> Periodiskā tabula

Raksturlielumi un struktūra Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā tabula a: elementu novietojums, sadales sistēma, elementa atomu skaits.

Periodiskā tabula- ķīmisko elementu izvietojums, pamatojoties uz to elektroniskajām konfigurācijām un atkārtotām ķīmiskajām īpašībām.

Mācību uzdevums

• Izprotiet, kā elementi ir sakārtoti periodiskajā tabulā.

Galvenie punkti

• Periodiskā tabula ir galvenais pamats elementu ķīmiskās uzvedības raksturošanai.
• Tabulā ir tikai tie ķīmiskie elementi, kuriem ir unikāls atomskaitlis (protonu skaits kodolā).
• Pirmās tabulas publicēšanas prioritāte ir piešķirta Dmitrijam Mendeļejevam.

Noteikumi

• Elements ir jebkura no vienkāršākajām ķīmiskajām vielām, ko nevar sadalīt ķīmiskās reakcijas vai ķīmiskā aģenta ietekmē.
• Periodiskā tabula ir ķīmisko elementu diagramma, kas sakārtota pēc to atomu skaita.
• Atomskaitlis - skaitlis, kas vienāds ar protonu skaitu, kas raksturo ķīmiskās īpašības (Z).

Periodiskā tabula ir ķīmisko elementu saraksts, kas sakārtots, pamatojoties uz to atomu skaitu, elektroniskajām konfigurācijām un pārklājošām ķīmiskajām īpašībām. Elementi tiek parādīti saskaņā ar atomu skaitu augošā secībā. Kā izskatās periodiskās tabulas struktūra? Tabulas standarta formā ir 18 x 7 režģis. To var dekonstruēt 4 taisnstūra blokos: s kreisajam, p labajam, d vidējam un f pēdējam apakšējam. Tabulas rindas ir periodi. Kolonnas s-, d- un p- sauc par grupām, dažām no kurām ir savi nosaukumi (piemēram, halogēni vai cēlgāzes).

Periodiskajā tabulā ir iekļautas atkārtotas tendences, tāpēc to var izmantot, lai izveidotu attiecības starp elementu īpašībām. Tas arī ļauj prognozēt elementus, kas vēl nav atklāti. Rezultātā to var izmantot ķīmiskās uzvedības analīzei.

Periodiskās tabulas standarta forma, kurā krāsas attēlo dažādas elementu kategorijas

Periodiskās tabulas iezīmes

Analizēsim ķīmisko elementu periodiskās tabulas īpašības un raksturlielumus. Visas periodiskās tabulas šķirnes satur tikai ķīmiskos elementus. Katram no tiem ir unikāls atomskaitlis - protonu skaits kodolā. Daudziem elementiem ir atšķirīgs neitronu skaits - izotopi. Piemēram, ogleklim ir trīs dabiski sastopami izotopi. Visiem tā atomiem ir seši protoni, no kuriem lielākajai daļai ir seši neitroni un apmēram 1% - 7 neitroni. Tabulā izotopi nekad nav sadalīti, jo tie ir sagrupēti zem viena elementa. Ja elementiem nav stabilu izotopu, tie ir apveltīti ar masu, kas pieder pie stabilākajiem (norādīts iekavās).

Zinātniekiem ir izdevies atklāt vai sintezēt visus atomu skaitļu elementus no 1 (ūdeņradis) līdz 118 (oganesson). Bet pat aiz pēdējā elementa turpina radīt jaunus. Joprojām notiek diskusijas par to, vai tabulai vajadzētu pievienot jaunus.

Neskatoties uz to, ka ir zināmas arī agrākas tabulas, pirmā publikācija bija Dmitrija Mendeļejeva versija 1869. gadā. Viņš to izveidoja, lai parādītu periodiskas tendences noteiktu elementu īpašībās. Viņam izdevās arī paredzēt vēl neatrasto īpašumus, kas ierakstīti tabulā aiz viņa. Līdz ar jaunu elementu parādīšanos tas tika paplašināts un papildināts.

Mendeļejeva periodiskā tabula (1869) parāda periodus vertikāli un grupē horizontāli

Pazīstams kā elementu periodiskās tabulas apgaismojums

VAI IR ROBEŽA
PERIODISKĀ TABULA
D.I.MENDEĻEVS?

JAUNU PRIEKŠMETU ATKLĀŠANA

PĶīmisko elementu sistematizācijas problēma lielu uzmanību piesaistīja 19. gadsimta vidū, kad kļuva skaidrs, ka mums apkārt esošā vielu daudzveidība ir salīdzinoši neliela ķīmisko elementu daudzuma dažādu kombināciju rezultāts.

Elementu un to savienojumu haosā izcilais krievu ķīmiķis D.I.Mendeļejevs bija pirmais, kas sakārtoja lietas, izveidojot savu periodisko elementu tabulu.

1869. gada 1. marts tiek uzskatīts par periodiskā likuma atklāšanas dienu, kad Mendeļejevs par to informēja zinātniekus. Zinātnieks savā tabulā ievietoja tolaik zināmos 63 elementus tā, ka šo elementu un to savienojumu galvenās īpašības periodiski mainījās, palielinoties atommasai. Novērotās elementu īpašību izmaiņas tabulas horizontālajā un vertikālajā virzienā ievēroja striktus noteikumus. Piemēram, metāliskais (pamata) raksturs, kas izteikts Ia grupas elementos, samazinājās pa tabulas horizontāli un palielinājās pa vertikāli, palielinoties atommasai.

Balstoties uz atklāto likumu, Mendeļejevs prognozēja vairāku vēl neatklātu elementu īpašības un to vietu periodiskajā tabulā. Jau 1875. gadā tika atklāts "ekaalumīnijs" (gallijs), četrus gadus vēlāk - "ekabor" (skandijs), bet 1886. gadā - "ekasilicon" (germānija). Turpmākajos gados periodiskā tabula kalpoja un joprojām kalpo kā ceļvedis jaunu elementu meklējumos un to īpašību prognozēšanā.

