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Caratteristiche e struttura Tavola periodica degli elementi chimici di Mendeleev a: la posizione degli elementi, il sistema di distribuzione, il numero atomico dell'elemento.

Tavola periodica- la disposizione degli elementi chimici in base alle loro configurazioni elettroniche e alle caratteristiche chimiche ricorrenti.

Compito di apprendimento

• Comprendere come sono disposti gli elementi nella tavola periodica.

Punti chiave

• La tavola periodica è la base principale per caratterizzare il comportamento chimico degli elementi.
• La tabella contiene solo quegli elementi chimici che hanno un numero atomico univoco (il numero di protoni nel nucleo).
• Il primato della pubblicazione della prima tavola è assegnato a Dmitri Mendeleev.

Termini

• Un elemento è una delle sostanze chimiche più semplici che non può essere scomposta da una reazione chimica o da un agente chimico.
• La tavola periodica è un diagramma degli elementi chimici disposti secondo il loro numero atomico.
• Numero atomico: un numero uguale al numero di protoni, che caratterizza le proprietà chimiche (Z).

La tavola periodica è un elenco di elementi chimici disposti in base ai loro numeri atomici, configurazioni elettroniche e caratteristiche chimiche sovrapposte. Gli elementi sono presentati in base al numero atomico in ordine crescente. Che aspetto ha la struttura della tavola periodica? La forma standard del tavolo ospita una griglia 18 x 7. Può essere scomposta in 4 blocchi rettangolari: s per la sinistra, p per la destra, d per il centro ed f per la parte inferiore dell'ultimo. Le righe della tabella sono punti. Le colonne s-, d- e p- sono chiamate gruppi, alcuni dei quali hanno nomi propri (ad esempio, alogeni o gas nobili).

La tavola periodica accoglie tendenze ricorrenti, quindi può essere utilizzata per stabilire relazioni tra le caratteristiche degli elementi. Ciò consente anche di prevedere elementi che non sono stati ancora scoperti. Di conseguenza, può essere utilizzato per analizzare il comportamento chimico.

La forma standard della tavola periodica, in cui i colori rappresentano le diverse categorie di elementi

Caratteristiche della tavola periodica

Analizziamo le proprietà e le caratteristiche della tavola periodica degli elementi chimici. Tutte le varietà della tavola periodica contengono solo elementi chimici. Ognuno ha un numero atomico univoco: il numero di protoni nel nucleo. Molti elementi hanno un diverso numero di neutroni - isotopi. Ad esempio, il carbonio ha tre isotopi presenti in natura. Tutti i suoi atomi hanno sei protoni, la maggior parte dei quali ha sei neutroni e circa l'1% - 7 neutroni. Nella tabella, gli isotopi non sono mai divisi, poiché sono raggruppati sotto un unico elemento. Se gli elementi sono privi di isotopi stabili, sono dotati di una massa appartenente al più stabile (indicato tra parentesi).

Gli scienziati sono riusciti a rilevare o sintetizzare tutti gli elementi dei numeri atomici da 1 (idrogeno) a 118 (oganesson). Ma anche al di là dell'ultimo elemento, ne continuano a crearsi di nuovi. C'è ancora dibattito sull'opportunità di aggiungerne di nuovi al tavolo.

Nonostante siano note anche tabelle precedenti, la prima pubblicazione fu la versione di Dmitry Mendeleev nel 1869. Lo ha creato per mostrare l'andamento periodico delle caratteristiche di alcuni elementi. Riuscì anche a prevedere le proprietà di quelli non ancora trovati, che furono registrati nella tabella dopo di lui. Con l'avvento di nuovi elementi, è stato ampliato e integrato.

La tavola periodica di Mendeleev (1869) mostra periodi in verticale e gruppi in orizzontale

Noto per illuminare la tavola periodica degli elementi

C'È UN LIMITE
TAVOLA PERIODICA
DIMENDELEEV?

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P Il problema della sistematizzazione degli elementi chimici ha attirato molta attenzione a metà del XIX secolo, quando è diventato chiaro che la varietà di sostanze che ci circondano è il risultato di diverse combinazioni di un numero relativamente piccolo di elementi chimici.

Nel caos degli elementi e dei loro composti, il grande chimico russo D.I. Mendeleev è stato il primo a mettere in ordine le cose creando la propria tavola periodica degli elementi.

Il 1 marzo 1869 è considerato il giorno della scoperta della legge periodica, quando Mendeleev ne informò la comunità scientifica. Lo scienziato mise nella sua tavola i 63 elementi allora conosciuti in modo tale che le proprietà principali di questi elementi e dei loro composti cambiassero periodicamente all'aumentare della loro massa atomica. I cambiamenti osservati nelle proprietà degli elementi nelle direzioni orizzontale e verticale della tabella hanno seguito regole rigorose. Ad esempio, il carattere metallico (di base), pronunciato negli elementi del gruppo Ia, diminuisce lungo l'orizzontale della tavola e aumenta lungo la verticale all'aumentare della massa atomica.

Basandosi sulla legge aperta, Mendeleev predisse le proprietà di diversi elementi ancora sconosciuti e il loro posto nella tavola periodica. Già nel 1875 fu scoperto "ekaaluminum" (gallio), quattro anni dopo - "ekabor" (scandio) e nel 1886 - "ekasilicon" (germanio). Negli anni successivi la tavola periodica servì e serve ancora da guida nella ricerca di nuovi elementi e nella previsione delle loro proprietà.

Tuttavia, né lo stesso Mendeleev né i suoi contemporanei potevano rispondere alla domanda, quali sono le ragioni della periodicità delle proprietà degli elementi, se e dove esiste il confine del sistema periodico. Mendeleev prevedeva che la ragione della relazione da lui presentata tra le proprietà e la massa atomica degli elementi risiede nella complessità degli atomi stessi.

