Rn perioodilisustabelis 5 tähte scanword. Mendelejevi perioodiline süsteem

Kuidas perioodilisustabelit kasutada?Asjatundmatu inimese jaoks on perioodilisustabeli lugemine sama, mis päkapiku jaoks iidsete päkapikkude ruunide vaatamine. Ja perioodilisustabel, muide, võib õige kasutamise korral maailma kohta palju öelda. Lisaks eksamil teenindamisele on see lihtsalt asendamatu ka probleemide lahendamisel. tohutu hulk keemilised ja füüsikalised probleemid. Aga kuidas seda lugeda? Õnneks saavad kõik tänapäeval seda kunsti õppida. Selles artiklis räägime teile, kuidas perioodilisustabelit mõista.

Keemiliste elementide perioodiline süsteem (Mendelejevi tabel) on keemiliste elementide klassifikatsioon, mis määrab elementide erinevate omaduste sõltuvuse aatomituuma laengust.

Tabeli loomise ajalugu

Dmitri Ivanovitš Mendelejev polnud lihtne keemik, kui keegi nii arvab. Ta oli keemik, füüsik, geoloog, metroloog, ökoloog, majandusteadlane, naftamees, aeronaut, instrumentide valmistaja ja õpetaja. Oma elu jooksul jõudis teadlane läbi viia palju fundamentaalseid uuringuid erinevates teadmiste valdkondades. Näiteks on levinud arvamus, et just Mendelejev arvutas välja viina ideaalse kanguse – 40 kraadi. Me ei tea, kuidas Mendelejev viina kohtles, kuid kindlalt on teada, et tema väitekirjal teemal “Arutelu alkoholi ja veega kombineerimisest” polnud viinaga mingit pistmist ja see käsitles alkoholikontsentratsioone alates 70 kraadist. Kõigi teadlase eelistega tõi talle kõige laiema kuulsuse keemiliste elementide perioodilise seaduse avastamine - üks põhilisi loodusseadusi.

On legend, mille kohaselt teadlane unistas perioodilisuse süsteemist, mille järel ta pidi vaid viimistlema ilmunud idee. Aga kui see nii lihtne oleks... See versioon Ilmselt pole perioodilisuse tabeli loomise kohta midagi muud kui legend. Küsimusele, kuidas laud avati, vastas Dmitri Ivanovitš ise: " Olen sellele mõelnud võib-olla kakskümmend aastat ja sa mõtled: ma istusin ja järsku ... see on valmis. ”

Üheksateistkümnenda sajandi keskel üritasid teadaolevaid keemilisi elemente (teada oli 63 elementi) sujuvamaks muuta samaaegselt mitmete teadlaste poolt. Näiteks 1862. aastal paigutas Alexandre Emile Chancourtois elemendid piki spiraali ja märkis tsüklilist kordumist. keemilised omadused. Keemik ja muusik John Alexander Newlands pakkus välja oma versiooni perioodilisuse tabelist 1866. aastal. Huvitav fakt on see, et elementide paigutuses püüdis teadlane avastada müstilist muusikalist harmooniat. Teiste katsete hulgas oli ka Mendelejevi katse, mida kroonis edu.

1869. aastal avaldati tabeli esimene skeem ja perioodilise seaduse avastamise päevaks loetakse 1. märtsi 1869. a. Mendelejevi avastuse olemus seisnes selles, et kasvava aatommassiga elementide omadused ei muutu monotoonselt, vaid perioodiliselt. Tabeli esimene versioon sisaldas vaid 63 elementi, kuid Mendelejev tegi mitmeid väga ebastandardseid otsuseid. Nii arvas ta, et jätab tabelisse koha veel avastamata elementidele ja muutis ka aatomi massid mõned elemendid. Mendelejevi tuletatud seaduse põhimõtteline õigsus leidis kinnitust üsna pea pärast galliumi, skandiumi ja germaaniumi avastamist, mille olemasolu teadlased ennustasid.

Kaasaegne vaade perioodilisuse tabelile

Allpool on tabel ise.

Tänapäeval kasutatakse elementide järjestamiseks aatommassi (aatommassi) asemel mõistet aatomarv (prootonite arv tuumas). Tabel sisaldab 120 elementi, mis on paigutatud vasakult paremale aatomarvu (prootonite arvu) kasvavas järjekorras.

Tabeli veerud on nn rühmad ja read on punktid. Tabelis on 18 rühma ja 8 perioodi.

• Elementide metallilised omadused vähenevad, kui liiguvad perioodis vasakult paremale, ja suurenevad vastupidises suunas.
• Aatomite mõõtmed vähenevad, kui nad liiguvad mööda perioode vasakult paremale.
• Rühmas ülevalt alla liikudes suurenevad redutseerivad metallilised omadused.
• Oksüdeerivad ja mittemetallilised omadused suurenevad perioodi jooksul vasakult paremale. I.

Mida me tabelist elemendi kohta õpime? Näiteks võtame tabeli kolmanda elemendi - liitiumi ja kaaluge seda üksikasjalikult.

Esiteks näeme selle all elemendi enda sümbolit ja selle nime. Ülemises vasakus nurgas on elemendi aatomnumber selles järjekorras, milles element tabelis paikneb. Aatomarv, nagu juba mainitud, võrdub prootonite arvuga tuumas. Positiivsete prootonite arv on tavaliselt võrdne negatiivsete elektronide arvuga aatomis (välja arvatud isotoobid).

Aatommass on näidatud aatomnumbri all (tabeli käesolevas versioonis). Kui ümardame aatommassi lähima täisarvuni, saame nn massiarvu. Massiarvu ja aatomarvu erinevus annab neutronite arvu tuumas. Seega on heeliumi tuumas neutronite arv kaks ja liitiumis neli.

Seega on meie kursus "Mendelejevi mannekeenilaud" lõppenud. Kokkuvõtteks kutsume teid vaatama temaatilist videot ja loodame, et küsimus, kuidas Mendelejevi perioodilisustabelit kasutada, on teile selgemaks saanud. Tuletame meelde, et uue aine õppimine on alati tulemuslikum mitte üksi, vaid kogenud mentori abiga. Seetõttu ei tohiks kunagi unustada neid, kes hea meelega teiega oma teadmisi ja kogemusi jagavad.

Ta kasutas Robert Boyle'i ja Antoine Lavouzieri tööd. Esimene teadlane pooldas lagunematute keemiliste elementide otsimist. 15 Boyle'i nimekirjas 1668. aastal.

Lavuzier lisas neile veel 13, kuid sajand hiljem. Otsing venis, sest puudus ühtne teooria elementidevahelise seose kohta. Lõpuks astus "mängu" Dmitri Mendelejev. Ta otsustas, et ainete aatommassi ja nende koha vahel süsteemis on seos.

See teooria võimaldas teadlasel avastada kümneid elemente neid avastamata praktikas, vaid looduses. See pandi järeltulijate õlgadele. Aga nüüd pole asi nendes. Pühendagem artikkel suurele vene teadlasele ja tema lauale.

Perioodilise tabeli loomise ajalugu

perioodilisustabel algas raamatuga "Omaduste seos elementide aatommassiga". Teos anti välja 1870. aastatel. Samal ajal rääkis Vene teadlane riigi keemiaseltsiga ja saatis tabeli esimese versiooni kolleegidele välismaalt.

