Системи хімічних елементів діменделєєва. Періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва. Структура та правила розміщення елементів

Графічним зображенням періодичного закону є Періодична система (таблиця). Горизонтальні ряди системи називають періодами, а вертикальні стовпці – групами.

Усього в системі (таблиці) 7 періодів, причому номер періоду дорівнює числу електронних шарів в атомі елемента, номер зовнішнього (валентного) енергетичного рівня, значенням головного квантового числа для вищого енергетичного рівня. Кожен період (крім першого) починається s-елементом – активним лужним металом і закінчується інертним газом, перед яким стоїть p-елемент – активний неметал (галоген). Якщо просуватися за періодом зліва направо, то зі зростанням заряду ядер атомів хімічних елементівМінімальних періодів зростатиме кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні, внаслідок чого властивості елементів змінюються – від типово металевих (т.к. на початку періоду стоїть активний лужний метал), через амфотерні (елемент виявляє властивості і металів та неметалів) до неметалічних (активний неметал) - Галог наприкінці періоду), тобто. металеві властивостіпоступово слабшають і посилюються неметалеві.

У великих періодах зі зростанням заряду ядер заповнення електронів відбувається складніше, що пояснює складнішу зміну властивостей елементів проти елементами малих періодів. Так, у парних рядах великих періодів із зростанням заряду ядра число електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається постійним і рівним 2 або 1. Тому, поки йде заповнення електронами наступного за зовнішнім (другим зовні) рівня, властивості елементів у парних рядах змінюються повільно. При переході до непарних рядів, зі зростанням величини заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому енергетичному рівні (від 1 до 8), властивості елементів змінюються так само, як у малих періодах.

ВИЗНАЧЕННЯ

Вертикальні стовпці в Періодичній системі – групи елементів зі схожою електронною будовою та хімічними аналогами. Групи позначають римськими цифрами від І до VIII. Виділяють головні (А) та побічні (B) підгрупи, перші з яких містять s- та p-елементи, другі – d – елементи.

Номер А підгрупи показує кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (кількість валентних електронів). Для елементів В-підгруп немає прямого зв'язку між номером групи та числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні. У А-підгрупах металеві властивості елементів посилюються, а неметалеві зменшуються зі зростанням заряду ядра атома елемента.

Між становищем елементів у Періодичній системі та будовою їх атомів існує взаємозв'язок:

- атоми всіх елементів одного періоду мають рівне число енергетичних рівнів, частково або повністю заповнені електронами;

— атоми всіх елементів А підгруп мають рівну кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

План характеристики хімічного елемента виходячи з його становища в Періодичної системі

Зазвичай характеристику хімічного елемента виходячи з його становища в Періодичної системі дають за таким планом:

- Вказують символ хімічного елемента, а також його назву;

- вказують порядковий номер, номер періоду та групи (тип підгрупи), в яких знаходиться елемент;

- Вказують заряд ядра, масове число, число електронів, протонів і нейтронів в атомі;

- Записують електронну конфігурацію і вказують валентні електрони;

- Замальовують електронно-графічні формули для валентних електронів в основному і збудженому (якщо воно можливе) станах;

- Вказують сімейство елемента, а також його тип (метал або неметал);

- Порівнюють властивості простої речовиниіз властивостями простих речовин, утворених сусідніми за підгрупою елементами;

- Порівнюють властивостей простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми по періоду елементами;

— вказують формули вищих оксидів та гідроксидів з коротким описомїх властивостей;

— вказують значення мінімального та максимального ступенів окиснення хімічного елемента.

Характеристика хімічного елемента з прикладу магнію (Mg)

Розглянемо характеристику хімічного елемента на прикладі магнію (Mg) згідно з планом, описаним вище:

1. Mg – магній.

2. Порядковий номер – 12. Елемент знаходиться у 3 періоді, у ІІ групі, А (головній) підгрупі.

3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (масове число), e=12 (число електронів), p=12 (число протонів), n=24-12=12 (число нейтронів).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – електронна конфігурація, валентні електрони 3s 2 .

5. Основний стан

Збуджений стан

6. s-елемент, метал.

7. Вищий оксид – MgO – виявляє основні властивості:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2

Як гідроксид магнію відповідає основа Mg(OH) 2 , яка виявляє всі типові властивості основ:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Ступінь окиснення «+2».

9. Металеві властивості у магнію виражені сильніше, ніж у берилію, але слабші, ніж у кальцію.

10. Металеві властивості у магнію виражені слабше, ніж у натрію, але сильніші, ніж у алюмінію (сусідні елементи 3-го періоду).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Складається з вертикальних рядів (груп) та горизонтальних рядів (періодів). Для кращого розуміння принципів об'єднання елементів у групи та періоди, розглянемо кілька елементів, скажімо, першої, четвертої та сьомої груп.

З наведених вище електронних змін видно, що зовнішні (найвищі за енергією) електронні оболонки атомів однієї групи заповнені електронами однаково. До однієї групи належать елементи, які розташовані в одному вертикальному стовпці таблиці. Елементи IVA групи періодичної системи має два електрони на s-орбіталі і два електрони на р-орбіталях. Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атомів фтору F, хлору Сl та брому Вг також однакова (два s- та п'ять р-електронів). І ці елементи відносяться до однієї групи (VIIA). Атоми елементів однієї групи мають однакову будову зовнішньої електронної оболонки. Саме тому такі елементи мають схожі Хімічні властивості. Хімічні властивості кожного елемента визначаються електронною будовою атомів цього елемента . Це основний принцип сучасної хімії. Саме він є основою періодичної системи.

