Alķīmiķi mēģināja atrast arī dabas likumu, uz kura pamata būtu iespējams sistematizēt ķīmiskos elementus. Bet viņiem trūka uzticamas un detalizētas informācijas par elementiem. Līdz 19. gadsimta vidum. zināšanas par ķīmiskajiem elementiem kļuva pietiekamas, un elementu skaits pieauga tik daudz, ka zinātnē radās dabiska vajadzība tos klasificēt. Pirmie mēģinājumi klasificēt elementus metālos un nemetālos izrādījās neveiksmīgi. D.I.Mendeļejeva priekšteči (I.V.Debereiners, J.A.Newlands, L.Yu.Meyer) daudz darīja, lai sagatavotos periodiskā likuma atklāšanai, taču nespēja aptvert patiesību. Dmitrijs Ivanovičs izveidoja saikni starp elementu masu un to īpašībām.

Dmitrijs Ivanovičs dzimis Toboļskā. Viņš bija septiņpadsmitais bērns ģimenē. Pēc vidusskolas beigšanas dzimtajā pilsētā Dmitrijs Ivanovičs iestājās Sanktpēterburgas Galvenajā pedagoģiskajā institūtā, pēc kura viņš ar zelta medaļu devās divu gadu zinātniskā ceļojumā uz ārzemēm. Pēc atgriešanās viņu uzaicināja uz Sanktpēterburgas universitāti. Kad Mendeļejevs sāka lasīt lekcijas par ķīmiju, viņš neatrada neko, ko varētu ieteikt studentiem kā mācību līdzekli. Un viņš nolēma uzrakstīt jaunu grāmatu - “Ķīmijas pamati”.

Pirms periodiskā likuma atklāšanas bija smags darbs 15 gadus. 1869. gada 1. martā Dmitrijs Ivanovičs plānoja darba darīšanās no Sanktpēterburgas doties uz guberņām.

Periodiskais likums tika atklāts, pamatojoties uz atoma īpašību - relatīvo atomu masu .

Mendeļejevs sakārtoja ķīmiskos elementus pieaugošā secībā pēc to atomu masas un pamanīja, ka elementu īpašības atkārtojas pēc noteikta perioda – perioda, Dmitrijs Ivanovičs sakārtoja periodus vienu zem otra tā, ka līdzīgi elementi atradās viens zem otra – uz tās pašas vertikāles, tāpēc periodiskā sistēma tika uzbūvēta elementi.

1869. gada 1. marts Periodiskā likuma formulējums, ko D.I. Mendeļejevs.

Vienkāršu vielu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu svara.

Diemžēl sākotnēji periodiskā likuma atbalstītāju bija ļoti maz, pat krievu zinātnieku vidū. Pretinieku ir daudz, īpaši Vācijā un Anglijā.
Periodiskā likuma atklāšana ir spilgts zinātniskās tālredzības piemērs: 1870. gadā Dmitrijs Ivanovičs paredzēja trīs tolaik nezināmu elementu esamību, kurus viņš nosauca par ekasilīciju, ekaalumīniju un ekaboronu. Viņš spēja pareizi paredzēt jauno elementu svarīgākās īpašības. Un tad, 5 gadus vēlāk, 1875. gadā, franču zinātnieks P.E. Lekoks de Boisbaudrans, kurš neko nezināja par Dmitrija Ivanoviča darbu, atklāja jaunu metālu, nosaucot to par galliju. Vairākās īpašībās un atklāšanas metodē gallijs sakrita ar Mendeļejeva paredzēto eka-alumīniju. Bet viņa svars izrādījās mazāks nekā prognozēts. Neskatoties uz to, Dmitrijs Ivanovičs nosūtīja vēstuli uz Franciju, uzstājot uz viņa prognozi.
Zinātniskā pasaule bija pārsteigta par Mendeļejeva pareģojumu par īpašībām ekaalumīnijs izrādījās tik precīzs. No šī brīža ķīmijā sāk pieņemties periodiskais likums.
1879. gadā L. Nilsons Zviedrijā atklāja skandiju, kas iemiesoja Dmitrija Ivanoviča prognozēto Ekabor .
1886. gadā K. Vinklers Vācijā atklāja germāniju, kas izrādījās ecasilicium .

Bet Dmitrija Ivanoviča Mendeļejeva ģēnijs un viņa atklājumi nav tikai šīs prognozes!

Četrās periodiskās tabulas vietās D. I. Mendeļejevs elementus sakārtoja nevis atomu masas pieauguma secībā:

Vēl 19. gadsimta beigās D.I. Mendeļejevs rakstīja, ka acīmredzot atoms sastāv no citām mazākām daļiņām. Pēc viņa nāves 1907. gadā tika pierādīts, ka atoms sastāv no elementārdaļiņām. Atomu uzbūves teorija apstiprināja, ka Mendeļejevam bija taisnība, šo elementu pārkārtojumi neatbilstoši atomu masas pieaugumam ir pilnībā pamatoti.

Periodiskā likuma mūsdienu formulējums.

Ķīmisko elementu un to savienojumu īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu lādiņa lieluma, kas izteikts ārējā valences elektronu apvalka struktūras periodiskā atkārtojamībā.
Un tagad, vairāk nekā 130 gadus pēc periodiskā likuma atklāšanas, mēs varam atgriezties pie Dmitrija Ivanoviča vārdiem, kas tika pieņemti kā mūsu nodarbības moto: “Periodiskajam likumam nākotne nedraud iznīcība, bet tikai virsbūve un tiek solīta attīstība. Cik ķīmisko elementu līdz šim ir atklāti? Un tas ir tālu no robežas.

Periodiskā likuma grafisks attēlojums ir ķīmisko elementu periodiskā sistēma. Šis ir īss kopsavilkums par visu elementu un to savienojumu ķīmiju.

Periodiskās sistēmas īpašību izmaiņas, palielinoties atomu svaram periodā (no kreisās uz labo):

1. Tiek samazinātas metāliskās īpašības

2. Palielinās nemetāliskās īpašības

3. Augstāko oksīdu un hidroksīdu īpašības mainās no bāzes līdz amfoteriskām uz skābām.

4. Elementu valence augstāko oksīdu formulās palielinās no espirms tamVII, un gaistošo ūdeņraža savienojumu formulās samazinās no IV pirms tames.

Periodiskās tabulas veidošanas pamatprincipi.

