Od prvých hodín chémie ste používali tabuľku D. I. Mendelejeva. Jasne ukazuje, že všetky chemické prvky, ktoré tvoria látky sveta okolo nás, sú vzájomne prepojené a riadia sa spoločnými zákonmi, to znamená, že predstavujú jeden celok – systém chemických prvkov. Preto sa v modernej vede tabuľka D. I. Mendelejeva nazýva Periodická tabuľka chemických prvkov.

Prečo „periodický“ je vám tiež jasné, pretože všeobecné vzorce zmeny vlastností atómov, jednoduchých a zložitých látok tvorených chemickými prvkami, sa v tomto systéme opakujú v určitých intervaloch - periódach. Niektoré z týchto vzorov uvedených v tabuľke 1 už poznáte.

Všetky chemické prvky existujúce na svete teda podliehajú jedinému, v prírode objektívne pôsobiacemu periodickému zákonu, ktorého grafickým znázornením je periodická sústava prvkov. Tento zákon a systém nesie meno veľkého ruského chemika D. I. Mendelejeva.

D. I. Mendelejev dospel k objavu Periodického zákona porovnaním vlastností a relatívnych atómových hmotností chemických prvkov. Aby to urobil, D. I. Mendelejev zapísal pre každý chemický prvok na karte: symbol prvku, hodnotu relatívnej atómovej hmotnosti (v čase D. I. Mendelejeva sa táto hodnota nazývala atómová hmotnosť), vzorce a charakter vyšší oxid a hydroxid. Zoradil 63 dovtedy známych chemických prvkov do jedného reťazca vo vzostupnom poradí podľa ich relatívnych atómových hmotností (obr. 1) a analyzoval tento súbor prvkov, snažiac sa v ňom nájsť určité vzorce. V dôsledku intenzívnej tvorivej práce zistil, že v tomto reťazci existujú intervaly – obdobia, v ktorých sa vlastnosti prvkov a nimi tvorených látok menia podobným spôsobom (obr. 2).

Ryža. jeden.
Karty prvkov usporiadané v poradí podľa rastúcich relatívnych atómových hmotností

Ryža. 2.
Karty prvkov, usporiadané v poradí periodických zmien vlastností prvkov a látok nimi tvorených

Laboratórny pokus č.2
Modelovanie konštrukcie Periodického systému D. I. Mendelejeva

Simulujte konštrukciu Periodického systému D. I. Mendelejeva. Na tento účel si pripravte 20 kariet s rozmermi 6 x 10 cm pre prvky so sériovými číslami od 1 do 20. Na každej karte uveďte nasledujúce informácie o prvku: chemický symbol, názov, relatívna atómová hmotnosť, vzorec najvyššieho oxidu, hydroxidu (v zátvorkách uveďte ich povahu – zásadité, kyslé alebo amfotérne), vzorec prchavej zlúčeniny vodíka (napr. nekovy). Zamiešajte karty a potom ich usporiadajte do radu vo vzostupnom poradí podľa relatívnych atómových hmotností prvkov. Umiestnite podobné prvky od 1. do 18. pod seba: vodík nad lítium a draslík pod sodík, vápnik pod horčík, hélium pod neón. Formulujte vzor, ​​ktorý ste identifikovali, vo forme zákona. Venujte pozornosť nesúladu medzi relatívnymi atómovými hmotnosťami argónu a draslíka a ich umiestnením podľa zhody vlastností prvkov. Vysvetlite príčinu tohto javu.

Pomocou moderných výrazov opäť uvádzame pravidelné zmeny vlastností, ktoré sa objavujú v období:

• kovové vlastnosti sa oslabujú;
• zlepšujú sa nekovové vlastnosti;
• stupeň oxidácie prvkov vo vyšších oxidoch sa zvyšuje z +1 na +8;
• stupeň oxidácie prvkov v prchavých zlúčeninách vodíka sa zvyšuje z -4 na -1;
• oxidy od zásaditých cez amfotérne sú nahradené kyslými;
• hydroxidy od alkálií cez amfotérne hydroxidy sú nahradené kyselinami obsahujúcimi kyslík.

Na základe týchto pozorovaní D. I. Mendelejev v roku 1869 dospel k záveru - sformuloval periodický zákon, ktorý s použitím moderných termínov znie takto:

Systematizujúc chemické prvky na základe ich relatívnych atómových hmotností venoval veľkú pozornosť vlastnostiam prvkov a látok, ktoré tvorili, aj D. I. Mendelejev, pričom prvky s podobnými vlastnosťami rozdeľoval do zvislých stĺpcov – skupín. Niekedy v rozpore s pravidelnosťou, ktorú odhalil, dával ťažšie prvky pred prvky s nižšími hodnotami relatívnych atómových hmotností. Napríklad vo svojej tabuľke napísal kobalt pred nikel, telúr pred jód a keď boli objavené inertné (ušľachtilé) plyny, argón pred draslík. D. I. Mendelejev považoval toto usporiadanie usporiadania za nevyhnutné, pretože inak by tieto prvky spadali do skupín prvkov, ktoré sa im nepodobajú vo vlastnostiach. Takže najmä alkalický kov draslík by patril do skupiny inertných plynov a inertný plyn argón do skupiny alkalických kovov.

D. I. Mendelejev nevedel vysvetliť tieto výnimky zo všeobecného pravidla, ako aj dôvod periodicity zmeny vlastností prvkov a látok nimi tvorených. Predvídal však, že tento dôvod spočíva v zložitej štruktúre atómu. Bola to vedecká intuícia D. I. Mendelejeva, ktorá mu umožnila zostrojiť systém chemických prvkov nie v poradí zvyšovania ich relatívnej atómovej hmotnosti, ale v poradí zvyšovania nábojov ich atómových jadier. O tom, že vlastnosti prvkov sú presne určené nábojmi ich atómových jadier, výrečne svedčí existencia izotopov, s ktorými ste sa stretli minulý rok (spomeňte si, čo to je, uveďte príklady izotopov, ktoré poznáte).

