Periodinis D. I. Mendelejevo dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema. Periodinės lentelės struktūra

Devynioliktasis amžius žmonijos istorijoje yra šimtmetis, kai buvo reformuota daugybė mokslų, įskaitant chemiją. Kaip tik tuo metu atsirado Mendelejevo periodinė sistema, o kartu ir periodinis dėsnis. Būtent jis tapo šiuolaikinės chemijos pagrindu. Periodinė D.I. Mendelejevo sistema yra elementų sisteminimas, nustatantis cheminių ir fizinių savybių priklausomybę nuo medžiagos atomo struktūros ir krūvio.

Istorija

Periodinio laikotarpio pradžią padėjo XVII amžiaus trečiajame ketvirtyje parašyta knyga „Savybių ryšys su elementų atominiu svoriu“. Jame buvo parodytos pagrindinės žinomų cheminių elementų sąvokos (tuo metu jų buvo tik 63). Be to, daugelio jų atominės masės buvo nustatytos neteisingai. Tai labai trukdė atrasti D.I.Mendelejevą.

Dmitrijus Ivanovičius pradėjo savo darbą lygindamas elementų savybes. Pirmiausia jis dirbo su chloru ir kaliu, o tik tada perėjo prie darbo su šarminiais metalais. Apsiginklavęs specialiomis kortomis, ant kurių buvo pavaizduoti cheminiai elementai, jis ne kartą bandė surinkti šią „mozaiką“: dėliojo ją ant stalo, ieškodamas reikalingų derinių ir degtukų.

Po didelių pastangų Dmitrijus Ivanovičius pagaliau rado ieškomą modelį ir sudėliojo elementus periodinėmis eilėmis. Gavęs tuščias ląsteles tarp elementų, mokslininkas suprato, kad ne visi cheminiai elementai buvo žinomi rusų tyrėjams ir kad būtent jis turi suteikti šiam pasauliui chemijos srities žinias, kurių jo dar nebuvo suteikęs. pirmtakai.

Visi žino mitą, kad periodinė lentelė Mendelejevui pasirodė sapne, ir jis surinko elementus į vieną sistemą iš atminties. Tai, grubiai tariant, yra melas. Faktas yra tas, kad Dmitrijus Ivanovičius dirbo gana ilgai ir susikaupė savo darbui, ir tai jį labai išsekino. Dirbdamas su elementų sistema, Mendelejevas kartą užmigo. Pabudęs suprato, kad lentelės nebaigė ir verčiau toliau pildė tuščias kameras. Jo pažįstamas, tam tikras universiteto dėstytojas Inostrancevas, nusprendė, kad periodinę lentelę svajojo Mendelejevas, ir paskleidė šį gandą tarp savo mokinių. Taip atsirado ši hipotezė.

Šlovė

Mendelejevo cheminiai elementai yra periodinio dėsnio, kurį Dmitrijus Ivanovičius sukūrė dar XIX amžiaus trečiajame ketvirtyje (1869 m.), atspindys. Būtent 1869 m. Rusijos chemijos bendruomenės susirinkime buvo perskaitytas Mendelejevo pranešimas apie tam tikros struktūros sukūrimą. Ir tais pačiais metais buvo išleista knyga „Chemijos pagrindai“, kurioje pirmą kartą buvo paskelbta Mendelejevo periodinė cheminių elementų sistema. O knygoje „Natūrali elementų sistema ir jos panaudojimas neatrastų elementų savybėms nurodyti“ D. I. Mendelejevas pirmą kartą paminėjo „periodinio įstatymo“ sąvoką.

Elementų išdėstymo struktūra ir taisyklės

Pirmuosius žingsnius kurdamas periodinį įstatymą žengė Dmitrijus Ivanovičius dar 1869–1871 m., Tuo metu jis sunkiai dirbo, kad nustatytų šių elementų savybių priklausomybę nuo jų atomo masės. Šiuolaikinė versija susideda iš elementų, apibendrintų dvimatėje lentelėje.

Elemento padėtis lentelėje turi tam tikrą cheminę ir fizinę reikšmę. Pagal elemento vietą lentelėje galite sužinoti jo valentiškumą ir nustatyti kitas chemines charakteristikas. Dmitrijus Ivanovičius bandė užmegzti ryšį tarp elementų, tiek panašių, tiek skirtingų.

Tuo metu žinomą cheminių elementų klasifikaciją jis grindė valentingumu ir atomine mase. Lygindamas santykines elementų savybes, Mendelejevas bandė rasti modelį, kuris visus žinomus cheminius elementus sujungtų į vieną sistemą. Jas išdėstydamas pagal didėjančias atomines mases, jis vis tiek pasiekė periodiškumą kiekvienoje iš eilių.

Tolesnis sistemos tobulinimas

1969 metais pasirodžiusi periodinė lentelė buvo ne kartą tikslinama. Praėjusio amžiaus ketvirtajame dešimtmetyje atsiradus tauriosioms dujoms, pavyko atskleisti naują elementų priklausomybę – ne nuo masės, o nuo atominio skaičiaus. Vėliau pavyko nustatyti protonų skaičių atomo branduoliuose ir paaiškėjo, kad jis sutampa su elemento atominiu numeriu. XX amžiaus mokslininkai tyrinėjo elektroninę energiją.Paaiškėjo, kad ji taip pat turi įtakos periodiškumui. Tai labai pakeitė idėjas apie elementų savybes. Šis punktas atsispindėjo vėlesniuose Mendelejevo periodinės lentelės leidimuose. Kiekvienas naujas elementų savybių ir charakteristikų atradimas organiškai telpa į lentelę.

Mendelejevo periodinės sistemos charakteristikos

Periodinė lentelė yra padalinta į periodus (7 eilutės išdėstytos horizontaliai), kurios savo ruožtu skirstomos į didelius ir mažus. Laikotarpis prasideda šarminiu metalu ir baigiasi nemetalinių savybių turinčiu elementu.
Dmitrijaus Ivanovičiaus lentelė vertikaliai suskirstyta į grupes (8 stulpeliai). Kiekvienas iš jų periodinėje lentelėje susideda iš dviejų pogrupių, būtent pagrindinio ir antrinio. Po ilgų diskusijų, D.I.Mendelejevo ir jo kolegos U.Ramsay siūlymu, buvo nuspręsta įvesti vadinamąją nulinę grupę. Jį sudaro inertinės dujos (neonas, helis, argonas, radonas, ksenonas, kriptonas). 1911 metais mokslininkų F. Soddy buvo paprašyta periodinėje lentelėje sudėti neatskiriamus elementus, vadinamuosius izotopus – jiems buvo skirtos atskiros ląstelės.