Taču ne pats Mendeļejevs, ne viņa laikabiedri nevarēja atbildēt uz jautājumu, kādi ir elementu īpašību periodiskuma cēloņi, vai un kur pastāv periodiskās sistēmas robeža. Mendeļejevs paredzēja, ka viņa piedāvāto attiecību starp elementu īpašībām un atomu masu iemesls ir pašu atomu sarežģītība.

Tikai daudzus gadus pēc ķīmisko elementu periodiskās sistēmas izveides E. Rezerforda, N. Bora un citu zinātnieku darbos tika pierādīta atoma sarežģītā uzbūve. Turpmākie sasniegumi atomu fizikā ļāva atrisināt daudzas neskaidras ķīmisko elementu periodiskās tabulas problēmas. Pirmkārt, izrādījās, ka elementa vietu periodiskajā tabulā nosaka nevis atomu masa, bet gan kodola lādiņš. Noskaidrojās elementu un to savienojumu ķīmisko īpašību periodiskuma raksturs.

Atomu sāka uzskatīt par sistēmu, kuras centrā ir pozitīvi lādēts kodols, un ap to griežas negatīvi lādēti elektroni. Šajā gadījumā elektroni tiek sagrupēti apļveida telpā un pārvietojas pa noteiktām orbītām, kas iekļautas elektronu apvalkos.

Visi atoma elektroni parasti tiek apzīmēti ar cipariem un burtiem. Saskaņā ar šo apzīmējumu galvenie kvantu skaitļi 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 attiecas uz elektronu apvalkiem, un burti s, lpp, d, f, g– uz katras čaulas apakščaulām (orbītām). Pirmajā apvalkā (skaitot no kodola) ir tikai s-elektroni, otrajā var būt s- un lpp- elektroni, trešais - s-, lpp- un d- elektroni, ceturtais - s-,
lpp-, d- un f- elektroni utt.

Katrs apvalks var uzņemt ļoti noteiktu skaitu elektronu: pirmajā - 2, otrajā - 8, trešajā - 18, ceturtajā un piektajā - katrā 32. Tas nosaka elementu skaitu periodiskās tabulas periodos. Elementu ķīmiskās īpašības nosaka atomu ārējā un pirms-ārējā elektronu apvalka struktūra, t.i. cik daudz elektronu tie satur.

Atoma kodols sastāv no pozitīvi lādētām daļiņām – protoniem un elektriski neitrālām daļiņām – neitroniem, ko bieži dēvē vienā vārdā – nukleoniem. Elementa kārtas numuru (tā vietu periodiskajā tabulā) nosaka protonu skaits dotā elementa atoma kodolā. Masas skaitlis BET elementa atoms ir vienāds ar protonu skaitļu summu Z un neitroni N kodolā: A = Z + N. Viena un tā paša elementa atomi ar atšķirīgu neitronu skaitu kodolā ir tā izotopi.

Viena un tā paša elementa dažādu izotopu ķīmiskās īpašības neatšķiras viena no otras, savukārt kodolīpašības ir ļoti dažādas. Tas galvenokārt izpaužas izotopu stabilitātē (vai nestabilitātē), kas būtībā ir atkarīga no protonu un neitronu skaita attiecības kodolā. Gaismas stabilajiem elementu izotopiem parasti ir vienāds protonu un neitronu skaits. Palielinoties kodola lādiņam, t.i., elementa kārtas skaitlim tabulā, šī attiecība mainās. Stabilos smagajos kodolos ir gandrīz pusotru reizi vairāk neitronu nekā protonos.

Tāpat kā atomu elektroni, arī nukleoni veido čaulas. Palielinoties daļiņu skaitam kodolā, protonu un neitronu apvalki tiek secīgi piepildīti. Kodoli ar pilnībā piepildītiem apvalkiem ir visstabilākie. Piemēram, svina izotopu Pb-208 raksturo ļoti stabila kodolstruktūra, kas ir piepildījusi protonu čaulas ( Z= 82) un neitroni ( N = 126).

Šādi piepildīti kodolapvalki ir līdzīgi pildītajiem inertās gāzes atomu elektronu apvalkiem, kas periodiskajā tabulā pārstāv atsevišķu grupu. Stabili atomu kodoli ar pilnībā piepildītiem protonu vai neitronu apvalkiem satur noteiktus "maģiskus" protonu vai neitronu skaitļus: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 114, 126, 184. īpašības, kodolīpašību periodiskums ir arī raksturīgs. . Starp dažādām protonu un neitronu skaita kombinācijām izotopu kodolos (pāra-pāra; pāra-nepāra; nepāra-pāra; nepāra-nepāra) tie ir kodoli, kas satur pāra skaitu protonu un pāra skaitu neitronu kas ir visstabilākās.

To spēku raksturs, kas kodolā satur protonus un neitronus, joprojām nav pietiekami skaidrs. Tiek uzskatīts, ka starp nukleoniem darbojas ļoti lieli gravitācijas pievilkšanas spēki, kas veicina kodolu stabilitātes palielināšanos.

Uz pagājušā gadsimta trīsdesmito gadu vidū periodiskā tabula tika attīstīta tik ļoti, ka tajā jau bija redzama 92 elementu pozīcija. Zem sērijas numura 92 bija urāns - pēdējais no dabiskajiem smagajiem elementiem, kas uz Zemes tika atrasti 1789. gadā. No 92 tabulas elementiem trīsdesmitajos gados nebija precīzi identificēti tikai elementi ar kārtas numuriem 43, 61, 85 un 87. Tie tika atklāti un pētīti vēlāk. Retzemju elements ar atomu skaitu 61, prometijs, nelielos daudzumos tika atrasts rūdās kā urāna spontānas sabrukšanas produkts. Trūkstošo elementu atomu kodolu analīze parādīja, ka tie visi ir radioaktīvi un to īso pussabrukšanas periodu dēļ tie nevar pastāvēt uz Zemes ievērojamā koncentrācijā.

Sakarā ar to, ka pēdējais smagais elements, kas atrasts uz Zemes, bija elements ar atomu skaitu 92, varētu pieņemt, ka tā ir Mendeļejeva periodiskās tabulas dabiskā robeža. Tomēr atomu fizikas sasniegumi norādīja uz ceļu, pa kuru izrādījās iespējams pārkāpt dabas noteiktās periodiskās tabulas robežu.