Номер групи періодичної системи відповідає числу електронів на зовнішній електронній оболонці атоми елементів цієї групи. Номер періоду (горизонтального ряду періодичної таблиці) збігається із номером вищої зайнятої електронної орбіталі.Наприклад, натрій і хлор - обидва елементи 3-го періоду та в обох типів атомів вищий, заповнений електронами, рівень - третій.

Строго кажучи, число електронів на зовнішній електронній оболонці визначає номер групи тільки так званих неперехідних елементів, розташованих у групах з буквеним індексом А.

Електронна будова атомів визначає хімічні та фізичні властивості елементів. А оскільки електронна будова атомів повторюється через період, то й властивості елементів також періодично повторюються.

Періодичний закон Д. І. Менделєєва має таке формулювання: «Властивості хімічних елементів, а також форми та властивості утворених ними простих речовин і сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів».

Розміри атомів

Нам слід зупинитися ще двох видів інформації, одержуваної з періодичної системи. Перший — питання розмірі (радіусі) атомів. Якщо рухатися вниз у межах цієї групи, перехід до кожного наступного елементу означає заповнення електронами наступного, дедалі більше високого рівня. У групі IA зовнішній електрон атома натрію знаходиться на Зs-орбіталі, калію - на 4s-орбіталі, рубідія - 5s-орбіталі і т. д. Оскільки 4s-орбіталь більше за розміром, ніж Зs-орбіталь, атом калію має більші розміри, ніж атом натрію. З цієї ж причини у кожній групі розміри атомів зростають зверху донизу .

При русі праворуч за періодом атомні маси зростають, але розміри атомів, зазвичай, зменшуються. У 2-му періоді, наприклад, атом неону Ne має менший розмір, ніж атом фтору, який, своєю чергою, менший за атом кисню.

Електронегативність

Інша тенденція, що виявляється за допомогою періодичної таблиці, - закономірна зміна електронегативності елементів, тобто відносної здатності атомів притягати електрони, що утворюють зв'язки з іншими атомами. Наприклад, атоми інертних газів не схильні купувати або втрачати електрони, тоді як атоми металів легко віддають електрони, а атоми неметалів охоче приймають. Електронегативність (здатність притягувати, купувати електрони) зростає зліва направо в межах періоду та знизу вгору в межах групи.Остання група (інертні гази) випадає із цих закономірностей.

Фтор F, розташований у правому верхньому куті періодичної системи, - найбільш електронегативний елемент, а францій Fr, що знаходиться в лівому нижньому кутку, найменш негативний. Зміна електронегативності також показано стрілками малюнку. Користуючись цією закономірністю, можна, наприклад, стверджувати, що кисень є більш електронегативним елементом, ніж вуглець або сірка. Це означає, що атоми кисню сильніше притягають себе електрони, ніж атоми вуглецю і сірки.

Перша та широко відома шкала відносних атомних електронегативностей Полінга охоплює значення від 0,7 для атомів Франції до 4,0 для атомів фтору.

Електронна будова інертних газів

Елементи останньої групи періодичної системи називаються інертними (шляхетними) газами. В атомах цих елементів, крім гелію Не, на зовнішній електронній оболонці є вісім електронів. Інертні гази не вступають у хімічні реакції і не утворюють жодних сполук з іншими елементами (крім дуже небагатьох винятків). Це пов'язано з тим, що конфігурація із восьми електронів на зовнішній електронній оболонці надзвичайно стабільна.

Атоми інших елементів утворюють хімічні зв'язкитаким чином, щоб на їхній зовнішній оболонці виявилося вісім електронів. Це положення часто називають правилом октету .

ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА, упорядковане безліч хім. елементів, їх єств. , що є табличним виразом. Прообразом періодич. системи хім. елементів послужила таблиця "Досвід системи елементів, заснованої на їх та хімічній подібності", складена Д. І. Менделєєвим 1 березня 1869 (рис. 1). В останню. роки вчений вдосконалював таблицю, розвинув уявлення про періоди та групи елементів та про місце елемента в системі. У 1870 р. Менделєєв назвав систему природною, а в 1871 р. періодичною. В результаті вже тоді періодична система багато в чому придбала суч. структурні контури. Спираючись неї, Менделєєв передбачив існування і св-ва ок. 10 невідомих елементів; ці прогнози згодом підтвердилися.

Рис. 1 Таблиця "Досвід системи елементів, заснованої на їхній і хімічній подібності" (Д. І. Менделєєв. I мирта 1869).

Однак протягом наступних понад 40 років періодична система означає. ступеня була лише емпірич. узагальнення фактів, оскільки не було фіз. пояснення причин періодич. зміни CB-B елементів в залежності від зростання їх. Таке пояснення було неможливе без обґрунтованих уявлень про будову (див. ). Тому найважливішою віхою у розвитку періодичної системи стала планетарна (ядерна) модель, запропонована Еге. Резерфордом (1911). У 1913 році А. ван ден Брук дійшов висновку, що елемент у періодичній системі чисельно дорівнює покладе. заряду (Z) ядра його. Цей висновок було експериментально підтверджено Г. Мозлі (закон Мозлі, 1913-14). В результаті періодич. закон отримав сувору фіз. формулювання вдалося однозначно визначити ниж. межу періодичної системи (H як елемент з мінім. Z=1), оцінити точне число елементів між H і U і встановити які елементи ще не відкриті (Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87). Теорія періодичної системи була розроблена на поч. 1920-х рр. (див. нижче).

