Periodisk lov D.I. Mendeleev og det periodiske system kjemiske elementer Det har veldig viktig i utviklingen av kjemi. La oss stupe tilbake til 1871, da kjemiprofessor D.I. Mendeleev, gjennom en rekke forsøk og feil, kom til den konklusjonen at «... elementenes egenskaper, og derfor egenskapene til de enkle og komplekse kropper, stå med jevne mellomrom avhengig av deres atomvekt». Periodisiteten til endringer i elementenes egenskaper oppstår på grunn av den periodiske repetisjonen av den elektroniske konfigurasjonen av det ytre elektronlaget med en økning i ladningen til kjernen.
Moderne formulering av den periodiske lov er dette:
"egenskapene til kjemiske elementer (dvs. egenskapene og formen til forbindelsene de danner) er periodisk avhengig av ladningen til kjernen til atomene til de kjemiske elementene."
Mens han underviste i kjemi, forsto Mendeleev denne memoreringen individuelle eiendommer hvert element forårsaker vanskeligheter for elevene. Han begynte å lete etter måter å skape på systemmetoden for å gjøre det lettere å huske elementegenskaper. Resultatet ble naturlig bord , senere ble det kjent som periodisk.
Vår moderne bord veldig lik Mendeleevs. La oss se nærmere på det.
Mendeleev bord
Mendeleevs periodiske system består av 8 grupper og 7 perioder.
De vertikale kolonnene i en tabell kalles grupper . Grunnstoffene i hver gruppe har lignende kjemiske og fysiske egenskaper. Dette forklares av det faktum at elementer i samme gruppe har lignende elektroniske konfigurasjoner av det ytre laget, hvor antall elektroner er lik gruppenummeret. I dette tilfellet er gruppen delt inn i hoved- og sekundære undergrupper.
I Hovedundergrupper inkluderer elementer hvis valenselektroner er lokalisert på de ytre ns- og np-undernivåene. I Sideundergrupper inkluderer elementer hvis valenselektroner er lokalisert på det ytre ns-undernivået og det indre (n - 1) d-undernivået (eller (n - 2) f-undernivået).
Alle elementer i periodiske tabell , avhengig av hvilket undernivå (s-, p-, d- eller f-) valenselektroner klassifiseres i: s-elementer (elementer i hovedundergruppene til gruppe I og II), p-elementer (elementer i hovedundergruppene III - VII-grupper), d-elementer (elementer i sideundergrupper), f-elementer (lantanider, aktinider).
Den høyeste valensen til et grunnstoff (med unntak av O, F, elementer fra kobberundergruppen og gruppe åtte) er lik tallet på gruppen det finnes i.
For elementer i hoved- og sekundærundergruppene er formlene for høyere oksider (og deres hydrater) de samme. I hovedundergruppene er sammensetningen av hydrogenforbindelser den samme for grunnstoffene i denne gruppen. Faste hydrider danner elementer i hovedundergruppene av gruppene I - III, og gruppene IV - VII danner gassformige hydrogenforbindelser. Hydrogenforbindelser av type EN 4 er mer nøytrale forbindelser, EN 3 er baser, H 2 E og NE er syrer.
De horisontale radene i en tabell kalles perioder. Elementene i periodene skiller seg fra hverandre, men det de har til felles er at siste elektroner er på samme energinivå ( hovedkvantenummern- det samme ).
Den første perioden skiller seg fra de andre ved at det bare er 2 grunnstoffer: hydrogen H og helium He.
I den andre perioden er det 8 elementer (Li - Ne). Litium Li, et alkalimetall, begynner perioden, og edelgassen neon Ne lukker den.
I den tredje perioden, akkurat som i den andre, er det 8 grunnstoffer (Na - Ar). Perioden begynner med alkalimetallet natrium Na, og edelgassen argon Ar lukker det.
Den fjerde perioden inneholder 18 elementer (K - Kr) - Mendeleev utpekte den som den første lang periode. Den begynner også med alkalimetallet Kalium og slutter med inertgassen krypton Kr. Sammensetningen av store perioder inkluderer overgangselementer (Sc - Zn) - d- elementer.
I den femte perioden, i likhet med den fjerde, er det 18 elementer (Rb - Xe) og strukturen er lik den fjerde. Det begynner også med alkalimetallet rubidium Rb, og slutter med den inerte gassen xenon Xe. Sammensetningen av store perioder inkluderer overgangselementer (Y - Cd) - d- elementer.