Elementi ar b par Lielākus atomu skaitu nekā urāns sauc par transurānu. Pēc savas izcelsmes šie elementi ir mākslīgi (sintētiski). Tos iegūst dabā sastopamo elementu kodolpārveidošanas reakcijās.

Pirmo mēģinājumu, lai gan ne pilnībā veiksmīgu, atklāt periodiskās tabulas transurāna reģionu veica itāļu fiziķis Enriko Fermi Romā neilgi pēc neitronu esamības pierādījuma. Bet tikai 1940.-1941. veiksmi pirmo divu transurāna elementu, proti, neptūnija (atomnumurs 93) un plutonija (atomnumurs 94), atklāšanā guva amerikāņu zinātnieki no Kalifornijas universitātes Bērklijā.

Transurāna elementu iegūšanas metožu pamatā ir vairāki kodolreakciju veidi.

Pirmais veids ir neitronu saplūšana. Šajā metodē smago atomu kodolos, kas apstaroti ar neitroniem, viens no neitroniem tiek pārveidots par protonu. Reakciju pavada tā sauktā elektroniskā sabrukšana (--decay) - negatīvi lādētas daļiņas (elektrona) veidošanās un izmešana no kodola ar milzīgu kinētisko enerģiju. Reakcija iespējama ar neitronu pārpalikumu kodolā.

Pretēja reakcija ir protona pārvēršanās par neitronu ar pozitīvi lādētas + -daļiņas (pozitrona) emisiju. Līdzīga pozitronu sabrukšana (+ -sabrukšana) tiek novērota, ja kodolos trūkst neitronu un tas noved pie kodola lādiņa samazināšanās, t.i. lai samazinātu elementa atomu skaitu par vienu. Līdzīgs efekts tiek panākts, kad protons tiek pārveidots par neitronu, notverot tuvējo orbitālo elektronu.

Jauni transurāna elementi vispirms tika iegūti no urāna ar neitronu saplūšanu kodolreaktoros (kā kodolbumbu sprādzienu produkti), bet vēlāk sintezēti, izmantojot daļiņu paātrinātājus – ciklotronus.

Otrs veids ir reakcijas starp sākotnējā elementa (“mērķa”) atomu kodoliem un vieglo elementu (ūdeņraža, hēlija, slāpekļa, skābekļa un citu izotopu) atomu kodoliem, ko izmanto kā bombardējošās daļiņas. Protoniem "mērķa" un "lādiņa" kodolos ir pozitīvs elektriskais lādiņš un tie piedzīvo spēcīgu atgrūšanos, tuvojoties viens otram. Lai pārvarētu atgrūdošos spēkus, izveidotu saliktu kodolu, nepieciešams nodrošināt "šāviņa" atomus ar ļoti lielu kinētisko enerģiju. Tik milzīga bombardējošo daļiņu enerģija tiek glabāta ciklotronos. Iegūtajam starpprodukta savienojuma kodolam ir diezgan liela liekā enerģija, kas jāatbrīvo, lai stabilizētu jauno kodolu. Smago transurāna elementu gadījumā šī liekā enerģija, kad nenotiek kodola skaldīšanās, tiek izkliedēta, izstarojot γ-starus (augstas enerģijas elektromagnētisko starojumu) un "iztvaikojot" neitronus no ierosinātajiem kodoliem. Jaunā elementa atomu kodoli ir radioaktīvi. Tie cenšas panākt lielāku stabilitāti, mainot iekšējo struktūru, izmantojot radioaktīvo elektronisko sabrukšanu vai sabrukšanu un spontānu skaldīšanu. Šādas kodolreakcijas ir raksturīgas elementu smagākajiem atomiem ar sērijas numuriem virs 98.

Radioaktīvo elementu atomu kodolu spontānas, spontānas skaldīšanas reakciju atklāja mūsu tautietis G.N.Flerovs un čehs K.A.Petržaks Apvienotajā Kodolpētījumu institūtā (JINR, Dubna), veicot eksperimentus ar urānu-238. Sērijas numura palielināšanās izraisa strauju radioaktīvo elementu atomu kodolu pussabrukšanas perioda samazināšanos.

Saistībā ar šo faktu izcilais amerikāņu zinātnieks, Nobela prēmijas laureāts G.T.Sīborgs, kurš piedalījās deviņu transurāna elementu atklāšanā, uzskatīja, ka jaunu elementu atklāšana, iespējams, beigsies aptuveni pie elementa ar kārtas numuru 110 (pēc īpašībām līdzīgs kā platīns). Šī ideja par periodiskās tabulas robežu tika izteikta pagājušā gadsimta 60. gados ar piebildi: ja vien netiks atklātas jaunas metodes elementu sintēzei un vēl nezināmu smagāko elementu stabilitātes reģionu esamībai. Dažas no šīm iespējām ir apzinātas.

Trešais kodolreakciju veids jaunu elementu sintēzei ir reakcija starp augstas enerģijas joniem ar vidējo atommasu (kalciju, titānu, hromu, niķeli) kā bombardējošām daļiņām un stabilu elementu (svina, bismuta) atomiem kā " mērķis" smago radioaktīvo izotopu vietā. Šo smagāku elementu iegūšanas veidu 1973. gadā ierosināja mūsu zinātnieks Yu.Ts. Oganesyan no JINR un veiksmīgi izmantoja citās valstīs. Piedāvātās sintēzes metodes galvenā priekšrocība bija mazāk "karstu" savienojumu kodolu veidošanās "šāviņa" un "mērķa" kodolu saplūšanas laikā. Salikto kodolu liekās enerģijas izdalīšanās šajā gadījumā notika ievērojami mazāka neitronu skaita (viena vai divu, nevis četru vai piecu) "iztvaikošanas" rezultātā.