V súlade s modernými predstavami o štruktúre atómu sú základom klasifikácie chemických prvkov náboje ich atómových jadier a moderná formulácia periodického zákona je nasledovná:

Periodicita zmeny vlastností prvkov a ich zlúčenín sa vysvetľuje periodickým opakovaním v štruktúre vonkajších energetických hladín ich atómov. Je to počet energetických hladín, celkový počet elektrónov na nich umiestnených a počet elektrónov na vonkajšej úrovni, ktoré odrážajú symboliku prijatú v periodickom systéme, t.j. odhaľujú fyzikálny význam poradového čísla prvku, číslo periódy a číslo skupiny (z čoho pozostáva?).

Štruktúra atómu tiež umožňuje vysvetliť príčiny zmeny kovových a nekovových vlastností prvkov v periódach a skupinách.

Periodický zákon a periodický systém D. I. Mendelejeva následne sumarizujú informácie o chemických prvkoch a látkach nimi tvorených a vysvetľujú periodicitu zmeny ich vlastností a príčinu podobnosti vlastností prvkov tej istej skupiny.

Tieto dva najdôležitejšie významy Periodického zákona a Periodického systému D. I. Mendelejeva sú doplnené o ďalší, ktorým je schopnosť predpovedať, teda predpovedať, popisovať vlastnosti a naznačovať spôsoby objavovania nových chemických prvkov. Už v štádiu vytvárania Periodickej sústavy urobil D. I. Mendelejev množstvo predpovedí o vlastnostiach v tom čase ešte neznámych prvkov a naznačil spôsoby ich objavovania. V tabuľke, ktorú vytvoril, nechal D. I. Mendelejev pre tieto prvky prázdne bunky (obr. 3).

Ryža. 3.
Periodická tabuľka prvkov navrhnutá D. I. Mendelejevom

Živými príkladmi predikčnej sily Periodického zákona boli následné objavy prvkov: v roku 1875 Francúz Lecoq de Boisbaudran objavil gálium, ktoré pred piatimi rokmi predpovedal D. I. Mendelejev ako prvok nazývaný „ekaaluminium“ (eka – nasledujúci); v roku 1879 objavil Švéd L. Nilsson „ekabor“ podľa D. I. Mendelejeva; v roku 1886 Nemcom K. Winklerom – „ecasilicon“ podľa D. I. Mendelejeva (moderné názvy týchto prvkov definujte z tabuľky D. I. Mendelejeva). Ako presný bol D. I. Mendelejev vo svojich predpovediach ilustrujú údaje v tabuľke 2.

tabuľka 2
Predpovedané a experimentálne pozorované vlastnosti germánia

Predpovedal D. I. Mendelejev v roku 1871	Založená K. Winklerom v roku 1886
Relatívna atómová hmotnosť blízka 72	Relatívna atómová hmotnosť 72,6
Sivý žiaruvzdorný kov	Sivý žiaruvzdorný kov
Hustota kovu je asi 5,5 g / cm3	Hustota kovu 5,35 g/cm3
Oxidový vzorec E0 2	Vzorec oxidu Ge02
Hustota oxidu je asi 4,7 g / cm3	Hustota oxidu 4,7 g/cm3
Oxid sa celkom ľahko zredukuje na kov	Oxid Ge02 sa pri zahrievaní v prúde vodíka redukuje na kov
ES1 4 chlorid by mala byť kvapalina s bodom varu asi 90 ° C a hustotou asi 1,9 g / cm 3	Chlorid germánsky (IV) GeCl 4 je kvapalina s bodom varu 83 ° C a hustotou 1,887 g / cm 3

Vedci, ktorí objavili nové prvky, objav ruského vedca vysoko ocenili: „Sotva môže existovať jasnejší dôkaz platnosti doktríny o periodicite prvkov ako objav ešte stále hypotetického ekasilikonu; je to, samozrejme, viac než len jednoduché potvrdenie odvážnej teórie – znamená to vynikajúce rozšírenie chemického zorného poľa, obrovský krok v oblasti poznania “(K. Winkler).

Americkí vedci, ktorí objavili prvok č. 101, mu dali meno „mendelevium“ ako uznanie zásluh veľkého ruského chemika Dmitrija Mendelejeva, ktorý ako prvý použil Periodickú tabuľku prvkov na predpovedanie vlastností prvkov, ktoré ešte neboli objavil.

Spoznali ste sa v 8. ročníku a použijete tohtoročnú formu periodickej tabuľky, ktorá sa nazýva krátke obdobie. V profilových triedach a vo vysokoškolskom vzdelávaní sa však prevažne používa iná forma - dlhodobá verzia. Porovnajte ich. Čo je rovnaké a čo sa líši v týchto dvoch formách periodickej tabuľky?

Nové slová a pojmy

1. Periodický zákon D. I. Mendelejeva.
2. Periodický systém chemických prvkov D. I. Mendelejeva je grafickým znázornením Periodického zákona.
3. Fyzický význam čísla prvku, čísla periódy a čísla skupiny.
4. Vzorce zmien vlastností prvkov v obdobiach a skupinách.
5. Význam Periodického zákona a Periodického systému chemických prvkov D. I. Mendelejeva.

