Su periodinės lentelės elementas. Periodinis D. I. Mendelejevo dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema. Elementų išdėstymo struktūra ir taisyklės

Atomo sudėtis.

Atomas sudarytas iš atomo branduolys Ir elektronų apvalkalas.

Atomo branduolys susideda iš protonų ( p+) ir neutronus ( n 0). Dauguma vandenilio atomų turi branduolį, sudarytą iš vieno protono.

Protonų skaičius N(p+) yra lygus branduoliniam krūviui ( Z) ir elemento eilės numerį natūralioje elementų serijoje (ir periodinėje elementų lentelėje).

N(p +) = Z

Neutronų suma N(n 0), žymimas tiesiog raide N, ir protonų skaičius Z paskambino masės skaičius ir yra pažymėtas raide A.

A = Z + N

Atomo elektronų apvalkalas susideda iš elektronų, judančių aplink branduolį ( e -).

Elektronų skaičius N(e-) neutralaus atomo elektronų apvalkale yra lygus protonų skaičiui Z jos esme.

Protono masė apytiksliai lygi neutrono masei ir 1840 kartų didesnė už elektrono masę, taigi atomo masė beveik lygi branduolio masei.

Atomo forma yra sferinė. Branduolio spindulys yra maždaug 100 000 kartų mažesnis už atomo spindulį.

Cheminis elementas- atomų tipas (atomų rinkinys), turintis tą patį branduolio krūvį (su tuo pačiu protonų skaičiumi branduolyje).

Izotopas- to paties elemento atomų rinkinys, turintis tą patį neutronų skaičių branduolyje (arba atomo tipas, kurio branduolyje yra tiek pat protonų ir tiek pat neutronų).

Skirtingi izotopai skiriasi vienas nuo kito neutronų skaičiumi savo atomų branduoliuose.

Atskiro atomo arba izotopo žymėjimas: (E yra elemento simbolis), pavyzdžiui: .

Atomo elektroninio apvalkalo sandara

Atominė orbita- elektrono būsena atome. Orbitos simbolis yra . Kiekviena orbita turi atitinkamą elektronų debesį.

Tikrų atomų orbitalės pagrindinėje (nesužadintos) būsenoje yra keturių tipų: s, p, d Ir f.

Elektroninis debesis- erdvės dalis, kurioje 90 (ar daugiau) procentų tikimybe galima rasti elektroną.

Pastaba: kartais sąvokos „atominė orbita“ ir „elektroninis debesis“ neskiriamos, abi vadinamos „atominėmis orbita“.

Atomo elektronų apvalkalas yra sluoksniuotas. Elektroninis sluoksnis susidarė tokio pat dydžio elektronų debesys. Susidaro vieno sluoksnio orbitos elektroninis („energijos“) lygis, jų energija yra tokia pati vandenilio atomui, bet kitokia kitų atomų.

To paties tipo orbitos sugrupuojamos į elektroninė (energetinė) polygiai:
s- polygis (sudarytas iš vieno s-orbitalės), simbolis - .
p- polygis (sudarytas iš trijų p
d- polygis (sudaro penkis d-orbitalės), simbolis - .
f- polygis (sudaro septyni f-orbitalės), simbolis - .

To paties polygio orbitų energijos yra vienodos.

Nurodant polygius, prie polygio simbolio pridedamas sluoksnio (elektroninio lygio) numeris, pvz.: 2 s, 3p, 5d reiškia s- antrojo lygio žemesnio lygio, p- trečiojo lygio polygis, d-penktojo lygio polygis.

Bendras polygių skaičius viename lygyje yra lygus lygio skaičiui n. Bendras orbitų skaičius viename lygyje yra lygus n 2. Atitinkamai bendras debesų skaičius viename sluoksnyje taip pat lygus n 2 .

Pavadinimai: - laisva orbita (be elektronų), - orbitalė su nesuporuotu elektronu, - orbitalė su elektronų pora (su dviem elektronais).

Eiliškumą, kuriuo elektronai užpildo atomo orbitales, lemia trys gamtos dėsniai (formuluotės pateiktos supaprastintai):

1. Mažiausios energijos principas – elektronai užpildo orbitales orbitalių energijos didėjimo tvarka.

2. Pauli principas – vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.

3. Hundo taisyklė – polygio viduje elektronai pirmiausia užpildo tuščias orbitales (po vieną), o tik po to sudaro elektronų poras.

Bendras elektronų skaičius elektroniniame lygmenyje (arba elektronų sluoksnyje) yra 2 n 2 .