Neparasta kodolreakcija starp retā Ca-48 izotopa joniem, kas paātrinājās ciklotronā
1979. gadā Dubnā tika atklāts U-400 un aktinoīda elementa kūrijs Cm-248 atomi ar elementa-114 (“ekaslead”) veidošanos. Konstatēts, ka šīs reakcijas rezultātā veidojas “auksts” kodols, kas “neiztvaiko”. ” vienu neitronu , un visu lieko enerģiju aiznes viena daļiņa. Tas nozīmē, ka jaunu elementu sintēzei var arī ieviest ceturtais veids kodolreakcijas starp paātrinātiem atomu joniem ar vidējo masas skaitu un smago transurāna elementu atomiem.

ATĶīmisko elementu periodiskās sistēmas teorijas attīstībai bija liela nozīme lantanīdu ar kārtas numuriem 58–71 un aktinīdu ar kārtas numuriem 90–103 elektronu čaulu ķīmisko īpašību un struktūras salīdzināšanā. Tika parādīts, ka lantanīdu un aktinīdu ķīmisko īpašību līdzība ir saistīta ar to elektronisko struktūru līdzību. Abas elementu grupas ir piemērs iekšējai pāreju sērijai ar secīgu aizpildījumu 4 f- vai 5 f-elektronu čaulas, attiecīgi, pēc ārējās aizpildīšanas s- un R- elektroniskās orbitāles.

Elementus ar atomu skaitļiem periodiskajā tabulā 110 un vairāk sauca par supersmagajiem. Virzība uz šo elementu atklāšanu kļūst arvien grūtāka un garāka, jo. nepietiek ar jauna elementa sintezēšanu, tas ir jāidentificē un jāpierāda, ka jaunajam elementam ir tikai tam piemītošās īpašības. Grūtības rada fakts, ka jaunu elementu īpašību izpētei ir pieejams neliels skaits atomu. Laiks, kurā var izpētīt jaunu elementu pirms radioaktīvās sabrukšanas, parasti ir ļoti īss. Šādos gadījumos, pat ja ir iegūts tikai viens jauna elementa atoms, tā noteikšanai un dažu tā īpašību iepriekšējai izpētei tiek izmantota radioaktīvo marķieru metode.

Element-109, meitnerium, ir pēdējais elements periodiskajā tabulā, kas atrodams lielākajā daļā ķīmijas mācību grāmatu. Elements-110, kas pieder tai pašai periodiskās tabulas grupai kā platīns, pirmo reizi tika sintezēts Darmštatē (Vācija) 1994. gadā, izmantojot spēcīgu smago jonu paātrinātāju atbilstoši reakcijai:

Iegūtā izotopa pussabrukšanas periods ir ārkārtīgi īss. 2003. gada augustā 42. IUPAC Ģenerālā asambleja un IUPAC (Starptautiskā tīrās un lietišķās ķīmijas savienības) padome oficiāli apstiprināja elementa-110 nosaukumu un simbolu: darmstadtium, Ds.

Tajā pašā vietā, Darmštatē, 1994. gadā elements-111 pirmo reizi tika iegūts, iedarbojoties ar 64 28 Ni izotopu jonu staru uz 209 83 Bi atomiem kā “mērķi”. Ar savu lēmumu 2004. gadā IUPAC atzina atklājumu un apstiprināja priekšlikumu elementam-111 roentgēniju nosaukt par Rg par godu izcilajam vācu fiziķim V.K. Rentgenam, kurš atklāja. X-stariem, kuriem viņš deva šādu nosaukumu to būtības nenoteiktības dēļ.

Saskaņā ar informāciju, kas saņemta no JINR, Kodolreakciju laboratorijā. G.N.Flerova sintezēja elementus ar kārtas numuriem 110–118 (izņemot elementu-117).

Sintēzes rezultātā atbilstoši reakcijai:

1996. gadā Darmštatē tika iegūti vairāki jaunā elementa-112 atomi, kas sadalās, izdaloties -daļiņām. Šī izotopa pussabrukšanas periods bija tikai 240 mikrosekundes. Nedaudz vēlāk JINR tika veikta jaunu elementa-112 izotopu meklēšana, apstarojot U-235 atomus ar Ca-48 joniem.

2004. gada februārī prestižos zinātniskos žurnālos parādījās ziņojumi par to, ka mūsu zinātnieki kopā ar amerikāņu pētniekiem no Lorensa Bērklija Nacionālās laboratorijas (ASV) JINR atklāja divus jaunus elementus ar numuriem 115 un 113. Šī zinātnieku grupa eksperimentos veica. iznāca jūlijā– 2003. gada augustā U-400 ciklotronā ar gāzi pildītu separatoru, reakcijā starp Am-243 atomiem un Ca-48 izotopu 1 elementa-115 izotopa atomu ar masas skaitli. 287 un tika sintezēti 3 atomi ar masas skaitli 288. Visi četri elementa -115 atomi ātri sabruka līdz ar -daļiņu izdalīšanos un elementa-113 izotopu veidošanos ar masas skaitļiem 282 un 284. Stabilākais izotops 284 113 pussabrukšanas periods bija aptuveni 0,48 s. Tas sabruka ar -daļiņu emisiju un pārvērtās par rentgena izotopu 280 Rg.

2004. gada septembrī Japānas zinātnieku grupa no Fizikāli ķīmiskās pētniecības institūta Kosuki Morita vadībā (Kosuke Morita) norādīja, ka viņi sintezēja elementu-113 ar reakciju:

Tā sabrukšanas laikā ar -daļiņu izdalīšanos tika iegūts rentgena izotops 274 Rg. Tā kā šis ir pirmais mākslīgais elements, ko ieguvuši japāņu zinātnieki, viņi uzskatīja, ka viņiem ir tiesības izteikt priekšlikumu saukt to par "Japānu".

Neparastā elementa-114 izotopa sintēze ar masas skaitli 288 no kūrija jau tika atzīmēta iepriekš. 1999. gadā parādījās ziņojums par tā paša elementa-114 izotopa ražošanu JINR, bombardējot plutonija atomus ar masas skaitli 244 ar Ca-48 joniem.