Úlohy na samostatnú prácu

1. Dokážte, že Periodický zákon D. I. Mendelejeva, ako každý iný prírodný zákon, plní vysvetľujúce, zovšeobecňujúce a prediktívne funkcie. Uveďte príklady ilustrujúce tieto funkcie iných zákonov, ktoré poznáte z kurzov chémie, fyziky a biológie.
2. Pomenujte chemický prvok, v ktorého atóme sú elektróny usporiadané v úrovniach podľa radu čísel: 2, 5. Aká jednoduchá látka tvorí tento prvok? Aký je vzorec jeho vodíkovej zlúčeniny a ako sa volá? Aký vzorec má najvyšší oxid tohto prvku, aký je jeho charakter? Napíšte reakčné rovnice charakterizujúce vlastnosti tohto oxidu.
3. Berýlium bývalo klasifikované ako prvok skupiny III a jeho relatívna atómová hmotnosť bola považovaná za 13,5. Prečo to D. I. Mendelejev preniesol do skupiny II a opravil atómovú hmotnosť berýlia z 13,5 na 9?
4. Napíšte rovnice reakcií medzi jednoduchou látkou tvorenou chemickým prvkom, v ktorého atóme sú elektróny rozmiestnené po energetických hladinách podľa radu čísel: 2, 8, 8, 2, a jednoduchými látkami tvorenými prvkami č.7 a č. 8 v periodickom systéme. Aký je typ chemickej väzby v produktoch reakcie? Aká je kryštalická štruktúra počiatočných jednoduchých látok a produktov ich interakcie?
5. Usporiadajte nasledujúce prvky v poradí zvyšujúcich sa kovových vlastností: As, Sb, N, P, Bi. Výsledný rad zdôvodnite na základe štruktúry atómov týchto prvkov.
6. Usporiadajte nasledujúce prvky v poradí posilňovania nekovových vlastností: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Výsledný rad zdôvodnite na základe štruktúry atómov týchto prvkov.
7. Usporiadajte v poradí oslabenia kyslých vlastností oxidov, ktorých vzorce sú: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Výsledný rad zdôvodnite. Napíšte vzorce hydroxidov zodpovedajúcich týmto oxidom. Ako sa mení ich kyslý charakter v sérii, ktorú ste navrhli?
8. Napíšte vzorce pre oxidy bóru, berýlia a lítia a usporiadajte ich vo vzostupnom poradí podľa ich hlavných vlastností. Napíšte vzorce hydroxidov zodpovedajúcich týmto oxidom. Aká je ich chemická povaha?
9. Čo sú izotopy? Ako prispel objav izotopov k vytvoreniu periodického zákona?
10. Prečo sa náboje atómových jadier prvkov v Periodickej sústave D. I. Mendelejeva menia monotónne, t.j. náboj jadra každého nasledujúceho prvku sa zvyšuje o jednu v porovnaní s nábojom atómového jadra predchádzajúceho prvku a vlastnosti prvky a látky, ktoré tvoria, sa periodicky menia?
11. Uveďte tri formulácie periodického zákona, v ktorých sa za základ systematizácie chemických prvkov považuje relatívna atómová hmotnosť, náboj atómového jadra a štruktúra vonkajších energetických hladín v elektrónovom obale atómu.

IV - VII - veľké obdobia, pretože pozostávajú z dvoch radov (párny a nepárny) prvkov.

V párnych radoch veľkých periód sú typické kovy. Nepárny rad začína kovom, potom sa kovové vlastnosti oslabujú a nekovové vlastnosti sa zvyšujú, perióda končí inertným plynom.

Skupina je zvislý rad chem. prvky spojené chem. vlastnosti.

Skupina

hlavná podskupina sekundárna podskupina

Hlavná podskupina zahŕňa Sekundárna podskupina zahŕňa

prvky malých aj veľkých prvkov len veľkých období.

obdobia.

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

malý veľký veľký

Pre prvky kombinované v rovnakej skupine sú charakteristické tieto vzory:

1. Najvyššia valencia prvkov v zlúčeninách s kyslíkom(až na pár výnimiek) zodpovedá číslu skupiny.

Prvky sekundárnych podskupín môžu tiež vykazovať inú vyššiu valenciu. Napríklad Cu - prvok I. skupiny vedľajšej podskupiny - tvorí oxid Cu 2 O. Najbežnejšie sú však zlúčeniny dvojmocnej medi.

2. V hlavných podskupinách(zhora nadol) s nárastom atómových hmotností sa kovové vlastnosti prvkov zvyšujú a nekovové oslabujú.

Štruktúra atómu.

Vedu dlho ovládal názor, že atómy sú nedeliteľné, t.j. neobsahujú jednoduchšie komponenty.

Koncom 19. storočia sa však zistilo množstvo faktov, ktoré svedčili o zložitom zložení atómov a možnosti ich vzájomných premien.

Atómy sú zložité útvary postavené z menších štruktúrnych jednotiek.

jadro

p + - protón

atóm

n 0 - neutrón

ē - elektrón - mimo jadra

Pre chémiu je veľmi zaujímavá štruktúra elektrónového obalu atómu. Pod elektrónový obal pochopiť súhrn všetkých elektrónov v atóme. Počet elektrónov v atóme sa rovná počtu protónov, t.j. atómové číslo prvku, pretože atóm je elektricky neutrálny.

Najdôležitejšou charakteristikou elektrónu je energia jeho väzby s atómom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektronická vrstva.

Každá chem. prvok v periodickej tabuľke bol očíslovaný.

Volá sa číslo, ktoré dostane každý prvok sériové číslo.

Fyzický význam sériového čísla:

1. Aké je poradové číslo prvku, taký je náboj jadra atómu.

2. Okolo jadra obieha rovnaký počet elektrónov.

Z = p + Z - číslo prvku

n 0 \u003d A - Z

n 0 \u003d A - p + A - atómová hmotnosť prvku

n 0 \u003d A - ē

Napríklad Li.

