> Układ okresowy

Charakterystyka i struktura Układ okresowy pierwiastków Mendelejewa a: pozycja pierwiastków, system dystrybucji, liczba atomowa pierwiastka.

Układ okresowy pierwiastków- rozmieszczenie pierwiastków chemicznych w oparciu o ich konfiguracje elektronowe i powtarzalne właściwości chemiczne.

Zadanie edukacyjne

• Zrozum, jak układają się pierwiastki w układzie okresowym.

Kluczowe punkty

• Układ okresowy pierwiastków jest główną podstawą do charakteryzowania chemicznego zachowania pierwiastków.
• Tabela zawiera tylko te pierwiastki chemiczne, które mają unikalną liczbę atomową (liczbę protonów w jądrze).
• Pierwszeństwo publikacji pierwszej tabeli przypisuje się Dmitrijowi Mendelejewowi.

Warunki

• Pierwiastek to dowolna z najprostszych substancji chemicznych, których nie można rozłożyć w wyniku reakcji chemicznej lub czynnika chemicznego.
• Układ okresowy pierwiastków to schemat pierwiastków chemicznych ułożonych według ich liczb atomowych.
• Liczba atomowa - liczba równa liczbie protonów, charakteryzująca właściwości chemiczne (Z).

Układ okresowy pierwiastków to lista pierwiastków chemicznych ułożonych w oparciu o ich liczby atomowe, konfiguracje elektroniczne i nakładające się właściwości chemiczne. Elementy są prezentowane według liczby atomowej w porządku rosnącym. Jak wygląda struktura układu okresowego pierwiastków? Standardowa forma stołu mieści siatkę 18 x 7. Można ją rozłożyć na 4 prostokątne bloki: s dla lewej, p dla prawej, d dla środka i f dla dołu ostatniego. Wiersze tabeli to kropki. Kolumny s-, d- i p- nazywane są grupami, z których niektóre mają własne nazwy (na przykład halogeny lub gazy szlachetne).

Układ okresowy pierwiastków uwzględnia powtarzające się trendy, dzięki czemu można go wykorzystać do ustalenia relacji między cechami pierwiastków. Umożliwia to również przewidywanie elementów, które nie zostały jeszcze odkryte. Dzięki temu można go wykorzystać do analizy zachowania chemicznego.

Standardowa forma układu okresowego pierwiastków, w której kolory reprezentują różne kategorie pierwiastków

Cechy układu okresowego

Przeanalizujmy właściwości i cechy układu okresowego pierwiastków chemicznych. Wszystkie odmiany układu okresowego zawierają tylko pierwiastki chemiczne. Każdy ma unikalną liczbę atomową - liczbę protonów w jądrze. Wiele pierwiastków ma różną liczbę neutronów - izotopów. Na przykład węgiel ma trzy naturalnie występujące izotopy. Wszystkie jego atomy mają sześć protonów, z których większość ma sześć neutronów i około 1% - 7 neutronów. W tabeli izotopy nigdy nie są dzielone, ponieważ są zgrupowane w jednym elemencie. Jeżeli pierwiastki pozbawione są stabilnych izotopów, to obdarzone są masą należącą do najbardziej stabilnych (wskazaną w nawiasach).

Naukowcom udało się wykryć lub zsyntetyzować wszystkie pierwiastki o liczbie atomowej od 1 (wodór) do 118 (oganesson). Ale nawet poza ostatnim elementem wciąż powstają nowe. Wciąż trwa debata, czy należy dodać nowe do tabeli.

Pomimo tego, że znane są również wcześniejsze tabele, pierwszą publikacją była wersja Dmitrija Mendelejewa z 1869 roku. Stworzył go, aby pokazać cykliczne trendy w charakterystyce niektórych elementów. Udało mu się również przewidzieć właściwości tych jeszcze nie znalezionych, które zostały zapisane w tabeli po nim. Wraz z pojawieniem się nowych elementów został rozbudowany i uzupełniony.

Układ okresowy pierwiastków Mendelejewa (1869) wyświetla okresy w pionie i grupy w poziomie

Znany z oświetlania układu okresowego pierwiastków

CZY JEST OGRANICZENIE?
TABELA OKRESOWA
D.I.MENDELEEV?

ODBLOKOWYWANIE NOWYCH PRZEDMIOTÓW

P Problem systematyzacji pierwiastków chemicznych zwrócił szczególną uwagę w połowie XIX wieku, kiedy stało się jasne, że różnorodność otaczających nas substancji jest wynikiem różnych kombinacji stosunkowo niewielkiej liczby pierwiastków chemicznych.

W chaosie pierwiastków i ich związków wielki rosyjski chemik D.I. Mendelejew jako pierwszy uporządkował rzeczy, tworząc własny układ okresowy pierwiastków.

Za dzień odkrycia prawa okresowego uważany jest 1 marca 1869 r., kiedy Mendelejew poinformował o tym społeczność naukową. Naukowiec umieścił na swoim stole 63 znane wówczas pierwiastki w taki sposób, że główne właściwości tych pierwiastków i ich związków zmieniały się okresowo wraz ze wzrostem ich masy atomowej. Obserwowane zmiany właściwości elementów w kierunku poziomym i pionowym tabeli podlegały ścisłym regułom. Na przykład metaliczny (podstawowy) charakter, wyrażony w elementach grupy Ia, zmniejszał się w poziomie stołu i zwiększał się w pionie wraz ze wzrostem masy atomowej.

Na podstawie otwartego prawa Mendelejew przewidział właściwości kilku jeszcze nieodkrytych pierwiastków i ich miejsce w układzie okresowym. Już w 1875 r. odkryto „ekaaluminum” (gal), cztery lata później – „ekabor” (skandium), aw 1886 r. – „ekasilicon” (german). W kolejnych latach tablica okresowa służyła i nadal służy jako przewodnik w poszukiwaniu nowych pierwiastków i przewidywaniu ich właściwości.

