Desde as primeiras aulas de química, você usou a tabela de D. I. Mendeleev. Demonstra claramente que todos os elementos químicos que formam as substâncias do mundo ao nosso redor estão interligados e obedecem a leis comuns, ou seja, representam um único todo - um sistema de elementos químicos. Portanto, na ciência moderna, a tabela de D. I. Mendeleev é chamada de Tabela Periódica dos Elementos Químicos.

Por que "periódico" também é claro para você, pois os padrões gerais na mudança nas propriedades dos átomos, substâncias simples e complexas formadas por elementos químicos, são repetidos neste sistema em determinados intervalos - períodos. Alguns desses padrões, mostrados na Tabela 1, já são conhecidos por você.

Assim, todos os elementos químicos existentes no mundo estão sujeitos a uma única Lei Periódica de natureza objetiva, cuja representação gráfica é a Tabela Periódica dos Elementos. Essa lei e sistema levam o nome do grande químico russo D. I. Mendeleev.

D. I. Mendeleev chegou à descoberta da Lei Periódica comparando as propriedades e as massas atômicas relativas dos elementos químicos. Para fazer isso, D. I. Mendeleev anotou para cada elemento químico no cartão: o símbolo do elemento, o valor da massa atômica relativa (na época de D. I. Mendeleev esse valor era chamado de peso atômico), as fórmulas e a natureza do óxido e hidróxido superiores. Ele organizou 63 elementos químicos conhecidos na época em uma cadeia em ordem crescente de suas massas atômicas relativas (Fig. 1) e analisou esse conjunto de elementos, tentando encontrar nele certos padrões. Como resultado de um intenso trabalho criativo, descobriu que nessa cadeia há intervalos - períodos em que as propriedades dos elementos e das substâncias formadas por eles mudam de maneira semelhante (Fig. 2).

Arroz. 1.
Cartões de elementos organizados em ordem crescente de massas atômicas relativas

Arroz. 2.
Cartões de elementos, organizados na ordem de mudanças periódicas nas propriedades dos elementos e substâncias formadas por eles

Experiência de laboratório nº 2
Modelando a construção do sistema periódico de D. I. Mendeleev

Simule a construção do sistema periódico de D. I. Mendeleev. Para fazer isso, prepare 20 cartões de 6 x 10 cm de tamanho para elementos com números de série de 1 a 20. Em cada cartão, indique as seguintes informações sobre o elemento: símbolo químico, nome, massa atômica relativa, fórmula do óxido mais alto, hidróxido (indicar sua natureza entre parênteses - básico, ácido ou anfotérico), fórmula de um composto de hidrogênio volátil (por não metais). Embaralhe as cartas e, em seguida, organize-as em uma linha em ordem crescente das massas atômicas relativas dos elementos. Coloque elementos semelhantes do 1º ao 18º um sob o outro: hidrogênio sobre lítio e potássio sob sódio, respectivamente, cálcio sob magnésio, hélio sob neon. Formule o padrão que você identificou na forma de uma lei. Preste atenção à discrepância entre as massas atômicas relativas de argônio e potássio para sua localização de acordo com a semelhança das propriedades dos elementos. Explique o motivo desse fenômeno.

Listamos mais uma vez, usando termos modernos, as mudanças regulares nas propriedades que aparecem nos períodos:

• propriedades metálicas enfraquecem;
• propriedades não metálicas são aprimoradas;
• o grau de oxidação de elementos em óxidos superiores aumenta de +1 para +8;
• o grau de oxidação de elementos em compostos voláteis de hidrogênio aumenta de -4 para -1;
• óxidos de básicos a anfotéricos são substituídos por ácidos;
• hidróxidos de álcalis através de hidróxidos anfotéricos são substituídos por ácidos contendo oxigênio.

Com base nessas observações, D. I. Mendeleev em 1869 concluiu - ele formulou a Lei Periódica, que, usando termos modernos, soa assim:

Sistematizando os elementos químicos com base em suas massas atômicas relativas, D. I. Mendeleev também prestou muita atenção às propriedades dos elementos e às substâncias que eles formavam, distribuindo elementos com propriedades semelhantes em colunas verticais - grupos. Às vezes, violando a regularidade que revelava, colocava elementos mais pesados ​​antes de elementos com valores mais baixos de massas atômicas relativas. Por exemplo, ele escreveu em sua tabela cobalto antes do níquel, telúrio antes do iodo, e quando gases inertes (nobres) foram descobertos, argônio antes do potássio. D. I. Mendeleev considerou essa ordem de arranjo necessária porque, caso contrário, esses elementos se enquadrariam em grupos de elementos diferentes deles em propriedades. Assim, em particular, o metal alcalino potássio cairia no grupo dos gases inertes, e o gás inerte argônio no grupo dos metais alcalinos.

D. I. Mendeleev não conseguiu explicar essas exceções à regra geral, bem como o motivo da periodicidade na mudança das propriedades dos elementos e das substâncias formadas por eles. No entanto, ele previu que essa razão está na estrutura complexa do átomo. Foi a intuição científica de D. I. Mendeleev que lhe permitiu construir um sistema de elementos químicos não na ordem de aumentar suas massas atômicas relativas, mas na ordem de aumentar as cargas de seus núcleos atômicos. O fato de que as propriedades dos elementos são determinadas precisamente pelas cargas de seus núcleos atômicos é eloquentemente evidenciado pela existência de isótopos que você conheceu no ano passado (lembre-se quais são, dê exemplos de isótopos que você conhece).

