Para alkemis juga mencoba menemukan hukum alam yang menjadi dasar untuk mensistematisasikan unsur-unsur kimia. Namun mereka kekurangan informasi yang dapat dipercaya dan terperinci mengenai unsur-unsur tersebut. Pada pertengahan abad ke-19. pengetahuan tentang unsur-unsur kimia menjadi cukup, dan jumlah unsur meningkat sedemikian rupa sehingga muncul kebutuhan alami dalam sains untuk mengklasifikasikannya. Upaya pertama untuk mengklasifikasikan unsur menjadi logam dan nonlogam ternyata tidak berhasil. Pendahulu D.I.Mendeleev (I.V. Debereiner, J.A. Newlands, L.Yu. Meyer) melakukan banyak hal untuk mempersiapkan penemuan hukum periodik, tetapi tidak mampu memahami kebenarannya. Dmitry Ivanovich menjalin hubungan antara massa unsur dan sifat-sifatnya.
Dmitry Ivanovich lahir di Tobolsk. Dia adalah anak ketujuh belas dalam keluarga. Setelah lulus dari sekolah menengah di kampung halamannya, Dmitry Ivanovich memasuki Institut Pedagogis Utama di St. Petersburg, setelah itu ia melakukan perjalanan ilmiah selama dua tahun ke luar negeri dengan membawa medali emas. Setelah kembali, ia diundang ke Universitas St. Petersburg. Ketika Mendeleev mulai memberikan kuliah tentang kimia, dia tidak menemukan apapun yang dapat direkomendasikan kepada mahasiswa sebagai alat bantu pengajaran. Dan dia memutuskan untuk menulis buku baru - “Fundamentals of Chemistry”.
Penemuan hukum periodik diawali dengan kerja keras selama 15 tahun. Pada tanggal 1 Maret 1869, Dmitry Ivanovich berencana meninggalkan Sankt Peterburg menuju provinsi untuk urusan bisnis.
Hukum periodik ditemukan berdasarkan karakteristik atom – massa atom relatif .
Mendeleev menyusun unsur-unsur kimia berdasarkan kenaikan massa atomnya dan memperhatikan bahwa sifat-sifat unsur berulang setelah periode - suatu periode tertentu, Dmitry Ivanovich menyusun periode satu di bawah yang lain, sehingga unsur-unsur serupa terletak di bawah satu sama lain - pada vertikal yang sama, sehingga dibangun sistem periodik unsur.
1 Maret 1869 Rumusan hukum periodik oleh D.I. Mendeleev.
Sifat-sifat zat sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada berat atom unsur.
Sayangnya, pada awalnya hanya ada sedikit pendukung hukum periodik, bahkan di kalangan ilmuwan Rusia. Ada banyak lawan, terutama di Jerman dan Inggris.
Penemuan hukum periodik adalah contoh cemerlang dari pandangan ke depan ilmiah: pada tahun 1870, Dmitry Ivanovich meramalkan keberadaan tiga unsur yang kemudian tidak diketahui, yang ia beri nama ekasilicon, ekaaluminum, dan ekaboron. Dia mampu memprediksi dengan tepat sifat-sifat terpenting dari unsur-unsur baru. Dan kemudian, 5 tahun kemudian, pada tahun 1875, ilmuwan Perancis P.E. Lecoq de Boisbaudran, yang tidak tahu apa-apa tentang karya Dmitry Ivanovich, menemukan logam baru, menyebutnya galium. Dalam sejumlah sifat dan metode penemuan, galium bertepatan dengan eka-aluminium yang diprediksi oleh Mendeleev. Namun berat badannya ternyata kurang dari perkiraan. Meskipun demikian, Dmitry Ivanovich mengirim surat ke Prancis, menekankan ramalannya.
Dunia ilmiah terperangah dengan prediksi Mendeleev tentang sifat-sifat tersebut ekaaluminium
ternyata sangat akurat. Mulai saat ini, hukum periodik mulai berlaku dalam kimia.
Pada tahun 1879, L. Nilsson menemukan skandium di Swedia, yang mewujudkan prediksi Dmitry Ivanovich ekabor
.
Pada tahun 1886, K. Winkler menemukan germanium di Jerman, yang ternyata adalah ecasilicium
.
Namun kejeniusan Dmitry Ivanovich Mendeleev dan penemuannya bukan hanya prediksi ini!
Di empat tempat dalam tabel periodik, D. I. Mendeleev menyusun unsur-unsur bukan berdasarkan kenaikan massa atom:
Kembali ke akhir abad ke-19, D.I. Mendeleev menulis bahwa tampaknya atom terdiri dari partikel-partikel lain yang lebih kecil. Setelah kematiannya pada tahun 1907, terbukti bahwa atom terdiri dari partikel-partikel elementer. Teori struktur atom menegaskan kebenaran Mendeleev; penataan ulang unsur-unsur ini yang tidak sesuai dengan peningkatan massa atom sepenuhnya dapat dibenarkan.
Rumusan modern dari hukum periodik.
Sifat-sifat unsur kimia dan senyawanya secara periodik bergantung pada besarnya muatan inti atomnya, yang dinyatakan dalam pengulangan periodik struktur kulit elektron valensi terluar.
Dan sekarang, lebih dari 130 tahun setelah penemuan hukum periodik, kita dapat kembali ke kata-kata Dmitry Ivanovich, yang dijadikan sebagai moto pelajaran kita: “Bagi hukum periodik, masa depan tidak terancam oleh kehancuran, tetapi hanya suprastruktur dan pembangunan dijanjikan.” Berapa banyak unsur kimia yang telah ditemukan sejauh ini? Dan ini jauh dari batasnya.
Representasi grafis dari hukum periodik adalah sistem periodik unsur kimia. Demikian rangkuman singkat seluruh kimia unsur dan senyawanya.
Perubahan sifat-sifat sistem periodik dengan bertambahnya berat atom dalam periode (dari kiri ke kanan):
1. Sifat logam berkurang
2. Sifat nonlogam meningkat
3. Sifat-sifat oksida dan hidroksida yang lebih tinggi berubah dari basa melalui amfoter menjadi asam.
4. Valensi unsur-unsur dalam rumus oksida yang lebih tinggi meningkat dari SAYAsebelumVII, dan dalam rumus senyawa hidrogen yang mudah menguap berkurang dari IV sebelumSAYA.