Den sjette perioden består av 32 elementer (Cs - Rn). Bortsett fra 10 d-elementer (La, Hf - Hg) den inneholder en rad med 14 f-elementer (lanthanider) - Ce - Lu
Den syvende perioden er ikke over. Den begynner med Franc Fr, det kan antas at den vil inneholde, som den sjette perioden, 32 elementer som allerede er funnet (opp til elementet med Z = 118).
Interaktivt periodisk system
Hvis du ser på periodiske tabell og tegn en tenkt linje som starter ved bor og slutter mellom polonium og astatin, så vil alle metaller være til venstre for linjen, og ikke-metaller til høyre. Elementer rett ved siden av denne linjen vil ha egenskapene til både metaller og ikke-metaller. De kalles metalloider eller halvmetaller. Disse er bor, silisium, germanium, arsen, antimon, tellur og polonium.
Periodisk lov
Mendeleev ga følgende formulering av den periodiske loven: "egenskaper enkle kropper, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, og derfor egenskapene til de enkle og komplekse legemer de danner, er periodisk avhengig av deres atomvekt.»
Det er fire hovedperiodiske mønstre:
Oktettregel sier at alle grunnstoffer har en tendens til å få eller miste et elektron for å ha åtte-elektronkonfigurasjonen til nærmeste edelgass. Fordi ytre s- og p-orbitaler edle gasser helt fylt, er de de mest stabile elementene.
Ioniseringsenergi er mengden energi som kreves for å fjerne et elektron fra et atom. I følge oktettregelen, når man beveger seg over det periodiske systemet fra venstre til høyre, kreves det mer energi for å fjerne et elektron. Derfor har elementene på venstre side av bordet en tendens til å miste et elektron, og de på høyre side- kjøpe det. Det meste høy energi ionisering av inerte gasser. Ioniseringsenergien avtar når du beveger deg nedover i gruppen, pga elektroner har lav energinivåer har evnen til å frastøte elektroner fra høyere energinivåer. Dette fenomenet kalles skjermende effekt. På grunn av denne effekten er de ytre elektronene mindre tett bundet til kjernen. I løpet av perioden øker ioniseringsenergien jevnt fra venstre til høyre.
Elektron affinitet– Endringen i energi når et atom av et stoff i gassform får et ekstra elektron. Når man beveger seg nedover i gruppen, blir elektronaffiniteten mindre negativ på grunn av screeningseffekten.
Elektronegativitet- et mål på hvor sterkt det har en tendens til å tiltrekke seg elektroner fra et annet atom knyttet til det. Elektronegativiteten øker ved innflytting periodiske tabell fra venstre til høyre og fra bunn til topp. Det må huskes at edelgasser ikke har elektronegativitet. Dermed er det mest elektronegative elementet fluor.
Basert på disse konseptene, la oss vurdere hvordan egenskapene til atomer og deres forbindelser endres periodiske tabell.
Så i en periodisk avhengighet er det slike egenskaper til atomet som er assosiert med dets elektronisk konfigurasjon: atomradius, ioniseringsenergi, elektronegativitet.
La oss vurdere endringen i egenskapene til atomer og deres forbindelser avhengig av deres posisjon i periodisk system for kjemiske elementer.
Atomets ikke-metallisitet øker når du beveger deg i det periodiske systemet venstre til høyre og bunn til topp. På grunn av dette de grunnleggende egenskapene til oksidene reduseres, og sure egenskaper øker i samme rekkefølge - når du beveger deg fra venstre til høyre og fra bunn til topp. I dette tilfellet er de sure egenskapene til oksider sterkere mer grad oksidasjon av dets bestanddeler
Etter periode fra venstre til høyre grunnleggende egenskaper hydroksyder svekkes; i hovedundergruppene, fra topp til bunn, øker styrken til fundamentene. Videre, hvis et metall kan danne flere hydroksyder, så med en økning i oksidasjonstilstanden til metallet, grunnleggende egenskaper hydroksyder svekkes.
Etter periode fra venstre til høyre styrken til oksygenholdige syrer øker. Når man beveger seg fra topp til bunn innenfor én gruppe, reduseres styrken til oksygenholdige syrer. I dette tilfellet øker styrken til syren med økende oksidasjonstilstand til det syredannende elementet.