Структура періодичної системи.Сучасна періодична система включає 109 хімічних елементів (є відомості про синтез в 1988 елемента з Z=110). З них у прир. об'єктах виявлено 89; всі елементи, що йдуть за U, або (Z = 93 109), а також Tc (Z = 43), Pm (Z = 61) та At (Z = 85) були штучно синтезовані за допомогою разл. . Елементи з Z= 106 109 доки отримали назв, тому відповідні їм символи в таблицях відсутні; для елемента Z = 109 ще невідомі наиб. довгоживучих.

За всю історію періодичної системи було опубліковано понад 500 разів варіантів її зображення. Це зумовлювалося спробами знайти раціональне вирішення деяких спірних проблем структури періодичної системи (розміщення H, ланта-ноїдів і т.п.). наиб. поширення набули слід. табличні форми вираження періодичної системи: 1) коротка запропонована Менделєєвим (у совр. вигляді поміщена на початку тома на кольоровому форзаці); 2) довга розроблялася Менделєєвим, удосконалена в 1905 р. А. Вернером (рис.2); 3) сходова опублікована в 1921 р. (рис. 3). В останні десятиліття особливо широко використовуються коротка та довга форми, як наочні та практично зручні. Усі перерахунки. форми мають певні переваги та недоліки. Однак навряд чи можна запропонувати к.-л. універс. варіант зображення періодичної системи, який адекватно відбив би все різноманіття св-в хім. елементів та специфіку зміни їх хім. поведінки у міру зростання Z.

Фундам. Принцип побудови періодичної системи полягає у виділенні в ній періодів (горизонтальні ряди) та груп (вертикальні стовпці) елементів. Сучасна періодична система складається з 7 періодів (сьомий, поки не завершений, повинен закінчуватися гіпотетичним елементом з Z = 118) і 8 груп Періодом зв. сукупність елементів, що починається (або перший період) і закінчується. Числа елементів у періодах закономірно зростають і починаючи з другого попарно повторюються: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... ( особливий випадокперший період, що містить лише два елементи). Група елементів немає чіткої дефініції; формально її номер відповідає макс. значення складових її елементів, але ця умова в ряді випадків не виконується. Кожна група підрозділяється на головну (а) та побічну (б) підгрупи; у кожному їх містяться елементи, подібні по хімічним. св-вам, яких брало характеризуються однаковою будовою зовніш. електронних оболонок. У більшості груп елементи підгруп а і б виявляють певне хімічне. подібність, переважно. у вищих.

Особливе місце у структурі періодичної системи займає група VIII. Протягом продовжує. часу до неї відносили тільки елементи "тріад": Fe-Co-Ni і (Ru Rh Pd і Os-Ir-Pt), а всі мали в своєму розпорядженні. нульової групи; отже, періодична система містила 9 груп. Після того як у 60-х роках. були отримані з'єдн. Xe, Kr і Rn стали розміщувати в підгрупі VIIIa, а нульову групу скасували. Елементи ж тріад становили підгрупу VIII6. Таке "структурне оформлення" групи VIII фігурує нині практично у всіх варіантах вираження періодичної системи, що публікуються.

Відрізнить. Характеристика першого періоду у тому, що він містить лише 2 елемента: H і Не. внаслідок св-в – єдностей. елемент, що не має чітко визначеного місця у періодичній системі. Символ H поміщають або підгрупу Ia, або підгрупу VIIa, або в обидві одночасно, укладаючи в одній з підгруп символ у дужки, або, нарешті, зображуючи його разл. шрифт. Ці способи розташування H засновані на тому, що він має деякі формальні риси подібності як з , так і з .

Рис. 2. Довга форма періодич. системи хім. елементів (сучасний варіант). Рис. 3. Сходова форма періодич. системи хім. елементів (H., 1921).

Другий період (Li-Ne), що містить 8 елементів, починається Li (єдностей + 1); за ним слідує Be(+2). Металіч. характер (+3) виражений слабо, а наступний за ним С - типовий (+4). Наступні N, Про, F та Ne-неметали, причому тільки у N вища + 5 відповідає номеру групи; Про і F належать до найактивніших.

Третій період (Na-Ar) також включає 8 елементів, характер зміни хім. св-в к-рих багато в чому аналогічний тому, що спостерігається в другому періоді. Однак Mg і Al більш "металічні", ніж соотв. Be та В. Інші елементи-Si, P, S, Cl та Ar-неметали; всі вони виявляють, рівні номеру групи, крім Ar. T.обр., у другому та третьому періодах у міру збільшення Z спостерігається ослаблення металевого та посилення неметаллич. характер елементів.

Усі елементи перших трьох періодів відносяться до підгруп а. За совр. термінології, елементи, що належать до підгруп Ia та IIa, зв. I-елементами (в кольоровій таблиці їх символи дано червоним кольором), до підгруп IIIa-VIIIa-р-елементами (символи оранжевого кольору).