Enne Mendelejevit avastasid erinevad teadlased 63 elementi. Meie kaasmaalane alustas nende omaduste võrdlemisest. Esiteks töötas ta kaaliumi ja klooriga. Seejärel võttis ta kasutusele leeliselise rühma metallide rühma.

Keemik sai spetsiaalse laua ja elemendikaardid, et need nagu pasjansis laduda, otsides õigeid vasteid ja kombinatsioone. Selle tulemusena tekkis arusaam: - komponentide omadused sõltuvad nende aatomite massist. Niisiis, perioodilisuse tabeli elemendid ridadesse rivistatud.

Keemiamaestro avastus oli otsus jätta nendesse ridadesse tühimikud. Aatommasside erinevuse perioodilisus pani teadlase oletama, et kõik elemendid pole inimkonnale veel teada. Kaaluvahed osade "naabrite" vahel olid liiga suured.

Sellepärast, Mendelejevi perioodiline tabel sai nagu malelaud, kus oli palju "valgeid" rakke. Aeg on näidanud, et nad tõesti ootasid oma "külalisi". Need muutusid näiteks inertgaasideks. Heelium, neoon, argoon, krüptoon, radioakt ja ksenoon avastati alles 20. sajandi 30. aastatel.

Nüüd müütidest. Laialt arvatakse, et keemia perioodiline tabel ilmus talle unes. Need on ülikooli õppejõudude intriigid, täpsemalt üks neist - Aleksander Inostrantsev. See on vene geoloog, kes pidas loenguid Peterburi kaevandusülikoolis.

Inostrantsev tundis Mendelejevit ja käis tal külas. Kord jäi otsingutest kurnatud Dmitri otse Aleksandri ees magama. Ta ootas, kuni keemik ärkab ja nägi, kuidas Mendelejev haarab paberitüki ja kirjutab üles tabeli lõpliku versiooni.

Tegelikult polnud teadlasel lihtsalt aega seda teha enne, kui Morpheus ta kinni püüdis. Inostrantsev tahtis aga oma õpilasi lõbustada. Geoloog mõtles nähtu põhjal välja ratta, mille tänulikud kuulajad kiiresti massidesse levitasid.

Perioodilise tabeli omadused

Alates esimesest versioonist 1969. aastal järguline perioodilisustabel paranenud mitu korda. Niisiis oli väärisgaaside avastamisega 1930. aastatel võimalik tuletada elementide uus sõltuvus – nende seerianumbritest, mitte massist, nagu väitis süsteemi autor.

Mõiste "aatommass" asendati mõistega "aatomnumber". Oli võimalik uurida prootonite arvu aatomite tuumades. See number on elemendi seerianumber.

20. sajandi teadlased uurisid ka aatomite elektroonilist ehitust. See mõjutab ka elementide perioodilisust ja kajastub hilisemates väljaannetes. perioodilised tabelid. Foto Loetelu näitab, et selles sisalduvad ained on paigutatud aatommassi kasvades.

Põhiprintsiipi ei muudetud. Mass suureneb vasakult paremale. Samas ei ole tabel ühekordne, vaid jagatud 7 perioodiks. Sellest ka nimekirja nimi. Periood on horisontaalne rida. Selle algus on tüüpilised metallid, lõpp on elemendid nr metallilised omadused. Langus on järk-järguline.

On suuri ja väikeseid perioode. Esimesed on tabeli alguses, neid on 3. See avab 2-elemendilise perioodiga loendi. Järgnevad kaks veergu, milles on 8 üksust. Ülejäänud 4 perioodi on suured. Kuues on pikim, sellel on 32 elementi. Neljandas ja viiendas on neid 18 ja seitsmendas - 24.

Saab kokku lugeda mitu elementi tabelis Mendelejev. Kokku on 112 pealkirja. Nimed. Seal on 118 lahtrit, kuid loendis on 126 väljaga variatsioone. Veel on tühjad lahtrid avastamata elementide jaoks, millel pole nimesid.

Kõik perioodid ei mahu ühele reale. Suured perioodid koosnevad 2 reast. Metallide hulk neis kaalub üles. Seetõttu on alumised read neile täielikult pühendatud. Ülemistes ridades täheldatakse metallidelt inertsete ainete järkjärgulist vähenemist.

Perioodilise tabeli pildid vertikaalselt jagatud. seda rühmad perioodilisustabelis, neid on 8. Keemiliste omaduste poolest sarnased elemendid on paigutatud vertikaalselt. Need jagunevad põhi- ja sekundaarseteks alarühmadeks. Viimased algavad alles 4. perioodist. Põhilistesse alarühmadesse kuuluvad ka väikeste perioodide elemendid.

Perioodilise tabeli olemus

Periooditabeli elementide nimetused on 112 positsiooni. Nende ühtsesse loendisse paigutamise olemus on esmaste elementide süstematiseerimine. Nad hakkasid selle pärast võitlema isegi iidsetel aegadel.

Aristoteles oli üks esimesi, kes mõistis, millest kõik olemasolev koosneb. Ta võttis aluseks ainete omadused - külm ja kuumus. Empidokles tõi elementide järgi välja 4 põhiprintsiipi: vesi, maa, tuli ja õhk.

Metallid perioodilisustabelis, nagu ka teised elemendid, on põhiprintsiibid, kuid kaasaegsest vaatenurgast. Vene keemikul õnnestus avastada enamik meie maailma komponente ja oletada veel tundmatute primaarsete elementide olemasolu.

Selgub, et perioodilisuse tabeli hääldus- meie reaalsuse teatud mudeli väljaütlemine, selle komponentideks lammutamine. Nende õppimine pole aga lihtne. Proovime ülesannet lihtsamaks muuta, kirjeldades paari tõhusat meetodit.

Kuidas õppida perioodilisustabelit

Alustame sellest kaasaegne meetod. Arvutiteadlased on välja töötanud mitmeid välkmänge, mis aitavad Mendelejevi nimekirja pähe õppida. Projektis osalejatel pakutakse elemente leida erinevate võimaluste järgi, näiteks nime, aatommassi, tähemärgistuse järgi.

Mängijal on õigus valida tegevusala – ainult osa lauast või kogu see. Samuti jätame meie testamendis välja elementide nimed ja muud parameetrid. See raskendab otsingut. Edasijõudnutele on ette nähtud ka taimer, see tähendab, et treening toimub kiirusega.

Mängutingimusedõppige elementide numbrid perioodilisustabelis mitte igav, vaid lõbus. Põnevus ärkab ja teadmisi peas on lihtsam süstematiseerida. Need, kes ei aktsepteeri arvuti välklampide projekte, pakuvad nimekirja meeldejätmiseks traditsioonilisemat viisi.

See on jagatud 8 rühma ehk 18 (vastavalt 1989. aasta väljaandele). Mäletamise hõlbustamiseks on parem luua mitu eraldi tabelit, mitte töötada terve versiooniga. Abi ja visuaalsed pildid sobitada iga elemendiga. Toetuge oma assotsiatsioonidele.

Seega saab ajus olevat rauda korreleerida näiteks küünega ja elavhõbedat termomeetriga. Kas elemendi nimi on võõras? Kasutame sugestiivsete assotsiatsioonide meetodit. , näiteks koostame sõnade "taffy" ja "speaker" algusest.