Par elementu ar sērijas numuriem 118 un 116 atklāšanu tika paziņots arī ilgstošu kopīgu pētījumu rezultātā par kalifornija Cf-249 un kūrija Cm-245 izotopu kodolreakcijām ar Ca-48 smago jonu staru kūli, ko veica Krievijas un Amerikāņu zinātnieki laika posmā no 2002. līdz 2005. gadam. pie JINR. Elements-118 noslēdz periodiskās tabulas 7. periodu, pēc savām īpašībām tas ir cēlgāzes radona analogs. Elementam-116 ir jābūt dažām kopīgām īpašībām ar poloniju.

Saskaņā ar iedibināto tradīciju jaunu ķīmisko elementu atklāšana un to identificēšana ir jāapstiprina ar IUPAC lēmumu, bet tiesības ierosināt elementu nosaukumus tiek piešķirtas atklājējiem. Tāpat kā Zemes karte, periodiskā tabula atspoguļoja teritoriju, valstu, pilsētu un zinātnisko centru nosaukumus, kuros tika atklāti un pētīti elementi un to savienojumi, iemūžināti slavenu zinātnieku vārdi, kuri devuši lielu ieguldījumu periodiskās sistēmas attīstībā. ķīmiskajiem elementiem. Un tā nav nejaušība, ka elements-101 ir nosaukts D.I.Mendeļejeva vārdā.

Lai atbildētu uz jautājumu, kur var pāriet periodiskās tabulas robeža, savulaik tika novērtēti elektrostatiskie spēki, kas piesaista atomu iekšējos elektronus pozitīvi lādētam kodolam. Jo lielāks ir elementa sērijas numurs, jo spēcīgāks elektronu "kažociņš" ap kodolu tiek saspiests, jo spēcīgāki iekšējie elektroni tiek piesaistīti kodolam. Jāpienāk brīdim, kad elektronus sāk uztvert kodols. Šādas uztveršanas un kodola lādiņa samazināšanās rezultātā ļoti smagu elementu esamība kļūst neiespējama. Līdzīgai katastrofālai situācijai vajadzētu rasties, ja elementa kārtas numurs ir 170–180.

Šī hipotēze tika atspēkota un pierādīts, ka priekšstatos par elektronu čaulu uzbūvi nav ierobežojumu ļoti smagu elementu pastāvēšanai. Ierobežojumi rodas pašu kodolu nestabilitātes rezultātā.

Tomēr jāsaka, ka elementu kalpošanas laiks neregulāri samazinās, palielinoties atomu skaitam. Nākamajam sagaidāmajam supersmago elementu stabilitātes apgabalam kodola slēgto neitronu vai protonu apvalku parādīšanās dēļ jāatrodas divkārši maģiska kodola tuvumā ar 164 protoniem un 308 neitroniem. Šādu elementu atvēršanas iespēja vēl nav skaidra.

Tādējādi joprojām paliek jautājums par elementu periodiskās tabulas robežu. Pamatojoties uz noteikumiem par elektronu čaulu piepildīšanu ar elementa atomu skaita palielināšanos, periodiskās tabulas prognozētajam 8. periodam jāsatur superaktinoīdu elementi. Viņiem atvēlētā vieta D.I.Mendeļejeva periodiskajā tabulā atbilst III elementu grupai, līdzīgi jau zināmajiem retzemju un aktinīdu transurāna elementiem.

Kā lietot periodisko tabulu? Nezinātājam lasīt periodisko tabulu ir tas pats, kas rūķim skatīties senās elfu rūnas. Un periodiskā tabula var daudz pastāstīt par pasauli.

Papildus tam, ka tas kalpo jums eksāmenā, tas ir arī vienkārši nepieciešams, lai atrisinātu milzīgu skaitu ķīmisku un fizisku problēmu. Bet kā to lasīt? Par laimi, šodien ikviens var apgūt šo mākslu. Šajā rakstā mēs jums pateiksim, kā izprast periodisko tabulu.

Periodiskā ķīmisko elementu sistēma (Mendeļejeva tabula) ir ķīmisko elementu klasifikācija, kas nosaka dažādu elementu īpašību atkarību no atoma kodola lādiņa.

Tabulas tapšanas vēsture

Dmitrijs Ivanovičs Mendeļejevs nebija vienkāršs ķīmiķis, ja kāds tā domā. Viņš bija ķīmiķis, fiziķis, ģeologs, metrologs, ekologs, ekonomists, naftinieks, aeronauts, instrumentu izgatavotājs un skolotājs. Savas dzīves laikā zinātniekam izdevās veikt daudz fundamentālu pētījumu dažādās zināšanu jomās. Piemēram, ir izplatīts uzskats, ka tieši Mendeļejevs aprēķināja ideālo degvīna stiprumu - 40 grādus.

Mēs nezinām, kā Mendeļejevs izturējās pret degvīnu, taču droši zināms, ka viņa disertācijai par tēmu “Diskuss par spirta savienošanu ar ūdeni” nebija nekāda sakara ar degvīnu un tika aplūkota alkohola koncentrācija no 70 grādiem. Ar visiem zinātnieka nopelniem ķīmisko elementu periodiskā likuma - viena no dabas pamatlikumiem - atklāšana viņam atnesa visplašāko slavu.

Ir leģenda, saskaņā ar kuru zinātnieks sapņoja par periodisko sistēmu, pēc kuras viņam bija tikai jāpabeidz ideja, kas parādījās. Bet, ja viss būtu tik vienkārši .. Šī periodiskās tabulas izveides versija acīmredzot nav nekas vairāk kā leģenda. Pats Dmitrijs Ivanovičs uz jautājumu, kā galds tika atvērts, atbildēja: “ Es par to domāju varbūt divdesmit gadus, un jūs domājat: es sēdēju un pēkšņi ... tas ir gatavs. ”

Deviņpadsmitā gadsimta vidū mēģinājumus racionalizēt zināmos ķīmiskos elementus (bija zināmi 63 elementi) vienlaikus veica vairāki zinātnieki. Piemēram, 1862. gadā Aleksandrs Emīls Čankurtu izvietoja elementus gar spirāli un atzīmēja ķīmisko īpašību ciklisku atkārtošanos.