Salīdzinājuma zīme	D.I.Mendeļejevs
1. Kā tiek noteikta elementu secība pēc skaitļiem? (Kas ir p.s. pamatā?)	Elementi ir sakārtoti relatīvās atomu masas pieauguma secībā. Ir izņēmumi. Ar – K, Co – Ni, Te – I, Th – Pa
2. Princips elementu apvienošanai grupās.	Kvalitatīva zīme. Vienkāršu vielu un viena veida komplekso vielu īpašību līdzība.
3. Princips elementu apvienošanai periodos.

Dmitrija Ivanoviča Mendeļejeva periodiskais likums ir viens no dabas pamatlikumiem, kas saista ķīmisko elementu un vienkāršu vielu īpašību atkarību ar to atomu masām. Šobrīd likums ir precizēts, un īpašību atkarība tiek skaidrota ar atoma kodola lādiņu.

Likumu 1869. gadā atklāja krievu zinātnieks. Mendeļejevs ar to iepazīstināja zinātniekus ziņojumā Krievijas Ķīmijas biedrības kongresam (ziņojumu sagatavoja cits zinātnieks, jo Mendeļejevs bija spiests steidzami doties prom pēc Sanktpēterburgas Brīvās ekonomikas biedrības norādījumiem). Tajā pašā gadā tika izdota mācību grāmata “Ķīmijas pamati”, kuru studentiem rakstīja Dmitrijs Ivanovičs. Tajā zinātnieks aprakstīja populāro savienojumu īpašības, kā arī mēģināja nodrošināt loģisku ķīmisko elementu sistematizāciju. Tajā pirmo reizi tika piedāvāta arī tabula ar periodiski sakārtotiem elementiem kā periodiska likuma grafiska interpretācija. Visus turpmākos gadus Mendeļejevs uzlaboja savu tabulu, piemēram, pievienoja inerto gāzu kolonnu, kas tika atklāta 25 gadus vēlāk.

Zinātniskā sabiedrība uzreiz nepieņēma lielā krievu ķīmiķa idejas pat Krievijā. Bet pēc tam, kad tika atklāti trīs jauni elementi (gallijs 1875. gadā, skandijs 1879. gadā un germānija 1886. gadā), kurus Mendeļejevs paredzēja un aprakstīja savā slavenajā ziņojumā, periodiskais likums tika atzīts.

• Ir universāls dabas likums.
• Tabulā, kas grafiski attēlo likumu, ir iekļauti ne tikai visi zināmie elementi, bet arī tie, kas joprojām tiek atklāti.
• Visi jaunie atklājumi neietekmēja likuma un tabulas atbilstību. Tabula tiek uzlabota un mainīta, taču tās būtība ir palikusi nemainīga.
• Ļāva noskaidrot atsevišķu elementu atomsvarus un citus raksturlielumus un paredzēt jaunu elementu esamību.
• Ķīmiķi saņēma uzticamu mājienu, kā un kur meklēt jaunus elementus. Turklāt likums ļauj ar lielu varbūtības pakāpi iepriekš noteikt vēl neatklātu elementu īpašības.
• Spēlēja milzīgu lomu neorganiskās ķīmijas attīstībā 19. gadsimtā.

Atklājumu vēsture

Ir skaista leģenda, ka Mendeļejevs sapnī redzēja savu galdu, no rīta pamodās un pierakstīja to. Patiesībā tas ir tikai mīts. Pats zinātnieks daudzkārt teica, ka 20 savas dzīves gadus veltījis elementu periodiskās tabulas izveidei un uzlabošanai.

Viss sākās ar to, ka Dmitrijs Ivanovičs nolēma uzrakstīt neorganiskās ķīmijas mācību grāmatu skolēniem, kurā plānoja sistematizēt visas tajā brīdī zināmās zināšanas. Un, protams, viņš paļāvās uz savu priekšgājēju sasniegumiem un atklājumiem. Pirmo reizi uzmanību atomu svaru un elementu īpašību attiecībām pievērsa vācu ķīmiķis Dēbereiners, kurš viņam zināmos elementus mēģināja sadalīt triādēs ar līdzīgām īpašībām un svariem, kas pakļaujas noteiktam noteikumam. Katrā trīskāršā vidējā elementa svars bija tuvu divu ārējo elementu vidējam aritmētiskajam. Tādējādi zinātnieks varēja izveidot piecas grupas, piemēram, Li–Na–K; Cl–Br–I. Bet tie nebija visi zināmie elementi. Turklāt šie trīs elementi nepārprotami neizsmeļa to elementu sarakstu, kuriem ir līdzīgas īpašības. Mēģinājumus atrast vispārīgu modeli vēlāk veica vācieši Gmelins un fon Pettenkofers, franči Ž. Dimā un de Šankurtuā, kā arī angļi Newlands un Odling. Vistālāk virzījās vācu zinātnieks Meiers, kurš 1864. gadā sastādīja tabulu, kas ļoti līdzīga periodiskajai tabulai, taču tajā bija tikai 28 elementi, savukārt 63 jau bija zināmi.

Atšķirībā no saviem priekšgājējiem Mendeļejevam tas izdevās sastādiet tabulu, kurā iekļauti visi zināmie elementi, kas sakārtoti pēc noteiktas sistēmas. Tajā pašā laikā viņš atstāja dažas šūnas tukšas, aptuveni aprēķinot dažu elementu atomu svaru un aprakstot to īpašības. Turklāt krievu zinātniekam pietika drosmes un tālredzības paziņot, ka viņa atklātais likums ir universāls dabas likums, un nosauca to par “periodisku likumu”. Pateicis “ah”, viņš devās uz priekšu un izlaboja to elementu atomu svaru, kuri neietilpa tabulā. Pēc rūpīgākas pārbaudes izrādījās, ka viņa labojumi bija pareizi, un viņa aprakstīto hipotētisko elementu atklāšana kļuva par galīgo apstiprinājumu jaunā likuma patiesumam: prakse pierādīja teorijas pamatotību.