Четвертий період (K-Kr) містить 18 елементів. Після К і щел.-зем. Ca (s-елементи) слід ряд з 10 т. зв. перехідних (Sc-Zn), або d-елементів (символи синього кольору), які входять у підгрупи б. Більшість (всі вони -) виявляють вищі, рівні номеру групи, виключаючи тріаду Fe-Co-Ni, де Fe за певних умов має +6, а С і Ni максимально тривалентні. Елементи від Ga до Kr відносяться до підгруп a (р-елементи), і характер зміни їх св-в багато в чому подібний до зміни св-в елементів другого і третього періодів у відповідних інтервалах значень Z. Для Kr отримано дек. щодо стійких з'єдн., в осн. з F.

П'ятий період (Rb-Xe) побудований аналогічно до четвертого; в ньому також є вставка з 10 перехідних або d-елементів (Y-Cd). Особливості зміни св-в елементів у періоді: 1) у тріаді Ru-Rh-Pd виявляє макс, 4-8; 2) всі елементи підгрупи, включаючи Xe, виявляють вищі , рівні номеру групи; 3) у I відзначаються слабкі металлич. св-ва. T. обр., св-ва елементів четвертого та п'ятого періодів у міру збільшення Z змінюються складніше, ніж св-ва елементів у другому та третьому періодах, що насамперед обумовлено наявністю перехідних d-елементів.

Шостий період (Cs-Rn) містить 32 елементи. У нього крім десяти d-елементів (La, Hf-Hg) входить сімейство з 14 f-елементів (символи чорного кольору, від Ce до Lu)-лантоноїдів. Вони дуже схожі за хімічними. св-вам (преим. в +3) і тому м. б. розміщені по разл. груп системи. У короткій формі періодичної системи всі ланта-ноїди включені в підгрупу IIIa (La), а їхня сукупність розшифрована під таблицею. Цей прийом не позбавлений недоліків, оскільки 14 елементів виявляються поза системою. У довгій і сходовій формах періодичної системи специфіка відбивається на загальному тлі її структури. Др. Особливості елементів періоду: 1) у тріаді Os Ir Pt тільки Os виявляє макс. +8; 2) At має більш виражений у порівнянні з I металлич. характер; 3) Rn наиб. реакційноздатний з , проте сильна ускладнює вивчення його хімічного. св-в.

Сьомий період подібно до шостого повинен містити 32 елементи, але ще не завершений. Fr та Ra елементи соотв. підгруп Ia та IIa, Ac аналог елементів підгрупи III6. Згідно з актинідною концепцією Г. Сіборга (1944), після Ac слідує сімейство з 14 f-елементів (Z = 90 103). У короткій формі періодичної системи останні включаються в Ac і записуються отд. рядком під таблицею. Цей прийом передбачав наявність певного хімічного. подібності елементів двох f-родин. Однак детальне вивчення показало, що вони виявляють набагато ширший діапазон, в т. ч. і таких як +7 (Np, Pu, Am). Крім того, для важких характерна стабілізація нижчих (+2 або навіть +1 для Md).

Оцінка хім. природи Ku (Z = 104) і Ns (Z = 105), синтезованих у кількості одиничних короткоживучих, дозволила зробити висновок, що ці елементи аналоги соотв. Hf та Та, тобто d-елементи, і повинні розташовуватися у підгрупах IV6 та V6. Хім. елементів з Z = 106109 не проводилася, але можна припускати, що вони відносяться до сьомого періоду. Розрахунки за допомогою ЕОМ свідчать про належність елементів з Z = 113118 до p-елементів (підгрупи IIIa VIIIa).

Теорія періодичної системибула преім. створена H. (1913 21) на базі запропонованої ним квантової моделі. Враховуючи специфіку зміни св-в елементів у періодичної системі та відомості про них, розробив схему побудови електронних конфігурацій у міру зростання Z, поклавши її в основу пояснення явища періодичності та структури періодичної системи. Ця схема спирається на певну послідовність заповнення оболонок (наз. також шарами, рівнями) і підболочок (оболонок, підрівнів) відповідно до збільшення Z. Подібні електронні конфігурації внеш. електронних оболонок періодично повторюються, що й обумовлює періодич. зміна хім. св-в елементів. У цьому полягає гол. причина фіз. природи феномену періодичності. Електронні оболонки, за винятком тих, які відповідають значенням 1 і 2 головного квантового чиела л, не заповнюються послідовно і монотонно до свого повного завершення (числа в послідовних оболонках складають: 2, 8, 18, 32, 50,... ); побудова їх періодично переривається появою сукупностей (що становлять певні підболочки), які відповідають великим значенням п. У цьому полягає істот. особливість "електронного" тлумачення структури періодичної системи.

Схема формування електронних конфігурацій, що лежить в основі теорії періодичної системи, відображає, т. обр., певну послідовність появи в міру зростання Z сукупностей (добочок), що характеризуються деякими значеннями головного і орбітального (l) квантових чисел. Дана схема в загальному виглядізаписується як табл. (див. нижче).

Вертикальними рисами розділені подоболочки, які заповнюються в елементів, що становлять послідовність. періоди періодичної системи (номери періодів позначені цифрами зверху); жирним шрифтом виділені підболочки, що завершують формування оболонок з даним п.

Числа в оболонках та підболочках визначаються на . Що стосується , як частинкам з напівцілим , він постулює, що у не м. б. двох з однаковими значеннямивсіх квантових чисел. Ємності оболонок та підболочок рівні соотв. 2п 2 та 2(2l + 1). Цей принцип не визначає.