De acordo com as ideias modernas sobre a estrutura do átomo, a base para a classificação dos elementos químicos são as cargas de seus núcleos atômicos, e a formulação moderna da Lei Periódica é a seguinte:

A periodicidade na mudança nas propriedades dos elementos e seus compostos é explicada pela repetição periódica na estrutura dos níveis de energia externa de seus átomos. É o número de níveis de energia, o número total de elétrons localizados neles e o número de elétrons no nível externo que refletem o simbolismo adotado no Sistema Periódico, ou seja, revelam o significado físico do número ordinal do elemento, o número do período e o número do grupo (em que consiste?).

A estrutura do átomo também permite explicar as razões da mudança nas propriedades metálicas e não metálicas dos elementos em períodos e grupos.

Consequentemente, a Lei Periódica e o Sistema Periódico de D. I. Mendeleev resumem informações sobre os elementos químicos e as substâncias formadas por eles e explicam a periodicidade na mudança de suas propriedades e o motivo da semelhança das propriedades dos elementos do mesmo grupo.

Esses dois significados mais importantes da Lei Periódica e do Sistema Periódico de D. I. Mendeleev são complementados por outro, que é a capacidade de prever, ou seja, prever, descrever propriedades e indicar maneiras de descobrir novos elementos químicos. Já na fase de criação do Sistema Periódico, D. I. Mendeleev fez uma série de previsões sobre as propriedades de elementos ainda não conhecidos na época e indicou os caminhos de sua descoberta. Na tabela que ele criou, D. I. Mendeleev deixou células vazias para esses elementos (Fig. 3).

Arroz. 3.
Tabela periódica de elementos proposta por D. I. Mendeleev

Exemplos vívidos do poder preditivo da Lei Periódica foram as descobertas subsequentes dos elementos: em 1875, o francês Lecoq de Boisbaudran descobriu o gálio, previsto por D. I. Mendeleev cinco anos antes como um elemento chamado “ekaaluminum” (eka - seguinte); em 1879, o sueco L. Nilsson descobriu o "ekabor" de acordo com D. I. Mendeleev; em 1886 pelo alemão K. Winkler - "ecasilicon" de acordo com D. I. Mendeleev (defina os nomes modernos desses elementos da tabela de D. I. Mendeleev). A precisão de D. I. Mendeleev em suas previsões é ilustrada pelos dados da Tabela 2.

mesa 2
Propriedades do germânio previstas e observadas experimentalmente

Previsto por D. I. Mendeleev em 1871	Fundada por K. Winkler em 1886
Massa atômica relativa próxima a 72	Massa atômica relativa 72,6
Metal refratário cinza	Metal refratário cinza
A densidade do metal é de cerca de 5,5 g/cm 3	Densidade do metal 5,35 g/cm3
Fórmula de óxido E0 2	Ge0 2 fórmula de óxido
A densidade do óxido é de cerca de 4,7 g/cm 3	Densidade de óxido 4,7 g/cm 3
O óxido será facilmente reduzido a metal	Óxido Ge0 2 é reduzido a metal quando aquecido em um jato de hidrogênio
O cloreto ES1 4 deve ser um líquido com um ponto de ebulição de cerca de 90 ° C e uma densidade de cerca de 1,9 g / cm 3	O cloreto de germânio (IV) GeCl 4 é um líquido com ponto de ebulição de 83 ° C e densidade de 1,887 g/cm 3

Os cientistas que descobriram novos elementos apreciaram muito a descoberta do cientista russo: “Dificilmente pode haver uma prova mais clara da validade da doutrina da periodicidade dos elementos do que a descoberta do ainda hipotético ekasilicon; é, claro, mais do que uma simples confirmação de uma teoria ousada - marca uma notável expansão do campo de visão químico, um passo gigantesco no campo do conhecimento ”(K. Winkler).

Os cientistas americanos que descobriram o elemento nº 101 deram-lhe o nome de "mendelévio" em reconhecimento aos méritos do grande químico russo Dmitri Mendeleev, que foi o primeiro a usar a Tabela Periódica dos Elementos para prever as propriedades dos elementos que ainda não eram descoberto.

Vocês se conheceram na 8ª série e usarão a forma deste ano da Tabela Periódica, que é chamada de período curto. No entanto, nas aulas de perfil e no ensino superior, uma forma diferente é predominantemente utilizada – a versão de longa duração. Compara-os. O que é o mesmo e o que é diferente nessas duas formas da Tabela Periódica?

Novas palavras e conceitos

1. Lei periódica de D. I. Mendeleev.
2. O sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev é uma representação gráfica da Lei Periódica.
3. O significado físico do número do elemento, número do período e número do grupo.
4. Padrões de mudanças nas propriedades dos elementos em períodos e grupos.
5. Significado da lei periódica e do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev.