Šīs tēmas izpētes rezultātā jūs uzzināsit: kāpēc ūdeņradis vienlaikus tiek ievietots periodiskās tabulas pirmajā un septītajā grupā; kāpēc dažos elementos (piemēram, Cr un Cu) notiek ārējā s - elektrona "neatteice" pirms ārējā d - apvalka; kāda ir galvenās un sekundārās apakšgrupas elementu īpašību galvenā atšķirība; kuri elektroni ir valences galvenās un sekundārās apakšgrupas elementiem; kas izraisa nevienmērīgu jonizācijas enerģijas pieaugumu pārejas laikā no Li uz Ne; kura bāze ir stiprāka: LiOH vai KOH; Kura skābe ir stiprāka: HCl vai HI. Šīs tēmas izpētes rezultātā jūs uzzināsit: ierakstīt elementu elektroniskās konfigurācijas; nosaka elementa atoma elektronisko struktūru pēc tā stāvokļa attiecīgajā periodā un periodiskās sistēmas apakšgrupā un līdz ar to īpašībām; ņemot vērā neierosināto atomu elektronisko struktūru, nosaka elektronu skaitu, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā, kā arī iespējamos elementu oksidācijas stāvokļus; salīdziniet skābju un bāzu relatīvās stiprības. Studiju jautājumi:

4.1. Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs

Periodiskais likums ir lielākais ķīmijas zinātnes sasniegums, visas mūsdienu ķīmijas pamats. Līdz ar viņa atklājumu ķīmija pārstāja būt aprakstoša zinātne, tajā kļuva iespējama zinātniskā tālredzība.

Atklāts periodiskais likums D. I. Mendeļejevs 1869. gadā Zinātnieks formulēja šo likumu šādi: "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no elementu atomu svara lieluma."

Detalizētāks vielas struktūras pētījums parādīja, ka elementu īpašību periodiskumu nosaka nevis atomu masa, bet gan atomu elektroniskā struktūra.

Kodollādiņš ir raksturlielums, kas nosaka atomu elektronisko struktūru un līdz ar to arī elementu īpašības. Tāpēc mūsdienu formulējumā Periodiskais likums izklausās šādi: vienkāršu vielu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no atomu skaita (no to atomu kodola lādiņa vērtības). ).

Periodiskā likuma izteiksme ir elementu periodiskā tabula.

4.2. D. I. Mendeļejeva periodiskā tabula

D.I. Mendeļejeva elementu periodiskā tabula sastāv no septiņiem periodiem, kas ir elementu horizontālas secības, kas sakārtotas pieaugošā secībā pēc to atoma kodola lādiņa. Periodi 1, 2, 3, 4, 5, 6 satur attiecīgi 2, 8, 8, 18, 18, 32 elementus. Septītais periods nav pabeigts. Tiek izsaukti 1., 2. un 3. periodi mazs, Pārējie - liels.

Katrs periods (izņemot pirmo) sākas ar sārmu metālu atomiem (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) un beidzas ar cēlgāzi (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), kuras priekšā ir tipisks nemetāls. Periodos no kreisās puses uz labo metāliskās īpašības pakāpeniski vājinās un nemetāliskās īpašības palielinās, jo, palielinoties atomu kodolu pozitīvajam lādiņam, palielinās elektronu skaits ārējā līmenī.

Pirmajā periodā bez hēlija ir tikai viens elements - ūdeņradis. Tas ir nosacīti ievietots IA vai VIIA apakšgrupā, jo tam ir līdzības gan ar sārmu metāliem, gan halogēniem. Ūdeņraža līdzība ar sārmu metāliem izpaužas faktā, ka ūdeņradis, tāpat kā sārmu metāli, ir reducētājs un, ziedojot vienu elektronu, veido atsevišķi lādētu katjonu. Ūdeņradim ir vairāk kopīga ar halogēniem: ūdeņradis, tāpat kā halogēni, ir nemetāls, tā molekula ir diatomiska, tam var būt oksidējošas īpašības, veidojot sāļiem līdzīgus hidrīdus ar aktīvajiem metāliem, piemēram, NaH, CaH 2.

Ceturtajā periodā pēc Ca ir 10 pārejas elementi (dekāde Sc - Zn), kam seko atlikušie 6 perioda galvenie elementi (Ga - Kg). Piektais periods ir veidots līdzīgi. Koncepcija pārejas elements parasti lieto, lai apzīmētu jebkuru elementu ar valences d- vai f-elektroniem.

Sestajā un septītajā periodā ir divkārši elementi. Aiz Ba elementa ir ievietota d elementu dekāde (La - Hg), un pēc pirmā pārejas elementa La ir 14 f elementi - lantanīdi(Se - Lu). Pēc Hg ir atlikušie 6 galvenie sestā perioda p-elementi (Tl - Rn).

Septītajā (nepilnīgajā) periodā Ac seko 14 f-elementi- aktinīdi(Th - Lr). Nesen La un Ac sāka klasificēt attiecīgi kā lantanīdus un aktinīdus. Lantanīdi un aktinīdi ir novietoti atsevišķi tabulas apakšā.

Tādējādi katrs periodiskās tabulas elements ieņem stingri noteiktu pozīciju, kas ir atzīmēta kārtas, vai atomu numuru.

Periodiskajā tabulā vertikāli atrodas astoņas grupas (I – VIII), kuras savukārt ir sadalītas apakšgrupās - galvenie, vai apakšgrupas A un blakus efekti, jeb B apakšgrupa. VIIIB apakšgrupa ir īpaša, tā satur triādes elementi, kas veido dzelzs (Fe, Co, Ni) un platīna metālu (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) ģimenes.

Elementu līdzība katrā apakšgrupā ir visievērojamākais un svarīgākais periodiskās tabulas modelis. Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju palielinās metāliskās īpašības un vājinās nemetāliskās īpašības. Šajā gadījumā palielinās elementu savienojumu stabilitāte noteiktai apakšgrupai zemākajā oksidācijas pakāpē. Sānu apakšgrupās, gluži pretēji, no augšas uz leju metāliskās īpašības vājinās un savienojumu ar augstāko oksidācijas pakāpi stabilitāte palielinās.

4.3. Periodiskā tabula un atomu elektroniskās konfigurācijas

Tā kā ķīmisko reakciju laikā reaģējošo atomu kodoli nemainās, atomu ķīmiskās īpašības ir atkarīgas no to elektronisko apvalku struktūras.

Elektronisko slāņu un atomu elektronu apvalku piepildīšana notiek saskaņā ar Pauli principu un Hunda likumu.

Pauli princips (Pauli izslēgšana)

Diviem elektroniem atomā nevar būt četri identiski kvantu skaitļi (katrā atoma orbitālē var būt ne vairāk kā divi elektroni).

