nemesgázképző elemmel (He, Ne, Ar, Kr stb.) végződik.

A rövid periódusú táblázatban nyolc csoport található, amelyek mindegyike két alcsoportra (fő és másodlagos) van felosztva, a hosszú periódusú táblázatban tizenhat csoport található, amelyek római számmal vannak számozva A vagy B betűkkel. példa: IA, IIIB, VIA, VIIB. A hosszú periódusú táblázat IA csoportja a rövid periódusú tábla első csoportjának fő alcsoportja; VIIB csoport - a hetedik csoport másodlagos alcsoportja: a többi - hasonlóan.

A kémiai elemek jellemzői természetesen csoportonként és periódusonként változnak.

Időszakban (növekvő sorozatszámmal)

• nukleáris töltés növekszik
• a külső elektronok száma nő,
• az atomok sugara csökken,
• megnő az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia),
• az elektronegativitás nő,
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai javulnak ("nem fémesség"),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai gyengülnek ("fémesség"),
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok alapvető karakterét,
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellege megnő.

Csoportosan (növekvő sorozatszámmal)

• nukleáris töltés növekszik
• az atomok sugara nő (csak az A-csoportokban),
• csökken az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia; csak az A-csoportokban),
• az elektronegativitás csökken (csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai gyengülnek ("nem fémesség"; csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai javulnak ("fémesség"; csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok bázikus karaktere nő (csak az A-csoportokban),
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellegét (csak az A-csoportokban),
• a hidrogénvegyületek stabilitása csökken (redukáló aktivitásuk nő; csak az A-csoportokban).

Feladatok és tesztek a "9. témakörben. "Az atom szerkezete. Periodikus törvény és a kémiai elemek periodikus rendszere D. I. Mengyelejev (PSHE) "."

• Periodikus törvény - Az atomok periodikus törvénye és szerkezete 8-9
  Ismernie kell: a pályák elektronokkal való feltöltésének törvényeit (a legkisebb energia elve, a Pauli-elv, a Hund-szabály), az elemek periódusos rendszerének felépítését.

  Képesnek kell lennie: meghatározni egy atom összetételét az elemnek a periódusos rendszerben elfoglalt helyzete alapján, és fordítva, az összetétel ismeretében elemet találni a periódusos rendszerben; ábrázolja a szerkezeti diagramot, egy atom, ion elektronikus konfigurációját, és fordítva, határozza meg egy kémiai elem helyzetét a PSCE-ben a diagram és az elektronikus konfiguráció alapján; jellemezze az elemet és az általa alkotott anyagokat a PSCE-ben elfoglalt helye szerint; meghatározza az atomok sugarának változásait, a kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságait egy perióduson és a periódusrendszer egy fő alcsoportján belül.

  1. példa Határozza meg a pályák számát a harmadik elektronszinten! Mik ezek a pályák?
  A pályák számának meghatározásához a képletet használjuk N pályák = n 2 hol n- szintszám. N pályák = 3 2 = 9. Egy 3 s-, három 3 p- és öt 3 d-pályák.

  2. példa Határozza meg, melyik elem atomjának elektronképlete 1! s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Annak meghatározásához, hogy melyik elemről van szó, meg kell találnia annak rendszámát, amely megegyezik az atom teljes elektronjainak számával. Ebben az esetben: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ez alumínium.

  Miután meggyőződött arról, hogy mindent megtanult, amire szüksége van, folytassa a feladatok végrehajtásával. Sok sikert kívánunk.

  
  Ajánlott olvasmány:
  • O. S. Gabrielyan és mások kémia 11. osztály. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kémia 11. osztály. M., Oktatás, 2001.

A periódusos törvény grafikus ábrázolása a periódusos rendszer (tábla). A rendszer vízszintes sorait periódusoknak, a függőleges oszlopokat csoportoknak nevezzük.

Összesen 7 periódus van a rendszerben (táblázat), és a periódus száma megegyezik az elem atomjában lévő elektronrétegek számával, a külső (valencia) energiaszint számával és a a legmagasabb energiaszinthez tartozó főkvantumszám. Minden periódus (az első kivételével) egy s-elemmel kezdődik - egy aktív alkálifém, és egy inert gázzal végződik, amelyet egy p-elem - egy aktív nemfém (halogén) előz meg. Ha a perióduson balról jobbra halad, akkor a kis periódusú kémiai elemek atommagjainak töltésének növekedésével a külső energiaszinten lévő elektronok száma megnő, aminek következtében a az elemek jellemzően fémesből (mivel az időszak elején aktív alkálifém van jelen), az amfoteren át (az elem fémek és nemfémek tulajdonságait egyaránt mutatják) nemfémessé (az aktív nemfém halogén az időszak végén), azaz. a fémes tulajdonságok fokozatosan gyengülnek, a nemfémes tulajdonságok pedig növekednek.

Nagy periódusokban az atommagok töltésének növekedésével az elektronok kitöltése nehezebben megy végbe, ami az elemek tulajdonságainak összetettebb változását magyarázza a kis periódusú elemekhez képest. Így hosszú periódusok egyenletes soraiban, az atommag növekvő töltésével a külső energiaszintben lévő elektronok száma állandó marad, és egyenlő 2 vagy 1-gyel. Ezért míg a külső melletti (kívülről a második) szint elektronokkal töltve a páros sorokban az elemek tulajdonságai lassan változnak. Páratlan sorozatra való áttéréskor a magtöltés növekedésével a külső energiaszintben lévő elektronok száma megnő (1-ről 8-ra), az elemek tulajdonságai ugyanúgy változnak, mint kis periódusokban.