Solo molti anni dopo la creazione del sistema periodico di elementi chimici nelle opere di E. Rutherford, N. Bohr e altri scienziati, fu dimostrata la complessa struttura dell'atomo. Successivi successi nella fisica atomica hanno permesso di risolvere molti oscuri problemi della tavola periodica degli elementi chimici. Prima di tutto, si è scoperto che il posto di un elemento nella tavola periodica non è determinato dalla massa atomica, ma dalla carica del nucleo. La natura della periodicità delle proprietà chimiche degli elementi e dei loro composti divenne chiara.

L'atomo iniziò a essere considerato come un sistema al centro del quale c'è un nucleo caricato positivamente e attorno ad esso ruotano elettroni caricati negativamente. In questo caso, gli elettroni sono raggruppati nello spazio circumnucleare e si muovono lungo determinate orbite comprese nei gusci di elettroni.

Tutti gli elettroni di un atomo sono generalmente indicati da numeri e lettere. Secondo questa designazione, i principali numeri quantici 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 si riferiscono a gusci di elettroni e le lettere S, p, d, f, g– alle subshell (orbite) di ciascuna shell. La prima shell (contando dal kernel) ha solo S-elettroni, il secondo può avere S- e p- elettroni, il terzo - S-, p- e d- elettroni, il quarto - S-,
p-, d- e f- elettroni, ecc.

Ciascun guscio può ospitare un certo numero di elettroni: il primo - 2, il secondo - 8, il terzo - 18, il quarto e il quinto - 32. Questo determina il numero di elementi nei periodi della tavola periodica. Le proprietà chimiche degli elementi sono determinate dalla struttura dei gusci di elettroni esterni e pre-esterni degli atomi, ad es. quanti elettroni contengono.

Il nucleo di un atomo è costituito da particelle cariche positivamente - protoni e particelle elettricamente neutre - neutroni, spesso indicati in una parola - nucleoni. Il numero ordinale di un elemento (il suo posto nella tavola periodica) è determinato dal numero di protoni nel nucleo di un atomo di un dato elemento. Numero di Massa MA elemento atomo è uguale alla somma dei numeri dei protoni Z e neutroni N nel nocciolo: UN = Z + N. Gli atomi dello stesso elemento con un diverso numero di neutroni nel nucleo sono i suoi isotopi.

Le proprietà chimiche di diversi isotopi dello stesso elemento non differiscono tra loro, mentre le proprietà nucleari variano ampiamente. Ciò si manifesta principalmente nella stabilità (o instabilità) degli isotopi, che dipende essenzialmente dal rapporto tra il numero di protoni e neutroni nel nucleo. Gli isotopi stabili alla luce degli elementi di solito hanno un numero uguale di protoni e neutroni. Con un aumento della carica del nucleo, cioè il numero ordinale dell'elemento nella tabella, questo rapporto cambia. I nuclei pesanti stabili hanno quasi una volta e mezza più neutroni dei protoni.

Come gli elettroni atomici, anche i nucleoni formano gusci. Con un aumento del numero di particelle nel nucleo, i gusci di protoni e neutroni vengono riempiti successivamente. I nuclei con gusci completamente riempiti sono i più stabili. Ad esempio, l'isotopo di piombo Pb-208 è caratterizzato da una struttura nucleare molto stabile, che ha riempito gusci di protoni ( Z= 82) e neutroni ( N = 126).

Tali gusci nucleari pieni sono simili ai gusci di elettroni pieni di atomi di gas inerte, che rappresentano un gruppo separato nella tavola periodica. I nuclei stabili di atomi con gusci di protoni o neutroni completamente pieni contengono determinati numeri "magici" di protoni o neutroni: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 114, 126, 184. proprietà, anche la periodicità delle proprietà nucleari è inerente . Tra le diverse combinazioni del numero di protoni e neutroni nei nuclei degli isotopi (pari-pari; pari-dispari; dispari-pari; dispari-dispari), sono i nuclei contenenti un numero pari di protoni e un numero pari di neutroni che sono più stabili.

La natura delle forze che trattengono protoni e neutroni nel nucleo non è ancora abbastanza chiara. Si ritiene che tra i nucleoni agiscano forze gravitazionali di attrazione molto grandi, che contribuiscono ad aumentare la stabilità dei nuclei.

A a metà degli anni Trenta del secolo scorso la tavola periodica si sviluppò tanto da mostrare già la posizione di 92 elementi. Sotto il numero di serie 92 c'era l'uranio, l'ultimo degli elementi pesanti naturali trovati sulla Terra nel 1789. Dei 92 elementi della tabella, solo gli elementi con i numeri di serie 43, 61, 85 e 87 non sono stati identificati con precisione negli anni Trenta. Sono stati scoperti e studiati in seguito. Un elemento di terre rare con numero atomico 61, il promezio, è stato trovato in piccole quantità nei minerali come prodotto del decadimento spontaneo dell'uranio. Un'analisi dei nuclei atomici degli elementi mancanti ha mostrato che sono tutti radioattivi e, a causa della loro breve emivita, non possono esistere sulla Terra in concentrazioni apprezzabili.

A causa del fatto che l'ultimo elemento pesante trovato sulla Terra era l'elemento con numero atomico 92, si potrebbe presumere che sia il limite naturale della tavola periodica di Mendeleev. Tuttavia, le conquiste della fisica atomica hanno indicato il percorso lungo il quale è stato possibile scavalcare il confine della tavola periodica fissata dalla natura.

