Štruktúra periodickej tabuľky. Periodická tabuľka D

Periodická tabuľka- usporiadaný súbor chemických prvkov, ich prirodzené triedenie, ktoré je grafickým (tabuľkovým) vyjadrením periodického zákona chemických prvkov. Jeho štruktúru, v mnohom podobnú modernej, vypracoval D. I. Mendelejev na základe periodického zákona v rokoch 1869–1871.

Prototypom periodického systému bola „Skúsenosť systému prvkov na základe ich atómovej hmotnosti a chemickej podobnosti“, ktorú zostavil D. I. Mendelejev 1. marca 1869. V priebehu dva a pol roka vedec neustále zdokonaľoval „Skúsenosť systému“ predstavila myšlienku skupín, sérií a období prvkov. Štruktúra periodickej tabuľky tak nadobudla prevažne moderné obrysy.

Pre jeho vývoj sa stal dôležitý koncept miesta prvku v systéme, určeného číslami skupiny a obdobia. Mendelejev na základe tejto koncepcie dospel k záveru, že je potrebné zmeniť atómové hmotnosti niektorých prvkov: uránu, india, céru a jeho satelitov. Toto bolo prvé praktické využitie periodický systém. Mendelejev tiež prvýkrát predpovedal existenciu a vlastnosti niekoľkých neznámych prvkov. Vedec podrobne opísal najdôležitejšie vlastnosti eka-hliníka (budúcnosť gália), eka-bóru (skandium) a eka-kremíka (germánia). Okrem toho predpovedal existenciu analógov mangánu (budúce technécium a rénium), telúru (polónium), jódu (astatínu), cézia (Francúzsko), bária (rádia), tantalu (protaktínium). Predpovede vedca týkajúce sa týchto prvkov boli všeobecný charakter, keďže tieto prvky sa nachádzali v málo prebádaných oblastiach periodickej tabuľky.

Prvé verzie periodického systému vo veľkej miere predstavovali iba empirické zovšeobecnenie. Napokon, fyzikálny význam periodického zákona bol nejasný; V tomto smere zostalo veľa problémov nevyriešených. Existujú hranice periodickej tabuľky? Je možné určiť presný počet existujúcich prvkov? Štruktúra šiesteho obdobia zostala nejasná – aké bolo presné množstvo prvkov vzácnych zemín? Nebolo známe, či prvky medzi vodíkom a lítiom stále existujú, aká bola štruktúra prvého obdobia. Preto až do fyzického podloženia periodického zákona a rozvoja teórie periodického systému sa viac ako raz vyskytli vážne ťažkosti. Objav v rokoch 1894–1898 bol neočakávaný. päť inertných plynov, ktoré akoby nemali miesto v periodickej tabuľke. Tento problém bol odstránený vďaka myšlienke zahrnutia nezávislého nulová skupina. Hromadný objav rádioelementov na prelome 19. a 20. storočia. (do roku 1910 ich počet bol asi 40) viedlo k ostrému rozporu medzi potrebou umiestniť ich do periodickej tabuľky a jej existujúcou štruktúrou. V šiestej a siedmej tretine bolo pre nich len 7 voľných miest. Tento problém bol vyriešený zavedením pravidiel posunu a objavením izotopov.

Jedným z hlavných dôvodov nemožnosti vysvetliť fyzikálny význam periodického zákona a štruktúru periodického systému bolo, že nebolo známe, ako je atóm štruktúrovaný (pozri Atóm). Najdôležitejším medzníkom vo vývoji periodickej tabuľky bolo vytvorenie modelu atómu E. Rutherfordom (1911). Na jej základe holandský vedec A. Van den Broek (1913) navrhol, že poradové číslo prvku v periodickej tabuľke sa číselne rovná náboju jadra jeho atómu (Z). Experimentálne to potvrdil anglický vedec G. Moseley (1913). Periodický zákon dostal fyzikálne opodstatnenie: periodicita zmien vlastností prvkov sa začala uvažovať v závislosti od Z - náboja jadra atómu prvku, a nie od atómovej hmotnosti (pozri Periodický zákon chemických prvkov).

V dôsledku toho sa výrazne posilnila štruktúra periodickej tabuľky. Bola stanovená spodná hranica systému. Toto je vodík - prvok s minimom Z = 1. Bolo možné presne odhadnúť počet prvkov medzi vodíkom a uránom. V periodickej tabuľke boli identifikované „medzery“ zodpovedajúce neznámym prvkom so Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Otázky o presnom počte prvkov vzácnych zemín však zostali nejasné, a čo je najdôležitejšie, dôvody pre periodicita zmien vlastností prvkov nebola odhalená v závislosti od Z.

Na základe stanovenej štruktúry periodického systému a výsledkov štúdia atómových spektier dánsky vedec N. Bohr v rokoch 1918–1921. vyvinul myšlienky o postupnosti konštrukcie elektronických obalov a podplášťov v atómoch. Vedec dospel k záveru, že podobné typy elektronických konfigurácií vonkajších obalov atómov sa periodicky opakujú. Ukázalo sa teda, že periodicita zmien vlastností chemických prvkov sa vysvetľuje existenciou periodicity v konštrukcii elektrónových obalov a podplášťov atómov.

Periodická tabuľka obsahuje viac ako 100 prvkov. Z nich boli všetky transuránové prvky (Z = 93–110), ako aj prvky so Z = 43 (technécium), 61 (prométium), 85 (astatín), 87 (francúzsko) získané umelo. V celej histórii existencie periodického systému veľmi veľa veľké množstvo(>500) varianty jej grafického znázornenia, najmä vo forme tabuliek, ako aj vo forme rôznych geometrické tvary(priestorové a rovinné), analytické krivky (špirály a pod.) atď. Najrozšírenejšie sú krátke, polodlhé, dlhé a rebríkové formy stolov. V súčasnosti sa uprednostňuje krátka forma.

Základným princípom konštrukcie periodickej tabuľky je jej rozdelenie do skupín a období. Mendelejevov koncept série prvkov sa dnes nepoužíva, pretože nemá fyzikálny význam. Skupiny sa zase delia na hlavné (a) a vedľajšie (b) podskupiny. Každá podskupina obsahuje prvky - chemické analógy. Prvky a- a b- podskupín vo väčšine skupín tiež vykazujú určitú vzájomnú podobnosť, najmä vo vyšších oxidačných stavoch, ktoré sa spravidla rovnajú číslu skupiny. Perióda je súbor prvkov, ktorý začína alkalickým kovom a končí inertným plynom (špeciálnym prípadom je prvá perióda). Každé obdobie obsahuje presne definovaný počet prvkov. Periodická tabuľka pozostáva z ôsmich skupín a siedmich období, pričom siedme obdobie ešte nie je ukončené.

Zvláštnosť najprv obdobie je, že obsahuje len 2 plynné prvky vo voľnej forme: vodík a hélium. Miesto vodíka v systéme je nejednoznačné. Pretože vykazuje vlastnosti spoločné pre alkalické kovy a halogény, je zaradený buď do la-, alebo do Vlla- podskupiny, alebo do oboch súčasne, pričom symbol uzatvára v zátvorkách v jednej z podskupín. Hélium je prvým zástupcom podskupiny VIIIa. Na dlhú dobu hélium a všetky inertné plyny boli oddelené do samostatnej nulovej skupiny. Toto ustanovenie si vyžadovalo revíziu po syntéze chemické zlúčeniny kryptón, xenón a radón. V dôsledku toho sa vzácne plyny a prvky bývalej skupiny VIII (železo, kobalt, nikel a platinové kovy) spojili v rámci jednej skupiny.