Etter periode fra venstre til høyre styrken øker oksygenfrie syrer. Når man beveger seg fra topp til bunn innenfor én gruppe, øker styrken til oksygenfrie syrer.
Kategorier ,I denne leksjonen vil du lære om Mendeleevs periodiske lov, som beskriver endringen i egenskapene til enkle legemer, samt formene og egenskapene til sammensetninger av elementer avhengig av størrelsen på deres atommasser. Tenk på hvordan et kjemisk grunnstoff kan beskrives ved sin plassering i det periodiske system.
Emne: Periodisk lov ogPeriodisk system for kjemiske elementer av D. I. Mendeleev
Leksjon: Beskrivelse av et grunnstoff etter posisjon i D. I. Mendeleevs periodiske system for grunnstoffer
I 1869 formulerte D.I. Mendeleev, basert på data akkumulert om kjemiske elementer, sin periodiske lov. Da hørtes det slik ut: "Egenskapene til enkle kropper, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, er periodisk avhengig av størrelsen på atommassene til elementene." I svært lang tid var den fysiske betydningen av D.I. Mendeleevs lov uklar. Alt falt på plass etter oppdagelsen av atomets struktur på 1900-tallet.
Moderne formulering periodisk lov: "Egenskapene til enkle stoffer, så vel som formene og egenskapene til sammensetninger av elementer, er periodisk avhengig av størrelsen på ladningen til atomkjernen."
Ladning av kjernen til et atom lik tallet protoner i kjernen. Antall protoner balanseres av antall elektroner i et atom. Dermed er atomet elektrisk nøytralt.
Ladning av kjernen til et atom i det periodiske systemet er det elementets serienummer.
Periodenummer viser antall energinivåer, som elektronene roterer på.
Gruppenummer viser antall valenselektroner. For elementer i hovedundergruppene er antallet valenselektroner lik antallet elektroner i det ytre energinivået. Det er valenselektronene som er ansvarlige for dannelsen kjemiske bindinger element.
Kjemiske grunnstoffer i gruppe 8 - inerte gasser - har 8 elektroner i sitt ytre elektronskall. Et slikt elektronskall er energisk gunstig. Alle atomer streber etter å fylle sitt ytre elektronskall med opptil 8 elektroner.
Hvilke egenskaper ved et atom endres med jevne mellomrom i det periodiske systemet?
Strukturen til det eksterne elektroniske nivået gjentas.
Radiusen til et atom endres med jevne mellomrom. I gruppe radius øker med økende periodetall, ettersom antall energinivåer øker. I perioden fra venstre til høyre atomkjernen vil vokse, men tiltrekningen til kjernen vil være større og derfor radiusen til atomet avtar.
Hvert atom streber etter å fullføre det siste energinivået Elementer i gruppe 1 har 1 elektron i det siste laget. Derfor er det lettere for dem å gi det bort. Og det er lettere for elementer i gruppe 7 å tiltrekke 1 elektron som mangler til oktetten. I en gruppe vil evnen til å gi fra seg elektroner øke fra topp til bunn, ettersom atomets radius øker og tiltrekningen til kjernen avtar. I en periode fra venstre til høyre reduseres evnen til å gi fra seg elektroner fordi radiusen til atomet avtar.
Jo lettere et grunnstoff gir fra seg elektroner fra det ytre nivået, jo større er dets metalliske egenskaper, og dets oksider og hydroksyder har større grunnleggende egenskaper. Dette betyr at metalliske egenskaper i grupper øker fra topp til bunn, og i perioder fra høyre til venstre. Med ikke-metalliske egenskaper er det motsatte.
Ris. 1. Plassering av magnesium i tabellen
I gruppen er magnesium ved siden av beryllium og kalsium. Figur 1. Magnesium rangerer lavere enn beryllium, men høyere enn kalsium i gruppen. Magnesium har flere metalliske egenskaper enn beryllium, men mindre enn kalsium. De grunnleggende egenskapene til dets oksider og hydroksyder endres også. I perioden er natrium til venstre, og aluminium er til høyre for magnesium. Natrium vil vise flere metalliske egenskaper enn magnesium, og magnesium vil vise mer metalliske egenskaper enn aluminium. Dermed kan du sammenligne et hvilket som helst element med naboene i gruppen og perioden.
Sure og ikke-metalliske egenskaper endres i motsetning til de grunnleggende og metalliske egenskapene.
Kjennetegn på klor etter sin plassering i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev.