Elementi con b di Numeri atomici maggiori dell'uranio sono chiamati transuranio. Per la loro origine, questi elementi sono artificiali (sintetici). Sono ottenuti dalle reazioni di trasformazione nucleare di elementi presenti in natura.

Il primo tentativo, anche se non del tutto riuscito, di scoprire la regione del transuranio della tavola periodica fu fatto dal fisico italiano Enrico Fermi a Roma poco dopo che fu dimostrata l'esistenza dei neutroni. Ma solo nel 1940-1941. il successo nella scoperta dei primi due elementi transuranici, vale a dire il nettunio (numero atomico 93) e il plutonio (numero atomico 94), è stato ottenuto da scienziati americani dell'Università della California a Berkeley.

Diversi tipi di reazioni nucleari sono alla base dei metodi per ottenere elementi transuranici.

Il primo tipo è la fusione di neutroni. In questo metodo, nei nuclei di atomi pesanti irradiati con neutroni, uno dei neutroni viene convertito in un protone. La reazione è accompagnata dal cosiddetto decadimento elettronico (--decay) - la formazione e l'espulsione dal nucleo con un'enorme energia cinetica di una particella (elettrone) caricata negativamente. La reazione è possibile con un eccesso di neutroni nel nucleo.

La reazione opposta è la trasformazione di un protone in un neutrone con l'emissione di una particella + carica positiva (positrone). Un simile decadimento del positrone (+ -decadimento) si osserva quando c'è una carenza di neutroni nei nuclei e porta ad una diminuzione della carica nucleare, ad es. per diminuire di uno il numero atomico di un elemento. Un effetto simile si ottiene quando un protone viene convertito in un neutrone catturando un elettrone orbitale vicino.

Nuovi elementi di transuranio furono prima ottenuti dall'uranio mediante fusione di neutroni nei reattori nucleari (come prodotti delle esplosioni di bombe nucleari) e successivamente sintetizzati utilizzando acceleratori di particelle - ciclotroni.

Il secondo tipo sono le reazioni tra i nuclei degli atomi dell'elemento iniziale ("bersaglio") e i nuclei degli atomi degli elementi leggeri (isotopi di idrogeno, elio, azoto, ossigeno e altri) usati come particelle di bombardamento. I protoni nei nuclei "bersaglio" e "proiettile" hanno una carica elettrica positiva e sperimentano una forte repulsione quando si avvicinano l'uno all'altro. Per vincere le forze repulsive, per formare un nucleo composto, è necessario fornire agli atomi del "proiettile" un'energia cinetica molto grande. Tale enorme energia di bombardamento delle particelle è immagazzinata nei ciclotroni. Il nucleo composto intermedio risultante ha un'energia in eccesso piuttosto grande, che deve essere rilasciata per stabilizzare il nuovo nucleo. Nel caso di elementi transuranici pesanti, questa energia in eccesso, quando non si verifica fissione nucleare, viene dissipata emettendo raggi γ (radiazioni elettromagnetiche ad alta energia) e "evaporando" neutroni dai nuclei eccitati. I nuclei atomici del nuovo elemento sono radioattivi. Cercano di ottenere una maggiore stabilità modificando la struttura interna attraverso elettronica radioattiva - -decadimento o -decadimento e fissione spontanea. Tali reazioni nucleari sono inerenti agli atomi più pesanti di elementi con numeri di serie superiori a 98.

La reazione della fissione spontanea e spontanea dei nuclei degli atomi degli elementi radioattivi è stata scoperta dal nostro connazionale G.N. Flerov e dal ceco K.A. Petrzhak presso l'Istituto congiunto per la ricerca nucleare (JINR, Dubna) in esperimenti con l'uranio-238. Un aumento del numero di serie porta a una rapida diminuzione dell'emivita dei nuclei degli atomi degli elementi radioattivi.

In connessione con questo fatto, l'eccezionale scienziato americano G.T. Seaborg, premio Nobel, che partecipò alla scoperta di nove elementi transuranici, riteneva che la scoperta di nuovi elementi si sarebbe probabilmente conclusa all'incirca all'elemento con numero di serie 110 (simile nelle proprietà a platino). Questa idea sul confine della tavola periodica è stata espressa negli anni '60 del secolo scorso con un avvertimento: a meno che non si scoprano nuovi metodi per la sintesi degli elementi e l'esistenza di regioni ancora sconosciute di stabilità degli elementi più pesanti. Alcune di queste possibilità sono state identificate.

Il terzo tipo di reazioni nucleari per la sintesi di nuovi elementi è la reazione tra ioni ad alta energia con massa atomica media (calcio, titanio, cromo, nichel) come particelle bombardanti e atomi di elementi stabili (piombo, bismuto) come " target" invece di isotopi radioattivi pesanti. Questo modo per ottenere elementi più pesanti è stato proposto nel 1973 dal nostro scienziato Yu.Ts. Oganesyan di JINR e utilizzato con successo in altri paesi. Il principale vantaggio del metodo di sintesi proposto era la formazione di nuclei composti meno "caldi" durante la fusione dei nuclei "proiettile" e "bersaglio". Il rilascio di energia in eccesso dei nuclei composti in questo caso è avvenuto a seguito dell '"evaporazione" di un numero significativamente inferiore di neutroni (uno o due invece di quattro o cinque).

Un'insolita reazione nucleare tra ioni del raro isotopo Ca-48 accelerata in un ciclotrone
U-400, e gli atomi dell'elemento actinoide curio Cm-248 con la formazione dell'elemento-114 ("ekaslead") sono stati scoperti a Dubna nel 1979. Si è riscontrato che questa reazione produce un nucleo "freddo" che non "evapora "un singolo neutrone e tutta l'energia in eccesso viene portata via da una particella. Ciò significa che per la sintesi di nuovi elementi si può anche implementare quarto tipo reazioni nucleari tra ioni accelerati di atomi con numeri di massa medi e atomi di elementi transuranici pesanti.