Po druhé obdobie obsahuje 8 prvkov. Začína sa lítiom alkalického kovu, ktorého jediný oxidačný stav je +1. Ďalej nasleduje berýlium (kov, oxidačný stav +2). Bór už vykazuje slabo vyjadrený kovový charakter a je nekov (oxidačný stav +3). Okrem bóru je uhlík typickým nekovom, ktorý vykazuje oxidačné stavy +4 aj -4. Dusík, kyslík, fluór a neón sú všetky nekovy, pričom dusík má najvyšší oxidačný stav +5, čo zodpovedá číslu skupiny. Kyslík a fluór patria medzi najaktívnejšie nekovy. Neón inertného plynu ukončí periódu.

Po tretie perióda (sodík - argón) obsahuje aj 8 prvkov. Povaha zmeny ich vlastností je do značnej miery podobná zmene pozorovanej pre prvky druhého obdobia. Ale je tu aj isté špecifikum. Horčík je teda na rozdiel od berýlia viac kovový, rovnako ako hliník v porovnaní s bórom. Kremík, fosfor, síra, chlór, argón, to všetko sú typické nekovy. A všetky, okrem argónu, vykazujú vyššie oxidačné stavy rovné číslu skupiny.

Ako môžeme vidieť, v oboch obdobiach, keď sa Z zvyšuje, dochádza k jasnému oslabeniu kovových a posilneniu nekovových vlastností prvkov. D.I. Mendelejev označil prvky druhého a tretieho obdobia (podľa jeho slov za malé) za typické. Prvky malých periód patria v prírode k najrozšírenejším. Uhlík, dusík a kyslík (spolu s vodíkom) sú organogény, t. j. hlavné prvky organickej hmoty.

Všetky prvky prvej - tretej tretiny sú umiestnené v a-podskupinách.

Po štvrté perióda (draslík – kryptón) obsahuje 18 prvkov. Podľa Mendelejeva ide o prvé veľké obdobie. Po alkalickom kovom draslíku a kove alkalických zemín vápniku prichádza rad prvkov pozostávajúci z 10 takzvaných prechodných kovov (skandium - zinok). Všetky sú zahrnuté v b-podskupinách. Väčšina prechodných kovov vykazuje vyššie oxidačné stavy rovné číslu skupiny, okrem železa, kobaltu a niklu. Prvky, od gália po kryptón, patria do a-podskupín. Pre kryptón je známych množstvo chemických zlúčenín.

Po piate Perióda (rubídium - xenón) je štruktúrou podobná štvrtému. Obsahuje aj vložku 10 prechodných kovov (ytrium - kadmium). Prvky tohto obdobia majú svoje vlastné charakteristiky. V triáde ruténium - ródium - paládium sú známe zlúčeniny ruténia, kde má oxidačný stav +8. Všetky prvky a-podskupín vykazujú vyššie oxidačné stavy rovné číslu skupiny. Charakteristiky zmien vlastností prvkov štvrtej a piatej periódy so zvyšovaním Z sú výraznejšie v porovnaní s druhou a treťou periódou. komplexná povaha.

Šiesty obdobie (cézium - radón) zahŕňa 32 prvkov. Toto obdobie okrem 10 prechodných kovov (lantán, hafnium – ortuť) obsahuje aj súbor 14 lantanoidov – od céru po lutécium. Prvky od céru po lutécium sú si chemicky veľmi podobné a z tohto dôvodu sa oddávna zaraďujú do rodiny prvkov vzácnych zemín. V krátkej forme periodickej tabuľky je rad lantanoidov zahrnutý do lantánovej bunky a dekódovanie tohto radu je uvedené v spodnej časti tabuľky (pozri Lantanoidy).

V čom spočíva špecifickosť prvkov šiesteho obdobia? V triáde osmium - irídium - platina je pre osmium známy oxidačný stav +8. Astatín má dosť výrazný kovový charakter. Radón má najväčšiu reaktivitu zo všetkých vzácnych plynov. Bohužiaľ, vzhľadom na to, že je vysoko rádioaktívny, jeho chémia bola málo študovaná (pozri Rádioaktívne prvky).

Siedmy obdobie začína od Francúzska. Rovnako ako šiesty by mal tiež obsahovať 32 prvkov, ale 24 z nich je stále známych Francium a rádium sú prvky podskupín Ia a IIa, aktínium patrí do podskupiny IIIb. Nasleduje rodina aktinidov, ktorá zahŕňa prvky od tória po lawrencium a je umiestnená podobne ako lantanoidy. Dekódovanie tejto série prvkov je tiež uvedené v spodnej časti tabuľky.

Teraz sa pozrime, ako sa menia vlastnosti chemických prvkov podskupiny periodický systém. Hlavným vzorom tejto zmeny je posilnenie kovového charakteru prvkov, keď sa Z zvyšuje. Tento vzor sa obzvlášť jasne prejavuje v podskupinách IIIa – VIIa. Pre kovy podskupín Ia–IIIa sa pozoruje zvýšenie chemickej aktivity. V prípade prvkov podskupín IVa–VIIa sa pri zvýšení Z pozoruje oslabenie chemickej aktivity prvkov. Pre prvky podskupiny b je povaha zmeny chemickej aktivity zložitejšia.

Teóriu periodického systému vypracoval N. Bohr a ďalší vedci v 20. rokoch. XX storočia a je založená na reálnej schéme tvorby elektrónových konfigurácií atómov (pozri Atóm). Podľa tejto teórie, keď sa Z zvyšuje, plnenie elektrónových obalov a podobalov v atómoch prvkov zahrnutých v periódach periodickej tabuľky nastáva v nasledujúcom poradí:

Čísla obdobia
1	2	3	4	5	6	7
1 s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

Na základe teórie periodického systému môžeme uviesť nasledujúcu definíciu periódy: perióda je množina prvkov začínajúca prvkom s hodnotou n rovnou číslu periódy a l = 0 (s-prvky) a končiac s prvkom s rovnakou hodnotou n a l = 1 (prvky p-prvkov) (pozri Atóm). Výnimkou je prvá perióda, ktorá obsahuje iba 1s prvky. Z teórie periodického systému vyplývajú počty prvkov v periódach: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

V tabuľke sú symboly prvkov každého typu (prvky s-, p-, d- a f) zobrazené na špecifickom farebnom pozadí: prvky s - na červenej, prvky p - na oranžovej, d-prvky - na modrej, f-prvky - na zelenej. Každá bunka zobrazuje atómové čísla a atómové hmotnosti prvkov, ako aj elektrónové konfigurácie vonkajších elektrónových obalov.

Z teórie periodického systému vyplýva, že do a-podgrupy patria prvky, kde n sa rovná číslu periódy, a l = 0 a 1. B-podskupiny zahŕňajú tie prvky, v ktorých atómoch je kompletizácia obalov, ktoré predtým zostali dochádza k neúplnému. Preto prvá, druhá a tretia perióda neobsahujú prvky b-podgrupy.

Štruktúra periodickej sústavy prvkov úzko súvisí so štruktúrou atómov chemických prvkov. Ako sa Z zvyšuje, podobné typy konfigurácie vonkajších elektrónových obalov sa periodicky opakujú. Konkrétne určujú hlavné znaky chemického správania prvkov. Tieto znaky sa prejavujú rozdielne pre prvky a-podskupín (s- a p-prvky), pre prvky b-podskupín (prechodné d-prvky) a prvky f-rodín - lantanoidy a aktinidy. Špeciálny prípad predstavujú prvky prvého obdobia – vodík a hélium. Vodík sa vyznačuje vysokou chemickou aktivitou, pretože jeho jediný 1s elektrón je ľahko odstrániteľný. Zároveň je konfigurácia hélia (1s 2) veľmi stabilná, čo určuje jeho chemickú nečinnosť.

