Rn periodiskajā tabulā 5 burtu krustvārdu mīkla. Mendeļejeva periodiskā tabula

Kā izmantot periodisko tabulu Nezinātājam lasīt periodisko tabulu ir tas pats, kas rūķim, kas skatās senās elfu rūnas. Un periodiskā tabula, starp citu, ja to pareizi lieto, var daudz pastāstīt par pasauli. Papildus tam, ka tas labi kalpo eksāmena laikā, tas ir arī vienkārši neaizvietojams, risinot milzīgs apjomsķīmiskās un fizikālās problēmas. Bet kā to lasīt? Par laimi, šodien ikviens var apgūt šo mākslu. Šajā rakstā mēs jums pateiksim, kā izprast periodisko tabulu.

Ķīmisko elementu periodiskā tabula (Mendeļejeva tabula) ir ķīmisko elementu klasifikācija, kas nosaka dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa.

Tabulas tapšanas vēsture

Dmitrijs Ivanovičs Mendeļejevs nebija vienkāršs ķīmiķis, ja kāds tā domā. Viņš bija ķīmiķis, fiziķis, ģeologs, metrologs, ekologs, ekonomists, naftas strādnieks, aeronauts, instrumentu izgatavotājs un skolotājs. Savas dzīves laikā zinātniekam izdevās veikt daudz fundamentālu pētījumu dažādās zināšanu jomās. Piemēram, ir izplatīts uzskats, ka tieši Mendeļejevs aprēķināja ideālo degvīna stiprumu - 40 grādus. Mēs nezinām, kā Mendeļejevs jutās pret degvīnu, taču mēs noteikti zinām, ka viņa disertācijai par tēmu “Diskuss par alkohola kombināciju ar ūdeni” nebija nekāda sakara ar degvīnu, un tajā tika aplūkota alkohola koncentrācija no 70 grādiem. Ar visiem zinātnieka nopelniem ķīmisko elementu periodiskā likuma - viena no dabas pamatlikumiem - atklāšana viņam atnesa visplašāko slavu.

Ir leģenda, saskaņā ar kuru zinātnieks sapņoja par periodisko tabulu, pēc kuras viņam atlika tikai pilnveidot radušos ideju. Bet ja tas viss būtu tik vienkārši... Šī versija Periodiskās tabulas izveide acīmredzot nav nekas vairāk kā leģenda. Uz jautājumu, kā galds tika atvērts, pats Dmitrijs Ivanovičs atbildēja: “ Es par to domāju varbūt divdesmit gadus, un jūs domājat: es sēdēju un pēkšņi... tas ir darīts.

Deviņpadsmitā gadsimta vidū mēģinājumi sakārtot zināmos ķīmiskos elementus (bija zināmi 63 elementi) paralēli veica vairāki zinātnieki. Piemēram, 1862. gadā Aleksandrs Emīls Čankurtuā izvietoja elementus gar spirāli un atzīmēja ciklisku atkārtošanos. ķīmiskās īpašības. Ķīmiķis un mūziķis Džons Aleksandrs Ņūlends ierosināja savu periodiskās tabulas versiju 1866. gadā. Interesants fakts ir tas, ka zinātnieks mēģināja atklāt kaut kādu mistisku mūzikas harmoniju elementu izkārtojumā. Starp citiem mēģinājumiem bija arī Mendeļejeva mēģinājums, kas vainagojās panākumiem.

1869. gadā tika publicēta pirmā tabulas diagramma, un 1869. gada 1. marts tiek uzskatīts par dienu, kad tika atvērts periodiskais likums. Mendeļejeva atklājuma būtība bija tāda, ka elementu īpašības ar pieaugošu atommasu nemainās monotoni, bet periodiski. Pirmajā tabulas versijā bija tikai 63 elementi, taču Mendeļejevs pieņēma vairākus ļoti netradicionālus lēmumus. Tāpēc viņš uzminēja tabulā atstāt vietu vēl neatklātiem elementiem, kā arī mainīja dažu elementu atomu masas. Mendeļejeva atvasinātā likuma fundamentālā pareizība tika apstiprināta ļoti drīz, pēc gallija, skandija un germānija atklāšanas, kuru eksistenci prognozēja zinātnieks.

Mūsdienu skatījums uz periodisko tabulu

Zemāk ir pati tabula

Mūsdienās atommasas (atommasas) vietā tiek izmantots jēdziens atomskaitlis(protonu skaits kodolā). Tabulā ir 120 elementi, kas sakārtoti no kreisās puses uz labo atomu skaita (protonu skaita) pieauguma secībā.

Tabulas kolonnas attēlo tā sauktās grupas, bet rindas - periodus. Tabulā ir 18 grupas un 8 periodi.

• Elementu metāliskās īpašības samazinās, pārvietojoties pa periodu no kreisās puses uz labo, un palielinās pretējā virzienā.
• Atomu izmēri samazinās, pārvietojoties no kreisās uz labo pusi pa periodiem.
• Pārejot no augšas uz leju pa grupu, palielinās metāla reducējošās īpašības.
• Oksidējošās un nemetāliskās īpašības palielinās, pārvietojoties no kreisās puses uz labo es

Ko mēs uzzinām par elementu no tabulas? Piemēram, ņemsim tabulas trešo elementu - litiju un apsveriet to sīkāk.

Pirmkārt, mēs redzam pašu elementa simbolu un tā nosaukumu zem tā. Augšējā kreisajā stūrī ir elementa atomu numurs, kādā secībā elements ir sakārtots tabulā. Atomu skaits, kā jau minēts, ir vienāds ar protonu skaitu kodolā. Pozitīvo protonu skaits parasti ir vienāds ar negatīvo elektronu skaitu atomā (izņemot izotopus).

Atomu masa ir norādīta zem atomu numura (šajā tabulas versijā). Ja mēs noapaļojam atomu masu līdz tuvākajam veselam skaitlim, mēs iegūstam to, ko sauc par masas skaitli. Atšķirība starp masas skaitli un atomskaitli norāda neitronu skaitu kodolā. Tādējādi neitronu skaits hēlija kodolā ir divi, bet litijā - četri.

Mūsu kurss “Periodiskā tabula manekeniem” ir noslēdzies. Noslēgumā mēs aicinām jūs noskatīties tematisko video un ceram, ka jautājums par Mendeļejeva periodiskās tabulas izmantošanu jums ir kļuvis skaidrāks. Atgādinām, ka jaunu priekšmetu vienmēr efektīvāk ir apgūt nevis vienam, bet ar pieredzējuša mentora palīdzību. Tāpēc nekad nevajadzētu aizmirst par viņiem, kuri ar prieku dalīsies ar jums savās zināšanās un pieredzē.

Viņš paļāvās uz Roberta Boila un Antuāna Lavuzīra darbiem. Pirmais zinātnieks iestājās par nesadalāmu ķīmisko elementu meklēšanu. Boils uzskaitīja 15 no tiem 1668. gadā.

Lavouzier tiem pievienoja vēl 13, bet gadsimtu vēlāk. Meklēšana ievilkās, jo nebija saskaņotas teorijas par elementu saistību. Visbeidzot "spēlē" iekļuva Dmitrijs Mendeļejevs. Viņš nolēma, ka pastāv saikne starp vielu atommasu un to vietu sistēmā.

Šī teorija ļāva zinātniekam atklāt desmitiem elementu, neatklājot tos praksē, bet gan dabā. Tas tika uzlikts uz pēcnācēju pleciem. Bet tagad tas nav par viņiem. Veltīsim rakstu lielajam krievu zinātniekam un viņa galdam.