A Lo sviluppo della teoria del sistema periodico di elementi chimici ha svolto un ruolo importante nel confronto delle proprietà chimiche e della struttura dei gusci di elettroni dei lantanidi con numeri di serie 58–71 e attinidi con numeri di serie 90–103. È stato dimostrato che la somiglianza delle proprietà chimiche dei lantanidi e degli attinidi è dovuta alla somiglianza delle loro strutture elettroniche. Entrambi i gruppi di elementi sono un esempio di una serie di transizioni interne con riempimento sequenziale 4 f- o 5 f- gusci di elettroni, rispettivamente, dopo aver riempito l'esterno S- e R-orbitali elettronici.

Gli elementi con numeri atomici nella tavola periodica di 110 e oltre sono stati chiamati superpesanti. Il progresso verso la scoperta di questi elementi diventa sempre più difficile e lungo, perché. non basta sintetizzare un nuovo elemento, è necessario identificarlo e dimostrare che il nuovo elemento ha solo le sue proprietà intrinseche. Le difficoltà sono causate dal fatto che un piccolo numero di atomi è disponibile per studiare le proprietà di nuovi elementi. Il tempo durante il quale un nuovo elemento può essere studiato prima che si verifichi il decadimento radioattivo è generalmente molto breve. In questi casi, anche quando si è ottenuto un solo atomo di un nuovo elemento, si utilizza il metodo dei traccianti radioattivi per rilevarlo e studiarne preventivamente alcune sue caratteristiche.

L'elemento 109, meitnerium, è l'ultimo elemento della tavola periodica che si trova nella maggior parte dei libri di testo di chimica. L'elemento 110, che appartiene allo stesso gruppo della tavola periodica del platino, è stato sintetizzato per la prima volta a Darmstadt (Germania) nel 1994 utilizzando un potente acceleratore di ioni pesanti secondo la reazione:

L'emivita dell'isotopo risultante è estremamente breve. Nell'agosto 2003, la 42a Assemblea Generale IUPAC e il Consiglio IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry) hanno ufficialmente approvato il nome e il simbolo dell'elemento-110: darmstadtium, Ds.

Nello stesso luogo, a Darmstadt, nel 1994, l'elemento 111 è stato ottenuto per la prima volta dall'azione di un fascio di 64 28 ioni di isotopi Ni su 209 83 atomi di Bi come “bersaglio”. Con la sua decisione nel 2004, la IUPAC ha riconosciuto la scoperta e ha approvato la proposta di nominare l'elemento 111 roentgenium, Rg, in onore dell'eccezionale fisico tedesco W.K. Roentgen, che scoprì X-raggi, ai quali diede un tale nome per l'incertezza della loro natura.

Secondo le informazioni ricevute da JINR, nel Laboratorio di reazioni nucleari. GN Flerova ha sintetizzato elementi con numeri di serie 110–118 (ad eccezione dell'elemento-117).

Come risultato della sintesi secondo la reazione:

a Darmstadt nel 1996 sono stati ottenuti diversi atomi del nuovo elemento-112, che decade con il rilascio di -particelle. L'emivita di questo isotopo era di soli 240 microsecondi. Poco dopo, al JINR, la ricerca di nuovi isotopi dell'elemento 112 è stata effettuata irradiando atomi di U-235 con ioni Ca-48.

Nel febbraio 2004 sono apparse relazioni su prestigiose riviste scientifiche sulla scoperta al JINR da parte dei nostri scienziati, insieme ai ricercatori americani del Lawrence Berkeley National Laboratory (USA), di due nuovi elementi con i numeri 115 e 113. Questo gruppo di scienziati in esperimenti portati avanti in uscita a luglio– Nell'agosto 2003, al ciclotrone U-400 con un separatore riempito di gas, nella reazione tra atomi di Am-243 e ioni dell'isotopo Ca-48, 1 atomo dell'isotopo dell'elemento-115 con un numero di massa di 287 e sono stati sintetizzati 3 atomi con un numero di massa di 288. Tutti e quattro gli atomi dell'elemento -115 decadono rapidamente con il rilascio di -particelle e la formazione di isotopi dell'elemento-113 con numeri di massa 282 e 284. L'isotopo più stabile 284 113 avevano un'emivita di circa 0,48 s. È collassato con l'emissione di particelle e si è trasformato nell'isotopo a raggi X 280 Rg.

Nel settembre 2004, un gruppo di scienziati giapponesi del Physicochemical Research Institute, guidato da Kosuki Morita (Kosuke Morita) hanno affermato di aver sintetizzato l'elemento-113 dalla reazione:

Durante il suo decadimento con rilascio di -particelle, è stato ottenuto l'isotopo 274 Rg dei raggi X. Poiché questo è il primo elemento artificiale ottenuto dagli scienziati giapponesi, hanno ritenuto di avere il diritto di fare una proposta per chiamarlo "Giappone".

L'insolita sintesi dell'isotopo dell'elemento 114 con un numero di massa di 288 dal curio è già stata notata sopra. Nel 1999, è apparso un rapporto sulla produzione presso JINR dello stesso isotopo dell'elemento 114 bombardando atomi di plutonio con un numero di massa di 244 con ioni Ca-48.

La scoperta di elementi con i numeri di serie 118 e 116 è stata anche annunciata a seguito di studi congiunti a lungo termine sulle reazioni nucleari degli isotopi di californio Cf-249 e curio Cm-245 con un fascio di ioni pesanti Ca-48, condotti da russi e Scienziati americani nel periodo 2002-2005. presso JINR. L'elemento 118 chiude il 7° periodo della tavola periodica, nelle sue proprietà è un analogo del gas nobile radon. L'elemento 116 deve avere alcune proprietà in comune con il polonio.

