Ligji periodik i D.I. Mendeleev dhe sistemi periodik i elementeve kimike. Struktura e tabelës periodike

Shekulli i nëntëmbëdhjetë në historinë e njerëzimit është një shekull në të cilin u reformuan shumë shkenca, përfshirë kiminë. Pikërisht në këtë kohë u shfaq sistemi periodik i Mendelejevit dhe bashkë me të ligji periodik. Ishte ai që u bë baza e kimisë moderne. Sistemi periodik i D.I. Mendeleev është një sistemim i elementeve që përcakton varësinë e vetive kimike dhe fizike nga struktura dhe ngarkesa e atomit të një substance.

Histori

Fillimi i periudhës periodike u hodh nga libri "Korrelacioni i vetive me peshën atomike të elementeve", shkruar në çerekun e tretë të shekullit të 17-të. Ai shfaqi konceptet themelore të elementeve kimike të njohura (në atë kohë kishte vetëm 63 prej tyre). Për më tepër, masat atomike të shumë prej tyre u përcaktuan gabimisht. Kjo ndërhyri shumë në zbulimin e D.I. Mendeleev.

Dmitry Ivanovich filloi punën e tij duke krahasuar vetitë e elementeve. Para së gjithash, ai punoi në klor dhe kalium, dhe vetëm atëherë kaloi në punën me metale alkali. I armatosur me karta speciale në të cilat përshkruheshin elementë kimikë, ai u përpoq vazhdimisht të mblidhte këtë "mozaik": duke e vendosur në tryezën e tij në kërkim të kombinimeve dhe ndeshjeve të nevojshme.

Pas shumë përpjekjesh, Dmitry Ivanovich më në fund gjeti modelin që po kërkonte dhe i renditi elementët në rreshta periodikë. Pasi mori si rezultat qeliza boshe midis elementeve, shkencëtari kuptoi se jo të gjithë elementët kimikë ishin të njohur për studiuesit rusë dhe se ishte ai që duhet t'i jepte kësaj bote njohuritë në fushën e kimisë që nuk ishin dhënë ende nga ai. paraardhësit.

Të gjithë e dinë mitin se tabela periodike iu shfaq Mendelejevit në një ëndërr dhe ai mblodhi elementet në një sistem të vetëm nga kujtesa. Kjo është, përafërsisht, një gënjeshtër. Fakti është se Dmitry Ivanovich punoi mjaft gjatë dhe u përqendrua në punën e tij, dhe kjo e lodhi shumë. Ndërsa punonte në sistemin e elementeve, Mendelejevi një herë ra në gjumë. Kur u zgjua, kuptoi se nuk e kishte mbaruar tryezën dhe përkundrazi vazhdoi të mbushte qelitë bosh. I njohuri i tij, një farë Inostrantsev, një mësues universiteti, vendosi që tabela periodike ishte ëndërruar nga Mendelejevi dhe përhapi këtë thashetheme midis studentëve të tij. Kështu doli kjo hipotezë.

Fama

Elementet kimike të Mendelejevit janë një pasqyrim i ligjit periodik të krijuar nga Dmitry Ivanovich në çerekun e tretë të shekullit të 19-të (1869). Ishte në vitin 1869 që njoftimi i Mendelejevit për krijimin e një strukture të caktuar u lexua në një takim të komunitetit kimik rus. Dhe në të njëjtin vit, u botua libri "Bazat e kimisë", në të cilin u botua për herë të parë sistemi periodik i elementeve kimike të Mendeleev. Dhe në librin "Sistemi natyror i elementeve dhe përdorimi i tij për të treguar cilësitë e elementeve të pazbuluara", D. I. Mendeleev përmendi për herë të parë konceptin e "ligjit periodik".

Struktura dhe rregullat për vendosjen e elementeve

Hapat e parë në krijimin e ligjit periodik u ndërmorën nga Dmitry Ivanovich përsëri në 1869-1871, në atë kohë ai punoi shumë për të vendosur varësinë e vetive të këtyre elementeve nga masa e atomit të tyre. Versioni modern përbëhet nga elementë të përmbledhur në një tabelë dydimensionale.

Pozicioni i një elementi në tabelë ka një kuptim të caktuar kimik dhe fizik. Me vendndodhjen e një elementi në tabelë, mund të zbuloni se cila është valenca e tij dhe të përcaktoni karakteristika të tjera kimike. Dmitry Ivanovich u përpoq të krijonte një lidhje midis elementeve, të ngjashëm në veti dhe të ndryshme.

Ai e bazoi klasifikimin e elementeve kimike të njohura në atë kohë në valencë dhe masë atomike. Duke krahasuar vetitë relative të elementeve, Mendeleev u përpoq të gjente një model që do të bashkonte të gjithë elementët kimikë të njohur në një sistem. Duke i renditur në bazë të masave atomike në rritje, ai ende arriti periodicitetin në secilën prej rreshtave.

Zhvillimi i mëtejshëm i sistemit

Tabela periodike, e cila u shfaq në vitin 1969, është rafinuar më shumë se një herë. Me ardhjen e gazeve fisnike në vitet 1930, ishte e mundur të zbulohej një varësi e re e elementeve - jo nga masa, por nga numri atomik. Më vonë, u bë e mundur të përcaktohej numri i protoneve në bërthamat atomike dhe doli që ai përkon me numrin atomik të elementit. Shkencëtarët e shekullit të 20-të studiuan energjinë elektronike. Doli se ajo ndikon gjithashtu në periodicitetin. Kjo ndryshoi shumë idetë për vetitë e elementeve. Kjo pikë u pasqyrua në botimet e mëvonshme të tabelës periodike të Mendelejevit. Çdo zbulim i ri i vetive dhe karakteristikave të elementeve përshtatet organikisht në tabelë.

Karakteristikat e sistemit periodik të Mendelejevit

Tabela periodike ndahet në periudha (7 rreshta të rregulluar horizontalisht), të cilat, nga ana tjetër, ndahen në të mëdha dhe të vogla. Periudha fillon me një metal alkalik dhe përfundon me një element me veti jometalike.
Tabela e Dmitry Ivanovich është e ndarë vertikalisht në grupe (8 kolona). Secila prej tyre në tabelën periodike përbëhet nga dy nëngrupe, përkatësisht ato kryesore dhe dytësore. Pas shumë debatesh, me sugjerimin e D.I Mendeleev dhe kolegut të tij W. Ramsay, u vendos që të futet i ashtuquajturi grup zero. Ai përfshin gazra inerte (neon, helium, argon, radon, ksenon, kripton). Në vitin 1911, shkencëtarëve F. Soddy iu kërkua të vendosnin elementë të padallueshëm, të ashtuquajturit izotopë, në tabelën periodike - për to u ndanë qeliza të veçanta.