Prinsip dasar menyusun tabel periodik.|
Tanda perbandingan |
D.I.Mendeleev |
|
1. Bagaimana urutan unsur berdasarkan angka ditentukan? (Apa dasar dari p.s.?) |
Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ada pengecualian untuk hal ini. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th - Pa |
|
2. Prinsip menggabungkan unsur-unsur ke dalam kelompok. |
Tanda kualitatif. Kesamaan sifat-sifat zat sederhana dan zat kompleks yang sejenis. |
|
3. Prinsip menggabungkan unsur-unsur menjadi periode. |
Hukum periodik Dmitry Ivanovich Mendeleev adalah salah satu hukum dasar alam, yang menghubungkan ketergantungan sifat-sifat unsur kimia dan zat sederhana dengan massa atomnya. Saat ini, hukum tersebut telah disempurnakan, dan ketergantungan sifat-sifat tersebut dijelaskan oleh muatan inti atom.
Hukum tersebut ditemukan oleh seorang ilmuwan Rusia pada tahun 1869. Mendeleev mempresentasikannya kepada komunitas ilmiah dalam sebuah laporan kepada kongres Masyarakat Kimia Rusia (laporan tersebut dibuat oleh ilmuwan lain, karena Mendeleev terpaksa segera meninggalkannya atas instruksi Masyarakat Ekonomi Bebas St. Petersburg). Pada tahun yang sama, buku teks “Fundamentals of Chemistry” diterbitkan, yang ditulis oleh Dmitry Ivanovich untuk siswa. Di dalamnya, ilmuwan menggambarkan sifat-sifat senyawa populer, dan juga mencoba memberikan sistematisasi logis unsur-unsur kimia. Untuk pertama kalinya juga disajikan tabel dengan unsur-unsur yang disusun secara periodik, sebagai interpretasi grafis dari hukum periodik. Tahun-tahun berikutnya, Mendeleev memperbaiki tabelnya, misalnya, ia menambahkan kolom gas inert, yang ditemukan 25 tahun kemudian.
Komunitas ilmiah tidak serta merta menerima gagasan ahli kimia besar Rusia, bahkan di Rusia. Namun setelah tiga unsur baru ditemukan (gallium pada tahun 1875, skandium pada tahun 1879, dan germanium pada tahun 1886), yang diprediksi dan dijelaskan oleh Mendeleev dalam laporannya yang terkenal, hukum periodik pun diakui.
- Merupakan hukum alam yang bersifat universal.
- Tabel tersebut, yang secara grafis mewakili hukum tersebut, tidak hanya mencakup semua unsur yang diketahui, tetapi juga unsur-unsur yang masih ditemukan.
- Semua penemuan baru tidak mempengaruhi relevansi undang-undang dan tabel tersebut. Tabel ini diperbaiki dan diubah, tetapi esensinya tetap tidak berubah.
- Memungkinkan untuk memperjelas berat atom dan karakteristik lain dari beberapa unsur dan untuk memprediksi keberadaan unsur baru.
- Ahli kimia menerima petunjuk yang dapat diandalkan tentang bagaimana dan di mana mencari unsur baru. Selain itu, undang-undang mengizinkan, dengan tingkat kemungkinan yang tinggi, untuk menentukan terlebih dahulu sifat-sifat unsur yang belum ditemukan.
- Berperan besar dalam perkembangan kimia anorganik pada abad ke-19.
Sejarah penemuan
Ada legenda indah bahwa Mendeleev melihat mejanya dalam mimpi, dan bangun di pagi hari dan menuliskannya. Faktanya, ini hanyalah mitos belaka. Ilmuwan itu sendiri mengatakan berkali-kali bahwa dia mengabdikan 20 tahun hidupnya untuk penciptaan dan peningkatan tabel periodik unsur.
Semuanya dimulai dengan fakta bahwa Dmitry Ivanovich memutuskan untuk menulis buku teks kimia anorganik untuk siswa, di mana ia berencana untuk mensistematisasikan semua pengetahuan yang diketahui pada saat itu. Dan tentu saja, ia mengandalkan prestasi dan penemuan para pendahulunya. Untuk pertama kalinya, perhatian pada hubungan antara berat atom dan sifat-sifat unsur ditarik oleh ahli kimia Jerman Döbereiner, yang mencoba membagi unsur-unsur yang dikenalnya menjadi triad dengan sifat dan berat serupa yang mematuhi aturan tertentu. Dalam setiap tripel, elemen tengah mempunyai bobot yang mendekati rata-rata aritmatika dari dua elemen terluar. Ilmuwan kemudian mampu membentuk lima kelompok, misalnya Li–Na–K; Cl–Br–I. Namun tidak semua unsur tersebut diketahui. Selain itu, ketiga unsur tersebut jelas tidak menghabiskan daftar unsur yang memiliki sifat serupa. Upaya untuk menemukan pola umum kemudian dilakukan oleh Gmelin dan von Pettenkofer dari Jerman, J. Dumas dan de Chancourtois dari Prancis, serta Newlands dan Odling dari Inggris. Ilmuwan Jerman Meyer yang paling maju, yang pada tahun 1864 menyusun tabel yang sangat mirip dengan tabel periodik, tetapi hanya berisi 28 unsur, sedangkan 63 unsur sudah diketahui.
Berbeda dengan pendahulunya, Mendeleev berhasil 
buatlah tabel yang memuat semua unsur yang diketahui, disusun menurut sistem tertentu. Pada saat yang sama, dia membiarkan beberapa sel kosong, kira-kira menghitung berat atom beberapa unsur dan menjelaskan sifat-sifatnya. Selain itu, ilmuwan Rusia ini memiliki keberanian dan pandangan jauh ke depan untuk menyatakan bahwa hukum yang ditemukannya adalah hukum alam universal dan menyebutnya sebagai “hukum periodik”. Setelah mengatakan “ah,” dia melanjutkan dan mengoreksi berat atom unsur-unsur yang tidak sesuai dengan tabel. Setelah diperiksa lebih dekat, ternyata koreksinya benar, dan penemuan unsur hipotetis yang dijelaskannya menjadi konfirmasi akhir atas kebenaran undang-undang baru tersebut: praktik membuktikan keabsahan teori tersebut.
|
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Pertanyaan studi: |
4.1. Hukum periodik D.I. Mendeleev
Hukum periodik adalah pencapaian terbesar ilmu kimia, dasar dari semua kimia modern. Dengan penemuannya, kimia tidak lagi menjadi ilmu deskriptif; pandangan ke depan ilmiah menjadi mungkin di dalamnya.