Pre prvky a-podskupín sú vonkajšie elektrónové obaly atómov vyplnené (s n rovným číslu periódy), takže vlastnosti týchto prvkov sa výrazne menia, keď sa Z zvyšuje, lítium (2s konfigurácia). ) je aktívny kov , ktorý ľahko stráca svoj jediný valenčný elektrón ; berýlium (2s 2) je tiež kov, ale menej aktívny v dôsledku skutočnosti, že jeho vonkajšie elektróny sú pevnejšie viazané na jadro. Ďalej má bór (2s 2 p) slabo vyjadrený kovový charakter a všetky nasledujúce prvky druhej periódy, v ktorej je postavená 2p podplášť, sú už nekovy. Osemelektrónová konfigurácia vonkajšieho elektrónového obalu neónu (2s 2 p 6) - inertného plynu - je veľmi silná.

Chemické vlastnosti prvkov druhej periódy sú vysvetlené túžbou ich atómov získať elektrónovú konfiguráciu najbližšieho inertného plynu (héliová konfigurácia pre prvky od lítia po uhlík alebo neónová konfigurácia pre prvky od uhlíka po fluór). To je dôvod, prečo napríklad kyslík nemôže vykazovať vyšší oxidačný stav rovný jeho skupinovému číslu: je pre neho jednoduchšie dosiahnuť neónovú konfiguráciu získaním ďalších elektrónov. Rovnaký charakter zmien vlastností sa prejavuje v prvkoch tretej periódy a v s- a p-prvkoch všetkých nasledujúcich periód. Vo vlastnostiach zodpovedajúcich prvkov sa zároveň prejavuje zoslabovanie sily väzby medzi vonkajšími elektrónmi a jadrom v a-podskupinách pri zvyšovaní Z. Pre s-prvky je teda badateľný nárast chemickej aktivity, keď sa Z zvyšuje, a pre p-prvky dochádza k zvýšeniu kovových vlastností.

V atómoch prechodných d-prvkov sú predtým neúplné obaly doplnené o hodnotu hlavného kvantového čísla n, o jednu menšiu ako je číslo periódy. Až na pár výnimiek je konfigurácia vonkajších elektrónových obalov atómov prechodných prvkov ns 2. Preto všetky d-prvky sú kovy, a preto zmeny vlastností d-prvkov pri zvyšovaní Z nie sú také prudké ako tie, ktoré sa pozorujú pri s- a p-prvkoch. Vo vyšších oxidačných stupňoch vykazujú d-prvky určitú podobnosť s p-prvkami zodpovedajúcich skupín periodickej tabuľky.

Zvláštnosti vlastností prvkov triád (VIIIb-podskupina) sa vysvetľujú skutočnosťou, že b-podškrupiny sú blízko dokončenia. To je dôvod, prečo železo, kobalt, nikel a platinové kovy vo všeobecnosti nemajú tendenciu vytvárať zlúčeniny vyššie stupne oxidácia. Výnimkou sú len ruténium a osmium, ktoré dávajú oxidy RuO 4 a OsO 4 . Pre prvky podskupín Ib a IIb je podplášť d vlastne úplný. Preto vykazujú oxidačné stavy rovné číslu skupiny.

V atómoch lantanoidov a aktinoidov (všetky sú to kovy) sa dotvárajú predtým neúplné elektrónové obaly, pričom hodnota hlavného kvantového čísla n je o dve jednotky menšia ako číslo periódy. V atómoch týchto prvkov zostáva konfigurácia vonkajšieho elektrónového obalu (ns 2) nezmenená a tretí vonkajší N-obal je vyplnený 4f-elektrónmi. To je dôvod, prečo sú lantanoidy také podobné.

V prípade aktinoidov je situácia komplikovanejšia. V atómoch prvkov so Z = 90–95 sa môžu zúčastniť elektróny 6d a 5f chemické interakcie. Preto aktinidy majú oveľa viac oxidačných stavov. Napríklad pre neptúnium, plutónium a amerícium sú známe zlúčeniny, kde sa tieto prvky vyskytujú v sedemmocnom stave. Len pre prvky, počnúc kúriom (Z = 96), sa trojmocný stav stáva stabilným, ale aj to má svoje vlastné charakteristiky. Vlastnosti aktinoidov sa teda výrazne líšia od vlastností lantanoidov, a preto tieto dve rodiny nemožno považovať za podobné.

Rodina aktinidov končí prvkom so Z = 103 (lawrencium). Hodnotenie chemických vlastností kurchatovia (Z = 104) a nilsboria (Z = 105) ukazuje, že tieto prvky by mali byť analógmi hafnia a tantalu. Vedci sa preto domnievajú, že po rodine aktinidov v atómoch začína systematické vypĺňanie 6d podplášťa. Chemická povaha prvkov so Z = 106–110 nebola experimentálne hodnotená.

Konečný počet prvkov, ktoré periodická tabuľka pokrýva, nie je známy. Problém jeho hornej hranice je možno hlavnou záhadou periodickej tabuľky. Najťažším prvkom, ktorý bol v prírode objavený, je plutónium (Z = 94). Bola dosiahnutá hranica umelej jadrovej fúzie - prvok s atómovým číslom 110. Otvorenou ostáva otázka: bude možné získať prvky s veľkými atómovými číslami, ktoré a koľko? Na to sa zatiaľ nedá s istotou odpovedať.

Pomocou zložitých výpočtov vykonaných na elektronických počítačoch sa vedci pokúsili určiť štruktúru atómov a vyhodnotiť najdôležitejšie vlastnosti „superelementov“ až po obrovské sériové čísla (Z = 172 a dokonca Z = 184). Získané výsledky boli celkom neočakávané. Napríklad v atóme prvku so Z = 121 sa očakáva výskyt elektrónu 8p; je to po dokončení tvorby 8s podplášťa v atómoch so Z = 119 a 120. Vzhľad p-elektrónov po s-elektrónoch sa však pozoruje iba v atómoch prvkov druhej a tretej periódy. Výpočty tiež ukazujú, že v prvkoch hypotetickej ôsmej periódy dochádza k vypĺňaniu elektrónových obalov a podobalov atómov vo veľmi zložitom a jedinečnom poradí. Preto je posúdenie vlastností zodpovedajúcich prvkov veľmi zložitým problémom. Zdalo by sa, že ôsma perióda by mala obsahovať 50 prvkov (Z = 119–168), ale podľa výpočtov by mala končiť pri prvku so Z = 164, teda o 4 poradové čísla skôr. A ukazuje sa, že „exotické“ deviate obdobie by malo pozostávať z 8 prvkov. Tu je jeho „elektronický“ záznam: 9s 2 8p 4 9p 2. Inými slovami, obsahoval by iba 8 prvkov, ako druhá a tretia perióda.

Je ťažké povedať, nakoľko pravdivé by boli výpočty vykonané pomocou počítača. Ak by sa však potvrdili, potom by bolo potrebné vážne prehodnotiť vzory, ktoré sú základom periodickej tabuľky prvkov a jej štruktúry.

Periodická tabuľka hrala a zohráva obrovskú úlohu pri rozvoji rôznych oblastí prírodných vied. Bol to najdôležitejší úspech atómovo-molekulárnej vedy a prispel k vzniku moderného konceptu „ chemický prvok„a objasnenie pojmov jednoduché látky ach a spojenia.

Zákonitosti odhalené periodickým systémom mali významný vplyv na rozvoj teórie štruktúry atómu, objavenie izotopov a vznik predstáv o periodicite jadra. Periodický systém je spojený s prísne vedeckou formuláciou problému prognózovania v chémii. Prejavilo sa to v predpovedi existencie a vlastností neznámych prvkov a nových čŕt chemického správania už objavených prvkov. V súčasnosti predstavuje periodický systém základ chémie, predovšetkým anorganickej, výrazne napomáhajúci pri riešení problematiky chemickej syntézy látok s vopred určenými vlastnosťami, vývoja nových polovodičových materiálov, výberu špecifických katalyzátorov pre rôzne chemické procesy a pod. , periodický systém je základom vyučovania chémie.

Grafické znázornenie periodického zákona je Periodická tabuľka chemické prvky. Je známych viac ako \(700\) foriem periodická tabuľka. Podľa rozhodnutia Medzinárodnej únie chemikov je jeho polodlhá verzia oficiálna.