Megjithë korrektësinë dhe saktësinë e sistemit periodik, komuniteti shkencor nuk donte ta njihte këtë zbulim për një kohë të gjatë. Shumë shkencëtarë të mëdhenj talleshin me punën e D.I Mendeleev dhe besonin se ishte e pamundur të parashikoheshin vetitë e një elementi që nuk ishte zbuluar ende. Por pasi u zbuluan elementët e supozuar kimikë (dhe këta ishin, për shembull, skadiumi, galiumi dhe germaniumi), sistemi Mendeleev dhe ligji i tij periodik u bënë shkenca e kimisë.

Tabela në kohët moderne

Tabela periodike e elementeve të Mendelejevit është baza e shumicës së zbulimeve kimike dhe fizike që lidhen me shkencën atomike-molekulare. Koncepti modern i një elementi u formua pikërisht falë shkencëtarit të madh. Ardhja e sistemit periodik të Mendelejevit solli ndryshime thelbësore në kuptimin e komponimeve të ndryshme dhe substancave të thjeshta. Krijimi i tabelës periodike nga shkencëtarët pati një ndikim të madh në zhvillimin e kimisë dhe të gjitha shkencave që lidhen me të.

Paraqitja grafike e ligjit periodik është Tabelë periodike elementet kimike. Janë të njohura më shumë se 700 forma të tabelës periodike. Sipas vendimit të Unionit Ndërkombëtar të Kimistëve, versioni gjysmë i gjatë i tij është zyrtar.

Secilit element kimik në tabelë i ndahet një qelizë, në të cilën tregohet simboli dhe emri i elementit, numri serial dhe masa atomike relative.

Vija e thyer tregon kufirin midis metaleve dhe jometaleve.

Sekuenca e renditjes së elementeve nuk përkon gjithmonë me rritjen e masës atomike. Ka disa përjashtime nga rregulli. Kështu, masa atomike relative e argonit është më e vogël se masa atomike e kaliumit dhe ajo e telurit është më e vogël se ajo e jodit.

Çdo element ka të vetin rendore (atomike) numri , ndodhet në një periudhë të caktuar dhe një grup të caktuar.

Një periudhë është një seri horizontale elementësh kimikë, duke filluar me një metal alkali (ose hidrogjen) dhe duke përfunduar me një gaz inert (fisnik).

Ne tavoline shtatë periudhave. Secili përmban një numër të caktuar elementësh:

\(1\)periudha - \(2\) element,

\(2\)periudha - \(8\) elemente,

\(3\)-periudha - \(8\) elemente,

\(4\)-periudha - \(18\) elemente,

\(5\)periudha - \(18\) elemente,

\(6\)periudha - \(32\) element (\(18 + 14\)),

\(7\)-periudha - \(32\) element (\(18 + 14\)).

Tre periudhat e para quhen i vogël periudhat, pjesa tjetër - i madh . Si në periudhat e vogla ashtu edhe në ato të mëdha ka një gradual dobësimi i metalit vetitë dhe përforcim i jometalit , vetëm në periudha të gjata ndodh më lehtë.

Elementet me numra serial \(58\)–\(71\) ( lantanide ) dhe \(90\)–\(103\) ( aktinidet ) hiqen nga tabela dhe vendosen poshtë saj. Këto janë elemente të grupit IIIB. Lantanidet i përkasin i gjashti periudha, dhe aktinidet - deri i shtati .

Periudha e tetë do të shfaqet në tabelën periodike kur të zbulohen elementë të rinj.

Një grup është një kolonë vertikale e elementeve kimike që kanë veti të ngjashme.

Ekzistojnë grupe \(18\) në tabelën periodike, të numëruara me numra arabë. Shpesh ata përdorin numra romakë me shtimin e shkronjave \(A\) ose \(B\). Në këtë rast, grupet janë \(8\).

Grupet \(A\) filloni me elemente të periudhave të vogla, përfshini edhe elemente të periudhave të mëdha; përmbajnë si metale ashtu edhe jometale. Në versionin e shkurtër të tabelës periodike është nëngrupet kryesore .

Grupet \(B\) përmbajnë elemente të periudhave të gjata, dhe këto janë vetëm metale. Në versionin e shkurtër të tabelës periodike është nëngrupet dytësore .

Numri i elementeve në grupe:

IA, VIIIA - \(7\) elemente secili;

IIA - VIIA - nga elementet \(6\);

IIIB - \(32\) element (\(4 + 14\) lantanide \(+ 14\) aktinide);

VIIB - \(12\) elemente;

IB, IIB, IVB - VIIB - \(4\) elemente secili.

Përbërja sasiore e grupeve do të ndryshojë me shtimin e elementeve të rinj në tabelë.

Numri i grupit romak zakonisht tregon valencë më të lartë në okside. Por për disa elementë ky rregull nuk zbatohet. Kështu që, fluorin nuk mund të jetë shtatëvalente, por oksigjen - gjashtëvalent. Mos shfaq një valencë të barabartë me numrin e grupit, helium , neoni Dhe argoni - këto elemente nuk formojnë komponime me oksigjenin. Bakri është dyvalente, dhe ari - trevalente, megjithëse këto janë elemente të grupit të parë.

Sistemi periodik është një grup i renditur i elementeve kimike, klasifikimi i tyre natyror, i cili është një shprehje grafike (tabelore) e ligjit periodik të elementeve kimike. Struktura e saj, në shumë mënyra e ngjashme me atë moderne, u zhvillua nga D. I. Mendeleev në bazë të ligjit periodik në 1869-1871.

Prototipi i sistemit periodik ishte "Përvoja e një sistemi elementësh bazuar në peshën e tyre atomike dhe ngjashmërinë kimike", e përpiluar nga D. I. Mendeleev më 1 mars 1869. Gjatë dy viteve e gjysmë, shkencëtari përmirësoi vazhdimisht “Përvoja e një sistemi”, prezantoi idenë e grupeve, serive dhe periudhave të elementeve. Si rezultat, struktura e tabelës periodike fitoi skica kryesisht moderne.