Nepaisant periodinės sistemos teisingumo ir tikslumo, mokslo bendruomenė ilgą laiką nenorėjo pripažinti šio atradimo. Daugelis puikių mokslininkų šaipėsi iš D.I.Mendelejevo darbų ir manė, kad neįmanoma nuspėti dar neatrasto elemento savybių. Tačiau po to, kai buvo atrasti tariami cheminiai elementai (tai buvo, pavyzdžiui, skandis, galis ir germanis), Mendelejevo sistema ir jo periodinis dėsnis tapo chemijos mokslu.

Stalas šiais laikais

Mendelejevo periodinė elementų lentelė yra daugelio cheminių ir fizinių atradimų, susijusių su atominiu-molekuliniu mokslu, pagrindas. Šiuolaikinė elemento samprata susiformavo būtent didžiojo mokslininko dėka. Mendelejevo periodinės sistemos atsiradimas iš esmės pakeitė idėjas apie įvairius junginius ir paprastas medžiagas. Mokslininkų sukurta periodinė lentelė turėjo didžiulę įtaką chemijos ir visų su ja susijusių mokslų raidai.

Grafinis periodinio dėsnio vaizdavimas yra Periodinė elementų lentelė cheminiai elementai. Yra žinoma daugiau nei 700 periodinės lentelės formų. Tarptautinės chemikų sąjungos sprendimu jos pusilgė versija yra oficiali.

Kiekvienam cheminiam elementui lentelėje skiriama po vieną langelį, kuriame nurodomas elemento simbolis ir pavadinimas, serijos numeris ir santykinė atominė masė.

Nutrūkusi linija žymi ribą tarp metalų ir nemetalų.

Elementų išdėstymo seka ne visada sutampa su atominės masės padidėjimu. Yra kelios taisyklės išimtys. Taigi santykinė argono atominė masė yra mažesnė už kalio, o telūro - mažesnė nei jodo.

Kiekvienas elementas turi savo eilinis (atominis) numerį , yra tam tikru laikotarpiu ir tam tikroje grupėje.

Periodas yra horizontali cheminių elementų serija, pradedant šarminiu metalu (arba vandeniliu) ir baigiant inertinėmis (tauriosiomis) dujomis.

Lentelėje septyni laikotarpiais. Kiekviename iš jų yra tam tikras skaičius elementų:

\(1\)-as laikotarpis – \(2\) elementas,

\(2\)-as laikotarpis – \(8\) elementai,

\(3\)-asis laikotarpis – \(8\) elementai,

\(4\)-asis laikotarpis – \(18\) elementai,

\(5\)-as laikotarpis – \(18\) elementai,

\(6\)-as laikotarpis – \(32\) elementas (\(18 + 14\)),

\(7\)-asis laikotarpis – \(32\) elementas (\(18 + 14\)).

Pirmieji trys laikotarpiai vadinami mažas laikotarpiai, likusieji - didelis . Tiek mažais, tiek dideliais laikotarpiais vyksta laipsniškas metalo susilpnėjimas savybės ir sutvirtinimas iš nemetalinių , tik ilgą laiką tai vyksta sklandžiau.

Elementai su serijos numeriais \(58\)–\(71\) ( lantanidai ) ir \(90\)–\(103\) ( aktinidai ) pašalinami iš lentelės ir yra po ja. Tai yra IIIB grupės elementai. Lantanidai priklauso šeštas laikotarpį, o aktinidų – į septintoji .

Aštuntasis laikotarpis pasirodys periodinėje lentelėje, kai bus atrasti nauji elementai.

Grupė yra vertikali cheminių elementų, turinčių panašias savybes, stulpelis.

Periodinėje lentelėje yra \(18\) grupių, sunumeruotų arabiškais skaitmenimis. Dažnai jie naudoja romėniškus skaitmenis su raidėmis \(A\) arba \(B\). Šiuo atveju grupės yra \(8\).

Grupės \(A\) pradėti nuo mažų laikotarpių elementais, taip pat įtraukti didelių laikotarpių elementus; yra ir metalų, ir nemetalų. Trumpoje periodinės lentelės versijoje taip yra pagrindiniai pogrupiai .

Grupės \(B\) turi ilgų laikotarpių elementus, o tai tik metalai. Trumpoje periodinės lentelės versijoje taip yra antriniai pogrupiai .

Elementų skaičius grupėse:

IA, VIIIA – po \(7\) elementus;

IIA - VIIA - \(6\) elementai;

IIIB - \(32\) elementas (\(4 + 14\) lantanidai \(+ 14\) aktinidai);

VIIIB - \(12\) elementai;

IB, IIB, IVB – VIIB – \(4\) elementų.

Kiekybinė grupių sudėtis keisis, kai į lentelę bus įtraukta naujų elementų.

Paprastai rodomas romėniškas grupės numeris didesnis valentingumas oksiduose. Tačiau kai kuriems elementams ši taisyklė netaikoma. Taigi, fluoras negali būti septyniavalentė, bet deguonies - šešiavalentis. Nenurodykite valentingumo, lygaus grupės numeriui, helis , neoninis Ir argonas - šie elementai nesudaro junginių su deguonimi. Varis yra dvivalentis ir auksas - trivalentis, nors tai yra pirmosios grupės elementai.

Periodinė sistema yra sutvarkyta cheminių elementų visuma, jų natūrali klasifikacija, kuri yra grafinė (lentinė) cheminių elementų periodinio dėsnio išraiška. Jos struktūrą, daugeliu atžvilgių panašią į šiuolaikinę, 1869–1871 m. periodinio įstatymo pagrindu sukūrė D. I. Mendelejevas.