Polygių pasiskirstymas pagal energiją išreiškiamas taip (energijos didėjimo tvarka):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Ši seka aiškiai išreikšta energijos diagrama:

Atomo elektronų pasiskirstymas lygiuose, polygiuose ir orbitose (elektroninė atomo konfigūracija) gali būti pavaizduota kaip elektronų formulė, energijos diagrama arba, paprasčiau tariant, kaip elektronų sluoksnių diagrama ("elektronų diagrama").

Atomų elektroninės struktūros pavyzdžiai:

Valentinių elektronų- atomo elektronai, galintys dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Bet kurio atomo atveju tai yra visi išoriniai elektronai ir tie prieš išoriniai elektronai, kurių energija yra didesnė nei išorinių. Pavyzdžiui: Ca atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, jie taip pat yra valentiniai; Fe atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, bet jis turi 3 d 6, todėl geležies atomas turi 8 valentinius elektronus. Kalcio atomo valentinė elektroninė formulė yra 4 s 2, o geležies atomai - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinė lentelė
(natūrali cheminių elementų sistema)

Periodinis cheminių elementų dėsnis(šiuolaikinė formuluotė): cheminių elementų, taip pat jų suformuotų paprastų ir sudėtingų medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolių krūvio vertės.

Periodinė lentelė- periodinio dėsnio grafinė išraiška.

Natūrali cheminių elementų serija- cheminių elementų serija, išdėstyta pagal didėjantį protonų skaičių jų atomų branduoliuose arba, kas yra tas pats, pagal didėjančius šių atomų branduolių krūvius. Šios serijos elemento atominis skaičius yra lygus protonų skaičiui bet kurio šio elemento atomo branduolyje.

Cheminių elementų lentelė sudaryta „supjaustant“ natūralią cheminių elementų seriją laikotarpiais(horizontalios lentelės eilutės) ir panašios elektroninės atomų struktūros elementų grupės (vertikalios lentelės stulpeliai).

Atsižvelgiant į tai, kaip sujungiate elementus į grupes, lentelė gali būti ilgas laikotarpis(elementai, turintys tą patį valentinių elektronų skaičių ir tipą, renkami į grupes) ir trumpas laikotarpis(elementai su vienodu valentinių elektronų skaičiumi surenkami į grupes).

Trumpo laikotarpio lentelių grupės suskirstytos į pogrupius ( pagrindinis Ir pusėje), sutampa su ilgojo laikotarpio lentelės grupėmis.

Visi to paties periodo elementų atomai turi vienodą elektronų sluoksnių skaičių, lygų periodo skaičiui.

Elementų skaičius laikotarpiais: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Dauguma aštuntojo laikotarpio elementų buvo gauti dirbtinai, paskutiniai šio laikotarpio elementai dar nėra susintetinti. Visi laikotarpiai, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminį metalą formuojančiu elementu (Li, Na, K ir kt.) ir baigiasi tauriąsias dujas formuojančiu elementu (He, Ne, Ar, Kr ir kt.).

Trumpojo laikotarpio lentelėje yra aštuonios grupės, kurių kiekviena suskirstyta į du pogrupius (pagrindinį ir antrinį), ilgojo laikotarpio lentelėje yra šešiolika grupių, kurios sunumeruotos romėniškais skaitmenimis raidėmis A arba B, pavyzdys: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ilgojo laikotarpio lentelės IA grupė atitinka pagrindinį trumpojo laikotarpio lentelės pirmosios grupės pogrupį; VIIB grupė – antrinis septintos grupės pogrupis: likusieji – panašiai.

Cheminių elementų savybės natūraliai kinta grupėmis ir periodais.

Laikotarpiais (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• išorinių elektronų skaičius didėja,
• atomų spindulys mažėja,
• didėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija),
• didėja elektronegatyvumas,
• sustiprėja paprastų medžiagų oksidacinės savybės ("nemetališkumas"),
• susilpnėja paprastų medžiagų redukcinės savybės ("metališkumas"),
• susilpnina pagrindines hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybes,
• padidėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas.

Grupėse (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• didėja atomų spindulys (tik A grupėse),
• mažėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija; tik A grupėse),
• elektronegatyvumas mažėja (tik A grupėse),
• susilpnėja paprastų medžiagų oksidacinės savybės ("nemetališkumas"; tik A grupėse),
• pagerinamos paprastų medžiagų redukuojančios savybės ("metališkumas"; tik A grupėse),
• padidėja pagrindinė hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybė (tik A grupėse),
• silpnina hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumą (tik A grupėse),
• mažėja vandenilio junginių stabilumas (didėja jų redukcinis aktyvumas; tik A grupėse).