Secondo la tradizione consolidata, la scoperta di nuovi elementi chimici e la loro identificazione deve essere confermata dalla decisione della IUPAC, ma il diritto di proporre nomi per gli elementi è concesso agli scopritori. Come una mappa della Terra, la tavola periodica riflette i nomi di territori, paesi, città e centri scientifici dove sono stati scoperti e studiati gli elementi e i loro composti, ha immortalato i nomi di famosi scienziati che hanno dato un grande contributo allo sviluppo del sistema periodico di elementi chimici. E non è un caso che l'elemento 101 prende il nome da D.I. Mendeleev.

Per rispondere alla domanda su dove può passare il confine della tavola periodica, un tempo veniva effettuata una valutazione delle forze elettrostatiche di attrazione degli elettroni interni degli atomi verso un nucleo caricato positivamente. Più alto è il numero di serie dell'elemento, più forte è la "pelliccia" elettronica attorno al nucleo, più forte è l'attrazione degli elettroni interni verso il nucleo. Deve venire un momento in cui gli elettroni iniziano a essere catturati dal nucleo. Come risultato di tale cattura e di una diminuzione della carica del nucleo, l'esistenza di elementi molto pesanti diventa impossibile. Una situazione catastrofica simile dovrebbe verificarsi quando il numero ordinale dell'elemento è 170–180.

Questa ipotesi è stata confutata ed è stato dimostrato che non ci sono restrizioni per l'esistenza di elementi molto pesanti in termini di idee sulla struttura dei gusci di elettroni. Le limitazioni sorgono a causa dell'instabilità dei nuclei stessi.

Tuttavia, va detto che la vita degli elementi diminuisce in modo irregolare all'aumentare del numero atomico. La prossima regione prevista di stabilità degli elementi superpesanti, a causa della comparsa di gusci di neutroni o protoni chiusi del nucleo, dovrebbe trovarsi in prossimità di un nucleo doppiamente magico con 164 protoni e 308 neutroni. La possibilità di aprire tali elementi non è ancora chiara.

Pertanto, rimane ancora la questione del confine della tavola periodica degli elementi. Sulla base delle regole per riempire i gusci di elettroni con un aumento del numero atomico di un elemento, l'ottavo periodo previsto della tavola periodica dovrebbe contenere elementi superattinoidi. Il posto loro assegnato nella tavola periodica di D.I. Mendeleev corrisponde al III gruppo di elementi, simile ai già noti elementi di terre rare e transuranio attinidi.

Come utilizzare la tavola periodica? Per una persona non iniziata, leggere la tavola periodica è come guardare le antiche rune degli elfi per un nano. E la tavola periodica può dire molto sul mondo.

Oltre a servirti nell'esame, è anche semplicemente indispensabile per risolvere un numero enorme di problemi chimici e fisici. Ma come leggerlo? Fortunatamente oggi tutti possono imparare quest'arte. In questo articolo ti diremo come capire la tavola periodica.

Il sistema periodico degli elementi chimici (tabella di Mendeleev) è una classificazione degli elementi chimici che stabilisce la dipendenza di varie proprietà degli elementi dalla carica del nucleo atomico.

Storia della creazione della Tavola

Dmitri Ivanovich Mendeleev non era un semplice chimico, se qualcuno la pensa così. Fu chimico, fisico, geologo, metrologo, ecologista, economista, petroliere, aeronauta, costruttore di strumenti e insegnante. Durante la sua vita, lo scienziato è riuscito a condurre molte ricerche fondamentali in vari campi della conoscenza. Ad esempio, è opinione diffusa che sia stato Mendeleev a calcolare la forza ideale della vodka - 40 gradi.

Non sappiamo come Mendeleev trattasse la vodka, ma è noto per certo che la sua tesi sull'argomento "Discorso sulla combinazione di alcol e acqua" non aveva nulla a che fare con la vodka e considerava le concentrazioni di alcol da 70 gradi. Con tutti i meriti dello scienziato, la scoperta della legge periodica degli elementi chimici - una delle leggi fondamentali della natura, gli ha portato la più ampia fama.

C'è una leggenda secondo la quale lo scienziato sognava il sistema periodico, dopo di che doveva solo finalizzare l'idea che era apparsa. Ma, se tutto fosse così semplice.. Questa versione della creazione della tavola periodica, a quanto pare, non è altro che una leggenda. Alla domanda su come fosse stato aperto il tavolo, lo stesso Dmitry Ivanovich ha risposto: " Ci penso da forse vent'anni e tu pensi: mi sono seduto e all'improvviso ... è pronto. "

A metà del diciannovesimo secolo, diversi scienziati tentarono di razionalizzare gli elementi chimici conosciuti (si conoscevano 63 elementi). Ad esempio, nel 1862 Alexandre Émile Chancourtois collocò gli elementi lungo un'elica e notò la ripetizione ciclica delle proprietà chimiche.

Il chimico e musicista John Alexander Newlands propose la sua versione della tavola periodica nel 1866. Un fatto interessante è che nella disposizione degli elementi lo scienziato ha cercato di scoprire un'armonia musicale mistica. Tra gli altri tentativi c'era il tentativo di Mendeleev, che fu coronato da successo.

Nel 1869 fu pubblicato il primo schema della tavola, e il giorno del 1 marzo 1869 è considerato il giorno della scoperta della legge periodica. L'essenza della scoperta di Mendeleev era che le proprietà degli elementi con massa atomica crescente non cambiano in modo monotono, ma periodicamente.