Tarefas para trabalho independente

1. Prove que a Lei Periódica de D. I. Mendeleev, como qualquer outra lei da natureza, desempenha funções explicativas, generalizantes e preditivas. Dê exemplos que ilustrem essas funções de outras leis que você conhece de cursos de química, física e biologia.
2. Nomeie o elemento químico em cujo átomo os elétrons estão dispostos em níveis de acordo com uma série de números: 2, 5. Que substância simples forma esse elemento? Qual é a fórmula de seu composto de hidrogênio e qual é o seu nome? Que fórmula tem o óxido mais alto deste elemento, qual é o seu caráter? Escreva as equações de reação que caracterizam as propriedades desse óxido.
3. O berílio costumava ser classificado como um elemento do grupo III, e sua massa atômica relativa era considerada de 13,5. Por que D. I. Mendeleev transferiu para o grupo II e corrigiu a massa atômica do berílio de 13,5 para 9?
4. Escreva as equações de reações entre uma substância simples formada por um elemento químico em cujo átomo os elétrons são distribuídos em níveis de energia de acordo com uma série de números: 2, 8, 8, 2, e substâncias simples formadas pelos elementos nº 7 e Nº 8 no sistema Periódico. Qual é o tipo de ligação química nos produtos da reação? Qual é a estrutura cristalina das substâncias simples iniciais e os produtos de sua interação?
5. Organize os seguintes elementos em ordem crescente de propriedades metálicas: As, Sb, N, P, Bi. Justifique a série resultante com base na estrutura dos átomos desses elementos.
6. Organize os seguintes elementos em ordem de fortalecimento das propriedades não metálicas: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Justifique a série resultante com base na estrutura dos átomos desses elementos.
7. Disponha em ordem de enfraquecimento das propriedades ácidas dos óxidos, cujas fórmulas são: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Justifique a série resultante. Escreva as fórmulas dos hidróxidos correspondentes a esses óxidos. Como o caráter ácido deles muda na série que você propôs?
8. Escreva as fórmulas para os óxidos de boro, berílio e lítio e organize-as em ordem crescente de suas principais propriedades. Escreva as fórmulas dos hidróxidos correspondentes a esses óxidos. Qual é a sua natureza química?
9. O que são isótopos? Como a descoberta dos isótopos contribuiu para a formação da Lei Periódica?
10. Por que as cargas dos núcleos atômicos dos elementos no sistema periódico de D. I. Mendeleev mudam monotonamente, ou seja, a carga do núcleo de cada elemento subsequente aumenta em um em comparação com a carga do núcleo atômico do elemento anterior e as propriedades dos elementos e das substâncias que eles formam mudam periodicamente?
11. Dê três formulações da Lei Periódica, nas quais a massa atômica relativa, a carga do núcleo atômico e a estrutura dos níveis de energia externa na camada eletrônica do átomo são tomadas como base para a sistematização dos elementos químicos.

IV - VII - grandes períodos, Porque consistem em duas linhas (par e ímpar) de elementos.

Em linhas uniformes de grandes períodos são metais típicos. A série ímpar começa com um metal, então as propriedades metálicas enfraquecem e as propriedades não metálicas aumentam, o período termina com um gás inerte.

Grupoé uma linha vertical de chem. elementos combinados por chem. propriedades.

Grupo

subgrupo principal subgrupo secundário

O subgrupo principal inclui O subgrupo secundário inclui

elementos de pequenos e grandes elementos de apenas grandes períodos.

períodos.

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au

pequeno grande grande

Para elementos combinados no mesmo grupo, os seguintes padrões são característicos:

1. Maior valência de elementos em compostos com oxigênio(com algumas exceções) corresponde ao número do grupo.

Elementos de subgrupos secundários também podem apresentar outra valência mais alta. Por exemplo, Cu - um elemento do grupo I do subgrupo lateral - forma o óxido Cu 2 O. No entanto, os mais comuns são compostos de cobre bivalente.

2. Nos principais subgrupos(careca) com o aumento das massas atômicas, as propriedades metálicas dos elementos aumentam e as não metálicas enfraquecem.

A estrutura do átomo.

Por muito tempo, a ciência foi dominada pela opinião de que os átomos são indivisíveis, ou seja, não contêm componentes mais simples.

No entanto, no final do século XIX, foram estabelecidos vários fatos que atestavam a composição complexa dos átomos e a possibilidade de suas transformações mútuas.

Os átomos são formações complexas construídas a partir de unidades estruturais menores.

testemunho

p + - próton

átomo

n 0 - nêutron

ē - elétron - fora do núcleo

Para a química, a estrutura da camada eletrônica do átomo é de grande interesse. Debaixo escudo do elétron compreender a totalidade de todos os elétrons em um átomo. O número de elétrons em um átomo é igual ao número de prótons, ou seja, o número atômico do elemento, uma vez que o átomo é eletricamente neutro.

A característica mais importante de um elétron é a energia de sua ligação com um átomo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam um único camada eletrônica.

Cada química. elemento da tabela periódica foi numerado.

O número que cada elemento recebe é chamado número de série.

O significado físico do número de série:

1. Qual é o número de série do elemento, tal é a carga do núcleo do átomo.

2. O mesmo número de elétrons gira em torno do núcleo.

Z = p + Z - número do elemento

n 0 \u003d A - Z

n 0 \u003d A - p + A - massa atômica do elemento

n 0 \u003d A - ē

Por exemplo Li.

O significado físico do número do período.

Em que período está o elemento, quantas camadas de elétrons (camadas) ele terá.

Não +2
Li +3 Be +4 V +5 N +7

Determinação do número máximo de elétrons em uma camada eletrônica.