Pauli princips nosaka maksimālo elektronu skaitu, kuriem ir noteikts galvenais kvantu skaitlis n(t.i., atrodas uz šī elektroniskā slāņa): N n = 2n 2. Pirmajā elektronu slānī (enerģijas līmenī) var būt ne vairāk kā 2 elektroni, otrajā – 8, trešajā – 18 utt.

Piemēram, ūdeņraža atomā ir viens elektrons, kas atrodas pirmajā enerģijas līmenī 1s stāvoklī. Šī elektrona spinu var virzīt patvaļīgi (m s = +1/2 vai m s = –1/2). Vēlreiz jāuzsver, ka pirmais enerģijas līmenis sastāv no viena apakšlīmeņa - 1s, otrais enerģijas līmenis - no diviem apakšlīmeņiem - 2s un 2p, trešais - no trim apakšlīmeņiem - 3s, 3p, 3d utt. Apakšlīmenī savukārt ir orbitāles, kuru skaitu nosaka sānu kvantu skaitlis l un vienāds ar (2 l + 1). Katru orbitāli nosacīti apzīmē ar kvadrātu, uz tās esošo elektronu apzīmē ar bultiņu, kuras virziens norāda uz šī elektrona spina orientāciju. Tas nozīmē, ka elektrona stāvokli ūdeņraža atomā var attēlot kā 1s 1 vai attēlot kā kvantu šūnu, att. 4.1:

Rīsi. 4.1. Simbols elektronam ūdeņraža atomā 1s orbitālē

Abiem hēlija atoma elektroniem n = 1, l = 0, m l= 0, m s = +1/2 un –1/2. Tāpēc hēlija elektroniskā formula ir 1s 2. Hēlija elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.

Saskaņā ar Pauli principu vienā orbitālē nevar būt divi elektroni ar paralēliem spiniem. Trešais elektrons litija atomā aizņem 2s orbitāli. Li elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 1, bet berilija elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2. Tā kā 2s orbitāle ir piepildīta, bora atoma piektais elektrons aizņem 2p orbitāli. Plkst n= 2 sānu (orbitālais) kvantu skaitlis l ņem vērtības 0 un 1. Kad l = 0 (2s-stāvoklis) m l= 0 un plkst l = 1 (2p – stāvoklis) m l var būt vienāds ar +1; 0; -1. 2p stāvoklis atbilst trim enerģijas šūnām, att. 4.2.

Rīsi. 4.2. Bora atoma elektronu izvietojums orbitālēs

Slāpekļa atomam (elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 3 divi elektroni pirmajā līmenī, pieci otrajā) ir iespējami šādi divi elektroniskās struktūras varianti, att. 4.3:

Rīsi. 4.3. Iespējamie varianti slāpekļa atoma elektronu izvietojumam orbitālēs

Pirmajā shēmā, 4.3.a att., kopējais grieziens ir vienāds ar 1/2 (+1/2 –1/2 +1/2), otrajā (4.3.b att.) kopējais grieziens ir vienāds ar 3 /2 (+1/2 + 1/2 +1/2). Tiek noteikta griezienu vieta Hunda likums kas skan: enerģijas līmeņu piepildīšana notiek tā, lai kopējais spins būtu maksimāls.

Tādējādi , No divām dotajām slāpekļa atoma struktūras shēmām pirmā atbilst stabilam stāvoklim (ar viszemāko enerģiju), kur visi p-elektroni aizņem dažādas orbitāles. Apakšlīmeņu orbitāles tiek aizpildītas šādi: vispirms viens elektrons ar vienādiem spiniem un pēc tam otrs elektrons ar pretējiem spiniem.

Sākot ar nātriju, tiek aizpildīts trešais enerģijas līmenis ar n = 3. Trešā perioda elementu atomu elektronu sadalījums orbitālēs parādīts att. 4.4.

Rīsi. 4.4. Elektronu sadalījums orbitālēs trešā perioda elementu atomiem pamatstāvoklī

Atomā katrs elektrons aizņem brīvu orbitāli ar zemāko enerģiju, kas atbilst tā spēcīgākajam savienojumam ar kodolu. 1961. gadā V.M. Klečkovskis formulēja vispārīgu nostāju, saskaņā ar kuru elektronu orbitāļu enerģija palielinās tādā secībā, kā palielinās galveno un sekundāro kvantu skaitļu summa ( n + l), un šo summu vienādības gadījumā orbitālei ar mazāku galvenā kvanta skaitļa n vērtību ir mazāka enerģija.

Enerģijas līmeņu secība enerģijas palielināšanas secībā ir aptuveni šāda:

1s< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Aplūkosim elektronu sadalījumu ceturtā perioda elementu atomu orbitālēs (4.5. att.).

Rīsi. 4.5. Elektronu sadalījums pa ceturtā perioda elementu atomu orbitālēm pamatstāvoklī

Pēc kālija (elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) un kalcija (elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) iekšējo 3d apvalku piepilda ar elektroniem Sc -pārejas elementiem. Zn) . Jāatzīmē, ka ir divas anomālijas: Cr un Cu atomiem pie 4 s-apvalks satur nevis divus elektronus, bet vienu, t.i. notiek tā sauktā ārējā 4s elektrona “neatteice” uz iepriekšējo 3d apvalku. Hroma atoma elektronisko struktūru var attēlot šādi (4.6. att.).

Rīsi. 4.6. Elektronu sadalījums pa orbitālēm hroma atomam

Uzpildes kārtības “pārkāpuma” fiziskais iemesls ir saistīts ar elektronu orbitāļu atšķirīgo iespiešanās spēju kodolā, elektronisko konfigurāciju d 5 un d 10, f 7 un f 14 īpašo stabilitāti, kas atbilst pildījumam. elektroniskās orbitāles ar vienu vai diviem elektroniem, kā arī iekšējo elektronisko lādiņu slāņu kodolu skrīninga efekts.

Mn, Fe, Co, Ni, Cu un Zn atomu elektroniskās konfigurācijas atspoguļo šādas formulas:

25 Mn 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 .

Pēc cinka, sākot no 31. elementa - gallija līdz 36. elementam - kriptonam, turpinās ceturtā slāņa (4p - apvalks) pildīšana. Šo elementu elektroniskās konfigurācijas ir šādas:

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 Kā 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3,

34 Se 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 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 .

Jāņem vērā, ka, ja Pauli izslēgšana netiek pārkāpta, ierosinātos stāvokļos elektroni var atrasties citās atomu orbitālēs.