Periodinės sistemos prototipas buvo „Elementų sistemos, pagrįstos jų atominiu svoriu ir cheminiu panašumu, patirtis“, kurią 1869 m. kovo 1 d. parengė D. I. Mendelejevas. Per dvejus su puse metų mokslininkas nuolat tobulino. „Sistemos patirtis“, pristatė elementų grupių, serijų ir periodų idėją. Dėl to periodinės lentelės struktūra įgavo iš esmės šiuolaikiškus kontūrus.

Jos raidai svarbi tapo elemento vietos sistemoje samprata, nulemta grupės ir laikotarpio skaičių. Remdamasis šia koncepcija, Mendelejevas padarė išvadą, kad būtina pakeisti kai kurių elementų: urano, indio, cerio ir jo palydovų atomines mases. Tai buvo pirmasis praktinis periodinės lentelės pritaikymas. Mendelejevas taip pat pirmą kartą numatė kelių nežinomų elementų egzistavimą ir savybes. Mokslininkas išsamiai apibūdino svarbiausias eka-aliuminio (galio ateitis), eka-boro (skandis) ir eka-silicio (germanio) savybes. Be to, jis numatė mangano (būsimo technecio ir renio), telūro (polonio), jodo (astatino), cezio (Prancūzija), bario (radžio), tantalo (protaktinio) analogų egzistavimą. Mokslininko prognozės dėl šių elementų buvo bendro pobūdžio, nes šie elementai buvo mažai ištirtose periodinės lentelės srityse.

Pirmosios periodinės sistemos versijos iš esmės buvo tik empirinis apibendrinimas. Mat fizinė periodinio dėsnio prasmė buvo neaiški, nebuvo paaiškinta, kodėl periodiškai keičiasi elementų savybės priklausomai nuo atominių masių padidėjimo. Šiuo atžvilgiu daugelis problemų liko neišspręstos. Ar yra periodinės lentelės ribos? Ar įmanoma nustatyti tikslų esamų elementų skaičių? Šeštojo laikotarpio struktūra liko neaiški – koks buvo tikslus retųjų žemių elementų kiekis? Nežinoma, ar elementų tarp vandenilio ir ličio dar egzistavo, kokia buvo pirmojo laikotarpio struktūra. Todėl iki pat periodinio dėsnio fizinio pagrindimo ir periodinės sistemos teorijos sukūrimo ne kartą iškilo rimtų sunkumų. 1894–1898 m. atradimas buvo netikėtas. penkios inertinės dujos, kurioms, regis, nebuvo vietos periodinėje lentelėje. Šis sunkumas buvo pašalintas dėl idėjos įtraukti nepriklausomą nulinę grupę į periodinės lentelės struktūrą. Masinis radioelementų atradimas XIX–XX amžių sandūroje. (iki 1910 m. jų buvo apie 40) sukėlė aštrų prieštaravimą tarp būtinybės juos talpinti periodinėje lentelėje ir esamos jos struktūros. Šeštame ir septintajame laikotarpiais jiems buvo tik 7 laisvos vietos. Ši problema buvo išspręsta nustačius pamainų taisykles ir atradus izotopus.

Viena iš pagrindinių priežasčių, kodėl neįmanoma paaiškinti periodinio dėsnio fizikinės reikšmės ir periodinės sistemos sandaros, buvo ta, kad nežinoma, kokia atomo struktūra (žr. Atom). Svarbiausias periodinės lentelės kūrimo etapas buvo E. Rutherfordo (1911) sukurtas atominis modelis. Juo remdamasis olandų mokslininkas A. Van den Broekas (1913) pasiūlė, kad elemento eilės numeris periodinėje lentelėje yra skaitiniu požiūriu lygus jo atomo branduolio krūviui (Z). Tai eksperimentiškai patvirtino anglų mokslininkas G. Moseley (1913). Periodinis dėsnis gavo fizikinį pagrindimą: elementų savybių kitimo periodiškumą pradėta svarstyti priklausomai nuo elemento atomo branduolio Z - krūvio, o ne nuo atominės masės (žr. Periodinis cheminių elementų dėsnis).

Dėl to periodinės lentelės struktūra buvo žymiai sustiprinta. Nustatyta apatinė sistemos riba. Tai vandenilis – elementas, kurio minimalus Z = 1. Tapo įmanoma tiksliai įvertinti elementų skaičių tarp vandenilio ir urano. Periodinėje lentelėje buvo nustatytos „tarpos“, atitinkančios nežinomus elementus, kurių Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tačiau liko neaiškūs klausimai dėl tikslaus retųjų žemių elementų skaičiaus ir, svarbiausia, priežastys elementų savybių pokyčių periodiškumas, priklausomai nuo Z, nebuvo atskleistas.

Remdamasis nusistovėjusia periodinės sistemos struktūra ir atomų spektrų tyrimo rezultatais, danų mokslininkas N. Bohras 1918–1921 m. plėtojo idėjas apie elektroninių apvalkalų ir posluoksnių atomuose konstravimo seką. Mokslininkas priėjo prie išvados, kad panašių tipų išorinių atomų apvalkalų elektroninės konfigūracijos periodiškai kartojasi. Taigi buvo parodyta, kad cheminių elementų savybių kitimo periodiškumas paaiškinamas periodiškumo egzistavimu kuriant elektroninius apvalkalus ir atomų posluoksnius.

Periodinė lentelė apima daugiau nei 100 elementų. Iš jų dirbtinai gauti visi transuraniniai elementai (Z = 93–110), taip pat elementai, kurių Z = 43 (technecis), 61 (prometis), 85 (astatinas), 87 (francis). Per visą periodinės sistemos egzistavimo istoriją buvo pasiūlyta labai daug (>500) jos grafinio vaizdavimo variantų, daugiausia lentelių, bet ir įvairių geometrinių figūrų (erdvinių ir plokštuminių) pavidalu. ), analitinės kreivės (spiralės ir kt.) ir kt. Labiausiai paplitusios trumpos, pusiau ilgos, ilgos ir kopėčios lentelės. Šiuo metu pirmenybė teikiama trumpai formai.