Užduotys ir testai tema "9 tema. "Atomo sandara. D. I. Mendelejevo (PSHE) periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema.

• Periodinis įstatymas - Periodinis dėsnis ir atomų sandara 8–9 klasės
  Turite žinoti: orbitalių užpildymo elektronais dėsnius (mažiausios energijos principas, Paulio principas, Hundo taisyklė), periodinės elementų lentelės sandarą.

  Turite mokėti: nustatyti atomo sudėtį pagal elemento padėtį periodinėje lentelėje ir, atvirkščiai, rasti elementą periodinėje sistemoje, žinodami jo sudėtį; pavaizduoti struktūros schemą, atomo, jono elektroninę konfigūraciją ir, atvirkščiai, pagal diagramą ir elektroninę konfigūraciją nustatyti cheminio elemento padėtį PSCE; apibūdinti elementą ir jo sudaromas medžiagas pagal jo vietą PSCE; nustato atomų spindulio, cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybių pokyčius per vieną periodą ir vieną pagrindinį periodinės sistemos pogrupį.

  1 pavyzdys. Nustatykite orbitų skaičių trečiajame elektronų lygyje. Kas yra šios orbitos?
  Norėdami nustatyti orbitų skaičių, naudojame formulę N orbitalės = n 2 kur n- lygio numeris. N orbitalės = 3 2 = 9. Vienas 3 s-, trys 3 p- ir penki 3 d- orbitos.

  2 pavyzdys. Nustatykite, kurio elemento atomo elektroninė formulė 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Norėdami nustatyti, koks tai elementas, turite sužinoti jo atominį skaičių, kuris yra lygus bendram atomo elektronų skaičiui. Šiuo atveju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tai aliuminis.

  Įsitikinę, kad viską, ko reikia, išmokote, pereikite prie užduočių atlikimo. Linkime sėkmės.

  
  Rekomenduojama literatūra:
  • O. S. Gabrielyan ir kt. Chemija 11 kl. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 klasė M., Išsilavinimas, 2001 m.

Šioje pamokoje sužinosite apie Mendelejevo periodinį dėsnį, kuris apibūdina paprastų kūnų savybių kitimą, taip pat elementų junginių formas ir savybes, priklausomai nuo jų atominės masės dydžio. Apsvarstykite, kaip cheminį elementą galima apibūdinti pagal jo vietą periodinėje lentelėje.

Tema: Periodinė teisė irD. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinė lentelė

Pamoka: elemento aprašymas pagal padėtį D. I. Mendelejevo periodinėje elementų lentelėje

1869 m. D. I. Mendelejevas, remdamasis sukauptais duomenimis apie cheminius elementus, suformulavo savo periodinį įstatymą. Tada skambėjo taip: „Paprastų kūnų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo elementų atominės masės dydžio. Labai ilgą laiką fizinė D. I. Mendelejevo įstatymo prasmė buvo neaiški. Viskas atsidūrė po atomo struktūros atradimo XX amžiuje.

Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė:„Paprastų medžiagų savybės, taip pat elementų junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolio krūvio dydžio.

Atomo branduolio krūvis lygus protonų skaičiui branduolyje. Protonų skaičius yra subalansuotas pagal elektronų skaičių atome. Taigi atomas yra elektriškai neutralus.

Atomo branduolio krūvis periodinėje lentelėje tai yra elemento serijos numeris.

Laikotarpio numeris rodo energijos lygių skaičius, ant kurių sukasi elektronai.

Grupės numeris rodo valentinių elektronų skaičius. Pagrindinių pogrupių elementams valentinių elektronų skaičius yra lygus elektronų skaičiui išoriniame energijos lygyje. Būtent valentiniai elektronai yra atsakingi už elemento cheminių ryšių susidarymą.

8 grupės cheminiai elementai – inertinės dujos – išoriniame elektronų apvalkale turi 8 elektronus. Toks elektronų apvalkalas yra energetiškai palankus. Visi atomai stengiasi užpildyti savo išorinį elektronų apvalkalą iki 8 elektronų.

Kokios atomo charakteristikos periodinėje lentelėje keičiasi?

Kartojama išorinio elektroninio nivelyro struktūra.

Atomo spindulys periodiškai keičiasi. Grupėje spindulys didėja didėjant periodų skaičiui, didėjant energijos lygių skaičiui. Laikotarpiu iš kairės į dešinę atomo branduolys augs, bet trauka prie branduolio bus didesnė, taigi ir atomo spindulys mažėja.