MEGHATÁROZÁS

A periódusos rendszer függőleges oszlopai hasonló elektronikus szerkezetű és kémiai analógok elemcsoportjai. A csoportokat római számokkal jelöltük I-től VIII. Vannak fő (A) és másodlagos (B) alcsoportok, amelyek közül az első s- és p-elemeket, a második - d-elemeket tartalmaz.

Az alcsoport A száma a külső energiaszinten lévő elektronok számát mutatja (a vegyértékelektronok számát). A B-alcsoport elemeinél nincs közvetlen kapcsolat a csoportszám és a külső energiaszint elektronjainak száma között. Az A-alcsoportokban az elemek fémes tulajdonságai nőnek, és a nemfémes tulajdonságok csökkennek az elem atommagjának növekvő töltésével.

Összefüggés van az elemek periódusos rendszerbeli helyzete és atomjaik szerkezete között:

- az azonos periódusú összes elem atomja azonos számú energiaszinttel rendelkezik, részben vagy teljesen tele van elektronokkal;

- az A alcsoportok összes elemének atomjai egyenlő számú elektronnal rendelkeznek a külső energiaszinten.

Egy kémiai elem jellemzésének terve a periódusos rendszerben elfoglalt helye alapján

Egy kémiai elem jellemzőit a periódusos rendszerben elfoglalt helyzete alapján általában a következő terv szerint adjuk meg:

- tüntesse fel a kémiai elem szimbólumát, valamint nevét;

— meg kell adni a sorozatszámot, az időszak számát és a csoportot (alcsoport típusát), amelyben az elem található;

— meg kell adni a magtöltést, a tömegszámot, az elektronok, protonok és neutronok számát az atomban;

- írja le az elektronikus konfigurációt és jelezze a vegyértékelektronokat;

- elektrongrafikus képleteket vázolni a vegyértékelektronok alap- és gerjesztett (ha lehetséges) állapotaihoz;

— meg kell adni az elem családját, valamint típusát (fém vagy nem fém);

- összehasonlítani egy egyszerű anyag tulajdonságait az alcsoport szomszédos elemei által alkotott egyszerű anyagok tulajdonságaival;

- összehasonlítani egy egyszerű anyag tulajdonságait a korszakban szomszédos elemek által alkotott egyszerű anyagok tulajdonságaival;

— tüntesse fel a magasabb rendű oxidok és hidroxidok képleteit, tulajdonságaik rövid leírásával;

— jelölje meg egy kémiai elem minimális és maximális oxidációs állapotának értékét.

Egy kémiai elem jellemzői a magnézium (Mg) példáján

Tekintsük egy kémiai elem jellemzőit a magnézium (Mg) példáján a fent leírt terv szerint:

1. Mg – magnézium.

2. Sorszám – 12. Az elem a 3. periódusban, a II. csoport A (fő) alcsoportjában található.

3. Z=12 (nukleáris töltés), M=24 (tömegszám), e=12 (elektronok száma), p=12 (protonok száma), n=24-12=12 (neutronok száma).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – elektronikus konfiguráció, vegyértékelektronok 3s 2.

5. Alapállapot

Izgatott állapot

6. s-elem, fém.

7. A legmagasabb oxid – MgO – a következő tulajdonságokkal rendelkezik:

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

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

A Mg(OH) 2 bázis a magnézium-hidroxidnak felel meg, amely a bázisokra jellemző összes tulajdonságot mutatja:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Oxidációs állapot „+2”.

9. A magnézium fémes tulajdonságai kifejezettebbek, mint a berilliumé, de gyengébbek, mint a kalciumé.

10. A magnézium fémes tulajdonságai kevésbé hangsúlyosak, mint a nátriumé, de erősebbek, mint az alumíniumé (a 3. periódus szomszédos elemei).

Példák problémamegoldásra

1. PÉLDA

2. PÉLDA

A periodikus rendszer a kémiai elemek rendezett halmaza, természetes osztályozása, amely a kémiai elemek periodikus törvényének grafikus (táblázatos) kifejezése. A modernhez sok tekintetben hasonló szerkezetét D. I. Mengyelejev dolgozta ki a periodikus törvény alapján 1869–1871-ben.

A periódusos rendszer prototípusa a D. I. Mengyelejev által 1869. március 1-jén összeállított „Elemek rendszerének tapasztalata atomtömegük és kémiai hasonlóságuk alapján” volt. A tudós két és fél év alatt folyamatosan fejlesztette „Egy rendszer tapasztalata” bevezette az elemek csoportjainak, sorozatainak és periódusainak gondolatát. Ennek eredményeként a periódusos rendszer szerkezete nagyrészt modern formát kapott.

Kialakulása szempontjából fontossá vált egy elemnek a rendszerben elfoglalt helyének fogalma, amelyet a csoport és a periódus számai határoznak meg. E koncepció alapján Mengyelejev arra a következtetésre jutott, hogy meg kell változtatni néhány elem atomtömegét: az uránt, az indiumot, a cériumot és műholdait. Ez volt a periódusos rendszer első gyakorlati alkalmazása. Mengyelejev első ízben jósolta meg több ismeretlen elem létezését és tulajdonságait is. A tudós részletesen ismertette az eka-alumínium (a gallium jövője), az eka-bór (scandium) és az eka-szilícium (germánium) legfontosabb tulajdonságait. Ezenkívül megjósolta a mangán (jövő technécium és rénium), tellúr (polónium), jód (asztatin), cézium (Franciaország), bárium (rádium), tantál (protactinium) analógjainak létezését. A tudós előrejelzései ezekre az elemekre vonatkozóan általános jellegűek voltak, mivel ezek az elemek a periódusos rendszer kevéssé vizsgált területein helyezkedtek el.