Hukum periodik ditemukan D.I.Mendeleev pada tahun 1869, Ilmuwan merumuskan hukum ini sebagai berikut: “Sifat-sifat benda sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara berkala bergantung pada besarnya berat atom unsur.”
Kajian yang lebih rinci tentang struktur materi menunjukkan bahwa periodisitas sifat-sifat unsur tidak ditentukan oleh massa atom, tetapi oleh struktur elektronik atom.
Muatan inti adalah karakteristik yang menentukan struktur elektronik atom, dan juga sifat-sifat unsur. Oleh karena itu, dalam rumusan modern, Hukum Periodik berbunyi seperti ini: sifat-sifat zat sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada nomor atom (pada nilai muatan inti atomnya. ).
Ungkapan Hukum Periodik adalah tabel periodik unsur.
4.2. Tabel periodik D.I.Mendeleev
Tabel periodik unsur karya D.I.Mendeleev terdiri dari tujuh periode, yaitu barisan unsur-unsur secara horizontal yang disusun menurut kenaikan muatan inti atomnya. Periode 1, 2, 3, 4, 5, 6 masing-masing mengandung 2, 8, 8, 18, 18, 32 unsur. Periode ketujuh belum selesai. Periode 1, 2 dan 3 disebut kecil, sisanya - besar.
Setiap periode (kecuali periode pertama) dimulai dengan atom logam alkali (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) dan diakhiri dengan gas mulia (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), yang didahului oleh a non-logam yang khas. Dalam periode dari kiri ke kanan, sifat logam berangsur-angsur melemah dan sifat nonlogam meningkat, karena dengan peningkatan muatan positif inti atom, jumlah elektron pada tingkat terluar meningkat.
Pada periode pertama, selain helium, hanya ada satu unsur - hidrogen. Ia ditempatkan secara kondisional dalam subkelompok IA atau VIIA, karena menunjukkan kesamaan dengan logam alkali dan halogen. Kesamaan hidrogen dengan logam alkali terlihat dalam kenyataan bahwa hidrogen, seperti logam alkali, merupakan zat pereduksi dan, dengan menyumbangkan satu elektron, membentuk kation bermuatan tunggal. Hidrogen memiliki lebih banyak kesamaan dengan halogen: hidrogen, seperti halogen, adalah non-logam, molekulnya diatomik, dapat menunjukkan sifat pengoksidasi, membentuk hidrida seperti garam dengan logam aktif, misalnya NaH, CaH 2.
Pada periode keempat, setelah Ca, terdapat 10 unsur transisi (dekade Sc – Zn), disusul 6 unsur utama periode lainnya (Ga – Kg). Periode kelima dibangun dengan cara yang sama. Konsep elemen transisi biasanya digunakan untuk merujuk pada unsur apa pun dengan elektron valensi d atau f.
Periode keenam dan ketujuh memiliki sisipan unsur ganda. Di belakang unsur Ba terdapat sisipan unsur d (La - Hg), dan setelah unsur transisi pertama La terdapat 14 unsur f - lantanida(Se - Lu). Setelah Hg terdapat sisa 6 unsur p utama periode keenam (Tl - Rn).
Pada periode ketujuh (tidak lengkap), Ac diikuti oleh 14 elemen f- aktinida(Th - Kiri). Baru-baru ini, La dan Ac masing-masing mulai diklasifikasikan sebagai lantanida dan aktinida. Lantanida dan aktinida ditempatkan secara terpisah di bagian bawah tabel.
Dengan demikian, setiap elemen dalam tabel periodik menempati posisi yang ditentukan secara ketat, yang ditandai urut, atau atom nomor.
Dalam tabel periodik, delapan golongan terletak secara vertikal (I – VIII), yang selanjutnya dibagi menjadi subkelompok - yang utama, atau subgrup A dan efek samping, atau subgrup B. Subgrup VIIIB bersifat khusus, di dalamnya terdapat triad unsur-unsur yang menyusun golongan besi (Fe, Co, Ni) dan logam platina (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Kemiripan unsur-unsur dalam setiap subkelompok merupakan pola yang paling mencolok dan penting dalam tabel periodik. Pada subkelompok utama, dari atas ke bawah, sifat logam meningkat dan sifat nonlogam melemah. Dalam hal ini, terjadi peningkatan kestabilan senyawa unsur-unsur dengan bilangan oksidasi terendah untuk subkelompok tertentu. Sebaliknya, pada subkelompok samping, dari atas ke bawah, sifat logam melemah dan stabilitas senyawa dengan bilangan oksidasi tertinggi meningkat.
4.3. Tabel periodik dan konfigurasi elektron atom
Karena selama reaksi kimia inti atom yang bereaksi tidak berubah, sifat kimia atom bergantung pada struktur kulit elektroniknya.
Pengisian lapisan elektronik dan kulit elektron atom terjadi sesuai dengan prinsip Pauli dan aturan Hund.
Prinsip Pauli (pengecualian Pauli)
Dua elektron dalam sebuah atom tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang identik (setiap orbital atom hanya boleh berisi tidak lebih dari dua elektron).
Prinsip Pauli menentukan jumlah maksimum elektron yang memiliki bilangan kuantum utama tertentu N(yaitu terletak pada lapisan elektronik ini): N n = 2n 2. Lapisan elektron pertama (tingkat energi) tidak boleh memiliki lebih dari 2 elektron, lapisan kedua – 8, lapisan ketiga – 18, dst.