Kiekvienas atomas siekia užbaigti paskutinį energijos lygį 1 grupės elementai turi 1 elektroną paskutiniame sluoksnyje. Todėl jiems lengviau jį atiduoti. O 7 grupės elementams lengviau pritraukti oktetui trūkstamą 1 elektroną. Grupėje gebėjimas atsisakyti elektronų padidės iš viršaus į apačią, nes didėja atomo spindulys ir mažėja trauka į branduolį. Laikotarpiu iš kairės į dešinę mažėja galimybė atsisakyti elektronų, nes mažėja atomo spindulys.

Kuo lengviau elementas atiduoda elektronus iš išorinio lygio, tuo didesnės jo metalinės savybės, o jo oksidai ir hidroksidai turi didesnes bazines savybes. Tai reiškia, kad metalinės savybės grupėse didėja iš viršaus į apačią, o periodais iš dešinės į kairę. Su nemetalinėmis savybėmis yra atvirkščiai.

Ryžiai. 1. Magnio padėtis lentelėje

Grupėje magnis yra šalia berilio ir kalcio. 1 pav. Magnis grupėje yra žemesnis už berilį, bet didesnis už kalcį. Magnis turi daugiau metalinių savybių nei berilis, bet mažiau nei kalcis. Keičiasi ir pagrindinės jo oksidų ir hidroksidų savybės. Šiuo laikotarpiu natris yra kairėje, o aliuminis - magnio dešinėje. Natris turės daugiau metalinių savybių nei magnis, o magnis turės daugiau metalinių savybių nei aliuminis. Taigi galite palyginti bet kurį elementą su jo kaimynais grupėje ir taške.

Rūgštinės ir nemetalinės savybės keičiasi priešingai nei pagrindinės ir metalinės savybės.

Chloro charakteristikos pagal jo vietą periodinėje D. I. Mendelejevo lentelėje.

Ryžiai. 4. Chloro padėtis lentelėje

. Atominis skaičius 17 rodo protonų17 ir elektronų17 skaičių atome. 4 pav. Atominė masė 35 padės apskaičiuoti neutronų skaičių (35-17 = 18). Chloras yra trečiajame periode, o tai reiškia, kad atomo energijos lygių skaičius yra 3. Jis yra 7-A grupėje ir priklauso p-elementams. Tai nemetalas. Chlorą lyginame su kaimynais grupėje ir taške. Nemetalinės chloro savybės yra didesnės nei sieros, bet mažesnės nei argono. Chloras turi mažiau metalinių savybių nei fluoras ir daugiau savybių nei bromas. Paskirstykime elektronus energijos lygiais ir parašykime elektronų formulę. Bendras elektronų pasiskirstymas atrodys taip. Žr. pav. 5

Ryžiai. 5. Chloro atomo elektronų pasiskirstymas pagal energijos lygius

Nustatykite aukščiausią ir žemiausią chloro oksidacijos būseną. Aukščiausia oksidacijos būsena yra +7, nes ji gali atiduoti 7 elektronus iš paskutinio elektronų sluoksnio. Žemiausia oksidacijos būsena yra -1, nes chlorui reikia 1 elektrono. Aukštesniojo oksido Cl 2 O 7 (rūgšties oksido), vandenilio junginio HCl formulė.

Duodamas ar įgydamas elektronus atomas įgyja įprastinis mokestis. Šis sąlyginis mokestis vadinamas .

- Paprasta medžiagų oksidacijos būsena yra lygi nulis.

Daiktai gali būti eksponuojami maksimalus oksidacijos būsena ir minimumas. Maksimalus Elementas parodo savo oksidacijos būseną, kai atiduoda visi jo valentiniai elektronai iš išorinio elektronų lygio. Jei valentinių elektronų skaičius yra lygus grupės skaičiui, tai maksimali oksidacijos būsena yra lygi grupės skaičiui.

Ryžiai. 2. Arseno padėtis lentelėje

Minimalus Elementas parodys oksidacijos būseną priims visus įmanomus elektronus elektronų sluoksniui užbaigti.

Panagrinėkime oksidacijos būsenų reikšmes naudodami elementą Nr. 33 kaip pavyzdį.

Tai arsenas As yra penktame pagrindiniame pogrupyje 2 pav. Jo galutiniame elektronų lygyje yra penki elektronai. Tai reiškia, kad jas atiduodant, jo oksidacijos būsena bus +5. Prieš užbaigiant elektronų sluoksnį, As atomui trūksta 3 elektronų. Juos pritraukus, jo oksidacijos būsena bus -3.