A periodikus rendszer első változatai nagyrészt csak empirikus általánosítást jelentettek. Hiszen a periodikus törvény fizikai jelentése nem volt egyértelmű, az elemek tulajdonságainak az atomtömeg növekedésétől függő periodikus változásának okaira nem volt magyarázat. E tekintetben sok probléma megoldatlan maradt. Vannak határai a periódusos rendszernek? Meg lehet határozni a létező elemek pontos számát? A hatodik periódus szerkezete tisztázatlan maradt – mennyi volt a ritkaföldfémek pontos mennyisége? Nem ismert, hogy a hidrogén és a lítium között léteznek-e még elemek, mi volt az első időszak szerkezete. Ezért egészen a periodikus törvény fizikai megalapozásáig és a periódusos rendszer elméletének kidolgozásáig nem egyszer adódtak komoly nehézségek. Az 1894–1898-as felfedezés váratlan volt. öt inert gáz, amelyeknek úgy tűnt, nincs helye a periódusos rendszerben. Ezt a nehézséget kiküszöbölték annak az ötletnek köszönhetően, hogy a periódusos rendszer szerkezetébe egy független nulla csoportot kell beépíteni. Radioelemek tömeges felfedezése a 19. és 20. század fordulóján. (1910-re számuk körülbelül 40 volt) éles ellentmondáshoz vezetett a periódusos rendszerben való elhelyezésük szükségessége és a meglévő struktúra között. A hatodik és a hetedik periódusban mindössze 7 szabad hely volt számukra. Ezt a problémát az eltolási szabályok felállítása és az izotópok felfedezése oldotta meg.

A periodikus törvény fizikai jelentésének és a periódusos rendszer szerkezetének megmagyarázhatatlanságának egyik fő oka az volt, hogy nem ismert, hogyan épül fel az atom (lásd: Atom). A periódusos rendszer fejlődésének legfontosabb mérföldköve E. Rutherford (1911) atomi modelljének megalkotása volt. Ennek alapján A. Van den Broek (1913) holland tudós azt javasolta, hogy egy elem sorozatszáma a periódusos rendszerben numerikusan megegyezik az atommagjának töltésével (Z). Ezt kísérletileg megerősítette G. Moseley angol tudós (1913). A periodikus törvény fizikai indoklást kapott: az elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitását az elem atommagjának Z - töltésétől, és nem az atomtömegétől függően kezdték figyelembe venni (lásd: A kémiai elemek periodikus törvénye).

Ennek eredményeként a periódusos rendszer szerkezete jelentősen megerősödött. A rendszer alsó határa meghatározásra került. Ez a hidrogén – az az elem, amelynek minimum Z = 1. Lehetővé vált a hidrogén és az urán közötti elemek számának pontos becslése. A periódusos rendszerben „réseket” azonosítottak, amelyek az ismeretlen elemeknek felelnek meg, amelyeknek Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. A ritkaföldfémek pontos számával kapcsolatos kérdések azonban tisztázatlanok maradtak, és ami a legfontosabb, az okai az elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitása nem derült ki Z-től függően.

A periodikus rendszer kialakult szerkezete és az atomspektrumok vizsgálatának eredményei alapján N. Bohr dán tudós 1918–1921. ötleteket dolgozott ki az elektronikus héjak és részhéjak atomokban való felépítésének sorrendjéről. A tudós arra a következtetésre jutott, hogy az atomok külső héjának hasonló típusú elektronikus konfigurációi rendszeresen ismétlődnek. Így kimutatták, hogy a kémiai elemek tulajdonságaiban bekövetkezett változások periodicitása az elektronikus héjak és az atomok alhéjainak felépítésének periodicitásával magyarázható.

A periódusos rendszer több mint 100 elemet fed le. Ezek közül az összes transzurán elemet (Z = 93–110), valamint a Z = 43 (technécium), 61 (prométhium), 85 (asztatin), 87 (francium) elemet mesterségesen nyerték ki. A periódusos rendszer fennállásának teljes története során nagyon sok (>500) grafikus ábrázolási változatot javasoltak, főleg táblázatok, de különféle geometriai (térbeli és síkbeli) alakzatok formájában is. ), elemző görbék (spirálok, stb.), stb. A leggyakoribbak a rövid, félhosszú, hosszú és létraformák. Jelenleg a rövid formát részesítik előnyben.

A periódusos rendszer felépítésének alapelve a csoportokra és periódusokra bontás. Mengyelejev elemsorozat fogalmát ma már nem használják, mivel nincs fizikai jelentése. A csoportok pedig fő (a) és másodlagos (b) alcsoportokra oszlanak. Minden alcsoport tartalmaz elemeket - kémiai analógokat. Az a- és b-alcsoport elemei a legtöbb csoportban szintén mutatnak bizonyos hasonlóságot egymással, főleg magasabb oxidációs állapotokban, amelyek általában megegyeznek a csoportszámmal. A periódus olyan elemek halmaza, amely alkálifémekkel kezdődik és inert gázzal végződik (speciális eset az első periódus). Minden időszak szigorúan meghatározott számú elemet tartalmaz. A periódusos rendszer nyolc csoportból és hét periódusból áll, a hetedik periódus még nem zárult le.

Sajátosság első periódus az, hogy csak 2 gáznemű elemet tartalmaz szabad formában: hidrogént és héliumot. A hidrogén helye a rendszerben nem egyértelmű. Mivel az alkálifémekre és halogénekre jellemző tulajdonságokat mutat, ezért vagy az 1a-, vagy a Vlla-alcsoportba, vagy egyszerre mindkettőbe kerül, az egyik alcsoportban zárójelbe helyezve a szimbólumot. A hélium a VIIIa alcsoport első képviselője. Hosszú ideig a hélium és az összes inert gáz független nulla csoportba került. Ez az álláspont felülvizsgálatot igényelt a kripton, xenon és radon kémiai vegyületek szintézise után. Ennek eredményeként a nemesgázok és a korábbi VIII. csoport elemei (vas, kobalt, nikkel és platinafémek) egy csoporton belül egyesültek.