Fyzikálny význam čísla obdobia.

V akom období sa prvok nachádza, koľko elektrónových obalov (vrstiev) bude mať.

Nie +2
Li +3 Be +4 V +5 N +7

Určenie maximálneho počtu elektrónov v jednom elektrónovom obale.

1. Zadajte názov prvku, jeho označenie. Určite sériové číslo prvku, číslo obdobia, skupinu, podskupinu. Uveďte fyzický význam parametrov systému - sériové číslo, číslo periódy, číslo skupiny. Zdôvodnite pozíciu v podskupine.

2. Uveďte počet elektrónov, protónov a neutrónov v atóme prvku, jadrový náboj, hmotnostné číslo.

3. Vytvorte úplný elektronický vzorec prvku, určte rodinu elektrónov, priraďte jednoduchú látku do triedy kovov alebo nekovov.

4. Nakreslite graficky elektronickú štruktúru prvku (alebo posledné dve úrovne).

5. Graficky znázornite všetky možné valenčné stavy.

6. Uveďte počet a typ valenčných elektrónov.

7. Uveďte všetky možné valencie a oxidačné stavy.

8. Napíšte vzorce oxidov a hydroxidov pre všetky valenčné stavy. Uveďte ich chemickú povahu (odpoveď potvrďte rovnicami príslušných reakcií).

9. Uveďte vzorec zlúčeniny vodíka.

10. Pomenujte rozsah tohto prvku

Riešenie. Scandium zodpovedá prvku s atómovým číslom 21 v PSE.

1. Prvok je v období IV. Číslo periódy znamená počet energetických hladín v atóme tohto prvku, má ich 4. Skandium sa nachádza v 3. skupine - na vonkajšej úrovni 3. elektrónu; vo vedľajšej skupine. Preto sú jeho valenčné elektróny v podúrovni 4s a 3d. Sériové číslo sa číselne zhoduje s nábojom jadra atómu.

2. Náboj jadra atómu skandia je +21.

Počet protónov a elektrónov je 21.

Počet neutrónov A–Z = 45 – 21 = 24.

Celkové zloženie atómu: ( ).

3. Úplný elektronický vzorec skandia:

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

Rodina elektrónov: d-prvok, ako v procese plnenia
d-orbitály. Elektrónová štruktúra atómu končí s-elektrónmi, takže skandium vykazuje kovové vlastnosti; jednoduchá látka - kov.

4. Elektronická grafická konfigurácia vyzerá takto:

5. Možné valenčné stavy v dôsledku počtu nespárovaných elektrónov:

- v základnom stave:

– v skandiu v excitovanom stave prejde elektrón z orbitálu 4s na voľný orbitál 4p, jeden nepárový d-elektrón zvyšuje valenčné schopnosti skandia.

Sc má tri valenčné elektróny v excitovanom stave.

6. Možné valencie sú v tomto prípade určené počtom nespárovaných elektrónov: 1, 2, 3 (alebo I, II, III). Možné oxidačné stavy (odrážajúce počet vytesnených elektrónov) +1, +2, +3 (keďže skandium je kov).

7. Najcharakteristickejšia a najstabilnejšia valencia III, oxidačný stav +3. Prítomnosť iba jedného elektrónu v stave d je zodpovedná za nízku stabilitu konfigurácie 3d 1 4s 2.

Scandium a jeho analógy na rozdiel od iných d-prvkov vykazujú konštantný oxidačný stav +3, čo je najvyšší oxidačný stav a zodpovedá číslu skupiny.

8. Vzorce oxidov a ich chemická podstata:

forma vyššieho oxidu - (amfotérna);

hydroxidové vzorce: – amfotérne.

Reakčné rovnice potvrdzujúce amfotérny charakter oxidov a hydroxidov:

(škandál lítia),

(chlorid skandium),

( hexahydroxoskandiát draselný (III) ),

(síran skandium).

9. Netvorí zlúčeniny s vodíkom, keďže je vo vedľajšej podskupine a je d-prvkom.

10. Zlúčeniny skandia sa používajú v polovodičovej technike.

Príklad 2 Ktorý z týchto dvoch prvkov, mangán alebo bróm, má výraznejšie kovové vlastnosti?

Riešenie. Tieto prvky sú v štvrtom období. Zapisujeme ich elektronické vzorce:

Mangán je d-prvok, t.j. prvok vedľajšej podskupiny, a bróm je
p-prvok hlavnej podgrupy tej istej skupiny. Na vonkajšej elektronickej úrovni má atóm mangánu iba dva elektróny, zatiaľ čo atóm brómu ich má sedem. Polomer atómu mangánu je menší ako polomer atómu brómu s rovnakým počtom elektrónových obalov.

Spoločným vzorom pre všetky skupiny obsahujúce p- a d-prvky je prevaha kovových vlastností v d-prvkoch.
Kovové vlastnosti mangánu sú teda výraznejšie ako vlastnosti brómu.

Periodický zákon D.I Mendelejeva.

Vlastnosti chemických prvkov, a teda aj vlastnosti jednoduchých a zložitých telies, ktoré tvoria, sú v periodickej závislosti od veľkosti atómovej hmotnosti.

Fyzikálny význam periodického zákona.

Fyzikálny význam periodického zákona spočíva v periodickej zmene vlastností prvkov v dôsledku periodicky sa opakujúcich e-tých obalov atómov s postupným zvyšovaním n.

Moderná formulácia PZ D. I. Mendelejeva.

Vlastnosť chemických prvkov, ako aj vlastnosť nimi tvorených jednoduchých alebo zložitých látok je v periodickej závislosti od veľkosti náboja jadier ich atómov.