4.4. Ķīmisko elementu veidi

Visi periodiskās tabulas elementi ir sadalīti četros veidos:

1. Atomos s-elementiārējā slāņa (n) s-čaulas ir piepildītas. S elementi ietver ūdeņradi, hēliju un katra perioda pirmos divus elementus.

2. Pie atomiem p-elementi elektroni aizpilda ārējā līmeņa (np) p-čaulas. P-elementi ietver katra perioda pēdējos 6 elementus (izņemot pirmo).

3. U d-elementi ir piepildīts ar elektroniem d–otrā ārējā līmeņa (n–1) apvalks d. Tie ir spraudņu elementi gadu desmitiem lielos periodos, kas atrodas starp s- un p-elementiem.

4. U f-elementi trešā ārējā līmeņa f apakšlīmenis (n–2) f ir piepildīts ar elektroniem. F-elementu saimē ietilpst lantanīdi un aktinīdi.

Ņemot vērā neierosinātu atomu elektronisko struktūru atkarībā no elementa atomu skaita, izriet:

Jebkura elementa atoma enerģijas līmeņu (elektronisko slāņu) skaits ir vienāds ar perioda skaitu, kurā elements atrodas. Tas nozīmē, ka s-elementi ir atrodami visos periodos, p-elementi otrajā un nākamajos periodos, d-elementi ceturtajā un nākamajos periodos, bet f-elementi sestajā un septītajā periodā.

Perioda skaitlis sakrīt ar atoma ārējo elektronu galveno kvantu skaitu.

s- un p-elementi veido galvenās apakšgrupas, d-elementi veido sekundārās apakšgrupas, f-elementi veido lantanīdu un aktinīdu ģimenes. Tādējādi apakšgrupā ietilpst elementi, kuru atomiem parasti ir līdzīga ne tikai ārējā, bet arī pirms-ārējā slāņa struktūra (izņemot elementus, kuros ir elektrona “atteice”).

Grupas numurs parasti norāda elektronu skaitu, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Tā ir grupas numura fiziskā nozīme. Sānu apakšgrupu elementiem valences elektroni ir ne tikai ārējos, bet arī priekšpēdējos apvalkos. Šī ir galvenā atšķirība galvenās un sekundārās apakšgrupas elementu īpašībās.

Elementus ar valences d- vai f-elektroniem sauc par pārejas elementiem.

Grupas numurs, kā likums, ir vienāds ar augstāko pozitīvo oksidācijas pakāpi elementiem, kas tiem piemīt savienojumos. Izņēmums ir fluors - tā oksidācijas pakāpe ir –1; No VIII grupas elementiem tikai Os, Ru un Xe ir zināms oksidācijas stāvoklis +8.

4.5. Elementu atomu īpašību periodiskums

Tādas atomu īpašības kā to rādiuss, jonizācijas enerģija, elektronu afinitāte, elektronegativitāte un oksidācijas pakāpe ir saistītas ar atoma elektronisko struktūru.

Ir metāla atomu rādiusi un nemetālu atomu kovalentie rādiusi. Metālu atomu rādiusi tiek aprēķināti, pamatojoties uz starpatomu attālumiem, kas ir labi zināmi lielākajai daļai metālu, pamatojoties uz eksperimentāliem datiem. Šajā gadījumā metāla atoma rādiuss ir vienāds ar pusi no attāluma starp divu blakus esošo atomu centriem. Līdzīgi tiek aprēķināti nemetālu kovalentie rādiusi vienkāršu vielu molekulās un kristālos. Jo lielāks ir atoma rādiuss, jo vieglāk ārējiem elektroniem atrauties no kodola (un otrādi). Atšķirībā no atomu rādiusiem jonu rādiusi ir patvaļīgas vērtības.

Periodos no kreisās puses uz labo metālu atomu rādiusu vērtība samazinās, un nemetālu atomu rādiusi mainās sarežģīti, jo tas ir atkarīgs no ķīmiskās saites rakstura. Piemēram, otrajā periodā atomu rādiusi vispirms samazinās un pēc tam palielinās, īpaši strauji pārejot uz cēlgāzes atomu.

Galvenajās apakšgrupās atomu rādiusi palielinās no augšas uz leju, palielinoties elektronisko slāņu skaitam.

Katjona rādiuss ir mazāks par tā atbilstošā atoma rādiusu, un, palielinoties katjona pozitīvajam lādiņam, tā rādiuss samazinās. Gluži pretēji, anjona rādiuss vienmēr ir lielāks par tā atbilstošā atoma rādiusu. Daļiņas (atomi un joni), kurām ir vienāds elektronu skaits, sauc par izoelektroniskām. Izoelektronisko jonu virknē rādiuss samazinās, jo jona negatīvais rādiuss samazinās un pozitīvais rādiuss palielinās. Šāds samazinājums notiek, piemēram, sērijās: O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+.

Jonizācijas enerģija– enerģija, kas nepieciešama elektrona noņemšanai no atoma pamatstāvoklī. To parasti izsaka elektronvoltos (1 eV = 96,485 kJ/mol). Laika posmā no kreisās puses uz labo jonizācijas enerģija palielinās, palielinoties kodola lādiņam. Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju tas samazinās, jo palielinās elektrona attālums līdz kodolam un palielinās iekšējo elektronisko slāņu skrīninga efekts.

4.1. tabulā parādītas jonizācijas enerģijas vērtības (enerģijas pirmā, otrā utt. elektrona noņemšanai) dažiem atomiem.

Otrajā periodā, pārejot no Li uz Ne, palielinās pirmā elektrona noņemšanas enerģija (sk. 4.1. tabulu). Taču, kā redzams no tabulas, jonizācijas enerģija pieaug nevienmērīgi: boram un skābeklim, kas seko attiecīgi berilijam un slāpeklim, novērojams neliels samazinājums, kas saistīts ar atomu elektroniskās struktūras īpatnībām.

Berilija ārējais s-apvalks ir pilnībā piepildīts, tāpēc tam blakus esošais elektrons, bors, nonāk p-orbitālē. Šis p-elektrons ir mazāk cieši saistīts ar kodolu nekā s-elektrons, tāpēc p-elektronu noņemšanai ir nepieciešams mazāk enerģijas.

4.1. tabula.

Jonizācijas enerģijas es dažu elementu atomi

Katrā slāpekļa atoma p-orbitālē ir viens elektrons. Skābekļa atomā elektrons nonāk p-orbitālē, kuru jau aizņem viens elektrons. Divi elektroni vienā orbitālē spēcīgi atgrūž, tāpēc elektronu ir vieglāk noņemt no skābekļa atoma nekā no slāpekļa atoma.