1. Especifique o nome do elemento, sua designação. Determine o número de série do elemento, número do período, grupo, subgrupo. Indique o significado físico dos parâmetros do sistema - número de série, número do período, número do grupo. Justifique a posição no subgrupo.

2. Indique o número de elétrons, prótons e nêutrons em um átomo de um elemento, carga nuclear, número de massa.

3. Faça uma fórmula eletrônica completa do elemento, determine a família eletrônica, atribua uma substância simples à classe de metais ou não metais.

4. Desenhe graficamente a estrutura eletrônica do elemento (ou os dois últimos níveis).

5. Descreva graficamente todos os estados de valência possíveis.

6. Especifique o número e o tipo de elétrons de valência.

7. Liste todas as valências e estados de oxidação possíveis.

8. Escreva as fórmulas de óxidos e hidróxidos para todos os estados de valência. Indique sua natureza química (confirme a resposta com as equações das reações correspondentes).

9. Dê a fórmula de um composto de hidrogênio.

10. Nomeie o escopo deste elemento

Decisão. O escândio corresponde ao elemento com o número atômico 21 no PSE.

1. O elemento está no período IV. O número do período significa o número de níveis de energia no átomo deste elemento, ele tem 4. O escândio está localizado no 3º grupo - no nível externo do 3º elétron; no grupo lateral. Portanto, seus elétrons de valência estão nos subníveis 4s e 3d. O número de série coincide numericamente com a carga do núcleo de um átomo.

2. A carga do núcleo do átomo de escândio é +21.

O número de prótons e elétrons é 21 cada.

O número de nêutrons A–Z = 45 – 21 = 24.

A composição total do átomo: ( ).

3. Fórmula eletrônica completa de escândio:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 .

Família de elétrons: elemento d, como no processo de enchimento
orbitais d. A estrutura eletrônica do átomo termina com elétrons s, então o escândio exibe propriedades metálicas; substância simples - metal.

4. A configuração gráfica eletrônica se parece com:

5. Possíveis estados de valência devido ao número de elétrons desemparelhados:

- em estado básico:

– no escândio em estado excitado, um elétron do orbital 4s se moverá para um orbital 4p livre, um elétron d desemparelhado aumenta as capacidades de valência do escândio.

Sc tem três elétrons de valência no estado excitado.

6. As valências possíveis neste caso são determinadas pelo número de elétrons desemparelhados: 1, 2, 3 (ou I, II, III). Possíveis estados de oxidação (refletindo o número de elétrons deslocados) +1, +2, +3 (já que o escândio é um metal).

7. A valência mais característica e estável III, estado de oxidação +3. A presença de apenas um elétron no estado d é responsável pela baixa estabilidade da configuração 3d 1 4s 2.

O escândio e seus análogos, ao contrário de outros elementos d, exibem um estado de oxidação constante de +3, este é o estado de oxidação mais alto e corresponde ao número do grupo.

8. Fórmulas de óxidos e sua natureza química:

forma de óxido superior - (anfotérico);

fórmulas de hidróxido: – anfotérico.

Equações de reação que confirmam a natureza anfotérica de óxidos e hidróxidos:

(escandato de lítio),

(cloreto de escândio),

( hexahidroxoscandiato de potássio (III) ),

(sulfato de escândio).

9. Não forma compostos com o hidrogênio, pois está no subgrupo lateral e é um elemento d.

10. Os compostos de escândio são usados ​​na tecnologia de semicondutores.

Exemplo 2 Qual dos dois elementos, manganês ou bromo, tem propriedades metálicas mais pronunciadas?

Decisão. Esses elementos estão no quarto período. Nós anotamos suas fórmulas eletrônicas:

O manganês é um elemento d, ou seja, um elemento de um subgrupo lateral, e o bromo é
elemento p do subgrupo principal do mesmo grupo. No nível eletrônico externo, o átomo de manganês tem apenas dois elétrons, enquanto o átomo de bromo tem sete. O raio do átomo de manganês é menor que o raio do átomo de bromo com o mesmo número de camadas eletrônicas.

Um padrão comum para todos os grupos contendo elementos p e d é a predominância de propriedades metálicas em elementos d.
Assim, as propriedades metálicas do manganês são mais pronunciadas do que as do bromo.

Lei periódica de D.I Mendeleev.

As propriedades dos elementos químicos e, portanto, as propriedades dos corpos simples e complexos que eles formam, dependem periodicamente da magnitude do peso atômico.

O significado físico da lei periódica.

O significado físico da lei periódica está na mudança periódica nas propriedades dos elementos, como resultado da repetição periódica de e-ésimas camadas de átomos, com um aumento sucessivo de n.

A formulação moderna do PZ de D.I. Mendeleev.

A propriedade dos elementos químicos, bem como a propriedade das substâncias simples ou complexas formadas por eles, está em uma dependência periódica da magnitude da carga dos núcleos de seus átomos.

Sistema periódico de elementos.

Sistema periódico - um sistema de classificações de elementos químicos, criado com base na lei periódica. Sistema periódico - estabelece relações entre os elementos químicos refletindo suas semelhanças e diferenças.

Tabela periódica (existem dois tipos: curto e longo) de elementos.

A Tabela Periódica dos Elementos é uma representação gráfica da Tabela Periódica dos Elementos, composta por 7 períodos e 8 grupos.