La prima versione della tabella conteneva solo 63 elementi, ma Mendeleev ha preso una serie di decisioni molto non standard. Quindi, ha immaginato di lasciare un posto nella tabella per elementi ancora sconosciuti e ha anche cambiato le masse atomiche di alcuni elementi. La correttezza fondamentale della legge derivata da Mendeleev fu confermata molto presto, dopo la scoperta del gallio, dello scandio e del germanio, la cui esistenza era stata predetta dagli scienziati.

Visione moderna della tavola periodica

Di seguito è riportato il tavolo stesso.

Oggi, al posto del peso atomico (massa atomica), per ordinare gli elementi si usa il concetto di numero atomico (il numero di protoni nel nucleo). La tabella contiene 120 elementi, che sono disposti da sinistra a destra in ordine crescente di numero atomico (numero di protoni)

Le colonne della tabella sono i cosiddetti gruppi e le righe sono punti. Ci sono 18 gruppi e 8 periodi nella tabella.

1. Le proprietà metalliche degli elementi diminuiscono quando ci si sposta lungo il periodo da sinistra a destra e aumentano nella direzione opposta.
2. Le dimensioni degli atomi diminuiscono man mano che si spostano da sinistra a destra lungo i periodi.
3. Quando ci si sposta dall'alto verso il basso nel gruppo, le proprietà metalliche riducenti aumentano.
4. Le proprietà ossidanti e non metalliche aumentano lungo il periodo da sinistra a destra.

Cosa impariamo sull'elemento dalla tabella? Ad esempio, prendiamo il terzo elemento nella tabella: il litio e consideriamolo in dettaglio.

Innanzitutto vediamo il simbolo dell'elemento stesso e il suo nome sotto di esso. Nell'angolo in alto a sinistra c'è il numero atomico dell'elemento, nell'ordine in cui l'elemento si trova nella tabella. Il numero atomico, come già accennato, è uguale al numero di protoni nel nucleo. Il numero di protoni positivi è solitamente uguale al numero di elettroni negativi in ​​un atomo (ad eccezione degli isotopi).

La massa atomica è indicata sotto il numero atomico (in questa versione della tabella). Se arrotondiamo la massa atomica al numero intero più vicino, otteniamo il cosiddetto numero di massa. La differenza tra il numero di massa e il numero atomico fornisce il numero di neutroni nel nucleo. Pertanto, il numero di neutroni in un nucleo di elio è due e in litio - quattro.

Quindi il nostro corso "Mendeleev's Table for Dummies" è terminato. In conclusione, ti invitiamo a guardare un video tematico e speriamo che la domanda su come utilizzare la tavola periodica di Mendeleev ti sia diventata più chiara. Ti ricordiamo che l'apprendimento di una nuova materia è sempre più efficace non da solo, ma con l'aiuto di un mentore esperto. Ecco perché non dovresti mai dimenticare il servizio agli studenti, che condividerà volentieri le loro conoscenze ed esperienze con te.

In natura, ci sono molte sequenze ripetute:

• le stagioni;
• Momenti della giornata;
• giorni della settimana…

A metà del 19 ° secolo, D.I. Mendeleev notò che anche le proprietà chimiche degli elementi hanno una certa sequenza (si dice che questa idea gli sia venuta in sogno). Il risultato dei sogni miracolosi dello scienziato fu la Tavola periodica degli elementi chimici, in cui D.I. Mendeleev ha disposto gli elementi chimici in ordine di massa atomica crescente. Nella tabella moderna, gli elementi chimici sono disposti in ordine crescente rispetto al numero atomico dell'elemento (il numero di protoni nel nucleo di un atomo).

Il numero atomico è mostrato sopra il simbolo di un elemento chimico, sotto il simbolo è la sua massa atomica (la somma di protoni e neutroni). Nota che la massa atomica di alcuni elementi non è intera! Ricorda gli isotopi! La massa atomica è la media ponderata di tutti gli isotopi di un elemento che si trovano naturalmente in condizioni naturali.

Sotto la tabella ci sono i lantanidi e gli attinidi.

Metalli, non metalli, metalloidi

Si trovano nella Tavola Periodica a sinistra della diagonale a gradini che inizia con Boro (B) e termina con polonio (Po) (le eccezioni sono il germanio (Ge) e l'antimonio (Sb). È facile vedere che i metalli occupano la maggior parte della tavola periodica Le principali proprietà dei metalli: solidi (tranne il mercurio); lucenti; buoni conduttori elettrici e termici; duttili; malleabili; donano facilmente elettroni.

Vengono chiamati gli elementi a destra della diagonale a gradini B-Po non metalli. Le proprietà dei non metalli sono direttamente opposte alle proprietà dei metalli: cattivi conduttori di calore ed elettricità; fragile; non contraffatto; non di plastica; di solito accettano elettroni.

Metalloidi

Tra metalli e non metalli sono semimetalli(metalloidi). Sono caratterizzati dalle proprietà sia dei metalli che dei non metalli. I semimetalli hanno trovato la loro principale applicazione industriale nella produzione di semiconduttori, senza i quali nessun moderno microcircuito o microprocessore è inconcepibile.

Periodi e gruppi

Come accennato in precedenza, la tavola periodica è composta da sette periodi. In ogni periodo, i numeri atomici degli elementi aumentano da sinistra a destra.

Le proprietà degli elementi nei periodi cambiano in sequenza: quindi il sodio (Na) e il magnesio (Mg), che sono all'inizio del terzo periodo, cedono elettroni (Na cede un elettrone: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg cede due elettroni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ma il cloro (Cl), che si trova alla fine del periodo, prende un elemento: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Nei gruppi, invece, tutti gli elementi hanno le stesse proprietà. Ad esempio, nel gruppo IA(1), tutti gli elementi dal litio (Li) al francio (Fr) donano un elettrone. E tutti gli elementi del gruppo VIIA(17) prendono un elemento.