Dalam atom hidrogen, misalnya, terdapat satu elektron yang terletak pada tingkat energi pertama dalam keadaan 1s. Putaran elektron ini dapat diarahkan secara sembarang (m s = +1/2 atau m s = –1/2). Perlu ditekankan sekali lagi bahwa tingkat energi pertama terdiri dari satu sublevel - 1s, tingkat energi kedua - dari dua sublevel - 2s dan 2p, yang ketiga - dari tiga sublevel - 3s, 3p, 3d, dll. Sublevel, pada gilirannya, berisi orbital, yang jumlahnya ditentukan oleh bilangan kuantum samping aku dan sama dengan (2 aku + 1). Setiap orbital secara konvensional ditandai dengan kotak, elektron yang terletak di atasnya ditandai dengan panah, yang arahnya menunjukkan orientasi putaran elektron ini. Artinya keadaan elektron dalam atom hidrogen dapat direpresentasikan sebagai 1s 1 atau digambarkan sebagai sel kuantum, Gambar. 4.1:
Beras. 4.1. Simbol elektron dalam atom hidrogen pada orbital 1s
Untuk kedua elektron atom helium n = 1, aku = 0, m aku= 0, m s = +1/2 dan –1/2. Oleh karena itu, rumus elektronik helium adalah 1s 2. Kulit elektron helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia.
Menurut prinsip Pauli, tidak mungkin ada dua elektron dengan spin paralel dalam satu orbital. Elektron ketiga dalam atom litium menempati orbital 2s. Konfigurasi elektron Li adalah 1s 2 2s 1, dan berilium adalah 1s 2 2s 2. Karena orbital 2s terisi, elektron kelima atom boron menempati orbital 2p. Pada N= bilangan kuantum 2 sisi (orbital). aku mengambil nilai 0 dan 1. Kapan aku = 0 (keadaan 2s) m aku= 0, dan pada aku = 1 (2p – keadaan) m aku mungkin sama dengan +1; 0; -1. Keadaan 2p berhubungan dengan tiga sel energi, Gambar. 4.2.
Beras. 4.2. Susunan elektron atom boron dalam orbital
Untuk atom nitrogen (konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 3 dua elektron pada tingkat pertama, lima elektron pada tingkat kedua), dua varian struktur elektronik berikut dimungkinkan, Gambar. 4.3:
Beras. 4.3. Kemungkinan varian susunan elektron atom nitrogen dalam orbital
Pada skema pertama, Gambar 4.3a, total putaran sama dengan 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), pada skema kedua (Gambar 4.3b) total putaran sama dengan 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Lokasi putaran ditentukan aturan Hund yang berbunyi: pengisian tingkat energi terjadi sedemikian rupa sehingga putaran totalnya maksimal.
Dengan demikian , Dari dua skema struktur atom nitrogen yang diberikan, yang pertama sesuai dengan keadaan stabil (dengan energi terendah), di mana semua elektron p menempati orbital yang berbeda. Orbital sublevel diisi sebagai berikut: pertama, satu elektron dengan spin yang sama, dan kemudian elektron kedua dengan spin berlawanan.
Dimulai dengan natrium, tingkat energi ketiga terisi dengan n = 3. Distribusi elektron atom unsur periode ketiga dalam orbital ditunjukkan pada Gambar. 4.4.
Beras. 4.4. Distribusi elektron dalam orbital untuk atom unsur periode ketiga dalam keadaan dasar
Dalam sebuah atom, setiap elektron menempati orbital bebas dengan energi terendah sesuai dengan ikatan terkuatnya dengan inti. Pada tahun 1961 V.M. Klechkovsky merumuskan posisi umum yang sesuai dengan itu energi orbital elektron meningkat dengan urutan peningkatan jumlah bilangan kuantum utama dan sekunder ( n + l), dan jika jumlah ini sama, orbital dengan nilai bilangan kuantum utama n yang lebih rendah memiliki energi yang lebih kecil.
Urutan tingkat energi menurut kenaikan energi kira-kira sebagai berikut:
1 detik< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
Mari kita perhatikan distribusi elektron dalam orbital atom unsur periode keempat (Gbr. 4.5).
Beras. 4.5. Distribusi elektron pada orbital atom unsur periode keempat dalam keadaan dasar
Setelah kalium (konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) dan kalsium (konfigurasi elektron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2), kulit 3d bagian dalam terisi elektron (elemen transisi Sc - Zn). Perlu dicatat bahwa ada dua anomali: untuk atom Cr dan Cu pada 4 S-kulit tidak mengandung dua elektron, tetapi satu, mis. terjadi apa yang disebut “kegagalan” elektron 4s terluar ke kulit 3d sebelumnya. Struktur elektronik atom kromium dapat direpresentasikan sebagai berikut (Gbr. 4.6).
Beras. 4.6. Distribusi elektron pada orbital atom kromium
Alasan fisik untuk "pelanggaran" urutan pengisian dikaitkan dengan perbedaan kemampuan penetrasi orbital elektron ke inti, stabilitas khusus konfigurasi elektronik d 5 dan d 10, f 7 dan f 14, sesuai dengan pengisian orbital elektronik dengan satu atau dua elektron, serta efek penyaringan inti lapisan muatan elektronik internal.
Konfigurasi elektron atom Mn, Fe, Co, Ni, Cu dan Zn dicerminkan dengan rumus berikut:
25 jt 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2,
26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,
27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,
28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2,
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1,
30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .
Setelah seng, mulai dari unsur ke-31 - galium hingga unsur ke-36 - kripton, pengisian lapisan keempat (4p - cangkang) dilanjutkan. Konfigurasi elektron unsur-unsur tersebut adalah sebagai berikut:
31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ,
32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 ,
33 Sebagai 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 ,
34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4,
35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5,
36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 .
Perlu dicatat bahwa jika pengecualian Pauli tidak dilanggar, dalam keadaan tereksitasi, elektron dapat ditempatkan di orbital atom lain.
4.4. Jenis unsur kimia
Semua unsur tabel periodik dibagi menjadi empat jenis:
1. Dalam atom s-elemen kulit s pada lapisan luar (n) terisi. Unsur s meliputi hidrogen, helium, dan dua unsur pertama pada setiap periode.
2. Pada atom elemen p elektron mengisi kulit p pada tingkat terluar (np). Elemen p mencakup 6 elemen terakhir setiap periode (kecuali periode pertama).