Pagrindinis periodinės lentelės sudarymo principas yra jos padalijimas į grupes ir periodus. Mendelejevo elementų serijos sąvoka šiandien nevartojama, nes ji neturi fizinės reikšmės. Grupės savo ruožtu skirstomos į pagrindinius (a) ir antrinius (b) pogrupius. Kiekviename pogrupyje yra elementai – cheminiai analogai. Daugumos grupių a ir b pogrupių elementai taip pat turi tam tikrą panašumą vienas su kitu, daugiausia esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, kurios, kaip taisyklė, yra lygios grupės skaičiui. Periodas yra elementų rinkinys, kuris prasideda šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis (ypatingas atvejis yra pirmasis laikotarpis). Kiekviename periode yra griežtai apibrėžtas elementų skaičius. Periodinę lentelę sudaro aštuonios grupės ir septyni periodai, o septintasis laikotarpis dar nebaigtas.

Ypatingumas Pirmas laikotarpis yra tas, kad jame yra tik 2 laisvos formos dujiniai elementai: vandenilis ir helis. Vandenilio vieta sistemoje yra dviprasmiška. Kadangi jis pasižymi šarminiams metalams ir halogenams būdingomis savybėmis, jis dedamas arba į 1a-, arba į Vlla-pogrupį, arba į abu tuo pačiu metu, vieno iš pogrupių skliausteliuose pateikiant simbolį. Helis yra pirmasis VIIIa pogrupio atstovas. Ilgą laiką helis ir visos inertinės dujos buvo atskirtos į nepriklausomą nulinę grupę. Šią poziciją reikėjo peržiūrėti po cheminių junginių kriptono, ksenono ir radono sintezės. Dėl to inerniosios dujos ir buvusios VIII grupės elementai (geležis, kobaltas, nikelis ir platina) buvo sujungti į vieną grupę.

Antra laikotarpį sudaro 8 elementai. Jis prasideda nuo šarminio metalo ličio, kurio vienintelė oksidacijos būsena yra +1. Toliau ateina berilis (metalas, oksidacijos laipsnis +2). Boras jau pasižymi silpnai išreikštu metaliniu pobūdžiu ir yra nemetalas (oksidacijos laipsnis +3). Be boro, anglis yra tipiškas nemetalas, turintis ir +4, ir –4 oksidacijos būsenas. Azotas, deguonis, fluoras ir neonas yra nemetalai, o azoto oksidacijos laipsnis yra didžiausias +5, atitinkantis grupės numerį. Deguonis ir fluoras yra vieni aktyviausių nemetalų. Inertinių dujų neonas baigia periodą.

Trečias periodo (natrio – argono) taip pat yra 8 elementai. Jų savybių pasikeitimo pobūdis iš esmės panašus į stebimą antrojo laikotarpio elementų pobūdį. Tačiau čia yra ir tam tikros specifikos. Taigi, magnis, skirtingai nei berilis, yra metališkesnis, kaip ir aliuminis, palyginti su boru. Silicis, fosforas, siera, chloras, argonas yra tipiški nemetalai. Ir visi jie, išskyrus argoną, turi aukštesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui.

Kaip matome, abiem laikotarpiais, didėjant Z, akivaizdžiai susilpnėja metalinės ir sustiprėja elementų nemetalinės savybės. D.I.Mendelejevas antrojo ir trečiojo periodo elementus (jo žodžiais tariant, mažus) pavadino tipiniais. Mažų laikotarpių elementai yra vieni labiausiai paplitusių gamtoje. Anglis, azotas ir deguonis (kartu su vandeniliu) yra organogenai, t.y. pagrindiniai organinių medžiagų elementai.

Visi pirmojo – trečiojo laikotarpių elementai yra suskirstyti į a pogrupius.

Ketvirta periodas (kalis – kriptonas) turi 18 elementų. Anot Mendelejevo, tai pirmas didelis laikotarpis. Po šarminio metalo kalio ir šarminio žemės metalo kalcio atsiranda eilė elementų, susidedančių iš 10 vadinamųjų pereinamųjų metalų (skandis – cinkas). Visi jie įtraukti į b pogrupius. Dauguma pereinamųjų metalų, išskyrus geležį, kobaltą ir nikelį, turi didesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Elementai, nuo galio iki kriptono, priklauso a pogrupiams. Yra žinoma daugybė cheminių junginių, susijusių su kriptonu.

Penkta Laikotarpis (rubidis – ksenonas) savo struktūra panaši į ketvirtąjį. Jame taip pat yra įdėklas iš 10 pereinamųjų metalų (itrio – kadmio). Šio laikotarpio elementai turi savo ypatybes. Rutenio – rodžio – paladžio triadoje yra žinomi rutenio junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra +8. Visi a-pogrupių elementai turi didesnę oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Ketvirtojo ir penktojo periodų elementų savybių kitimo ypatumai didėjant Z yra sudėtingesni, palyginti su antruoju ir trečiuoju periodais.

Šešta periodas (cezis – radonas) apima 32 elementus. Šiame periode, be 10 pereinamųjų metalų (lantano, hafnio – gyvsidabrio), taip pat yra 14 lantanidų – nuo ​​cerio iki liutecio. Elementai nuo cerio iki liutecio yra chemiškai labai panašūs, ir dėl šios priežasties jie jau seniai buvo įtraukti į retųjų žemių elementų šeimą. Trumpoje periodinės lentelės formoje į lantano ląstelę įtraukta lantanidų serija, o šios serijos dekodavimas pateiktas lentelės apačioje (žr. Lantanidai).

Kokia šeštojo laikotarpio elementų specifika? Triadoje osmis – iridis – platina, osmiui žinomas oksidacijos laipsnis +8. Astatinas turi gana ryškų metalinį pobūdį. Radonas turi didžiausią reaktyvumą iš visų tauriųjų dujų. Deja, dėl to, kad jis yra labai radioaktyvus, jo chemija mažai tyrinėta (žr. Radioaktyvieji elementai).

Septintas laikotarpis prasideda nuo Prancūzijos. Jame, kaip ir šeštajame, taip pat turėtų būti 32 elementai, tačiau iš jų dar žinomi 24. Francis ir radis yra atitinkamai Ia ir IIa pogrupių elementai, aktinis priklauso IIIb pogrupiui. Toliau seka aktinidų šeima, kurią sudaro elementai nuo torio iki Lawrencium ir kuri yra panašiai kaip lantanidai. Šios serijos elementų dekodavimas taip pat pateiktas lentelės apačioje.