Ķīmiķis un mūziķis Džons Aleksandrs Ņūlends ierosināja savu periodiskās tabulas versiju 1866. gadā. Interesants fakts ir tas, ka elementu izkārtojumā zinātnieks mēģināja atklāt kādu mistisku mūzikas harmoniju. Starp citiem mēģinājumiem bija arī Mendeļejeva mēģinājums, kas vainagojās panākumiem.

1869. gadā tika publicēta tabulas pirmā shēma, un 1869. gada 1. marta diena tiek uzskatīta par periodiskā likuma atklāšanas dienu. Mendeļejeva atklājuma būtība bija tāda, ka elementu īpašības ar pieaugošu atommasu nemainās monotoni, bet periodiski.

Pirmajā tabulas versijā bija tikai 63 elementi, bet Mendeļejevs pieņēma vairākus ļoti nestandarta lēmumus. Tātad viņš uzminēja atstāt vietu tabulā vēl neatklātiem elementiem, kā arī mainīja dažu elementu atomu masas. Mendeļejeva atvasinātā likuma fundamentālā pareizība tika apstiprināta ļoti drīz, pēc gallija, skandija un germānija atklāšanas, kuru esamību prognozēja zinātnieki.

Mūsdienu skatījums uz periodisko tabulu

Zemāk ir pati tabula.

Mūsdienās elementu sakārtošanai atommasas (atommasas) vietā izmanto atomskaitļa jēdzienu (protonu skaits kodolā). Tabulā ir 120 elementi, kas sakārtoti no kreisās uz labo atomu skaita (protonu skaita) augošā secībā.

Tabulas kolonnas ir tā sauktās grupas, un rindas ir punkti. Tabulā ir 18 grupas un 8 periodi.

1. Elementu metāliskās īpašības samazinās, pārvietojoties pa periodu no kreisās puses uz labo, un palielinās pretējā virzienā.
2. Atomu izmēri samazinās, kad tie pa periodiem pārvietojas no kreisās uz labo pusi.
3. Pārejot grupā no augšas uz leju, palielinās reducējošās metāliskās īpašības.
4. Oksidējošās un nemetāliskās īpašības palielinās laika posmā no kreisās puses uz labo.

Ko mēs uzzinām par elementu no tabulas? Piemēram, ņemsim tabulas trešo elementu - litiju un apsveriet to sīkāk.

Pirmkārt, mēs redzam paša elementa simbolu un tā nosaukumu zem tā. Augšējā kreisajā stūrī ir elementa atomu numurs tādā secībā, kādā elements atrodas tabulā. Atomu skaits, kā jau minēts, ir vienāds ar protonu skaitu kodolā. Pozitīvo protonu skaits parasti ir vienāds ar negatīvo elektronu skaitu atomā (izņemot izotopus).

Atomu masa ir norādīta zem atomu numura (šajā tabulas versijā). Ja mēs noapaļojam atomu masu līdz tuvākajam veselam skaitlim, mēs iegūstam tā saukto masas skaitli. Atšķirība starp masas skaitli un atomskaitli norāda neitronu skaitu kodolā. Tādējādi neitronu skaits hēlija kodolā ir divi, bet litijā - četri.

Tātad mūsu kurss "Mendeļejeva galds manekeniem" ir beidzies. Noslēgumā mēs aicinām jūs noskatīties tematisku video un ceram, ka jautājums par Mendeļejeva periodiskās tabulas izmantošanu jums ir kļuvis skaidrāks. Atgādinām, ka jauna mācību priekšmeta apguve vienmēr ir efektīvāka nevis vienatnē, bet ar pieredzējuša mentora palīdzību. Tāpēc neaizmirstiet par studentu dienestu, kas ar prieku dalīsies ar jums savās zināšanās un pieredzē.

Dabā ir daudz atkārtotu secību:

• gadalaiki;
• Diennakts laiki;
• nedēļas dienas…

19. gadsimta vidū D.I.Mendeļejevs pamanīja, ka arī elementu ķīmiskajām īpašībām ir noteikta secība (saka, ka šī ideja viņam radusies sapnī). Zinātnieka brīnumaino sapņu rezultāts bija ķīmisko elementu periodiskā tabula, kurā D.I. Mendeļejevs sakārtoja ķīmiskos elementus atomu masas palielināšanas secībā. Mūsdienu tabulā ķīmiskie elementi ir sakārtoti augošā secībā pēc elementa atomu skaita (protonu skaita atoma kodolā).

Virs ķīmiskā elementa simbola ir parādīts atomskaitlis, zem simbola ir tā atommasa (protonu un neitronu summa). Ņemiet vērā, ka dažu elementu atomu masa nav vesels skaitlis! Atcerieties izotopus! Atomu masa ir visu elementa izotopu vidējais svērtais lielums, kas dabiski rodas dabiskos apstākļos.

Zem tabulas ir lantanīdi un aktinīdi.

Metāli, nemetāli, metaloīdi

Tie atrodas periodiskajā tabulā pa kreisi no pakāpeniskas diagonālās līnijas, kas sākas ar boru (B) un beidzas ar poloniju (Po) (izņēmums ir germānija (Ge) un antimons (Sb). Ir viegli redzēt, ka metāli aizņem lielāko daļu periodiskās tabulas. Metālu galvenās īpašības: ciets (izņemot dzīvsudrabu); spīdīgs; labi elektrības un siltuma vadītāji; kaļams; kaļams; viegli nodod elektronus.

Tiek saukti elementi, kas atrodas pa labi no pakāpeniskās diagonāles B-Po nemetāli. Nemetālu īpašības ir tieši pretējas metālu īpašībām: slikti siltuma un elektrības vadītāji; trausls; nekalti; neplastmasa; parasti pieņem elektronus.

Metaloīdi

Starp metāliem un nemetāliem ir pusmetāli(metaloīdi). Tos raksturo gan metālu, gan nemetālu īpašības. Pusmetāli savu galveno rūpniecisko pielietojumu ir atraduši pusvadītāju ražošanā, bez kura nav iedomājama neviena moderna mikroshēma vai mikroprocesors.