3.kamu elemen-d diisi dengan elektron d–kulit terluar kedua (n–1) d. Ini adalah elemen plug-in dekade periode besar yang terletak di antara elemen s dan p.
4.kamu f-elemen sublevel f dari level luar ketiga (n–2) f diisi dengan elektron. Keluarga elemen f meliputi lantanida dan aktinida.
Dari pertimbangan struktur elektronik atom yang tidak tereksitasi tergantung pada nomor atom unsurnya, berikut ini:
Jumlah tingkat energi (lapisan elektronik) suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah periode di mana unsur tersebut berada. Artinya unsur s terdapat pada semua periode, unsur p pada periode kedua dan selanjutnya, unsur d pada periode keempat dan selanjutnya, dan unsur f pada periode keenam dan ketujuh.
Nomor periode bertepatan dengan bilangan kuantum utama elektron terluar atom.
Unsur s dan p membentuk subkelompok utama, unsur d membentuk subkelompok sekunder, unsur f membentuk famili lantanida dan aktinida. Dengan demikian, subkelompok mencakup unsur-unsur yang atom-atomnya biasanya memiliki struktur serupa tidak hanya pada lapisan terluar, tetapi juga pada lapisan pra-luar (dengan pengecualian unsur-unsur yang di dalamnya terdapat “kegagalan” elektron).
Nomor golongan biasanya menunjukkan jumlah elektron yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Inilah arti fisik dari nomor grup. Unsur-unsur subkelompok samping memiliki elektron valensi tidak hanya pada kulit terluarnya, tetapi juga pada kulit kedua dari belakang. Inilah perbedaan utama dalam sifat-sifat unsur-unsur subkelompok utama dan sekunder.
Unsur yang mempunyai elektron valensi d atau f disebut unsur transisi.
Nomor golongan, pada umumnya, sama dengan bilangan oksidasi positif tertinggi dari unsur-unsur yang ditunjukkannya dalam senyawa. Pengecualiannya adalah fluor - bilangan oksidasinya adalah –1; Dari unsur-unsur Golongan VIII, hanya Os, Ru dan Xe yang diketahui mempunyai bilangan oksidasi +8.
4.5. Periodisitas sifat atom unsur
Karakteristik atom seperti jari-jarinya, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan, dan bilangan oksidasi berhubungan dengan struktur elektronik atom.
Ada jari-jari atom logam dan jari-jari kovalen atom non-logam. Jari-jari atom logam dihitung berdasarkan jarak antar atom, yang diketahui sebagian besar logam berdasarkan data eksperimen. Dalam hal ini, jari-jari atom logam sama dengan setengah jarak antara pusat dua atom yang bertetangga. Jari-jari kovalen bukan logam dalam molekul dan kristal zat sederhana dihitung dengan cara yang sama. Semakin besar jari-jari atom, semakin mudah elektron terluar melepaskan diri dari inti (begitu pula sebaliknya). Tidak seperti jari-jari atom, jari-jari ion adalah nilai yang berubah-ubah.
Dari kiri ke kanan dalam satu periode, nilai jari-jari atom logam berkurang, dan jari-jari atom nonlogam berubah secara kompleks, karena bergantung pada sifat ikatan kimia. Pada periode kedua, misalnya, jari-jari atom mula-mula mengecil dan kemudian bertambah, terutama tajam ketika berpindah ke atom gas mulia.
Pada subkelompok utama, jari-jari atom bertambah dari atas ke bawah, seiring dengan bertambahnya jumlah lapisan elektronik.
Jari-jari kation lebih kecil dari jari-jari atom yang bersesuaian, dan seiring bertambahnya muatan positif kation, jari-jarinya mengecil. Sebaliknya, jari-jari anion selalu lebih besar dari jari-jari atom yang bersangkutan. Partikel (atom dan ion) yang memiliki jumlah elektron yang sama disebut isoelektronik. Dalam rangkaian ion isoelektronik, jari-jarinya mengecil seiring dengan mengecilnya jari-jari negatif ion dan dengan bertambahnya jari-jari positif. Penurunan tersebut terjadi misalnya pada deret: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.
Energi ionisasi– energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron dari atom dalam keadaan dasar. Biasanya dinyatakan dalam elektron volt (1 eV = 96,485 kJ/mol). Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, energi ionisasi bertambah seiring bertambahnya muatan inti. Dalam subkelompok utama, dari atas ke bawah, ia berkurang, karena jarak elektron ke inti meningkat dan efek penyaringan lapisan elektronik internal meningkat.
Tabel 4.1 menunjukkan nilai energi ionisasi (energi pelepasan elektron pertama, kedua, dst.) untuk beberapa atom.
Pada periode kedua, selama transisi dari Li ke Ne, energi pelepasan elektron pertama meningkat (lihat Tabel 4.1). Namun, seperti dapat dilihat dari tabel, energi ionisasi meningkat secara tidak merata: untuk boron dan oksigen, yang masing-masing mengikuti berilium dan nitrogen, terjadi sedikit penurunan, yang disebabkan oleh kekhasan struktur elektronik atom.
Kulit s terluar berilium terisi penuh, sehingga elektron di sebelahnya, boron, memasuki orbital p. Elektron p ini kurang terikat erat pada inti dibandingkan elektron s, sehingga pelepasan elektron p memerlukan energi yang lebih sedikit.
Tabel 4.1.
Energi ionisasi SAYA atom beberapa unsur
Setiap orbital p atom nitrogen memiliki satu elektron. Dalam atom oksigen, sebuah elektron memasuki orbital p, yang sudah ditempati oleh satu elektron. Dua elektron pada orbital yang sama akan tolak menolak dengan kuat, sehingga lebih mudah melepaskan elektron dari atom oksigen dibandingkan dari atom nitrogen.
Logam alkali mempunyai energi ionisasi yang paling rendah, oleh karena itu logam tersebut mempunyai sifat logam; energi ionisasi tertinggi adalah pada gas inert.