Perioodilise tabeli omadusedära õpi ühe istumisega. Õppetunnid on soovitatavad 10-20 minutit päevas. Alustuseks on soovitatav meeles pidada ainult põhiomadusi: elemendi nimi, tähistus, aatommass ja seerianumber.

Koolilapsed eelistavad riputada perioodilisustabeli töölaua kohale või seinale, mida sageli vaadatakse. Meetod on hea ülekaaluga inimestele visuaalne mälu. Loendi andmed jäävad tahes-tahtmata meelde isegi ilma tuupita.

Seda arvestavad ka õpetajad. Reeglina ei sunni need nimekirja pähe õppima, vaid võimaldavad seda vaadata isegi kontrollüksuste pealt. Pidev tabeli vaatamine võrdub seinale printimise või eksamite eel petulehtede kirjutamisega.

Uuringut alustades meenutagem, et Mendelejev ei mäletanud oma nimekirja kohe. Kord, kui teadlaselt küsiti, kuidas ta laua avas, vastati: "Ma olen sellele mõelnud võib-olla 20 aastat, aga te arvate: ma istusin ja järsku on see valmis." Perioodiline süsteem on vaevarikas töö, mida ei saa lühikese ajaga omandada.

Teadus ei salli kiirustamist, sest see viib pettekujutluste ja tüütute vigadeni. Nii et samal ajal Mendelejeviga koostas tabeli Lothar Meyer. Sakslane ei lõpetanud aga nimekirja pisutki ega olnud oma seisukoha tõestamisel veenev. Seetõttu tunnustas avalikkus vene teadlase, mitte tema Saksamaalt pärit kolleegi keemiku tööd.

Keemiliste elementide perioodiline süsteem on D. I. Mendelejevi poolt 1869. aastal avastatud perioodilise seaduse alusel loodud keemiliste elementide klassifikatsioon.

D. I. Mendelejev

Vastavalt selle seaduse tänapäevasele sõnastusele pidevas elementide reas, mis on järjestatud kasvavas suurusjärgus positiivne laeng nende aatomite tuumad, sarnaste omadustega elemendid korduvad perioodiliselt.

Tabelina esitatud keemiliste elementide perioodiline süsteem koosneb perioodidest, seeriatest ja rühmadest.

Iga perioodi alguses (välja arvatud esimene) on element, millel on selgelt väljendunud metallilised omadused (leelismetall).

Värvitabeli sümbolid: 1 - elemendi keemiline märk; 2 - nimi; 3 - aatommass (aatommass); 4 - seerianumber; 5 - elektronide jaotus kihtide vahel.

Kui elemendi aatomnumber suureneb, võrdne selle aatomi tuuma positiivne laeng, metallilised omadused järk-järgult nõrgenevad ja mittemetallilised omadused suurenevad. Iga perioodi eelviimane element on selgelt väljendunud mittemetalliliste omadustega element () ja viimane on inertgaas. I perioodil on 2 elementi, II ja III - kummaski 8 elementi, IV ja V - 18 elementi, VI - 32 ja VII (mittetäielik periood) - 17 elementi.

Kolme esimest perioodi nimetatakse väikesteks perioodideks, igaüks neist koosneb ühest horisontaalsest reast; ülejäänud - suurtes perioodides, millest igaüks (v.a VII periood) koosneb kahest horisontaalsest reast - paaris (ülemine) ja paaritu (alumine). Suurte perioodide ühtlastes ridades on ainult metallid. Nende ridade elementide omadused muutuvad seerianumbri suurenedes veidi. Suurte perioodide paaritute seeriate elementide omadused muutuvad. VI perioodil järgneb lantaanile 14 elementi, mis on keemiliste omaduste poolest väga sarnased. Need elemendid, mida nimetatakse lantaniidideks, on põhitabeli all eraldi loetletud. Aktiiniidid, aktiiniumile järgnevad elemendid, on sarnaselt esitatud tabelis.

Tabelis on üheksa vertikaalset rühma. Rühma number, välja arvatud harvad erandid, on võrdne selle rühma elementide kõrgeima positiivse valentsiga. Iga rühm, välja arvatud null ja kaheksas, on jagatud alarühmadesse. - peamine (asub paremal) ja külgmine. Peamistes alarühmades seerianumbri suurenemisega elementide metallilised omadused paranevad ja elementide mittemetallilised omadused nõrgenevad.

Seega keemiline ja seeria füüsikalised omadused elemendid määratakse kindlaks koha järgi, mille antud element perioodilises süsteemis hõivab.

Biogeensed elemendid, st elemendid, mis moodustavad organisme ja täidavad selles teatud bioloogilist rolli, asuvad perioodilisuse tabeli ülemises osas. Põhiosa (üle 99%) elusainest moodustavate elementide poolt hõivatud rakud on värvitud siniseks, mikroelementidega hõivatud rakud roosaks (vt.).

Keemiliste elementide perioodiline tabel on suurim saavutus kaasaegne loodusteadus ja kõige üldisemate dialektiliste loodusseaduste ilmekas väljendus.

Vaata ka , Aatommass.

Keemiliste elementide perioodiline süsteem on D. I. Mendelejevi poolt 1869. aastal avastatud perioodilise seaduse alusel loodud keemiliste elementide loomulik klassifikatsioon.

Algses sõnastuses väitis D. I. Mendelejevi perioodiline seadus: keemiliste elementide omadused, aga ka nende ühendite vormid ja omadused, on perioodilises sõltuvuses elementide aatommasside suurusest. Hiljem, aatomi ehituse õpetuse väljatöötamisega, näidati, et iga elemendi täpsem omadus ei ole mitte aatommass (vt), vaid aatomi tuuma positiivse laengu väärtus. element, mis on võrdne selle elemendi järgarvuga (aatom) numbriga D. I. Mendelejevi perioodilisuse süsteemis. Positiivsete laengute arv aatomi tuumas on võrdne aatomi tuuma ümbritsevate elektronide arvuga, kuna aatomid tervikuna on elektriliselt neutraalsed. Nende andmete valguses on perioodilisuse seadus sõnastatud järgmiselt: keemiliste elementide omadused, samuti nende ühendite vormid ja omadused on perioodilises sõltuvuses nende aatomite tuumade positiivsest laengust. See tähendab, et pidevas elementide seerias, mis on järjestatud nende aatomite tuumade positiivsete laengute järgi kasvavas järjekorras, korratakse perioodiliselt sarnaste omadustega elemente.

tabelivorm perioodiline süsteem keemilised elemendid on esitatud selle kaasaegne vorm. See koosneb perioodidest, seeriatest ja rühmadest. Periood tähistab elementide järjestikust horisontaalset rida, mis on järjestatud nende aatomite tuumade positiivse laengu järgi kasvavas järjekorras.

Iga perioodi alguses (välja arvatud esimene) on element, millel on selgelt väljendunud metallilised omadused (leelismetall). Seejärel seerianumbri kasvades elementide metallilised omadused järk-järgult nõrgenevad ja elementide mittemetallilised omadused suurenevad. Iga perioodi eelviimane element on selgelt väljendunud mittemetalliliste omadustega element (halogeen) ja viimane on inertgaas. I periood koosneb kahest elemendist, rollist leelismetall ja halogeeni teostab samaaegselt vesinik. II ja III periood sisaldavad kumbki 8 elementi, mida nimetatakse Mendelejevi tüüpiliseks. IV ja V perioodis on kummaski 18 elementi, VI-32. VII periood ei ole veel lõppenud ja seda täiendatakse kunstlikult loodud elementidega; praegu on sellel perioodil 17 elementi. I, II ja III perioodi nimetatakse väikesteks, igaüks neist koosneb ühest horisontaalsest reast, IV-VII - suurtest: need (välja arvatud VII) sisaldavad kahte horisontaalset rida - paaris (ülemine) ja paaritu (alumine). Suurte perioodide ühtlastes ridades leidub ainult metalle ja rea ​​elementide omaduste muutus vasakult paremale väljendub nõrgalt.