однак, послідовність формування електронних конфігурацій у міру зростання Z. З наведеної вище схеми знаходяться ємності послідовні. періодів: 2, 8, 18, 32, 32, ....

Кожен період починається елементом, в якому вперше з'являється з даним значенням n при l = 0 (ns 1 -елементи), і закінчується елементом, в якому заповнена підболочка з тим же n і l = 1 (np 6 -елемен- ти); виняток-перший період (тільки 1s-елементи). Усі s- та p-елементи належать до підгруп а. До підгруп б відносяться елементи, в яких брало добудовуються оболонки, що раніше залишилися недобудованими (значення h менше номера періоду, l = 2 і 3). У перші три періоди входять елементи тільки підгруп а, тобто s-і р-елементи.

Реальна схема побудови електронних змін описується т. зв. (п+l)-правилом, сформульованим (1951) В. М. Клечковським. Побудова електронних конфігурацій відбувається відповідно до послідовного збільшення суми (п + /). При цьому в межах кожної такої суми спочатку заповнюються подоболочки з більшими l і меншими n, потім меншими l і більшими п.

Починаючи з шостого періоду побудова електронних змін насправді набуває більш складного характеру, що виражається у порушенні чітких кордонів між подобо-лочками, що послідовно заповнюються. Напр., 4f-електрон утворюється над La з Z = 57, а наступного ним Ce (Z = 58); послідовний. побудова 4f-подоболочки переривається в Gd (Z = 64, наявність 5d-електрона). Подібне "розмивання періодичності" чітко позначається в сьомому періоді для Z > 89, що відбивається на св-вах елементів.

Реальна схема спочатку була виведена з к.-л. строгих теоретич. уявлень. Вона ґрунтувалася на відомих хім. св-вах елементів та відомості про їх спектри. Діє. фіз. обґрунтування реальна схема отримала завдяки застосуванню методів до опису будови. У квантовоміх. інтерпретації теорії будови поняття електронних оболонок та підболочок при строгому підході втратило свій вихідний сенс; нині широко використовується уявлення про атомні. Проте розроблений принцип фіз. Інтерпретація явища періодичності не втратила свого значення і в першому наближенні досить вичерпно пояснює теоретич. основи періодичної системи Принаймні, в формах зображення періодичної системи, що публікуються, відображається уявлення про характер розподілу по оболонках і підболочках.

Будова та хімічні властивості елементів.Основні особливості хімічної. Поводження елементів визначаються характером змін зовнішніх (одною-двох) електронних оболонок . Ці особливості різні для елементів підгруп a (s- та p-елементів), підгруп б (d-елементи), f-родин (і).

Особливе місце займають 1s-елементи першого періоду (H та Не). внаслідок присутності тільки одного відрізняється великийсв-в. Винятковою характеризується зміна Не (1s 2), що зумовлює його хімічний. інертність. Оскільки в елементів підгрупи відбувається заповнення зовніш. електронних оболонок (з n, рівним номеру періоду), св-ва елементів помітно змінюються у міру зростання Z у відповідних періодах, що виявляється у послабленні металевих та посиленні неметаллич. св-в. Всі, крім H і Не,-p-елементи. У той самий час у кожній підгрупі в міру збільшення Z спостерігається посилення металлич. св-в. Ці закономірності пояснюються ослабленням енергії зв'язку зовніш. з ядром під час переходу від періоду до періоду.

Значення періодичної системи. Ця система зіграла і продовжує грати величезну роль розвитку мн. природничо навч. дисциплін. Вона стала важливою ланкою в атомно-мовляв. вчення, сприяла формулюванню совр. поняття "хімічний елемент" і уточненню уявлень про прості в-вах і з'єдн., виявила значить. впливом геть розробку теорії будівлі та виникнення поняття ізотопії. З періодичною системою пов'язана строго навч. постановка проблеми прогнозування в , щовиявилося як у передбаченні існування невідомих елементів та його св-в, і нових особливостей хім. Поводження вже відкритих елементів. Періодична система – найважливіша основа неорг. ; вона служить, напр., завданням синтезу в-віз заздалегідь заданими св-вами, створення нових матеріалів, зокрема напівпровідникових, підбору специфіч. для разл. хім. процесів. Періодична система-наук. база викладання загальної та неорг. , і навіть нек-рых розділів атомної фізики.

Менделєєв Д. І., Періодичний закон. Основні статті, М., 1958; Кедров Би. M.. Три аспекти атомістики, ч. 3. Закон Менделєєва, M., 1969; Трифонов Д H., Про кількісну інтерпретацію періодичності, M., 1971; Трифонов Д. H., Кривомазов A. H., Лісневський Ю. І., Вчення про періодичність та вчення про . Комішована хронологія найважливіших подій. M., 1974; Карапеття MX. Дракії С. І., Будова, M., 1978; Вчення про періодичність. Історія та сучасність. Зб. статей. M.. 1981. Корольков Д. Ст, Основи , M., 1982; Мельников В. П., Дмитрієв І С. Додаткові види періодичності в періодичній системі Д. І. Менделєєва, М. 1988. Д. Н. Трифонов.

Властивості хімічних елементів дозволяють поєднувати їх у відповідні групи. На цьому принципі було створено періодичну систему, яка змінила уявлення про існуючі речовини і дозволила припустити існування нових, раніше невідомих елементів.