Afinitas elektron– energi yang dilepaskan ketika elektron menempel pada atom netral. Afinitas elektron, seperti energi ionisasi, biasanya dinyatakan dalam volt elektron. Afinitas elektron tertinggi adalah pada halogen, terendah pada logam alkali. Tabel 4.2 menunjukkan afinitas elektron terhadap atom beberapa unsur.
Tabel 4.2.
Afinitas elektron atom beberapa unsur
Keelektronegatifan- kemampuan suatu atom dalam suatu molekul atau ion untuk menarik elektron valensi dari atom lain. Keelektronegatifan (EO) sebagai ukuran kuantitatif merupakan nilai perkiraan. Sekitar 20 skala keelektronegatifan telah diusulkan, yang paling dikenal luas adalah skala yang dikembangkan oleh L. Pauling. Pada Gambar. 4.7 menunjukkan nilai EO menurut Pauling.
Beras. 4.7. Keelektronegatifan unsur (menurut Pauling)
Fluor adalah unsur yang paling elektronegatif dari semua unsur pada skala Pauling. EO-nya dianggap 4. Yang paling elektronegatif adalah sesium. Hidrogen menempati posisi perantara, karena ketika berinteraksi dengan beberapa unsur ia melepaskan elektron, dan ketika berinteraksi dengan unsur lain ia memperoleh elektron.
4.6. Sifat asam basa senyawa; Sirkuit Kossel
Untuk menjelaskan sifat perubahan sifat asam-basa senyawa unsur, Kossel (Jerman) mengusulkan menggunakan skema sederhana berdasarkan asumsi bahwa terdapat ikatan ionik murni dalam molekul dan terjadi interaksi Coulomb antar ion. . Skema Kossel menggambarkan sifat asam-basa senyawa yang mengandung ikatan E-H dan E-O-H, bergantung pada muatan inti dan jari-jari unsur pembentuknya.
Diagram Kossel untuk dua logam hidroksida, seperti LiOH dan KOH, ditunjukkan pada Gambar. 4.8.
Beras. 4.8. Diagram Kossel untuk LiOH dan KOH
Terlihat dari diagram yang disajikan, jari-jari ion Li+ lebih kecil dari jari-jari ion K+ dan gugus OH- terikat lebih erat pada kation litium dibandingkan dengan kation kalium. Akibatnya KOH akan lebih mudah terdisosiasi dalam larutan dan sifat dasar kalium hidroksida akan lebih terasa.
Dengan cara yang sama, Anda dapat menganalisis skema Kossel untuk dua basa CuOH dan Cu(OH) 2. Karena jari-jari ion Cu 2+ lebih kecil dan muatannya lebih besar dibandingkan dengan ion Cu +, maka gugus OH - akan terikat lebih kuat oleh ion Cu 2+. Akibatnya basa Cu(OH) 2 akan lebih lemah dibandingkan CuOH.
Dengan demikian, kekuatan basa meningkat seiring dengan bertambahnya jari-jari kation dan berkurangnya muatan positifnya.
Dalam subkelompok utama, dari atas ke bawah, kekuatan basa meningkat seiring dengan meningkatnya jari-jari ion unsur ke arah ini. Dalam periode dari kiri ke kanan, jari-jari ion suatu unsur mengecil dan muatan positifnya bertambah, sehingga kekuatan basa menurun ke arah ini.
Diagram Kossel untuk dua asam bebas oksigen, misalnya HCl dan HI, ditunjukkan pada Gambar. 4.9
Beras. 4.9. Diagram Kossel untuk HCl dan HI
Karena jari-jari ion klorida lebih kecil daripada jari-jari ion iodida, maka ion H+ terikat lebih kuat pada anion dalam molekul asam klorida, sehingga akan lebih lemah dibandingkan dengan asam hidroiodik. Dengan demikian, kekuatan asam anoxic meningkat dengan meningkatnya jari-jari ion negatif.
Kekuatan asam yang mengandung oksigen berubah sebaliknya. Ini meningkat ketika jari-jari ion berkurang dan muatan positifnya meningkat. Pada Gambar. Gambar 4.10 menunjukkan diagram Kossel untuk dua asam HClO dan HClO 4.
Beras. 4.10. Diagram Kossel untuk HClO dan HClO 4
Ion C1 7+ terikat kuat pada ion oksigen, sehingga proton akan lebih mudah terpecah pada molekul HC1O 4. Pada saat yang sama, ikatan antara ion C1+ dan ion O2- menjadi kurang kuat, dan pada molekul HC1O proton akan lebih kuat ditahan oleh anion O2-. Akibatnya, HClO 4 akan menjadi asam yang lebih kuat dari HClO.
Keuntungan skema Kossel adalah dengan menggunakan model sederhana, memungkinkan seseorang menjelaskan sifat perubahan sifat asam basa senyawa dalam serangkaian zat serupa. Namun skema ini murni kualitatif. Ini hanya memungkinkan Anda membandingkan sifat-sifat senyawa dan tidak memungkinkan untuk menentukan sifat asam-basa dari senyawa tunggal yang dipilih secara acak. Kekurangan model ini adalah hanya didasarkan pada konsep elektrostatis, sedangkan di alam tidak terdapat ikatan ionik yang murni (seratus persen).
4.7. Sifat redoks unsur dan senyawanya
Perubahan sifat redoks zat sederhana dapat dengan mudah ditentukan dengan mempertimbangkan sifat perubahan keelektronegatifan unsur-unsur yang bersesuaian. Pada subkelompok utama, dari atas ke bawah, keelektronegatifan menurun, yang menyebabkan penurunan sifat oksidatif dan peningkatan sifat pereduksi ke arah ini. Dalam periode dari kiri ke kanan, keelektronegatifan meningkat. Akibatnya, sifat reduksi zat sederhana menurun ke arah ini, dan sifat pengoksidasi meningkat. Jadi, zat pereduksi kuat terletak di sudut kiri bawah tabel periodik unsur (kalium, rubidium, cesium, barium), sedangkan zat pengoksidasi kuat terletak di sudut kanan atas (oksigen, fluor, klor).
Sifat redoks senyawa unsur bergantung pada sifatnya, bilangan oksidasi unsur, kedudukan unsur dalam tabel periodik, dan sejumlah faktor lainnya.