Metalų ir nemetalų elementų padėtis periodinėje lentelėje D.I. Mendelejevas.

Ryžiai. 3. Metalų ir nemetalų padėtis lentelėje

IN pusėje pogrupiai yra visi metalai . Jei elgiatės psichiškai įstrižainė nuo boro iki astatino , Tai aukštesnė šios įstrižainės pagrindiniuose pogrupiuose bus visi nemetalai , A žemiau ši įstrižainė yra viskas metalai . 3 pav.

1. Nr. 1-4 (b. l. 125) Rudzitis G.E. Neorganinė ir organinė chemija. 8 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms: pagrindinis lygis / G. E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. M.: Nušvitimas. 2011, 176 p.: iliustr.

2. Kokios atomo charakteristikos kinta su periodiškumu?

3. Apibūdinkite cheminį elementą deguonį pagal jo vietą D.I. Mendelejevo periodinėje lentelėje.

Periodinis cheminių elementų dėsnis(šiuolaikinė formuluotė): cheminių elementų, taip pat jų suformuotų paprastų ir sudėtingų medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolių krūvio vertės.

Periodinė lentelė - grafinė periodinio dėsnio išraiška.

Cheminis elementas - tai atomų rinkinys, turintis tą patį atomo branduolio krūvį Z i.

Izotopai - tai atomai su vienodu branduolio krūviu, bet su skirtingais masių skaičiais A r.

Atomo branduolio krūvis, lygus elemento N eilės numeriui periodinėje lentelėje, nuolat didėja, o cheminių elementų savybės, elementų junginių formos ir savybės periodiškai keičiasi.

Laikotarpis- horizontali cheminių elementų eilutė, išdėstyta didėjančio branduolio krūvio ir elektronų skaičiaus atome tvarka.

Grupė– vertikali cheminių elementų eilė, kurios atomai turi vienodą valentinių elektronų skaičių, bet skirtingą energijos lygių skaičių. Grupės numeriai nurodomi romėniškais skaitmenimis. Lentelėje yra 8 grupės.

Metalo savybių pokyčiai pagal grupes ir periodus

Elementų metalinės savybės grupėje iš viršaus į apačią yra sustiprintos, nes didėja energijos lygių skaičius, todėl didėja atomo spindulys, silpnėja paskutinio energijos lygio elektronų trauka, mažėja elektronegatyvumas, todėl didėja metalinės savybės.

Laikotarpiu nuo laikotarpio pradžios iki pabaigos metalinės savybės susilpnėja T.K. didėja elemento atomo branduolio krūvis, didėja paskutinio energijos lygio elektronų trauka, didėja elektronegatyvumas ir silpsta metalinės savybės.

Metalai yra periodinėje lentelėje, kairėje nuo laiptuotos įstrižainės linijos, kuri prasideda boru (B) ir baigiasi poloniu (Po) (išimtys yra germanis (Ge) ir stibis (Sb). Nesunku pastebėti, kad metalai užima dauguma periodinės metalų savybės: kietas (išskyrus gerus elektros ir šilumos laidininkus);

Nemetalai

Elementai, esantys B-Po žingsnio įstrižainės dešinėje, vadinami nemetalais. Nemetalų savybės yra visiškai priešingos metalų savybėms: prasti šilumos ir elektros laidininkai; trapus; nekalus; ne plastikas; paprastai priima elektronus.

Metaloidai

Tarp metalų ir nemetalų yra pusmetaliai (metaloidai). Jie pasižymi tiek metalų, tiek nemetalų savybėmis. Pusmetaliai savo pagrindinį pritaikymą pramonėje rado puslaidininkių gamyboje, be kurių neįsivaizduojama nei viena moderni mikroschema ar mikroprocesorius.

Devynioliktasis amžius žmonijos istorijoje yra šimtmetis, kai buvo reformuota daugybė mokslų, įskaitant chemiją. Kaip tik tuo metu atsirado Mendelejevo periodinė sistema, o kartu ir periodinis dėsnis. Būtent jis tapo šiuolaikinės chemijos pagrindu. Periodinė D.I. Mendelejevo sistema yra elementų sisteminimas, nustatantis cheminių ir fizinių savybių priklausomybę nuo medžiagos atomo struktūros ir krūvio.