Koncepti i vendit të një elementi në sistem, i përcaktuar nga numrat e grupit dhe periudhës, u bë i rëndësishëm për evolucionin e tij. Bazuar në këtë koncept, Mendeleev arriti në përfundimin se ishte e nevojshme të ndryshoni masat atomike të disa elementeve: uraniumit, indiumit, ceriumit dhe satelitëve të tij. Ky ishte aplikimi i parë praktik i tabelës periodike. Mendeleev gjithashtu parashikoi për herë të parë ekzistencën dhe vetitë e disa elementeve të panjohura. Shkencëtari përshkroi në detaje vetitë më të rëndësishme të eka-aluminit (e ardhmja e galiumit), eka-boron (skandium) dhe eka-silicon (germanium). Për më tepër, ai parashikoi ekzistencën e analogëve të manganit (teknetium dhe renium të ardhshëm), telurium (polonium), jod (astatinë), cezium (Francë), barium (radium), tantal (protactinium). Parashikimet e shkencëtarit në lidhje me këto elemente ishin të një natyre të përgjithshme, pasi këto elemente ndodheshin në zona pak të studiuara të tabelës periodike.

Versionet e para të sistemit periodik përfaqësonin kryesisht vetëm një përgjithësim empirik. Në fund të fundit, kuptimi fizik i ligjit periodik nuk ishte i qartë për arsyet e ndryshimit periodik në vetitë e elementeve në varësi të rritjes së masave atomike. Në këtë drejtim, shumë probleme mbetën të pazgjidhura. A ka kufij të tabelës periodike? A është e mundur të përcaktohet numri i saktë i elementeve ekzistues? Struktura e periudhës së gjashtë mbeti e paqartë - sa ishte sasia e saktë e elementeve të tokës së rrallë? Nuk dihej nëse elementë midis hidrogjenit dhe litiumit ekzistonin ende, cila ishte struktura e periudhës së parë. Prandaj, deri në vërtetimin fizik të ligjit periodik dhe zhvillimin e teorisë së sistemit periodik, vështirësi serioze u shfaqën më shumë se një herë. Zbulimi në 1894-1898 ishte i papritur. pesë gaze inerte që dukej se nuk kishin vend në tabelën periodike. Kjo vështirësi u eliminua falë idesë për të përfshirë një grup të pavarur zero në strukturën e tabelës periodike. Zbulimi masiv i radioelementeve në fund të shekujve 19 dhe 20. (në vitin 1910 numri i tyre ishte rreth 40) çoi në një kontradiktë të mprehtë midis nevojës për t'i vendosur ato në tabelën periodike dhe strukturës së tij ekzistuese. Për to kishte vetëm 7 vende të lira në periudhën e gjashtë dhe të shtatë. Ky problem u zgjidh me vendosjen e rregullave të ndërrimit dhe zbulimin e izotopeve.

Një nga arsyet kryesore për pamundësinë e shpjegimit të kuptimit fizik të ligjit periodik dhe strukturës së sistemit periodik ishte se nuk dihej se si ishte strukturuar atomi (shih Atom). Pika më e rëndësishme në zhvillimin e tabelës periodike ishte krijimi i modelit atomik nga E. Rutherford (1911). Mbi bazën e tij, shkencëtari holandez A. Van den Broek (1913) sugjeroi që numri serial i një elementi në tabelën periodike është numerikisht i barabartë me ngarkesën e bërthamës së atomit të tij (Z). Kjo u konfirmua eksperimentalisht nga shkencëtari anglez G. Moseley (1913). Ligji periodik mori një justifikim fizik: periodiciteti i ndryshimeve në vetitë e elementeve filloi të merret parasysh në varësi të ngarkesës Z të bërthamës së atomit të elementit, dhe jo në masën atomike (shiko Ligjin periodik të elementeve kimike).

Si rezultat, struktura e tabelës periodike u forcua ndjeshëm. Është përcaktuar kufiri i poshtëm i sistemit. Ky është hidrogjeni - elementi me një minimum Z = 1. Është bërë e mundur të vlerësohet me saktësi numri i elementeve ndërmjet hidrogjenit dhe uraniumit. U identifikuan "boshllëqe" në tabelën periodike, që korrespondojnë me elementë të panjohur me Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Megjithatë, pyetjet në lidhje me numrin e saktë të elementeve të tokës së rrallë mbetën të paqarta dhe, më e rëndësishmja, arsyet për periodiciteti i ndryshimeve në vetitë e elementeve nuk u zbulua në varësi të Z.

Bazuar në strukturën e vendosur të sistemit periodik dhe rezultatet e studimit të spektrave atomike, shkencëtari danez N. Bohr në vitet 1918-1921. zhvilloi ide për sekuencën e ndërtimit të predhave dhe nënpredhave elektronike në atome. Shkencëtari arriti në përfundimin se lloje të ngjashme të konfigurimeve elektronike të predhave të jashtme të atomeve përsëriten periodikisht. Kështu, u tregua se periodiciteti i ndryshimeve në vetitë e elementeve kimike shpjegohet me ekzistencën e periodicitetit në ndërtimin e predhave elektronike dhe nënshtresave të atomeve.

Tabela periodike mbulon më shumë se 100 elementë. Nga këta, të gjithë elementët e transuraniumit (Z = 93-110), si dhe elementët me Z = 43 (teknetium), 61 (prometium), 85 (astatinë), 87 (Francë) janë marrë artificialisht. Gjatë gjithë historisë së ekzistencës së sistemit periodik, janë propozuar një numër shumë i madh (>500) variantesh të paraqitjes grafike të tij, kryesisht në formën e tabelave, por edhe në formën e figurave të ndryshme gjeometrike (hapësinore dhe planare. ), kthesat analitike (spiralet, etj.), etj. Më të zakonshmet janë format e tavolinave të shkurtra, gjysmë të gjata, të gjata dhe me shkallë. Aktualisht, përparësi i jepet formës së shkurtër.

Parimi themelor i ndërtimit të tabelës periodike është ndarja e tij në grupe dhe periudha. Koncepti i Mendelejevit për seritë e elementeve nuk përdoret sot, pasi nuk ka kuptim fizik. Grupet, nga ana tjetër, ndahen në nëngrupe kryesore (a) dhe dytësore (b). Çdo nëngrup përmban elemente - analoge kimike. Elementet e nëngrupeve a- dhe b në shumicën e grupeve tregojnë gjithashtu një ngjashmëri të caktuar me njëri-tjetrin, kryesisht në gjendjet më të larta të oksidimit, të cilat, si rregull, janë të barabarta me numrin e grupit. Një periudhë është një koleksion elementësh që fillon me një metal alkalik dhe përfundon me një gaz inert (një rast i veçantë është periudha e parë). Çdo periudhë përmban një numër të caktuar elementësh. Tabela periodike përbëhet nga tetë grupe dhe shtatë periudha, me periudhën e shtatë të pa përfunduar ende.

