Igre

Obdobje in njegov fizični pomen. Periodični zakon D. I. Mendelejeva. Razmerje elementov. Fizikalni pomen kemične periodičnosti

Po preučevanju lastnosti elementov, razporejenih v vrsto v naraščajočem vrstnem redu njihovih atomskih mas, je veliki ruski znanstvenik D.I. Mendelejev je leta 1869 izpeljal zakon periodičnosti:

lastnosti elementov in s tem lastnosti enostavnih in zapletenih teles, ki jih tvorijo, so v periodični odvisnosti od velikosti atomske teže elementov.

sodobna formulacija Mendelejevega periodičnega zakona:

Lastnosti kemičnih elementov, pa tudi oblike in lastnosti spojin elementov, so v periodični odvisnosti od naboja njihovih jeder.

Število protonov v jedru določa vrednost pozitivnega naboja jedra in s tem tudi zaporedno številko Z elementa v periodnem sistemu. Skupno število protonov in nevtronov se imenuje masno število A, je približno enak masi jedra. Torej število nevtronov (N) v jedru lahko najdete s formulo:

N = A - Z.

Elektronska konfiguracija- formula za razporeditev elektronov v različnih elektronskih lupinah atomsko-kemičnega elementa

Ali molekule.

17. Kvantna števila in vrstni red polnjenja energijskih nivojev in orbital v atomih. Pravila Klečkovskega

Vrstni red porazdelitve elektronov po ravni energije in podravni v lupini atoma se imenuje njegova elektronska konfiguracija. Stanje vsakega elektrona v atomu je določeno s štirimi kvantnimi številkami:

1. Glavno kvantno število n v največji meri označuje energijo elektrona v atomu. n = 1, 2, 3….. Elektron ima najnižjo energijo pri n = 1, medtem ko je najbližje atomskemu jedru.

2. Orbitalno (stransko, azimutalno) kvantno število l določa obliko elektronskega oblaka in v manjši meri njegovo energijo. Za vsako vrednost glavnega kvantnega števila n lahko orbitalno kvantno število zavzame nič in več celih vrednosti: l = 0…(n-1)

Stanja elektrona, za katera so značilne različne vrednosti l, se običajno imenujejo energijske podravni elektrona v atomu. Vsaka podnivo je označena z določeno črko, ustreza določeni obliki elektronskega oblaka (orbitala).

3. Magnetno kvantno število m l določa možne orientacije elektronskega oblaka v prostoru. Število takšnih orientacij je določeno s številom vrednosti, ki jih lahko sprejme magnetno kvantno število:

m l = -l, …0,…+l

Število takšnih vrednosti za določen l: 2l+1

Oziroma: za s-elektrone: 2·0 +1=1 (sferična orbitala je lahko orientirana samo na en način);

4. Spin kvantno število m s o odraža prisotnost elektrona lasten trenutek premikanje.

Spinalno kvantno število ima lahko samo dve vrednosti: m s = +1/2 ali –1/2

Porazdelitev elektronov v večelektronskih atomih poteka po treh načelih:

Paulijevo načelo

Atom ne more imeti elektronov, ki bi imeli enak nabor vseh štirih kvantnih števil.

2. Hundovo pravilo(pravilo tramvaja)

V najbolj stabilnem stanju atoma se elektroni nahajajo znotraj elektronske podnive, tako da je njihov skupni spin največji. Podobno kot postopek polnjenja dvojnih sedežev v praznem tramvaju, ki se približuje postajališču – najprej se na dvojne sedeže (in elektroni v orbitalah) eden za drugim usedejo ljudje, ki se ne poznajo, in šele ko zmanjka praznih dvojnih sedežev v dve.

Načelo minimalne energije (Pravila V. M. Klečkovskega, 1954)

1) S povečanjem naboja jedra atoma pride do zaporednega polnjenja elektronskih orbital od orbital z manjšo vrednostjo vsote glavne in orbitalne kvinte (n + l) do orbital z večjo vrednostjo ta znesek.

2) Pri enakih vrednostih vsote (n + l) se polnjenje orbital odvija zaporedno v smeri povečevanja vrednosti glavnega kvantnega števila.

18. Metode modeliranja kemičnih vezi: metoda valenčnih vezi in metoda molekularnih orbital.

Metoda valenčne vezi

Najpreprostejša je metoda valenčnih vezi (BC), ki jo je leta 1916 predlagal ameriški fizikalni kemik Lewis.

Metoda valenčnih vezi obravnava kemično vez kot rezultat privlačnosti jeder dveh atomov na en ali več elektronskih parov, ki so jim skupni. Takšna dvoelektronska in dvocentrična vez, lokalizirana med dvema atomoma, se imenuje kovalentna.

Načeloma sta možna dva mehanizma za nastanek kovalentne vezi:

1. Parjenje elektronov dveh atomov pod pogojem nasprotne orientacije njunih spinov;

2. Interakcija darovalec-akceptor, pri kateri gotov elektronski par enega od atomov (donor) postane običajen ob prisotnosti energetsko ugodne proste orbitale drugega atoma (akceptorja).

Od prvih lekcij kemije ste uporabljali tabelo D. I. Mendelejeva. Jasno dokazuje, da so vsi kemični elementi, ki tvorijo snovi sveta okoli nas, medsebojno povezani in podrejajo skupnim zakonom, torej predstavljajo eno samo celoto - sistem kemičnih elementov. Zato se v sodobni znanosti tabela D. I. Mendelejeva imenuje periodni sistem kemičnih elementov.