Periodiskās tabulas izveides vēsture

Mendeļejeva tabula sākās ar grāmatu “Īpašību saistība ar elementu atommasu”. Darbs tika publicēts 1870. gados. Tajā pašā laikā krievu zinātnieks runāja valsts ķīmijas biedrībā un izsūtīja pirmo tabulas versiju kolēģiem no ārvalstīm.

Pirms Mendeļejeva dažādi zinātnieki atklāja 63 elementus. Mūsu tautietis sāka ar to īpašumu salīdzināšanu. Pirmkārt, es strādāju ar kāliju un hloru. Pēc tam es izvēlējos sārmu grupas metālu grupu.

Ķīmiķis ieguva īpašu galdu un elementu kārtis, lai tās izspēlētu kā pasjansā, meklējot nepieciešamos sērkociņus un kombinācijas. Rezultātā radās atziņa: - komponentu īpašības ir atkarīgas no to atomu masas. Tātad, Periodiskās tabulas elementi ierindojušies.

Ķīmijas maestro atklājums bija lēmums šajās rindās atstāt tukšas vietas. Atšķirības starp atomu masām periodiskums lika zinātniekam pieņemt, ka ne visi elementi ir zināmi cilvēcei. Svara atšķirības starp dažiem “kaimiņiem” bija pārāk lielas.

Tāpēc, periodiskā tabula kļuva kā šaha laukums ar “balto” šūnu pārpilnību. Laiks ir parādījis, ka viņi patiešām gaidīja savus "viesus". Piemēram, tās kļuva par inertām gāzēm. Hēlijs, neons, argons, kriptons, radioaktivitāte un ksenons tika atklāti tikai 20. gadsimta 30. gados.

Tagad par mītiem. Plaši tiek uzskatīts, ka periodiskā ķīmiskā tabula parādījās viņam sapnī. Tās ir universitātes pasniedzēju mahinācijas, pareizāk sakot, viens no viņiem - Aleksandrs Inostrancevs. Šis ir krievu ģeologs, kurš lasījis lekcijas Sanktpēterburgas Kalnrūpniecības universitātē.

Inostrancevs pazina Mendeļejevu un apmeklēja viņu. Kādu dienu, pārguris no meklējumiem, Dmitrijs aizmiga tieši Aleksandra priekšā. Viņš nogaidīja, kamēr ķīmiķis pamostas un ieraudzīja, ka Mendeļejevs paķer papīru un pieraksta tabulas galīgo variantu.

Faktiski zinātniekam vienkārši nebija laika to izdarīt, pirms Morfejs viņu sagūstīja. Tomēr Inostrancevs gribēja uzjautrināt savus studentus. Pamatojoties uz redzēto, ģeologs nāca klajā ar stāstu, kuru pateicīgie klausītāji ātri izplatīja masām.

Periodiskās tabulas iezīmes

Kopš pirmās versijas 1969. gadā periodiskā tabula ir modificēts vairāk nekā vienu reizi. Tādējādi, atklājot cēlgāzes 30. gados, bija iespējams iegūt jaunu elementu atkarību - no to atomu skaita, nevis no masas, kā apgalvoja sistēmas autors.

Jēdziens “atomsvars” tika aizstāts ar “atomskaitli”. Bija iespējams izpētīt protonu skaitu atomu kodolos. Šis skaitlis ir elementa sērijas numurs.

20. gadsimta zinātnieki pētīja arī atomu elektronisko uzbūvi. Tas ietekmē arī elementu periodiskumu un tiek atspoguļots vēlākos izdevumos Periodiskās tabulas. Fotoattēls Sarakstā redzams, ka tajā esošās vielas ir sakārtotas, palielinoties to atommasai.

Tie nemainīja pamatprincipu. Masa palielinās no kreisās puses uz labo. Tajā pašā laikā tabula nav viena, bet sadalīta 7 periodos. Līdz ar to saraksta nosaukums. Periods ir horizontāla rinda. Tās sākums ir tipiski metāli, tā beigas ir elementi ar Nr metāliskās īpašības. Samazinājums notiek pakāpeniski.

Ir lieli un mazi periodi. Pirmie ir tabulas sākumā, no tiem ir 3 2 elementu periods atver sarakstu. Tālāk nāk divas kolonnas, katrā ir 8 vienumi. Atlikušie 4 periodi ir lieli. 6. ir garākais, tajā ir 32 elementi. Ceturtajā un piektajā ir 18 no tiem, bet 7. - 24.

Jūs varat skaitīt cik elementu ir tabulā Mendeļejevs. Kopā ir 112 nosaukumi. Proti, vārdi. Ir 118 šūnas, un ir saraksta varianti ar 126 laukiem. Joprojām ir tukšas šūnas neatklātiem elementiem, kuriem nav nosaukumu.

Ne visi periodi ietilpst vienā rindā. Lielie periodi sastāv no 2 rindām. Metālu daudzums tajās pārsniedz. Tāpēc apakšējās līnijas ir pilnībā veltītas viņiem. Augšējās rindās tiek novērota pakāpeniska samazināšanās no metāliem uz inertām vielām.

Periodiskās tabulas attēli sadalīts un vertikāls. Šis grupas periodiskajā tabulā, no tiem ir 8 Elementi ar līdzīgām ķīmiskajām īpašībām ir izvietoti vertikāli. Tie ir sadalīti galvenajās un sekundārajās apakšgrupās. Pēdējie sākas tikai no 4. perioda. Galvenās apakšgrupas ietver arī mazu periodu elementus.

Periodiskās tabulas būtība

Periodiskās tabulas elementu nosaukumi– šīs ir 112 pozīcijas. To sakārtošanas vienā sarakstā būtība ir primāro elementu sistematizācija. Cilvēki ar to sāka cīnīties jau senos laikos.

Aristotelis bija viens no pirmajiem, kurš saprata, no kā visas lietas sastāv. Viņš par pamatu ņēma vielu īpašības - aukstumu un karstumu. Empidokls identificēja 4 pamatelementus pēc elementiem: ūdens, zeme, uguns un gaiss.

Metāli periodiskajā tabulā, tāpat kā citi elementi, ir tie paši pamatprincipi, bet no mūsdienu viedokļa. Krievu ķīmiķim izdevās atklāt lielāko daļu mūsu pasaules sastāvdaļu un ierosināt vēl nezināmu primāro elementu esamību.

Izrādās, ka periodiskās tabulas izruna– noteikta mūsu realitātes modeļa izteikšana, sadalīšana tā sastāvdaļās. Tomēr to apguve nav tik vienkārša. Mēģināsim atvieglot uzdevumu, aprakstot pāris efektīvas metodes.

Kā apgūt periodisko tabulu

Sāksim ar moderna metode. Datorzinātnieki ir izstrādājuši vairākas flash spēles, lai palīdzētu iegaumēt periodisko sarakstu. Projekta dalībniekiem tiek lūgts atrast elementus, izmantojot dažādas iespējas, piemēram, nosaukumu, atommasu vai burtu apzīmējumu.

Spēlētājam ir tiesības izvēlēties darbības jomu – tikai daļu no galda, vai visu to. Mūsu izvēle ir arī izslēgt elementu nosaukumus un citus parametrus. Tas apgrūtina meklēšanu. Progresīviem ir arī taimeris, tas ir, apmācība tiek veikta ar ātrumu.

Spēles nosacījumi studēt elementu skaitu Mendļejeva tabulā nav garlaicīgi, bet izklaidējoši. Atmostas uztraukums, un kļūst vieglāk sistematizēt zināšanas savā galvā. Tie, kas nepieņem datoru zibatmiņas projektus, piedāvā tradicionālāku sarakstu iegaumēšanas veidu.

Tas ir sadalīts 8 grupās jeb 18 (saskaņā ar 1989. gada izdevumu). Lai atvieglotu iegaumēšanu, labāk ir izveidot vairākas atsevišķas tabulas, nevis strādāt ar visu versiju. Viņi arī palīdz vizuālie attēli, kas atlasīts katram no elementiem. Jums vajadzētu paļauties uz savām asociācijām.