Veçori së pari periudha është se përmban vetëm 2 elementë të gaztë në formë të lirë: hidrogjen dhe helium. Vendi i hidrogjenit në sistem është i paqartë. Meqenëse shfaq veti të përbashkëta për metalet alkaline dhe halogjenet, ai vendoset ose në nëngrupin 1a-, ose në nëngrupin Vlla, ose në të dyja në të njëjtën kohë, duke e mbyllur simbolin në kllapa në një nga nëngrupet. Heliumi është përfaqësuesi i parë i nëngrupit VIIIa. Për një kohë të gjatë, heliumi dhe të gjithë gazrat inerte u ndanë në një grup të pavarur zero. Ky pozicion kërkonte rishikim pas sintezës së përbërjeve kimike kripton, ksenon dhe radon. Si rezultat, gazrat fisnikë dhe elementët e ish-Grupit VIII (hekuri, kobalti, nikeli dhe metalet e platinit) u kombinuan brenda një grupi.

Së dyti periudha përmban 8 elemente. Fillon me litiumin e metalit alkalik, gjendja e vetme e oksidimit të të cilit është +1. Më pas vjen beriliumi (metali, gjendja e oksidimit +2). Bori tashmë shfaq një karakter metalik të shprehur dobët dhe është një jometal (gjendje oksidimi +3). Pranë borit, karboni është një jometal tipik që shfaq gjendje oksidimi +4 dhe -4. Azoti, oksigjeni, fluori dhe neoni janë të gjitha jometale, ku azoti ka gjendjen më të lartë të oksidimit prej +5 që korrespondon me numrin e grupit. Oksigjeni dhe fluori janë ndër jometalet më aktive. Neoni me gaz inert përfundon periudhën.

Së treti periudha (natrium - argon) gjithashtu përmban 8 elementë. Natyra e ndryshimit në vetitë e tyre është kryesisht e ngjashme me atë të vërejtur për elementët e periudhës së dytë. Por këtu ka edhe një specifikë. Kështu, magnezi, ndryshe nga beriliumi, është më metalik, siç është alumini në krahasim me borin. Siliconi, fosfori, squfuri, klori, argoni janë të gjitha jometale tipike. Dhe të gjithë ata, përveç argonit, shfaqin gjendje oksidimi më të larta të barabarta me numrin e grupit.

Siç mund ta shohim, në të dyja periudhat, me rritjen e Z, vërehet një dobësim i qartë i metalit dhe forcim i vetive jometalike të elementeve. D.I. Mendeleev i quajti elementët e periudhës së dytë dhe të tretë (sipas fjalëve të tij, të vogla). Elementet e periudhave të vogla janë ndër më të zakonshmet në natyrë. Karboni, azoti dhe oksigjeni (së bashku me hidrogjenin) janë organogjenë, domethënë elementët kryesorë të lëndës organike.

Të gjithë elementët e periudhave të para - të treta vendosen në nëngrupe a.

Së katërti periudha (kalium - kripton) përmban 18 elementë. Sipas Mendelejevit, kjo është periudha e parë e madhe. Pas kaliumit të metalit alkalin dhe kalciumit të metalit alkalik tokësor vjen një sërë elementësh të përbërë nga 10 të ashtuquajturat metale kalimtare (skandium - zink). Të gjithë ata janë të përfshirë në nëngrupet b. Shumica e metaleve në tranzicion shfaqin gjendje më të larta oksidimi të barabarta me numrin e grupit, përveç hekurit, kobaltit dhe nikelit. Elementet, nga galiumi në kripton, i përkasin nëngrupeve a. Një numër i komponimeve kimike janë të njohura për kriptonin.

E pesta Periudha (rubidium - ksenon) është e ngjashme në strukturë me të katërtën. Ai gjithashtu përmban një insert prej 10 metalesh kalimtare (itrium - kadmium). Elementet e kësaj periudhe kanë karakteristikat e tyre. Në treshen rutenium - rodium - paladium, komponimet janë të njohura për ruteniumin ku shfaq një gjendje oksidimi +8. Të gjithë elementët e nëngrupeve a shfaqin gjendje oksidimi më të larta të barabarta me numrin e grupit. Karakteristikat e ndryshimeve në vetitë e elementeve të periudhës së katërt dhe të pestë me rritjen e Z janë më komplekse në krahasim me periudhën e dytë dhe të tretë.

E gjashta periudha (cezium - radoni) përfshin 32 elementë. Kjo periudhë, përveç 10 metaleve kalimtare (lantan, hafnium - merkur), përmban edhe një grup prej 14 lantanidesh - nga cerium në lutetium. Elementet nga ceriumi në lutetium janë kimikisht shumë të ngjashëm, dhe për këtë arsye ato janë përfshirë prej kohësh në familjen e elementeve të tokës së rrallë. Në formën e shkurtër të tabelës periodike, një seri lantanidesh përfshihet në qelizën e lantanit dhe dekodimi i kësaj serie jepet në fund të tabelës (shih Lantanidet).

Cila është specifika e elementeve të periudhës së gjashtë? Në treshen osmium - iridium - platin, gjendja e oksidimit +8 njihet për osmiumin. Astatina ka një karakter metalik mjaft të theksuar. Radoni ka reaktivitetin më të madh nga të gjithë gazrat fisnikë. Fatkeqësisht, për shkak të faktit se është shumë radioaktiv, kimia e tij është studiuar pak (shih elementet radioaktive).

E shtata periudha fillon nga Franca. Ashtu si i gjashti, ai gjithashtu duhet të përmbajë 32 elementë, por 24 prej tyre janë ende të njohura Franciumi dhe radiumi janë përkatësisht elementë të nëngrupeve Ia dhe IIa, aktiniumi i përket nëngrupit IIIb. Më pas vjen familja e aktinideve, e cila përfshin elementë nga toriumi në lawrencium dhe vendoset në mënyrë të ngjashme me lantanidet. Dekodimi i kësaj serie elementesh jepet edhe në fund të tabelës.