Ris. 4. Klorposisjon i tabellen
. Atomnummeret 17 viser antall protoner17 og elektroner17 i et atom. Fig.4. Atommasse 35 vil hjelpe til med å beregne antall nøytroner (35-17 = 18). Klor er i den tredje perioden, som betyr at antall energinivåer i et atom er 3. Det er i 7-A-gruppen og tilhører p-elementene. Dette er et ikke-metall. Vi sammenligner klor med naboene i gruppen og perioden. De ikke-metalliske egenskapene til klor er større enn for svovel, men mindre enn for argon. Klor har mindre metalliske egenskaper enn fluor og mer enn brom. La oss fordele elektroner mellom energinivåer og skrive elektronisk formel. Den totale fordelingen av elektroner vil se slik ut. Se fig. 5
|
|
Ris. 5. Fordeling av elektroner i kloratomet over energinivåer
Bestem den høyeste og laveste oksidasjonstilstanden til klor. Høyeste grad oksidasjon er +7, siden den kan gi fra seg 7 elektroner fra det siste elektronlaget. Den laveste oksidasjonstilstanden er -1 fordi klor trenger 1 elektron for å fullføre. Formel høyere oksid Cl2O7 ( surt oksid), hydrogenforbindelse HCl.
I prosessen med å donere eller få elektroner, får et atom konvensjonell ladning. Denne betingede avgiften kalles .
- Enkel stoffer har en oksidasjonstilstand lik null.
Gjenstander kan vises maksimum oksidasjonstilstand og minimum. Maksimum Et grunnstoff viser sin oksidasjonstilstand når gir bort alle dens valenselektroner fra det ytre elektronnivået. Hvis antallet valenselektroner er lik gruppetallet, da maksimal grad oksidasjon er lik gruppetallet.
Ris. 2. Plassering av arsen i tabellen
Minimum Et grunnstoff vil vise en oksidasjonstilstand når det vil godta alle mulige elektroner for å fullføre elektronlaget.
La oss vurdere verdiene for oksidasjonstilstander ved å bruke element nr. 33 som eksempel.
Dette er arsen As. Det er i den femte hovedundergruppen. Fig. 2. På den siste elektronisk nivå den har fem elektroner. Dette betyr at når han gir dem bort, vil han ha en oksidasjonstilstand på +5. As-atomet mangler 3 elektroner før det fullfører elektronlaget. Ved å tiltrekke dem vil den ha en oksidasjonstilstand på -3.
Plasseringen av elementene av metaller og ikke-metaller i det periodiske systemet D.I. Mendeleev.
Ris. 3. Plassering av metaller og ikke-metaller i tabellen
I side undergrupper er alle metaller . Hvis du oppfører deg mentalt diagonal fra bor til astatin , Det høyere av denne diagonalen i hovedundergruppene vil det være alle ikke-metaller , A under denne diagonalen er alt metaller . Fig.3.
1. nr. 1-4 (s. 125) Rudzitis G.E. Uorganisk og organisk kjemi. 8. klasse: lærebok for utdanningsinstitusjoner: et grunnleggende nivå av/ G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Opplysning. 2011, 176 s.: ill.
2. Hvilke egenskaper ved et atom endres med periodisitet?
3. Karakteriser det kjemiske elementet oksygen i henhold til dets posisjon i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev.
Det nittende århundre i menneskehetens historie er et århundre der mange vitenskaper ble reformert, inkludert kjemi. Det var på dette tidspunktet Mendeleevs periodiske system dukket opp, og med det den periodiske loven. Det var han som ble grunnlaget moderne kjemi. Det periodiske systemet til D. I. Mendeleev er en systematisering av grunnstoffer som fastslår avhengigheten av kjemiske og fysiske egenskaper på strukturen og ladningen til atomet til stoffet.
Historie
Begynnelsen av den periodiske perioden ble lagt av boken "The Correlation of Properties with the Atomic Weight of Elements," skrevet i tredje kvartal av 1600-tallet. Den viste de grunnleggende konseptene til de kjente kjemiske elementene (på den tiden var det bare 63 av dem). I tillegg ble atommassene til mange av dem bestemt feil. Dette forstyrret i stor grad oppdagelsen av D.I. Mendeleev.