Második a periódus 8 elemet tartalmaz. Az alkálifém-lítiummal kezdődik, amelynek egyetlen oxidációs állapota +1. Következik a berillium (fém, oxidációs állapot +2). A bór már gyengén kifejezett fémes karaktert mutat, és nem fém (oxidációs állapot +3). A bór mellett a szén egy tipikus nemfém, amely +4 és -4 oxidációs állapotot is mutat. A nitrogén, az oxigén, a fluor és a neon mind nem fémek, a nitrogénnek a legmagasabb oxidációs állapota, a csoportszámnak megfelelő +5. Az oxigén és a fluor a legaktívabb nemfémek közé tartoznak. Az inert gáz neon befejezi az időszakot.

Harmadik időszak (nátrium - argon) szintén 8 elemet tartalmaz. Tulajdonságaik változásának jellege nagymértékben hasonló a második periódus elemeinél megfigyelthez. De van itt némi sajátosság is. Így a magnézium a berilliummal ellentétben fémesebb, akárcsak az alumínium a bórhoz képest. A szilícium, a foszfor, a kén, a klór, az argon mind tipikus nemfémek. És mindegyik, kivéve az argont, magasabb oxidációs állapotot mutat, amely megegyezik a csoportszámmal.

Amint látjuk, mindkét periódusban Z növekedésével az elemek fémességének egyértelmű gyengülése és nemfémes tulajdonságainak erősödése tapasztalható. D.I. Mengyelejev a második és a harmadik periódus elemeit (az ő szavaival kicsinek) nevezte. A kis időszakok elemei a természetben a leggyakoribbak közé tartoznak. A szén, a nitrogén és az oxigén (a hidrogénnel együtt) szerves anyagok, vagyis a szerves anyagok fő elemei.

Az első-harmadik periódus minden eleme a-alcsoportokba kerül.

Negyedik időszak (kálium - kripton) 18 elemet tartalmaz. Mengyelejev szerint ez az első nagy időszak. Az alkálifém-kálium és az alkáliföldfém-kalcium után 10 úgynevezett átmenetifémből (scandium - cink) álló elemek sora következik. Mindegyik a b-alcsoportba tartozik. A legtöbb átmenetifém a vas, a kobalt és a nikkel kivételével magasabb oxidációs állapotot mutat, mint a csoportszám. Az elemek a galliumtól a kriptonig az a-alcsoportokba tartoznak. A kriptonhoz számos kémiai vegyület ismert.

Ötödik Az időszak (rubidium - xenon) szerkezetében hasonló a negyedikhez. Tartalmaz továbbá egy 10 átmeneti fémből álló betétet (itrium - kadmium). Ennek az időszaknak az elemei megvannak a maguk sajátosságai. A ruténium - ródium - palládium triádban a ruténiumról ismert vegyületek, ahol +8 oxidációs állapotot mutat. Az a-alcsoportok minden eleme a csoportszámmal megegyező magasabb oxidációs állapotot mutat. A negyedik és ötödik periódus elemeinek tulajdonságaiban bekövetkező változás jellemzői Z növekedésével összetettebbek a második és harmadik periódushoz képest.

Hatodik időszak (cézium - radon) 32 elemet tartalmaz. Ez az időszak 10 átmenetifém (lantán, hafnium - higany) mellett 14 lantanidot is tartalmaz - a cériumtól a lutéciumig. A cériumtól a lutéciumig kémiailag nagyon hasonlóak az elemek, ezért régóta a ritkaföldfémek családjába tartoznak. A periódusos rendszer rövid alakjában a lantanidok sorozata szerepel a lantáncellában, és ennek a sorozatnak a dekódolása a táblázat alján található (lásd: Lantanidák).

Milyen sajátosságai vannak a hatodik időszak elemeinek? Az ozmium - irídium - platina triádban a +8 oxidációs állapot az ozmiumról ismert. Az asztatin meglehetősen kifejezett fémes karakterrel rendelkezik. A nemesgázok közül a radon a legnagyobb reakcióképességű. Sajnos, mivel erősen radioaktív, kémiáját keveset vizsgálták (lásd Radioaktív elemek).

Hetedik az időszak Franciaországból indul. A hatodikhoz hasonlóan ennek is 32 elemet kell tartalmaznia, de ezek közül 24 a francium és a rádium az Ia és a IIa alcsoport elemei, az aktinium a IIIb alcsoportba tartozik. Következik az aktinidák családja, amely a tóriumtól a lawrenciumig tartalmaz elemeket, és a lantanidokhoz hasonlóan helyezkedik el. Ennek az elemsorozatnak a dekódolása szintén a táblázat alján található.

Most nézzük meg, hogyan változnak a kémiai elemek tulajdonságai alcsoportok periodikus rendszer. Ennek a változásnak a fő mintázata az elemek fémes karakterének erősödése a Z növekedésével Ez a mintázat különösen egyértelműen a IIIa–VIIa alcsoportokban mutatkozik meg. Az Ia–IIIa alcsoportok fémeinél a kémiai aktivitás növekedése figyelhető meg. A IVa–VIIa alcsoportok elemei esetében a Z növekedésével az elemek kémiai aktivitásának gyengülése figyelhető meg. A b-alcsoport elemeinél a kémiai aktivitás változásának természete összetettebb.