Sārmu metāliem ir viszemākā jonizācijas enerģija, tāpēc tiem ir izteiktas metāliskas īpašības, lielākā jonizācijas enerģija ir inertajām gāzēm.

Elektronu afinitāte– enerģija, kas izdalās, elektronam pievienojoties neitrālam atomam. Elektronu afinitāte, tāpat kā jonizācijas enerģija, parasti tiek izteikta elektronu voltos. Vislielākā elektronu afinitāte ir halogēniem, zemākā – sārmu metāliem. 4.2. tabulā parādīta elektronu afinitāte pret dažu elementu atomiem.

4.2. tabula.

Dažu elementu atomu elektronu afinitāte

Elektronegativitāte- atoma spēja molekulā vai jona piesaistīt valences elektronus no citiem atomiem. Elektronegativitāte (EO) kā kvantitatīvs rādītājs ir aptuvena vērtība. Ir ierosinātas aptuveni 20 elektronegativitātes skalas, no kurām visplašāk atzītā ir L. Paulinga izstrādātā skala. Attēlā 4.7 parāda EO vērtības saskaņā ar Pauling.

Rīsi. 4.7. Elementu elektronegativitāte (pēc Paulinga)

Fluors ir elektronegatīvākais no visiem Polinga skalas elementiem. Tā EO tiek pieņemts kā 4. Vismazāk elektronegatīvs ir cēzijs. Ūdeņradis ieņem starpstāvokli, jo, mijiedarbojoties ar dažiem elementiem, tas atdod elektronu un, mijiedarbojoties ar citiem, iegūst.

4.6. Savienojumu skābes-bāzes īpašības; Kossel ķēde

Lai izskaidrotu elementu savienojumu skābju-bāzes īpašību izmaiņu raksturu, Kosels (Vācija) ierosināja izmantot vienkāršu shēmu, kuras pamatā ir pieņēmums, ka molekulās ir tīri jonu saite un starp joniem notiek Kulona mijiedarbība. . Kosela shēma apraksta E-H un E-O-H saites saturošu savienojumu skābju-bāzes īpašības atkarībā no kodola lādiņa un tos veidojošā elementa rādiusa.

Kossel diagramma diviem metālu hidroksīdiem, piemēram, LiOH un KOH, ir parādīta attēlā. 4.8.

Rīsi. 4.8. Kosela diagramma LiOH un KOH

Kā redzams no parādītās diagrammas, Li + jona rādiuss ir mazāks nekā K + jona rādiuss un OH - grupa ir ciešāk saistīta ar litija katjonu nekā ar kālija katjonu. Līdz ar to KOH būs vieglāk disociējams šķīdumā, un kālija hidroksīda pamatīpašības būs izteiktākas.

Līdzīgā veidā varat analizēt Kosela shēmu divām bāzēm CuOH un Cu (OH) 2. Tā kā Cu 2+ jona rādiuss ir mazāks un lādiņš ir lielāks nekā Cu + jonam, OH - grupu stingrāk noturēs Cu 2+ jons. Rezultātā bāze Cu(OH) 2 būs vājāka par CuOH.

Tādējādi bāzu stiprums palielinās, palielinoties katjona rādiusam un samazinoties tā pozitīvajam lādiņam.

Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju bāzu stiprums palielinās, jo šajā virzienā palielinās elementu jonu rādiusi. Periodos no kreisās puses uz labo elementu jonu rādiusi samazinās un palielinās to pozitīvais lādiņš, tāpēc bāzu stiprums šajā virzienā samazinās.

Kossel diagramma divām bezskābekļa skābēm, piemēram, HCl un HI, ir parādīta attēlā. 4.9

Rīsi. 4.9. Kosela diagramma HCl un HI

Tā kā hlorīda jona rādiuss ir mazāks nekā jodīda jonam, H+ jons ir stiprāk saistīts ar anjonu sālsskābes molekulā, kas būs vājāks par jodūdeņražskābi. Tādējādi anoksiskābju stiprums palielinās, palielinoties negatīvo jonu rādiusam.

Skābekli saturošo skābju stiprums mainās pretēji. Tas palielinās, jo jona rādiuss samazinās un tā pozitīvais lādiņš palielinās. Attēlā 4.10. attēlā parādīta Kosela diagramma divām skābēm HClO un HClO 4.

Rīsi. 4.10. Kosela diagramma HClO un HClO 4

C1 7+ jons ir cieši saistīts ar skābekļa jonu, tāpēc protons tiks vieglāk atdalīts HC1O 4 molekulā. Tajā pašā laikā saite starp C1+ jonu un O2- jonu ir mazāk spēcīga, un HC1O molekulā protonu spēcīgāk noturēs O2-anjons. Rezultātā HClO 4 būs spēcīgāka skābe nekā HClO.

Kosela shēmas priekšrocība ir tāda, ka, izmantojot vienkāršu modeli, tā ļauj izskaidrot savienojumu skābju-bāzes īpašību izmaiņu raksturu virknē līdzīgu vielu. Tomēr šī shēma ir tīri kvalitatīva. Tas ļauj tikai salīdzināt savienojumu īpašības un neļauj noteikt patvaļīgi izvēlēta atsevišķa savienojuma skābes bāzes īpašības. Šī modeļa trūkums ir tāds, ka tas ir balstīts tikai uz elektrostatiskām koncepcijām, savukārt dabā nav tīras (simtprocentīgas) jonu saites.

4.7. Elementu un to savienojumu redoksīpašības

Vienkāršu vielu redoksīpašību izmaiņas var viegli noteikt, ņemot vērā attiecīgo elementu elektronegativitātes izmaiņu raksturu. Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju elektronegativitāte samazinās, kas noved pie oksidatīvo īpašību samazināšanās un reducēšanas īpašību palielināšanās šajā virzienā. Periodos no kreisās puses uz labo elektronegativitāte palielinās. Rezultātā šajā virzienā vienkāršo vielu reducējošās īpašības samazinās, bet oksidējošās īpašības palielinās. Tādējādi spēcīgie reducētāji atrodas elementu periodiskās tabulas apakšējā kreisajā stūrī (kālijs, rubīdijs, cēzijs, bārijs), bet spēcīgi oksidētāji atrodas tās augšējā labajā stūrī (skābeklis, fluors, hlors).