Tādējādi dzelzi smadzenēs var korelēt, piemēram, ar naglu, bet dzīvsudrabu ar termometru. Vai elementa nosaukums nav pazīstams? Mēs izmantojam suģestējošu asociāciju metodi. , piemēram, no sākuma veidosim vārdus “īriss” un “runātājs”.

Periodiskās tabulas raksturojums Nemācieties vienā sēdē. Ieteicams vingrot 10-20 minūtes dienā. Ieteicams sākt, atceroties tikai pamata raksturlielumus: elementa nosaukumu, tā apzīmējumu, atommasu un sērijas numuru.

Skolēni dod priekšroku periodisko tabulu pakārt virs sava galda vai pie sienas, uz kuru viņi bieži skatās. Metode ir piemērota cilvēkiem ar pārsvaru vizuālā atmiņa. Dati no saraksta tiek neviļus atcerēties pat bez pieblīvēšanas.

To ņem vērā arī skolotāji. Kā likums, tie neliek jums iegaumēt sarakstu, tie ļauj to apskatīt pat testu laikā. Pastāvīga skatīšanās uz tabulu ir līdzvērtīga izdrukas efektam uz sienas vai krāpšanās lapu rakstīšanai pirms eksāmeniem.

Sākot mācīties, atcerēsimies, ka Mendeļejevs uzreiz neatcerējās savu sarakstu. Reiz, kad kādam zinātniekam jautāja, kā viņš atklāja galdu, atbilde bija: "Es par to domāju jau 20 gadus, bet jūs domājat: es sēdēju un pēkšņi tas ir gatavs." Periodiskā sistēma ir rūpīgs darbs, ko nevar pabeigt īsā laikā.

Zinātne necieš steigu, jo tā noved pie maldīgiem priekšstatiem un kaitinošām kļūdām. Tātad vienlaikus ar Mendeļejevu tabulu sastādīja arī Lotārs Meiers. Tomēr vācietis savā sarakstā bija nedaudz kļūdains un nepārliecināja savu viedokli. Tāpēc sabiedrība atzina krievu zinātnieka, nevis viņa kolēģa ķīmiķa no Vācijas darbu.

Periodiskā ķīmisko elementu sistēma ir D. I. Mendeļejeva izveidotā ķīmisko elementu klasifikācija, pamatojoties uz viņa 1869. gadā atklāto periodisko likumu.

D. I. Mendeļejevs

Saskaņā ar šī likuma mūsdienu formulējumu nepārtrauktā elementu virknē, kas sakārtotas pieaugošā lieluma secībā pozitīvs lādiņš to atomu kodoli, elementi ar līdzīgām īpašībām periodiski atkārtojas.

Ķīmisko elementu periodiskā tabula, kas parādīta tabulas veidā, sastāv no periodiem, sērijām un grupām.

Katra perioda sākumā (izņemot pirmo) elementam ir izteiktas metāliskas īpašības (sārmu metāls).

Krāsu tabulas simboli: 1 - elementa ķīmiskā zīme; 2 - vārds; 3 - atomu masa (atommasa); 4 - sērijas numurs; 5 - elektronu sadalījums pa slāņiem.

Palielinoties elementa sērijas numuram, vienāds ar vērtību tā atoma kodola pozitīvais lādiņš, metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāla īpašības palielinās. Priekšpēdējais elements katrā periodā ir elements ar izteiktām nemetāliskām īpašībām (), un pēdējais ir inerta gāze. I periodā ir 2 elementi, II un III - 8 elementi, IV un V - 18, VI - 32 un VII (nepabeigts periods) - 17 elementi.

Pirmos trīs periodus sauc par mazajiem periodiem, katrs no tiem sastāv no vienas horizontālas rindas; pārējais - lielos periodos, no kuriem katrs (izņemot VII periodu) sastāv no divām horizontālām rindām - pāra (augšējā) un nepāra (apakšējā). Vienmērīgi lielu periodu rindās atrodami tikai metāli. Elementu īpašības šajās sērijās nedaudz mainās, palielinoties kārtas skaitlim. Elementu īpašības lielu periodu nepāra rindās mainās. VI periodā lantānam seko 14 elementi, kas pēc ķīmiskajām īpašībām ir ļoti līdzīgi. Šie elementi, ko sauc par lantanīdiem, ir uzskaitīti atsevišķi zem galvenās tabulas. Aktinīdi, elementi, kas seko aktīnijam, tabulā ir parādīti līdzīgi.

Tabulā ir deviņas vertikālās grupas. Grupas numurs ar retiem izņēmumiem ir vienāds ar šīs grupas elementu augstāko pozitīvo valenci. Katra grupa, izņemot nulli un astoto, ir sadalīta apakšgrupās. - galvenais (atrodas pa labi) un sekundārais. Galvenajās apakšgrupās, palielinoties atomu skaitam, elementu metāliskās īpašības kļūst stiprākas un nemetāliskās īpašības vājinās.

Tādējādi ķīmiskās un sērijas fizikālās īpašības elementus nosaka vieta, ko konkrētais elements aizņem periodiskajā tabulā.

Biogēnie elementi, t.i., elementi, kas veido organismus un veic tajos noteiktu funkciju bioloģiskā loma, aizņem periodiskās tabulas augšējo daļu. Šūnas, kuras aizņem elementi, kas veido lielāko daļu (vairāk nekā 99%) no dzīvās vielas, ir iekrāsotas zilā krāsā (sk.).

Ķīmisko elementu periodiskā tabula ir lielākais sasniegums mūsdienu dabaszinātne un spilgta vispārīgāko dabas dialektisko likumu izpausme.

Skatīt arī Atomu svars.

Periodiskā ķīmisko elementu sistēma ir dabiska ķīmisko elementu klasifikācija, ko izveidojis D. I. Mendeļejevs, pamatojoties uz viņa 1869. gadā atklāto periodisko likumu.

Sākotnējā formulējumā D. I. Mendeļejeva periodiskais likums noteica: ķīmisko elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu svara. Pēc tam, attīstot atoma uzbūves doktrīnu, tika parādīts, ka precīzāks katra elementa raksturlielums ir nevis atoma svars (sk.), bet gan elementa atoma kodola pozitīvā lādiņa vērtība, vienāds ar šī elementa sērijas (atomu) numuru D. I. Mendeļejeva periodiskajā sistēmā. Pozitīvo lādiņu skaits uz atoma kodola ir vienāds ar elektronu skaitu, kas ieskauj atoma kodolu, jo atomi kopumā ir elektriski neitrāli. Ņemot vērā šos datus, periodiskais likums tiek formulēts šādi: ķīmisko elementu īpašības, kā arī to savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu pozitīvā lādiņa lieluma. Tas nozīmē, ka nepārtrauktā elementu sērijā, kas sakārtota secībā, lai palielinātu to atomu kodolu pozitīvos lādiņus, elementi ar līdzīgām īpašībām periodiski atkārtosies.

Tabulas forma periodiskā tabulaķīmiskie elementi ir uzrādīti tajā moderna forma. Tas sastāv no periodiem, sērijām un grupām. Periods apzīmē secīgu horizontālu elementu sēriju, kas sakārtotas tā, lai palielinātu to atomu kodolu pozitīvo lādiņu.