Suurte perioodide paaritute seeriate korral muutuvad seeria elementide omadused samamoodi nagu tüüpiliste elementide omadused. AT ühtlane rida VI periood pärast lantaani järgneb 14 elemendile [nimetatakse lantaniidideks (vt), lantaniidideks, haruldaste muldmetallide elementideks], mis on keemiliste omaduste poolest sarnased lantaaniga ja üksteisega. Nende nimekiri on toodud eraldi tabeli all.

Eraldi on aktiinium-aktiniididele (aktiniididele) järgnevad elemendid välja kirjutatud ja toodud tabeli all.

Keemiliste elementide perioodilisustabelis on üheksa vertikaalset rühma. Rühma number on võrdne selle rühma elementide kõrgeima positiivse valentsiga (vt). Erandiks on fluor (see juhtub ainult negatiivselt monovalentne) ja broom (see ei juhtu heptavalentne); lisaks võib vase, hõbeda ja kulla valents olla suurem kui +1 (Cu-1 ja 2, Ag ja Au-1 ja 3) ning VIII rühma elementidest on ainult osmiumi ja ruteeniumi valents +8 . Iga rühm, välja arvatud kaheksas ja null, on jagatud kahte alarühma: põhi (asub paremal) ja sekundaarne. Peamised alarühmad hõlmavad tüüpilisi elemente ja suurte perioodide elemente, sekundaarsed - ainult suurte perioodide elemente ja pealegi metalle.

Keemiliste omaduste poolest erinevad selle rühma iga alarühma elemendid üksteisest oluliselt ja ainult kõrgeim positiivne valents on kõigi selle rühma elementide puhul sama. Peamistes alarühmades ülalt alla elementide metallilised omadused suurenevad ja mittemetalliliste omad nõrgenevad (näiteks frantsium on kõige enam väljendunud metalliliste omadustega element ja fluor on mittemetalliline). Seega määrab elemendi koht Mendelejevi perioodilises süsteemis (järjekorranumber) selle omadused, mis on vertikaalselt ja horisontaalselt naaberelementide omaduste keskmine.

Mõnel elemendirühmal on erinimed. Niisiis nimetatakse I rühma peamiste alarühmade elemente leelismetallideks, II rühma - leelismuldmetallideks, VII rühma - halogeenideks, uraani taga asuvaid elemente - transuraani. Elemendid, mis on osa organismidest, osalevad metaboolsetes protsessides ja millel on väljendunud bioloogiline roll nimetatakse biogeenseteks elementideks. Kõik need asuvad D. I. Mendelejevi tabeli ülemises osas. Need on peamiselt O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg ja Fe, mis moodustavad põhiosa elusainest (üle 99%). Nende elementide hõivatud kohad perioodilisuse tabelis on värvitud helesinisega. Biogeenseid elemente, mida on organismis väga vähe (10 -3 kuni 10 -14%), nimetatakse mikroelementideks (vt.). Perioodilise süsteemi rakkudes on kollane värv, mikroelemendid on paigutatud, elutähtsad tähtsust mis on inimestele tõestatud.

Aatomite ehituse teooria järgi (vt Aatom) sõltuvad elementide keemilised omadused peamiselt elektronide arvust välises elektronkihis. Elementide omaduste perioodiline muutumine aatomituumade positiivse laengu suurenemisega on seletatav aatomite välise elektronkihi (energiataseme) struktuuri perioodilise kordumisega.

Väikestel perioodidel, tuuma positiivse laengu suurenemisega, suureneb elektronide arv väliskihis I perioodil 1-lt 2-le ning II ja III perioodil 1-8. Sellest tuleneb ka elementide omaduste muutumine perioodil leelismetallist inertgaasiks. Välimine elektronkiht, mis sisaldab 8 elektroni, on terviklik ja energeetiliselt stabiilne (nullrühma elemendid on keemiliselt inertsed).

Suurtel perioodidel ühtlastes ridades, tuumade positiivse laengu suurenemisega, jääb elektronide arv väliskihis konstantseks (1 või 2) ja teine ​​väliskiht täitub elektronidega. Sellest ka paarisredades elementide omaduste aeglane muutumine. Pikkade perioodide paaritute seeriate korral täitub tuumade laengu suurenemisega välimine kest elektronidega (1 kuni 8) ja elementide omadused muutuvad samamoodi nagu tüüpiliste elementide puhul.

Elektronkihtide arv aatomis on võrdne perioodinumbriga. Peamiste alarühmade elementide aatomite väliskestadel on elektronide arv, mis on võrdne rühma arvuga. Sekundaarsete alamrühmade elementide aatomid sisaldavad väliskestadel ühte või kahte elektroni. See seletab põhi- ja teisese alarühma elementide omaduste erinevust. Rühmanumber näitab võimalikku elektronide arvu, mis võivad osaleda keemiliste (valents)sidemete moodustumisel (vt Molekul), seetõttu nimetatakse selliseid elektrone valentsiks. Sekundaarsete alamrühmade elementide puhul on valentsiks mitte ainult väliskesta elektronid, vaid ka eelviimased. Elektronkihtide arv ja struktuur on näidatud lisatud keemiliste elementide perioodilises tabelis.

D. I. Mendelejevi perioodilisel seadusel ja sellel põhineval süsteemil on eranditult suur tähtsus teaduses ja praktikas. Perioodiline seaduspärasus ja süsteem olid aluseks uute keemiliste elementide avastamisele, nende aatommasside täpsele määramisele, aatomite ehituse teooria väljatöötamisele, geokeemiliste seaduste kehtestamisele elementide jaotumisele maakoores. ja kaasaegsete ideede arendamine elusaine kohta, mille koostis ja sellega seotud seadused on kooskõlas perioodilisuse süsteemiga. Elementide bioloogilise aktiivsuse ja nende sisalduse kehas määrab suuresti ka koht, mille nad Mendelejevi perioodilises süsteemis hõivavad. Niisiis, mitmete rühmade seerianumbri suurenemisega suureneb elementide toksilisus ja väheneb nende sisaldus kehas. Perioodiline seadus on looduse arengu kõige üldisemate dialektiliste seaduste ilmekas väljendus.

Looduses on palju korduvaid järjestusi:

• aastaajad;
• kellaajad;
• nädalapäevad…

19. sajandi keskel märkas D.I.Mendelejev, et ka elementide keemilistel omadustel on teatud järjestus (räägitakse, et see idee tuli talle unes). Teadlase imeliste unenägude tulemuseks oli keemiliste elementide perioodiline tabel, milles D.I. Mendelejev järjestas keemilised elemendid aatommassi suurenemise järjekorras. Kaasaegses tabelis on keemilised elemendid järjestatud elemendi aatomnumbri (aatomi tuumas olevate prootonite arvu) järgi kasvavas järjekorras.