Elementu savienojumu redoksīpašības ir atkarīgas no to rakstura, elementu oksidācijas pakāpes, elementu stāvokļa periodiskajā tabulā un vairākiem citiem faktoriem.

Galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju samazinās oksidējošās īpašības skābekli saturošām skābēm, kurās centrālā elementa atomiem ir vienāds oksidācijas stāvoklis. Spēcīgi oksidētāji ir slāpekļskābe un koncentrēta sērskābe. Jo lielāks ir savienojumā esošā elementa pozitīvais oksidācijas stāvoklis, jo izteiktākas ir tā oksidējošās īpašības. Kālija permanganātam un kālija dihromātam piemīt spēcīgas oksidējošas īpašības.

Galvenajās apakšgrupās vienkāršo anjonu reducējošās īpašības palielinās no augšas uz leju. Spēcīgi reducētāji ir HI, H 2 S, jodīdi un sulfīdi.

Šeit lasītājs atradīs informāciju par vienu no svarīgākajiem likumiem, ko cilvēks jebkad ir atklājis zinātnes jomā - Dmitrija Ivanoviča Mendeļejeva periodisko likumu. Jūs iepazīsities ar tā nozīmi un ietekmi uz ķīmiju, tiks apskatīti periodiskās likuma vispārīgie noteikumi, raksturojums un detaļas, atklājuma vēsture un galvenie noteikumi.

Kas ir periodiskais likums

Periodiskais likums ir fundamentālas dabas likums, kuru pirmo reizi atklāja D. I. Mendeļejevs tālajā 1869. gadā, un pats atklājums notika, salīdzinot dažu ķīmisko elementu īpašības un tajā laikā zināmās atomu masas vērtības.

Mendeļejevs apgalvoja, ka saskaņā ar viņa likumu vienkārši un sarežģīti ķermeņi un dažādi elementu savienojumi ir atkarīgi no to periodiskās veida atkarības un no to atoma svara.

Periodiskais likums ir unikāls savā veidā, un tas ir saistīts ar faktu, ka atšķirībā no citiem dabas un Visuma pamatlikumiem tas nav izteikts ar matemātiskiem vienādojumiem. Grafiski tas izpaužas ķīmisko elementu periodiskajā tabulā.

Atklājumu vēsture

Periodiskā likuma atklāšana notika 1869. gadā, bet mēģinājumi sistematizēt visus zināmos x-tos elementus sākās ilgi pirms tam.

Pirmo mēģinājumu izveidot šādu sistēmu veica I. V. Debereiners 1829. gadā. Viņš visus viņam zināmos ķīmiskos elementus klasificēja triādēs, kas ir savstarpēji saistītas ar tuvumu pusei no šajā trīs komponentu grupā iekļauto atomu masu summas. . Pēc Debereinera tika mēģināts izveidot unikālu A. de Šankurtuā elementu klasifikācijas tabulu, viņš savu sistēmu nosauca par “zemes spirāli”, un pēc viņa Ņūlendas oktāvu sastādīja Džons Ņūlends. 1864. gadā gandrīz vienlaikus Viljams Oldings un Lotārs Meiers publicēja tabulas, kas izveidotas neatkarīgi viens no otra.

Periodiskais likums tika iesniegts zinātniskajai sabiedrībai pārskatīšanai 1869. gada 8. martā, un tas notika Krievu biedrības sanāksmes laikā. Dmitrijs Ivanovičs Mendeļejevs visu acu priekšā paziņoja par savu atklājumu, un tajā pašā gadā tika izdota Mendeļejeva mācību grāmata “Ķīmijas pamati”, kurā pirmo reizi tika parādīta viņa izveidotā periodiskā tabula. Gadu vēlāk, 1870. gadā, viņš uzrakstīja rakstu un iesniedza to Krievijas Ķīmijas biedrībai, kur pirmo reizi tika izmantots periodiskā likuma jēdziens. 1871. gadā Mendeļejevs sniedza izsmeļošu savas koncepcijas aprakstu savā slavenajā rakstā par ķīmisko elementu periodisko likumu.

Nenovērtējams ieguldījums ķīmijas attīstībā

Periodiskā likuma nozīme zinātnieku aprindām visā pasaulē ir neticami liela. Tas ir saistīts ar faktu, ka tā atklāšana deva spēcīgu impulsu gan ķīmijas, gan citu dabaszinātņu, piemēram, fizikas un bioloģijas, attīstībai. Attiecības starp elementiem un to kvalitatīvajām ķīmiskajām un fizikālajām īpašībām bija atklātas, tas arī ļāva izprast visu elementu uzbūves būtību pēc viena principa un radīja mūsdienīgu jēdzienu formulējumu par ķīmiskajiem elementiem, konkretizēja zināšanas. sarežģītas un vienkāršas struktūras vielām.

Periodiskā likuma izmantošana ļāva atrisināt ķīmiskās prognozēšanas problēmu un noteikt zināmo ķīmisko elementu uzvedības iemeslu. Atomfizika, tostarp kodolenerģija, kļuva iespējama šī paša likuma rezultātā. Savukārt šīs zinātnes ļāva paplašināt šī likuma būtības apvāršņus un padziļināt tā izpratni.

Periodiskās tabulas elementu ķīmiskās īpašības

Būtībā ķīmiskie elementi ir savstarpēji saistīti ar tiem raksturīgajām īpašībām brīvā atoma vai jona stāvoklī, kas ir solvatēts vai hidratēts, vienkāršā vielā un formā, kādā var veidoties to daudzie savienojumi. Tomēr šīs īpašības parasti sastāv no divām parādībām: īpašībām, kas raksturīgas atomam brīvā stāvoklī un vienkāršai vielai. Ir daudz šāda veida īpašību veidu, bet vissvarīgākie ir:

1. Atomu jonizācija un tās enerģija atkarībā no elementa stāvokļa tabulā, tā kārtas numura.
2. Atoma un elektrona enerģijas afinitāte, kas, tāpat kā atomu jonizācija, ir atkarīga no elementa atrašanās vietas periodiskajā tabulā.
3. Atoma elektronegativitāte, kurai nav nemainīgas vērtības, bet var mainīties atkarībā no dažādiem faktoriem.
4. Atomu un jonu rādiusi - šeit, kā likums, tiek izmantoti empīriski dati, kas saistīti ar elektronu viļņu raksturu kustības stāvoklī.
5. Vienkāršu vielu atomizācija - elementa reaktivitātes spēju apraksts.
6. Oksidācijas stāvokļi ir formāla īpašība, taču tie parādās kā viena no svarīgākajām elementa īpašībām.
7. Vienkāršu vielu oksidācijas potenciāls ir mērījums un norāde par vielas spēju darboties ūdens šķīdumos, kā arī redoksīpašību izpausmes līmeni.