Periodický systém prvkov.

Periodický systém - systém klasifikácií chemických prvkov, vytvorený na základe periodického zákona. Periodický systém – vytvára vzťahy medzi chemickými prvkami odrážajúcimi ich podobnosti a rozdiely.

Periodická tabuľka prvkov (existujú dva typy: krátke a dlhé).

Periodická tabuľka prvkov je grafickým znázornením periodickej tabuľky prvkov, pozostáva zo 7 období a 8 skupín.

Otázka 10

Periodický systém a štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov.

Neskôr sa zistilo, že nielen sériové číslo prvku má hlboký fyzikálny význam, ale aj iné pojmy, o ktorých sa predtým uvažovalo, postupne nadobúdali fyzikálny význam. Napríklad číslo skupiny označujúce najvyššiu valenciu prvku tak odhaľuje maximálny počet elektrónov atómu konkrétneho prvku, ktorý sa môže podieľať na tvorbe chemickej väzby.

Ukázalo sa, že číslo periódy súvisí s počtom energetických hladín prítomných v elektrónovom obale atómu prvku daného obdobia.

Tak napríklad "súradnice" cínu Sn (poradové číslo 50, perióda 5, hlavná podskupina skupiny IV) znamenajú, že v atóme cínu je 50 elektrónov, sú rozložené na 5 energetických úrovniach, len 4 elektróny sú valenčné. .

Fyzický význam nájdenia prvkov v podskupinách rôznych kategórií je mimoriadne dôležitý. Ukazuje sa, že pre prvky nachádzajúce sa v podskupinách kategórie I je nasledujúci (posledný) elektrón umiestnený na s-podúroveň vonkajšej úrovni. Tieto prvky patria do rodiny elektroniky. Pre atómy prvkov nachádzajúcich sa v podskupinách kategórie II je nasledujúci elektrón umiestnený na p-podúroveň vonkajšej úrovni. Sú to prvky elektrónovej rodiny „p.“ Ďalší 50. elektrón atómov cínu sa teda nachádza na p-podúrovni vonkajšej, t.j. 5. energetickej hladiny.

Pre atómy prvkov podskupín kategórie III sa nasledujúci elektrón nachádza na d-podúroveň, ale už pred externou úrovňou sú to prvky elektronickej rodiny "d". Pre atómy lantanoidov a aktinidov je nasledujúci elektrón umiestnený na f-podúrovni, pred vonkajšou úrovňou. Toto sú prvky elektronickej rodiny "f".

Nie je preto náhoda, že počty podskupín týchto 4 kategórií uvedených vyššie, teda 2-6-10-14, sa zhodujú s maximálnym počtom elektrónov v podúrovniach s-p-d-f.

Ukazuje sa však, že je možné vyriešiť problém poradia plnenia elektrónového obalu a odvodiť elektrónový vzorec pre atóm akéhokoľvek prvku a na základe periodického systému, ktorý jasne označuje úroveň a podúroveň každého nasledujúceho elektrón. Periodický systém tiež označuje umiestnenie prvkov za sebou do periód, skupín, podskupín a rozdelenie ich elektrónov podľa úrovní a podúrovní, pretože každý prvok má svoj vlastný, charakterizujúci jeho posledný elektrón. Ako príklad analyzujme zostavenie elektrónového vzorca pre atóm prvku zirkónium (Zr). Periodický systém udáva ukazovatele a "súradnice" tohto prvku: poradové číslo 40, perióda 5, skupina IV, vedľajšia podskupina. Prvé závery: a) všetkých 40 elektrónov, b) týchto 40 elektrónov je rozdelených do piatich energetických úrovní; c) zo 40 elektrónov sú len 4 valenčné, d) ďalší 40. elektrón vstúpil do d-podúrovne pred vonkajšou, t.j. štvrtou energetickou hladinou. Podobné závery možno vyvodiť o každom z 39 prvkov predchádzajúcich zirkónu, iba indikátory a súradnice byť zakaždým iný.

Obsah článku

PERIODICKÁ TABUĽKA PRVKOV je klasifikácia chemických prvkov v súlade s periodickým zákonom, ktorá stanovuje periodickú zmenu vlastností chemických prvkov so zvyšovaním ich atómovej hmotnosti spojenú so zvýšením náboja jadra ich atómov; preto sa náboj jadra atómu zhoduje s poradovým číslom prvku v periodickej sústave a je tzv. atómový číslo prvok. Periodický systém prvkov je zostavený vo forme tabuľky (periodická tabuľka prvkov), v ktorej vodorovných riadkoch - obdobia- dochádza k postupnej zmene vlastností prvkov a pri prechode z jedného obdobia do druhého - periodickému opakovaniu spoločných vlastností; zvislé stĺpce - skupiny- kombinovať prvky s podobnými vlastnosťami. Periodický systém umožňuje bez špeciálneho skúmania dozvedieť sa o vlastnostiach prvku len na základe známych vlastností prvkov susediacich v skupine alebo období. Fyzikálne a chemické vlastnosti (stav agregátu, tvrdosť, farba, valencia, ionizácia, stabilita, metalickosť alebo nemetalita atď.) možno predpovedať pre prvok na základe periodickej tabuľky.

Koncom 18. a začiatkom 19. stor. chemici sa snažili vytvoriť klasifikácie chemických prvkov v súlade s ich fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami, najmä na základe agregovaného stavu prvku, špecifickej hmotnosti (hustoty), elektrickej vodivosti, kovovosti - nekovovosti, zásaditosti - kyslosti, atď.

Klasifikácia podľa "atómovej hmotnosti"

(t. j. relatívnou atómovou hmotnosťou).