Tani le të shohim se si ndryshojnë vetitë e elementeve kimike nëngrupe sistemi periodik. Modeli kryesor i këtij ndryshimi është forcimi i karakterit metalik të elementeve me rritjen e Z. Ky model manifestohet veçanërisht qartë në nëngrupet IIIa–VIIa. Për metalet e nëngrupeve Ia–IIIa vihet re një rritje e aktivitetit kimik. Për elementët e nëngrupeve IVa–VIIa, me rritjen e Z, vërehet një dobësim i aktivitetit kimik të elementeve. Për elementët e nëngrupit b, natyra e ndryshimit të aktivitetit kimik është më komplekse.

Teoria e sistemit periodik u zhvillua nga N. Bohr dhe shkencëtarë të tjerë në vitet 20. shekulli XX dhe bazohet në një skemë reale për formimin e konfigurimeve elektronike të atomeve (shih Atom). Sipas kësaj teorie, me rritjen e Z, mbushja e predhave dhe nënshtresave elektronike në atomet e elementeve të përfshirë në periudhat e tabelës periodike ndodh në sekuencën e mëposhtme:

Bazuar në teorinë e sistemit periodik, mund të japim përkufizimin e mëposhtëm të një periudhe: një periudhë është një grup elementësh që fillojnë me një element me një vlerë n të barabartë me numrin e periudhës dhe l = 0 (s-elemente) dhe mbarojnë me një element me të njëjtën vlerë n dhe l = 1 (elemente të p-elementeve) (shih Atom). Përjashtim bën periudha e parë, e cila përmban vetëm elementë 1s. Nga teoria e sistemit periodik vijojnë numrat e elementeve në perioda: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

Në tabelë, simbolet e elementeve të secilit lloj (elementet s-, p-, d- dhe f) përshkruhen në një sfond specifik me ngjyra: s-elementet - në të kuqe, p-elementet - në portokalli, d-elementet - në blu, elementet f - në jeshile. Çdo qelizë tregon numrat atomik dhe masat atomike të elementeve, si dhe konfigurimet elektronike të predhave të jashtme të elektroneve.

Nga teoria e sistemit periodik rezulton se nëngrupet a përfshijnë elemente me n të barabartë me numrin e periodës, dhe l = 0 dhe 1. Nëngrupet b përfshijnë ato elemente në atomet e të cilave plotësimi i guaskave që mbetën më parë ndodh jo i plotë. Kjo është arsyeja pse periudha e parë, e dytë dhe e tretë nuk përmbajnë elemente të nëngrupeve b.

Struktura e tabelës periodike të elementeve është e lidhur ngushtë me strukturën e atomeve të elementeve kimike. Ndërsa Z rritet, lloje të ngjashme të konfigurimit të predhave të jashtme të elektroneve përsëriten periodikisht. Përkatësisht, ato përcaktojnë veçoritë kryesore të sjelljes kimike të elementeve. Këto veçori manifestohen ndryshe për elementët e nëngrupeve a (s- dhe p-elementet), për elementët e nëngrupeve b (elementet kalimtare d) dhe elementet e familjeve f - lantanide dhe aktinide. Një rast i veçantë përfaqësohet nga elementët e periudhës së parë - hidrogjeni dhe heliumi. Hidrogjeni karakterizohet nga aktivitet i lartë kimik sepse elektroni i vetëm 1s i tij hiqet lehtësisht. Në të njëjtën kohë, konfigurimi i heliumit (1s 2) është shumë i qëndrueshëm, gjë që përcakton pasivitetin e tij kimik.

Për elementët e nëngrupeve a, shtresat e jashtme të elektroneve të atomeve janë të mbushura (me n të barabartë me numrin e periudhës), kështu që vetitë e këtyre elementeve ndryshojnë dukshëm me rritjen e Z. Kështu, në periudhën e dytë, litiumi (konfigurimi 2s ) është një metal aktiv që humb lehtësisht elektronin e vetëm valent; beriliumi (2s 2) është gjithashtu një metal, por më pak aktiv për faktin se elektronet e tij të jashtme janë më të lidhura ngushtë me bërthamën. Më tej, bor (2s 2 p) ka një karakter metalik të shprehur dobët dhe të gjithë elementët pasues të periudhës së dytë, në të cilën është ndërtuar nënshtresa 2p, tashmë janë jometale. Konfigurimi me tetë elektrone i shtresës së jashtme elektronike të neonit (2s 2 p 6) - një gaz inert - është shumë i fortë.

Vetitë kimike të elementeve të periudhës së dytë shpjegohen me dëshirën e atomeve të tyre për të fituar konfigurimin elektronik të gazit inert më të afërt (konfigurimi i heliumit për elementët nga litiumi në karbon ose konfigurimi neoni për elementët nga karboni në fluor). Kjo është arsyeja pse, për shembull, oksigjeni nuk mund të shfaqë një gjendje oksidimi më të lartë të barabartë me numrin e grupit: në fund të fundit, është më e lehtë për të të arrijë konfigurimin e neonit duke marrë elektrone shtesë. E njëjta natyrë e ndryshimeve në vetitë manifestohet në elementët e periudhës së tretë dhe në elementet s dhe p të të gjitha periudhave pasuese. Në të njëjtën kohë, dobësimi i forcës së lidhjes midis elektroneve të jashtme dhe bërthamës në nëngrupet a me rritjen e Z manifestohet në vetitë e elementeve përkatës. Kështu, për elementët ka një rritje të dukshme të aktivitetit kimik me rritjen e Z, dhe për elementët ka një rritje të vetive metalike.

Në atomet e d-elementeve të tranzicionit, predha të paplota më parë plotësohen me vlerën e numrit kuantik kryesor n, një më pak se numri i periodës. Me disa përjashtime, konfigurimi i predhave të jashtme elektronike të atomeve të elementeve të tranzicionit është ns 2. Prandaj, të gjithë elementët d janë metale, dhe kjo është arsyeja pse ndryshimet në vetitë e elementeve d me rritjen e Z nuk janë aq të mprehta sa ato të vërejtura për elementët s dhe p. Në gjendjet më të larta të oksidimit, elementët d tregojnë një ngjashmëri të caktuar me elementët p të grupeve përkatëse të tabelës periodike.

Veçoritë e vetive të elementeve të triadave (nëngrupi VIIIb) shpjegohen me faktin se nëngrupet b janë afër përfundimit. Kjo është arsyeja pse hekuri, kobalti, nikeli dhe metalet e platinit, si rregull, nuk priren të prodhojnë komponime në gjendje më të lartë oksidimi. Përjashtimet e vetme janë ruteniumi dhe osmiumi, të cilët japin oksidet RuO 4 dhe OsO 4 . Për elementet e nëngrupeve Ib dhe IIb, nëngrupi d është në fakt i plotë. Prandaj, ato shfaqin gjendje oksidimi të barabartë me numrin e grupit.