Dabar pažiūrėkime, kaip keičiasi cheminių elementų savybės pogrupius periodinė sistema. Pagrindinis šio pokyčio modelis yra elementų metališkumo stiprėjimas didėjant Z. Šis modelis ypač aiškiai pasireiškia IIIa–VIIa pogrupiuose. Ia–IIIa pogrupių metalams stebimas cheminio aktyvumo padidėjimas. IVa–VIIa pogrupių elementams, didėjant Z, stebimas elementų cheminio aktyvumo susilpnėjimas. B pogrupio elementų cheminio aktyvumo pasikeitimo pobūdis yra sudėtingesnis.

Periodinės sistemos teoriją XX a. sukūrė N. Bohras ir kiti mokslininkai. XX amžiuje ir remiasi realia atomų elektroninių konfigūracijų formavimo schema (žr. Atomas). Remiantis šia teorija, didėjant Z, elektronų apvalkalai ir subapvalkalai užpildomi periodinės lentelės perioduose esančių elementų atomuose tokia seka:

Remdamiesi periodinės sistemos teorija, galime pateikti tokį periodo apibrėžimą: periodas – tai elementų rinkinys, prasidedantis elementu, kurio reikšmė n lygi periodo skaičiui ir l = 0 (s-elementai) ir baigiasi. su elementu, kurio reikšmė tokia pati n ir l = 1 (p-elements elements) (žr. Atom). Išimtis yra pirmasis laikotarpis, kuriame yra tik 1s elementai. Iš periodinės sistemos teorijos elementų skaičiai perioduose išplaukia: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

Lentelėje kiekvieno tipo elementų simboliai (s-, p-, d- ir f-elementai) pavaizduoti tam tikros spalvos fone: s-elementai - raudoname, p-elementai - oranžiniame, d-elementai. - ant mėlynos spalvos, f-elementai - ant žalios spalvos. Kiekvienoje ląstelėje rodomi elementų atominiai skaičiai ir atominės masės, taip pat išorinių elektronų apvalkalų elektroninės konfigūracijos.

Iš periodinės sistemos teorijos išplaukia, kad į a pogrupius įeina elementai, kurių n lygus periodo skaičiui, o l = 0 ir 1. Į b pogrupius įeina tie elementai, kurių atomuose išliko anksčiau likę apvalkalų užbaigimas. atsiranda nepilnas. Štai kodėl pirmame, antrame ir trečiame laikotarpiuose nėra b pogrupių elementų.

Periodinės elementų lentelės struktūra yra glaudžiai susijusi su cheminių elementų atomų sandara. Kai Z didėja, panašūs išorinių elektronų apvalkalų konfigūracijos tipai periodiškai kartojasi. Būtent jie nustato pagrindinius elementų cheminio elgesio bruožus. Šios savybės skirtingai pasireiškia a pogrupių elementams (s- ir p-elementams), b-pogrupių elementams (pereinamieji d-elementai) ir f-šeimų elementams - lantanidams ir aktinidams. Ypatingą atvejį vaizduoja pirmojo laikotarpio elementai - vandenilis ir helis. Vandenilis pasižymi dideliu cheminiu aktyvumu, nes tik 1s elektronas yra lengvai pašalinamas. Tuo pačiu metu helio (1s 2) konfigūracija yra labai stabili, o tai lemia jo cheminį neveiklumą.

A-pogrupių elementams išoriniai atomų elektronų apvalkalai yra užpildyti (kurio n lygus periodo skaičiui), todėl šių elementų savybės pastebimai keičiasi didėjant Z. Taigi antrajame periode litis (2s konfigūracija) ) yra aktyvus metalas , kuris lengvai praranda vienintelį valentinį elektroną ; berilis (2s 2) taip pat yra metalas, bet mažiau aktyvus dėl to, kad jo išoriniai elektronai yra glaudžiau surišti su branduoliu. Be to, boras (2s 2 p) turi silpnai išreikštą metalinį pobūdį, o visi vėlesni antrojo periodo elementai, kuriuose yra pastatytas 2p subapvalas, jau yra nemetalai. Neono (2s 2 p 6) – inertinių dujų – išorinio elektroninio apvalkalo aštuonių elektronų konfigūracija yra labai stipri.

Antrojo laikotarpio elementų cheminės savybės paaiškinamos jų atomų noru įgyti artimiausių inertinių dujų elektroninę konfigūraciją (helio konfigūracija elementams nuo ličio iki anglies arba neoninė konfigūracija elementams nuo anglies iki fluoro). Štai kodėl, pavyzdžiui, deguonis negali turėti didesnės oksidacijos būsenos, lygios jo grupės skaičiui: jam lengviau pasiekti neoninę konfigūraciją, įgyjant papildomų elektronų. Toks pat savybių pokyčių pobūdis pasireiškia trečiojo periodo elementuose ir visų vėlesnių laikotarpių s- bei p-elementuose. Tuo pačiu metu išorinių elektronų ir branduolio a-pogrupių ryšio stiprumo susilpnėjimas didėjant Z pasireiškia atitinkamų elementų savybėmis. Taigi, s elementų cheminis aktyvumas pastebimai padidėja, kai didėja Z, o p elementų metalinės savybės.

Pereinamųjų d elementų atomuose anksčiau neužbaigti apvalkalai užpildomi pagrindinio kvantinio skaičiaus n reikšme, vienu mažesniu už periodo skaičių. Su keliomis išimtimis pereinamųjų elementų atomų išorinių elektronų apvalkalų konfigūracija yra ns 2. Todėl visi d-elementai yra metalai, todėl d-elementų savybių pokyčiai didėjant Z nėra tokie dramatiški, kaip s- ir p-elementų. Esant aukštesnėms oksidacijos būsenoms, d-elementai turi tam tikrą panašumą su atitinkamų periodinės lentelės grupių p-elementais.

Triadių (VIIIb-pogrupio) elementų savybių ypatumai aiškinami tuo, kad b-skilveliai yra arti užbaigimo. Štai kodėl geležies, kobalto, nikelio ir platinos metalai, kaip taisyklė, nėra linkę gaminti aukštesnės oksidacijos laipsnio junginių. Vienintelės išimtys yra rutenis ir osmis, kurie suteikia oksidams RuO 4 ir OsO 4 . Ib ir IIb pogrupių elementų d pogrupis iš tikrųjų yra baigtas. Todėl jų oksidacijos būsenos yra lygios grupės skaičiui.