Вконтакте

Періодична система Менделєєва

Періодична таблиця хімічних елементів була складена Д. І. Менделєєвим у другій половині ХІХ століття. Що таке це і для чого вона потрібна? Вона поєднує всі хімічні елементи за зростанням атомної ваги, причому, всі вони розставлені так, що їх властивості змінюються періодично.

Періодична система Менделєєва звела в єдину систему всі існуючі елементи, що раніше вважалися просто окремими речовинами.

На підставі її вивчення було передбачено, а згодом - синтезовано нові хімічні речовини. Значення цього відкриття для науки неможливо переоцінити, воно значно випередило свій час і дало поштовх до розвитку хімії на багато десятиліть.

Існує три найбільш поширені варіанти таблиці, які умовно називаються «коротка», «довга» і «наддовга» ». Основною вважається довга таблиця, вона затверджено офіційно.Відмінністю між ними є компонування елементів та довжина періодів.

Що таке період

Система містить 7 періодів. Вони представлені графічно як горизонтальних рядків. При цьому період може мати один або два рядки, звані рядами. Кожен наступний елемент відрізняється від попереднього зростання заряду ядра (кількості електронів) на одиницю.

Якщо не ускладнювати, період – це горизонтальний рядок періодичної таблиці. Кожен із них починається металом і закінчується інертним газом. Власне, це створює періодичність - властивості елементів змінюються всередині одного періоду, знову повторюючись у наступному. Перший, другий та третій періоди - неповні, вони називаються малими та містять відповідно 2, 8 та 8 елементів. Інші - повні, вони мають по 18 елементів.

Що таке гурт

Група – це вертикальний стовпець, Що містить елементи з однаковою електронною будовою або, простіше кажучи, з однаковою вищою . Офіційно затверджена довга таблиця містить 18 груп, які починаються з лужних металів та закінчуються інертними газами.

Кожна група має назву, що полегшує пошук або класифікацію елементів. Посилюються металеві властивості незалежно від елемента у напрямку зверху-вниз. Це з збільшенням кількості атомних орбіт — що їх більше, тим слабші електронні зв'язку, що робить яскравіше вираженою кристалічну решітку.

Метали у періодичній таблиці

Метали у таблиціМенделєєва мають переважну кількість, перелік їх досить великий. Вони характеризуються загальними ознаками, За властивостями вони неоднорідні і поділяються на групи. Деякі з них мають мало спільного з металами у фізичному сенсі, а інші можуть існувати лише частки секунди і в природі абсолютно не зустрічаються (принаймні на планеті), оскільки створені, точніше, обчислені та підтверджені у лабораторних умовах, штучно. Кожна група має власні ознаки, назва та досить помітно відрізняється від інших. Особливо ця відмінність виражена у першої групи.

Положення металів

Яке становище металів у періодичній системі? Елементи розташовані щодо збільшення атомної маси або кількості електронів та протонів. Їхні властивості змінюються періодично, тому акуратного розміщення за принципом «один до одного» в таблиці немає. Як визначити метали, і чи можливо це зробити за таблицею Менделєєва? Щоб спростити питання, придуманий спеціальний прийом: умовно по місцях з'єднання елементів проводиться діагональна лінія від Бора до Полонія (або до Астата). Ті, що виявляються ліворуч – метали, праворуч – неметали. Це було б дуже просто і здорово, але є винятки – Німеччина та Сурма.

Така «методика» - свого роду шпаргалка, вона придумана лише спрощення процесу запам'ятовування. Для більш точного уявлення слід запам'ятати, що список неметалів складає всього 22 елементи,тому відповідаючи питанням, скільки всього металів всього міститься у таблиці Менделєєва

На малюнку можна наочно побачити, які елементи є неметалами і як вони розміщуються в таблиці за групами та періодами.

Загальні фізичні властивості

Існують спільні Фізичні властивостіметалів. До них відносяться:

• Пластичність.
• Характерний блиск.
• Електропровідність.
• Висока теплопровідність.
• Усі, крім ртуті, у твердому стані.

Слід розуміти, що властивості металів дуже різняться щодо їхньої хімічної чи фізичної суті. Деякі їх мало схожі на метали у повсякденному розумінні цього терміна. Наприклад, ртуть займає особливе становище. Вона за звичайних умов перебуває в рідкому стані, немає кристалічної решітки, наявності якої зобов'язані своїми властивостями інші метали. Властивості останніх у разі умовні, із нею ртуть ріднять переважно хімічні властивості.

Цікаво!Елементи першої групи, лужні метали, у вигляді не зустрічаються, перебуваючи у складі різних сполук.

Найм'якший метал, що існує в природі – цезій – відноситься до цієї групи. Він, як і інші лужні подібні речовини, мало спільного має більше типовими металами. Деякі джерела стверджують, що насправді найм'якший метал калій, що складно заперечити чи підтвердити, оскільки ні той, ні інший елемент не існує сам по собі — будучи виділеним у результаті хімічної реакції вони швидко окислюються або вступають у реакцію.

Друга група металів – лужноземельні – набагато ближче до основних груп. Назва «лужноземельні» походить із давніх часів, коли оксиди називалися «землями», оскільки вони мають пухку розсипчасту структуру. Більш-менш звичними (в повсякденному сенсі) властивостями мають метали починаючи з 3 групи. Зі збільшенням номера групи кількість металів зменшується, заміняючись неметалевими елементами. Остання група складається із інертних (або шляхетних) газів.

Визначення металів та неметалів у таблиці Менделєєва. Прості та складні речовини.