Jednak ani sam Mendelejew, ani jego współcześni nie potrafili odpowiedzieć na pytanie, jakie są przyczyny okresowości właściwości pierwiastków, czy i gdzie istnieje granica układu okresowego. Mendelejew przewidywał, że przyczyną przedstawionego przez niego związku między właściwościami a masą atomową pierwiastków jest złożoność samych atomów.

Dopiero wiele lat po stworzeniu układu okresowego pierwiastków chemicznych w pracach E. Rutherforda, N. Bohra i innych naukowców udowodniono złożoną budowę atomu. Kolejne osiągnięcia w fizyce atomowej umożliwiły rozwiązanie wielu niejasnych problemów układu okresowego pierwiastków chemicznych. Przede wszystkim okazało się, że o miejscu pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków decyduje nie masa atomowa, ale ładunek jądra. Ujawnił się charakter okresowości właściwości chemicznych pierwiastków i ich związków.

Atom zaczęto uważać za układ, w którego centrum znajduje się dodatnio naładowane jądro, a wokół niego krążą ujemnie naładowane elektrony. W tym przypadku elektrony są zgrupowane w przestrzeni okołojądrowej i poruszają się po określonych orbitach zawartych w powłokach elektronowych.

Wszystkie elektrony atomu są zwykle oznaczane cyframi i literami. Zgodnie z tym oznaczeniem główne liczby kwantowe 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 odnoszą się do powłok elektronowych, a litery s, p, d, f, g– do podpowłok (orbit) każdego pocisku. Pierwsza powłoka (licząc od jądra) ma tylko s-elektrony, drugi może mieć s- oraz p- elektrony, trzeci - s-, p- oraz d- elektrony, czwarty - s-,
p-, d- oraz f- elektrony itp.

Każda powłoka może pomieścić bardzo określoną liczbę elektronów: pierwsza - 2, druga - 8, trzecia - 18, czwarta i piąta - 32. To decyduje o liczbie pierwiastków w okresach układu okresowego. Właściwości chemiczne pierwiastków są determinowane przez strukturę zewnętrznej i przedzewnętrznej powłoki elektronowej atomów, tj. ile zawierają elektronów.

Jądro atomu składa się z cząstek naładowanych dodatnio – protonów i cząstek obojętnych elektrycznie – neutronów, często określanych jednym słowem – nukleony. Liczba porządkowa pierwiastka (jego miejsce w układzie okresowym) jest określona przez liczbę protonów w jądrze atomu danego pierwiastka. Liczba masowa ALE atom pierwiastka jest równy sumie liczby protonów Z i neutronów N w jądrze: A = Z + N. Jego izotopami są atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie neutronów w jądrze.

Właściwości chemiczne różnych izotopów tego samego pierwiastka nie różnią się od siebie, natomiast właściwości jądrowe są bardzo zróżnicowane. Przejawia się to przede wszystkim stabilnością (lub niestabilnością) izotopów, która zasadniczo zależy od stosunku liczby protonów i neutronów w jądrze. Światłotrwałe izotopy pierwiastków mają zwykle równą liczbę protonów i neutronów. Wraz ze wzrostem ładunku jądra, tj. liczby porządkowej pierwiastka w tabeli, stosunek ten się zmienia. Stabilne ciężkie jądra mają prawie półtora raza więcej neutronów niż protonów.

Podobnie jak elektrony atomowe, nukleony również tworzą powłoki. Wraz ze wzrostem liczby cząstek w jądrze, powłoki protonowe i neutronowe są sukcesywnie wypełniane. Najbardziej stabilne są jądra z całkowicie wypełnionymi skorupkami. Na przykład izotop ołowiu Pb-208 charakteryzuje się bardzo stabilną strukturą jądrową, która ma wypełnione otoczki protonowe ( Z= 82) i neutronów ( N = 126).

Takie wypełnione powłoki jądrowe są podobne do wypełnionych powłok elektronowych atomów gazu obojętnego, które stanowią odrębną grupę w układzie okresowym. Stabilne jądra atomów z całkowicie wypełnionymi powłokami protonowymi lub neutronowymi zawierają pewną „magiczną” liczbę protonów lub neutronów: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 114, 126, 184. właściwości, okresowość właściwości jądrowych jest również nieodłączna . Wśród różnych kombinacji liczby protonów i neutronów w jądrach izotopów (parzyste-parzyste; parzyste-nieparzyste; nieparzyste-parzyste; nieparzyste-nieparzyste) są to jądra zawierające parzystą liczbę protonów i parzystą liczbę neutronów które są najbardziej stabilne.

Natura sił utrzymujących protony i neutrony w jądrze nadal nie jest wystarczająco jasna. Uważa się, że pomiędzy nukleonami działają bardzo duże siły przyciągania grawitacyjnego, które przyczyniają się do wzrostu stabilności jąder.

W celu w połowie lat trzydziestych ubiegłego wieku układ okresowy pierwiastków był tak rozwinięty, że wskazywał już położenie 92 pierwiastków. Pod numerem seryjnym 92 znajdował się uran – ostatni z naturalnych ciężkich pierwiastków znalezionych na Ziemi w 1789 roku. Spośród 92 elementów tabeli tylko elementy o numerach seryjnych 43, 61, 85 i 87 nie zostały dokładnie zidentyfikowane w latach trzydziestych. Zostały odkryte i zbadane później. Pierwiastek ziem rzadkich o liczbie atomowej 61, promet, został znaleziony w niewielkich ilościach w rudach jako produkt spontanicznego rozpadu uranu. Analiza jąder atomowych brakujących pierwiastków wykazała, że ​​wszystkie są radioaktywne, a ze względu na krótki okres półtrwania nie mogą istnieć na Ziemi w znaczących stężeniach.

Ponieważ ostatnim ciężkim pierwiastkiem znalezionym na Ziemi był pierwiastek o liczbie atomowej 92, można przypuszczać, że jest to naturalna granica układu okresowego Mendelejewa. Jednak osiągnięcia fizyki atomowej wskazały drogę, po której okazało się, że możliwe jest przekroczenie granicy układu okresowego, wyznaczonego przez naturę.