Katra perioda sākumā (izņemot pirmo) ir kāds elements ar izteiktām metāliskām īpašībām (sārmu metāls). Tad, palielinoties sērijas numuram, elementu metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāliskās īpašības palielinās. Priekšpēdējais elements katrā periodā ir elements ar izteiktām nemetāliskām īpašībām (halogēns), bet pēdējais ir inertā gāze. Pirmais periods sastāv no diviem elementiem, sārmu metāla un halogēna lomu šeit vienlaikus spēlē ūdeņradis. II un III periods ietver katrs 8 elementus, kurus Mendeļejevs sauca par tipiskiem. IV un V periods satur 18 elementus katrā, VI-32. VII periods vēl nav pabeigts un tiek papildināts ar mākslīgi radītiem elementiem; Pašlaik šajā periodā ir 17 elementi. I, II un III periodi tiek saukti par maziem, katrs no tiem sastāv no vienas horizontālas rindas, IV-VII ir lieli: tajos (izņemot VII) ir divas horizontālas rindas - pāra (augšējā) un nepāra (apakšējā). Lielu periodu vienmērīgās rindās ir tikai metāli, un elementu īpašību izmaiņas rindā no kreisās uz labo ir vāji izteiktas.

Lielu periodu nepāra sērijās sērijas elementu īpašības mainās tāpat kā tipisko elementu īpašības. IN pat rinda VI periodam pēc lantāna seko 14 elementi [saukti par lantanīdiem (skat.), lantanīdiem, retzemju elementiem], kas pēc ķīmiskajām īpašībām ir līdzīgi lantānam un viens otram. To saraksts ir sniegts atsevišķi zem tabulas.

Elementi, kas seko aktīnijam – aktinīdi (aktinoīdi) – ir uzskaitīti atsevišķi un norādīti zem tabulas.

Ķīmisko elementu periodiskajā tabulā deviņas grupas atrodas vertikāli. Grupas numurs ir vienāds ar šīs grupas elementu augstāko pozitīvo valenci (sk.). Izņēmumi ir fluors (var būt tikai negatīvi vienvērtīgs) un broms (nevar būt septiņvērtīgs); turklāt vara, sudraba, zelta valence var būt lielāka par +1 (Cu-1 un 2, Ag un Au-1 un 3), un no VIII grupas elementiem tikai osmija un rutēnija valence ir +8. . Katra grupa, izņemot astoto un nulli, ir sadalīta divās apakšgrupās: galvenajā (atrodas pa labi) un sekundārajā. Galvenās apakšgrupas ietver tipiskus elementus un garo periodu elementus, sekundārajās apakšgrupās ir tikai garo periodu elementi un turklāt metāli.

Ķīmisko īpašību ziņā katras dotās grupas apakšgrupas elementi būtiski atšķiras viens no otra, un visiem dotās grupas elementiem ir vienāda tikai augstākā pozitīvā valence. Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju elementu metāliskās īpašības tiek nostiprinātas un nemetālisko – vājinātas (piemēram, francijs ir elements ar visizteiktākajām metāliskām īpašībām, bet fluors – nemetālisks). Tādējādi elementa vieta Mendeļejeva periodiskajā sistēmā (kārtas skaitlis) nosaka tā īpašības, kas ir blakus esošo elementu īpašību vidējā vērtība vertikāli un horizontāli.

Dažām elementu grupām ir īpaši nosaukumi. Tādējādi I grupas galveno apakšgrupu elementus sauc par sārmu metāliem, II grupu - sārmzemju metāliem, VII grupu - halogēniem, elementus, kas atrodas aiz urāna - transurānu. Elementi, kas veido organismus, piedalās vielmaiņas procesos un tiem ir izteikta nozīme bioloģiskā loma, sauc par biogēniem elementiem. Viņi visi ieņem D.I. Mendeļejeva tabulas augšējo daļu. Tie galvenokārt ir O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg un Fe, kas veido lielāko daļu dzīvās vielas (vairāk nekā 99%). Vietas, ko šie elementi aizņem periodiskajā tabulā, ir iekrāsotas gaiši zilā krāsā. Biogēnos elementus, kuru organismā ir ļoti maz (no 10 -3 līdz 10 -14%), sauc par mikroelementiem (sk.). Periodiskās sistēmas šūnas, kas nokrāsotas dzeltenā krāsā, satur mikroelementus, kas ir vitāli svarīgi svarīgs kas ir pierādīti cilvēkiem.

Saskaņā ar atomu uzbūves teoriju (sk. Atoms) elementu ķīmiskās īpašības galvenokārt ir atkarīgas no elektronu skaita ārējā elektronu apvalkā. Periodiskās izmaiņas elementu īpašībās ar atomu kodolu pozitīvā lādiņa palielināšanos izskaidrojamas ar periodisku atomu ārējā elektronu apvalka struktūras (enerģijas līmeņa) atkārtošanos.

Nelielos periodos, palielinoties kodola pozitīvajam lādiņam, elektronu skaits ārējā apvalkā palielinās no 1 līdz 2 I periodā un no 1 līdz 8 II un III periodā. Līdz ar to elementu īpašību izmaiņas laika posmā no sārmu metāla uz inertu gāzi. Ārējais elektronu apvalks, kas satur 8 elektronus, ir pilnīgs un enerģētiski stabils (nulles grupas elementi ir ķīmiski inerti).

Ilgos periodos pat rindās, palielinoties kodolu pozitīvajam lādiņam, elektronu skaits ārējā apvalkā paliek nemainīgs (1 vai 2) un otrais ārējais apvalks ir piepildīts ar elektroniem. Līdz ar to notiek lēna elementu īpašību maiņa pāra rindās. Lielo periodu nepāra sērijās, palielinoties kodolu lādiņam, ārējais apvalks ir piepildīts ar elektroniem (no 1 līdz 8), un elementu īpašības mainās tāpat kā tipiskajiem elementiem.

Elektronu čaulu skaits atomā ir vienāds ar perioda skaitli. Galveno apakšgrupu elementu atomu ārējos apvalkos elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru. Sānu apakšgrupu elementu atomi ārējos apvalkos satur vienu vai divus elektronus. Tas izskaidro galvenās un sekundārās apakšgrupas elementu īpašību atšķirību. Grupas numurs norāda iespējamo elektronu skaitu, kas var piedalīties ķīmisko (valences) saišu veidošanā (sk. Molekula), tāpēc šādus elektronus sauc par valenci. Sānu apakšgrupu elementiem valence ir ne tikai ārējo apvalku elektroni, bet arī priekšpēdējo. Elektronu čaulu skaits un struktūra ir norādīta pievienotajā ķīmisko elementu periodiskajā tabulā.

Periodiskajam D. I. Mendeļejeva likumam un uz to balstītajai sistēmai ir tikai liela nozīme zinātnē un praksē. Periodiskais likums un sistēma bija pamats jaunu ķīmisko elementu atklāšanai, precīzai to atomu svara noteikšanai, atomu uzbūves doktrīnas izstrādei, ģeoķīmisko likumu noteikšanai par elementu izplatību zemes garozā un mūsdienu priekšstatu attīstība par dzīvo vielu, kuras sastāvs un ar to saistītie modeļi ir saskaņā ar periodisko sistēmu. Elementu bioloģisko aktivitāti un to saturu organismā lielā mērā nosaka arī vieta, ko tie ieņem Mendeļejeva periodiskajā tabulā. Tādējādi, palielinoties sērijas numuram vairākās grupās, elementu toksicitāte palielinās un to saturs organismā samazinās. Periodiskais likums ir skaidra dabas attīstības vispārīgāko dialektisko likumu izpausme.

Dabā ir daudz atkārtotu secību:

• Gadalaiki;
• Diennakts laiki;
• nedēļas dienas…

19. gadsimta vidū D.I. Mendeļejevs pamanīja, ka elementu ķīmiskajām īpašībām ir arī noteikta secība (viņiem saka, ka šī ideja viņam radās sapnī). Zinātnieka brīnišķīgo sapņu rezultāts bija ķīmisko elementu periodiskā tabula, kurā D.I. Mendeļejevs sakārtoja ķīmiskos elementus atomu masas palielināšanas secībā. Mūsdienu tabulā ķīmiskie elementi ir sakārtoti augošā secībā pēc elementa atomu skaita (protonu skaita atoma kodolā).