Zakaj "periodično", razumete tudi, saj splošni vzorci pri spreminjanju lastnosti atomov se v tem sistemu v določenih intervalih – obdobjih ponavljajo preproste in zapletene snovi, ki jih tvorijo kemični elementi. Nekateri od teh vzorcev, prikazanih v tabeli 1, so vam že znani.

Tako so vsi kemični elementi, ki obstajajo na svetu, podvrženi enemu, objektivno delujočemu periodičnemu zakonu, katerega grafični prikaz je Periodični sistem elementov. Ta zakon in sistem nosita ime velikega ruskega kemika D. I. Mendelejeva.

D. I. Mendelejev je prišel do odkritja periodičnega zakona s primerjavo lastnosti in relativne atomske mase kemičnih elementov. Da bi to naredil, je DI Mendelejev za vsak kemični element na kartici zapisal: simbol elementa, vrednost relativne atomske mase (v času DI Mendelejeva se je ta vrednost imenovala atomska teža), formule in narava. višji oksid in hidroksid. 63 do takrat znanih kemičnih elementov je razporedil v eno verigo v naraščajočem vrstnem redu njihovih relativnih atomskih mas (slika 1) in analiziral ta niz elementov ter v njem poskušal najti določene vzorce. Kot rezultat intenzivnega ustvarjalnega dela je odkril, da v tej verigi obstajajo intervali – obdobja, v katerih se na podoben način spreminjajo lastnosti elementov in iz njih tvorjenih snovi (slika 2).

riž. eno.
Kartice elementov, razporejene po naraščajočih relativnih atomskih masah

riž. 2.
Kartice elementov, razporejene po vrstnem redu občasnih sprememb lastnosti elementov in snovi, ki jih tvorijo

Laboratorijski poskus št. 2
Modeliranje konstrukcije periodnega sistema D. I. Mendelejeva

Simulirajte konstrukcijo periodičnega sistema D. I. Mendelejeva. Če želite to narediti, pripravite 20 kartic velikosti 6 x 10 cm za elemente s serijskimi številkami od 1 do 20. Na vsaki kartici navedite naslednje podatke o elementu: kemijski simbol, ime, relativno atomsko maso, formulo najvišjega oksida, hidroksida (v oklepaju navedite njihovo naravo - bazično, kislo ali amfoterno), formulo hlapljive vodikove spojine (za nekovine).

Karte premešajte in jih nato razporedite v vrsto v naraščajočem vrstnem redu glede na relativne atomske mase elementov. Podobne elemente od 1. do 18. postavite enega pod drugega: vodik nad litijem in kalij pod natrijem, kalcij pod magnezijem, helij pod neonom. Oblikujte vzorec, ki ste ga identificirali v obliki zakona. Bodite pozorni na neskladje med relativnimi atomskimi masami argona in kalija ter njihovo lokacijo glede na skupnost lastnosti elementov. Pojasnite razlog za ta pojav.

Še enkrat naštejemo s sodobnimi izrazi redne spremembe lastnosti, ki se pojavljajo v obdobjih:

kovinske lastnosti oslabijo;
izboljšane so nekovinske lastnosti;
stopnja oksidacije elementov v višjih oksidih se poveča z +1 na +8;
stopnja oksidacije elementov v hlapnih vodikovih spojinah se poveča z -4 na -1;
oksidi od bazičnih do amfoternih se nadomestijo s kislinskimi;
hidrokside iz alkalij prek amfoternih hidroksidov nadomestimo s kislinami, ki vsebujejo kisik.

Na podlagi teh opažanj je D. I. Mendelejev leta 1869 zaključil - oblikoval je periodični zakon, ki z uporabo sodobnih izrazov zveni takole:

Sistematizirajoč kemične elemente na podlagi njihovih relativnih atomskih mas je D. I. Mendelejev veliko pozornost namenil tudi lastnostim elementov in snovem, ki so jih tvorili, pri čemer je elemente s podobnimi lastnostmi razdelil v navpične stolpce - skupine. Včasih je v nasprotju z pravilnostjo, ki jo je razkril, postavil težje elemente pred elemente z nižjimi vrednostmi relativnih atomskih mas. V svojo tabelo je na primer zapisal kobalt pred nikljem, telur pred jodom in ko so odkrili inertne (žlahtne) pline, argon pred kalijem. D. I. Mendelejev je menil, da je ta vrstni red nujen, ker bi sicer ti elementi spadali v skupine elementov, ki so jim po lastnostih različni. Tako bi zlasti kalij alkalijske kovine spadal v skupino inertnih plinov, inertni plin argon pa v skupino alkalijskih kovin.

D. I. Mendelejev ni mogel razložiti teh izjem od splošnega pravila, pa tudi razloga za periodičnost spreminjanja lastnosti elementov in snovi, ki jih tvorijo. Vendar je predvidel, da je ta razlog v zapleteni zgradbi atoma. Znanstvena intuicija D. I. Mendelejeva mu je omogočila, da zgradi sistem kemičnih elementov ne v vrstnem redu povečevanja njihove relativne atomske mase, temveč v vrstnem redu naraščajočih nabojev njihovih atomskih jeder. Da lastnosti elementov določajo ravno naboji njihovih atomskih jeder, zgovorno priča obstoj izotopov, ki ste jih srečali lani (zapomnite si, kakšni so, navedite primere izotopov, ki jih poznate).

V skladu s sodobnimi predstavami o zgradbi atoma so osnova za klasifikacijo kemičnih elementov naboji njihovih atomskih jeder, sodobna formulacija periodičnega zakona pa je naslednja:

Periodičnost spreminjanja lastnosti elementov in njihovih spojin je razložena s periodičnim ponavljanjem v strukturi zunanjih energijskih nivojev njihovih atomov. Število energijskih nivojev, skupno število elektronov, ki se nahajajo na njih, in število elektronov na zunanji ravni odražajo simboliko, sprejeto v periodnem sistemu, torej razkrivajo fizični pomen redne številke elementa, številko obdobja in številko skupine (iz česa je sestavljena?).