Dmitry Ivanovich begynte sitt arbeid med å sammenligne egenskapene til elementer. Først og fremst jobbet han med klor og kalium, og først deretter gikk han over til å jobbe med alkalimetaller. Bevæpnet med spesielle kort der kjemiske elementer ble avbildet, prøvde han gjentatte ganger å sette sammen denne "mosaikken": la den ut på bordet på jakt etter de nødvendige kombinasjonene og kampene.
Etter mye innsats fant Dmitry Ivanovich endelig mønsteret han lette etter og arrangerte elementene i periodiske serier. Etter å ha mottatt tomme celler mellom elementene, innså forskeren at ikke alle kjemiske elementer var kjent for russiske forskere, og at det var han som måtte gi denne verden kunnskapen innen kjemi som ennå ikke var gitt av hans forgjengere.
Alle kjenner myten om at det periodiske systemet dukket opp for Mendeleev i en drøm, og han samlet elementene fra minnet. enhetlig system. Dette er grovt sett en løgn. Faktum er at Dmitry Ivanovich jobbet ganske lenge og konsentrerte seg om arbeidet sitt, og det utmattet ham veldig. Mens han jobbet med systemet av elementer, sovnet Mendeleev en gang. Da han våknet, skjønte han at han ikke var ferdig med bordet og fortsatte heller å fylle ut de tomme cellene. Hans bekjente, en viss Inostrantsev, en universitetslærer, bestemte at det periodiske systemet hadde blitt drømt om av Mendeleev og spredte dette ryktet blant studentene hans. Slik oppsto denne hypotesen.
Berømmelse
Mendeleevs kjemiske elementer er en refleksjon av den periodiske loven skapt av Dmitrij Ivanovich tilbake i tredje kvartal av 1800-tallet (1869). Det var i 1869 at Mendeleevs melding om opprettelsen av en bestemt struktur ble lest opp på et møte i det russiske kjemiske samfunnet. Og samme år ble boken "Fundamentals of Chemistry" utgitt, der Mendeleevs periodiske system av kjemiske elementer ble publisert for første gang. Og i boken " Naturlig system elementer og deres bruk for å indikere kvalitetene til uoppdagede elementer" D.I. Mendeleev nevnte først konseptet "periodisk lov".
Struktur og regler for plassering av elementer
De første trinnene i å lage den periodiske loven ble tatt av Dmitry Ivanovich tilbake i 1869-1871, på den tiden jobbet han hardt for å fastslå avhengigheten av egenskapene til disse elementene på massen til atomet deres. Moderne versjon representerer elementer oppsummert i en todimensjonal tabell.
Plasseringen av et element i tabellen har en viss kjemisk og fysisk betydning. Ved plasseringen av et element i tabellen kan du finne ut hva dets valens er og bestemme andre kjemiske egenskaper. Dmitry Ivanovich prøvde å etablere en forbindelse mellom elementer, både like i egenskaper og forskjellige.
Han baserte klassifiseringen av kjemiske grunnstoffer kjent på den tiden på valens og atommasse. Ved å sammenligne de relative egenskapene til grunnstoffer, prøvde Mendeleev å finne et mønster som ville forene alle kjente kjemiske grunnstoffer til ett system. Ved å ordne dem basert på økende atommasser oppnådde han likevel periodisitet i hver av radene.
Videreutvikling av systemet
Det periodiske systemet, som dukket opp i 1969, har blitt foredlet mer enn én gang. Med ankomsten av edelgasser på 1930-tallet var det mulig å avsløre en ny avhengighet av grunnstoffer - ikke av masse, men av atomnummer. Senere var det mulig å fastslå antall protoner i atomkjerner, og det viste seg at det sammenfaller med ordenstallet til elementet. Forskere fra det 20. århundre studerte elektronisk energi, og det viste seg at det også påvirker periodisiteten. Dette endret i stor grad ideer om egenskapene til elementer. Dette poenget ble reflektert i senere utgaver periodiske tabell Mendeleev. Hver ny oppdagelse av elementenes egenskaper og egenskaper passer organisk inn i tabellen.
Kjennetegn ved Mendeleevs periodiske system
Det periodiske systemet er delt inn i perioder (7 rader arrangert horisontalt), som igjen er delt inn i store og små. Perioden begynner med et alkalimetall og slutter med et grunnstoff med ikke-metalliske egenskaper.