Atomskaitlis ir parādīts virs ķīmiskā elementa simbola, zem simbola ir tā atommasa (protonu un neitronu summa). Lūdzu, ņemiet vērā, ka dažu elementu atomu masa nav vesels skaitlis! Atcerieties izotopus! Atomu masa ir visu dabā sastopamo elementu izotopu vidējais svērtais lielums dabiskos apstākļos.

Zem tabulas ir lantanīdi un aktinīdi.

Metāli, nemetāli, metaloīdi

Atrodas periodiskajā tabulā pa kreisi no pakāpeniskas diagonālās līnijas, kas sākas ar boru (B) un beidzas ar poloniju (Po) (izņēmums ir germānija (Ge) un antimons (Sb). Ir viegli redzēt, ka metāli aizņem lielākā daļa Periodiskā tabula. Metālu pamatīpašības: cieta (izņemot dzīvsudrabu); spīdēt; labi elektriskie un siltuma vadītāji; plastmasa; kaļams; viegli atsakās no elektroniem.

Tiek saukti elementi, kas atrodas pa labi no B-Po pakāpeniskās diagonāles nemetāli. Nemetālu īpašības ir tieši pretējas metālu īpašībām: slikti siltuma un elektrības vadītāji; trausls; nekaļamais; neplastmasa; parasti pieņem elektronus.

Metaloīdi

Starp metāliem un nemetāliem ir pusmetāli(metaloīdi). Tos raksturo gan metālu, gan nemetālu īpašības. Pusmetāli savu galveno pielietojumu rūpniecībā atraduši pusvadītāju ražošanā, bez kura nav iedomājama neviena moderna mikroshēma vai mikroprocesors.

Periodi un grupas

Kā minēts iepriekš, periodiskā tabula sastāv no septiņiem periodiem. Katrā periodā elementu atomu skaits palielinās no kreisās puses uz labo.

Elementu īpašības mainās secīgi pa periodiem: tādējādi nātrijs (Na) un magnijs (Mg), kas atrodas trešā perioda sākumā, atdod elektronus (Na atdod vienu elektronu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg dod uz augšu divi elektroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Bet hlors (Cl), kas atrodas perioda beigās, ņem vienu elementu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Gluži pretēji, grupās visiem elementiem ir vienādas īpašības. Piemēram, grupā IA (1) visi elementi no litija (Li) līdz francijam (Fr) ziedo vienu elektronu. Un visi VIIA(17) grupas elementi ņem vienu elementu.

Dažas grupas ir tik nozīmīgas, ka ir saņēmušas īpašus nosaukumus. Šīs grupas ir aplūkotas turpmāk.

IA grupa (1). Šīs grupas elementu atomiem ārējā elektronu slānī ir tikai viens elektrons, tāpēc tie viegli atsakās no viena elektrona.

Vissvarīgākie sārmu metāli ir nātrijs (Na) un kālijs (K), jo tiem ir svarīga loma cilvēka dzīvē un tie ir daļa no sāļiem.

Elektroniskās konfigurācijas:

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

IIA grupa (2). Šīs grupas elementu atomiem ārējā elektronu slānī ir divi elektroni, no kuriem tie arī atsakās ķīmisko reakciju laikā. Lielākā daļa svarīgs elements- kalcijs (Ca) ir kaulu un zobu pamats.

Elektroniskās konfigurācijas:

• Esi- 1s 2 2s 2;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

VIIA grupa(17). Šīs grupas elementu atomi parasti saņem pa vienam elektronam, jo ārējais elektroniskais slānis satur piecus elementus un līdz " pilns komplekts"Trūkst tikai viena elektrona.

Vispazīstamākie šīs grupas elementi: hlors (Cl) – ir sāls un balinātāja sastāvdaļa; Jods (I) ir elements, kam ir svarīga loma cilvēka vairogdziedzera darbībā.

Elektroniskā konfigurācija:

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

VIII grupa(18).Šīs grupas elementu atomiem ir pilnībā “pilnīgs” ārējais elektronu slānis. Tāpēc viņiem "nav" jāpieņem elektroni. Un viņi "nevēlas" tos atdot. Līdz ar to šīs grupas elementi ļoti “nelabprāt” pievienojas ķīmiskās reakcijas. Ilgu laiku tika uzskatīts, ka viņi vispār nereaģē (no šejienes arī nosaukums “inerts”, t.i. “neaktīvs”). Bet ķīmiķis Nīls Bartlets atklāja, ka dažas no šīm gāzēm noteiktos apstākļos joprojām var reaģēt ar citiem elementiem.

Elektroniskās konfigurācijas:

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

Valences elementi grupās

Ir viegli pamanīt, ka katrā grupā elementi ir līdzīgi viens otram to valences elektronos (s un p orbitāļu elektroni, kas atrodas ārējā enerģijas līmenī).

Sārmu metāliem ir 1 valences elektrons:

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

Sārmzemju metāliem ir 2 valences elektroni:

• Esi- 1s 2 2s 2;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogēniem ir 7 valences elektroni:

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

Inertajām gāzēm ir 8 valences elektroni:

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

Papildinformāciju skatiet rakstā Valence un ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas tabula pa periodiem.

Tagad pievērsīsim uzmanību elementiem, kas atrodas grupās ar simboliem IN. Tie atrodas periodiskās tabulas centrā un tiek saukti pārejas metāli.

Šo elementu atšķirīga iezīme ir elektronu klātbūtne, kas piepildās d-orbitāles:

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

Atrodas atsevišķi no galvenā galda lantanīdi Un aktinīdi- tie ir tā sauktie iekšējie pārejas metāli. Šo elementu atomos aizpildās elektroni f-orbitāles:

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

Periodiskā sistēma ir sakārtots ķīmisko elementu kopums, to dabiskā klasifikācija, kas ir ķīmisko elementu periodiskā likuma grafiska (tabulas) izteiksme. Tās struktūru, daudzējādā ziņā līdzīgu mūsdienu, izstrādāja D. I. Mendeļejevs, pamatojoties uz periodisko likumu 1869.–1871.

Periodiskās sistēmas prototips bija D. I. Mendeļejeva 1869. gada 1. martā apkopotā "Elementu sistēmas pieredze, pamatojoties uz to atomu svaru un ķīmisko līdzību". Divarpus gadu laikā zinātnieks nepārtraukti pilnveidoja “Sistēmas pieredze” iepazīstināja ar ideju par elementu grupām, sērijām un periodiem. Tā rezultātā periodiskās tabulas struktūra ieguva lielākoties mūsdienīgas aprises.

Tās evolūcijai kļuva svarīgs jēdziens par elementa vietu sistēmā, ko nosaka grupas un perioda skaitļi. Pamatojoties uz šo koncepciju, Mendeļejevs nonāca pie secinājuma, ka ir jāmaina dažu elementu: urāna, indija, cērija un tā pavadoņu atomu masas. Šis bija pirmais praktiska izmantošana periodiska sistēma. Mendeļejevs arī pirmo reizi prognozēja vairāku nezināmu elementu esamību un īpašības. Zinātnieks sīki aprakstīja svarīgākās eka-alumīnija (gallija nākotnes), eka-bora (skandija) un eka-silīcija (germānija) īpašības. Turklāt viņš prognozēja mangāna (nākotnes tehnēcija un rēnija), telūra (polonija), joda (astatīna), cēzija (Francija), bārija (rādija), tantala (protaktīnija) analogu esamību. Zinātnieka prognozes attiecībā uz šiem elementiem bija vispārējs raksturs, jo šie elementi atradās maz pētītajos periodiskās tabulas apgabalos.