Struktura atoma omogoča tudi razlago razlogov za spremembo kovinskih in nekovinskih lastnosti elementov v obdobjih in skupinah.

Posledično Periodični zakon in Periodični sistem D. I. Mendelejeva povzemata informacije o kemičnih elementih in snoveh, ki jih tvorijo, ter pojasnjujejo periodičnost spremembe njihovih lastnosti in razlog za podobnost lastnosti elementov iste skupine.

Ta dva najpomembnejša pomena periodičnega zakona in periodnega sistema D. I. Mendelejeva dopolnjujeta še en, ki je sposobnost napovedovanja, torej napovedovanja, opisovanja lastnosti in navajanja načinov odkrivanja novih kemičnih elementov. Že v fazi ustvarjanja periodičnega sistema je D. I. Mendelejev naredil vrsto napovedi o lastnostih elementov, ki še niso bili znani, in nakazal načine njihovega odkritja. V tabeli, ki jo je ustvaril, je D. I. Mendelejev pustil prazne celice za te elemente (slika 3).

riž. 3.
Periodični sistem elementov, ki ga je predlagal D. I. Mendeleev

Živi primeri napovedne moči periodičnega zakona so bila kasnejša odkritja elementov: leta 1875 je Francoz Lecoq de Boisbaudran odkril galij, ki ga je D. I. Mendelejev napovedal pet let prej kot element, imenovan "ekaaluminij" (eka - naslednji); leta 1879 je Šved L. Nilsson odkril "ekabor" po D. I. Mendelejevu; leta 1886 Nemec K. Winkler - "ekasilikon" po D. I. Mendelejevu (določite sodobna imena teh elementov iz tabele D. I. Mendelejeva). Kako natančen je bil D. I. Mendelejev v svojih napovedih, ponazarjajo podatki v tabeli 2.

tabela 2
Napovedane in eksperimentalno opažene lastnosti germanija

Leta 1871 je napovedal D. I. Mendelejev	Ustanovil ga je K. Winkler leta 1886
Relativna atomska masa blizu 72	Relativna atomska masa 72,6
Siva ognjevzdržna kovina	Siva ognjevzdržna kovina
Gostota kovine je približno 5,5 g / cm 3	Gostota kovine 5,35 g / cm 3
Oksidna formula E0 2	Formula Ge0 2 oksida
Gostota oksida je približno 4,7 g / cm 3	Gostota oksida 4,7 g / cm 3
Oksid se zlahka reducira v kovino	Oksid Ge0 2 se pri segrevanju v vodikovem curku reducira v kovino
ES1 4 klorid mora biti tekočina z vreliščem približno 90 ° C in gostoto približno 1,9 g / cm 3	Germanijev klorid (IV) GeCl 4 je tekočina z vreliščem 83 ° C in gostoto 1,887 g / cm 3

Znanstveniki, ki so odkrili nove elemente, so zelo cenili odkritje ruskega znanstvenika: »Težko ni jasnejšega dokaza o veljavnosti doktrine o periodičnosti elementov, kot je odkritje še vedno hipotetičnega ekasilicija; je seveda več kot preprosta potrditev drzne teorije - označuje izjemno razširitev kemičnega vidnega polja, velikanski korak na področju znanja «(K. Winkler).

Ameriški znanstveniki, ki so odkrili element št. 101, so mu dali ime "mendelevij" v znak priznanja zaslug velikega ruskega kemika Dmitrija Mendelejeva, ki je prvi uporabil periodni sistem elementov za napovedovanje lastnosti elementov, ki še niso bili. odkriti.

Spoznali ste se v 8. razredu in boste uporabljali letošnjo obliko periodnega sistema, ki se imenuje kratko obdobje. Vendar pa se v profilnih razredih in v visokem šolstvu uporablja pretežno drugačna oblika - dolgoročna različica. Primerjaj jih. Kaj je enako in kaj se razlikuje v teh dveh oblikah periodnega sistema?

Nove besede in koncepti

Periodični zakon D. I. Mendelejeva.
Periodični sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva je grafični prikaz periodičnega zakona.
Fizični pomen številke elementa, številke obdobja in številke skupine.
Vzorci sprememb lastnosti elementov v obdobjih in skupinah.
Pomen periodičnega zakona in periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva.