Periodi un grupas

Kā minēts iepriekš, periodiskā tabula sastāv no septiņiem periodiem. Katrā periodā elementu atomu skaits palielinās no kreisās puses uz labo.

Elementu īpašības periodos mainās secīgi: tātad nātrijs (Na) un magnijs (Mg), kas atrodas trešā perioda sākumā, atsakās no elektroniem (Na atdod vienu elektronu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg atdod divus elektronus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Bet hlors (Cl), kas atrodas perioda beigās, ņem vienu elementu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Gluži pretēji, grupās visiem elementiem ir vienādas īpašības. Piemēram, IA(1) grupā visi elementi no litija (Li) līdz francijam (Fr) ziedo vienu elektronu. Un visi VIIA(17) grupas elementi ņem vienu elementu.

Dažas grupas ir tik svarīgas, ka tām ir doti īpaši nosaukumi. Šīs grupas ir aplūkotas turpmāk.

IA grupa (1). Šīs grupas elementu atomiem ārējā elektronu slānī ir tikai viens elektrons, tāpēc tie viegli ziedo vienu elektronu.

Svarīgākie sārmu metāli ir nātrijs (Na) un kālijs (K), jo tiem ir svarīga loma cilvēka dzīves procesā un tie ir daļa no sāļiem.

Elektroniskās konfigurācijas:

• Li- 1s 2 2s 1;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

IIA grupa (2). Šīs grupas elementu atomiem ārējā elektronu slānī ir divi elektroni, kas ķīmisko reakciju laikā arī atsakās. Vissvarīgākais elements ir kalcijs (Ca) – kaulu un zobu pamats.

Elektroniskās konfigurācijas:

• Esi- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

VIIA grupa(17). Šīs grupas elementu atomi parasti saņem pa vienam elektronam, jo. uz ārējā elektroniskā slāņa katrs ir pieci elementi, un "pilnam komplektam" tikai trūkst viena elektrona.

Slavenākie šīs grupas elementi ir: hlors (Cl) - ir sāls un balinātāja sastāvdaļa; jods (I) ir elements, kam ir svarīga loma cilvēka vairogdziedzera darbībā.

Elektroniskā konfigurācija:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 5

VIII grupa(18).Šīs grupas elementu atomiem ir pilnībā "nokomplektēts" ārējais elektronu slānis. Tāpēc viņiem "nav nepieciešams" pieņemt elektronus. Un viņi nevēlas tos atdot. Līdz ar to - šīs grupas elementi ļoti "nelabprāt" iesaistās ķīmiskās reakcijās. Ilgu laiku tika uzskatīts, ka tie vispār nereaģē (tātad nosaukums "inerts", t.i. "neaktīvs"). Taču ķīmiķis Nīls Bārlets atklāja, ka dažas no šīm gāzēm noteiktos apstākļos joprojām var reaģēt ar citiem elementiem.

Elektroniskās konfigurācijas:

• 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 3p 10 4p 6

Valences elementi grupās

Ir viegli redzēt, ka katrā grupā elementi ir līdzīgi viens otram to valences elektronos (s un p orbitāļu elektroni, kas atrodas ārējā enerģijas līmenī).

Sārmu metāliem katrā ir 1 valences elektrons:

• Li- 1s 2 2s 1;
• Na- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Sārmzemju metāliem ir 2 valences elektroni:

• Esi- 1s 2 2s 2;
• mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogēniem ir 7 valences elektroni:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 5

Inertajām gāzēm ir 8 valences elektroni:

• 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 3p 10 4p 6

Papildinformāciju skatiet rakstā Valence un ķīmisko elementu atomu elektronisko konfigurāciju tabulu pa periodiem.

Tagad pievērsīsim uzmanību elementiem, kas atrodas grupās ar simboliem AT. Tie atrodas periodiskās tabulas centrā un tiek saukti pārejas metāli.

Šo elementu atšķirīga iezīme ir elektronu klātbūtne atomos, kas piepildās d-orbitāles:

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

Atrodas atsevišķi no galvenā galda lantanīdi un aktinīdi ir tā sauktie iekšējie pārejas metāli. Šo elementu atomos aizpildās elektroni f-orbitāles:

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 5p 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

Šajā nodarbībā jūs uzzināsiet par Mendeļejeva periodisko likumu, kas apraksta vienkāršu ķermeņu īpašību izmaiņas, kā arī elementu savienojumu formu un īpašības atkarībā no to atomu masas lieluma. Apsveriet, kā ķīmisko elementu var aprakstīt pēc tā atrašanās vietas periodiskajā tabulā.

Tēma: Periodiskais likums unD. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma

Nodarbība: Elementa apraksts pēc pozīcijas D. I. Mendeļejeva Periodiskajā elementu sistēmā

1869. gadā D.I.Mendeļejevs, pamatojoties uz uzkrātajiem datiem par ķīmiskajiem elementiem, formulēja savu periodisko likumu. Tad tas izklausījās šādi: "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības ir periodiski atkarīgas no elementu atomu masas lieluma."Ļoti ilgu laiku DIMendeļejeva likuma fiziskā nozīme bija nesaprotama. Viss nostājās savās vietās pēc atoma struktūras atklāšanas 20. gadsimtā.

Periodiskā likuma mūsdienu formulējums:"Vienkāršu vielu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības ir periodiski atkarīgas no atoma kodola lādiņa lieluma."

Atoma kodola lādiņš ir vienāds ar protonu skaitu kodolā. Protonu skaits ir līdzsvarots ar elektronu skaitu atomā. Tādējādi atoms ir elektriski neitrāls.

Atoma kodola lādiņš periodiskajā tabulā ir elementa kārtas numurs.

Perioda numurs rāda enerģijas līmeņu skaits, pa kuriem griežas elektroni.

Grupas numurs rāda valences elektronu skaits. Galveno apakšgrupu elementiem valences elektronu skaits ir vienāds ar elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī. Tieši valences elektroni ir atbildīgi par elementa ķīmisko saišu veidošanos.

8. grupas ķīmiskie elementi - inertajām gāzēm uz ārējā elektronu apvalka ir 8 elektroni. Šāds elektronu apvalks ir enerģētiski labvēlīgs. Visi atomi mēdz aizpildīt savu ārējo elektronu apvalku ar līdz pat 8 elektroniem.