Proutova hypotéza.

Tabuľka 1. Periodická tabuľka prvkov publikovaná Mendelejevom v roku 1869

Tabuľka 1. PERIODICKÁ TABUĽKA PRVKOV PUBLIKOVANÝCH MENDELEEVOM V ROKU 1869 (prvá verzia)
			Ti = 50	Zr = 90	? = 180
			V = 51	Nb = 94	Ta = 182
			cr=52	Mo = 96	W=186
			Mn = 55	Rh = 104,4	Pt = 197,4
			Fe = 56	Ru = 104,4	Ir = 198
		Ni =	Co = 59	Pd = 106,6	Os = 199
H = 1			Cu = 63,4	Ag = 108	Hg = 200
	Be = 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	As = 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	La = 94
		Yt = 60	Di = 95
		v = 75,6	th = 118

Tabuľka 2. Upravená periodická tabuľka

Tabuľka 2. UPRAVENÁ MENDELEEVOVA TABUĽKA

Skupina

ja

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

0

Oxidový alebo hydridový vzorec Podskupina

R2O

RO

R203

RH4 RO 2

RH 3 R205

RH 2 RO 3

RH R207

Obdobie 1

1 H Vodík 1,0079

2 On hélium 4,0026

Obdobie 2

3 Li Lítium 6,941

4 Buď Berýlium 9,0122

5 B Bor 10,81

6 C Uhlík 12,011

7 N Dusík 14,0067

8 O Kyslík 15,9994

9 F Fluór 18,9984

10 Nie Neon 20,179

Obdobie 3

11 Na Sodík 22,9898

12 mg magnézium 24,305

13 Al hliník 26,9815

14 Si Silikón 28,0855

15 P Fosfor 30,9738

16 S Síra 32,06

17 Cl Chlór 35,453

18 Ar argón 39,948

Obdobie 4

19 K Draslík 39,0983 29 Cu Meď 63,546

20 Ca Vápnik 40,08 30 Zn Zinok 65,39

21 sc Scandium 44,9559 31 Ga Gálium 69,72

22 Ti titán 47,88 32 Ge Germánium 72,59

23 V Vanád 50,9415 33 Ako Arzén 74,9216

24 Cr Chromium 51,996 34 Se Selén 78,96

25 Mn mangán 54,9380 35 Br bróm 79,904

26 Fe Železo 55,847

27 spol kobalt 58,9332

28 Ni nikel 58,69

36 kr Krypton 83,80

Obdobie 5

37 Rb Rubidium 85,4678 47 Ag Strieborná 107,868

38 Sr stroncium 87,62 48 CD kadmium 112,41

39 Y Ytrium 88,9059 49 In Indium 114,82

40 Zr Zirkónium 91,22 50 sn Cín 118,69

41 Pozn niób 92,9064 51 Sb Antimón 121,75

42 Mo molybdén 95,94 52 Te Telúr 127,60

43 Tc technécium 53 ja jód 126,9044

44 Ru ruténium 101,07

45 Rh Rhodium 102,9055

46 Pd paládium 106,4

54 Xe xenón 131,29

Obdobie 6

55 Čs Cézium 132,9054 79 Au Zlato 196,9665

56 Ba bárium 137,33 80 hg Merkúr 200,59

57* La Lantán 138,9055 81 Tl Tálium 204,38

72 hf hafnium 178,49 82 Pb Viesť 207,21

73 Ta Tantal 180,9479 83 Bi Bizmut 208,9804

74 W Volfrám 183,85 84 Po polónium

75 Re rénium 186,207 85 O astatín

76 Os Osmium 190,2

77 Ir Iridium 192,2

78 Pt Platinum 195,08

86 Rn Radón

Obdobie 7

87 O Francúzsko

88 Ra Rádium 226,0254

89** AC aktinium 227,028

104

105

106

107

108

109

*

58 Ce 140,12

59 Pr 140,9077

60 Nd 144,24

61 Popoludnie

62 sm 150,36

63 EÚ 151,96

64 Gd 157,25

65 Tb 158,9254

66 D Y 162,50

67 Ho 164,9304

68 Er 167,26

69 Tm 168,9342

70 Yb 173,04

71 Lu 174,967

**

90 Th 232,0381

91 Pa 231,0359

92 U 238,0289

93 Np 237,0482

94 Pu

95 Am

96 cm

97 bk

98 porov

99 Es

100 fm

101 md

102 č

103 lr

* Lantanoidy: cér, prazeodým, neodým, promethium, samárium, európium, gadolínium, terbium, dysprózium, holmium, erbium, thulium, ytterbium, lutécium. ** Aktinidy: tórium, protaktínium, urán, neptúnium, plutónium, amerícium, kúrium, berkelium, kalifornium, einsteinium, fermium, mendelevium, nobelium, lawrencium. Poznámka. Atómové číslo je uvedené nad symbolom prvku, atómová hmotnosť je uvedená pod symbolom prvku. Hodnota v zátvorkách je hmotnostné číslo izotopu s najdlhšou životnosťou.

Obdobia.

V tejto tabuľke Mendelejev usporiadal prvky do vodorovných riadkov - bodiek. Tabuľka začína veľmi krátkou periódou obsahujúcou iba vodík a hélium. Ďalšie dve krátke obdobia obsahujú každé 8 prvkov. Potom nasledujú štyri dlhé obdobia. Všetky periódy okrem prvej začínajú alkalickým kovom (Li, Na, K, Rb, Cs) a všetky periódy končia vzácnym plynom. V 6. perióde je séria 14 prvkov – lantanoidov, ktorá formálne nemá v tabuľke miesto a býva umiestnená pod stolom. Ďalšia podobná séria - aktinidy - je v 7. období. Táto séria zahŕňa prvky vyrobené v laboratóriu, napríklad bombardovaním uránu subatomárnymi časticami, a je tiež umiestnená pod lantanoidmi pod stolom.