Naloge za samostojno delo

Dokažite, da periodični zakon D. I. Mendelejeva, tako kot kateri koli drug naravni zakon, opravlja pojasnjevalne, posploševalne in napovedne funkcije. Navedite primere, ki ponazarjajo te funkcije drugih zakonov, ki so vam znani iz tečajev kemije, fizike in biologije.
Poimenujte kemični element, v čigar atomu so elektroni razporejeni po nivojih glede na vrsto številk: 2, 5. Katera preprosta snov tvori ta element? Kakšna je formula njegove vodikove spojine in kako ji je ime? Kakšno formulo ima najvišji oksid tega elementa, kakšen je njegov značaj? Zapišite reakcijske enačbe, ki označujejo lastnosti tega oksida.
Berilij je bil nekoč razvrščen kot element skupine III, njegova relativna atomska masa pa je veljala za 13,5. Zakaj ga je D. I. Mendelejev prenesel v skupino II in popravil atomsko maso berilija s 13,5 na 9?
Napišite enačbe reakcij med preprosto snovjo, ki jo tvori kemični element, v atomu katerega so elektroni razporejeni po energijskih ravneh glede na vrsto številk: 2, 8, 8, 2, in preprostimi snovmi, ki jih tvorita elementa št. 7 in št. 8 v periodičnem sistemu. Kakšna je vrsta kemična vez v produktih reakcije? Kakšna je kristalna struktura začetnih enostavnih snovi in produktov njihove interakcije?
Naslednje elemente razporedite po naraščajočih kovinskih lastnostih: As, Sb, N, P, Bi. Utemeljite nastalo serijo na podlagi strukture atomov teh elementov.
Naslednje elemente razporedite po vrstnem redu krepitve nekovinskih lastnosti: Si, Al, P, S, Cl, Mg, Na. Utemeljite nastalo serijo na podlagi strukture atomov teh elementov.
Razporedite po oslabitvi kislinskih lastnosti okside, katerih formule so: SiO 2, P 2 O 5, Al 2 O 3, Na 2 O, MgO, Cl 2 O 7. Utemeljite nastalo serijo. Zapišite formule hidroksidov, ki ustrezajo tem oksidom. Kako se njihov kisli značaj spremeni v seriji, ki ste jo predlagali?
Napišite formule za okside bora, berilija in litija ter jih razporedite v naraščajočem vrstnem redu njihovih glavnih lastnosti. Zapišite formule hidroksidov, ki ustrezajo tem oksidom. Kakšna je njihova kemična narava?
Kaj so izotopi? Kako je odkritje izotopov prispevalo k nastanku periodičnega zakona?
Zakaj se naboji atomskih jeder elementov v periodnem sistemu DI Mendelejeva spreminjajo monotono, to pomeni, da se naboj jedra vsakega naslednjega elementa poveča za eno v primerjavi z nabojem atomskega jedra prejšnjega elementa, in lastnosti se elementi in snovi, ki jih tvorijo, občasno spreminjajo?
Navedite tri formulacije periodičnega zakona, v katerih so relativna atomska masa, naboj atomskega jedra in struktura zunanjih energijskih nivojev v elektronski lupini atoma vzeti kot osnova za sistematizacijo kemičnih elementov.

IV - VII - velika obdobja, Ker sestavljen iz dveh vrstic (sodo in liho) elementov.

V enakih vrstah velikih obdobij so značilne kovine. Neparna serija se začne s kovino, nato kovinske lastnosti oslabijo in nekovinske lastnosti se povečajo, obdobje se konča z inertnim plinom.

Skupina je navpična vrsta kem. elementi v kombinaciji s kem. lastnosti.

Skupina

glavna podskupina sekundarna podskupina

Glavna podskupina vključuje Sekundarna podskupina

elementi tako majhnih kot velikih elementov samo velikih obdobij.

obdobja.

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

majhen velik velik

Za elemente, združene v isti skupini, so značilni naslednji vzorci:

1. Najvišja valenca elementov v spojinah s kisikom(z nekaj izjemami) ustreza številki skupine.

Elementi sekundarnih podskupin lahko kažejo tudi drugo višjo valenco. Na primer, Cu - element skupine I stranske podskupine - tvori oksid Cu 2 O. Najpogostejše pa so spojine dvovalentnega bakra.

2. V glavnih podskupinah(od zgoraj navzdol) s povečanjem atomske mase se kovinske lastnosti elementov povečajo, nekovinske pa oslabijo.

Struktura atoma.

V znanosti je dolgo časa prevladovalo mnenje, da so atomi nedeljivi, t.j. ne vsebujejo enostavnejših komponent.

Vendar so se ob koncu 19. stoletja ugotovila vrsta dejstev, ki so pričala o kompleksni sestavi atomov in možnosti njihovih medsebojnih preobrazb.

Atomi so kompleksne formacije, zgrajene iz manjših strukturnih enot.

jedro

p + - proton

atom

n 0 - nevtron

ē - elektron - zunaj jedra

Za kemijo je zelo zanimiva struktura elektronske lupine atoma. Spodaj elektronska lupina razumeti celoto vseh elektronov v atomu. Število elektronov v atomu je enako številu protonov, t.j. atomsko številko elementa, saj je atom električno nevtralen.

Najpomembnejša lastnost elektrona je energija njegove vezi z atomom. Elektroni s podobnimi energijskimi vrednostmi tvorijo eno elektronski sloj.

Vsaka kem. element v periodnem sistemu je bil oštevilčen.

Številka, ki jo prejme vsak element, se imenuje serijska številka.

Fizični pomen serijske številke:

1. Kakšna je zaporedna številka elementa, takšen je naboj jedra atoma.

2. Enako število elektronov se vrti okoli jedra.

Z = p + Z - številka elementa

n 0 \u003d A - Z

n 0 \u003d A - p + A - atomska masa elementa

n 0 \u003d A - ē

Na primer Li.

Fizični pomen številke obdobja.

V katerem obdobju je element, koliko elektronskih lupin (plasti) bo imel.

Ne +2

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

Določanje največjega števila elektronov v eni elektronski lupini.

1. možnost

A1. Kakšen je fizični pomen številke skupine tabele D. I. Mendelejeva?

2. To je naboj jedra atoma

4. To je število nevtronov v jedru

A2. Kakšno je število energijskih nivojev?

1. Zaporedna številka

2. Številka obdobja

3. Številka skupine

4. Število elektronov

A3.

2. To je število energijskih nivojev v atomu

3. To je število elektronov v atomu

A4. Določite število elektronov na zunanji energijski ravni v atomu fosforja:

1. 7 elektronov

2. 5 elektronov

3. 2 elektrona

4. 3 elektroni

A5. V kateri vrstici so formule hidridov?