A periódusos rendszer elméletét N. Bohr és más tudósok dolgozták ki a 20-as években. XX század és egy valós sémán alapul az atomok elektronikus konfigurációinak kialakítására (lásd Atom). Ezen elmélet szerint a Z növekedésével a periódusos rendszer periódusaiba tartozó elemek atomjaiban az elektronhéjak és részhéjak kitöltése a következő sorrendben történik:

A periódusos rendszer elmélete alapján a következő definíciót adhatjuk a periódusra: a periódus olyan elemek halmaza, amelyek a periódusszámmal egyenlő n értékű elemmel kezdődnek, és l = 0 (s-elemek) és végződnek. azonos n értékű elemmel és l = 1 (p-elemes elemek) (lásd Atom). A kivétel az első pont, amely csak 1-es elemeket tartalmaz. A periódusos rendszer elméletéből következően az elemek száma periódusokban: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

A táblázatban az egyes típusok elemeinek szimbólumai (s-, p-, d- és f-elemek) meghatározott színű háttéren vannak ábrázolva: s-elemek - piroson, p-elemek - narancssárgán, d-elemek - kéken, f-elemeken - zölden. Mindegyik cella mutatja az elemek rendszámát és atomtömegét, valamint a külső elektronhéjak elektronikus konfigurációit.

A periódusos rendszer elméletéből az következik, hogy az a-alcsoportok olyan elemeket tartalmaznak, amelyekben n egyenlő a periódusszámmal, l = 0 és 1. A b-alcsoportokba azok az elemek tartoznak, amelyek atomjaiban a korábban megmaradt héjak kiteljesedése hiányos fordul elő. Éppen ezért az első, második és harmadik periódus nem tartalmaz b-alcsoport elemeit.

Az elemek periódusos rendszerének szerkezete szorosan összefügg a kémiai elemek atomjainak szerkezetével. Ahogy Z növekszik, a külső elektronhéjak hasonló típusú konfigurációi periodikusan ismétlődnek. Nevezetesen meghatározzák az elemek kémiai viselkedésének főbb jellemzőit. Ezek a tulajdonságok eltérően nyilvánulnak meg az a-alcsoportok elemei (s- és p-elemek), a b-alcsoportok elemei (átmeneti d-elemek) és az f-családok elemei - lantanidok és aktinidák. Különleges esetet képviselnek az első időszak elemei - a hidrogén és a hélium. A hidrogént nagy kémiai aktivitás jellemzi, mivel csak 1s elektronja könnyen eltávolítható. Ugyanakkor a hélium konfigurációja (1s 2) nagyon stabil, ami meghatározza kémiai inaktivitását.

Az a-alcsoportok elemeinél az atomok külső elektronhéjai megtelnek (a periódusszámmal egyenlő n), így ezeknek az elemeknek a tulajdonságai észrevehetően megváltoznak a Z növekedésével, így a második periódusban a lítium (2s konfiguráció). ) aktív fém, amely könnyen elveszíti egyetlen vegyértékelektronját; A berillium (2s 2) szintén fém, de kevésbé aktív, mivel külső elektronjai erősebben kötődnek az atommaghoz. Továbbá a bór (2s 2 p) gyengén kifejezett fémes karakterrel rendelkezik, és a második periódus minden további eleme, amelyben egy 2p alhéj felépítése történik, már nem fémek. A neon (2s 2 p 6) - inert gáz - külső elektronhéjának nyolcelektronos konfigurációja nagyon erős.

A második periódus elemeinek kémiai tulajdonságait az magyarázza, hogy atomjaik a legközelebbi inert gáz elektronikus konfigurációját szeretnék megszerezni (hélium konfiguráció a lítiumtól szénig vagy neon konfiguráció a széntől a fluorig). Emiatt például az oxigén nem tud magasabb oxidációs állapotot felmutatni, mint a csoportszáma: könnyebben éri el a neonkonfigurációt további elektronok megszerzésével. A tulajdonságok változásának ugyanaz a természete nyilvánul meg a harmadik periódus elemeiben és az összes következő periódus s- és p-elemeiben. Ugyanakkor a külső elektronok és az atommag közötti kötés erősségének gyengülése az a-alcsoportokban Z növekedésével a megfelelő elemek tulajdonságaiban nyilvánul meg. Így az s-elemek kémiai aktivitása észrevehető növekedést mutat a Z növekedésével, a p-elemek esetében pedig a fémes tulajdonságok növekedése.

Az átmeneti d-elemek atomjaiban a korábban nem teljes héjak az n főkvantumszám értékével egészülnek ki, ami eggyel kisebb, mint a periódusszám. Néhány kivételtől eltekintve az átmeneti elemek atomjainak külső elektronhéjainak konfigurációja ns 2. Ezért minden d-elem fém, ezért a d-elemek tulajdonságainak változása Z növekedésével nem olyan éles, mint az s- és p-elemeknél. Magasabb oxidációs állapotokban a d-elemek bizonyos hasonlóságot mutatnak a periódusos rendszer megfelelő csoportjainak p-elemeivel.

A triádok (VIIIb-alcsoport) elemeinek tulajdonságainak sajátosságait az magyarázza, hogy a b-alhéjak már közel állnak a befejezéshez. Ez az oka annak, hogy a vas, kobalt, nikkel és platina fémek általában nem hajlamosak magasabb oxidációs állapotú vegyületek előállítására. Az egyetlen kivétel a ruténium és az ozmium, amelyek RuO 4 és OsO 4 oxidokat adnak. Az Ib és IIb alcsoport elemei esetében a d-alhéj valójában teljes. Ezért a csoportszámmal megegyező oxidációs állapotot mutatnak.

A lantanidok és aktinidák atomjaiban (mindegyik fém) a korábban hiányos elektronhéjak úgy egészülnek ki, hogy az n főkvantumszám értéke két egységgel kisebb, mint a periódusszám. Ezen elemek atomjaiban a külső elektronhéj (ns 2) konfigurációja változatlan marad, a harmadik külső N-héj pedig 4f-elektronokkal van kitöltve. Ez az oka annak, hogy a lantanidok annyira hasonlóak.