Pada subkelompok utama, dari atas ke bawah, sifat pengoksidasi asam yang mengandung oksigen, di mana atom unsur pusatnya memiliki bilangan oksidasi yang sama, menurun. Agen pengoksidasi kuat adalah asam nitrat dan asam sulfat pekat. Semakin besar bilangan oksidasi positif suatu unsur dalam senyawa, semakin besar pula sifat oksidasinya. Kalium permanganat dan kalium dikromat menunjukkan sifat pengoksidasi yang kuat.
Pada subkelompok utama, sifat pereduksi anion sederhana meningkat dari atas ke bawah. Agen pereduksi kuat adalah HI, H 2 S, iodida dan sulfida.
Di sini pembaca akan menemukan informasi tentang salah satu hukum terpenting yang pernah ditemukan manusia di bidang ilmiah - hukum periodik Dmitry Ivanovich Mendeleev. Anda akan mengetahui signifikansi dan pengaruhnya terhadap kimia; ketentuan umum, karakteristik dan rincian hukum periodik, sejarah penemuan dan ketentuan utama akan dipertimbangkan.
Apa itu hukum periodik
Hukum periodik merupakan hukum alam yang bersifat fundamental, yang pertama kali ditemukan oleh DI Mendeleev pada tahun 1869, dan penemuannya sendiri terjadi melalui perbandingan sifat-sifat beberapa unsur kimia dengan nilai massa atom yang diketahui pada saat itu.
Mendeleev berpendapat bahwa, menurut hukumnya, benda sederhana dan kompleks serta berbagai senyawa unsur bergantung pada ketergantungan tipe periodiknya dan berat atomnya.
Hukum periodik memiliki keunikan tersendiri dan hal ini disebabkan karena hukum periodik tidak diungkapkan dengan persamaan matematika, tidak seperti hukum dasar alam dan alam semesta lainnya. Secara grafis, ia menemukan ekspresinya dalam tabel periodik unsur kimia.
Sejarah penemuan
Penemuan hukum periodik terjadi pada tahun 1869, tetapi upaya untuk mensistematisasikan semua unsur ke-x yang diketahui telah dimulai jauh sebelum itu.
Upaya pertama untuk menciptakan sistem seperti itu dilakukan oleh I.V. Debereiner pada tahun 1829. Dia mengklasifikasikan semua unsur kimia yang dikenalnya ke dalam triad, terkait satu sama lain berdasarkan jarak setengah jumlah massa atom yang termasuk dalam kelompok tiga komponen ini. . Mengikuti Debereiner, upaya dilakukan untuk membuat tabel unik klasifikasi unsur oleh A. de Chancourtois, ia menyebut sistemnya "spiral duniawi", dan setelahnya oktaf Newlands disusun oleh John Newlands. Pada tahun 1864, hampir bersamaan, William Olding dan Lothar Meyer menerbitkan tabel yang dibuat secara independen satu sama lain.
Undang-undang periodik dipresentasikan kepada komunitas ilmiah untuk ditinjau pada tanggal 8 Maret 1869, dan ini terjadi pada pertemuan Masyarakat Rusia. Dmitry Ivanovich Mendeleev mengumumkan penemuannya di depan semua orang, dan pada tahun yang sama buku teks Mendeleev "Fundamentals of Chemistry" diterbitkan, di mana tabel periodik yang ia buat pertama kali diperlihatkan. Setahun kemudian, pada tahun 1870, ia menulis sebuah artikel dan menyerahkannya ke Masyarakat Kimia Rusia, tempat konsep hukum periodik pertama kali digunakan. Pada tahun 1871, Mendeleev memberikan gambaran lengkap tentang konsepnya dalam artikel terkenalnya tentang hukum periodik unsur kimia.
Kontribusinya yang sangat berharga bagi perkembangan ilmu kimia
Pentingnya hukum periodik sangatlah besar bagi komunitas ilmiah di seluruh dunia. Hal ini disebabkan penemuannya memberikan dorongan yang kuat bagi perkembangan ilmu kimia dan ilmu pengetahuan alam lainnya, misalnya fisika dan biologi. Hubungan antara unsur-unsur dan sifat-sifat kimia dan fisika kualitatifnya terbuka, hal ini juga memungkinkan untuk memahami esensi konstruksi semua unsur menurut satu prinsip dan memunculkan rumusan konsep modern tentang unsur-unsur kimia, untuk mengkonkretkan pengetahuan. zat dengan struktur kompleks dan sederhana.
Penggunaan hukum periodik memungkinkan untuk memecahkan masalah peramalan kimia dan menentukan penyebab perilaku unsur-unsur kimia yang diketahui. Fisika atom, termasuk energi nuklir, menjadi mungkin karena hukum yang sama. Pada gilirannya, ilmu-ilmu tersebut memungkinkan untuk memperluas cakrawala hakikat hukum ini dan memperdalam pemahamannya.
Sifat kimia unsur-unsur tabel periodik
Pada hakikatnya, unsur-unsur kimia saling berhubungan menurut ciri-ciri yang melekat di dalamnya dalam keadaan atom atau ion bebas, terlarut atau terhidrasi, dalam zat sederhana dan bentuk yang dapat dibentuk oleh banyak senyawanya. Namun, sifat-sifat ini biasanya terdiri dari dua fenomena: sifat-sifat yang merupakan ciri atom dalam keadaan bebas dan sifat-sifat zat sederhana. Ada banyak jenis properti jenis ini, namun yang terpenting adalah:
- Ionisasi atom dan energinya, tergantung pada posisi unsur dalam tabel, nomor urutnya.
- Afinitas energi suatu atom dan elektron, yang, seperti ionisasi atom, bergantung pada lokasi unsur dalam tabel periodik.
- Keelektronegatifan suatu atom, yang tidak mempunyai nilai konstan, tetapi dapat berubah tergantung pada berbagai faktor.
- Jari-jari atom dan ion - di sini, sebagai suatu peraturan, data empiris digunakan, yang dikaitkan dengan sifat gelombang elektron dalam keadaan bergerak.
- Atomisasi zat sederhana - deskripsi kemampuan reaktivitas suatu unsur.
- Keadaan oksidasi merupakan karakteristik formal, namun muncul sebagai salah satu karakteristik paling penting dari suatu unsur.