Elementy z b o Większe liczby atomowe niż uran nazywane są transuranem. Ze względu na swoje pochodzenie elementy te są sztuczne (syntetyczne). Uzyskuje się je w wyniku reakcji przemian jądrowych pierwiastków występujących w przyrodzie.

Pierwszą próbę, choć nie do końca udaną, odkrycia obszaru transuranowego układu okresowego pierwiastków podjął włoski fizyk Enrico Fermi w Rzymie wkrótce po udowodnieniu istnienia neutronów. Ale dopiero w latach 1940-1941. Sukces w odkryciu pierwszych dwóch pierwiastków transuranowych, a mianowicie neptunu (liczba atomowa 93) i plutonu (liczba atomowa 94), odnieśli amerykańscy naukowcy z Uniwersytetu Kalifornijskiego w Berkeley.

Kilka rodzajów reakcji jądrowych leży u podstaw metod otrzymywania pierwiastków transuranowych.

Pierwszy typ to fuzja neutronów. W metodzie tej w jądrach ciężkich atomów napromieniowanych neutronami jeden z neutronów zamienia się w proton. Reakcji towarzyszy tzw. rozpad elektronowy (--decay) - powstanie i wyrzucenie z jądra z ogromną energią kinetyczną ujemnie naładowanej cząstki (elektronu). Reakcja jest możliwa przy nadmiarze neutronów w jądrze.

Odwrotną reakcją jest przemiana protonu w neutron z emisją dodatnio naładowanej cząstki + (pozytonu). Podobny rozpad pozytonów (+ -rozpad) obserwuje się, gdy w jądrze występuje niedobór neutronów i prowadzi do zmniejszenia ładunku jądrowego, tj. zmniejszyć liczbę atomową pierwiastka o jeden. Podobny efekt uzyskuje się, gdy proton przekształca się w neutron, przechwytując pobliski elektron orbitalny.

Nowe pierwiastki transuranowe po raz pierwszy pozyskiwano z uranu przez fuzję neutronów w reaktorach jądrowych (jako produkty wybuchu bomby jądrowej), a następnie syntetyzowano za pomocą akceleratorów cząstek – cyklotronów.

Drugi typ to reakcje między jądrami atomów pierwiastka początkowego („cel”) a jądrami atomów pierwiastków lekkich (izotopów wodoru, helu, azotu, tlenu i innych) stosowanych jako cząstki bombardujące. Protony w jądrach „docelowych” i „pociskowych” mają dodatni ładunek elektryczny i podczas zbliżania się do siebie doświadczają silnego odpychania. Aby przezwyciężyć siły odpychające, utworzyć jądro złożone, konieczne jest dostarczenie atomom „pocisku” bardzo dużej energii kinetycznej. Tak ogromna energia bombardujących cząstek jest magazynowana w cyklotronach. Powstałe jądro pośrednie ma dość duży nadmiar energii, który musi zostać uwolniony, aby ustabilizować nowe jądro. W przypadku ciężkich pierwiastków transuranowych ta nadwyżka energii, gdy nie dochodzi do rozszczepienia jądra, jest rozpraszana przez emitowanie promieni γ (promieniowanie elektromagnetyczne o wysokiej energii) i „odparowywanie” neutronów z wzbudzonych jąder. Jądra atomowe nowego pierwiastka są radioaktywne. Dążą do osiągnięcia większej stabilności poprzez zmianę struktury wewnętrznej poprzez radioaktywny rozpad lub rozpad elektronów i spontaniczne rozszczepienie. Takie reakcje jądrowe są nieodłączne dla najcięższych atomów pierwiastków o numerach seryjnych powyżej 98.

Reakcję spontanicznego, spontanicznego rozszczepienia jąder atomów pierwiastków promieniotwórczych odkryli nasz rodak G.N. Flerov i Czech K.A. Petrzhak w Zjednoczonym Instytucie Badań Jądrowych (ZIBJ, Dubna) w eksperymentach z uranem-238. Wzrost numeru seryjnego prowadzi do szybkiego skrócenia okresu półtrwania jąder atomów pierwiastków promieniotwórczych.

W związku z tym wybitny amerykański naukowiec GT Seaborg, laureat Nagrody Nobla, który brał udział w odkryciu dziewięciu pierwiastków transuranu, uważał, że odkrycie nowych pierwiastków prawdopodobnie zakończy się w przybliżeniu na pierwiastku o numerze seryjnym 110 (podobnym we właściwościach do platyna). Ta idea dotycząca granicy układu okresowego została wyrażona w latach 60. ubiegłego wieku z zastrzeżeniem: o ile nie zostaną odkryte nowe metody syntezy pierwiastków i istnienie wciąż nieznanych obszarów stabilności najcięższych pierwiastków. Niektóre z tych możliwości zostały zidentyfikowane.

Trzecim rodzajem reakcji jądrowych do syntezy nowych pierwiastków jest reakcja pomiędzy wysokoenergetycznymi jonami o średniej masie atomowej (wapnia, tytanu, chromu, niklu) jako cząsteczkami bombardującymi a atomami pierwiastków stabilnych (ołów, bizmut) jako „ cel” zamiast ciężkich izotopów promieniotwórczych. Ten sposób otrzymywania cięższych pierwiastków został zaproponowany w 1973 roku przez naszego naukowca Yu.Ts.Oganesyana z ZIBJ iz powodzeniem stosowany w innych krajach. Główną zaletą proponowanej metody syntezy było tworzenie mniej „gorących” zarodków złożonych podczas fuzji jąder „pociskowych” i „docelowych”. Uwolnienie nadmiaru energii jąder złożonych nastąpiło w tym przypadku w wyniku „odparowania” znacznie mniejszej liczby neutronów (jeden lub dwa zamiast czterech lub pięciu).