Pirmās periodiskās sistēmas versijas lielākoties pārstāvēja tikai empīrisku vispārinājumu. Galu galā periodiskā likuma fiziskā nozīme nebija skaidra, kāpēc elementu īpašības mainās atkarībā no atomu masas pieauguma. Šajā sakarā daudzas problēmas palika neatrisinātas. Vai pastāv periodiskās tabulas robežas? Vai ir iespējams noteikt precīzu esošo elementu skaitu? Sestā perioda struktūra palika neskaidra – kāds bija precīzs retzemju elementu daudzums? Nebija zināms, vai elementi starp ūdeņradi un litiju joprojām pastāv, kāda bija pirmā perioda struktūra. Tāpēc līdz pat periodiskuma likuma fiziskajam pamatojumam un periodiskās sistēmas teorijas izstrādei ne reizi vien radās nopietnas grūtības. Atklājums 1894.–1898. gadā bija negaidīts. piecas inertas gāzes, kurām, šķiet, nebija vietas periodiskajā tabulā. Šī grūtība tika novērsta, pateicoties idejai periodiskās tabulas struktūrā iekļaut neatkarīgu nulles grupu. Radioelementu masveida atklāšana 19. un 20. gadsimta mijā. (līdz 1910. gadam to skaits bija aptuveni 40) izraisīja asu pretrunu starp nepieciešamību tos ievietot periodiskajā tabulā un tās esošo struktūru. Sestajā un septītajā periodā viņiem bija tikai 7 brīvas vietas. Šī problēma tika atrisināta, izveidojot maiņas noteikumus un atklājot izotopus.

Viens no galvenajiem iemesliem, kāpēc nebija iespējams izskaidrot periodiskā likuma fizisko nozīmi un periodiskās sistēmas struktūru, bija tas, ka nebija zināms, kā atoms ir strukturēts (sk. Atoms). Periodiskās tabulas izstrādē svarīgākais pavērsiens bija E. Rezerforda (1911) izveidotā atomu modeļa izveide. Pamatojoties uz to, holandiešu zinātnieks A. Van den Broeks (1913) ierosināja, ka elementa atomu skaits periodiskajā tabulā ir skaitliski. vienāds ar uzlādi tā atoma kodols (Z). To eksperimentāli apstiprināja angļu zinātnieks G. Moseley (1913). Periodiskais likums saņēma fizikālu pamatojumu: elementu īpašību izmaiņu periodiskumu sāka uzskatīt atkarībā no elementa atoma kodola Z - lādiņa, nevis no atoma masas (skat. Ķīmisko elementu periodisko likumu).

Rezultātā tika ievērojami nostiprināta periodiskās tabulas struktūra. Ir noteikta sistēmas apakšējā robeža. Tas ir ūdeņradis – elements ar minimālo Z = 1. Ir kļuvis iespējams precīzi novērtēt elementu skaitu starp ūdeņradi un urānu. Periodiskajā tabulā tika identificētas “plaisas”, kas atbilst nezināmiem elementiem ar Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Tomēr jautājumi par precīzu retzemju elementu skaitu palika neskaidri un, pats galvenais, iemesli elementu īpašību izmaiņu periodiskums netika atklāts atkarībā no Z.

Pamatojoties uz izveidoto periodiskās sistēmas struktūru un atomu spektru izpētes rezultātiem, dāņu zinātnieks N. Bors 1918.–1921. izstrādāja idejas par elektronisko čaulu un apakščaulu uzbūves secību atomos. Zinātnieks nonāca pie secinājuma, ka līdzīga veida atomu ārējo apvalku elektroniskās konfigurācijas periodiski atkārtojas. Tādējādi tika parādīts, ka ķīmisko elementu īpašību izmaiņu periodiskums ir izskaidrojams ar periodiskuma esamību elektronisko čaulu un atomu apakščaulu konstrukcijā.

Periodiskā tabula aptver vairāk nekā 100 elementus. No tiem visi transurāna elementi (Z = 93–110), kā arī elementi ar Z = 43 (tehnēcijs), 61 (prometijs), 85 (astatīns), 87 (Francija) iegūti mākslīgi. Visā periodiskās sistēmas pastāvēšanas vēsturē ļoti daudzi liels skaits(>500) tā varianti grafiskais attēls, galvenokārt tabulu veidā, bet arī dažādu ģeometriskas formas(telpiskās un plaknes), analītiskās līknes (spirāles utt.) uc Visplašāk izplatītās ir īso, pusgaro, garo un kāpņu galdu formas. Pašlaik priekšroka tiek dota īsajai formai.

Periodiskās tabulas veidošanas pamatprincips ir tās sadalīšana grupās un periodos. Mendeļejeva jēdziens par elementu sēriju mūsdienās netiek izmantots, jo tā trūkst fiziskā nozīme. Grupas savukārt iedala galvenajās (a) un sekundārajās (b) apakšgrupās. Katrā apakšgrupā ir elementi - ķīmiskie analogi. A- un b-apakšgrupu elementi lielākajā daļā grupu arī uzrāda zināmu līdzību savā starpā, galvenokārt augstākos oksidācijas stāvokļos, kas, kā likums, ir vienādi ar grupas numuru. Periods ir elementu kopums, kas sākas ar sārmu metālu un beidzas ar inertu gāzi (īpašs gadījums ir pirmais periods). Katrs periods satur stingri noteiktu elementu skaitu. Periodiskā tabula sastāv no astoņām grupām un septiņiem periodiem, un septītais periods vēl nav pabeigts.

Savdabība vispirms periods ir tāds, ka tajā ir tikai 2 gāzes brīvā formā elementi: ūdeņradis un hēlijs. Ūdeņraža vieta sistēmā ir neskaidra. Tā kā tam piemīt īpašības, kas raksturīgas sārmu metāliem un halogēniem, tas tiek ievietots vai nu 1a-, vai Vlla-apakšgrupā, vai abās vienlaikus, simbolu ievietojot iekavās vienā no apakšgrupām. Hēlijs ir pirmais VIIIa apakšgrupas pārstāvis. Ilgu laiku hēlijs un visas inertās gāzes tika sadalītas neatkarīgā nulles grupā. Šis noteikums pēc sintēzes bija jāpārskata ķīmiskie savienojumi kriptons, ksenons un radons. Rezultātā bijušās VIII grupas cēlgāzes un elementi (dzelzs, kobalts, niķelis un platīna metāli) tika apvienoti vienā grupā.

Otrkārt periods satur 8 elementus. Tas sākas ar sārmu metālu litiju, kura vienīgais oksidācijas stāvoklis ir +1. Tālāk nāk berilijs (metāls, oksidācijas pakāpe +2). Boram jau ir vāji izteikts metālisks raksturs un tas ir nemetāls (oksidācijas pakāpe +3). Blakus boram ogleklis ir tipisks nemetāls, kam ir gan +4, gan -4 oksidācijas pakāpes. Slāpeklis, skābeklis, fluors un neons ir nemetāli, un slāpeklim ir visaugstākais oksidācijas līmenis +5, kas atbilst grupas numuram. Skābeklis un fluors ir vieni no visaktīvākajiem nemetāliem. Inertās gāzes neons beidz periodu.

Trešais periods (nātrijs - argons) satur arī 8 elementus. To īpašību izmaiņu raksturs lielā mērā ir līdzīgs tam, kas novērots otrā perioda elementiem. Bet šeit ir arī sava specifika. Tādējādi magnijs, atšķirībā no berilija, ir metāliskāks, tāpat kā alumīnijs salīdzinājumā ar boru. Silīcijs, fosfors, sērs, hlors, argons ir tipiski nemetāli. Un visiem tiem, izņemot argonu, ir augstāks oksidācijas līmenis, kas vienāds ar grupas numuru.