Aatomnumber on näidatud keemilise elemendi sümboli kohal, sümboli all selle aatommass (prootonite ja neutronite summa). Pange tähele, et mõne elemendi aatommass on mittetäisarv! Pidage meeles isotoope! Aatommass on elemendi kõigi looduslikes tingimustes looduslikult esinevate isotoopide kaalutud keskmine.

Tabeli all on lantaniidid ja aktiniidid.

Metallid, mittemetallid, metalloidid

Need asuvad perioodilises tabelis vasakul astmelisest diagonaaljoonest, mis algab booriga (B) ja lõpeb polooniumiga (Po) (erandiks on germaanium (Ge) ja antimon (Sb). On lihtne näha, et metallid hõivata enamus Perioodilisustabel. Metallide põhiomadused: tahked ained (va elavhõbe); sära; head elektri- ja soojusjuhid; plastist; tempermalmist; loovutab kergesti elektrone.

Astmelise diagonaali B-Po paremal pool olevaid elemente nimetatakse mittemetallid. Mittemetallide omadused on otseselt vastupidised metallide omadustele: halvad soojus- ja elektrijuhid; habras; mitte sepistatud; mitteplast; tavaliselt aktsepteerivad elektrone.

Metalloidid

Metallide ja mittemetallide vahel on poolmetallid(metalloidid). Neid iseloomustavad nii metallide kui ka mittemetallide omadused. Poolmetallid on leidnud oma peamise tööstusliku kasutuse pooljuhtide tootmises, ilma milleta pole mõeldav ükski tänapäevane mikroskeem või mikroprotsessor.

Perioodid ja rühmad

Nagu eespool mainitud, koosneb perioodilisustabel seitsmest perioodist. Igas perioodis suureneb elementide aatomnumber vasakult paremale.

Elementide omadused perioodides muutuvad järjestikku: seega kolmanda perioodi alguses olevad naatrium (Na) ja magneesium (Mg) loobuvad elektronidest (Na loovutab ühe elektroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg loovutab kaks elektroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Kuid perioodi lõpus asuv kloor (Cl) võtab ühe elemendi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Rühmades, vastupidi, on kõigil elementidel samad omadused. Näiteks IA(1) rühmas loovutavad kõik elemendid liitiumist (Li) kuni frantsiumini (Fr) ühe elektroni. Ja kõik VIIA(17) rühma elemendid võtavad ühe elemendi.

Mõned rühmad on nii olulised, et neile on antud erilised nimed. Neid rühmi käsitletakse allpool.

IA rühm (1). Selle rühma elementide aatomitel on välises elektronkihis ainult üks elektron, mistõttu nad loovutavad kergesti ühe elektroni.

Olulisemad leelismetallid on naatrium (Na) ja kaalium (K), kuna need mängivad olulist rolli inimelu protsessis ja on osa sooladest.

Elektroonilised konfiguratsioonid:

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

Rühm IIA(2). Selle rühma elementide aatomitel on välises elektronkihis kaks elektroni, mis samuti keemiliste reaktsioonide käigus loobuvad. Enamik oluline element- kaltsium (Ca) - luude ja hammaste alus.

Elektroonilised konfiguratsioonid:

• Ole- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Ca- 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2

Rühm VIIA(17). Selle rühma elementide aatomid saavad tavaliselt igaüks ühe elektroni, sest. välisel elektroonilisel kihil on viis elementi ja kuni " täielik komplekt Ainult üks elektron on puudu.

Selle rühma kuulsaimad elemendid on: kloor (Cl) - on osa soolast ja valgendist; jood (I) on element, mis mängib olulist rolli inimese kilpnäärme tegevuses.

Elektrooniline konfiguratsioon:

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

VIII rühm(18). Selle rühma elementide aatomitel on täielikult "täidetud" välimine elektronkiht. Seetõttu nad "ei pea" elektrone vastu võtma. Ja nad ei taha neid ära anda. Seega - selle rühma elemendid on väga "tõrksad" sisenema keemilised reaktsioonid. Pikka aega usuti, et nad ei reageeri üldse (sellest ka nimetus "inertne", s.t. "mitteaktiivne"). Kuid keemik Neil Barlett avastas, et mõned neist gaasidest võivad teatud tingimustel siiski reageerida teiste elementidega.

Elektroonilised konfiguratsioonid:

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

Valentselemendid rühmades

On lihtne näha, et iga rühma sees on elemendid oma valentselektronide poolest sarnased (välisel energiatasandil paiknevate orbitaalide s ja p elektronid).

Leelismetallidel on igaühel 1 valentselektron:

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

Leelismuldmetallidel on 2 valentselektroni:

• Ole- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Ca- 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2

Halogeenidel on 7 valentselektroni:

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

Inertgaasidel on 8 valentselektroni:

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

Lisateavet leiate artiklist Valents ja keemiliste elementide aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide tabel perioodide kaupa.

Pöörame nüüd tähelepanu sümbolitega rühmades paiknevatele elementidele AT. Need asuvad perioodilisuse tabeli keskel ja neid nimetatakse siirdemetallid.

Nende elementide eripäraks on elektronide olemasolu täituvates aatomites d-orbitaalid:

1. sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 1;
2. Ti- 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 2

Asuvad põhilauast eraldi lantaniidid ja aktiniidid on nn sisemised siirdemetallid. Nende elementide aatomites täituvad elektronid f-orbitaalid:

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

Perioodiline süsteem on keemiliste elementide järjestatud kogum, nende loomulik klassifikatsioon, mis on keemiliste elementide perioodilise seaduse graafiline (tabel) väljendus. Selle, paljuski tänapäevasele sarnase ülesehituse töötas perioodilise seaduse alusel välja D. I. Mendelejev aastatel 1869–1871.

Perioodilise süsteemi prototüübiks oli D. I. Mendelejevi poolt 1. märtsil 1869 koostatud "Elementide süsteemi katse, mis põhineb nende aatommassil ja keemilisel sarnasusel". Kahe ja poole aasta jooksul täiustas teadlane pidevalt "Kogemus Süsteem”, tutvustas elementide rühmade, seeriate ja perioodide mõistet. Selle tulemusena omandas perioodilise süsteemi struktuur paljuski kaasaegsed piirjooned.

Selle evolutsiooni jaoks oli oluline mõiste elemendi asukohast süsteemis, mille määrasid rühma ja perioodi numbrid. Selle kontseptsiooni põhjal jõudis Mendelejev järeldusele, et on vaja muuta mõne elemendi aatommassi: uraani, indiumi, tseeriumi ja selle satelliite. See oli esimene praktiline kasutamine perioodiline süsteem. Mendelejev ennustas ka esimesena mitmete tundmatute elementide olemasolu ja omadusi. Teadlane kirjeldas üksikasjalikult ekaaalumiiniumi (tuleviku gallium), ekabori (skandium) ja ekasiliconi (germaaniumi) olulisemaid omadusi. Lisaks ennustas ta mangaani (tulevane tehneetsium ja reenium), telluuri (poloonium), joodi (astatiin), tseesiumi (frantsium), baariumi (raadium), tantaali (protaktiinium) analoogide olemasolu. Teadlaste ennustused nende elementide kohta olid üldine iseloom, kuna need elemendid asusid perioodilise süsteemi väheuuritud piirkondades.