Lantanidų ir aktinidų (visi jie yra metalai) atomuose užbaigiami anksčiau neužbaigti elektronų apvalkalai, kurių pagrindinio kvanto skaičiaus n reikšmė yra dviem vienetais mažesnė už periodo skaičių. Šių elementų atomuose išorinio elektroninio apvalkalo (ns 2) konfigūracija išlieka nepakitusi, o trečiasis išorinis N apvalkalas užpildytas 4f-elektronais. Štai kodėl lantanidai yra tokie panašūs.

Dėl aktinidų padėtis yra sudėtingesnė. Elementų, kurių Z = 90–95, atomuose 6d ir 5f elektronai gali dalyvauti cheminėje sąveikoje. Todėl aktinidai turi daug daugiau oksidacijos būsenų. Pavyzdžiui, neptūniui, plutoniui ir americiui yra žinomi junginiai, kuriuose šie elementai yra septyniavalentėje būsenoje. Tik elementams, pradedant curium (Z = 96), trivalentė būsena tampa stabili, tačiau tai taip pat turi savo ypatybes. Taigi aktinidų savybės labai skiriasi nuo lantanidų savybių, todėl šios dvi šeimos negali būti laikomos panašiomis.

Aktinidų šeima baigiasi elementu, kurio Z = 103 (lawrencium). Įvertinus kurchatoviumo (Z = 104) ir nilsborio (Z = 105) chemines savybes, matyti, kad šie elementai turėtų būti atitinkamai hafnio ir tantalo analogai. Todėl mokslininkai mano, kad po aktinidų šeimos atomuose prasideda sistemingas 6d posluoksnio užpildymas. Elementų, kurių Z = 106–110, cheminė prigimtis eksperimentiškai nebuvo įvertinta.

Galutinis periodinės lentelės elementų skaičius nežinomas. Jos viršutinės ribos problema tikriausiai yra pagrindinė periodinės lentelės paslaptis. Sunkiausias gamtoje aptiktas elementas yra plutonis (Z = 94). Pasiekta dirbtinės branduolių sintezės riba – elementas, kurio atominis skaičius 110. Klausimas lieka atviras: ar pavyks gauti elementų su dideliu atominiu skaičiumi, kokių ir kiek? Į tai dar negalima tiksliai atsakyti.

Naudodami sudėtingus skaičiavimus, atliktus elektroniniais kompiuteriais, mokslininkai bandė nustatyti atomų struktūrą ir įvertinti svarbiausias „superelementų“ savybes iki didžiulių serijos numerių (Z = 172 ir net Z = 184). Gauti rezultatai buvo gana netikėti. Pavyzdžiui, elemento atome, kurio Z = 121, tikimasi, kad atsiras 8p elektronas; tai įvyksta po to, kai atomuose, kurių Z = 119 ir 120, susidaro 8s subapvalkalas. Tačiau p-elektronų atsiradimas po s-elektronų pastebimas tik antrojo ir trečiojo periodų elementų atomuose. Skaičiavimai taip pat rodo, kad hipotetinio aštuntojo periodo elementuose elektronų apvalkalų ir atomų subapvalkalų užpildymas vyksta labai sudėtinga ir unikalia seka. Todėl atitinkamų elementų savybių įvertinimas yra labai sudėtinga problema. Atrodytų, aštuntajame periode turėtų būti 50 elementų (Z = 119–168), tačiau, remiantis skaičiavimais, jis turėtų baigtis elementu, kurio Z = 164, t. y. 4 eilės numeriais anksčiau. O „egzotiškas“ devintasis laikotarpis, pasirodo, turėtų susidėti iš 8 elementų. Štai jo „elektroninis“ įrašas: 9s 2 8p 4 9p 2. Kitaip tariant, jame būtų tik 8 elementai, kaip antrasis ir trečiasis periodai.

Sunku pasakyti, kiek teisingi būtų skaičiavimai, atlikti kompiuteriu. Tačiau jei jie būtų patvirtinti, reikėtų rimtai persvarstyti periodinės elementų lentelės ir jos struktūros modelius.

Periodinė lentelė vaidino ir vaidina didžiulį vaidmenį plėtojant įvairias gamtos mokslų sritis. Tai buvo svarbiausias atominio-molekulinio mokslo pasiekimas, prisidėjęs prie šiuolaikinės „cheminio elemento“ sąvokos atsiradimo ir sampratų apie paprastas medžiagas bei junginių išaiškinimo.

Periodinės sistemos atskleisti dėsningumai turėjo didelės įtakos atomų sandaros teorijos raidai, izotopų atradimui, idėjų apie branduolinį periodiškumą atsiradimui. Periodinė sistema yra susijusi su griežtai moksliniu chemijos prognozavimo problemos formulavimu. Tai pasireiškė nežinomų elementų egzistavimo ir savybių numatymu bei naujais jau atrastų elementų cheminio elgesio bruožais. Šiais laikais periodinė sistema yra chemijos, pirmiausia neorganinės, pagrindas, reikšmingai padedantis išspręsti iš anksto nustatytas savybes turinčių medžiagų cheminės sintezės, naujų puslaidininkinių medžiagų kūrimo, specifinių katalizatorių parinkimo įvairiems cheminiams procesams problemą ir tt. , periodinė sistema yra chemijos mokymo pagrindas.

Jei jums sunku suprasti periodinę lentelę, jūs ne vieni! Nors gali būti sunku suprasti jo principus, išmokti jį naudoti padės studijuojant mokslą. Pirmiausia išstudijuokite lentelės struktūrą ir kokią informaciją iš jos galite sužinoti apie kiekvieną cheminį elementą. Tada galite pradėti tyrinėti kiekvieno elemento savybes. Galiausiai, naudodamiesi periodine lentele, galite nustatyti neutronų skaičių tam tikro cheminio elemento atome.