Kādi atoma raksturlielumi periodiski mainās Periodiskajā sistēmā?

Atkārtojas ārējā elektroniskā nivelētāja struktūra.

Atoma rādiuss periodiski mainās. Grupā rādiuss palielinās palielinoties perioda skaitam, jo ​​enerģijas līmeņu skaits palielinās. Laika posmā no kreisās puses uz labo notiks atoma kodola augšana, bet pievilkšanās kodolam būs lielāka un līdz ar to arī atoma rādiuss samazinās.

Katram atomam ir tendence pabeigt 1. grupas elementu pēdējo enerģijas līmeni uz pēdējā slāņa 1 elektrona. Tāpēc viņiem ir vieglāk to atdot. Un 7. grupas elementiem ir vieglāk piesaistīt oktetam 1 trūkstošo elektronu. Grupā spēja ziedot elektronus palielināsies no augšas uz leju, jo atoma rādiuss palielinās un pievilcība kodolam ir mazāka. Periodā no kreisās uz labo pusi elektronu ziedošanas spēja samazinās, jo samazinās atoma rādiuss.

Jo vieglāk elements izdala elektronus no ārējā līmeņa, jo vairāk tam piemīt metāliskas īpašības, un tā oksīdiem un hidroksīdiem ir vairāk pamata īpašību. Tas nozīmē, ka metāliskās īpašības grupās palielinās no augšas uz leju un periodos no labās uz kreiso pusi. Ar nemetāliskām īpašībām viss ir pretējs.

Rīsi. 1. Magnija atrašanās vieta tabulā

Grupā magnijs atrodas blakus berilijam un kalcijam. 1. att. Magnijs grupā ir zemāks par beriliju, bet augstāks par kalciju. Magnijam ir vairāk metālisku īpašību nekā berilijam, bet mazāk nekā kalcijam. Mainās arī tā oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības. Laika posmā nātrijs atrodas pa kreisi, bet alumīnijs - pa labi no magnija. Nātrijam būs vairāk metālisku īpašību nekā magnijam, bet magnijam vairāk nekā alumīnijam. Tādējādi jebkuru elementu var salīdzināt ar tā kaimiņiem pēc grupas un perioda.

Skābās un nemetāliskās īpašības mainās pretēji pamata un metāla īpašībām.

Hlora raksturojums pēc tā stāvokļa D.I.Mendeļejeva periodiskajā sistēmā.

Rīsi. 4. Hlora atrašanās vieta tabulā

. Sērijas numura 17 vērtība norāda protonu17 un elektronu17 skaitu atomā. 4. att. Atomu masa 35 palīdzēs aprēķināt neitronu skaitu (35-17 = 18). Hlors atrodas trešajā periodā, kas nozīmē, ka enerģijas līmeņu skaits atomā ir 3. Tas ir 7-A grupā, tas pieder pie p-elementiem. Tas ir nemetāls. Salīdziniet hloru ar tā kaimiņiem pēc grupas un perioda. Hlora nemetāliskās īpašības ir lielākas nekā sēram, bet mazākas nekā argonam. Hloram ir mazākas nemetāla īpašības nekā fluoram un vairāk nekā bromam. Sadalīsim elektronus pa enerģijas līmeņiem un uzrakstīsim elektronisko formulu. Vispārējais elektronu sadalījums izskatīsies šādi. Skatīt att. 5

Rīsi. 5. Hlora atoma elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem

Nosakiet hlora augstāko un zemāko oksidācijas pakāpi. Augstākais oksidācijas līmenis ir +7, jo tas var dot 7 elektronus no pēdējā elektronu slāņa. Zemākais oksidācijas līmenis ir -1, jo hlora pabeigšanai nepieciešams 1 elektrons. Augstākā oksīda formula ir Cl 2 O 7 (skābes oksīds), ūdeņraža savienojums HCl.

Elektronu ziedošanas vai iegūšanas procesā atoms iegūst nosacīta maksa. Šo nosacīto maksu sauc .

- Vienkārši vielām ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar nulle.

Elementi var parādīt maksimums oksidācijas stāvoklis un minimums. Maksimums Elements parāda savu oksidācijas stāvokli, kad atdod visi tā valences elektroni no ārējā elektroniskā līmeņa. Ja valences elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru, tad maksimālais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru.

Rīsi. 2. Arsēna atrašanās vieta tabulā

Minimums elementa oksidācijas stāvoklis tiks parādīts, kad tas tiks parādīts pieņems visus iespējamos elektronus, lai pabeigtu elektronu slāni.

Apsveriet oksidācijas pakāpju vērtības, izmantojot elementa Nr. 33 piemēru.

Tas ir arsēns As Tas ir piektajā galvenajā apakšgrupā 2. att. Tā pēdējā elektronu līmenī ir pieci elektroni. Tātad, tos atdodot, tam būs oksidācijas pakāpe +5. Pirms elektronu slāņa pabeigšanas As atomam trūkst 3 elektronu. Tos piesaistot, tam būs oksidācijas pakāpe -3.

Metālu un nemetālu elementu pozīcija D.I. periodiskajā sistēmā. Mendeļejevs.

Rīsi. 3. Metālu un nemetālu izvietojums tabulā

AT blakus efekti apakšgrupas ir visas metāli . Ja jūs garīgi veicat diagonāli no bora līdz astatīnam , tad augstāks šī diagonāle galvenajās apakšgrupās būs viss nemetāli , a zemāk šī diagonāle - viss metāli . 3. att.

1. Nr.1-4 (125.lpp.) Rudzītis G.E. Neorganiskā un organiskā ķīmija. 8. klase: mācību grāmata izglītības iestādēm: pamatlīmenis / G. E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. M.: Apgaismība. 2011 176 lpp.: ill.

2. Kādi atoma raksturlielumi mainās ar periodiskumu?

3. Sniedziet ķīmiskā elementa skābekļa aprakstu pēc tā stāvokļa D.I.Mendeļejeva Periodiskajā sistēmā.