Istorija

Periodinio laikotarpio pradžią padėjo XVII amžiaus trečiajame ketvirtyje parašyta knyga „Savybių koreliacija su elementų atominiu svoriu“. Jame buvo parodytos pagrindinės žinomų cheminių elementų sąvokos (tuo metu jų buvo tik 63). Be to, daugelio jų atominės masės buvo nustatytos neteisingai. Tai labai trukdė atrasti D. I. Mendelejevą.

Dmitrijus Ivanovičius pradėjo savo darbą lygindamas elementų savybes. Pirmiausia jis dirbo su chloru ir kaliu, o tik tada perėjo prie darbo su šarminiais metalais. Apsiginklavęs specialiomis kortomis, ant kurių buvo pavaizduoti cheminiai elementai, jis ne kartą bandė surinkti šią „mozaiką“: išdėliojo ją ant savo stalo, ieškodamas reikalingų derinių ir degtukų.

Po didelių pastangų Dmitrijus Ivanovičius pagaliau surado ieškomą modelį ir sudėliojo elementus periodinėmis eilėmis. Gavęs tuščias ląsteles tarp elementų, mokslininkas suprato, kad ne visi cheminiai elementai buvo žinomi rusų tyrėjams ir kad būtent jis turi suteikti šiam pasauliui chemijos srities žinias, kurių jo dar nebuvo suteikęs. pirmtakai.

Visi žino mitą, kad periodinė lentelė Mendelejevui pasirodė sapne, ir jis surinko elementus į vieną sistemą iš atminties. Tai, grubiai tariant, yra melas. Faktas yra tas, kad Dmitrijus Ivanovičius dirbo gana ilgai ir susikaupė savo darbui, ir tai jį labai išsekino. Dirbdamas su elementų sistema, Mendelejevas kartą užmigo. Pabudęs suprato, kad lentelės nebaigė ir verčiau toliau pildė tuščias kameras. Jo pažįstamas, tam tikras universiteto dėstytojas Inostrancevas, nusprendė, kad periodinę lentelę svajojo Mendelejevas, ir paskleidė šį gandą tarp savo mokinių. Taip atsirado ši hipotezė.

Šlovė

Mendelejevo cheminiai elementai yra periodinio dėsnio, kurį Dmitrijus Ivanovičius sukūrė dar XIX amžiaus trečiajame ketvirtyje (1869 m.), atspindys. Būtent 1869 m. Rusijos chemijos bendruomenės susirinkime buvo perskaitytas Mendelejevo pranešimas apie tam tikros struktūros sukūrimą. Ir tais pačiais metais buvo išleista knyga „Chemijos pagrindai“, kurioje pirmą kartą buvo paskelbta Mendelejevo periodinė cheminių elementų sistema. O knygoje „Natūrali elementų sistema ir jos panaudojimas neatrastų elementų savybėms nurodyti“ D. I. Mendelejevas pirmą kartą paminėjo „periodinio įstatymo“ sąvoką.

Elementų išdėstymo struktūra ir taisyklės

Pirmuosius žingsnius kurdamas periodinį įstatymą žengė Dmitrijus Ivanovičius dar 1869–1871 m., Tuo metu jis sunkiai dirbo, kad nustatytų šių elementų savybių priklausomybę nuo jų atomo masės. Šiuolaikinė versija susideda iš elementų, apibendrintų dvimatėje lentelėje.

Elemento padėtis lentelėje turi tam tikrą cheminę ir fizinę reikšmę. Pagal elemento vietą lentelėje galite sužinoti jo valentiškumą ir nustatyti kitas chemines charakteristikas. Dmitrijus Ivanovičius bandė užmegzti ryšį tarp elementų, tiek panašių, tiek skirtingų.

Tuo metu žinomą cheminių elementų klasifikaciją jis grindė valentiškumu ir atomine mase. Lygindamas santykines elementų savybes, Mendelejevas bandė rasti modelį, kuris visus žinomus cheminius elementus sujungtų į vieną sistemą. Jas išdėstydamas pagal didėjančias atomines mases, jis vis tiek pasiekė periodiškumą kiekvienoje iš eilių.

Tolesnis sistemos tobulinimas

1969 metais pasirodžiusi periodinė lentelė buvo ne kartą tikslinama. Praėjusio amžiaus ketvirtajame dešimtmetyje atsiradus tauriosioms dujoms, pavyko atskleisti naują elementų priklausomybę – ne nuo masės, o nuo atominio skaičiaus. Vėliau pavyko nustatyti protonų skaičių atomo branduoliuose ir paaiškėjo, kad jis sutampa su elemento atominiu numeriu. XX amžiaus mokslininkai tyrė elektroninę energiją. Paaiškėjo, kad ji taip pat turi įtakos periodiškumui. Tai labai pakeitė idėjas apie elementų savybes. Šis punktas atsispindėjo vėlesniuose Mendelejevo periodinės lentelės leidimuose. Kiekvienas naujas elementų savybių ir charakteristikų atradimas organiškai telpa į lentelę.