Pergunta 10

Sistema periódico e estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos.

Mais tarde, descobriu-se que não apenas o número de série do elemento tem um significado físico profundo, mas também outros conceitos anteriormente considerados anteriormente também adquiriram gradualmente um significado físico. Por exemplo, o número do grupo, indicando a maior valência do elemento, revela o número máximo de elétrons de um átomo de um determinado elemento que pode participar da formação de uma ligação química.

O número do período, por sua vez, acabou por estar relacionado ao número de níveis de energia presentes na camada eletrônica de um átomo de um elemento de um determinado período.

Assim, por exemplo, as "coordenadas" do estanho Sn (número de série 50, período 5, subgrupo principal do grupo IV) significam que existem 50 elétrons no átomo de estanho, eles estão distribuídos em 5 níveis de energia, apenas 4 elétrons são de valência .

O significado físico de encontrar elementos em subgrupos de várias categorias é extremamente importante. Acontece que, para elementos localizados em subgrupos da categoria I, o próximo (último) elétron está localizado em subnível s nível externo. Esses elementos pertencem à família eletrônica. Para átomos de elementos localizados em subgrupos da categoria II, o próximo elétron está localizado em p-subnível nível externo. Estes são os elementos da família eletrônica “p” Assim, o próximo 50º elétron dos átomos de estanho está localizado no subnível p do nível de energia externo, ou seja, 5º.

Para átomos de elementos de subgrupos da categoria III, o próximo elétron está localizado em d-subnível, mas já antes do nível externo, esses são elementos da família eletrônica "d". Para átomos de lantanídeos e actinídeos, o próximo elétron está localizado no subnível f, antes do nível externo. Estes são os elementos da família eletrônica "f".

Não é coincidência, portanto, que os números de subgrupos dessas 4 categorias mencionadas acima, ou seja, 2-6-10-14, coincidam com os números máximos de elétrons nos subníveis s-p-d-f.

Mas acontece que é possível resolver o problema da ordem de preenchimento da camada eletrônica e derivar uma fórmula eletrônica para um átomo de qualquer elemento e com base no sistema periódico, que indica claramente o nível e o subnível de cada sucessivo elétron. O sistema periódico também indica a colocação dos elementos um após o outro em períodos, grupos, subgrupos e a distribuição de seus elétrons por níveis e subníveis, pois cada elemento tem o seu próprio, caracterizando seu último elétron. Como exemplo, vamos analisar a compilação de uma fórmula eletrônica para o átomo do elemento zircônio (Zr). O sistema periódico fornece os indicadores e "coordenadas" deste elemento: número de série 40, período 5, grupo IV, subgrupo lateral. Primeiras conclusões: a) todos os 40 elétrons, b) esses 40 elétrons estão distribuídos em cinco níveis de energia; c) de 40 elétrons, apenas 4 são de valência, d) o próximo 40º elétron entrou no subnível d antes do externo, ou seja, o quarto nível de energia. Conclusões semelhantes podem ser tiradas sobre cada um dos 39 elementos anteriores ao zircônio, apenas os indicadores e coordenadas ser diferente a cada vez.

O conteúdo do artigo

TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOSé uma classificação dos elementos químicos de acordo com a lei periódica, que estabelece uma mudança periódica nas propriedades dos elementos químicos à medida que sua massa atômica aumenta, associada a um aumento na carga do núcleo de seus átomos; portanto, a carga do núcleo de um átomo coincide com o número ordinal do elemento no sistema periódico e é chamado atômico número elemento. O sistema periódico de elementos é elaborado na forma de uma tabela (tabela periódica de elementos), nas linhas horizontais das quais - períodos- há uma mudança gradual nas propriedades dos elementos e na transição de um período para outro - uma repetição periódica de propriedades comuns; colunas verticais - grupos- combinar elementos com propriedades semelhantes. O sistema periódico permite, sem pesquisa especial, aprender sobre as propriedades de um elemento apenas com base nas propriedades conhecidas de elementos vizinhos em um grupo ou período. Propriedades físicas e químicas (estado agregado, dureza, cor, valência, ionização, estabilidade, metalicidade ou não metalicidade, etc.) podem ser previstas para um elemento com base na tabela periódica.

No final do século XVIII e início do século XIX. químicos tentaram criar classificações de elementos químicos de acordo com suas propriedades físicas e químicas, em particular, com base no estado agregado do elemento, gravidade específica (densidade), condutividade elétrica, metalicidade - não metalicidade, basicidade - acidez, etc.

Classificações por "peso atômico"

(ou seja, por massa atômica relativa).

A hipótese de Prout.