1. H 2 O, CO, C 2 H 2 , LiH

2. NaH, CH 4 , H 2 O, CaH 2

3. H 2 O, C 2 H 2 , LiH, Li 2 O

4. NE, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O

A 6. V kateri spojini je oksidacijsko stanje dušika +1?

1. N 2 O 3

2. NE

3. N 2 O 5

4. N 2 O

A7. Katera spojina ustreza manganovemu (II) oksidu:

1. MNO 2

2. Mn 2 O 7

3. MnCl 2

4. MNO

A8. Kateri red vsebuje samo preproste snovi?

1. Kisik in ozon

2. Žveplo in voda

3. Ogljik in bron

4. Sladkor in sol

A9. Določite element, če ima njegov atom 44 elektronov:

1. kobalt

2. pločevinasta

3. rutenij

4. niobij

A10. Kaj ima atomsko kristalno mrežo?

1. jod

2. germanij

3. ozon

4. beli fosfor

V 1. Tekma

Število elektronov na zunanji energetski ravni atoma

Simbol kemičnega elementa

A. 3

B. 1

OB 6

G. 4

1) S 6) C

2) Fr 7) On

3) Mg 8) Ga

4) Al 9) Te

5) Si 10) K

V 2. Tekma

Ime snovi

Formula snovi

A. oksidžveplo(VI)

B. Natrijev hidrid

B. Natrijev hidroksid

G. železov(II) klorid

1) TAKO 2

2) FeCl 2

3) FeCl 3

4) NaH

5) TAKO 3

6) NaOH

2. možnost

A1. Kakšen je fizični pomen številke obdobja v tabeli D. I. Mendelejeva?

1. To je število energijskih nivojev v atomu

2. To je naboj jedra atoma

3. To je število elektronov na zunanji energijski ravni atoma

4. To je število nevtronov v jedru

A2. Kakšno je število elektronov v atomu?

1. Zaporedna številka

2. Številka obdobja

3. Številka skupine

4. Število nevtronov

A3. Kakšen je fizični pomen atomskega števila kemičnega elementa?

1. To je število nevtronov v jedru

2. To je naboj jedra atoma

3. To je število energijskih nivojev v atomu

4. To je število elektronov na zunanji energijski ravni atoma

A4. Določite število elektronov na zunanji energijski ravni v atomu silicija:

1. 14 elektronov

2. 4 elektroni

3. 2 elektrona

4. 3 elektroni

A5. V kateri vrstici so formule oksidov?

1. H 2 O, CO, CO 2 , LiOH

2. NaH, CH 4 , H 2 O, CaH 2

3. H 2 O, C 2 H 2 , LiH, Li 2 O

4. NE, N 2 O 3 , N 2 O 5 , N 2 O

A 6. Katera spojina ima oksidacijsko stanje klora -1?

1. Cl 2 O 7

2. HClO

3. HCl

4. Cl 2 O 3

A7. Katera spojina ustreza dušikovemu oksidu (IIjaz):

1. N 2 O

2. N 2 O 3

3. NE

4. H 3 N

A8. V kakšnem vrstnem redu so preproste in zapletene snovi?

1. Diamant in ozon

2. Zlato in ogljikov dioksid

3. Voda in žveplova kislina

4. Sladkor in sol

A9. Določite element, če je v njegovem atomu 56 protonov:

1. železo

2. pločevinasta

3. barij

4. mangan

A10. Kaj ima molekularno kristalno mrežo?

diamant

silicij

nosorogovo

bor

V 1. Tekma

Število energijskih nivojev v atomu

Simbol kemičnega elementa

A. 5

B. 7

V. 3

G. 2

1) S 6) C

2) Fr 7) On

3) Mg 8) Ga

4) B 9) Te

5) Sn 10) Rf

V 2. Tekma

Ime snovi

Formula snovi

A. Ogljikov hidrid (jazv)

B. Kalcijev oksid

B. Kalcijev nitrid

D. Kalcijev hidroksid

1) H 3 N

2) Ca(OH) 2

3) KOH

4) CaO

5) CH 4

6) Pribl 3 N 2

Koncept elementov kot primarnih snovi je prišel iz antičnih časov in se je postopoma spreminjal in izpopolnjeval do našega časa. Ustanovitelji znanstvenih pogledov na kemijske elemente so R. Boyle (7. stoletje), M. V. Lomonosov (18. stoletje) in Dalton (19. stoletje).
TO začetek XIX v. poznanih je bilo okoli 30 elementov, do sredine 19. stoletja - okoli 60. Ko se je število elementov kopičilo, se je pojavila naloga njihove sistematizacije. Takšni poskusi D.I. Mendelejev je bil najmanj petdeset; sistematizacija je temeljila na: atomski teži (zdaj se imenuje atomska masa), kemijskem ekvivalentu in valenci. Ko se metafizično približamo klasifikaciji kemičnih elementov in poskušamo sistematizirati le takrat znane elemente, nobeden od predhodnikov D. I. Mendelejeva ni mogel odkriti univerzalne medsebojne povezanosti elementov, ustvariti en sam harmoničen sistem, ki odraža zakon razvoja snovi. To pomembno nalogo za znanost je leta 1869 sijajno rešil veliki ruski znanstvenik D. I. Mendelejev, ki je odkril periodični zakon.
Mendelejev je za osnovo za sistematizacijo vzel: a) atomsko težo in b) kemijsko podobnost med elementi. Najbolj presenetljiv izraz podobnosti lastnosti elementov je njihova enaka višja valenca. Tako atomska teža (atomska masa) kot najvišja valenca elementa sta kvantitativni numerični konstanti, ki sta primerni za sistematizacijo.
Ko je vseh 63 takrat znanih elementov razporedil v vrsto glede na povečanje atomske mase, je Mendelejev opazil periodično ponavljanje lastnosti elementov v neenakih intervalih. Kot rezultat, je Mendelejev ustvaril prvo različico periodičnega sistema.
Pravilna narava spremembe atomskih mas elementov vzdolž navpičnic in vodoravnic mize, pa tudi praznih prostorov, ki so nastali v njej, je Mendeleevu omogočilo, da je pogumno napovedal prisotnost v naravi številnih elementov, ki še niso bili znani takratni znanosti in celo orišejo njihove atomske mase in osnovne lastnosti na podlagi predpostavljenega položaja elementov v tabeli. To bi bilo mogoče storiti le na podlagi sistema, ki objektivno odraža zakon razvoja snovi. Bistvo periodičnega zakona je leta 1869 oblikoval DI Mendelejev: "Lastnosti preprostih teles, pa tudi oblike in lastnosti spojin elementov, so v periodični odvisnosti od velikosti atomske mase (mase) elementov."