Në atomet e lantanideve dhe aktinideve (të gjitha janë metale), predha elektronike të paplota më parë plotësohen me vlerën e numrit kuantik kryesor n dy njësi më pak se numri i periodës. Në atomet e këtyre elementeve, konfigurimi i shtresës së jashtme të elektroneve (ns 2) mbetet i pandryshuar, dhe shtresa e tretë e jashtme N është e mbushur me 4f-elektrone. Kjo është arsyeja pse lantanidet janë kaq të ngjashme.

Për aktinidet situata është më e ndërlikuar. Në atomet e elementeve me Z = 90–95, elektronet 6d dhe 5f mund të marrin pjesë në ndërveprimet kimike. Prandaj, aktinidet kanë shumë më tepër gjendje oksidimi. Për shembull, për neptunium, plutonium dhe americium, komponimet janë të njohura ku këto elemente shfaqen në gjendjen heptavalente. Vetëm për elementët, duke filluar nga kuriumi (Z = 96), gjendja trivalente bëhet e qëndrueshme, por edhe kjo ka karakteristikat e veta. Kështu, vetitë e aktinideve ndryshojnë ndjeshëm nga vetitë e lantanideve, dhe për këtë arsye të dy familjet nuk mund të konsiderohen të ngjashme.

Familja e aktinideve përfundon me elementin me Z = 103 (lawrencium). Një vlerësim i vetive kimike të kurçatoviumit (Z = 104) dhe nilsboriumit (Z = 105) tregon se këta elementë duhet të jenë përkatësisht analoge të hafniumit dhe tantalit. Prandaj, shkencëtarët besojnë se pas familjes aktinide në atome, fillon mbushja sistematike e nënshtresës 6d. Natyra kimike e elementeve me Z = 106–110 nuk është vlerësuar eksperimentalisht.

Numri përfundimtar i elementeve që mbulon tabela periodike është i panjohur. Problemi i kufirit të sipërm të tij është ndoshta misteri kryesor i tabelës periodike. Elementi më i rëndë që është zbuluar në natyrë është plutoniumi (Z = 94). Është arritur kufiri i shkrirjes bërthamore artificiale - një element me numër atomik 110. Pyetja mbetet e hapur: a do të jetë e mundur të merren elementë me numër të madh atomik, cilët dhe sa? Kjo ende nuk mund të përgjigjet me ndonjë siguri.

Duke përdorur llogaritjet komplekse të kryera në kompjuterët elektronikë, shkencëtarët u përpoqën të përcaktonin strukturën e atomeve dhe të vlerësonin vetitë më të rëndësishme të "superelementeve", deri në numra të mëdhenj serialë (Z = 172 dhe madje Z = 184). Rezultatet e marra ishin mjaft të papritura. Për shembull, në një atom të një elementi me Z = 121, pritet të shfaqet një elektron 8p; kjo pasi formimi i nënshtresës 8s ka përfunduar në atome me Z = 119 dhe 120. Por shfaqja e elektroneve p pas elektroneve s vërehet vetëm në atomet e elementeve të periudhës së dytë dhe të tretë. Llogaritjet tregojnë gjithashtu se në elementët e periudhës së tetë hipotetike, mbushja e predhave elektronike dhe nën-predhave të atomeve ndodh në një sekuencë shumë komplekse dhe unike. Prandaj, vlerësimi i vetive të elementeve përkatës është një problem shumë i vështirë. Duket se periudha e tetë duhet të përmbajë 50 elementë (Z = 119–168), por, sipas llogaritjeve, duhet të përfundojë në elementin me Z = 164, pra 4 numra serialë më parë. Dhe periudha e nëntë "ekzotike", rezulton, duhet të përbëhet nga 8 elementë. Këtu është hyrja e tij "elektronike": 9s 2 8p 4 9p 2. Me fjalë të tjera, do të përmbajë vetëm 8 elemente, si periudha e dytë dhe e tretë.

Është e vështirë të thuhet se sa të vërteta do të ishin llogaritjet e bëra duke përdorur një kompjuter. Sidoqoftë, nëse ato do të konfirmoheshin, atëherë do të ishte e nevojshme të rishikoheshin seriozisht modelet që qëndrojnë në bazë të tabelës periodike të elementeve dhe strukturës së saj.

Tabela periodike ka luajtur dhe vazhdon të luajë një rol të madh në zhvillimin e fushave të ndryshme të shkencës natyrore. Ishte arritja më e rëndësishme e shkencës atomike-molekulare, kontribuoi në shfaqjen e konceptit modern të "elementit kimik" dhe në sqarimin e koncepteve për substancat dhe përbërjet e thjeshta.

Rregullsitë e zbuluara nga sistemi periodik patën një ndikim të rëndësishëm në zhvillimin e teorisë së strukturës atomike, zbulimin e izotopeve dhe shfaqjen e ideve për periodicitetin bërthamor. Sistemi periodik shoqërohet me një formulim rreptësisht shkencor të problemit të parashikimit në kimi. Kjo u manifestua në parashikimin e ekzistencës dhe vetive të elementeve të panjohura dhe veçorive të reja të sjelljes kimike të elementeve të zbuluara tashmë. Në ditët e sotme, sistemi periodik përfaqëson themelin e kimisë, në radhë të parë inorganik, duke ndihmuar dukshëm në zgjidhjen e problemit të sintezës kimike të substancave me veti të paracaktuara, zhvillimin e materialeve të reja gjysmëpërçuese, zgjedhjen e katalizatorëve specifikë për procese të ndryshme kimike etj. Dhe së fundi. , sistemi periodik është baza e mësimdhënies së kimisë.

Nëse tabela periodike e keni të vështirë për t'u kuptuar, nuk jeni vetëm! Edhe pse mund të jetë e vështirë të kuptosh parimet e tij, të mësuarit se si ta përdorni do t'ju ndihmojë kur studioni shkencën. Së pari, studioni strukturën e tabelës dhe çfarë informacioni mund të mësoni prej saj për secilin element kimik. Pastaj mund të filloni të studioni vetitë e secilit element. Dhe së fundi, duke përdorur tabelën periodike, mund të përcaktoni numrin e neutroneve në një atom të një elementi kimik të caktuar.