Tabela 1. Tabela periódica de elementos publicada por Mendeleev em 1869

Tabela 1. TABELA PERIÓDICA DE ELEMENTOS PUBLICADA POR MENDELEEV EM 1869 (primeira versão)
			Ti = 50	Zr = 90	? = 180
			V=51	Nb = 94	Ta = 182
			cr=52	Mo = 96	W=186
			Mn = 55	Rh = 104,4	Ponto = 197,4
			Fe = 56	Ru = 104,4	Ir = 198
		N =	Co = 59	Pd = 106,6	Os = 199
H=1			Cu = 63,4	Ag = 108	Hg = 200
	Ser = 9,4	Mg = 24	Zn = 65,2	CD = 112
	B=11	Al = 27,4	? = 68	Ur = 116	Au = 197?
	C=12	Si = 28	? = 70	Sn = 118
	N=14	P=31	Como = 75	Sb = 122	Bi = 210?
	O=16	S=32	Se = 79,4	Te = 128?
	F=19	Cl = 35,5	Br = 80	I=127
Li = 7	Na = 23	K = 39	Rb = 85,4	Cs = 133	Tl = 204
		Ca=40	Sr = 87,6	Ba = 137	Pb = 207
		? = 45	Ce = 92
		?Er = 56	L = 94
		?Yt = 60	Di = 95
		?In = 75,6	th = 118

Tabela 2. Tabela Periódica Modificada

Tabela 2. TABELA DE MENDELEEV MODIFICADA

Grupo

EU

II

III

4

V

VI

VII

VIII

0

Fórmula de óxido ou hidreto Subgrupo

R2O

RO

R2O3

RH4 RO 2

RH 3 R2O5

RH 2 RO 3

RH R2O7

Período 1

1 H Hidrogênio 1,0079

2 Ele Hélio 4,0026

Período 2

3 Li Lítio 6,941

4 Ser Berílio 9,0122

5 B Bor 10,81

6 C Carbono 12,011

7 N Azoto 14,0067

8 O Oxigênio 15,9994

9 F Flúor 18,9984

10 Não Néon 20,179

Período 3

11 N / D Sódio 22,9898

12 mg Magnésio 24,305

13 Al Alumínio 26,9815

14 Si Silício 28,0855

15 P Fósforo 30,9738

16 S Enxofre 32,06

17 Cl Cloro 35,453

18 Ar Argônio 39,948

Período 4

19 K Potássio 39,0983 29 Cu Cobre 63,546

20 Ca Cálcio 40,08 30 Zn Zinco 65,39

21 sc Escândio 44,9559 31 Ga Gálio 69,72

22 Ti Titânio 47,88 32 Ge Germânio 72,59

23 V Vanádio 50,9415 33 Como Arsênico 74,9216

24 Cr Cromo 51,996 34 Se Selênio 78,96

25 Mn Manganês 54,9380 35 Br Bromo 79,904

26 Fe Ferro 55,847

27 co Cobalto 58,9332

28 Ni Níquel 58,69

36 kr Krypton 83,80

Período 5

37 Rb Rubídio 85,4678 47 Ag Prata 107,868

38 Sr Estrôncio 87,62 48 CD Cádmio 112,41

39 S Ítrio 88,9059 49 Dentro índio 114,82

40 Zr Zircônio 91,22 50 sn Lata 118,69

41 Nb Nióbio 92,9064 51 Sb Antimônio 121,75

42 Mo Molibdênio 95,94 52 Te Telúrio 127,60

43 Tc Tecnécio 53 EU iodo 126,9044

44 Ru Rutênio 101,07

45 Rh Ródio 102,9055

46 Pd Paládio 106,4

54 Xe Xenon 131,29

Período 6

55 C Césio 132,9054 79 Au Ouro 196,9665

56 BA Bário 137,33 80 hg Mercúrio 200,59

57* Lá Lantânio 138,9055 81 Tl Tálio 204,38

72 hf Háfnio 178,49 82 Pb Conduzir 207,21

73 Ta Tântalo 180,9479 83 Bi Bismuto 208,9804

74 C Tungstênio 183,85 84 Po Polônio

75 Ré Rênio 186,207 85 No Astatine

76 OS Ósmio 190,2

77 Ir Irídio 192,2

78 PT Platina 195,08

86 Rn Radônio

Período 7

87 Fr França

88 Rá Rádio 226,0254

89** CA Actínio 227,028

104

105

106

107

108

109

*

58 Ce 140,12

59 Pr 140,9077

60 Nd 144,24

61 PM

62 sm 150,36

63 Eu 151,96

64 D'us 157,25

65 Tb 158,9254

66 Dy 162,50

67 Ho 164,9304

68 É 167,26

69 Tm 168,9342

70 Yb 173,04

71 Lu 174,967

**

90 º 232,0381

91 Pai 231,0359

92 você 238,0289

93 Np 237,0482

94 Pu

95 Sou

96 cm

97 bk

98 cf

99 Es

100 fm

101 médico

102 não

103 lr

* Lantanídeos: cério, praseodímio, neodímio, promécio, samário, európio, gadolínio, térbio, disprósio, hólmio, érbio, túlio, itérbio, lutécio. ** Actinídeos: tório, protactínio, urânio, neptúnio, plutônio, amerício, cúrio, berquélio, califórnio, einstênio, férmio, mendelévio, nobélio, laurêncio. Observação. O número atômico é indicado acima do símbolo do elemento, a massa atômica é indicada abaixo do símbolo do elemento. O valor entre parênteses é o número de massa do isótopo de vida mais longa.

Períodos.

Nesta tabela, Mendeleev organizou os elementos em linhas horizontais - pontos. A tabela começa com um período muito curto contendo apenas hidrogênio e hélio. Os próximos dois períodos curtos contêm 8 elementos cada. Depois, há quatro longos períodos. Todos os períodos, exceto o primeiro, começam com um metal alcalino (Li, Na, K, Rb, Cs) e todos os períodos terminam com um gás nobre. No 6º período há uma série de 14 elementos - lantanídeos, que formalmente não têm lugar na mesa e geralmente são colocados sob a mesa. Outra série semelhante - actinídeos - está no 7º período. Esta série inclui elementos produzidos em laboratório, como bombardeio de urânio com partículas subatômicas, e também é colocado abaixo dos lantanídeos abaixo da mesa.