Periodični sistem elementov.
Leta 1871 D. I. Mendelejev poda drugo različico periodičnega sistema (tako imenovana kratka oblika tabele), v kateri razkrije različne stopnje razmerja med elementi. Ta različica sistema je Mendelejevu omogočila, da je napovedal obstoj 12 elementov in z zelo visoko natančnostjo opisal lastnosti treh od njih. Med letoma 1875 in 1886 ti trije elementi so bili odkriti in razkrito je bilo popolno sovpadanje njihovih lastnosti s tistimi, ki jih je napovedal veliki ruski znanstvenik. Ti elementi so prejeli naslednja imena: skandij, galij, germanij. Po tem je periodični zakon dobil univerzalno priznanje kot objektivni zakon narave in je zdaj temelj kemije, fizike in drugih naravoslovnih znanosti.

Periodični sistem kemičnih elementov je grafični izraz periodnega zakona. Znano je, da lahko številne zakone poleg besednih formulacij predstavimo grafično in jih izrazimo z matematičnimi formulami. Takšen je periodični zakon; samo tiste, ki mu pripadajo matematični vzorci, o katerih bomo govorili v nadaljevanju, še niso združeni s splošno formulo. Poznavanje periodičnega sistema olajša študij predmeta splošna kemija.
Zasnova sodobnega periodičnega sistema se načeloma malo razlikuje od različice iz leta 1871. Simboli elementov v periodnem sistemu so razporejeni v navpične in vodoravne stolpce. To vodi do poenotenja elementov v skupine, podskupine, obdobja. Vsak element zaseda določeno celico v tabeli. Navpični grafi so skupine (in podskupine), horizontalni grafi so obdobja (in serije).

skupina imenujemo množica elementov z enako valenco kisika. Ta najvišja valenca je določena s številko skupine. Ker je vsota višjih valenc za kisik in vodik za nekovinske elemente osem, je enostavno določiti formulo višje vodikove spojine po številki skupine. Torej, za fosfor - element pete skupine - je najvišja valenca kisika pet, formula najvišjega oksida je P2O5, formula spojine z vodikom pa PH3. Za žveplo, element šeste skupine, je formula najvišjega oksida SO3, najvišja spojina z vodikom pa H2S.
Nekateri elementi imajo višjo valenco, ki ni enaka številu njihovih skupin. Takšne izjeme so baker Cu, srebro Ag, zlato Au. So v prvi skupini, vendar se njihove valence gibljejo od ena do tri. Na primer, obstajajo spojine: CuO; AgO; Cu2O3; Au2O3. Kisik je uvrščen v šesto skupino, čeprav njegovih spojin z valenco večjo od dveh skoraj nikoli ne najdemo. Fluor P - element skupine VII - je enovalenten v svojih najpomembnejših spojinah; brom Br - element skupine VII - je maksimalno petovalenten. Še posebej veliko je izjem v skupini VIII. V njej sta le dva elementa: rutenij Ru in osmij Os imata valenco osem, njuna višja oksida imata formuli RuO4 in OsO4, valenca preostalih elementov VIII skupine pa je precej nižja.
Sprva je Mendelejev periodični sistem sestavljalo osem skupin. Konec XIX stoletja. odkrili so inertne elemente, ki jih je napovedal ruski znanstvenik N. A. Morozov, in periodični sistem je bil dopolnjen z deveto skupino po vrsti - nič. Zdaj mnogi znanstveniki menijo, da se je treba vrniti k delitvi vseh elementov na 8 skupin. Zaradi tega je sistem bolj vitek; S stališč oktetnih (osmih) skupin postajajo nekatera pravila in zakoni bolj jasni.

Elementi skupine so razporejeni glede na podskupine. Podskupina združuje elemente določene skupine, ki so si po svojih kemijskih lastnostih bolj podobni. Ta podobnost je odvisna od analogije v strukturi elektronskih lupin atomov elementov. V periodičnem sistemu so simboli elementov vsake od podskupin postavljeni strogo navpično.
V prvih sedmih skupinah sta ena glavna in ena sekundarna podskupina; v osmi skupini so ena glavna podskupina, "inertni" elementi in trije sekundarni. Ime vsake podskupine je običajno podano z imenom zgornjega elementa, na primer: litijeva podskupina (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), podskupina kroma (Cr-Mo-W). ista podskupina so kemični analogi, elementi različnih podskupin iste skupine se včasih zelo močno razlikujejo po svojih lastnostih. Skupna lastnost elementov glavne in sekundarne podskupine iste skupine je v bistvu le njihova enaka najvišja valenca za kisik. Torej, mangan Mn in klor C1, ki sta v različnih podskupinah skupine VII, kemično nimata skoraj nič skupnega: mangan je kovina, klor je tipična nekovina. Vendar so formule njihovih višjih oksidov in ustreznih hidroksidov podobne: Mn2O7 - Cl2O7; HMnO4 - HC1O4.
V periodnem sistemu sta dve vodoravni vrstici po 14 elementov, ki se nahajajo zunaj skupin. Običajno so nameščeni na dnu mize. Eno od teh vrstic sestavljajo elementi, imenovani lantanidi (dobesedno: podobno lantanu), druga vrstica - elementi aktinidov (podobno aktiniju). Aktinidni simboli se nahajajo pod simboli lantanidov. Ta razporeditev razkriva 14 krajših podskupin, od katerih je vsaka sestavljena iz 2 elementov: to sta druga stranska ali lantanidno-aktinidne podskupine.
Na podlagi povedanega so: a) glavne podskupine, b) stranske podskupine in c) druge stranske (lantanidno-aktinidne) podskupine.