Mendelejevo periodinės sistemos charakteristikos

Periodinė lentelė yra padalinta į periodus (7 eilutės išdėstytos horizontaliai), kurios savo ruožtu skirstomos į didelius ir mažus. Laikotarpis prasideda šarminiu metalu ir baigiasi nemetalinių savybių turinčiu elementu.
Dmitrijaus Ivanovičiaus lentelė vertikaliai suskirstyta į grupes (8 stulpeliai). Kiekvienas iš jų periodinėje lentelėje susideda iš dviejų pogrupių, būtent pagrindinio ir antrinio. Po ilgų diskusijų, D.I.Mendelejevo ir jo kolegos U.Ramsay siūlymu, buvo nuspręsta įvesti vadinamąją nulinę grupę. Jį sudaro inertinės dujos (neonas, helis, argonas, radonas, ksenonas, kriptonas). 1911 metais mokslininkų F. Soddy buvo paprašyta periodinėje lentelėje sudėti neatskiriamus elementus, vadinamuosius izotopus – jiems buvo skirtos atskiros ląstelės.

Nepaisant periodinės sistemos teisingumo ir tikslumo, mokslo bendruomenė ilgą laiką nenorėjo pripažinti šio atradimo. Daugelis puikių mokslininkų išjuokė D.I. Mendelejevo darbus ir manė, kad neįmanoma numatyti dar neatrasto elemento savybių. Tačiau po to, kai buvo atrasti tariami cheminiai elementai (tai buvo, pavyzdžiui, skandis, galis ir germanis), Mendelejevo sistema ir jo periodinis dėsnis tapo chemijos mokslu.

Stalas šiais laikais

Mendelejevo periodinė elementų lentelė yra daugelio cheminių ir fizinių atradimų, susijusių su atominiu-molekuliniu mokslu, pagrindas. Šiuolaikinė elemento samprata susiformavo būtent didžiojo mokslininko dėka. Mendelejevo periodinės sistemos atsiradimas iš esmės pakeitė idėjas apie įvairius junginius ir paprastas medžiagas. Mokslininkų sukurta periodinė lentelė turėjo didžiulę įtaką chemijos ir visų su ja susijusių mokslų raidai.

Gamtoje yra daug pasikartojančių sekų:

• sezonai;
• paros laikai;
• savaitės dienomis...

XIX amžiaus viduryje D.I. Mendelejevas pastebėjo, kad cheminės elementų savybės taip pat turi tam tikrą seką (sakoma, kad ši idėja jam kilo sapne). Nuostabių mokslininko svajonių rezultatas buvo periodinė cheminių elementų lentelė, kurioje D.I. Mendelejevas sudėliojo cheminius elementus atominės masės didėjimo tvarka. Šiuolaikinėje lentelėje cheminiai elementai yra išdėstyti didėjimo tvarka pagal elemento atominį skaičių (protonų skaičių atomo branduolyje).

Atominis skaičius rodomas virš cheminio elemento simbolio, po simboliu – jo atominė masė (protonų ir neutronų suma). Atkreipkite dėmesį, kad kai kurių elementų atominė masė nėra sveikas skaičius! Prisiminkite izotopus! Atominė masė yra visų gamtoje natūraliomis sąlygomis aptinkamų elemento izotopų svertinis vidurkis.

Po lentele yra lantanidai ir aktinidai.

Metalai, nemetalai, metaloidai

Periodinėje lentelėje yra kairėje nuo laiptuotos įstrižinės linijos, kuri prasideda boru (B) ir baigiasi poloniu (Po) (išimtys yra germanis (Ge) ir stibis (Sb). Nesunku pastebėti, kad metalai užima daugiausiai Periodinės lentelės pagrindinės savybės: kietas (išskyrus gerus elektros ir šilumos laidininkus);

Elementai, esantys dešinėje nuo B-Po laiptuotos įstrižainės, vadinami nemetalai. Nemetalų savybės yra visiškai priešingos metalų savybėms: prasti šilumos ir elektros laidininkai; trapus; nekalus; ne plastikas; paprastai priima elektronus.