Grupos e subgrupos.

Quando os períodos estão dispostos um abaixo do outro, os elementos são dispostos em colunas, formando grupos numerados 0, I, II, ..., VIII. Espera-se que os elementos dentro de cada grupo exibam propriedades químicas gerais semelhantes. Uma similaridade ainda maior é observada para os elementos dos subgrupos (A e B), que são formados por elementos de todos os grupos, exceto 0 e VIII. O subgrupo A é chamado de subgrupo principal e o B é chamado de subgrupo secundário. Algumas famílias possuem nomes, como metais alcalinos (Grupo IA), metais alcalino-terrosos (Grupo IIA), halogênios (Grupo VIIA) e gases nobres (Grupo 0). O grupo VIII contém os metais de transição Fe, Co e Ni; Ru, Rh e Pd; Os, Ir e Pt. Estando no meio de longos períodos, esses elementos são mais semelhantes entre si do que com os elementos anteriores e posteriores a eles. Em vários casos, a ordem de aumento dos pesos atômicos (mais precisamente, massas atômicas) é violada, por exemplo, em pares de telúrio e iodo, argônio e potássio. Essa "violação" é necessária para manter a semelhança dos elementos nos subgrupos.

Metais, não metais.

A diagonal do hidrogênio ao radônio divide aproximadamente todos os elementos em metais e não metais, enquanto os não metais estão acima da diagonal. (Os não metais incluem 22 elementos - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogênios e gases inertes, metais - todos os outros elementos). propriedades de metais e não metais (metalóides são um nome obsoleto para tais elementos). Ao considerar as propriedades por subgrupos de cima para baixo, observa-se um aumento nas propriedades metálicas e um enfraquecimento das propriedades não metálicas.

Valência.

A definição mais geral da valência de um elemento é a capacidade de seus átomos se combinarem com outros átomos em certas proporções. Às vezes, a valência de um elemento é substituída pelo conceito do estado de oxidação (s.o.) próximo a ele. O estado de oxidação corresponde à carga que um átomo adquiriria se todos os pares de elétrons de suas ligações químicas fossem deslocados para átomos mais eletronegativos. Em qualquer período, da esquerda para a direita, há um aumento no estado de oxidação positivo dos elementos. Elementos do grupo I têm s.d. igual a +1 e a fórmula de óxido R 2 O, elementos do grupo II - respectivamente +2 e RO, etc. Elementos com s.d. negativo estão nos grupos V, VI e VII; acredita-se que o carbono e o silício, que estão no grupo IV, não apresentam um estado de oxidação negativo. Os halogênios com um estado de oxidação de -1 formam compostos com hidrogênio de composição RH. Em geral, o estado de oxidação positivo dos elementos corresponde ao número do grupo, e o negativo é igual à diferença de oito menos o número do grupo. A partir da tabela é impossível determinar a presença ou ausência de outros estados de oxidação.

O significado físico do número atômico.

Uma verdadeira compreensão da tabela periódica só é possível com base nas idéias modernas sobre a estrutura do átomo. O número de um elemento na tabela periódica - seu número atômico - é muito mais importante do que seu peso atômico (ou seja, massa atômica relativa) para entender as propriedades químicas.

A estrutura do átomo.

Em 1913, N. Bohr usou o modelo nuclear da estrutura do átomo para explicar o espectro do átomo de hidrogênio, o átomo mais leve e, portanto, o mais simples. Bohr sugeriu que o átomo de hidrogênio consiste em um próton, que compõe o núcleo do átomo, e um elétron, que gira em torno do núcleo.

Definição do conceito de número atômico.

Em 1913, A. van den Broek sugeriu que o número atômico de um elemento - seu número atômico - deveria ser identificado com o número de elétrons que giram em torno do núcleo de um átomo neutro e com a carga positiva do núcleo atômico em unidades de carga do elétron. No entanto, foi necessário confirmar experimentalmente a identidade da carga do átomo e do número atômico. Bohr postulou ainda que a emissão característica de raios X de um elemento deveria seguir a mesma lei que o espectro do hidrogênio. Assim, se o número atômico Z for identificado com a carga do núcleo em unidades de carga eletrônica, então as frequências (comprimentos de onda) das linhas correspondentes nos espectros de raios X de vários elementos devem ser proporcionais a Z 2 , o quadrado de o número atômico do elemento.

Em 1913-1914, G. Moseley, estudando a radiação de raios X característica de átomos de vários elementos, recebeu uma confirmação brilhante da hipótese de Bohr. O trabalho de Moseley confirmou assim a suposição de van den Broek de que o número atômico de um elemento é idêntico à carga de seu núcleo; o número atômico, não a massa atômica, é a verdadeira base para determinar as propriedades químicas de um elemento.

Periodicidade e estrutura atômica.