Az aktinidák esetében a helyzet bonyolultabb. A Z = 90–95 értékű elemek atomjaiban a 6d és 5f elektronok kémiai kölcsönhatásban vehetnek részt. Ezért az aktinidák sokkal több oxidációs állapotúak. Például a neptunium, a plutónium és az americium esetében ismertek olyan vegyületek, amelyekben ezek az elemek hét vegyértékű állapotban jelennek meg. Csak a kúriummal (Z = 96) kezdődő elemeknél válik stabillá a háromértékű állapot, de ennek is megvannak a maga sajátosságai. Így az aktinidák tulajdonságai jelentősen eltérnek a lantanidok tulajdonságaitól, ezért a két család nem tekinthető hasonlónak.

Az aktinidák családja a Z = 103 elemmel végződik (lawrencium). A kurchatovium (Z = 104) és a nilsbórium (Z = 105) kémiai tulajdonságainak értékelése azt mutatja, hogy ezeknek az elemeknek a hafnium és a tantál analógjainak kell lenniük. Ezért a tudósok úgy vélik, hogy az atomokban az aktinidák családja után megkezdődik a 6d alhéj szisztematikus feltöltése. A Z = 106–110 elemek kémiai természetét kísérletileg nem értékelték.

A periódusos rendszer elemeinek végleges száma nem ismert. Felső határának problémája talán a periódusos rendszer fő rejtélye. A természetben felfedezett legnehezebb elem a plutónium (Z = 94). Elérkezett a mesterséges magfúzió határa - egy 110-es rendszámú elem. A kérdés továbbra is nyitott: sikerül-e előállítani nagy rendszámú elemeket, melyeket és hányat? Erre még nem lehet teljes bizonyossággal válaszolni.

Az elektronikus számítógépeken végzett összetett számítások segítségével a tudósok megpróbálták meghatározni az atomok szerkezetét és értékelni a „szuperelemek” legfontosabb tulajdonságait egészen hatalmas sorozatszámokig (Z = 172, sőt Z = 184). A kapott eredmények meglehetősen váratlanok voltak. Például egy olyan elem atomjában, amelynek Z = 121, egy 8p elektron megjelenése várható; ez azután történik, hogy a 8s alhéj kialakulása a Z = 119 és 120 atomokban fejeződött be. De a p-elektronok megjelenése az s-elektronok után csak a második és harmadik periódus elemeinek atomjaiban figyelhető meg. A számítások azt is mutatják, hogy a hipotetikus nyolcadik periódus elemeiben az elektronhéjak és az atomok részhéjainak kitöltése nagyon összetett és egyedi sorrendben történik. Ezért a megfelelő elemek tulajdonságainak felmérése nagyon nehéz feladat. Úgy tűnik, hogy a nyolcadik periódusnak 50 elemet kell tartalmaznia (Z = 119–168), de a számítások szerint a Z = 164 elemnél kell véget érnie, azaz 4 sorszámmal korábban. Az „egzotikus” kilencedik periódusnak pedig, mint kiderült, 8 elemből kell állnia. Íme az „elektronikus” bejegyzése: 9s 2 8p 4 9p 2. Más szóval, csak 8 elemet tartalmazna, mint a második és harmadik periódus.

Nehéz megmondani, hogy a számítógéppel végzett számítások mennyire igazak. Ha azonban beigazolódnának, akkor komolyan át kellene gondolni az elemek periódusos rendszerének és szerkezetének alapjául szolgáló mintázatokat.

A periódusos rendszer óriási szerepet játszott és játszik a természettudomány különböző területeinek fejlődésében. Ez volt az atom-molekuláris tudomány legfontosabb vívmánya, amely hozzájárult a „kémiai elem” modern fogalmának megjelenéséhez és az egyszerű anyagokra és vegyületekre vonatkozó fogalmak tisztázásához.

A periódusos rendszer által feltárt törvényszerűségek jelentős hatást gyakoroltak az atomszerkezet elméletének fejlődésére, az izotópok felfedezésére, a nukleáris periodicitásról alkotott elképzelések megjelenésére. A periodikus rendszer a kémia előrejelzési problémájának szigorúan tudományos megfogalmazásához kapcsolódik. Ez az ismeretlen elemek létezésének és tulajdonságainak előrejelzésében, valamint a már felfedezett elemek kémiai viselkedésének új jellemzőiben nyilvánult meg. Napjainkban a periódusos rendszer jelenti a kémia alapját, elsősorban szervetlen, amely jelentősen segít megoldani az előre meghatározott tulajdonságokkal rendelkező anyagok kémiai szintézisét, új félvezető anyagok kifejlesztését, a különféle kémiai folyamatokhoz szükséges speciális katalizátorok kiválasztását stb. , a periodikus rendszer a kémia tanításának alapja.

A természetben számos ismétlődő sorozat létezik:

• Évszakok;
• napszakok;
• a hét napjai…

A 19. század közepén D. I. Mengyelejev észrevette, hogy az elemek kémiai tulajdonságainak is van egy bizonyos sorrendje (azt mondják, hogy ez az ötlet álomban merült fel). A tudós csodálatos álmainak eredménye a kémiai elemek periódusos rendszere volt, amelyben D.I. Mengyelejev a kémiai elemeket az atomtömeg növekedésének sorrendjében rendezte. A modern táblázatban a kémiai elemek az elem rendszáma (az atommagban lévő protonok száma) szerint növekvő sorrendben vannak elrendezve.