Dmitry Ivanovichs bord er vertikalt delt inn i grupper (8 kolonner). Hver av dem i det periodiske systemet består av to undergrupper, nemlig de viktigste og sekundære. Etter mye debatt, etter forslag fra D.I. Mendeleev og hans kollega U. Ramsay, ble det besluttet å innføre den såkalte nullgruppen. Det inkluderer inerte gasser (neon, helium, argon, radon, xenon, krypton). I 1911 ble forskerne F. Soddy bedt om å plassere utskillelige elementer, de såkalte isotoper, i det periodiske systemet - separate celler ble tildelt dem.
Til tross for riktigheten og nøyaktigheten til det periodiske systemet, vitenskapelige samfunn Jeg ville ikke innrømme det på lenge denne oppdagelsen. Mange store forskere latterliggjorde arbeidet til D.I. Mendeleev og mente at det var umulig å forutsi egenskapene til et element som ennå ikke var oppdaget. Men etter at de antatte kjemiske grunnstoffene ble oppdaget (og disse var for eksempel scandium, gallium og germanium), ble Mendeleev-systemet og hans periodiske lov vitenskapen om kjemi.
Tabell i moderne tid
Mendeleevs periodiske system av grunnstoffer er grunnlaget for de fleste kjemiske og fysiske oppdagelser Relatert til atom-molekylær vitenskap. Moderne konsept element ble dannet nettopp takket være den store vitenskapsmannen. Fremkomsten av Mendeleevs periodiske system introduserte grunnleggende endringer i ideer om ulike forbindelser og enkle stoffer. Opprettelsen av det periodiske systemet av forskere hadde en enorm innvirkning på utviklingen av kjemi og alle vitenskaper relatert til den.
Mange forskere har gjort forsøk på å systematisere kjemiske elementer. Men først i 1869 klarte D.I. Mendeleev å lage en klassifisering av elementer som etablerte forbindelsen og avhengigheten kjemiske substanser og ladning til atomkjernen.
Historie
Den moderne formuleringen av den periodiske loven er som følger: egenskapene til kjemiske elementer, så vel som formene og egenskapene til forbindelser av elementer, er periodisk avhengig av ladningen til kjernen til elementets atomer.
Da loven ble oppdaget, var 63 kjemiske grunnstoffer kjent. Imidlertid ble atommassene til mange av disse grunnstoffene bestemt feil.
D.I. Mendeleev selv formulerte i 1869 sin lov som en periodisk avhengighet av kvantiteten atomskalaer elementer, siden vitenskapen på 1800-tallet ennå ikke hadde informasjon om strukturen til atomet. Imidlertid tillot forskerens geniale fremsyn å forstå dypere enn alle hans samtidige mønstrene som bestemmer periodisiteten til egenskapene til elementer og stoffer. Han tok ikke bare hensyn til økningen atommasse, men også allerede kjente egenskaper stoffer og grunnstoffer og, med utgangspunkt i ideen om periodisitet, var i stand til nøyaktig å forutsi eksistensen og egenskapene til elementer og stoffer som var ukjent for vitenskapen på den tiden, korrigere atommassene til en rekke grunnstoffer, ordne elementene riktig i systemet, forlater tomme seter og gjøre endringer.
Ris. 1. D. I. Mendeleev.
Det er en myte om at Mendeleev drømte om det periodiske systemet. Dette er imidlertid bare vakker historie, som ikke er et bevist faktum.
Strukturen til det periodiske systemet
Det periodiske systemet for kjemiske elementer av D.I. Mendeleev er en grafisk refleksjon av hans egen lov. Elementer er ordnet i en tabell i henhold til deres spesifikke kjemiske og fysisk mening. Ved plasseringen av et element kan du bestemme dets valens, antall elektroner og mange andre funksjoner. Tabellen er delt inn horisontalt i store og små perioder, og vertikalt i grupper.
Ris. 2. Periodesystemet.
Det er 7 perioder som begynner med et alkalimetall og slutter med stoffer som har ikke-metalliske egenskaper. Gruppene på sin side, som består av 8 kolonner, er delt inn i hoved- og sekundære undergrupper.
Videreutvikling av vitenskapen har vist at den periodiske repetisjonen av elementenes egenskaper ved visse intervaller, spesielt tydelig manifestert i 2. og 3. små periode, er forklart av repetisjonen elektronisk struktur ytre energinivåer, hvor valenselektroner befinner seg, på grunn av hvilke kjemiske bindinger og nye stoffer dannes i reaksjoner. Derfor er det i hver vertikale kolonnegruppe elementer med repetisjon karakteristiske trekk. Dette er tydelig manifestert i grupper som inneholder familier av svært aktive alkalimetaller (gruppe I, hovedundergruppe) og ikke-metallhalogener ( VII gruppe, hovedundergruppe). Fra venstre til høyre over perioden øker antallet elektroner fra 1 til 8, mens de metalliske egenskapene til grunnstoffene avtar. Dermed manifesteres metalliske egenskaper sterkere, jo færre elektroner det er på ytre nivå.