Skupiny a podskupiny.

Keď sú obdobia usporiadané pod sebou, prvky sú usporiadané do stĺpcov, ktoré tvoria skupiny očíslované 0, I, II, ..., VIII. Očakáva sa, že prvky v každej skupine budú vykazovať podobné všeobecné chemické vlastnosti. Ešte väčšia podobnosť sa pozoruje u prvkov v podskupinách (A a B), ktoré sú tvorené prvkami všetkých skupín okrem 0 a VIII. Podskupina A sa nazýva hlavná podskupina a skupina B sa nazýva sekundárna podskupina. Niektoré rodiny majú názvy, ako napríklad alkalické kovy (skupina IA), kovy alkalických zemín (skupina IIA), halogény (skupina VIIA) a vzácne plyny (skupina 0). Skupina VIII obsahuje prechodné kovy Fe, Co a Ni; Ru, Rh a Pd; Os, Ir a Pt. Keďže sú uprostred dlhých období, tieto prvky sú si navzájom viac podobné ako prvky pred nimi a po nich. Vo viacerých prípadoch dochádza k porušeniu poradia zvyšovania atómových hmotností (presnejšie atómových hmotností), napríklad pri pároch telúr a jód, argón a draslík. Toto „porušenie“ je nevyhnutné na zachovanie podobnosti prvkov v podskupinách.

Kovy, nekovy.

Uhlopriečka od vodíka po radón zhruba rozdeľuje všetky prvky na kovy a nekovy, pričom nekovy sú nad uhlopriečkou. (Medzi nekovy patrí 22 prvkov – H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, halogény a inertné plyny, kovy – všetky ostatné prvky.) Pozdĺž tejto línie sú prvky, ktoré majú nejaké vlastnosti kovov a nekovov (metaloidy sú pre takéto prvky zastaraný názov). Pri posudzovaní vlastností podľa podskupín zhora nadol sa pozoruje zvýšenie kovových vlastností a oslabenie nekovových vlastností.

Valence.

Najvšeobecnejšia definícia valencie prvku je schopnosť jeho atómov spájať sa s inými atómami v určitých pomeroch. Niekedy je valencia prvku nahradená pojmom oxidačného stavu (s.o.), ktorý je mu blízky. Oxidačný stav zodpovedá náboju, ktorý by atóm získal, keby všetky elektrónové páry jeho chemických väzieb boli posunuté smerom k elektronegatívnym atómom. V každom období, zľava doprava, dochádza k zvýšeniu kladného oxidačného stavu prvkov. Prvky skupiny I majú sd rovný +1 a oxidový vzorec R20, prvky skupiny II - respektíve +2 a RO atď. Prvky s negatívnou s.d. sú v skupinách V, VI a VII; predpokladá sa, že uhlík a kremík, ktoré sú v skupine IV, nemajú negatívny oxidačný stav. Halogény s oxidačným stavom –1 tvoria zlúčeniny s vodíkom so zložením RH. Vo všeobecnosti kladný oxidačný stav prvkov zodpovedá číslu skupiny a záporný sa rovná rozdielu osem mínus číslo skupiny. Z tabuľky nie je možné určiť prítomnosť alebo neprítomnosť iných oxidačných stavov.

Fyzikálny význam atómového čísla.

Skutočné pochopenie periodickej tabuľky je možné len na základe moderných predstáv o štruktúre atómu. Atómové číslo prvku v periodickej tabuľke je pre pochopenie chemických vlastností oveľa dôležitejšie ako jeho atómová hmotnosť (t. j. relatívna atómová hmotnosť).

Štruktúra atómu.

V roku 1913 N. Bohr použil jadrový model štruktúry atómu na vysvetlenie spektra atómu vodíka, najľahšieho a teda aj najjednoduchšieho atómu. Bohr navrhol, že atóm vodíka pozostáva z jedného protónu, ktorý tvorí jadro atómu, a jedného elektrónu, ktorý sa točí okolo jadra.

Definícia pojmu atómové číslo.

V roku 1913 A. van den Broek navrhol, aby sa atómové číslo prvku – jeho atómové číslo – identifikovalo s počtom elektrónov obiehajúcich okolo jadra neutrálneho atómu a s kladným nábojom atómového jadra v jednotkách elektrónový náboj. Bolo však potrebné experimentálne potvrdiť identitu náboja atómu a atómového čísla. Bohr ďalej predpokladal, že charakteristická röntgenová emisia prvku by sa mala riadiť rovnakým zákonom ako spektrum vodíka. Ak sa teda atómové číslo Z stotožňuje s nábojom jadra v jednotkách náboja elektrónu, potom frekvencie (vlnové dĺžky) zodpovedajúcich čiar v röntgenových spektrách rôznych prvkov by mali byť úmerné Z2, štvorcu atómové číslo prvku.

V rokoch 1913-1914 G. Moseley, ktorý študoval charakteristické röntgenové žiarenie atómov rôznych prvkov, získal brilantné potvrdenie Bohrovej hypotézy. Moseleyho práca tak potvrdila van den Broekov predpoklad, že atómové číslo prvku je totožné s nábojom jeho jadra; atómové číslo, nie atómová hmotnosť, je skutočným základom na určenie chemických vlastností prvku.

Periodicita a atómová štruktúra.