Alcuni gruppi sono così importanti che hanno ricevuto nomi speciali. Questi gruppi sono discussi di seguito.

Gruppo IA(1). Gli atomi degli elementi di questo gruppo hanno un solo elettrone nello strato di elettroni esterno, quindi donano facilmente un elettrone.

I metalli alcalini più importanti sono il sodio (Na) e il potassio (K), poiché svolgono un ruolo importante nel processo della vita umana e fanno parte dei sali.

Configurazioni elettroniche:

• Li- 1s 2 2s 1 ;
• N / a- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Gruppo IIA(2). Gli atomi degli elementi di questo gruppo hanno due elettroni nello strato di elettroni esterno, che si arrendono anche durante le reazioni chimiche. L'elemento più importante è il calcio (Ca) - la base di ossa e denti.

Configurazioni elettroniche:

• Essere- 1s 2 2s 2 ;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Circa- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Gruppo VIIA(17). Gli atomi degli elementi di questo gruppo di solito ricevono un elettrone ciascuno, perché. sullo strato elettronico esterno ci sono cinque elementi ciascuno e manca solo un elettrone al "set completo".

Gli elementi più famosi di questo gruppo sono: cloro (Cl) - fa parte del sale e della candeggina; lo iodio (I) è un elemento che svolge un ruolo importante nell'attività della tiroide umana.

Configurazione elettronica:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
• cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• fr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Gruppo VIII(18). Gli atomi degli elementi di questo gruppo hanno uno strato di elettroni esterno completamente "personalizzato". Pertanto, "non hanno bisogno" di accettare elettroni. E non vogliono darli via. Quindi - gli elementi di questo gruppo sono molto "riluttanti" ad entrare in reazioni chimiche. Per molto tempo si è creduto che non reagissero affatto (da cui il nome "inerte", cioè "inattivo"). Ma il chimico Neil Barlett ha scoperto che alcuni di questi gas, in determinate condizioni, possono ancora reagire con altri elementi.

Configurazioni elettroniche:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Elementi di valenza in gruppi

È facile vedere che all'interno di ciascun gruppo, gli elementi sono simili tra loro nei loro elettroni di valenza (elettroni degli orbitali s e p situati sul livello di energia esterno).

I metalli alcalini hanno 1 elettrone di valenza ciascuno:

• Li- 1s 2 2s 1 ;
• N / a- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

I metalli alcalino terrosi hanno 2 elettroni di valenza:

• Essere- 1s 2 2s 2 ;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Circa- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Gli alogeni hanno 7 elettroni di valenza:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
• cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• fr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

I gas inerti hanno 8 elettroni di valenza:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Per ulteriori informazioni, vedere l'articolo Valenza e la tabella delle configurazioni elettroniche degli atomi degli elementi chimici per periodi.

Rivolgiamo ora la nostra attenzione agli elementi situati in gruppi con simboli A. Si trovano al centro della tavola periodica e sono chiamati metalli di transizione.

Una caratteristica distintiva di questi elementi è la presenza di elettroni negli atomi che si riempiono d-orbitali:

1. sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
2. Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Separati dal tavolo principale si trovano lantanidi e attinidi sono i cosiddetti metalli di transizione interni. Negli atomi di questi elementi, gli elettroni si riempiono orbitali f:

1. Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
2. Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

In questa lezione imparerai la legge periodica di Mendeleev, che descrive il cambiamento nelle proprietà dei corpi semplici, nonché la forma e le proprietà dei composti degli elementi, a seconda della grandezza delle loro masse atomiche. Considera come un elemento chimico può essere descritto dalla sua posizione nella tavola periodica.

Argomento: Diritto periodico eSistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev

Lezione: descrizione di un elemento per posizione nel sistema periodico di elementi di D. I. Mendeleev

Nel 1869, DI Mendeleev, sulla base dei dati accumulati sugli elementi chimici, formulò la sua legge periodica. Allora suonava così: "Le proprietà dei corpi semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dalla grandezza delle masse atomiche degli elementi". Per molto tempo, il significato fisico della legge di DIMendeleev è stato incomprensibile. Tutto è andato a posto dopo la scoperta della struttura dell'atomo nel XX secolo.

Formulazione moderna della legge periodica:"Le proprietà delle sostanze semplici, così come le forme e le proprietà dei composti degli elementi, dipendono periodicamente dall'entità della carica del nucleo atomico".

La carica del nucleo di un atomo è uguale al numero di protoni nel nucleo. Il numero di protoni è bilanciato dal numero di elettroni nell'atomo. Pertanto, l'atomo è elettricamente neutro.

La carica del nucleo di un atomo nella tavola periodica è il numero ordinale dell'elemento.

Numero del periodo Spettacoli il numero di livelli di energia, su cui ruotano gli elettroni.

Numero del gruppo Spettacoli il numero di elettroni di valenza. Per gli elementi dei sottogruppi principali, il numero di elettroni di valenza è uguale al numero di elettroni nel livello di energia esterno. Sono gli elettroni di valenza che sono responsabili della formazione dei legami chimici di un elemento.

Elementi chimici dell'8° gruppo: i gas inerti hanno 8 elettroni sul guscio elettronico esterno. Un tale guscio di elettroni è energeticamente favorevole. Tutti gli atomi tendono a riempire il loro guscio elettronico esterno con un massimo di 8 elettroni.

Quali caratteristiche di un atomo cambiano periodicamente nel sistema periodico?