Niezwykła reakcja jądrowa między jonami rzadkiego izotopu Ca-48 przyspieszona w cyklotronie
U-400 oraz atomy pierwiastka aktynoidalnego curium Cm-248 z utworzeniem pierwiastka 114 („ekaslead”) odkryto w Dubnej w 1979 roku. Stwierdzono, że ta reakcja wytwarza „zimne” jądro, które nie „odparowuje” ” pojedynczy neutron , a cała nadwyżka energii jest odprowadzana przez jedną cząstkę. Oznacza to, że do syntezy nowych elementów można również wdrożyć czwarty rodzaj reakcje jądrowe między przyspieszonymi jonami atomów o średniej liczbie masowej a atomami ciężkich pierwiastków transuranowych.

W Rozwój teorii układu okresowego pierwiastków chemicznych odegrał ważną rolę w porównaniu właściwości chemicznych i struktury powłok elektronowych lantanowców o numerach seryjnych 58–71 i aktynowców o numerach seryjnych 90–103. Wykazano, że podobieństwo właściwości chemicznych lantanowców i aktynowców wynika z podobieństwa ich struktur elektronowych. Obie grupy elementów są przykładem wewnętrznej serii przejściowej z sekwencyjnym wypełnieniem 4 f- lub 5 f-powłoki elektronowe odpowiednio po napełnieniu zewnętrznym s- oraz R-orbitale elektroniczne.

Pierwiastki o liczbach atomowych w układzie okresowym 110 i wyższym nazwano superciężkimi. Postęp w kierunku odkrycia tych pierwiastków staje się coraz trudniejszy i dłuższy, ponieważ. nie wystarczy zsyntetyzować nowego pierwiastka, trzeba go zidentyfikować i udowodnić, że nowy pierwiastek ma tylko swoje przyrodzone właściwości. Trudności powoduje fakt, że do badania właściwości nowych pierwiastków dostępna jest niewielka liczba atomów. Czas, w którym nowy pierwiastek można zbadać, zanim nastąpi rozpad promieniotwórczy, jest zwykle bardzo krótki. W takich przypadkach, nawet gdy uzyskano tylko jeden atom nowego pierwiastka, do jego wykrycia i wstępnego zbadania niektórych cech wykorzystuje się metodę znaczników promieniotwórczych.

Pierwiastek 109, meitnerium, jest ostatnim pierwiastkiem w układzie okresowym, który można znaleźć w większości podręczników do chemii. Pierwiastek-110, który należy do tej samej grupy układu okresowego pierwiastków co platyna, został po raz pierwszy zsyntetyzowany w Darmstadt (Niemcy) w 1994 roku przy użyciu silnego akceleratora ciężkich jonów zgodnie z reakcją:

Okres półtrwania powstałego izotopu jest niezwykle krótki. W sierpniu 2003 r. 42. Zgromadzenie Ogólne IUPAC i Rada IUPAC (Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej) oficjalnie zatwierdziły nazwę i symbol pierwiastka 110: darmstadtium, Ds.

W tym samym miejscu, w Darmstadt, w 1994 roku pierwiastek-111 został po raz pierwszy otrzymany przez działanie wiązki 64 jonów izotopowych Ni 28 na 209 atomów 83 Bi jako „cel”. Decyzją z 2004 r. IUPAC uznał odkrycie i zatwierdził propozycję nazwania pierwiastka 111, Rg, na cześć wybitnego niemieckiego fizyka W.K. X-promienie, którym nadał taką nazwę ze względu na niepewność ich natury.

Według informacji otrzymanych z ZIBJ, w Laboratorium Reakcji Jądrowych. GN Flerova zsyntetyzowano elementy o numerach seryjnych 110-118 (z wyjątkiem pierwiastka-117).

W wyniku syntezy zgodnie z reakcją:

w Darmstadt w 1996 roku uzyskano kilka atomów nowego pierwiastka-112, który rozpada się wraz z uwalnianiem cząstek -. Okres półtrwania tego izotopu wynosił tylko 240 mikrosekund. Nieco później, w ZIBJ, prowadzono poszukiwania nowych izotopów pierwiastka-112 poprzez napromieniowanie atomów U-235 jonami Ca-48.

W lutym 2004 roku w prestiżowych czasopismach naukowych ukazały się doniesienia o odkryciu w ZIBJ przez naszych naukowców wraz z amerykańskimi badaczami z Lawrence Berkeley National Laboratory (USA) dwóch nowych pierwiastków o numerach 115 i 113. Ta grupa naukowców przeprowadziła eksperymenty w lipcu – W sierpniu 2003 r. w cyklotronie U-400 z separatorem gazowym, w reakcji atomów Am-243 z jonami izotopu Ca-48, 1 atom pierwiastka-115 o liczbie masowej zsyntetyzowano 287 i 3 atomy o liczbie masowej 288. Wszystkie cztery atomy pierwiastka -115 uległy gwałtownemu rozkładowi z uwolnieniem cząstek - i utworzeniem się izotopów pierwiastka-113 o liczbach masowych 282 i 284. Najbardziej stabilny izotop 284 113 miało okres półtrwania około 0,48 s. Zapadł się wraz z emisją cząstek β i zamienił się w izotop promieniowania rentgenowskiego 280 Rg.

We wrześniu 2004 r. grupa japońskich naukowców z Instytutu Badań Fizykochemicznych kierowana przez Kosuki Morita (Kosuke Morita) stwierdzili, że zsyntetyzowali pierwiastek-113 w reakcji:

Podczas jego rozpadu z uwolnieniem cząstek β otrzymano izotop promieniowania rentgenowskiego 274 Rg. Ponieważ jest to pierwszy sztuczny pierwiastek uzyskany przez japońskich naukowców, uznali, że mają prawo złożyć propozycję nazwania go „Japonią”.