Perioodilise süsteemi esimesed versioonid kujutasid endast paljuski vaid empiirilist üldistust. Perioodilise seaduse füüsikaline tähendus polnud ju selge, puudus seletus elementide omaduste perioodilise muutumise põhjustest sõltuvalt aatommasside suurenemisest. Selle tulemusena jäid paljud probleemid lahendamata. Kas perioodilisel süsteemil on piiranguid? Kas olemasolevate elementide täpset arvu on võimalik määrata? Kuuenda perioodi struktuur jäi ebaselgeks – milline on haruldaste muldmetallide elementide täpne kogus? Ei olnud teada, kas vesiniku ja liitiumi vahel on veel elemente, milline on esimese perioodi struktuur. Seetõttu tekkis kuni perioodilisuse seaduse füüsilise põhjendamiseni ja perioodilisuse süsteemi teooria väljatöötamiseni tõsiseid raskusi rohkem kui üks kord. Ootamatu oli avastus aastatel 1894–1898. viis inertgaasi, millel ei tundunud olevat perioodilisustabelis kohta. See raskus kõrvaldati tänu ideele lisada perioodilise süsteemi struktuuri sõltumatu nullrühm. Radioelementide massiline avastamine 19. ja 20. sajandi vahetusel. (aastaks 1910 oli nende arv umbes 40) põhjustas terava vastuolu vajaduse vahel paigutada need perioodilisussüsteemi ja selle olemasoleva struktuuri vahel. Nende jaoks oli kuuendal ja seitsmendal perioodil vaba vaid 7 kohta. See probleem lahendati nihkereeglite kehtestamise ja isotoopide avastamise tulemusena.

Perioodilise seaduse füüsikalise tähenduse ja perioodilisuse süsteemi struktuuri selgitamise võimatuse üks peamisi põhjusi oli see, et polnud teada, kuidas aatom on paigutatud (vt Aatom). Perioodilise süsteemi arengu olulisim verstapost oli E. Rutherfordi (1911) aatomimudeli loomine. Selle põhjal tegi Hollandi teadlane A. Van den Broek (1913) ettepaneku, et elemendi järjekorranumber perioodilises süsteemis on arvuline. võrdne laenguga selle aatomi tuum (Z). Seda kinnitas eksperimentaalselt inglise teadlane G. Moseley (1913). Perioodiline seadus sai füüsikalise põhjenduse: elementide omaduste muutuste perioodilisust hakati arvestama sõltuvalt Z - elemendi aatomi tuuma laengust, mitte aatommassist (vt keemiliste elementide perioodiline seadus) .

Selle tulemusena on perioodilisuse süsteemi struktuur oluliselt tugevdatud. Määratud on süsteemi alumine piir. See on vesinik, element, mille minimaalne Z = 1. On saanud võimalikuks täpselt hinnata elementide arvu vesiniku ja uraani vahel. Perioodilises süsteemis tuvastati "lüngad", mis vastavad tundmatutele elementidele, mille Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Siiski jäid ebaselgeks küsimused haruldaste muldmetallide elementide täpse arvu kohta ja, mis kõige tähtsam, nende põhjused. elementide omaduste perioodilist muutust ei selgunud.olenevalt Z-st.

Tuginedes perioodilise süsteemi väljakujunenud struktuurile ja aatomispektrite uurimise tulemustele, on Taani teadlane N. Bohr 1918.–1921. arendas ideid aatomite elektronkestade ja alamkestade ehitusjärjestuse kohta. Teadlane jõudis järeldusele, et aatomite väliskesta sarnaseid elektroonilisi konfiguratsioone korratakse perioodiliselt. Seega näidati, et keemiliste elementide omaduste muutuste perioodilisus on seletatav perioodilisuse olemasoluga aatomite elektronkestade ja alamkestade ehituses.

Perioodiline süsteem hõlmab enam kui 100 elementi. Neist kõik transuraanielemendid (Z = 93–110), samuti elemendid Z = 43 (tehneetsium), 61 (promeetium), 85 (astatiin), 87 (frantsium) saadi kunstlikult. Kogu perioodilise süsteemi olemasolu ajaloo jooksul on seda välja pakutud väga suur hulk(>500) selle varianti graafiline pilt, peamiselt tabelite kujul, aga ka mitmesugusena geomeetrilised kujundid(ruumilised ja tasapinnalised), analüütilised kõverad (spiraalid jne) jne. Kõige laialdasemalt on kasutusel lühikesed, poolpikad, pikad ja redelitabelid. Praegu eelistatakse lühivormi.

Perioodilise süsteemi ülesehitamise aluspõhimõte on selle jagamine rühmadeks ja perioodideks. Mendelejevi kontseptsiooni elementide seeriast enam ei kasutata, kuna see puudub füüsiline meel. Rühmad omakorda jagunevad peamiseks (a) ja teiseseks (b) alarühmaks. Iga alarühm sisaldab elemente - keemilisi analooge. A- ja b-alarühmade elemendid enamikus rühmades näitavad omavahel ka teatavat sarnasust, peamiselt kõrgemates oksüdatsiooniastmetes, mis reeglina on võrdsed rühma numbriga. Periood on elementide kogum, mis algab leelismetalliga ja lõpeb inertgaasiga (erijuhtum on esimene periood). Iga periood sisaldab rangelt määratletud arvu elemente. Perioodiline süsteem koosneb kaheksast rühmast ja seitsmest perioodist ning seitsmes periood pole veel lõppenud.

Omapära esiteks periood on see, et see sisaldab ainult 2 gaasilist vaba vorm elemendid: vesinik ja heelium. Vesiniku koht süsteemis on mitmetähenduslik. Kuna sellel on leelismetallide ja halogeenidega sarnased omadused, paigutatakse see kas 1a- või Vlla-alarühma või mõlemasse korraga, märkides sümboli sulgudes ühes alarühmas. Heelium on VIIIa-alarühma esimene esindaja. Pikka aega eraldati heelium ja kõik inertgaasid iseseisvaks nullrühmaks. See säte nõudis pärast sünteesi läbivaatamist keemilised ühendid krüptoon, ksenoon ja radoon. Selle tulemusena ühendati inertgaasid ja endise VIII rühma elemendid (raud, koobalt, nikkel ja plaatina metallid) ühte rühma.

Teiseks periood sisaldab 8 elementi. See algab leelismetalli liitiumiga, mille ainus oksüdatsiooniaste on +1. Edasi tuleb berüllium (metall, oksüdatsiooniaste +2). Booril on juba nõrgalt väljendunud metalliline iseloom ja see on mittemetall (oksüdatsiooniaste +3). Boori kõrval on süsinik tüüpiline mittemetall, millel on nii +4 kui ka -4 oksüdatsiooniaste. Lämmastik, hapnik, fluor ja neoon on kõik mittemetallid, kusjuures lämmastiku kõrgeim oksüdatsiooniaste on +5, mis vastab rühma numbrile. Hapnik ja fluor on ühed kõige aktiivsemad mittemetallid. Inertgaasi neoon lõpetab perioodi.

Kolmandaks periood (naatrium - argoon) sisaldab samuti 8 elementi. Nende omaduste muutumise olemus on suures osas sarnane teise perioodi elementide puhul täheldatuga. Kuid seal on ka oma eripära. Seega on magneesium erinevalt berülliumist metallilisem, aga ka alumiinium võrreldes booriga. Räni, fosfor, väävel, kloor, argoon on kõik tüüpilised mittemetallid. Ja kõigil neil, välja arvatud argoonil, on kõrgeim oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma numbriga.