Kā redzam, abos periodos, pieaugot Z, ir acīmredzama metālisko elementu vājināšanās un nemetāliskas īpašības elementi. D.I. Mendeļejevs nosauca otrā un trešā perioda elementus (viņa vārdiem sakot, mazos). Nelielu periodu elementi ir vieni no visizplatītākajiem dabā. Ogleklis, slāpeklis un skābeklis (kopā ar ūdeņradi) ir organogēni, t.i., galvenie organisko vielu elementi.

Visi pirmā – trešā perioda elementi ir izvietoti a-apakšgrupās.

Ceturtais periods (kālijs - kriptons) satur 18 elementus. Pēc Mendeļejeva domām, šis ir pirmais lielais periods. Pēc sārmu metālu kālija un sārmzemju metāls kalcijam seko virkne elementu, kas sastāv no 10 tā sauktajiem pārejas metāliem (skandijs – cinks). Viņi visi ir iekļauti b-apakšgrupās. Lielākajai daļai pārejas metālu, izņemot dzelzi, kobaltu un niķeli, ir augstāks oksidācijas līmenis, kas vienāds ar grupas numuru. Elementi, sākot no gallija līdz kriptonam, pieder pie a-apakšgrupām. Kriptonam ir zināmi vairāki ķīmiski savienojumi.

Piektais Periods (rubidijs - ksenons) pēc struktūras ir līdzīgs ceturtajam. Tas satur arī 10 pārejas metālu (itrija - kadmija) ieliktni. Šī perioda elementiem ir savas īpašības. Rutēnija - rodija - pallādija triādē savienojumi ir pazīstami ar rutēniju, kur tā oksidācijas pakāpe ir +8. Visiem a-apakšgrupu elementiem ir augstāks oksidācijas līmenis, kas vienāds ar grupas numuru. Ceturtā un piektā perioda elementu īpašību izmaiņu pazīmes, pieaugot Z, ir sarežģītākas, salīdzinot ar otro un trešo periodu.

Sestais periods (cēzijs – radons) ietver 32 elementus. Šajā periodā papildus 10 pārejas metāliem (lantānam, hafnijam - dzīvsudrabam) ir arī 14 lantanīdu komplekts - no cērija līdz lutēcijam. Elementi no cērija līdz lutēcijam ir ķīmiski ļoti līdzīgi, un šī iemesla dēļ tie jau sen ir iekļauti retzemju elementu saimē. Periodiskās tabulas īsajā formā lantāna šūnā ir iekļauta lantanīdu sērija, un šīs sērijas dekodēšana ir norādīta tabulas apakšā (sk. Lantanīdus).

Kāda ir sestā perioda elementu specifika? Osmijs – irīdijs – platīns triādē, osmijam ir zināms oksidācijas stāvoklis +8. Astatīnam ir diezgan izteikts metālisks raksturs. Radonam ir vislielākā reaktivitāte no visām cēlgāzēm. Diemžēl, tā kā tas ir ļoti radioaktīvs, tā ķīmija ir maz pētīta (sk. Radioaktīvie elementi).

Septītais periods sākas no Francijas. Tāpat kā sestajā, arī tajā vajadzētu saturēt 32 elementus, bet 24 no tiem joprojām ir zināmi francijs un rādijs ir attiecīgi Ia un IIa apakšgrupas elementi, aktīnijs pieder IIIb apakšgrupai. Tālāk nāk aktinīdu ģimene, kurā ietilpst elementi no torija līdz larencijam un kas ir novietoti līdzīgi lantanīdiem. Šīs sērijas elementu dekodēšana ir norādīta arī tabulas apakšā.

Tagad redzēsim, kā mainās ķīmisko elementu īpašības apakšgrupas periodiska sistēma. Galvenais šo izmaiņu modelis ir elementu metāliskā rakstura nostiprināšanās, palielinoties Z. Šis modelis īpaši skaidri izpaužas IIIa–VIIa apakšgrupās. Ia–IIIa apakšgrupu metāliem novērojama ķīmiskās aktivitātes palielināšanās. IVa–VIIa apakšgrupu elementiem, palielinoties Z, tiek novērota elementu ķīmiskās aktivitātes pavājināšanās. B apakšgrupas elementiem ķīmiskās aktivitātes izmaiņu raksturs ir sarežģītāks.

Periodiskās sistēmas teoriju 20. gados izstrādāja N. Bors un citi zinātnieki. XX gadsimts un ir balstīta uz reālu shēmu atomu elektronisko konfigurāciju veidošanai (sk. Atoms). Saskaņā ar šo teoriju, pieaugot Z, elektronu apvalku un apakščaulu piepildīšanās periodiskās tabulas periodos iekļauto elementu atomos notiek šādā secībā:

Pamatojoties uz periodiskās sistēmas teoriju, mēs varam sniegt šādu perioda definīciju: periods ir elementu kopa, kas sākas ar elementu, kura vērtība n ir vienāda ar perioda numuru un l = 0 (s-elementi) un beidzas. ar elementu ar tādu pašu vērtību n un l = 1 (p-elements elements) (sk. Atom). Izņēmums ir pirmais periods, kurā ir tikai 1s elementi. No periodiskās sistēmas teorijas elementu skaitļi periodos izriet: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

Tabulā katra veida elementu simboli (s-, p-, d- un f-elementi) ir attēloti uz noteiktas krāsas fona: s-elementi - uz sarkana, p-elementi - uz oranža, d-elementi. - uz zila, f-elementi - uz zaļa. Katra šūna parāda elementu atomu skaitu un atomu masu, kā arī ārējo elektronu apvalku elektroniskās konfigurācijas.

No periodiskās sistēmas teorijas izriet, ka a-apakšgrupās ir elementi, kuru n ir vienāds ar perioda skaitli, un l = 0 un 1. B apakšgrupās ietilpst tie elementi, kuru atomos ir saglabājušās iepriekš palikušās čaulas. rodas nepilnīgs. Tāpēc pirmais, otrais un trešais periods nesatur b-apakšgrupu elementus.

Elementu periodiskās tabulas struktūra ir cieši saistīta ar ķīmisko elementu atomu uzbūvi. Palielinoties Z, periodiski atkārtojas līdzīgi ārējo elektronu apvalku konfigurācijas veidi. Proti, tie nosaka elementu ķīmiskās uzvedības galvenās iezīmes. Šīs pazīmes atšķirīgi izpaužas a-apakšgrupu elementiem (s- un p-elementi), b-apakšgrupu elementiem (pārejas d-elementi) un f-ģimenes elementiem - lantanīdiem un aktinīdiem. Īpašs gadījums pārstāv pirmā perioda elementus - ūdeņradi un hēliju. Ūdeņradim ir raksturīga augsta ķīmiskā aktivitāte, jo tā tikai 1s elektrons ir viegli atdalāms. Tajā pašā laikā hēlija (1s 2) konfigurācija ir ļoti stabila, kas nosaka tā ķīmisko neaktivitāti.

A-apakšgrupu elementiem ir piepildīti atomu ārējie elektronu apvalki (ar n, kas vienāds ar perioda skaitli), tāpēc šo elementu īpašības ievērojami mainās, palielinoties Z, otrajā periodā litijs (2s konfigurācija). ) - aktīvs metāls, viegli zaudējot savu vienīgo valences elektronu; berilijs (2s 2) arī ir metāls, bet mazāk aktīvs, jo tā ārējie elektroni ir ciešāk saistīti ar kodolu. Turklāt boram (2s 2 p) ir vāji izteikts metālisks raksturs, un visi nākamie otrā perioda elementi, kuros ir iebūvēts 2p apakščaulas, jau ir nemetāli. Neona (2s 2 p 6) ārējā elektronu apvalka astoņu elektronu konfigurācija - inerta gāze - ir ļoti spēcīga.