- Potensi oksidasi zat sederhana merupakan pengukuran dan indikasi potensi suatu zat untuk bekerja dalam larutan air, serta tingkat manifestasi sifat redoks.
Periodisitas elemen tipe internal dan sekunder
Hukum periodik memberikan pemahaman tentang komponen penting lainnya dari alam - periodisitas internal dan sekunder. Bidang mempelajari sifat-sifat atom yang disebutkan di atas sebenarnya jauh lebih kompleks daripada yang diperkirakan. Hal ini disebabkan unsur s, p, d pada tabel berubah sifat kualitatifnya tergantung pada posisinya dalam periode (periodisitas internal) dan golongan (periodisitas sekunder). Misalnya, proses internal peralihan unsur s dari golongan pertama ke golongan kedelapan ke unsur p disertai dengan titik minimum dan maksimum pada kurva garis energi atom yang terionisasi. Fenomena ini menunjukkan ketidakstabilan internal periodisitas perubahan sifat-sifat suatu atom menurut posisinya dalam periode.
Hasil
Kini pembaca sudah mempunyai pemahaman dan definisi yang jelas tentang apa itu hukum periodik Mendeleev, menyadari signifikansinya bagi manusia dan perkembangan berbagai ilmu pengetahuan, serta mempunyai gambaran tentang ketentuan modern dan sejarah penemuannya.
Hukum periodik D.I.Mendeleev.
Sifat-sifat unsur kimia, dan oleh karena itu sifat-sifat benda sederhana dan kompleks yang dibentuknya, secara periodik bergantung pada besarnya berat atom.
Arti fisis dari hukum periodik.
Arti fisis dari hukum periodik terletak pada perubahan periodik sifat-sifat unsur, sebagai akibat dari pengulangan kulit atom ke-e secara berkala, dengan peningkatan n yang konsisten.
Formulasi modern PZ D.I.Mendeleev.
Sifat-sifat unsur kimia, serta sifat-sifat zat sederhana atau kompleks yang dibentuknya, secara berkala bergantung pada besarnya muatan inti atomnya.
Tabel periodik unsur.
Sistem periodik adalah sistem klasifikasi unsur-unsur kimia yang dibuat berdasarkan hukum periodik. Tabel periodik menetapkan hubungan antara unsur-unsur kimia yang mencerminkan persamaan dan perbedaannya.
Tabel periodik unsur (ada dua jenis: pendek dan panjang).
Tabel periodik unsur merupakan representasi grafis dari sistem periodik unsur, terdiri dari 7 periode dan 8 golongan.
Pertanyaan 10
Sistem periodik dan struktur kulit elektron atom suatu unsur.
Belakangan diketahui bahwa tidak hanya nomor urut suatu unsur yang mempunyai makna fisis yang dalam, tetapi konsep-konsep lain yang telah dibahas sebelumnya juga lambat laun memperoleh makna fisis. Misalnya, nomor golongan, yang menunjukkan valensi tertinggi suatu unsur, dengan demikian menunjukkan jumlah maksimum elektron dalam atom suatu unsur tertentu yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia.
Nomor periode, pada gilirannya, ternyata berhubungan dengan jumlah tingkat energi yang ada pada kulit elektron suatu atom suatu unsur pada periode tertentu.
Jadi, misalnya, “koordinat” timah Sn (nomor urut 50, periode 5, subgrup utama golongan IV) berarti terdapat 50 elektron dalam atom timah, tersebar pada 5 tingkat energi, hanya 4 elektron yang merupakan valensi. .
Arti fisik dari menemukan elemen dalam subkelompok dari berbagai kategori sangatlah penting. Ternyata untuk unsur-unsur yang terletak pada subkelompok kategori I, elektron berikutnya (terakhir) terletak pada s-sublevel tingkat eksternal. Elemen-elemen ini termasuk dalam keluarga elektronik. Untuk atom unsur yang terletak pada subkelompok kategori II, elektron berikutnya terletak pada p-sublevel tingkat eksternal. Ini adalah unsur-unsur dari keluarga elektronik “p”. Jadi, elektron ke-50 berikutnya dalam atom timah terletak di sublevel p eksternal, yaitu tingkat energi ke-5.
Untuk atom unsur subkelompok kategori III, elektron berikutnya terletak di d-sublevel, tetapi sudah pada tingkat eksternal, ini adalah elemen dari keluarga elektronik “d”. Pada atom lantanida dan aktinida, elektron berikutnya terletak pada sublevel f, sebelum level terluar. Ini adalah elemen dari keluarga elektronik "F".
Oleh karena itu, bukanlah suatu kebetulan bahwa jumlah subgrup dari 4 kategori yang disebutkan di atas, yaitu 2-6-10-14, bertepatan dengan jumlah maksimum elektron pada sublevel s-p-d-f.
Tetapi ternyata pertanyaan tentang urutan pengisian kulit elektron dan memperoleh rumus elektronik untuk atom suatu unsur dapat diselesaikan berdasarkan sistem periodik, yang dengan cukup jelas menunjukkan tingkat dan subtingkat masing-masing. elektron berturut-turut. Sistem periodik juga menunjukkan penempatan unsur-unsur satu demi satu ke dalam periode, golongan, subkelompok dan distribusi elektronnya antar tingkat dan subtingkat, karena setiap unsur memiliki ciri tersendiri yang mencirikan elektron terakhirnya. Sebagai contoh, mari kita lihat menyusun rumus elektronik atom unsur zirkonium (Zr). Sistem periodik memberikan indikator dan “koordinat” unsur ini: nomor urut 40, periode 5, golongan IV, subkelompok sekunder Kesimpulan pertama: a) seluruhnya terdapat 40 elektron, b) 40 elektron ini tersebar pada lima tingkat energi; c) dari 40 elektron hanya 4 yang valensi, d) elektron ke-40 berikutnya memasuki subtingkat d sebelum tingkat energi terluar, yaitu tingkat energi keempat. Kesimpulan serupa dapat ditarik untuk masing-masing dari 39 unsur sebelum zirkonium, hanya indikator dan koordinatnya akan berbeda setiap saat.