Прості речовини (метали та неметали)

Висновок

Співвідношення металів і неметалів у таблиці Менделєєва явно переважує на користь перших. Таке становище свідчить про те, що група металів об'єднана надто широко і потребує більш детальної класифікації, що визнається науковою спільнотою.

Хімічний елемент - це збірний термін, що описує сукупність атомів простої речовини, тобто такої, яка не може бути розділена на будь-які простіші (за структурою їх молекул) складові. Уявіть собі, що ви отримуєте шматок чистого заліза з проханням поділити його на гіпотетичні складові за допомогою будь-якого пристрою чи методу, колись винайденого хіміками. Однак ви нічого не зможете зробити, ніколи залізо не розділиться на щось простіше. Просту речовину – залізу – відповідає хімічний елемент Fe.

Теоретичне визначення

Зазначений вище експериментальний факт можна пояснити з допомогою такого визначення: хімічний елемент - це абстрактна сукупність атомів (не молекул!) відповідного простого речовини, т. е. атомів однієї й тієї виду. Якби існував спосіб дивитися на кожен з окремих атомів у шматку чистого заліза, згаданого вище, всі вони були б однаковими - атомами заліза. На противагу цьому, хімічне з'єднання, наприклад, оксид заліза, завжди містить щонайменше два різні види атомів: атоми заліза і атоми кисню.

Терміни, які слід знати

Атомна маса: маса протонів, нейтронів та електронів, що складають атом хімічного елемента.

Атомний номер: число протонів у ядрі атома елемента

Хімічний символ: літера або пара латинських літер, що являють собою позначення даного елемента.

Сполука хімічна: речовина, що складається з двох або більше хімічних елементів, з'єднаних один з одним у певній пропорції

Метал: елемент, який втрачає електрони у хімічних реакціях з іншими елементами

Металоїд: елемент, який іноді реагує як метал, а іноді і як неметал.

Неметал: елемент, який прагне отримати електрони в хімічних реакціяхз іншими елементами.

Періодична система хімічних елементів: система класифікації хімічних елементів відповідно до їх атомних номерів.

Синтетичний елемент: той, що отриманий штучно в лабораторії, і, як правило, не зустрічається в природі

Природні та синтетичні елементи

Дев'яносто два хімічні елементи зустрічаються у природі Землі. Інші були отримані штучно в лабораторіях. Синтетичний хімічний елемент - це, як правило, продукт ядерних реакцій у прискорювачах частинок (пристроях, що використовуються для збільшення швидкості субатомних частинок, таких як електрони та протони) або ядерних реакторах (пристроях, що використовуються для управління енергією, що виділяється при ядерних реакціях). Першим отриманим синтетичним елементом з атомним номером 43 став технецій, виявлений в 1937 італійськими фізиками К. Перр'є та Е. Сегре. Крім технеція та прометія, всі синтетичні елементи мають ядра більші, ніж у урану. Останній синтетичний хімічний елемент, що отримав свою назву, - це ліверморій (116), а перед ним був флеровий (114).

Два десятки поширених та важливих елементів

* Якщо величина не вказана, елемент становить менше 0,1 відсотка.

Великий вибух як причина утворення матерії

Який хімічний елемент був найпершим у Всесвіті? Вчені вважають, що у відповідь це питання лежить у зірках й у процесах, з допомогою яких формуються зірки. Всесвіт, як вважають, виник у якийсь момент часу від 12 до 15 мільярдів років тому. До цього моменту нічого сущого, крім енергії, не мислиться. Але щось сталося, що перетворило цю енергію на величезний вибух (так званий Великий вибух). У наступні секунди після Великого вибуху почала формуватись матерія.

Першими найпростішими формами матерії, що з'явилися, були протони і електрони. Деякі їх об'єднуються в атоми водню. Останній складається з одного протону та одного електрона; це найпростіший атом, який може бути.

Повільно, протягом тривалих періодів часу атоми водню стали збиратися разом у певних областях простору, утворюючи щільні хмари. Водень у цих хмарах стягувався у компактні утворення гравітаційними силами. Зрештою ці хмари водню стали досить щільними, щоб сформувати зірки.

Зірки як хімічні реактори нових елементів

Зірка – просто маса речовини, яка генерує енергію ядерних реакцій. Найбільш поширена з цих реакцій є комбінацією чотирьох атомів водню, що утворюють один атом гелію. Як тільки зірки почали формуватися, то гелій став другим елементом, що з'явився у Всесвіті.

Коли зірки стають старшими, вони переходять від воднево-гелієвих ядерних реакцій на інші їх типи. Вони атоми гелію утворюють атоми вуглецю. Пізніше атоми вуглецю утворюють кисень, неон, натрій та магній. Ще пізніше неон і кисень поєднуються один з одним з утворенням магнію. Оскільки ці реакції продовжуються, то все більше хімічних елементів утворюються.

Перші системи хімічних елементів

Понад 200 років тому хіміки почали шукати способи їхньої класифікації. У середині ХІХ століття були відомі близько 50 хімічних елементів. Одне з питань, яке прагнули вирішити хіміки. зводився до такого: хімічний елемент - це повністю відмінне від будь-якого іншого елемента речовина? Чи деякі елементи, пов'язані з іншими певною мірою? Чи є загальний закон, що їх об'єднує?