A kémiai elem szimbóluma fölött az atomszám, alatta pedig az atomtömege (protonok és neutronok összege) látható. Felhívjuk figyelmét, hogy egyes elemek atomtömege nem egész szám! Emlékezz az izotópokra! Az atomtömeg a természetben természetes körülmények között előforduló elem összes izotópjának súlyozott átlaga.

A táblázat alatt lantanidok és aktinidák találhatók.

Fémek, nem fémek, metalloidok

A periódusos rendszerben a bórral (B) kezdődő és polóniummal (Po) végződő lépcsős átlótól balra található (a kivétel a germánium (Ge) és az antimon (Sb). Könnyen belátható, hogy a fémek foglalják el a legtöbbet a periódusos rendszerből: szilárd anyagok (kivéve a jó elektromos és hővezetők);

A B-Po lépcsőzetes átlótól jobbra elhelyezkedő elemeket ún nem fémek. A nemfémek tulajdonságai pontosan ellentétesek a fémekéivel: rossz hő- és elektromos vezetők; törékeny; nem képlékeny; nem műanyag; általában elektronokat fogadnak el.

Metalloidok

A fémek és a nemfémek között vannak félfémek(metaloidok). Fémek és nemfémek tulajdonságai egyaránt jellemzik őket. A félfémek fő alkalmazási területüket az iparban a félvezetők gyártásában találták meg, amelyek nélkül egyetlen modern mikroáramkör vagy mikroprocesszor sem képzelhető el.

Időszakok és csoportok

Mint fentebb említettük, a periódusos rendszer hét periódusból áll. Minden periódusban az elemek rendszáma balról jobbra növekszik.

Az elemek tulajdonságai periódusonként szekvenciálisan változnak: így a harmadik periódus elején található nátrium (Na) és magnézium (Mg) elektronokat ad fel (Na lead egy elektront: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg ad fel két elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). De a periódus végén található klór (Cl) egy elemet vesz fel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Ezzel szemben a csoportokban minden elem ugyanazokkal a tulajdonságokkal rendelkezik. Például az IA(1) csoportban a lítiumtól (Li) a franciumig (Fr) minden elem egy elektront ad át. És a VIIA(17) csoport minden eleme egy elemet vesz fel.

Egyes csoportok annyira fontosak, hogy különleges nevet kaptak. Ezeket a csoportokat az alábbiakban tárgyaljuk.

IA(1) csoport. Az ebbe a csoportba tartozó elemek atomjainak csak egy elektronja van a külső elektronrétegben, így könnyen feladnak egy elektront.

A legfontosabb alkálifémek a nátrium (Na) és a kálium (K), mivel fontos szerepet játszanak az emberi életben és a sók részét képezik.

Elektronikus konfigurációk:

• Li- 1s 2 2s 1;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

IIA csoport (2). Az ebbe a csoportba tartozó elemek atomjainak külső elektronrétegükben két elektron van, amelyet kémiai reakciók során is feladnak. A legfontosabb elem a kalcium (Ca) - a csontok és a fogak alapja.

Elektronikus konfigurációk:

• Lenni- 1s 2 2s 2;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• kb- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

VIIA csoport (17). E csoport elemeinek atomjai általában egy-egy elektront kapnak, mert A külső elektronrétegen öt elem található, és csak egy elektron hiányzik a „teljes halmazból”.

Ennek a csoportnak a legismertebb elemei: klór (Cl) - a só és a fehérítő része; A jód (I) olyan elem, amely fontos szerepet játszik az emberi pajzsmirigy működésében.

Elektronikus konfiguráció:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

VIII(18) csoport. E csoport elemeinek atomjai teljesen „teljes” külső elektronréteggel rendelkeznek. Ezért „nem” kell elfogadniuk az elektronokat. És „nem akarják” odaadni őket. Ennélfogva ennek a csoportnak az elemei nagyon „nem szívesen” lépnek be kémiai reakciókba. Sokáig azt hitték, hogy egyáltalán nem reagálnak (inert a „tehetetlen”, azaz „inaktív”) elnevezés. Neil Bartlett vegyész azonban felfedezte, hogy e gázok némelyike ​​bizonyos körülmények között reagálhat más elemekkel.

Elektronikus konfigurációk:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
• Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Vérértékelemek csoportokban

Könnyen észrevehető, hogy az egyes csoportokon belül az elemek vegyértékelektronjaikban (a külső energiaszinten elhelyezkedő s és p pályák elektronjai) hasonlóak egymáshoz.

Az alkálifémek 1 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• Li- 1s 2 2s 1;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Az alkáliföldfémek 2 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• Lenni- 1s 2 2s 2;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• kb- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

A halogének 7 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Az inert gázok 8 vegyértékelektronnal rendelkeznek:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
• Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

További információkért tekintse meg a Valence és a Vegyi elemek atomjainak periódusonkénti elektronikus konfigurációinak táblázatát című cikket.

Most fordítsuk figyelmünket a szimbólumokkal ellátott csoportokban elhelyezkedő elemekre BAN BEN. A periódusos rendszer közepén helyezkednek el, és ún átmeneti fémek.

Ezen elemek megkülönböztető jellemzője az elektronok jelenléte az atomokban, amelyek kitöltik d-pályák:

1. Sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1;
2. Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

A főasztaltól külön találhatók lantanidokÉs aktinidák- ezek az ún belső átmeneti fémek. Ezen elemek atomjaiban elektronok töltődnek ki f-pályák:

1. Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2;
2. Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4p 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

Hogyan kell használni a periódusos rendszert Egy avatatlan ember számára a periódusos rendszer olvasása ugyanaz, mint egy gnóm számára, aki az elfek ősi rúnáit nézi? A periódusos rendszer egyébként, ha helyesen használjuk, sokat elárulhat a világról. Amellett, hogy jó szolgálatot tesz a vizsgán, egyszerűen pótolhatatlan rengeteg kémiai és fizikai probléma megoldásában. De hogyan kell elolvasni? Szerencsére ma már mindenki megtanulhatja ezt a művészetet. Ebben a cikkben elmondjuk, hogyan lehet megérteni a periódusos rendszert.