Každému chemickému prvku v tabuľke je pridelená jedna bunka, v ktorej je uvedený symbol a názov prvku, poradové číslo a relatívna atómová hmotnosť.

Prerušovaná čiara označuje hranicu medzi kovmi a nekovmi.

Postupnosť usporiadania prvkov sa nie vždy zhoduje s nárastom atómovej hmotnosti. Existuje niekoľko výnimiek z pravidla. Relatívna atómová hmotnosť argónu je teda menšia ako atómová hmotnosť draslíka a atómová hmotnosť telúru je menšia ako atómová hmotnosť jódu.

Každý prvok má svoj vlastný radový (atómový) číslo , sa nachádza v určitom období a určitej skupine.

Perióda je horizontálna séria chemických prvkov, začínajúca alkalickým kovom (alebo vodíkom) a končiaca inertným (ušľachtilým) plynom.

V tabulke sedem obdobia. Každá obsahuje určitý počet prvky:

\(1\)bodka - \(2\) prvok,

\(2\)bodka - \(8\) prvkov,

\(3\)-tá bodka - \(8\) prvkov,

\(4\)-tá bodka - \(18\) prvkov,

\(5\)bodka - \(18\) prvkov,

\(6\)bodka - \(32\) prvok (\(18 + 14\)),

\(7\)-tá bodka - \(32\) prvok (\(18 + 14\)).

Prvé tri obdobia sú tzv malý obdobia, zvyšok - veľký . V malých aj veľkých obdobiach dochádza k postupnému oslabenie kovu vlastnosti a vystuženie nekovových , len počas dlhých období prebieha plynulejšie.

Prvky so sériovými číslami \(58\)–\(71\) ( lantanoidy ) a \(90\)–\(103\) ( aktinidy ) sú odstránené zo stola a umiestnené pod ním. Ide o prvky skupiny IIIB. Lantanoidy patria medzi šiesty obdobie, a aktinidy - do siedmy .

Ôsma perióda sa objaví v periodickej tabuľke, keď sa objavia nové prvky.

Skupina je vertikálny stĺpec chemických prvkov, ktoré majú podobné vlastnosti.

V periodickej tabuľke je \(18\) skupín očíslovaných arabskými číslicami. Často používajú rímske číslice s pridaním písmen \(A\) alebo \(B\). V tomto prípade sú to skupiny \(8\).

Skupiny \(A\) začať s prvkami malých období, zahrnúť aj prvky veľkých období; obsahujú kovy aj nekovy. V skrátenej verzii periodickej tabuľky je hlavné podskupiny .

Skupiny \(B\) obsahujú prvky dlhých období, a to sú iba kovy. V skrátenej verzii periodickej tabuľky je sekundárne podskupiny .

Počet prvkov v skupinách:

IA, VIIIA - \(7\) prvkov každý;

IIA - VIIA - \(6\) prvkov;

IIIB - \(32\) prvok (\(4 + 14\) lantanoidy \(+ 14\) aktinidy);

VIIIB - \(12\) prvkov;

IB, IIB, IVB - VIIB - \(4\) prvky každý.

Kvantitatívne zloženie skupín sa zmení, keď budú do tabuľky pridané nové prvky.

Zvyčajne sa zobrazuje číslo rímskej skupiny vyššia valencia v oxidoch. Ale pre niektoré prvky toto pravidlo neplatí. takže, fluór nemôže byť sedemmocný, ale kyslík - šesťmocný. Nevykazujte valenciu rovnajúcu sa číslu skupiny, hélium , neónové A argón - tieto prvky netvoria zlúčeniny s kyslíkom. Meď je dvojmocný a zlato - trojmocný, hoci ide o prvky prvej skupiny.

PERIODICKÝ SYSTÉM, objednaná sada chemikálií. prvkov, ich povahy. , čo je tabuľkový výraz. Prototyp periodika chemické systémy prvkov vychádzal z tabuľky „Skúsenosť systému prvkov na základe ich chemickej podobnosti“, ktorú zostavil D. I. Mendelejev 1. marca 1869 (obr. 1). Nakoniec V priebehu rokov vedec vylepšoval tabuľku, rozvíjal predstavy o obdobiach a skupinách prvkov a mieste prvku v systéme. V roku 1870 nazval Mendelejev systém prirodzený a v roku 1871 periodický. Vďaka tomu už vtedy periodický systém v mnohých ohľadoch nadobudol svoju modernú podobu. štrukturálne obrysy. Na základe toho Mendelejev predpovedal existenciu svätých ca. 10 neznámych prvkov; tieto predpovede sa následne potvrdili.

Ryža. 1 Tabuľka „Skúsenosť systému prvkov na základe ich chemickej podobnosti“ (D. I. Mendelejev. I myrta 1869).

Avšak v priebehu nasledujúcich viac ako 40 rokov znamená periodická tabuľka. stupňa bola len empirická. zovšeobecňovanie faktov, keďže neexistovala žiadna fyzická pravidelné vysvetlenie dôvodov. zmeny prvkov CB-B v závislosti od ich nárastu. Takéto vysvetlenie nebolo možné bez fundovaných predstáv o štruktúre (pozri). Preto najdôležitejším medzníkom vo vývoji periodickej tabuľky bol planetárny (jadrový) model navrhnutý E. Rutherfordom (1911). V roku 1913 A. van den Broek dospel k záveru, že prvok v periodickej tabuľke sa číselne rovná posi. náboj (Z) jeho jadra. Tento záver experimentálne potvrdil G. Moseley (Moseleyho zákon, 1913-14). V dôsledku toho periodické zákon dostal prísne fyzické formulácie, bolo možné jednoznačne určiť nasledovné. hranicu periodickej sústavy (H ako prvok s minimom Z=1), odhadnúť presný počet prvkov medzi H a U a určiť, ktoré prvky ešte neboli objavené (Z = 43, 61, 72, 75, 85 , 87). Teória periodickej tabuľky bola vyvinutá na začiatku. 20. roky 20. storočia (Pozri nižšie).

Štruktúra periodickej tabuľky. Moderný periodický systém zahŕňa 109 chemických prvkov (existuje informácia o syntéze prvku v roku 1988 so Z = 110). Z toho v prírode nájdených predmetov 89; všetky prvky nasledujúce po U, alebo (Z = 93 109), ako aj Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) a At (Z = 85) boli umelo syntetizované pomocou dekomp. . Prvky so Z = 106 109 ešte nedostali mená, takže v tabuľkách nie sú žiadne zodpovedajúce symboly; pre prvok so Z = 109 sú maximálne hodnoty stále neznáme. dlhoveký

Počas celej histórie periodickej tabuľky bolo publikovaných viac ako 500 rôznych verzií jej obrazu. Bolo to kvôli pokusom nájsť racionálne rozhodnutie určité kontroverzné problémy štruktúry periodickej tabuľky (umiestnenie H, lantanoidov atď.). Naíb. šíriť nasledovne. tabuľkové formy vyjadrenia periodického systému: 1) krátku navrhol Mendelejev (v súčasnej podobe je umiestnená na začiatku zväzku na farebnom lístku); 2) dlhý vyvinul Mendelejev, zdokonalil ho v roku 1905 A. Werner (obr. 2); 3) schodisko publikované v roku 1921 H. (obr. 3). V posledných desaťročiach sú krátke a dlhé formy obzvlášť široko používané, pretože sú vizuálne a prakticky pohodlné. Všetky uvedené. formy majú určité výhody a nevýhody. Sotva je však možné ponúknuť k.-l. univers. variant zobrazenia periodickej tabuľky, ktorý by adekvátne odrážal všetku rozmanitosť sveta chémie. prvkov a špecifiká zmien ich chem. správanie pri zvyšovaní Z.