Hapat

Pjesa 1

Tabela periodike, ose tabela periodike e elementeve kimike, fillon në këndin e sipërm të majtë dhe përfundon në fund të rreshtit të fundit të tabelës (këndi i poshtëm djathtas). Elementet në tabelë janë renditur nga e majta në të djathtë sipas renditjes në rritje të numrit të tyre atomik. Numri atomik tregon se sa protone përmbahen në një atom. Përveç kësaj, me rritjen e numrit atomik, rritet edhe masa atomike. Kështu, nga vendndodhja e një elementi në tabelën periodike, masa e tij atomike mund të përcaktohet.

Siç mund ta shihni, çdo element pasues përmban një proton më shumë se elementi që i paraprin. Kjo është e qartë kur shikoni numrat atomik. Numrat atomik rriten me një ndërsa lëvizni nga e majta në të djathtë. Për shkak se elementët janë të renditur në grupe, disa qeliza të tabelës mbeten bosh.

• Për shembull, rreshti i parë i tabelës përmban hidrogjen, i cili ka numrin atomik 1 dhe helium, i cili ka numrin atomik 2. Megjithatë, ato janë të vendosura në skajet e kundërta, sepse u përkasin grupeve të ndryshme.

1. Mësoni rreth grupeve që përmbajnë elementë me veti të ngjashme fizike dhe kimike. Elementet e secilit grup janë të vendosura në kolonën vertikale përkatëse. Ato zakonisht identifikohen nga e njëjta ngjyrë, e cila ndihmon në identifikimin e elementeve me veti të ngjashme fizike dhe kimike dhe parashikimin e sjelljes së tyre. Të gjithë elementët e një grupi të caktuar kanë të njëjtin numër elektronesh në shtresën e jashtme.

   • Hidrogjeni mund të klasifikohet si metale alkali ashtu edhe si halogjene. Në disa tabela tregohet në të dy grupet.
   • Në shumicën e rasteve, grupet numërohen nga 1 në 18, dhe numrat vendosen në krye ose në fund të tabelës. Numrat mund të specifikohen në numra romakë (p.sh. IA) ose arabisht (p.sh. 1A ose 1).
   • Kur lëvizni përgjatë një kolone nga lart poshtë, thuhet se po "shfletoni një grup".

2. Zbuloni pse ka qeliza boshe në tabelë. Elementet renditen jo vetëm sipas numrit të tyre atomik, por edhe sipas grupit (elementet në të njëjtin grup kanë veti të ngjashme fizike dhe kimike). Falë kësaj, është më e lehtë të kuptohet se si sillet një element i veçantë. Megjithatë, me rritjen e numrit atomik, elementet që bien në grupin përkatës nuk gjenden gjithmonë, kështu që ka qeliza boshe në tabelë.

   • Për shembull, 3 rreshtat e parë kanë qeliza boshe sepse metalet në tranzicion gjenden vetëm nga numri atomik 21.
   • Elementet me numra atomik nga 57 deri në 102 klasifikohen si elementë tokësorë të rrallë dhe zakonisht vendosen në nëngrupin e tyre në këndin e poshtëm djathtas të tabelës.

3. Çdo rresht i tabelës përfaqëson një pikë. Të gjithë elementët e së njëjtës periudhë kanë të njëjtin numër orbitalesh atomike në të cilat ndodhen elektronet në atome. Numri i orbitaleve korrespondon me numrin e periudhës. Tabela përmban 7 rreshta, domethënë 7 pika.

   • Për shembull, atomet e elementeve të periudhës së parë kanë një orbitale, dhe atomet e elementeve të periudhës së shtatë kanë 7 orbitale.
   • Si rregull, periudhat përcaktohen me numra nga 1 në 7 në të majtë të tabelës.
   • Ndërsa lëvizni përgjatë një linje nga e majta në të djathtë, thuhet se po "skanoni periudhën".

4. Mësoni të dalloni midis metaleve, metaloideve dhe jometaleve. Ju do të kuptoni më mirë vetitë e një elementi nëse mund të përcaktoni se çfarë lloji është. Për lehtësi, në shumicën e tabelave metalet, metaloidet dhe jometalet përcaktohen me ngjyra të ndryshme. Metalet janë në të majtë dhe jometalet janë në anën e djathtë të tabelës. Mes tyre ndodhen metaloidet.

   Pjesa 2

   Emërtimet e elementeve

   1. Çdo element përcaktohet me një ose dy shkronja latine. Si rregull, simboli i elementit tregohet me shkronja të mëdha në qendër të qelizës përkatëse. Një simbol është një emër i shkurtuar për një element që është i njëjtë në shumicën e gjuhëve. Simbolet e elementeve përdoren zakonisht kur kryeni eksperimente dhe punoni me ekuacione kimike, kështu që është e dobishme t'i mbani mend ato.

      • Në mënyrë tipike, simbolet e elementeve janë shkurtesa të emrit të tyre latin, megjithëse për disa, veçanërisht elementë të zbuluar së fundmi, ato rrjedhin nga emri i zakonshëm. Për shembull, helium përfaqësohet nga simboli Ai, i cili është afër emrit të zakonshëm në shumicën e gjuhëve. Në të njëjtën kohë, hekuri është caktuar si Fe, që është një shkurtim i emrit të tij latin.

   2. Kushtojini vëmendje emrit të plotë të elementit nëse është dhënë në tabelë. Ky element "emër" përdoret në tekste të rregullta. Për shembull, "helium" dhe "karbon" janë emra të elementeve. Zakonisht, edhe pse jo gjithmonë, emrat e plotë të elementeve renditen poshtë simbolit të tyre kimik.

      • Ndonjëherë tabela nuk tregon emrat e elementeve dhe jep vetëm simbolet e tyre kimike.

   3. Gjeni numrin atomik. Në mënyrë tipike, numri atomik i një elementi ndodhet në krye të qelizës përkatëse, në mes ose në qoshe. Mund të shfaqet edhe nën simbolin ose emrin e elementit. Elementet kanë numra atomik nga 1 në 118.

      • Numri atomik është gjithmonë një numër i plotë.

   4. Mos harroni se numri atomik korrespondon me numrin e protoneve në një atom. Të gjithë atomet e një elementi përmbajnë të njëjtin numër protonesh. Ndryshe nga elektronet, numri i protoneve në atomet e një elementi mbetet konstant. Përndryshe, ju do të merrni një element kimik tjetër!