A kémiai elemek periódusos táblázata (Mengyelejev táblázata) a kémiai elemek osztályozása, amely megállapítja az elemek különböző tulajdonságainak függőségét az atommag töltésében.

A Táblázat keletkezésének története

Dmitrij Ivanovics Mengyelejev nem volt egyszerű vegyész, ha valaki így gondolja. Vegyész, fizikus, geológus, metrológus, ökológus, közgazdász, olajmunkás, repülős, műszerkészítő és tanár volt. Élete során a tudósnak sok alapkutatást végzett a tudás különböző területein. Például széles körben úgy tartják, hogy Mengyelejev volt az, aki kiszámította a vodka ideális erősségét - 40 fokot. Nem tudjuk, hogy Mengyelejev mit érzett a vodkával kapcsolatban, de azt biztosan tudjuk, hogy a „Beszéd az alkohol és a víz kombinációjáról” témában írt disszertációjának semmi köze nem volt a vodkához, és 70 fokos alkoholkoncentrációt vett figyelembe. A tudós minden érdemével együtt a kémiai elemek periodikus törvényének felfedezése - a természet egyik alapvető törvénye - hozta meg számára a legszélesebb hírnevet.

Van egy legenda, amely szerint egy tudós megálmodta a periódusos rendszert, ami után már csak finomítania kellett a megjelent ötleten. De ha minden ilyen egyszerű lenne... A periódusos rendszer létrehozásának ez a változata láthatóan nem más, mint legenda. Arra a kérdésre, hogyan nyitották ki az asztalt, maga Dmitrij Ivanovics válaszolt: Talán húsz éve gondolkodom rajta, de te azt gondolod: ott ültem, és hirtelen... kész."

A tizenkilencedik század közepén párhuzamosan több tudós is próbálkozott az ismert kémiai elemek rendezésére (63 elem volt ismert). Például 1862-ben Alexandre Emile Chancourtois egy spirál mentén helyezte el az elemeket, és megjegyezte a kémiai tulajdonságok ciklikus ismétlődését. John Alexander Newlands vegyész és zenész 1866-ban javasolta a periódusos rendszer verzióját. Érdekesség, hogy a tudós valamiféle misztikus zenei harmóniát próbált felfedezni az elemek elrendezésében. Többek között ott volt Mengyelejev próbálkozása is, amit siker koronázott.

1869-ben jelent meg az első táblázat diagram, és 1869. március 1-jét tekintik az időszaki törvény megnyitásának napjának. Mengyelejev felfedezésének lényege az volt, hogy a növekvő atomtömegű elemek tulajdonságai nem monoton, hanem periodikusan változnak. A táblázat első változata mindössze 63 elemet tartalmazott, de Mengyelejev számos nagyon szokatlan döntést hozott. Így arra tippelt, hogy helyet hagy a táblázatban a még fel nem fedezett elemeknek, és néhány elem atomtömegét is megváltoztatta. A Mengyelejev által levezetett törvény alapvető helyességét nagyon hamar megerősítették, miután felfedezték a galliumot, a szkandiumot és a germániumot, amelyek létezését a tudós megjósolta.

Modern nézet a periódusos rendszerről

Az alábbiakban maga a táblázat látható

Ma az atomtömeg (atomtömeg) helyett az atomszám (az atommagban lévő protonok száma) fogalmát használják az elemek rendezésére. A táblázat 120 elemet tartalmaz, amelyek balról jobbra vannak elrendezve növekvő atomszám (protonszám) szerint.

A táblázat oszlopai az úgynevezett csoportokat, a sorok pedig a periódusokat jelölik. A táblázat 18 csoportból és 8 periódusból áll.

• Az elemek fémes tulajdonságai balról jobbra haladva csökkennek, ellenkező irányban pedig növekednek.
• Az atomok mérete csökken, ha balról jobbra haladunk periódusok mentén.
• Ahogy fentről lefelé halad a csoporton keresztül, a redukáló fém tulajdonságai nőnek.
• Az oxidáló és nem fémes tulajdonságok megnőnek, ha balról jobbra haladunkÉN.

Mit tudhatunk meg egy elemről a táblázatból? Vegyük például a táblázat harmadik elemét - a lítiumot, és vegyük figyelembe részletesen.

Először magát az elemszimbólumot és alatta a nevét látjuk. A bal felső sarokban található az elem rendszáma, amely sorrendben az elem a táblázatban található. A rendszám, mint már említettük, megegyezik az atommagban lévő protonok számával. A pozitív protonok száma általában megegyezik az atomban lévő negatív elektronok számával (kivéve az izotópokat).

Az atomtömeg a rendszám alatt van feltüntetve (a táblázat jelen változatában). Ha az atomtömeget a legközelebbi egész számra kerekítjük, akkor azt kapjuk, amit tömegszámnak nevezünk. A tömegszám és az atomszám különbsége adja meg a neutronok számát az atommagban. Így a héliummagban a neutronok száma kettő, a lítiumban pedig négy.

A „Periodikus táblázat bábuknak” tanfolyamunk véget ért. Végezetül arra hívjuk, hogy nézze meg a tematikus videót, és reméljük, hogy a Mengyelejev periódusos rendszerének használatának kérdése egyértelműbbé vált az Ön számára. Emlékeztetünk arra, hogy mindig hatékonyabb egy új tantárgyat nem egyedül tanulni, hanem tapasztalt mentor segítségével. Éppen ezért soha ne feledkezz meg róluk, akik szívesen megosztják veled tudásukat, tapasztalataikat.