Niezwykła synteza izotopu pierwiastka 114 o liczbie masowej 288 z kiuru została już zauważona powyżej. W 1999 r. pojawił się raport o produkcji w ZIBJ tego samego izotopu pierwiastka 114 przez bombardowanie atomów plutonu o liczbie masowej 244 jonami Ca-48.

Odkrycie pierwiastków o numerach seryjnych 118 i 116 zostało również ogłoszone w wyniku wieloletnich wspólnych badań reakcji jądrowych izotopów kalifornu Cf-249 i curium Cm-245 z wiązką ciężkich jonów Ca-48, przeprowadzonych przez Rosję i Amerykańscy naukowcy w latach 2002-2005. w ZIBJ. Pierwiastek 118 zamyka VII okres układu okresowego, w swoich właściwościach jest analogiem radonu gazu szlachetnego. Pierwiastek-116 musi mieć pewne właściwości wspólne z polonem.

Zgodnie z utrwaloną tradycją odkrycie nowych pierwiastków chemicznych i ich identyfikacja musi być potwierdzone decyzją IUPAC, ale prawo do proponowania nazw pierwiastków przysługuje odkrywcom. Podobnie jak mapa Ziemi, układ okresowy pierwiastków odzwierciedlał nazwy terytoriów, krajów, miast i ośrodków naukowych, w których odkryto i zbadano pierwiastki i ich związki, uwiecznił nazwiska słynnych naukowców, którzy wnieśli wielki wkład w rozwój układu okresowego pierwiastków chemicznych. I to nie przypadek, że element-101 nosi imię D.I. Mendelejewa.

Aby odpowiedzieć na pytanie, gdzie może przebiegać granica układu okresowego, kiedyś oceniano elektrostatyczne siły przyciągania wewnętrznych elektronów atomów do dodatnio naładowanego jądra. Im wyższy numer seryjny elementu, tym silniejsza kompresja elektronowego „futra” wokół jądra, tym silniejsze przyciąganie elektronów wewnętrznych do jądra. Musi nadejść moment, w którym elektrony zaczną być wychwytywane przez jądro. W wyniku takiego wychwytu i zmniejszenia ładunku jądra istnienie bardzo ciężkich pierwiastków staje się niemożliwe. Podobna katastrofalna sytuacja powinna zaistnieć, gdy liczba porządkowa pierwiastka wynosi 170–180.

Hipoteza ta została obalona i wykazano, że nie ma ograniczeń dla istnienia bardzo ciężkich pierwiastków pod względem wyobrażeń o budowie powłok elektronowych. Ograniczenia powstają w wyniku niestabilności samych jąder.

Trzeba jednak powiedzieć, że wraz ze wzrostem liczby atomowej czas życia pierwiastków maleje nieregularnie. Kolejny oczekiwany obszar stabilności superciężkich pierwiastków, ze względu na pojawienie się zamkniętych powłok neutronowych lub protonowych jądra, powinien leżeć w pobliżu podwójnie magicznego jądra o 164 protonach i 308 neutronach. Możliwość otwierania takich elementów nie jest jeszcze jasna.

Pozostaje więc pytanie o granicę układu okresowego pierwiastków. Opierając się na zasadach wypełniania powłok elektronowych wzrostem liczby atomowej pierwiastka, przewidywany 8. okres układu okresowego powinien zawierać pierwiastki superaktynoidalne. Przydzielone im miejsce w układzie okresowym D.I. Mendelejewa odpowiada III grupie pierwiastków, podobnej do znanych już pierwiastków ziem rzadkich i aktynowców transuranowych.

Jak korzystać z układu okresowego pierwiastków? Dla niewtajemniczonych czytanie układu okresowego pierwiastków jest tym samym, co oglądanie starożytnych run elfów dla krasnoluda. A układ okresowy może wiele powiedzieć o świecie.

Oprócz tego, że służy ci na egzaminie, jest również po prostu niezbędny do rozwiązania ogromnej liczby problemów chemicznych i fizycznych. Ale jak to czytać? Na szczęście dziś każdy może nauczyć się tej sztuki. W tym artykule dowiesz się, jak zrozumieć układ okresowy pierwiastków.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (tablica Mendelejewa) to klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która ustala zależność różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego.

Historia powstania Stołu

Dymitr Iwanowicz Mendelejew nie był prostym chemikiem, jeśli ktoś tak uważa. Był chemikiem, fizykiem, geologiem, metrologiem, ekologiem, ekonomistą, nafciarzem, aeronautą, konstruktorem przyrządów i nauczycielem. W ciągu swojego życia naukowcowi udało się przeprowadzić wiele podstawowych badań z różnych dziedzin wiedzy. Na przykład powszechnie uważa się, że to Mendelejew obliczył idealną moc wódki - 40 stopni.

Nie wiemy, jak Mendelejew traktował wódkę, ale wiadomo na pewno, że jego rozprawa na temat „Dyskurs o połączeniu alkoholu z wodą” nie miała nic wspólnego z wódką i rozważała stężenie alkoholu od 70 stopni. Przy wszystkich zaletach naukowca najszerszą sławę przyniosło mu odkrycie okresowego prawa pierwiastków chemicznych - jednego z podstawowych praw natury.

Istnieje legenda, według której naukowiec marzył o układzie okresowym, po czym musiał tylko sfinalizować pomysł, który się pojawił. Ale gdyby wszystko było takie proste… Ta wersja tworzenia układu okresowego jest najwyraźniej tylko legendą. Zapytany, jak otwarto stół, sam Dmitrij Iwanowicz odpowiedział: „ Myślałem o tym może od dwudziestu lat, a ty myślisz: usiadłem i nagle ... gotowe ”.

W połowie XIX wieku próby usprawnienia znanych pierwiastków chemicznych (znano 63 pierwiastki) jednocześnie podejmowało kilku naukowców. Na przykład w 1862 roku Alexandre Émile Chancourtois umieścił pierwiastki wzdłuż helisy i odnotował cykliczne powtarzanie się właściwości chemicznych.