A teoria quântica de Bohr da estrutura do átomo desenvolveu-se ao longo das duas décadas após 1913. O "número quântico" proposto por Bohr tornou-se um dos quatro números quânticos necessários para caracterizar o estado de energia de um elétron. Em 1925, W. Pauli formulou seu famoso "princípio da proibição" (princípio de Pauli), segundo o qual não pode haver dois elétrons em um átomo, no qual todos os números quânticos seriam os mesmos. Quando este princípio foi aplicado às configurações eletrônicas dos átomos, a tabela periódica adquiriu uma base física. Uma vez que o número atômico Z, ou seja, Se a carga positiva do núcleo de um átomo aumenta, então o número de elétrons também deve aumentar para manter a eletroneutralidade do átomo. Esses elétrons determinam o "comportamento" químico do átomo. De acordo com o princípio de Pauli, à medida que o valor do número quântico aumenta, os elétrons preenchem as camadas eletrônicas (camadas) começando pelas mais próximas do núcleo. A camada completa, que é preenchida com todos os elétrons de acordo com o princípio de Pauli, é a mais estável. Portanto, gases nobres como o hélio e o argônio, que possuem estruturas eletrônicas totalmente completas, são resistentes a qualquer ataque químico.

Configurações eletrônicas.

A tabela a seguir lista os números possíveis de elétrons para vários estados de energia. Número quântico principal n= 1, 2, 3,... caracteriza o nível de energia dos elétrons (o 1º nível está localizado mais próximo do núcleo). Número quântico orbital eu = 0, 1, 2,..., n– 1 caracteriza o momento angular orbital. O número quântico orbital é sempre menor que o número quântico principal e seu valor máximo é igual ao número quântico principal menos 1. Cada valor eu corresponde a um certo tipo de orbital - s, p, d, f... (esta designação vem da nomenclatura espectroscópica do século XVIII, quando várias séries de linhas espectrais observadas eram chamadas s harpa, p rincipal, d difuso e f fundamental).

Tabela 3. Número de elétrons em diferentes estados de energia de um átomo

Tabela 3. NÚMERO DE ELÉTRONS EM VÁRIOS ESTADOS DE ENERGIA DO ÁTOMO
Número quântico principal	Número quântico orbital	O número de elétrons na camada	Designação do estado de energia (tipo orbital)
1	0	2	1s
2	0	2	2s
	1	6	2p
3	0	2	3s
	1	6	3p
	2	10	3d
4	0	2	4s
	1	6	4p
	2	10	4d
	3	14	4f
5	0	2	5s
	1	6	5p
	2	10	5d
	5	14	5f
	4	18	5g
6	0	2	6s
	1	6	6p
	2	10	6d
...	...	...	...
7	0	2	7s

Períodos curtos e longos.

A camada de elétrons totalmente completa mais baixa (orbital) é denotada 1 s e é realizado em hélio. Próximos níveis - 2 s e 2 p- correspondem à formação das camadas dos átomos dos elementos do 2º período e, com formação completa, para o neônio, contêm um total de 8 elétrons. À medida que os valores do número quântico principal aumentam, o estado de energia do número orbital mais baixo para o principal maior pode ser menor que o estado de energia do número quântico orbital mais alto correspondente ao principal menor. Então, estado de energia 3 d superior a 4 s, então os elementos do 3º período são construídos 3 s- e 3 p-orbitais, terminando com a formação de uma estrutura estável do gás nobre argônio. Em seguida vem o edifício sequencial 4 s-, 3d- e 4 p-orbitais para elementos do 4º período, até a conclusão da camada externa estável de elétrons de 18 elétrons para o criptônio. Isso leva ao aparecimento do primeiro período longo. Da mesma forma, o edifício 5 s-, 4d- e 5 p-orbitais de átomos dos elementos do 5º (ou seja, o segundo longo) período, terminando com a estrutura eletrônica do xenônio.

Lantanídeos e actinídeos.

Preenchimento sequencial com elétrons 6 s-, 4f-, 5d- e 6 p-orbitais dos elementos do 6º (ou seja, o terceiro longo) período leva ao aparecimento de novos 32 elétrons, que formam a estrutura do último elemento desse período - o radônio. Começando com o 57º elemento, o lantânio, 14 elementos estão dispostos sequencialmente, diferindo pouco nas propriedades químicas. Eles formam uma série de lantanídeos, ou elementos de terras raras, nos quais 4 f-camada contendo 14 elétrons.

A série de actinídeos, localizada atrás do actínio (número atômico 89), caracteriza-se pela formação de 5 f- cartuchos; também inclui 14 elementos que são muito semelhantes em propriedades químicas. O elemento de número atômico 104 (rutherfordium), que segue o último dos actinídeos, já difere nas propriedades químicas: é um análogo do háfnio. Os seguintes nomes são aceitos para os elementos após o rutherfordium: 105 - dubnium (Db), 106 - seaborgium (Sg), 107 - bohrium (Bh), 108 - hassium (Hs), 109 - meitnerium (Mt).

Aplicação da tabela periódica.

O conhecimento da tabela periódica permite ao químico prever com certo grau de precisão as propriedades de qualquer elemento antes de começar a trabalhar com ele. Os metalúrgicos, por exemplo, consideram a tabela periódica útil para a criação de novas ligas, pois, usando a tabela periódica, um dos metais da liga pode ser substituído selecionando um substituto para ele entre seus vizinhos na tabela para que, com um certo grau de probabilidade, não haverá mudança significativa nas propriedades formadas a partir deles.