Žingsniai

1 dalis

Periodinė lentelė arba periodinė cheminių elementų lentelė prasideda viršutiniame kairiajame kampe ir baigiasi paskutinės lentelės eilutės pabaigoje (apatiniame dešiniajame kampe). Elementai lentelėje yra išdėstyti iš kairės į dešinę didėjančia jų atominio skaičiaus tvarka. Atominis skaičius rodo, kiek protonų yra viename atome. Be to, didėjant atominiam skaičiui, didėja ir atominė masė. Taigi pagal elemento vietą periodinėje lentelėje galima nustatyti jo atominę masę.

Kaip matote, kiekviename paskesniame elemente yra vienu protonu daugiau nei prieš jį esančiame elemente. Tai akivaizdu, kai žiūrite į atominius skaičius. Judant iš kairės į dešinę atomų skaičius padidėja vienu. Kadangi elementai yra išdėstyti grupėmis, kai kurie lentelės langeliai paliekami tušti.

• Pavyzdžiui, pirmoje lentelės eilutėje yra vandenilis, kurio atominis skaičius yra 1, ir helis, kurio atominis skaičius yra 2. Tačiau jie yra priešinguose kraštuose, nes priklauso skirtingoms grupėms.

1. Sužinokite apie grupes, kuriose yra elementų, turinčių panašių fizinių ir cheminių savybių. Kiekvienos grupės elementai yra atitinkamame vertikaliame stulpelyje. Paprastai jie atpažįstami pagal tą pačią spalvą, kuri padeda atpažinti elementus, turinčius panašių fizinių ir cheminių savybių, ir numatyti jų elgesį. Visų tam tikros grupės elementų išoriniame apvalkale yra vienodas elektronų skaičius.

   • Vandenilis gali būti klasifikuojamas kaip šarminiai metalai ir halogenai. Kai kuriose lentelėse jis nurodytas abiejose grupėse.
   • Dažniausiai grupės numeruojamos nuo 1 iki 18, o skaičiai pateikiami lentelės viršuje arba apačioje. Skaičiai gali būti nurodyti romėniškais (pvz., IA) arba arabiškais (pvz., 1A arba 1) skaitmenimis.
   • Kai judate stulpeliu iš viršaus į apačią, sakoma, kad „naršote grupę“.

2. Sužinokite, kodėl lentelėje yra tuščių langelių. Elementai rikiuojami ne tik pagal atominį skaičių, bet ir pagal grupes (tos pačios grupės elementai turi panašias fizines ir chemines savybes). Dėl to lengviau suprasti, kaip elgiasi tam tikras elementas. Tačiau didėjant atominiam skaičiui, elementai, patenkantys į atitinkamą grupę, ne visada randami, todėl lentelėje yra tuščių langelių.

   • Pavyzdžiui, pirmosiose 3 eilutėse yra tuščios ląstelės, nes pereinamieji metalai randami tik iš atominio numerio 21.
   • Elementai, kurių atominiai numeriai yra nuo 57 iki 102, priskiriami retųjų žemių elementams ir paprastai yra atskirame pogrupyje apatiniame dešiniajame lentelės kampe.

3. Kiekviena lentelės eilutė reiškia laikotarpį. Visi to paties laikotarpio elementai turi tiek pat atominių orbitalių, kuriose yra elektronai atomuose. Orbitalių skaičius atitinka periodo numerį. Lentelėje yra 7 eilutės, tai yra 7 taškai.

   • Pavyzdžiui, pirmojo periodo elementų atomai turi vieną orbitalę, o septinto periodo elementų atomai – 7 orbitales.
   • Paprastai taškai žymimi skaičiais nuo 1 iki 7 lentelės kairėje.
   • Kai judate linija iš kairės į dešinę, sakoma, kad „nuskaitote laikotarpį“.

4. Išmokite atskirti metalus, metaloidus ir nemetalus. Jūs geriau suprasite elemento savybes, jei galėsite nustatyti, kokio tipo jis yra. Patogumui daugumoje lentelių metalai, metaloidai ir nemetalai žymimi skirtingomis spalvomis. Metalai yra kairėje, o nemetalai - dešinėje stalo pusėje. Tarp jų yra metaloidai.

   2 dalis

   Elementų žymėjimai

   1. Kiekvienas elementas žymimas viena arba dviem lotyniškomis raidėmis. Paprastai elemento simbolis rodomas didelėmis raidėmis atitinkamo langelio centre. Simbolis yra sutrumpintas elemento pavadinimas, kuris yra vienodas daugeliu kalbų. Elementų simboliai dažniausiai naudojami atliekant eksperimentus ir dirbant su cheminėmis lygtimis, todėl naudinga juos atsiminti.

      • Paprastai elementų simboliai yra lotyniško pavadinimo santrumpos, nors kai kuriems, ypač neseniai atrastiems elementams, jie yra kilę iš bendro pavadinimo. Pavyzdžiui, helis žymimas simboliu He, kuris daugumoje kalbų yra artimas bendriniam pavadinimui. Tuo pačiu metu geležis žymima Fe, kuri yra jos lotyniško pavadinimo santrumpa.

   2. Atkreipkite dėmesį į visą elemento pavadinimą, jei jis pateiktas lentelėje.Šis elementas „pavadinimas“ naudojamas įprastuose tekstuose. Pavyzdžiui, „helis“ ir „anglis“ yra elementų pavadinimai. Paprastai, nors ir ne visada, pilni elementų pavadinimai pateikiami po jų cheminiu simboliu.

      • Kartais lentelėje nenurodomi elementų pavadinimai ir pateikiami tik jų cheminiai simboliai.

   3. Raskite atominį skaičių. Paprastai elemento atominis numeris yra atitinkamos ląstelės viršuje, viduryje arba kampe. Jis taip pat gali būti rodomas po elemento simboliu arba pavadinimu. Elementai turi atominius skaičius nuo 1 iki 118.

      • Atominis skaičius visada yra sveikas skaičius.

   4. Atminkite, kad atominis skaičius atitinka protonų skaičių atome. Visuose elemento atomuose yra tiek pat protonų. Skirtingai nuo elektronų, protonų skaičius elemento atomuose išlieka pastovus. Priešingu atveju gautumėte kitokį cheminį elementą!