Opozoriti je treba, da se nekatere glavne podskupine med seboj razlikujejo tudi po strukturi atomov svojih elementov. Na podlagi tega lahko vse podskupine periodnega sistema razdelimo na 4 kategorije.
I. Glavne podskupine skupin I in II (litijeve in berilijeve podskupine).
II. Šest glavnih podskupin III - IV - V - VI - VII - VIII skupin (podskupine bora, ogljika, dušika, kisika, fluora in neona).
III. Deset sekundarnih podskupin (po ena v skupinah I-VII in tri v skupini VIII). jfc,
IV. Štirinajst podskupin lantanidov-aktinidov.
Število podskupin teh 4 kategorij je aritmetična progresija: 2-6-10-14.
Treba je opozoriti, da je zgornji element katere koli glavne podskupine v obdobju 2; zgornji element katere koli strani - v 4. obdobju; zgornji element katere koli podskupine lantanidov-aktinidov je v 6. obdobju. Tako se z vsakim novim sodim obdobjem periodnega sistema pojavljajo nove kategorije podskupin.
Vsak element, razen v določeni skupini in podskupini, je tudi v enem od sedmih obdobij.
Obdobje je takšno zaporedje elementov, v katerem se njihove lastnosti spreminjajo v vrstnem redu postopnega krepitve od tipično kovinskih do tipično nekovinskih (metaloidnih). Vsako obdobje se konča z inertnim elementom. Ko so kovinske lastnosti oslabljene, se v elementih začnejo pojavljati nekovinske lastnosti in se postopoma povečujejo; sredi obdobij so običajno elementi, ki v takšni ali drugačni meri združujejo tako kovinske kot nekovinske lastnosti. Te elemente pogosto imenujemo amfoterni.

Sestava obdobij.
Obdobja niso enotna glede na število elementov, ki so vključeni v njih. Prvi trije se imenujejo majhni, ostali štirje pa veliki. Na sl. 8 prikazuje sestavo obdobij. Število elementov v kateri koli periodi je izraženo s formulo 2p2, kjer je n celo število. V obdobjih 2 in 3 je po 8 elementov; v 4 in 5 - po 18 elementov; v 6-32 elementih; v 7, ki še ni dokončan, je 18 elementov, čeprav bi teoretično moralo biti tudi 32 elementov.
Izvirno 1 obdobje. Vsebuje le dva elementa: vodik H in helij He. Prehod lastnosti iz kovinskih v nekovinske poteka: tukaj v enem tipično amfoternem elementu - vodiku. Slednji po nekaterih kovinskih lastnostih, ki so mu lastni, vodi v podskupino alkalijskih kovin, po svojih nekovinskih lastnostih pa vodi v podskupino halogenov. Zato je vodik pogosto dvakrat umeščen v periodični sistem - v skupini 1 in 7.

Različna kvantitativna sestava obdobij vodi do pomembne posledice: sosednji elementi majhnih obdobij, na primer ogljik C in dušik N, se med seboj močno razlikujejo po svojih lastnostih, medtem ko so sosednji elementi velikih obdobij, na primer svinec Pb in bizmuta Bi, so po lastnostih drug drugemu veliko bližje, saj se spreminjanje narave elementov v velikih obdobjih dogaja v majhnih skokih. V ločenih odsekih dolgih obdobij opazimo celo tako počasno zmanjšanje metaličnosti, da so sosednji elementi po svojih kemičnih lastnostih zelo podobni. Takšna je na primer triada elementov četrtega obdobja: železo Fe - kobalt Ko - nikelj Ni, ki jo pogosto imenujemo "železova družina". Horizontalna podobnost (horizontalna analogija) se tu prekriva celo navpična podobnost (vertikalna analogija); Tako so elementi podskupine železa - železo, rutenij, osmij - si med seboj kemično manj podobni kot elementi "železove družine".
Najbolj presenetljiv primer horizontalne analogije so lantanidi. Vsi so si kemično podobni drug drugemu in lantanu La. V naravi jih najdemo v družbah, težko jih je ločiti, tipična najvišja valenca večine je 3. Pri lantanidih je ugotovljena posebna notranja periodičnost: vsak osmi se po vrstnem redu do neke mere ponavlja. lastnosti in valenčna stanja prvega, tj tisti, od katerega se začne štetje. Tako je terbij Tb podoben ceriju Ce; lutecij Lu - v gadolinij Gd.
Aktinidi so podobni lantanidom, vendar se njihova horizontalna analogija kaže v veliko manjši meri. Najvišja valenca nekaterih aktinidov (na primer urana U) doseže šest. V osnovi možne in med njimi notranja periodičnost še ni potrjena.

Razporeditev elementov v periodnem sistemu. Moseleyjev zakon.