Ris. 3. Små og store perioder i det periodiske systemet.
Atomegenskaper som ioniseringsenergi, elektronaffinitetsenergi og elektronegativitet kommer også tilbake med jevne mellomrom. Disse mengdene er assosiert med evnen til et atom til å gi fra seg et elektron fra et eksternt nivå (ionisering) eller til å beholde andres elektron på dets ytre nivå (elektronaffinitet). Totale vurderinger mottatt: 117.
Den grafiske representasjonen av den periodiske loven er Periodiske tabell kjemiske elementer. Mer enn 700 former for det periodiske systemet er kjent. Offisiell etter vedtak Internasjonal union chemists er dens halvlange versjon.
Hvert kjemisk element i tabellen er tildelt en celle, der symbolet og navnet på elementet, serienummer og relativ atommasse er angitt.
Den stiplede linjen angir grensen mellom metaller og ikke-metaller.
Sekvensen for arrangement av elementer faller ikke alltid sammen med økningen i atommasse. Det er noen få unntak fra regelen. Dermed er den relative atommassen til argon mindre enn atommassen til kalium, og den til tellur er mindre enn den til jod.
Hvert element har sitt eget ordinær (atomisk) Antall , ligger i en viss periode og en bestemt gruppe.
En periode er en horisontal serie av kjemiske elementer som begynner alkalimetall(eller hydrogen) og slutter med en inert (edel) gass.
I bordet syv perioder. Hver inneholder et visst antall elementer:
\(1\)th periode - \(2\) element,
\(2\)th periode - \(8\) elementer,
\(3\)-te punktum - \(8\) elementer,
\(4\)-te punktum - \(18\) elementer,
\(5\). periode - \(18\) elementer,
\(6\). periode - \(32\) element (\(18 + 14\)),
\(7\)-te punktum - \(32\) element (\(18 + 14\)).
De tre første periodene kalles liten perioder, resten - stor . I både små og store perioder skjer det en gradvis svekkelse av metall eiendommer og armering av ikke-metallisk , bare over lange perioder skjer det jevnere.
Elementer med serienummer \(58\)–\(71\) (lantanider ) og \(90\)–\(103\) ( aktinider ) er fjernet fra bordet og plassert under det. Dette er elementer i gruppe IIIB. Lantanider tilhører sjette periode, og aktinider - til syvende .
Den åttende perioden vil vises i det periodiske systemet når nye grunnstoffer oppdages.
En gruppe er en vertikal kolonne av kjemiske elementer som har lignende egenskaper.
Det er \(18\) grupper i det periodiske systemet, nummerert med arabiske tall. Ofte bruker de romertall med tillegg av bokstavene \(A\) eller \(B\). I dette tilfellet er gruppene \(8\).
Grupper \(A\) begynne med elementer fra små perioder, inkluderer også elementer fra store perioder; inneholder både metaller og ikke-metaller. I kortversjon periodiske tabell Dette hovedundergrupper .
Grupper \(B\) inneholder elementer av lange perioder, og disse er kun metaller. I den korte versjonen av det periodiske systemet er det sekundære undergrupper .
Antall elementer i grupper:
IA, VIIIA - \(7\) elementer hver;
IIA - VIIA - \(6\) elementer;
IIIB - \(32\) element (\(4 + 14\) lantanider \(+ 14\) aktinider);
VIIIB - \(12\) elementer;
IB, IIB, IVB - VIIB - \(4\) elementer hver.
Den kvantitative sammensetningen av gruppene vil endres etter hvert som nye elementer legges til i tabellen.
Det romerske gruppenummeret vises vanligvis høyere valens i oksider. Men for noen elementer gjelder ikke denne regelen. Så, fluor kan ikke være heptavalent, men oksygen - seksverdig. Ikke vis en valens lik gruppenummeret, helium , neon Og argon - disse grunnstoffene danner ikke forbindelser med oksygen. Kobber er toverdig, og gull - trivalent, selv om disse er elementer i den første gruppen.