Fundam. Princípom konštrukcie periodickej tabuľky je rozlišovať periódy (horizontálne riadky) a skupiny (vertikálne stĺpce) prvkov v nej. Moderný periodický systém pozostáva zo 7 periód (siedma, ešte nedokončená, by mala končiť hypotetickým prvkom so Z = 118) a 8 skupín Obdobie je tzv. súbor prvkov, ktorý začína (alebo prvá perióda) a končí. Počty prvkov v periódach prirodzene narastajú a počnúc druhou sa opakujú v pároch: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (špeciálnym prípadom je prvá perióda, obsahujúca len dva prvky). Skupina prvkov nemá jasnú definíciu; Formálne jej počet zodpovedá max. význam jeho základných prvkov, ale táto podmienka nie je v mnohých prípadoch splnená. Každá skupina je rozdelená na hlavné (a) a vedľajšie (b) podskupiny; každý z nich obsahuje prvky, ktoré sú chemicky podobné. Vy, ktoré sa vyznačujú rovnakou vonkajšou štruktúrou. elektronické mušle. Vo väčšine skupín prvky podskupín a a b vykazujú určitú chemickú látku. podobnosť, prem. vo vyššom.

Skupina VIII zaujíma osobitné miesto v štruktúre periodickej tabuľky. Na dlhú dobu dobe sa jej pripisovali iba prvky „triád“: Fe-Co-Ni a (Ru Rh Pd a Os-Ir-Pt) a všetky boli umiestnené na nezávislých pozíciách. nulová skupina; preto periodická tabuľka obsahovala 9 skupín. Po v 60. rokoch. boli prijaté spoj. Xe, Kr a Rn sa začali zaraďovať do podskupiny VIIIa a nulová skupina bola zrušená. Prvky triád tvorili podskupinu VIII6. Tento „štrukturálny dizajn“ skupiny VIII sa teraz objavuje takmer vo všetkých publikovaných výrazoch periodickej tabuľky.

Bude rozlišovať. Znakom prvého obdobia je, že obsahuje iba 2 prvky: H a He. kvôli svätým - jednotám. prvok, ktorý nemá jasné konkrétne miesto v periodickej tabuľke. Symbol H je umiestnený buď v podskupine la, alebo v podskupine VIIa, alebo v oboch súčasne, pričom symbol sa uzatvorí v zátvorkách v jednej z podskupín, alebo sa nakoniec zobrazuje ako oddelený. písma. Tieto spôsoby usporiadania H sú založené na skutočnosti, že má určité formálne podobnosti s oboma.

Ryža. 2. Dlhá forma periodickej. chemické systémy prvky (moderná verzia). Ryža. 3. Rebríková forma periodická. chemické systémy prvkov (H., 1921).

Druhá perióda (Li-Ne), obsahujúca 8 prvkov, začína Li (jednota, + 1); nasleduje Be(+2). Kovové znak B (+3) je slabo vyjadrený a ďalší znak C je typický (+4). Nasledujú N, O, F a Ne-nekovy, pričom iba N má najvyššie + 5 zodpovedajúce číslu skupiny; O a F patria medzi najaktívnejšie.

Tretia perióda (Na-Ar) zahŕňa aj 8 prvkov, charakter chemickej zmeny. sv, v ktorom je v mnohom podobný tomu, ktorý sa pozoruje v druhom období. Mg a Al sú však viac „kovové“ ako zodpovedajúce. Be a B. Zvyšné prvky sú Si, P, S, Cl a Ar nekovy; všetky vykazujú , rovné číslu skupiny, okrem Ar. T.arr., v druhej a tretej perióde, keď sa Z zvyšuje, pozoruje sa zoslabnutie kovovej a zvýšenie nekovovej. povaha prvkov.

Všetky prvky prvých troch období patria do podskupín a. Podľa moderných terminológie sa nazývajú prvky patriace do podskupín Ia a IIa. I-prvky (v tabuľke farieb sú ich symboly uvedené červenou), do podskupín IIIa-VIIIa-p-prvky (oranžové symboly).

Štvrtá perióda (K-Kr) obsahuje 18 prvkov. Po K a alkalických zemín. Ca (s-prvky) nasleduje séria 10 tzv. prechod (Sc-Zn) alebo d-prvky (symboly modrej farby), ktoré sú zaradené do podskupín b. Väčšina (všetci - ) vykazuje vyšší , rovný číslu skupiny, s výnimkou Fe-Co-Ni triády, kde Fe má za určitých podmienok +6 a Co a Ni sú maximálne trojmocné. Prvky od Ga po Kr patria do podskupín a (p-prvky) a charakter zmeny ich vlastností je v mnohom podobný zmene vlastností prvkov druhej a tretej periódy v zodpovedajúcich intervaloch hodnôt Z. Pre Kr boli získané viaceré. hlavne relatívne stabilné zlúčeniny s F.

Piata perióda (Rb-Xe) je konštruovaná podobne ako štvrtá; má tiež vložku 10 prechodových alebo d-prvkov (Y-Cd). Zvláštnosti zmien sily prvkov v období: 1) v triáde Ru-Rh-Pd vykazuje maximálne 4-8; 2) všetky prvky podskupín a, vrátane Xe, vykazujú vyššie hodnoty rovné číslu skupiny; 3) I má slabé kovové vlastnosti. St. T. príklade, vlastnosti prvkov štvrtej a piatej periódy sa so zvyšovaním Z menia zložitejšie ako vlastnosti prvkov v druhej a tretej perióde, čo je primárne spôsobené prítomnosťou prechodných d-prvkov.

Šiesta perióda (Cs-Rn) obsahuje 32 prvkov. Okrem desiatich d-prvkov (La, Hf-Hg) obsahuje rodinu 14 f-prvkov (čierne symboly, od Ce po Lu)-lantanoidov. V chémii sú si veľmi podobné. Svätý pre vás (najlepšie na +3), a preto nemôže. umiestnené podľa rôznych systémové skupiny. V skrátenej forme periodickej tabuľky sú všetky lantanoidy zahrnuté do podskupiny IIIa (La) a ich súhrn je dešifrovaný pod tabuľkou. Táto technika nie je bez nevýhod, pretože 14 prvkov sa zdá byť mimo systému. V dlhých a rebríkových formách periodického systému sa špecifickosť odráža vo všeobecnom pozadí jeho štruktúry. DR. znaky prvkov obdobia: 1) v triáde Os Ir Pt iba Os vykazuje max. +8; 2) At má výraznejší kovový efekt v porovnaní s I. charakter; 3) Rn max. je reaktívny, ale jeho silná chémia sťažuje štúdium. St.

Siedma perióda, podobne ako šiesta, by mala obsahovať 32 prvkov, no ešte nie je dokončená. Prvky Fr a Ra. podskupiny la a IIa, Ac je analógom prvkov podskupiny III6. Podľa aktinidovej koncepcie G. Seaborga (1944) po Ac prichádza rodina 14 f prvkov (Z = 90 103). V skrátenej forme periodickej tabuľky sú tieto zahrnuté v Ac a podobne sa píšu ako odd. riadok pod tabuľkou. Táto technika predpokladá prítomnosť určitej chemikálie. podobnosti medzi prvkami dvoch f-rodín. Podrobná štúdia však ukázala, že vykazujú oveľa širší rozsah, vrátane +7 (Np, Pu, Am). Ťažké sa navyše vyznačujú stabilizáciou nižších (+ 2 alebo aj +1 pre Md).

Chemické hodnotenie povaha Ku (Z = 104) a Ns (Z = 105), syntetizovaných v množstve jednotlivých, veľmi krátkotrvajúcich prvkov, nám umožnila dospieť k záveru, že tieto prvky sú analógmi resp. Hf a Ta, t.j. d-prvky, a mali by byť umiestnené v podskupinách IV6 a V6. Chem. prvky so Z = 106 109 sa neuskutočnili, ale možno predpokladať, že patria do siedmeho obdobia. Počítačové výpočty naznačujú, že prvky so Z = 113 118 patria k p-prvkom (podskupina IIIa VIIIa).