Iekšējā un sekundārā tipa elementu periodiskums

Periodiskais likums dod izpratni par vēl vienu svarīgu dabas sastāvdaļu - iekšējo un sekundāro periodiskumu. Iepriekš minētās atomu īpašību izpētes jomas patiesībā ir daudz sarežģītākas, nekā varētu domāt. Tas ir saistīts ar faktu, ka tabulas elementi s, p, d maina savus kvalitatīvos raksturlielumus atkarībā no to atrašanās vietas periodā (iekšējais periodiskums) un grupā (sekundārais periodiskums). Piemēram, elementa s iekšējo pārejas procesu no pirmās grupas uz astoto uz p-elementu pavada minimālie un maksimālie punkti uz jonizētā atoma enerģijas līnijas līknes. Šī parādība parāda atoma īpašību izmaiņu periodiskuma iekšējo nestabilitāti atkarībā no tā stāvokļa attiecīgajā periodā.

Rezultāti

Tagad lasītājam ir skaidra izpratne un definīcija par to, kas ir Mendeļejeva periodiskais likums, viņš apzinās tā nozīmi cilvēkam un dažādu zinātņu attīstībai, un viņam ir priekšstats par tā mūsdienu noteikumiem un atklāšanas vēsturi.

Periodiskais D.I.Mendeļejeva likums.

Ķīmisko elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, periodiski ir atkarīgas no atomu masas lieluma.

Periodiskā likuma fiziskā nozīme.

Periodiskā likuma fizikālā nozīme slēpjas elementu īpašību periodiskās izmaiņās, periodiski atkārtojoties atomu e-tajām čaulām, konsekventi palielinoties n.

Mūsdienu D.I. Mendeļejeva PZ formulējums.

Ķīmisko elementu īpašības, kā arī to veidoto vienkāršo vai sarežģīto vielu īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu lādiņa lieluma.

Periodiskā elementu tabula.

Periodiskā sistēma ir ķīmisko elementu klasifikācijas sistēma, kas izveidota, pamatojoties uz periodisko likumu. Periodiskā tabula nosaka attiecības starp ķīmiskajiem elementiem, atspoguļojot to līdzības un atšķirības.

Elementu periodiskā tabula (ir divu veidu: īsa un gara).

Periodiskā elementu tabula ir elementu periodiskās sistēmas grafisks attēlojums, sastāv no 7 periodiem un 8 grupām.

10. jautājums

Elementu atomu elektronisko apvalku periodiskā sistēma un uzbūve.

Vēlāk tika konstatēts, ka ne tikai elementa kārtas numuram ir dziļa fiziska nozīme, bet arī citi iepriekš apspriestie jēdzieni pamazām ieguva fizisku nozīmi. Piemēram, grupas numurs, kas norāda elementa augstāko valenci, tādējādi atklāj maksimālo elektronu skaitu konkrēta elementa atomā, kas var piedalīties ķīmiskās saites veidošanā.

Perioda skaitlis savukārt izrādījās saistīts ar enerģijas līmeņu skaitu, kas atrodas noteiktā perioda elementa atoma elektronu apvalkā.

Tā, piemēram, alvas Sn “koordinātas” (sērijas numurs 50, periods 5, galvenā IV grupas apakšgrupa) nozīmē, ka alvas atomā ir 50 elektroni, tie ir sadalīti 5 enerģijas līmeņos, tikai 4 elektroni ir valence. .

Elementu atrašanas dažādu kategoriju apakšgrupās fiziskā nozīme ir ārkārtīgi svarīga. Izrādās, ka elementiem, kas atrodas I kategorijas apakšgrupās, nākamais (pēdējais) elektrons atrodas uz s-apakšlīmenisārējais līmenis. Šie elementi pieder elektronisko saimei. Elementu atomiem, kas atrodas II kategorijas apakšgrupās, nākamais elektrons atrodas uz p-apakšlīmenisārējais līmenis. Tie ir “p” elektroniskās saimes elementi.Tātad nākamais 50. elektrons alvas atomos atrodas ārējā, t.i., 5. enerģijas līmeņa p-apakšlīmenī.

III kategorijas apakšgrupu elementu atomiem nākamais elektrons atrodas uz d-apakšlīmenis, bet jau ārējā līmenī tie ir “d” elektroniskās saimes elementi. Lantanīda un aktinīda atomos nākamais elektrons atrodas f-apakšlīmenī, pirms ārējā līmeņa. Tie ir elektroniskās saimes elementi "f".

Tāpēc nav nejaušība, ka šo 4 kategoriju apakšgrupu skaits, kas minēts iepriekš, tas ir, 2-6-10-14, sakrīt ar maksimālo elektronu skaitu s-p-d-f apakšlīmeņos.

Bet izrādās, ka ir iespējams atrisināt jautājumu par elektronu čaulas aizpildīšanas secību un atvasināt jebkura elementa atoma elektronisko formulu, pamatojoties uz periodisko sistēmu, kas pietiekami skaidri norāda katra līmeni un apakšlīmeni. secīgs elektrons. Periodiskā sistēma norāda arī uz elementu izvietojumu vienu pēc otra periodos, grupās, apakšgrupās un to elektronu sadalījumu pa līmeņiem un apakšlīmeņiem, jo ​​katram elementam ir savs, raksturojot tā pēdējo elektronu. Kā piemēru aplūkosim elektroniskās formulas sastādīšanu elementa cirkonija (Zr) atomam. Periodiskā sistēma dod šī elementa rādītājus un “koordinātas”: kārtas numurs 40, periods 5, IV grupa, sekundārā apakšgrupa Pirmie secinājumi: a) kopā ir 40 elektroni, b) šie 40 elektroni ir sadalīti piecos enerģijas līmeņos; c) no 40 elektroniem tikai 4 ir valences, d) nākamais 40. elektrons iekļuva d-apakšlīmenī pirms ārējā, t.i., ceturtā enerģijas līmeņa. Līdzīgus secinājumus var izdarīt par katru no 39 elementiem pirms cirkonija, tikai indikatori un koordinātas katru reizi būs atšķirīgas.