Chemik i muzyk John Alexander Newlands zaproponował swoją wersję układu okresowego w 1866 roku. Ciekawostką jest, że w układzie elementów naukowiec próbował odkryć jakąś mistyczną harmonię muzyczną. Wśród innych prób była próba Mendelejewa, która zakończyła się sukcesem.

W 1869 roku opublikowano pierwszy schemat tablicy, a za dzień odkrycia prawa okresowego uważa się dzień 1 marca 1869 roku. Istotą odkrycia Mendelejewa było to, że właściwości pierwiastków o rosnącej masie atomowej nie zmieniają się jednostajnie, ale okresowo.

Pierwsza wersja tabeli zawierała tylko 63 elementy, ale Mendelejew podjął szereg bardzo niestandardowych decyzji. Odgadł więc, że zostawi w tabeli miejsce na jeszcze nieodkryte pierwiastki, a także zmienił masy atomowe niektórych pierwiastków. Fundamentalna poprawność prawa Mendelejewa została potwierdzona bardzo szybko, po odkryciu galu, skandu i germanu, których istnienie przewidywali naukowcy.

Nowoczesny widok układu okresowego

Poniżej znajduje się sama tabela.

Dzisiaj zamiast masy atomowej (masy atomowej) do porządkowania pierwiastków używa się pojęcia liczby atomowej (liczby protonów w jądrze). Tabela zawiera 120 elementów, które są ułożone od lewej do prawej w kolejności rosnącej liczby atomowej (liczby protonów)

Kolumny tabeli to tak zwane grupy, a wiersze to kropki. W tabeli jest 18 grup i 8 okresów.

1. Własności metaliczne pierwiastków zmniejszają się wraz z ruchem od lewej do prawej, a zwiększają w przeciwnym kierunku.
2. Wymiary atomów zmniejszają się w miarę ich przemieszczania się od lewej do prawej wzdłuż okresów.
3. Przechodząc z góry na dół w grupie, redukujące właściwości metaliczne wzrastają.
4. Właściwości utleniające i niemetaliczne wzrastają w okresie od lewej do prawej.

Czego dowiadujemy się o elemencie ze stołu? Weźmy na przykład trzeci element w tabeli - lit i rozważmy go szczegółowo.

Przede wszystkim widzimy pod nim symbol samego elementu i jego nazwę. W lewym górnym rogu znajduje się liczba atomowa elementu w kolejności, w jakiej element znajduje się w tabeli. Liczba atomowa, jak już wspomniano, jest równa liczbie protonów w jądrze. Liczba dodatnich protonów jest zwykle równa liczbie ujemnych elektronów w atomie (z wyjątkiem izotopów).

Masa atomowa jest podana pod liczbą atomową (w tej wersji tabeli). Jeśli zaokrąglimy masę atomową do najbliższej liczby całkowitej, otrzymamy tak zwaną liczbę masową. Różnica między liczbą masową a liczbą atomową daje liczbę neutronów w jądrze. Tak więc liczba neutronów w jądrze helu wynosi dwa, a w licie cztery.

Tak zakończył się nasz kurs „Stół Mendelejewa dla manekinów”. Podsumowując, zapraszamy do obejrzenia filmu tematycznego i mamy nadzieję, że pytanie, jak korzystać z układu okresowego Mendelejewa, stało się dla Ciebie bardziej jasne. Przypominamy, że nauka nowego przedmiotu jest zawsze skuteczniejsza nie w pojedynkę, ale z pomocą doświadczonego mentora. Dlatego nigdy nie zapomnij o obsłudze studentów, która chętnie podzieli się z Tobą swoją wiedzą i doświadczeniem.

W naturze istnieje wiele powtarzających się sekwencji:

• pory roku;
• Pory dnia;
• dni tygodnia…

W połowie XIX wieku DI Mendelejew zauważył, że właściwości chemiczne pierwiastków mają również pewną sekwencję (mówią, że ten pomysł przyszedł mu do głowy we śnie). Efektem cudownych snów naukowca był Układ Okresowy Pierwiastków Chemicznych, w którym D.I. Mendelejew ułożył pierwiastki chemiczne w kolejności rosnącej masy atomowej. We współczesnej tabeli pierwiastki chemiczne są uporządkowane rosnąco według liczby atomowej pierwiastka (liczba protonów w jądrze atomu).

Liczba atomowa jest pokazana powyżej symbolu pierwiastka chemicznego, poniżej symbolu znajduje się jego masa atomowa (suma protonów i neutronów). Zauważ, że masa atomowa niektórych pierwiastków nie jest liczbą całkowitą! Pamiętaj o izotopach! Masa atomowa to średnia ważona wszystkich izotopów pierwiastka, które występują naturalnie w warunkach naturalnych.

Poniżej tabeli znajdują się lantanowce i aktynowce.

Metale, niemetale, metaloidy

Znajdują się one w układzie okresowym na lewo od schodkowej ukośnej linii, która zaczyna się od Boru (B) i kończy się polonem (Po) (wyjątkiem są german (Ge) i antymon (Sb). Łatwo zauważyć, że metale zajmują większość układu okresowego.Główne właściwości metali: stały (z wyjątkiem rtęci);błyszczący;dobre przewodniki elektryczne i cieplne;ciągliwy;kowalny;łatwo oddają elektrony.

Elementy na prawo od schodkowej przekątnej B-Po są nazywane niemetale. Właściwości niemetali są wprost przeciwne właściwościom metali: słabe przewodniki ciepła i elektryczności; kruchy; niekute; nieplastikowe; zwykle akceptują elektrony.

Metaloidy

Między metalami i niemetalami są półmetale(metaloidy). Charakteryzują się właściwościami zarówno metali, jak i niemetali. Półmetale znalazły swoje główne zastosowanie przemysłowe w produkcji półprzewodników, bez których żaden nowoczesny mikroukład czy mikroprocesor nie jest nie do pomyślenia.