Teória periodickej tabuľky bol preem. vytvoril H. (1913 21) na základe ním navrhnutého kvantového modelu. Berúc do úvahy špecifiká zmien vlastností prvkov v periodickom systéme a informácie o nich, vyvinul schému na konštrukciu elektronických konfigurácií pri zvyšovaní Z, čím sa stala základom pre vysvetlenie fenoménu periodicity a štruktúry periodického systému. . Táto schéma je založená na určitej postupnosti plnenia škrupín (nazývaných aj vrstvy, úrovne) a pod škrupín (škrupiny, podúrovne) v súlade s nárastom Z. Podobné elektronické konfigurácie ext. elektrónové obaly sa periodicky opakujú, čo určuje periodicitu. chemická zmena živly sv. Toto je to, čo ch. spôsobiť fyzické charakter fenoménu periodicity. Elektronické škrupiny, s výnimkou tých, ktoré zodpovedajú hodnotám 1 a 2 hlavného kvantového čísla l, sa až do úplného dokončenia nezapĺňajú postupne a monotónne (čísla v sekvenčných škrupinách sú: 2, 8, 18, 32, 50,...); ich konštrukcia je periodicky prerušovaná objavením sa agregátov (tvoriacich určité podškrupiny), ktoré zodpovedajú veľkým hodnotám n. zvláštnosť „elektronického“ výkladu štruktúry periodickej tabuľky.

Schéma vytvárania elektronických konfigurácií, ktorá je základom teórie periodického systému, teda odráža určitú postupnosť vzhľadu, keď Z rastie agregáty (podškrupiny), charakterizované určitými hodnotami hlavných a orbitálnych (l) kvantových čísel. . Táto schéma v všeobecný pohľad je napísaný vo forme tabuľky. (Pozri nižšie).

Vertikálne čiary oddeľujú čiastkové škrupiny, ktoré sú vyplnené do prvkov, ktoré tvoria sekvenciu. periódy periodického systému (čísla periód sú označené číslami v hornej časti); Podškrupiny, ktoré dotvárajú tvorbu mušlí s danou položkou, sú zvýraznené tučným písmom.

Čísla v shelloch a subshelloch sú definované na . Vo vzťahu k , ako časticiam s polovičným celým číslom, postuluje, že v žiadnom prípade. dve s rovnakými hodnotami všetkých kvantových čísel. Kapacity škrupín a podplášťov sú rovnaké. 2n2 a 2(21 + 1). Tento princíp nedefinuje.

	Obdobie	1	2	3	4	5	6	7
	Elektronická konfigurácia	1 s	2s 2р	3s 3p	4s 3d 4p	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p	7s 5f 6d 7p
	n	l	22	33	434	545	6456	7567
	l	0	01	01	021	021	0321	0321
		2	26	26	2106	2106	214106	214106
	Počet prvkov v období	2	8	8	18	18	32	32

avšak postupnosť vytvárania elektronických konfigurácií ako sa Z zvyšuje Z vyššie uvedeného diagramu sú kapacity nájdené v sérii. obdobia: 2, 8, 18, 32, 32, ....

Každá perióda začína prvkom, v ktorom sa prvýkrát objaví s danou hodnotou n pri l = 0 (ns 1 -prvky), a končí prvkom, v ktorom je vyplnená podškrupina s rovnakým n a l = 1 (np 6 -elements You); výnimkou je prvá perióda (len prvky 1s). Všetky s- a p-prvky patria do podskupín a. Podskupiny b zahŕňajú prvky, v ktorých sú dokončené škrupiny, ktoré predtým zostali nedokončené (hodnoty h sú menšie ako číslo periódy, l = 2 a 3). Prvé tri periódy zahŕňajú prvky iba podskupín a, t. j. s- a p-prvky.

Vlastná schéma konštrukcie elektronických konfigurácií je popísaná tzv. (n + l)-pravidlo sformulované (1951) V. M. Klechkovským. Konštrukcia elektronických konfigurácií prebieha v súlade s postupným zvyšovaním súčtu (n + /). Navyše v rámci každého takéhoto súčtu sa najprv vyplnia podškrupiny s väčším l a menším n, potom menším l a väčším n.

Počnúc šiestou periódou sa konštrukcia elektronických konfigurácií v skutočnosti stáva zložitejšou, čo sa prejavuje porušením jasných hraníc medzi postupne vyplnenými podplášťami. Napríklad elektrón 4f sa neobjavuje v La so Z = 57, ale v nasledujúcom Ce (Z = 58); sekvenčné konštrukcia podplášťa 4f je v Gd prerušená (Z = 64, prítomnosť 5d elektrónu). Takéto „rozmazanie periodicity“ jednoznačne ovplyvňuje siedmu periódu pre Z > 89, čo sa odráža vo vlastnostiach prvkov.

Reálna schéma nebola pôvodne odvodená z k.-l. prísna teoretická reprezentácií. Bol založený na známej chem. sväté prvky a informácie o ich spektrách. Platné fyzické skutočná schéma získala svoje opodstatnenie aplikáciou metód na popis štruktúry. V kvantovej mechanike. výklad teórie štruktúry, koncept elektronických obalov a podplášťov s prísnym prístupom stratil svoj pôvodný význam; pojem atómový je teraz široko používaný. Napriek tomu rozvinutý princíp fyzik interpretácia fenoménu periodicity nestratila svoj význam a na prvé priblíženie vysvetľuje teoretickú teóriu pomerne komplexne. základy periodickej tabuľky. V každom prípade publikované formy periodickej tabuľky odrážajú myšlienku povahy distribúcie medzi škrupinami a pod škrupinami.

Štruktúra a chemické vlastnosti prvkov. Hlavné vlastnosti chémie. správanie prvkov je určené povahou konfigurácií vonkajších (jedného alebo dvoch) elektrónových obalov. Tieto znaky sú odlišné pre prvky podskupín a (prvky s a p), podskupiny b (prvky d), rodiny f ( a ).

Špeciálne miesto zaujímajú 1s prvky prvej periódy (H a He). kvôli prítomnosti iba v jednom je veľký rozdielSt. Výnimočná je konfigurácia He (1s 2), ktorá určuje jeho chemikáliu zotrvačnosť. Keďže prvky podskupín a sú vyplnené ext. elektrónových obalov (pričom n sa rovná číslu periódy), vlastnosti prvkov sa výrazne menia, keď sa Z v zodpovedajúcich periódach zvyšuje, čo sa prejavuje zoslabovaním kovových a spevňovaním nekovových. St. Všetky okrem H a He sú p-prvky. Zároveň sa v každej podskupine a, ako sa Z zvyšuje, pozoruje zvýšenie metalicity. St. Tieto vzorce sa vysvetľujú oslabením vonkajšej väzbovej energie. s jadrom pri prechode z obdobia na obdobie.

Význam periodickej tabuľky. Tento systém zohral a stále zohráva obrovskú úlohu pri rozvoji pluralizmu. prírodná veda disciplín. Stala sa dôležitým článkom na atómovom móle. učenia, prispeli k formulácii modern. pojem „chemický prvok“ a objasnenie predstáv o jednoduchých látkach a zlúčeninách. vplyv na rozvoj teórie štruktúry a vznik konceptu izotopie. Prísne vedecké je spojené s periodickým systémom. formulácia prognostického problému v tomsa prejavila tak v predpovedi existencie neznámych prvkov a ich vlastností, ako aj nových chemických vlastností. správanie už otvorených prvkov. Periodická tabuľka je najdôležitejším základom inorg. ; slúži napríklad na úlohy syntéza látok s vopred určenými vlastnosťami, vytváranie nových materiálov, najmä polovodičových materiálov, výber konkrétnych materiálov. pre dif. chem. procesy. Periodický systém – vedecký. všeobecná a neorganizačná výučbová základňa , ako aj niektoré odvetvia atómovej fyziky.