Bohrova kvantová teória štruktúry atómu sa vyvinula počas dvoch desaťročí po roku 1913. Bohrovo navrhované „kvantové číslo“ sa stalo jedným zo štyroch kvantových čísel potrebných na charakterizáciu energetického stavu elektrónu. V roku 1925 W. Pauli sformuloval svoj slávny „zásada zákazu“ (Pauliho princíp), podľa ktorého v atóme nemôžu byť dva elektróny, v ktorých by boli všetky kvantové čísla rovnaké. Keď sa tento princíp aplikoval na elektronické konfigurácie atómov, periodická tabuľka získala fyzikálny základ. Keďže atómové číslo Z, t.j. Ak sa zvýši kladný náboj jadra atómu, potom sa musí zvýšiť aj počet elektrónov, aby sa zachovala elektroneutralita atómu. Tieto elektróny určujú chemické „správanie“ atómu. Podľa Pauliho princípu, keď sa hodnota kvantového čísla zvyšuje, elektróny vypĺňajú elektrónové vrstvy (škrupiny), začínajúc od tých, ktoré sú najbližšie k jadru. Najstabilnejšia je dokončená vrstva, ktorá je naplnená všetkými elektrónmi podľa Pauliho princípu. Preto sú vzácne plyny ako hélium a argón, ktoré majú úplne dokončené elektronické štruktúry, odolné voči akémukoľvek chemickému útoku.

Elektronické konfigurácie.

V nasledujúcej tabuľke sú uvedené možné počty elektrónov pre rôzne energetické stavy. Hlavné kvantové číslo n= 1, 2, 3,... charakterizuje energetickú hladinu elektrónov (1. hladina sa nachádza bližšie k jadru). Orbitálne kvantové číslo l = 0, 1, 2,..., n– 1 charakterizuje orbitálny moment hybnosti. Orbitálne kvantové číslo je vždy menšie ako hlavné kvantové číslo a jeho maximálna hodnota sa rovná hlavnému kvantovému číslu mínus 1. Každá hodnota l zodpovedá určitému typu orbitálu - s, p, d, f... (toto označenie pochádza zo spektroskopického názvoslovia z 18. storočia, kedy boli rôzne série pozorovaných spektrálnych čiar tzv. s harfa, p poručiteľ, d difúzne a f nepodstatné).

Tabuľka 3. Počet elektrónov v rôznych energetických stavoch atómu

Tabuľka 3. POČET ELEKTRONOV V RÔZNYCH ENERGETICKÝCH STAVOCH ATÓMU
Hlavné kvantové číslo	Orbitálne kvantové číslo	Počet elektrónov na obale	Označenie energetického stavu (orbitálny typ)
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

Krátke a dlhé obdobia.

Najnižší úplne dokončený elektrónový obal (orbitál) je označený 1 s a realizuje sa v héliu. Ďalšie úrovne - 2 s a 2 p- zodpovedajú vybudovaniu obalov atómov prvkov 2. periódy a pri plnom vybudovaní pre neón obsahujú spolu 8 elektrónov. Keď sa hodnoty hlavného kvantového čísla zvyšujú, energetický stav najnižšieho orbitálneho čísla väčšieho princípu môže byť nižší ako energetický stav najvyššieho orbitálneho kvantového čísla zodpovedajúceho menšiemu princípu. Takže energetický stav 3 d vyššie ako 4 s, takže prvky 3. periódy sú vybudované 3 s- a 3 p-orbitály, končiace vytvorením stabilnej štruktúry vzácneho plynu argón. Nasleduje sekvenčná budova 4 s-, 3d- a 4 p-orbitály pre prvky 4. periódy, do dokončenia vonkajšieho stabilného elektrónového obalu 18 elektrónov pre kryptón. To vedie k objaveniu sa prvého dlhého obdobia. Podobne budova 5 s-, 4d- a 5 p-orbitály atómov prvkov 5. (t.j. druhej dlhej) periódy, končiace elektrónovou štruktúrou xenónu.

Lantanidy a aktinidy.

Sekvenčné plnenie elektrónmi 6 s-, 4f-, 5d- a 6 p-orbitály prvkov 6. (t.j. tretej dlhej) periódy vedie k objaveniu sa nových 32 elektrónov, ktoré tvoria štruktúru posledného prvku tejto periódy - radónu. Počnúc 57. prvkom, lantánom, je postupne usporiadaných 14 prvkov, ktoré sa len málo líšia chemickými vlastnosťami. Tvoria sériu lantanoidov alebo prvkov vzácnych zemín, v ktorých 4 f- škrupina obsahujúca 14 elektrónov.

Séria aktinoidov, ktorá sa nachádza za aktiniom (atómové číslo 89), sa vyznačuje tvorbou 5 f- škrupiny; zahŕňa tiež 14 prvkov, ktoré sú veľmi podobné chemickými vlastnosťami. Prvok s atómovým číslom 104 (rutherfordium), ktorý nasleduje po poslednom z aktinoidov, sa už líši chemickými vlastnosťami: ide o analóg hafnia. Pre prvky po rutherfordium sú akceptované tieto názvy: 105 - dubnium (Db), 106 - seaborgium (Sg), 107 - bohrium (Bh), 108 - hassium (Hs), 109 - meitnerium (Mt).

Aplikácia periodickej tabuľky.

Znalosť periodickej tabuľky umožňuje chemikovi predpovedať s určitou mierou presnosti vlastnosti akéhokoľvek prvku skôr, ako s ním začne pracovať. Metalurgovia napríklad považujú periodickú tabuľku za užitočnú na vytváranie nových zliatin, pretože pomocou periodickej tabuľky možno jeden z kovov zliatiny nahradiť výberom náhrady zaň spomedzi susedov v tabuľke tak, aby stupeň pravdepodobnosti, nedôjde k výraznej zmene vlastností z nich vytvorených.zliatina.