Metaloidai

Tarp metalų ir nemetalų yra pusmetaliai(metaloidai). Jie pasižymi tiek metalų, tiek nemetalų savybėmis. Pusmetaliai savo pagrindinį pritaikymą pramonėje rado puslaidininkių gamyboje, be kurių neįsivaizduojama nei viena moderni mikroschema ar mikroprocesorius.

Laikotarpiai ir grupės

Kaip minėta pirmiau, periodinė lentelė susideda iš septynių laikotarpių. Kiekvienu periodu elementų atominis skaičius didėja iš kairės į dešinę.

Elementų savybės periodais kinta nuosekliai: todėl natris (Na) ir magnis (Mg), esantys trečiojo periodo pradžioje, atsisako elektronų (Na atiduoda vieną elektroną: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg suteikia aukštyn du elektronai: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Tačiau chloras (Cl), esantis laikotarpio pabaigoje, užima vieną elementą: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Grupėse, atvirkščiai, visi elementai turi tas pačias savybes. Pavyzdžiui, IA(1) grupėje visi elementai nuo ličio (Li) iki francio (Fr) dovanoja vieną elektroną. Ir visi VIIA(17) grupės elementai užima vieną elementą.

Kai kurios grupės yra tokios svarbios, kad gavo specialius pavadinimus. Šios grupės aptariamos toliau.

IA grupė (1). Šios grupės elementų atomai išoriniame elektronų sluoksnyje turi tik vieną elektroną, todėl lengvai atsisako vieno elektrono.

Svarbiausi šarminiai metalai yra natris (Na) ir kalis (K), nes jie atlieka svarbų vaidmenį žmogaus gyvenime ir yra druskų dalis.

Elektroninės konfigūracijos:

• 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 grupė (2). Šios grupės elementų atomai savo išoriniame elektronų sluoksnyje turi du elektronus, kurių taip pat atsisako vykstant cheminėms reakcijoms. Svarbiausias elementas yra kalcis (Ca) – kaulų ir dantų pagrindas.

Elektroninės konfigūracijos:

• Būk- 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 grupė (17). Šios grupės elementų atomai dažniausiai gauna po vieną elektroną, nes Išoriniame elektroniniame sluoksnyje yra penki elementai, o „pilname rinkinyje“ trūksta vieno elektrono.

Labiausiai žinomi šios grupės elementai: chloras (Cl) – yra druskos ir baliklio dalis; Jodas (I) yra elementas, kuris vaidina svarbų vaidmenį žmogaus skydliaukės veikloje.

Elektroninė konfigūracija:

• 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 3d 10 4p 5

VIII grupė(18).Šios grupės elementų atomai turi visiškai „užbaigtą“ išorinį elektronų sluoksnį. Todėl jiems „nereikia“ priimti elektronų. Ir jie "nenori" jų atiduoti. Taigi šios grupės elementai labai „nenori“ įsitraukti į chemines reakcijas. Ilgą laiką buvo manoma, kad jie visai nereaguoja (iš čia ir kilo pavadinimas „inertiškas“, t.y. „neaktyvus“). Tačiau chemikas Neilas Bartlettas atrado, kad kai kurios iš šių dujų tam tikromis sąlygomis vis tiek gali reaguoti su kitais elementais.

Elektroninės konfigūracijos:

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

Valentiniai elementai grupėse

Nesunku pastebėti, kad kiekvienoje grupėje elementai yra panašūs vienas į kitą savo valentiniais elektronais (s ir p orbitalių elektronai, esantys išoriniame energijos lygyje).

Šarminiai metalai turi 1 valentinį elektroną:

• 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

Šarminių žemių metalai turi 2 valentinius elektronus:

• Būk- 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

Halogenai turi 7 valentinius elektronus:

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

Inertinės dujos turi 8 valentinius elektronus:

• 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 3d 10 4p 6

Daugiau informacijos rasite straipsnyje Valencija ir cheminių elementų atomų elektroninių konfigūracijų lentelė pagal laikotarpį.

Dabar atkreipkime dėmesį į elementus, išdėstytus grupėse su simboliais IN. Jie yra periodinės lentelės centre ir vadinami pereinamieji metalai.

Išskirtinis šių elementų bruožas yra elektronų, kurie užpildo atomuose, buvimas d-orbitalės:

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

Yra atskirai nuo pagrindinio stalo lantanidai Ir aktinidai– tai vadinamieji vidiniai pereinamieji metalai. Šių elementų atomuose užpildo elektronai f-orbitalės:

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