Lit.: Mendelejev D.I., Periodický zákon. Základné články, M., 1958; Kedrov B. M.. Tri aspekty atomizmu, časť 3. Mendelejevov zákon, M., 1969; Trifonov D N., Ku kvantitatívnej interpretácii periodicity, M., 1971; Trifonov D. N., Krivomazov A. N., Lisnevsky Yu I., Doktrína periodicity a doktrína. Zmiešaná chronológia významné udalosti. M., 1974; Karapetyami MX. Drakii S.I., Stroenie, M., 1978; Doktrína periodicity. História a modernosť. So. články. M.. 1981. Korolkov D.V., Základy, M., 1982; Melnikov V.P., Dmitriev I.S. Ďalšie typy periodicity v periodickom systéme D.I. Mendelejeva, M. 1988. D.N Trifonov.

Vlastnosti chemických prvkov umožňujú ich zlučovanie do vhodných skupín. Na tomto princípe bol vytvorený periodický systém, ktorý zmenil predstavu o existujúcich látkach a umožnil predpokladať existenciu nových, predtým neznámych prvkov.

V kontakte s

Mendelejevova periodická tabuľka

Periodickú tabuľku chemických prvkov zostavil D.I. Mendelejev v druhej polovici 19. storočia. Čo to je a na čo to je? Zjednocuje všetky chemické prvky v poradí podľa rastúcej atómovej hmotnosti a všetky sú usporiadané tak, že sa ich vlastnosti periodicky menia.

Mendelejevov periodický systém spojil do jedného systému všetky existujúce prvky, predtým považované za jednoducho samostatné látky.

Na základe jeho štúdie boli predpovedané a následne syntetizované nové. chemických látok. Význam tohto objavu pre vedu nemožno preceňovať, výrazne predbehla dobu a dala impulz rozvoju chémie na dlhé desaťročia.

Existujú tri najbežnejšie možnosti stola, ktoré sa bežne nazývajú „krátke“, „dlhé“ a „extra dlhé“ ». Hlavný stôl sa považuje za dlhý stôl oficiálne schválený. Rozdiel medzi nimi je usporiadanie prvkov a dĺžka periód.

Čo je to obdobie

Systém obsahuje 7 období. Sú prezentované graficky ako horizontálne čiary. V tomto prípade môže mať bodka jeden alebo dva riadky, ktoré sa nazývajú riadky. Každý nasledujúci prvok sa od predchádzajúceho líši zvýšením jadrového náboja (počet elektrónov) o jeden.

Aby to nebolo jednoduché, bodka je vodorovný riadok periodickej tabuľky. Každý z nich začína kovom a končí inertným plynom. V skutočnosti to vytvára periodicitu - vlastnosti prvkov sa menia v rámci jednej periódy a opakujú sa znova v ďalšej. Prvá, druhá a tretia perióda sú neúplné, nazývajú sa malé a obsahujú 2, 8 a 8 prvkov. Zvyšok je kompletný, každý má 18 prvkov.

Čo je to skupina

Skupina je zvislý stĺpec, obsahujúci prvky s rovnakou elektronickou štruktúrou alebo jednoduchšie s rovnakou vyššou hodnotou. Oficiálne schválená dlhá tabuľka obsahuje 18 skupín, ktoré začínajú alkalickými kovmi a končia vzácnymi plynmi.

Každá skupina má svoj vlastný názov, čo uľahčuje vyhľadávanie alebo klasifikáciu prvkov. Kovové vlastnosti sú vylepšené, bez ohľadu na prvok, zhora nadol. Je to spôsobené nárastom počtu atómových dráh – čím ich je viac, tým sú elektrónové väzby slabšie, vďaka čomu je kryštálová mriežka výraznejšia.

Kovy v periodickej tabuľke

Kovy v tabuľke Mendelejev má prevládajúci počet, ich zoznam je pomerne rozsiahly. Sú charakteristické spoločné znaky, podľa svojich vlastností sú heterogénne a delia sa do skupín. Niektoré z nich majú len málo spoločného s kovmi vo fyzickom zmysle, zatiaľ čo iné môžu existovať len zlomok sekundy a v prírode (aspoň na planéte) sa vôbec nenachádzajú, pretože boli vytvorené, alebo skôr vypočítané a potvrdené v laboratórnych podmienkach, umelo. Každá skupina má svoje vlastné charakteristiky, názov sa dosť výrazne líši od ostatných. Tento rozdiel je obzvlášť výrazný v prvej skupine.

Postavenie kovov

Aké je postavenie kovov v periodickej tabuľke? Prvky sú usporiadané podľa rastúcej atómovej hmotnosti alebo počtu elektrónov a protónov. Ich vlastnosti sa pravidelne menia, takže v tabuľke nie je žiadne presné umiestnenie na báze jedna k jednej. Ako určiť kovy a je možné to urobiť pomocou periodickej tabuľky? Na zjednodušenie otázky bola vynájdená špeciálna technika: podmienečne je na križovatkách prvkov nakreslená diagonálna čiara z Boru do Polonia (alebo do Astatusu). Tie vľavo sú kovy, tie vpravo sú nekovy. To by bolo veľmi jednoduché a cool, ale existujú výnimky – Germánium a Antimón.

Táto „metodológia“ je akýmsi podvodným hárkom, ktorý bol vynájdený len na zjednodušenie procesu zapamätania. Pre presnejšiu reprezentáciu by sa malo pamätať na to zoznam nekovov obsahuje iba 22 prvkov, odpovedzme teda na otázku, koľko kovov je obsiahnutých v periodickej tabuľke?

Na obrázku je jasne vidieť, ktoré prvky sú nekovy a ako sú v tabuľke zoradené podľa skupín a období.

Všeobecné fyzikálne vlastnosti

Existujú bežné fyzikálne vlastnosti kovy Tie obsahujú:

• Plastové.
• Charakteristický lesk.
• Elektrická vodivosť.
• Vysoká tepelná vodivosť.
• Všetky okrem ortuti sú v pevnom stave.

Malo by byť zrejmé, že vlastnosti kovov sa značne líšia, pokiaľ ide o ich chemickú alebo fyzikálnu podstatu. Niektoré z nich sa len málo podobajú na kovy v bežnom zmysle tohto pojmu. Napríklad ortuť zaujíma osobitné postavenie. Je na mieste normálnych podmienkach je v tekutom stave a nemá kryštálovú mriežku, ktorej prítomnosť je zodpovedná za iné kovy za ich vlastnosti. Vlastnosti ortuti sú v tomto prípade podmienené;

Zaujímavé! Prvky prvej skupiny, alkalické kovy, v čistej forme sa nevyskytujú, keď sa nachádzajú v rôznych zlúčeninách.

Do tejto skupiny patrí najjemnejší kov v prírode, cézium. Rovnako ako iné alkalické látky má len málo spoločného s typickejšími kovmi. Niektoré zdroje tvrdia, že v skutočnosti je najjemnejším kovom draslík, čo je ťažké spochybniť alebo potvrdiť, pretože ani jeden, ani druhý prvok neexistuje sám o sebe - keď sa uvoľní v dôsledku chemickej reakcie, rýchlo oxidujú alebo reagujú.

Druhá skupina kovov - kovy alkalických zemín - sú oveľa bližšie k hlavným skupinám. Názov „alkalická zemina“ pochádza z dávnych čias, keď sa oxidy nazývali „zeminy“, pretože mali sypkú, drobivú štruktúru. Kovy od skupiny 3 majú viac-menej známe (v každodennom zmysle) vlastnosti. So zvyšujúcim sa počtom skupín sa množstvo kovov znižuje

Grafickým znázornením periodického zákona je periodická tabuľka (tabuľka). Vodorovné riadky systému sa nazývajú bodky a zvislé stĺpce sa nazývajú skupiny.