Nagu näeme, on mõlemal perioodil, kui Z suureneb, selgelt metallilisuse nõrgenemine ja tugevnemine. mittemetallilised omadused elemendid. D. I. Mendelejev nimetas teise ja kolmanda perioodi elemente (tema sõnadega väikseid) tüüpilisteks. Väikeste perioodide elemendid on looduses ühed levinumad. Süsinik, lämmastik ja hapnik (koos vesinikuga) on organogeenid, st orgaanilise aine peamised elemendid.

Kõik esimese ja kolmanda perioodi elemendid paigutatakse a-alarühmadesse.

Neljandaks periood (kaalium - krüptoon) sisaldab 18 elementi. Mendelejevi sõnul on see esimene suur periood. Leelismetalli kaaliumi ja leelismuldmetalli kaltsiumi järel järgneb rida elemente, mis koosnevad 10 nn siirdemetallist (skandium – tsink). Kõik nad kuuluvad b-alarühmadesse. Enamikul siirdemetallidel on rühmaarvuga võrdne kõrgem oksüdatsiooniaste, välja arvatud raud, koobalt ja nikkel. Elemendid galliumist krüptonini kuuluvad a-alarühmadesse. Krüptooni kohta on teada mitmeid keemilisi ühendeid.

Viiendaks periood (rubiidium - ksenoon) on oma ehituselt sarnane neljandale. See sisaldab ka 10 siirdemetalli (ütrium - kaadmium) sisestust. Selle perioodi elementidel on oma omadused. Ruteeniumi-roodium-pallaadiumi triaadis on ruteeniumi ühendeid tuntud, kus selle oksüdatsiooniaste on +8. Kõigil a-alarühmade elementidel on kõrgeim oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma numbriga. Neljanda ja viienda perioodi elementide omaduste muutumise tunnused Z kasvades on teise ja kolmanda perioodiga võrreldes keerulisemad.

Kuues periood (tseesium - radoon) sisaldab 32 elementi. Sellel perioodil on lisaks 10 siirdemetallile (lantaan, hafnium - elavhõbe) ka 14 lantaniidi komplekt - tseeriumist luteetiumini. Elemendid tseeriumist luteetiumini on keemiliselt väga sarnased ja seetõttu on nad pikka aega kuulunud haruldaste muldmetallide elementide perekonda. Perioodilise süsteemi lühivormis on lantaani seeria kaasatud lantaani lahtrisse ja selle seeria dekodeerimine on toodud tabeli allosas (vt Lantaniidid).

Mis on kuuenda perioodi elementide eripära? Osmium - iriidium - plaatina triaadis on osmiumi oksüdatsiooniaste +8 tuntud. Astatiinil on üsna väljendunud metalliline iseloom. Radoon on kõigist inertgaasidest kõige reaktsioonivõimelisem. Kuna see on väga radioaktiivne, on selle keemiat kahjuks vähe uuritud (vt Radioaktiivsed elemendid).

Seitsmes periood algab Prantsusmaaga. Sarnaselt kuuendale peaks ka see sisaldama 32 elementi, kuid neist on seni teada 24. Vastavalt frantsium ja raadium on alarühmade Ia ja IIa elemendid, aktiinium kuulub alarühma IIIb. Järgmiseks tuleb aktiniidide perekond, mis sisaldab elemente tooriumist kuni laurentsiumini ja on paigutatud sarnaselt lantaniididega. Selle elementide rea dekodeerimine on toodud ka tabeli allosas.

Nüüd vaatame, kuidas keemiliste elementide omadused muutuvad alarühmad perioodiline süsteem. Selle muutuse peamine muster on elementide metallilisuse tugevnemine Z suurenedes. See muster on eriti väljendunud IIIa–VIIa alarühmades. Ia–IIIa-alarühmade metallide puhul täheldatakse keemilise aktiivsuse suurenemist. IVa–VIIa-alarühmade elementides täheldatakse Z suurenedes elementide keemilise aktiivsuse nõrgenemist. B-alarühmade elementide puhul on keemilise aktiivsuse muutuse olemus keerulisem.

Perioodilise süsteemi teooria töötasid välja N. Bohr ja teised teadlased 1920. aastatel. 20. sajandil ja põhineb reaalsel skeemil aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide moodustamiseks (vt Aatom). Selle teooria kohaselt toimub Z suurenedes elektronkestade ja alamkestade täitumine perioodilise süsteemi perioodidesse kuuluvate elementide aatomites järgmises järjestuses:

Perioodilise süsteemi teooriale tuginedes saab anda järgmise perioodi määratluse: periood on elementide kogum, mis algab elemendiga, mille väärtus n on võrdne perioodi numbriga ja l = 0 (s-elemendid) ja lõpeb elemendiga, mille väärtus on sama n ja l = 1 (p- elemendid) (vt Atom). Erandiks on esimene punkt, mis sisaldab ainult 1s elemente. Perioodilise süsteemi teooriast tulenevad elementide arvud perioodides: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

Tabelis on igat tüüpi elementide tähised (s-, p-, d- ja f-elemendid) näidatud kindlal värvilisel taustal: s-elemendid - punasel, p-elemendid - oranžil, d-elemendid - sinisel, f-elemendid - rohelisel. Iga rakk sisaldab elementide seerianumbreid ja aatommassi, samuti väliste elektronkihtide elektroonilisi konfiguratsioone.

Perioodilise süsteemi teooriast järeldub, et a-alarühmadesse kuuluvad elemendid, mille n on võrdne perioodinumbriga ja l = 0 ja 1. B-alarühmadesse kuuluvad need elemendid, mille aatomites valmivad varem mittetäielikuks jäänud kestad. . Seetõttu ei sisalda esimene, teine ​​ja kolmas periood b-alarühmade elemente.

Elementide perioodilise süsteemi struktuur on tihedalt seotud keemiliste elementide aatomite ehitusega. Kui Z suureneb, korratakse perioodiliselt väliste elektronkihtide sarnast tüüpi konfiguratsiooni. Nimelt määravad need elementide keemilise käitumise põhijooned. Need tunnused avalduvad erinevalt a-alarühmade elementide (s- ja p-elemendid), b-alarühmade (ülemineku-d-elemendid) ja f-perekondade elementide - lantaniidide ja aktiniidide puhul. Erijuhtum esindavad esimese perioodi elemente – vesinikku ja heeliumit. Vesinik on väga reaktiivne, kuna selle ainult 1 s elektron on kergesti eraldatav. Samal ajal on heeliumi konfiguratsioon (1s 2) väga stabiilne, mis muudab selle keemiliselt passiivseks.

A-alarühmade elementide puhul on aatomite välimised elektronkihid täidetud (n-ga võrdne perioodinumbriga), mistõttu nende elementide omadused muutuvad Z suurenedes märgatavalt.Seega on teises perioodis liitium (konfiguratsioon 2s). aktiivne metall, mis kaotab kergesti ühe valentselektroni; berüllium (2s 2) on samuti metall, kuid vähem aktiivne, kuna selle välised elektronid on tuumaga tugevamalt seotud. Lisaks on booril (2s 2 p) nõrgalt väljendunud metalliline iseloom ja kõik järgnevad teise perioodi elemendid, milles moodustub 2p alamkest, on juba mittemetallid. Neooni (2s 2 p 6) välise elektronkihi – inertgaasi – kaheksaelektrooniline konfiguratsioon on väga tugev.