Si ripete la struttura della livella elettronica esterna.

Il raggio di un atomo cambia periodicamente. In un gruppo raggio aumenta con un aumento del numero del periodo, poiché il numero dei livelli di energia aumenta. In un periodo da sinistra a destra si verificherà la crescita del nucleo atomico, ma l'attrazione verso il nucleo sarà maggiore e quindi il raggio dell'atomo diminuisce.

Ogni atomo tende a completare l'ultimo livello di energia degli elementi del 1° gruppo sull'ultimo strato 1 dell'elettrone. Pertanto, è più facile per loro darlo via. Ed è più facile per gli elementi del 7° gruppo attrarre 1 elettrone mancante all'ottetto. In un gruppo, la capacità di donare elettroni aumenterà dall'alto verso il basso, poiché il raggio dell'atomo aumenta e l'attrazione per il nucleo è minore. In un periodo da sinistra a destra, la capacità di donare elettroni diminuisce perché il raggio dell'atomo diminuisce.

Più facilmente un elemento emette elettroni dal livello esterno, più proprietà metalliche ha e i suoi ossidi e idrossidi hanno proprietà più basilari. Ciò significa che le proprietà metalliche nei gruppi aumentano dall'alto verso il basso e nei periodi da destra a sinistra. Con proprietà non metalliche, è vero il contrario.

Riso. 1. La posizione del magnesio nella tabella

Nel gruppo, il magnesio è adiacente al berillio e al calcio. Fig. 1. Il magnesio è inferiore al berillio ma superiore al calcio nel gruppo. Il magnesio ha più proprietà metalliche del berillio, ma meno del calcio. Anche le proprietà di base dei suoi ossidi e idrossidi cambiano. In un periodo, il sodio è a sinistra e l'alluminio è a destra del magnesio. Il sodio mostrerà più proprietà metalliche del magnesio e il magnesio più dell'alluminio. Pertanto, qualsiasi elemento può essere confrontato con i suoi vicini per gruppo e periodo.

Le proprietà acide e non metalliche cambiano in modo opposto alle proprietà di base e metalliche.

Caratteristiche del cloro in base alla sua posizione nel sistema periodico di D.I. Mendeleev.

Riso. 4. Posizione del cloro nella tabella

. Il valore del numero di serie 17 indica il numero di protoni17 ed elettroni17 nell'atomo. Fig.4. Una massa atomica di 35 aiuterà a calcolare il numero di neutroni (35-17 = 18). Il cloro è nel terzo periodo, il che significa che il numero di livelli di energia nell'atomo è 3. È nel gruppo 7-A, appartiene agli elementi p. Non è metallo. Confronta il cloro con i suoi vicini per gruppo e per periodo. Le proprietà non metalliche del cloro sono maggiori di quelle dello zolfo, ma inferiori a quelle dell'argon. Il cloro ob-la-yes-è meno proprietà non metalliche-li-che-ski-mi del fluoro e più del bromo. Distribuiamo gli elettroni sui livelli di energia e scriviamo la formula elettronica. La distribuzione generale degli elettroni sarà simile a questa. Vedi Fig. 5

Riso. 5. Distribuzione degli elettroni dell'atomo di cloro sui livelli di energia

Determinare lo stato di ossidazione più alto e più basso del cloro. Lo stato di ossidazione più alto è +7, poiché può fornire 7 elettroni dall'ultimo strato di elettroni. Lo stato di ossidazione più basso è -1 perché il cloro ha bisogno di 1 elettrone per completarsi. La formula dell'ossido più alto è Cl 2 O 7 (ossido acido), il composto idrogeno HCl.

Nel processo di donazione o acquisizione di elettroni, un atomo acquisisce carica condizionale. Questa carica condizionale viene chiamata .

- Semplice le sostanze hanno uno stato di ossidazione uguale a zero.

Gli elementi possono mostrare massimo stato di ossidazione e minimo. Massimo Un elemento mostra il suo stato di ossidazione quando restituisce tutti i suoi elettroni di valenza dal livello elettronico esterno. Se il numero di elettroni di valenza è uguale al numero del gruppo, lo stato di ossidazione massimo è uguale al numero del gruppo.

Riso. 2. Posizione dell'arsenico nella tabella

Minimo lo stato di ossidazione di un elemento mostrerà quando esso accetterà tutti gli elettroni possibili per completare lo strato di elettroni.

Considera, usando l'esempio dell'elemento n. 33, i valori degli stati di ossidazione.

Questo è arsenico As. È nel quinto sottogruppo principale Fig. 2. Ha cinque elettroni nel suo ultimo livello di elettroni. Quindi, regalandoli, avrà uno stato di ossidazione di +5. Prima del completamento dello strato di elettroni, l'atomo As manca di 3 elettroni. Attirandoli, avrà uno stato di ossidazione di -3.

La posizione degli elementi metallici e non metallici nel Sistema periodico di D.I. Mendeleev.

Riso. 3. La posizione di metalli e non metalli nella tabella

A effetti collaterali i sottogruppi sono tutti metalli . Se esegui mentalmente diagonale da boro ad astato , poi più alto questa diagonale nei sottogruppi principali sarà tutta non metalli , un sotto questa diagonale - tutto metalli . Fig.3.

1. No. 1-4 (pag. 125) Rudzitis G.E. Chimica inorganica e organica. Grado 8: libro di testo per le istituzioni educative: livello base / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. M.: Illuminismo. 2011 176 pp.: ill.

2. Quali caratteristiche di un atomo cambiano con la periodicità?

3. Fornire una descrizione dell'elemento chimico ossigeno in base alla sua posizione nel sistema periodico di D.I. Mendeleev.