V systéme (tabuľke) je celkovo 7 období a číslo periódy sa rovná číslu elektronické vrstvy v atóme prvku číslo vonkajšej (valenčnej) energetickej hladiny, hodnotu hlavného kvantového čísla pre najvyššiu energetickú hladinu. Každá perióda (okrem prvej) začína s-prvkom - aktívnym alkalickým kovom a končí inertným plynom, ktorému predchádza p-prvok - aktívny nekov (halogén). Ak sa pohybujete cez obdobie zľava doprava, potom so zvýšením náboja jadier atómov chemických prvkov malých období sa počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni zvýši, v dôsledku čoho sa vlastnosti prvky sa menia - od typicky kovových (keďže na začiatku obdobia je aktívny alkalický kov), cez amfotérne (prvok vykazuje vlastnosti kovov aj nekovov) až po nekovové (aktívnym nekovom je halogén na konci obdobia), t.j. kovové vlastnosti postupne slabnú a nekovové vlastnosti sa zvyšujú.

Vo veľkých periódach, keď sa zvyšuje náboj jadier, je plnenie elektrónov ťažšie, čo vysvetľuje zložitejšiu zmenu vlastností prvkov v porovnaní s prvkami malých periód. Teda v párnych radoch dlhých periód, keď sa náboj jadra zvyšuje, počet elektrónov na vonkajšej energetickej hladine zostáva konštantný a rovný 2 alebo 1. Preto, zatiaľ čo hladina vedľa vonkajšej (druhá zvonku) je naplnená elektrónmi, vlastnosti prvkov v párnych radoch sa menia pomaly. Pri prechode do nepárnych sérií sa so zvyšujúcim sa jadrovým nábojom zvyšuje počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine (z 1 na 8), vlastnosti prvkov sa menia rovnako ako v malých periódach.

DEFINÍCIA

Vertikálne stĺpce v periodickej tabuľke sú skupiny prvkov s podobnou elektrónovou štruktúrou, ktoré sú chemickými analógmi. Skupiny sú označené rímskymi číslicami od I do VIII. Existujú hlavné (A) a sekundárne (B) podskupiny, z ktorých prvá obsahuje s- a p-prvky, druhá - d-prvky.

Číslo A podskupiny ukazuje počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine (počet valenčných elektrónov). Pre prvky B-podskupiny neexistuje priama súvislosť medzi číslom skupiny a počtom elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine. V podskupinách A sa kovové vlastnosti prvkov zvyšujú a nekovové vlastnosti sa znižujú so zvyšujúcim sa nábojom jadra atómu prvku.

Existuje vzťah medzi pozíciou prvkov v periodickej tabuľke a štruktúrou ich atómov:

- atómy všetkých prvkov rovnakého obdobia majú rovnaký počet energetických hladín, čiastočne alebo úplne naplnené elektrónmi;

- atómy všetkých prvkov podskupín A majú rovnaký počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni.

Plán na charakterizáciu chemického prvku na základe jeho polohy v periodickej tabuľke

Typicky sa chemický prvok charakterizuje na základe jeho polohy v periodickej tabuľke podľa nasledujúceho plánu:

- uveďte symbol chemického prvku, ako aj jeho názov;

— uveďte sériové číslo, číslo obdobia a skupinu (typ podskupiny), v ktorej sa prvok nachádza;

— uveďte jadrový náboj, hmotnostné číslo, počet elektrónov, protónov a neutrónov v atóme;

- zapíšte si elektronickú konfiguráciu a označte valenčné elektróny;

- načrtnúť elektrónové grafické vzorce pre valenčné elektróny v základnom a excitovanom (ak je to možné) stave;

- uveďte skupinu prvku, ako aj jeho typ (kovový alebo nekovový);

- porovnať vlastnosti jednoduchej látky s vlastnosťami jednoduchých látok tvorených prvkami susediacimi v podskupine;

- porovnať vlastnosti jednoduchej látky s vlastnosťami jednoduchých látok tvorených prvkami susediacimi v období;

- uveďte vzorce vyšších oxidov a hydroxidov s stručný popis ich vlastnosti;

— uveďte hodnoty minimálneho a maximálneho oxidačného stavu chemického prvku.

Charakteristika chemického prvku na príklade horčíka (Mg)

Uvažujme o charakteristikách chemického prvku na príklade horčíka (Mg) podľa plánu opísaného vyššie:

1. Mg – horčík.

2. Poradové číslo – 12. Prvok je v 3. perióde, v skupine II, A (hlavná) podskupina.

3. Z=12 (jadrový náboj), M=24 (hmotnostné číslo), e=12 (počet elektrónov), p=12 (počet protónov), n=24-12=12 (počet neutrónov).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – elektrónová konfigurácia, valenčné elektróny 3s 2.

5. Základný stav

Nadšený stav

6. s-prvok, kov.

7. Najvyšší oxid – MgO – má tieto vlastnosti:

MgO + H2S04 = MgS04 + H20

MgO + N205 = Mg(N03)2

Zásada Mg(OH) 2 zodpovedá hydroxidu horečnatému, ktorý má všetky typické vlastnosti zásad:

Mg(OH)2 + H2S04 = MgS04 + 2H20

8. Oxidačný stav „+2“.

9. Kovové vlastnosti horčíka sú výraznejšie ako vlastnosti berýlia, ale slabšie ako vlastnosti vápnika.

10. Kovové vlastnosti horčíka sú menej výrazné ako vlastnosti sodíka, ale silnejšie ako vlastnosti hliníka (susedné prvky 3. periódy).

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie

Opíšte chemický prvok síra na základe jeho polohy v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev

Riešenie

1. S – síra. 2. Poradové číslo – 16. Prvok je v 3. perióde, v skupine VI, A (hlavná) podskupina. 3. Z=16 (jadrový náboj), M=32 (hmotnostné číslo), e=16 (počet elektrónov), p=16 (počet protónov), n=32-16=16 (počet neutrónov). 4. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – elektrónová konfigurácia, valenčné elektróny 3s 2 3p 4. 5. Základný stav Nadšený stav 6. p-prvok, nekovový. 7. Vyšší oxid - SO 3 - vykazuje kyslé vlastnosti: S03 + Na20 = Na2S04 8. Hydroxid zodpovedajúci vyššiemu oxidu - H 2 SO 4, vykazuje kyslé vlastnosti: H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20 9. Minimálny oxidačný stav je „-2“, maximálny je „+6“ 10. Nekovové vlastnosti síry sú menej výrazné ako vlastnosti kyslíka, ale silnejšie ako vlastnosti selénu. 11. Nekovové vlastnosti síry sú výraznejšie ako u fosforu, ale slabšie ako u chlóru (susedné prvky v 3. perióde).

PRÍKLAD 2

Cvičenie

Opíšte chemický prvok sodík na základe jeho polohy v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev

Riešenie

1. Na – sodík. 2. Poradové číslo – 11. Prvok je v 3. perióde, v skupine I, A (hlavnej) podskupine. 3. Z=11 (jadrový náboj), M=23 (hmotnostné číslo), e=11 (počet elektrónov), p=11 (počet protónov), n=23-11=12 (počet neutrónov). 4. 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 – elektrónová konfigurácia, valenčné elektróny 3s 1. 5. Základný stav 6. s-prvok, kov. 7. Vyšší oxid – Na 2 O – vykazuje základné vlastnosti: Na20 + S03 = Na2S04 Ako hydroxid sodný zodpovedá zásada NaOH, ktorá má všetky typické vlastnosti zásad: 2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20 8. Oxidačný stav „+1“. 9. Kovové vlastnosti sodíka sú výraznejšie ako vlastnosti lítia, ale slabšie ako vlastnosti draslíka. 10. Kovové vlastnosti sodíka sú výraznejšie ako u horčíka (susedný prvok 3. periódy).