Okresy i grupy

Jak wspomniano powyżej, układ okresowy składa się z siedmiu okresów. W każdym okresie liczby atomowe pierwiastków wzrastają od lewej do prawej.

Właściwości pierwiastków w okresach zmieniają się kolejno: więc sód (Na) i magnez (Mg), które są na początku trzeciego okresu, oddają elektrony (Na oddaje jeden elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Mg oddaje dwa elektrony: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ale chlor (Cl), znajdujący się pod koniec okresu, zajmuje jeden pierwiastek: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Przeciwnie, w grupach wszystkie elementy mają te same właściwości. Na przykład w grupie IA(1) wszystkie pierwiastki od litu (Li) do fransu (Fr) oddają jeden elektron. A wszystkie elementy grupy VIIA(17) przyjmują jeden element.

Niektóre grupy są tak ważne, że nadano im specjalne nazwy. Grupy te omówiono poniżej.

Grupa IA(1). Atomy pierwiastków z tej grupy mają tylko jeden elektron w zewnętrznej warstwie elektronowej, więc łatwo oddają jeden elektron.

Najważniejszymi metalami alkalicznymi są sód (Na) i potas (K), ponieważ odgrywają one ważną rolę w procesie życia człowieka i wchodzą w skład soli.

Konfiguracje elektroniczne:

• 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

Grupa IIA(2). Atomy pierwiastków z tej grupy mają w zewnętrznej warstwie elektronowej dwa elektrony, które również poddają się podczas reakcji chemicznych. Najważniejszym pierwiastkiem jest wapń (Ca) – podstawa kości i zębów.

Konfiguracje elektroniczne:

• Być- 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

Grupa VIIA(17). Atomy pierwiastków z tej grupy zwykle otrzymują po jednym elektronie, ponieważ. na zewnętrznej warstwie elektronicznej jest po pięć elementów, a do „kompletnego zestawu” brakuje tylko jednego elektronu.

Najbardziej znane pierwiastki z tej grupy to: chlor (Cl) – wchodzi w skład soli i wybielacza; jod (I) to pierwiastek, który odgrywa ważną rolę w czynności tarczycy człowieka.

Elektroniczna Konfiguracja:

• 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 3d 10 4p 5

Grupa VIII(18). Atomy pierwiastków z tej grupy mają w pełni „obsadzaną” zewnętrzną warstwę elektronową. Dlatego „nie muszą” akceptować elektronów. I nie chcą ich rozdawać. Stąd – pierwiastki z tej grupy bardzo „niechętnie” wchodzą w reakcje chemiczne. Przez długi czas uważano, że w ogóle nie reagują (stąd nazwa „obojętny”, czyli „nieaktywny”). Jednak chemik Neil Barlett odkrył, że niektóre z tych gazów w pewnych warunkach mogą nadal reagować z innymi pierwiastkami.

Konfiguracje elektroniczne:

• 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

Elementy walencyjne w grupach

Łatwo zauważyć, że w obrębie każdej grupy pierwiastki są do siebie podobne pod względem swoich elektronów walencyjnych (elektrony orbitali s i p znajdujące się na zewnętrznym poziomie energetycznym).

Metale alkaliczne mają po 1 elektron walencyjny:

• 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

Metale ziem alkalicznych mają 2 elektrony walencyjne:

• Być- 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

Halogeny mają 7 elektronów walencyjnych:

• 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 3d 10 4p 5

Gazy obojętne mają 8 elektronów walencyjnych:

• 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

Więcej informacji można znaleźć w artykule Walencja i tabela konfiguracji elektronowych atomów pierwiastków chemicznych według okresów.

Zwróćmy teraz uwagę na elementy znajdujące się w grupach z symbolami W. Znajdują się one w środku układu okresowego i są nazywane metale przejściowe.

Charakterystyczną cechą tych pierwiastków jest obecność elektronów w atomach wypełniających d-orbitale:

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

Oddzielone od głównego stołu znajdują się lantanowce oraz aktynowce są tak zwane wewnętrzne metale przejściowe. W atomach tych pierwiastków elektrony wypełniają f-orbitale:

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. Cz- 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

W tej lekcji poznasz Prawo Okresowe Mendelejewa, które opisuje zmianę właściwości prostych ciał, a także kształt i właściwości związków pierwiastków, w zależności od wielkości ich mas atomowych. Zastanów się, jak pierwiastek chemiczny można opisać poprzez jego pozycję w układzie okresowym.

Temat: Prawo okresowe iUkład okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa

Lekcja: Opis elementu według pozycji w układzie okresowym pierwiastków D. I. Mendelejewa

W 1869 r. D.I. Mendelejew, na podstawie danych zgromadzonych na temat pierwiastków chemicznych, sformułował swoje prawo okresowe. Wtedy brzmiało to tak: „Właściwości ciał prostych, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości mas atomowych pierwiastków”. Przez bardzo długi czas fizyczne znaczenie prawa DIMendelejewa było niezrozumiałe. Wszystko ułożyło się po odkryciu budowy atomu w XX wieku.

Współczesne sformułowanie prawa okresowego:„Właściwości prostych substancji, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości ładunku jądra atomowego”.

Ładunek jądra atomu jest równy liczbie protonów w jądrze. Liczba protonów jest równoważona liczbą elektronów w atomie. W ten sposób atom jest elektrycznie obojętny.

Ładunek jądra atomu w układzie okresowym jest numer porządkowy elementu.

Numer okresu przedstawia liczba poziomów energetycznych, na którym krążą elektrony.

Numer grupy przedstawia liczba elektronów walencyjnych. Dla elementów głównych podgrup liczba elektronów walencyjnych jest równa liczbie elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym. To elektrony walencyjne są odpowiedzialne za tworzenie wiązań chemicznych pierwiastka.

Pierwiastki chemiczne z 8. grupy - gazy obojętne mają 8 elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej. Taka powłoka elektronowa jest energetycznie korzystna. Wszystkie atomy mają tendencję do wypełniania zewnętrznej powłoki elektronowej do 8 elektronami.