Kaip naudotis periodine lentele?Nežinančiam žmogui periodinės lentelės skaitymas yra tas pats, kas nykštukui, žiūrinčiam į senovines elfų runas. O periodinė lentelė, beje, teisingai naudojama, gali daug pasakyti apie pasaulį. Be to, kad jis puikiai tarnauja egzamine, jis taip pat yra tiesiog nepakeičiamas sprendžiant daugybę cheminių ir fizinių problemų. Bet kaip tai skaityti? Laimei, šiandien kiekvienas gali išmokti šio meno. Šiame straipsnyje mes jums pasakysime, kaip suprasti periodinę lentelę.

Periodinė cheminių elementų lentelė (Mendelejevo lentelė) yra cheminių elementų klasifikacija, kuri nustato įvairių elementų savybių priklausomybę nuo atomo branduolio krūvio.

Lentelės sukūrimo istorija

Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas nebuvo paprastas chemikas, jei kas taip mano. Jis buvo chemikas, fizikas, geologas, metrologas, ekologas, ekonomistas, naftos darbuotojas, aeronautas, prietaisų gamintojas ir mokytojas. Per savo gyvenimą mokslininkas spėjo atlikti daug fundamentinių tyrimų įvairiose žinių srityse. Pavyzdžiui, plačiai manoma, kad būtent Mendelejevas apskaičiavo idealų degtinės stiprumą – 40 laipsnių. Nežinome, kaip Mendelejevas jautė degtinę, bet tikrai žinome, kad jo disertacija tema „Diskusas apie alkoholio derinį su vandeniu“ neturėjo nieko bendra su degtine ir nagrinėjo alkoholio koncentraciją nuo 70 laipsnių. Su visais mokslininko nuopelnais, cheminių elementų periodinio dėsnio – vieno iš pagrindinių gamtos dėsnių – atradimas atnešė jam plačiausią šlovę.

Yra legenda, pagal kurią mokslininkas svajojo apie periodinę lentelę, po kurios jam tereikėjo patobulinti atsiradusią idėją. Bet jei viskas būtų taip paprasta.. Ši periodinės lentelės kūrimo versija, matyt, yra ne kas kita, kaip legenda. Paklaustas, kaip buvo atidarytas stalas, Dmitrijus Ivanovičius atsakė: „ Aš galvoju apie tai gal dvidešimt metų, bet jūs galvojate: aš sėdėjau ir staiga... viskas baigta.

Devyniolikto amžiaus viduryje keli mokslininkai lygiagrečiai bandė sutvarkyti žinomus cheminius elementus (žinomi 63 elementai). Pavyzdžiui, 1862 m. Alexandre'as Emile'as Chancourtois išdėstė elementus išilgai spiralės ir pastebėjo ciklišką cheminių savybių pasikartojimą. Chemikas ir muzikantas Johnas Alexanderis Newlandsas pasiūlė savo periodinės lentelės versiją 1866 m. Įdomus faktas yra tai, kad mokslininkas bandė atrasti kažkokią mistinę muzikinę harmoniją elementų išdėstyme. Tarp kitų bandymų buvo ir Mendelejevo bandymas, kurį vainikavo sėkmė.

1869 m. buvo paskelbta pirmoji lentelės schema, o 1869 m. kovo 1 d. laikoma periodinio įstatymo atidarymo diena. Mendelejevo atradimo esmė buvo ta, kad elementų, kurių atominė masė didėja, savybės kinta ne monotoniškai, o periodiškai. Pirmojoje lentelės versijoje buvo tik 63 elementai, tačiau Mendelejevas priėmė nemažai labai netradicinių sprendimų. Taigi, jis spėjo lentelėje palikti vietos dar neatrastiems elementams, taip pat pakeitė kai kurių elementų atomines mases. Esminis Mendelejevo išvesto dėsnio teisingumas buvo patvirtintas labai greitai, atradus galio, skandžio ir germanio, kurių egzistavimą numatė mokslininkas.

Šiuolaikinis periodinės lentelės vaizdas

Žemiau yra pati lentelė

Šiandien vietoj atominio svorio (atominės masės) elementams rikiuoti naudojama atominio skaičiaus (protonų skaičiaus branduolyje) sąvoka. Lentelėje yra 120 elementų, kurie išdėstyti iš kairės į dešinę didėjančio atominio skaičiaus (protonų skaičiaus) tvarka.

Lentelės stulpeliai žymi vadinamąsias grupes, o eilutės – laikotarpius. Lentelėje yra 18 grupių ir 8 periodai.

• Elementų metalinės savybės mažėja judant periodu iš kairės į dešinę ir didėja priešinga kryptimi.
• Atomų dydžiai mažėja judant iš kairės į dešinę periodais.
• Judant iš viršaus į apačią per grupę, didėja redukcinio metalo savybės.
• Oksidacinės ir nemetalinės savybės didėja judant iš kairės į dešinę aš.

Ką mes sužinome apie elementą iš lentelės? Pavyzdžiui, paimkime trečiąjį lentelės elementą - litį ir apsvarstykite jį išsamiai.

Pirmiausia matome patį elemento simbolį ir po juo jo pavadinimą. Viršutiniame kairiajame kampe yra elemento atominis numeris, kokia tvarka elementas yra išdėstytas lentelėje. Atominis skaičius, kaip jau minėta, yra lygus protonų skaičiui branduolyje. Teigiamų protonų skaičius paprastai yra lygus neigiamų elektronų skaičiui atome (išskyrus izotopus).

Atominė masė nurodyta po atominiu numeriu (šioje lentelės versijoje). Jei suapvalinsime atominę masę iki artimiausio sveikojo skaičiaus, gausime vadinamąjį masės skaičių. Skirtumas tarp masės skaičiaus ir atominio skaičiaus parodo neutronų skaičių branduolyje. Taigi helio branduolyje neutronų skaičius yra du, o lityje - keturi.

Mūsų kursas „Periodinė lentelė manekenams“ baigėsi. Pabaigoje kviečiame žiūrėti teminį vaizdo įrašą ir tikimės, kad klausimas, kaip naudoti Mendelejevo periodinę lentelę, jums tapo aiškesnis. Primename, kad naują dalyką visada efektyviau studijuoti ne vienam, o padedant patyrusiam mentoriui. Todėl niekada neturėtumėte pamiršti apie juos, kurie mielai pasidalins su jumis savo žiniomis ir patirtimi.