Si të përdoret tabela periodike Për një person të pa iniciuar, leximi i tabelës periodike është njësoj si për një gnome që shikon runat e lashta të kukudhëve? Dhe tabela periodike, meqë ra fjala, nëse përdoret si duhet, mund të tregojë shumë për botën. Përveç që ju shërben mirë në provim, është gjithashtu thjesht i pazëvendësueshëm në zgjidhjen e një numri të madh problemesh kimike dhe fizike. Por si ta lexoni atë? Për fat të mirë, sot të gjithë mund ta mësojnë këtë art. Në këtë artikull do t'ju tregojmë se si ta kuptoni tabelën periodike.

Tabela periodike e elementeve kimike (tabela e Mendeleev) është një klasifikim i elementeve kimike që përcakton varësinë e vetive të ndryshme të elementeve nga ngarkesa e bërthamës atomike.

Historia e krijimit të tabelës

Dmitry Ivanovich Mendeleev nuk ishte një kimist i thjeshtë, nëse dikush mendon kështu. Ai ishte kimist, fizikan, gjeolog, metrolog, ekolog, ekonomist, naftëtar, aeronautik, krijues instrumentesh dhe mësues. Gjatë jetës së tij, shkencëtari arriti të kryejë shumë kërkime themelore në fusha të ndryshme të dijes. Për shembull, besohet gjerësisht se ishte Mendeleev ai që llogariti forcën ideale të vodkës - 40 gradë. Ne nuk e dimë se si mendonte Mendeleev për vodkën, por ne e dimë me siguri se disertacioni i tij me temën "Diskursi mbi kombinimin e alkoolit me ujë" nuk kishte të bënte me vodkën dhe konsideronte përqendrimet e alkoolit nga 70 gradë. Me të gjitha meritat e shkencëtarit, zbulimi i ligjit periodik të elementeve kimike - një nga ligjet themelore të natyrës, i solli atij famën më të gjerë.

Ekziston një legjendë sipas së cilës një shkencëtar ëndërroi për tabelën periodike, pas së cilës i duhej të bënte vetëm të përsoste idenë që ishte shfaqur. Por, sikur gjithçka të ishte kaq e thjeshtë.. Ky version i krijimit të tabelës periodike, me sa duket, nuk është gjë tjetër veçse një legjendë. Kur u pyet se si u hap tavolina, vetë Dmitry Ivanovich u përgjigj: Unë kam qenë duke menduar për të për ndoshta njëzet vjet, dhe ju po mendoni: Unë isha ulur atje dhe papritmas ... u bë."

Në mesin e shekullit të nëntëmbëdhjetë, përpjekjet për të rregulluar elementët kimikë të njohur (63 elementë ishin të njohur) u ndërmorën paralelisht nga disa shkencëtarë. Për shembull, në 1862, Alexandre Emile Chancourtois vendosi elementë përgjatë një spirale dhe vuri në dukje përsëritjen ciklike të vetive kimike. Kimisti dhe muzikanti John Alexander Newlands propozoi versionin e tij të tabelës periodike në 1866. Një fakt interesant është se shkencëtari u përpoq të zbulonte një lloj harmonie muzikore mistike në rregullimin e elementeve. Ndër përpjekjet e tjera, ishte edhe përpjekja e Mendelejevit, e cila u kurorëzua me sukses.

Në vitin 1869, u botua diagrami i parë i tabelës dhe data 1 mars 1869 konsiderohet dita e hapjes së ligjit periodik. Thelbi i zbulimit të Mendelejevit ishte se vetitë e elementeve me masë atomike në rritje nuk ndryshojnë në mënyrë monotone, por periodike. Versioni i parë i tabelës përmbante vetëm 63 elementë, por Mendeleev mori një sërë vendimesh shumë jokonvencionale. Pra, ai mendoi të linte hapësirë ​​në tabelë për elementë ende të pazbuluar, dhe gjithashtu ndryshoi masat atomike të disa elementeve. Korrektësia themelore e ligjit të nxjerrë nga Mendelejevi u konfirmua shumë shpejt, pas zbulimit të galiumit, skandiumit dhe germaniumit, ekzistenca e të cilave u parashikua nga shkencëtari.

Pamje moderne e tabelës periodike

Më poshtë është vetë tabela

Sot, në vend të peshës atomike (masës atomike), koncepti i numrit atomik (numri i protoneve në bërthamë) përdoret për të renditur elementet. Tabela përmban 120 elementë, të cilët janë të renditur nga e majta në të djathtë në rendin e rritjes së numrit atomik (numri i protoneve)

Kolonat e tabelës përfaqësojnë të ashtuquajturat grupe, dhe rreshtat përfaqësojnë periudha. Tabela ka 18 grupe dhe 8 perioda.

• Vetitë metalike të elementeve zvogëlohen kur lëvizin përgjatë një periudhe nga e majta në të djathtë dhe rriten në drejtim të kundërt.
• Madhësitë e atomeve zvogëlohen kur lëvizin nga e majta në të djathtë përgjatë periudhave.
• Ndërsa lëvizni nga lart poshtë nëpër grup, vetitë e metalit reduktues rriten.
• Vetitë oksiduese dhe jometalike rriten kur lëvizin përgjatë një periudhe nga e majta në të djathtë I.

Çfarë mësojmë për një element nga tabela? Për shembull, le të marrim elementin e tretë në tabelë - litiumin dhe ta konsiderojmë atë në detaje.

Para së gjithash, ne shohim vetë simbolin e elementit dhe emrin e tij poshtë tij. Në këndin e sipërm majtas është numri atomik i elementit, në të cilin rend është renditur elementi në tabelë. Numri atomik, siç është përmendur tashmë, është i barabartë me numrin e protoneve në bërthamë. Numri i protoneve pozitive zakonisht është i barabartë me numrin e elektroneve negative në një atom (përveç në izotop).

Masa atomike tregohet nën numrin atomik (në këtë version të tabelës). Nëse e rrumbullakojmë masën atomike në numrin e plotë më të afërt, marrim atë që quhet numër masiv. Dallimi midis numrit masiv dhe numrit atomik jep numrin e neutroneve në bërthamë. Kështu, numri i neutroneve në një bërthamë helium është dy, dhe në litium është katër.

Kursi ynë "Tabela Periodike për Dummies" ka përfunduar. Si përfundim, ju ftojmë të shikoni videon tematike dhe shpresojmë që pyetja se si të përdorni tabelën periodike të Mendelejevit është bërë më e qartë për ju. Ju kujtojmë se është gjithmonë më efektive të studioni një lëndë të re jo vetëm, por me ndihmën e një mentori me përvojë. Kjo është arsyeja pse nuk duhet t'i harroni kurrë ata, të cilët me kënaqësi do të ndajnë njohuritë dhe përvojën e tyre me ju.