Teise perioodi elementide keemilisi omadusi seletatakse nende aatomite sooviga omandada lähima inertgaasi elektrooniline konfiguratsioon (heeliumi konfiguratsioon elementide jaoks liitiumist süsinikuni või neoonkonfiguratsioon elementide jaoks süsinikust fluorini). Seetõttu ei saa näiteks hapnik avaldada rühmaarvuga võrdset kõrgemat oksüdatsiooniastet: tal on ju lihtsam neoonkonfiguratsiooni saavutada täiendavate elektronide omandamisega. Sama omaduste muutumise iseloom avaldub kolmanda perioodi elementides ning kõigi järgnevate perioodide s- ja p-elementides. Samas väljendub a-alarühmades välise elektronide ja tuuma vahelise sideme tugevuse nõrgenemine Z suurenemisel vastavate elementide omadustes. Seega suureneb s-elementide keemiline aktiivsus märgatavalt, kui Z suureneb, ja p-elementide puhul metalliliste omaduste suurenemine.

Ülemineku d-elementide aatomites lõpetatakse varem lõpetamata kestad põhiväärtusega. kvantarv n, üks väiksem kui perioodi number. Mõne erandiga on siirdeelementide aatomite väliste elektronkihtide konfiguratsioon ns 2 . Seetõttu on kõik d-elemendid metallid ja seetõttu ei ole d-elementide omaduste muutused Z suurenemisel nii järsud, kui s- ja p-elementides täheldatakse. Kõrgemates oksüdatsiooniastmetes on d-elementidel teatud sarnasus perioodilise süsteemi vastavate rühmade p-elementidega.

Kolmkõlade (VIIIb-alarühm) elementide omaduste eripära on seletatav asjaoluga, et b-alamkestad on peaaegu valmimas. Seetõttu ei kipu raud, koobalt, nikkel ja plaatina metallid ühendeid moodustama. kõrgemad kraadid oksüdatsioon. Ainsad erandid on ruteenium ja osmium, mis annavad oksiidideks RuO 4 ja OsO 4 . Ib- ja IIb-alarühmade elementide puhul osutub d-alamkest tegelikult täielikuks. Seetõttu on neil oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma numbriga.

Lantaniidide ja aktiniidide (kõik on metallid) aatomites toimub varem mittetäielike elektronkihtide valmimine põhikvantiarvu n väärtusega, mis on perioodi numbrist kaks ühikut väiksem. Nende elementide aatomites jääb välise elektronkihi (ns 2) konfiguratsioon muutumatuks ja kolmas välimine N kest on täidetud 4f elektronidega. Sellepärast on lantaniidid nii sarnased.

Aktiniidide puhul on olukord keerulisem. Elementide aatomites, mille Z = 90–95, võivad elektronid 6d ja 5f osaleda keemilises interaktsioonis. Seetõttu on aktiniididel palju rohkem oksüdatsiooniasteid. Näiteks neptuuniumi, plutooniumi ja ameriitsiumi puhul on teada ühendeid, kus need elemendid toimivad heptavalentses olekus. Kolmevalentses olekus stabiilseks muutuvad ainult elemendid, mis algavad kuuriumist (Z = 96), kuid ka siin on mõningaid iseärasusi. Seega erinevad aktiniidide omadused oluliselt lantaniidide omadustest ja seetõttu ei saa mõlemat perekonda sarnaseks pidada.

Aktiniidide perekond lõpeb elemendiga, mille Z = 103 (lawrencium). Kurchatoviumi (Z = 104) ja nilsboriumi (Z = 105) keemiliste omaduste hindamine näitab, et need elemendid peaksid olema vastavalt hafniumi ja tantaali analoogid. Seetõttu usuvad teadlased, et pärast aktiniidide perekonda aatomites algab 6d alamkesta süstemaatiline täitmine. Elementide keemilist olemust Z = 106–110 ei ole eksperimentaalselt hinnatud.

Lõplik arv elemente, mida perioodiline süsteem katab, pole teada. Selle ülemise piiri probleem on ehk perioodilise süsteemi peamine mõistatus. Raskeim looduses leiduv element on plutoonium (Z = 94). Kunstliku tuumasünteesi saavutatud piir on element aatomnumbriga 110. Jääb küsimus: kas on võimalik saada suurema aatomarvuga elemente, milliseid ja kui palju? Sellele ei saa veel kindlalt vastata.

Elektroonilisel teel tehtud kõige keerukamate arvutuste abil arvutid, püüdsid teadlased määrata aatomite struktuuri ja hinnata "superelementide" kõige olulisemaid omadusi kuni tohutute seerianumbriteni (Z = 172 ja isegi Z = 184). Saadud tulemused olid üsna ootamatud. Näiteks elemendi aatomis, mille Z = 121, on oodata 8p elektroni ilmumist; see on pärast seda, kui Z = 119 ja 120 aatomites oli 8s alamkest moodustatud. Kuid p-elektronide ilmumist pärast s-elektroneid täheldatakse ainult teise ja kolmanda perioodi elementide aatomites. Samuti näitavad arvutused, et hüpoteetilise kaheksanda perioodi elementides toimub aatomite elektronkestade ja alamkestade täitumine väga keerulises ja omapärases järjestuses. Seetõttu on vastavate elementide omaduste hindamine väga keeruline ülesanne. Näib, et kaheksas periood peaks sisaldama 50 elementi (Z = 119–168), kuid arvutuste kohaselt peaks see lõppema elemendiga Z = 164, st 4 seerianumbrit varem. Ja selgub, et "eksootiline" üheksas periood peaks koosnema 8 elemendist. Siin on tema "elektrooniline" rekord: 9s 2 8p 4 9p 2. Teisisõnu, see sisaldaks ainult 8 elementi, nagu teine ​​ja kolmas periood.

Kui tõele vastaksid arvuti abil tehtud arvutused, on raske öelda. Kui need aga kinnitust leiaksid, oleks vaja perioodilise elementide süsteemi ja selle struktuuri aluseks olevad mustrid tõsiselt üle vaadata.

Perioodiline süsteem on mänginud ja mängib jätkuvalt tohutut rolli erinevate loodusteaduste valdkondade arengus. See oli aatomi- ja molekulaarteaduse olulisim saavutus, mis aitas kaasa selle tekkimisele kaasaegne kontseptsioon"keemiline element" ja mõistete selgitamine lihtsad ained ja ühendused.

Perioodilise süsteemi poolt avaldatud seadused avaldasid märkimisväärset mõju aatomite ehituse teooria arengule, isotoopide avastamisele ja tuuma perioodilisuse ideede tekkimisele. Keemia prognoosimise probleemi rangelt teaduslik väide on seotud perioodilise süsteemiga. See väljendus tundmatute elementide olemasolu ja omaduste ennustamises ning juba avastatud elementide keemilise käitumise uutes tunnustes. Nüüd on perioodiline süsteem keemia alus, peamiselt anorgaaniline, mis aitab oluliselt probleemi lahendada keemiline süntees etteantud omadustega ained, uute pooljuhtmaterjalide väljatöötamine, spetsiifiliste katalüsaatorite valik erinevateks keemilisteks protsessideks jne. Lõpuks on keemia õpetamise aluseks perioodiline süsteem.