Хіміки пропонували різноманітні системи хімічних елементів. Так, наприклад, англійський хімік Вільям Праут у 1815 р. припустив, що атомні маси всіх елементів кратні масі атома водню, якщо прийняти її рівною одиниці, тобто вони мають бути цілими числами. У той час атомні маси багатьох елементів вже були обчислені Дж. Дальтон по відношенню до маси водню. Однак якщо для вуглецю, азоту, кисню це приблизно так, то хлор з масою 35,5 на цю схему ніяк не вписувався.

Німецький хімік Йоганн Вольфганг Доберайнер (1780 - 1849) показав у 1829 році, що три елементи з так званої групи галогенів (хлор, бром та йод) можуть класифікуватися за їхніми відносними атомними масами. Атомна вага брому (79,9) виявилася майже точно середньою з атомних ваг хлору (35,5) та йоду (127), а саме 35,5 + 127 ÷ 2 = 81,25 (близько до 79,9). Це був перший підхід до побудови однієї із груп хімічних елементів. Доберайнер виявив ще дві такі тріади елементів, але сформулювати загальний періодичний закон йому не вдалося.

Як з'явилася періодична система хімічних елементів

Більшість ранніх класифікаційних схем було дуже успішними. Потім, близько 1869 року, двома хіміками було зроблено майже одне відкриття і майже одночасно. Російський хімік Дмитро Менделєєв (1834-1907) та німецький хімік Юліус Лотар Мейєр (1830-1895) запропонували організувати елементи, що мають аналогічні фізичні та хімічні властивості, у впорядковану систему груп, рядів та періодів. При цьому Менделєєв і Мейєр вказували, що властивості хімічних елементів періодично повторюються залежно від їхньої атомної ваги.

Сьогодні Менделєєв, як правило, вважається першовідкривачем періодичного закону, тому що він зробив один крок, який Мейєр не зробив. Коли всі елементи були розташовані у періодичній таблиці, у ній з'явилися деякі прогалини. Менделєєв передбачив, що це місця для елементів, які ще не знайшли.

Однак він пішов ще далі. Менделєєв передбачив властивості цих ще відкритих елементів. Він знав, де вони розташовані в періодичній таблиці, тому міг прогнозувати їх властивості. Примітно, що кожен передбачений хімічний елемент Менделєєва, майбутні галій, скандій і германій, були виявлені через десять років після опублікування ним періодичного закону.

Коротка форма періодичної таблиці

Були спроби підрахувати, скільки варіантів графічного зображенняперіодичної системи пропонувалося різними вченими. Виявилося, більше 500. Причому 80% загальної кількості варіантів – це таблиці, а решта – геометричні фігури, математичні криві і т. д. У результаті практичне застосування знайшли чотири види таблиць: коротка, напівдовга, довга і сходова (пірамідальна). Остання була запропонована великим фізиком М. Бором.

На малюнку нижче показано коротку форму.

У ній хімічні елементи розташовані за зростанням їх атомних номерів ліворуч і зверху вниз. Так, перший хімічний елемент періодичної таблиці водень має атомний номер 1, тому що ядра атомів водню містить один і тільки один протон. Аналогічно і кисень має атомний номер 8, оскільки ядра всіх атомів кисню містять 8 протонів (див. рисунок нижче).

Головні структурні фрагменти періодичної системи - періоди та групи елементів. У шести періодах всі клітини заповнені, сьомий ще не завершений (елементи 113, 115, 117 і 118 хоч і синтезовані в лабораторіях, проте офіційно не зареєстровані і не мають назв).

Групи поділяються на головні (A) та побічні (B) підгрупи. Елементи перших трьох періодів, що містять по одному рядку-рядку, входять виключно в A-підгрупи. Інші чотири періоди включають по два ряди-рядки.

Хімічні елементи однієї групи, зазвичай, мають схожі хімічні властивості. Так, першу групу складають лужні метали, другу – лужноземельні. Елементи, що знаходяться в одному періоді, мають властивості, що повільно змінюються від лужного металудо благородного газу. Рисунок нижче показує, як одна з властивостей – атомний радіус – змінюється для окремих елементів у таблиці.

Довгоперіодна форма періодичної таблиці

Вона показана на малюнку нижче і ділиться у двох напрямках, рядками та стовпцями. Є сім рядків-періодів, як і в короткій формі, та 18 стовпців, званих групами або сім'ями. По суті, збільшення числа груп з 8 у короткій формі до 18 у довгій отримано шляхом розміщення всіх елементів у періодах, починаючи з 4-го, не в два, а в один рядок.

Дві різні системи нумерації використовуються для груп, як показано у верхній частині таблиці. Система на основі римських цифр (IA, IIA, IIB, IVB тощо) традиційно була популярна в США. Інша система (1, 2, 3, 4 тощо) традиційно використовується в Європі, а кілька років тому була рекомендована для використання в США.

Вигляд періодичних таблиць на рисунках вище трохи вводить в оману, як і будь-якої такої опублікованої таблиці. Причиною цього є те, що дві групи елементів, показаних у нижній частині таблиць, насправді мають бути розташовані всередині них. Лантаноїди, наприклад, належать до періоду 6 між барієм (56) та гафнієм (72). Крім того, актиноїди належать періоду 7 між радієм (88) та резерфордієм (104). Якби вони були вставлені в таблицю, вона стала б занадто широкою, щоб поміститися на аркуші паперу або настінній діаграмі. Тому ці елементи прийнято розміщувати в нижній частині таблиці.