Jakie cechy atomu zmieniają się okresowo w układzie okresowym?

Powtarza się struktura zewnętrznego poziomu elektronicznego.

Promień atomu zmienia się okresowo. W grupie promień wzrasta wraz ze wzrostem liczby okresu, ponieważ wzrasta liczba poziomów energii. W okresie od lewej do prawej nastąpi wzrost jądra atomowego, ale przyciąganie do jądra będzie większe, a zatem promień atomu maleje.

Każdy atom ma tendencję do uzupełniania ostatniego poziomu energii pierwiastków 1. grupy na ostatnim elektronie warstwy 1. Dlatego łatwiej im go oddać. I łatwiej jest elementom 7. grupy przyciągnąć 1 brakujący elektron do oktetu. W grupie zdolność do oddawania elektronów wzrośnie od góry do dołu, ponieważ promień atomu wzrasta, a przyciąganie do jądra jest mniejsze. W okresie od lewej do prawej zdolność oddawania elektronów maleje, ponieważ zmniejsza się promień atomu.

Im łatwiej pierwiastek oddaje elektrony z poziomu zewnętrznego, tym ma więcej właściwości metalicznych, a jego tlenki i wodorotlenki mają bardziej podstawowe właściwości. Oznacza to, że właściwości metaliczne w grupach rosną od góry do dołu, aw okresach od prawej do lewej. W przypadku właściwości niemetalicznych jest odwrotnie.

Ryż. 1. Pozycja magnezu w tabeli

W grupie magnez sąsiaduje z berylem i wapniem. Rys.1. Magnez plasuje się w grupie niżej niż beryl, ale wyżej niż wapń. Magnez ma więcej właściwości metalicznych niż beryl, ale mniej niż wapń. Zmieniają się również podstawowe właściwości jego tlenków i wodorotlenków. Z czasem sód znajduje się po lewej stronie, a aluminium po prawej stronie magnezu. Sód będzie wykazywał więcej właściwości metalicznych niż magnez, a magnez więcej niż aluminium. W ten sposób każdy element można porównać z sąsiadami według grupy i okresu.

Właściwości kwasowe i niemetaliczne zmieniają się w przeciwieństwie do właściwości zasadowych i metalicznych.

Charakterystyka chloru według jego pozycji w układzie okresowym D.I. Mendelejewa.

Ryż. 4. Pozycja chloru w tabeli

. Wartość numeru seryjnego 17 wskazuje liczbę protonów17 i elektronów17 w atomie. Rys.4. Masa atomowa 35 pomoże obliczyć liczbę neutronów (35-17 = 18). Chlor znajduje się w trzecim okresie, co oznacza, że ​​liczba poziomów energetycznych w atomie wynosi 3. Należy do grupy 7-A, należy do pierwiastków p. To niemetal. Porównaj chlor z jego sąsiadami według grupy i okresu. Niemetaliczne właściwości chloru są większe niż siarki, ale mniejsze niż argonu. Chlor ob-la-yes-jest mniej niemetalowy-li-che-ski-mi niż fluor i więcej niż brom. Rozłóżmy elektrony na poziomach energetycznych i napiszmy wzór elektroniczny. Ogólny rozkład elektronów będzie wyglądał tak. patrz rys. 5

Ryż. 5. Rozkład elektronów atomu chloru na poziomach energetycznych

Określ najwyższy i najniższy stopień utlenienia chloru. Najwyższy stopień utlenienia to +7, ponieważ może dać 7 elektronów z ostatniej warstwy elektronowej. Najniższy stopień utlenienia to -1, ponieważ chlor potrzebuje 1 elektronu do zakończenia. Formuła najwyższego tlenku to Cl 2 O 7 (tlenek kwasowy), związek wodorowy HCl.

W procesie oddawania lub pozyskiwania elektronów atom nabywa opłata warunkowa. Ta opłata warunkowa nazywa się .

- Jedyny substancje mają stopień utlenienia równy zero.

Elementy mogą się pokazać maksymalny stan utlenienia i minimum. Maksymalny Pierwiastek pokazuje swój stan utlenienia, gdy oddać wszystkie jego elektrony walencyjne z zewnętrznego poziomu elektronicznego. Jeżeli liczba elektronów walencyjnych jest równa liczbie grupy, to maksymalny stopień utlenienia jest równy liczbie grupy.

Ryż. 2. Pozycja arsenu w tabeli

Minimum stan utlenienia pierwiastka pokaże, kiedy to zaakceptuje wszystkie możliwe elektrony do uzupełnienia warstwy elektronowej.

Rozważmy na przykładzie pierwiastka nr 33 wartości stanów utlenienia.

To jest arsen As. Jest w piątej głównej podgrupie. Fot. 2. Ma pięć elektronów na swoim ostatnim poziomie elektronowym. Tak więc, oddając je, będzie miał stopień utlenienia +5. Przed zakończeniem warstwy elektronowej w atomie As brakuje 3 elektronów. Przyciągając je, będzie miał stopień utlenienia -3.

Pozycja pierwiastków metali i niemetali w układzie okresowym D.I. Mendelejew.

Ryż. 3. Pozycja metali i niemetali w tabeli

W skutki uboczne wszystkie podgrupy metale . Jeśli wykonasz mentalnie przekątna od boru do astatu , następnie wyższy ta przekątna w głównych podgrupach będzie cała niemetale , a poniżej ta przekątna - wszystko metale . Rys.3.

1. Nr 1-4 (s. 125) Rudzitis G.E. Chemia nieorganiczna i organiczna. Klasa 8: podręcznik dla instytucji edukacyjnych: poziom podstawowy / G. E. Rudzitis, F.G. Feldmana. M.: Oświecenie. 2011 176 s.: chor.

2. Jakie cechy atomu zmieniają się z okresowością?

3. Podaj opis pierwiastka chemicznego tlenu zgodnie z jego pozycją w układzie okresowym D.I. Mendelejewa.