Otrā perioda elementu ķīmiskās īpašības skaidrojamas ar to atomu vēlmi iegūt tuvākās inertās gāzes elektronisko konfigurāciju (hēlija konfigurācija elementiem no litija līdz ogleklim vai neona konfigurācija elementiem no oglekļa līdz fluoram). Tāpēc, piemēram, skābeklis nevar uzrādīt augstāku oksidācijas pakāpi, kas vienāda ar grupas numuru: galu galā tam ir vieglāk sasniegt neona konfigurāciju, iegūstot papildu elektronus. Tāds pats īpašību izmaiņu raksturs izpaužas trešā perioda elementos un visu turpmāko periodu s- un p-elementos. Tajā pašā laikā saites stiprības vājināšanās starp ārējiem elektroniem un kodolu a-apakšgrupās, palielinoties Z, izpaužas atbilstošo elementu īpašībās. Tādējādi s-elementiem ir ievērojams ķīmiskās aktivitātes pieaugums, jo palielinās Z, un p-elementiem palielinās metāliskās īpašības.

Pārejas d-elementu atomos tiek pabeigti iepriekš nepilnīgi apvalki ar galvenās vērtību kvantu skaitlis n, par vienu mazāk nekā perioda skaitlis. Ar dažiem izņēmumiem pārejas elementu atomu ārējo elektronu apvalku konfigurācija ir ns 2. Tāpēc visi d-elementi ir metāli, un tāpēc d-elementu īpašību izmaiņas, palielinoties Z, nav tik krasas kā s- un p-elementiem. Augstākos oksidācijas pakāpēs d-elementi uzrāda zināmu līdzību ar periodiskās tabulas atbilstošo grupu p-elementiem.

Triādes (VIIIb-apakšgrupas) elementu īpašību īpatnības skaidrojamas ar to, ka b-apakščaulas ir tuvu pabeigšanai. Tāpēc dzelzs, kobalts, niķelis un platīna metāli parasti nemēdz veidot savienojumus augstākas pakāpes oksidēšanās. Vienīgie izņēmumi ir rutēnijs un osmijs, kas dod oksīdus RuO 4 un OsO 4. Ib un IIb apakšgrupas elementiem d-apakščaula faktiski ir pabeigta. Tāpēc tiem ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru.

Lantanīdu un aktinīdu atomos (visi tie ir metāli) iepriekš nepilnīgi elektronu apvalki tiek komplektēti ar galvenā kvanta skaitļa n vērtību, kas ir par divām vienībām mazāka par perioda skaitli. Šo elementu atomos ārējā elektronu apvalka (ns 2) konfigurācija paliek nemainīga, un trešais ārējais N apvalks ir piepildīts ar 4f-elektroniem. Tāpēc lantanīdi ir tik līdzīgi.

Attiecībā uz aktinīdiem situācija ir sarežģītāka. Elementu atomos ar Z = 90–95 6d un 5f elektroni var piedalīties ķīmiskajā mijiedarbībā. Tāpēc aktinīdiem ir daudz vairāk oksidācijas stāvokļu. Piemēram, attiecībā uz neptūniju, plutoniju un amerīciju ir zināmi savienojumi, kur šie elementi parādās septiņvērtīgā stāvoklī. Tikai elementiem, sākot ar kūriju (Z = 96), trīsvērtīgais stāvoklis kļūst stabils, bet arī tam ir savas īpašības. Tādējādi aktinīdu īpašības būtiski atšķiras no lantanīdu īpašībām, un tāpēc abas ģimenes nevar uzskatīt par līdzīgām.

Aktinīdu saime beidzas ar elementu ar Z = 103 (lawrencium). Kurchatovija (Z = 104) un nilsborija (Z = 105) ķīmisko īpašību novērtējums liecina, ka šiem elementiem jābūt attiecīgi hafnija un tantala analogiem. Tāpēc zinātnieki uzskata, ka pēc aktinīdu saimes atomos sākas sistemātiska 6d apakščaulas piepildīšana. Elementu ar Z = 106–110 ķīmiskā daba nav eksperimentāli novērtēta.

Galīgais elementu skaits, ko aptver periodiskā tabula, nav zināms. Tās augšējās robežas problēma, iespējams, ir galvenais periodiskās tabulas noslēpums. Smagākais elements, kas ir atklāts dabā, ir plutonijs (Z = 94). Ir sasniegta mākslīgās kodolsintēzes robeža - elements ar atomskaitli 110. Atklāts paliek jautājums: vai būs iespējams iegūt elementus ar lieliem atomu skaitļiem, kādus un cik? Uz to vēl nevar droši atbildēt.

Ar sarežģītu aprēķinu palīdzību, kas veikti uz elektroniskā datori, zinātnieki mēģināja noteikt atomu struktūru un novērtēt “superelementu” svarīgākās īpašības, līdz pat milzīgiem sērijas numuriem (Z = 172 un pat Z = 184). Iegūtie rezultāti bija diezgan negaidīti. Piemēram, elementa atomā ar Z = 121, paredzams, ka parādīsies 8p elektrons; tas notiek pēc tam, kad ir pabeigta 8s apakščaulas veidošanās atomos ar Z = 119 un 120. Bet p-elektronu parādīšanās pēc s-elektroniem ir novērojama tikai otrā un trešā perioda elementu atomos. Aprēķini arī parāda, ka hipotētiskā astotā perioda elementos elektronu čaulu un atomu apakščaulu piepildīšanās notiek ļoti sarežģītā un unikālā secībā. Tāpēc atbilstošo elementu īpašību novērtēšana ir ļoti sarežģīta problēma. Šķiet, ka astotajam periodam vajadzētu būt 50 elementiem (Z = 119–168), bet, pēc aprēķiniem, tam jābeidzas pie elementa ar Z = 164, t.i., par 4 kārtas numuriem agrāk. Un “eksotiskajam” devītajam periodam, izrādās, vajadzētu sastāvēt no 8 elementiem. Šeit ir viņa “elektroniskais” ieraksts: 9s 2 8p 4 9p 2. Citiem vārdiem sakot, tajā būtu tikai 8 elementi, piemēram, otrais un trešais periods.

Grūti pateikt, cik patiesi būtu aprēķini, kas veikti, izmantojot datoru. Tomēr, ja tie apstiprinātos, būtu nopietni jāpārskata elementu periodiskās tabulas un tās struktūras pamatā esošie modeļi.

Periodiskajai tabulai ir bijusi un joprojām ir milzīga loma dažādu dabaszinātņu jomu attīstībā. Tas bija vissvarīgākais atomu molekulārās zinātnes sasniegums un veicināja rašanos mūsdienu koncepcija"ķīmiskais elements" un jēdzienu precizēšana vienkāršas vielas un savienojumi.

Periodiskās sistēmas atklātās likumsakarības būtiski ietekmēja atomu uzbūves teorijas attīstību, izotopu atklāšanu, ideju rašanos par kodolenerģijas periodiskumu. Periodiskā sistēma ir saistīta ar stingri zinātnisku prognozēšanas problēmas formulējumu ķīmijā. Tas izpaudās nezināmu elementu esamības un īpašību prognozēšanā un jau atklāto elementu ķīmiskās uzvedības jaunās iezīmēs. Mūsdienās periodiskā tabula ir ķīmijas, galvenokārt neorganiskās, pamats, kas būtiski palīdz atrisināt problēmu ķīmiskā sintēze vielas ar iepriekš noteiktām īpašībām, jaunu pusvadītāju materiālu izstrāde, specifisku katalizatoru izvēle dažādiem ķīmiskiem procesiem utt. Un visbeidzot, ķīmijas mācīšanas pamatā ir periodiskā tabula.