DI Mendelejev je elemente razporedil v določeno zaporedje, včasih imenovano "Mendelejeva serija". Na splošno je to zaporedje (številčenje) povezano s povečanjem atomske mase elementov. Vendar pa obstajajo izjeme. Včasih je logični potek sprememba valence je v nasprotju s potekom spremembe atomskih mas V takih primerih je bilo treba dati prednost kateri koli od teh dveh osnov sistematizacije.V nekaterih primerih je DI Mendelejev kršil načelo razporeditve elementov. glede na naraščajoče atomske mase in se opiral na kemijsko analogijo med elementi.Če bi Mendelejev postavil nikelj Ni pred kobalt Co, jod I pred Telurij, bi ti elementi spadali v podskupine in skupine, ki ne ustrezajo njihovim lastnostim in najvišjemu valenca.
Leta 1913 je angleški znanstvenik G. Moseley, ki je preučeval spektre rentgenskih žarkov za različne elemente, opazil vzorec, ki povezuje število elementov v periodnem sistemu Mendelejeva z valovno dolžino teh žarkov, ki je posledica obsevanja določenih elementov z katodni oblaki. Izkazalo se je, da so kvadratni koreni vzajemnih vrednosti valovnih dolžin teh žarkov linearno povezani z rednimi številkami ustreznih elementov. Zakon G. Moseleyja je omogočil preverjanje pravilnosti "serije Mendelejeva" in potrdil njeno brezhibnost.
Naj so na primer znane vrednosti elementov št. 20 in št. 30, katerih števila v sistemu nam ne vzbujajo dvoma. Te vrednosti so povezane z določenimi številkami v linearnem razmerju. Da bi na primer preverili pravilnost števila, dodeljenega kobaltu (27), in sodeč po atomski masi bi moral imeti nikelj to število, ga obsevajo s katodnimi žarki: posledično se iz kobalta oddajajo rentgenski žarki. . Z njihovo razgradnjo na ustreznih difrakcijskih rešetkah (na kristalih) dobimo spekter teh žarkov in z izbiro najbolj jasne spektralne črte izmerimo valovno dolžino () žarka, ki ustreza tej črti; nato odstavimo vrednost na ordinati. Iz dobljene točke A potegnemo ravno črto, vzporedno z osjo x, dokler se ne seka s prej identificirano premo. S točke presečišča B spustimo pravokotno na os abscise: natančno nam bo nakazalo število kobalta, ki je enako 27. Torej je periodični sistem elementov DI Mendelejeva - plod znanstvenikovih logičnih zaključkov - prejel eksperimentalna potrditev.

Sodobna formulacija periodičnega zakona. Fizični pomen redne številke elementa.

Po delu G. Moseleyja je atomska masa elementa postopoma začela umikati svojo vodilno vlogo novi, še nejasni v svojem notranjem (fizičnem) pomenu, a bolj jasni konstanti - ordinal ali, kot so. zdaj se imenuje atomsko število elementa. Fizični pomen te konstante je leta 1920 razkrilo delo angleškega znanstvenika D. Chadwicka. D. Chadwick je eksperimentalno ugotovil, da je redna številka elementa številčno enaka vrednosti pozitivnega naboja Z atomskega jedra tega elementa, torej številu protonov v jedru. Izkazalo se je, da je D. I. Mendelejev, ne da bi to posumil, razporedil elemente v zaporedju, ki natančno ustreza povečanju naboja jeder njihovih atomov.
Hkrati je bilo ugotovljeno tudi, da se atomi istega elementa lahko med seboj razlikujejo po svoji masi; takšni atomi se imenujejo izotopi. Atomi so lahko primer: in . V periodnem sistemu izotopi istega elementa zasedajo eno celico. V zvezi z odkritjem izotopov je bil razčiščen pojem kemičnega elementa. Trenutno je kemični element vrsta atomov, ki imajo enak jedrski naboj – enako število protonov v jedru. Izpopolnjena je bila tudi formulacija periodičnega zakona. Sodobna formulacija zakona pravi: lastnosti elementov in njihovih spojin so v periodični odvisnosti od velikosti, naboja jeder njihovih atomov.
Občasno se spreminjajo tudi druge značilnosti elementov, ki so povezane s strukturo zunanjih elektronskih plasti atomov, atomske prostornine, ionizacijsko energijo in druge lastnosti.

Periodični sistem in zgradba elektronskih lupin atomov elementov.

Kasneje je bilo ugotovljeno, da nima samo zaporedna številka elementa globok fizični pomen, ampak tudi drugi pojmi, ki so bili prej obravnavani prej, so postopoma pridobili fizični pomen. Na primer, številka skupine, ki označuje najvišjo valenco elementa, s tem razkriva največje število elektronov atoma določenega elementa, ki lahko sodeluje pri tvorbi kemične vezi.
Število obdobja pa se je izkazalo za povezano s številom energijskih nivojev, ki so prisotni v elektronski lupini atoma elementa določenega obdobja.
Tako na primer "koordinate" kositra Sn (zaporedna številka 50, obdobje 5, glavna podskupina skupine IV) pomenijo, da je v atomu kositra 50 elektronov, razporejeni so na 5 energijskih nivojev, le 4 elektroni so valenčni .
Fizični pomen iskanja elementov v podskupinah različnih kategorij je izjemno pomemben. Izkazalo se je, da se za elemente, ki se nahajajo v podskupinah kategorije I, naslednji (zadnji) elektron nahaja na s-podravni zunanjega nivoja. Ti elementi spadajo v družino elektronskih. Za atome elementov, ki se nahajajo v podskupinah kategorije II, se naslednji elektron nahaja na p-podravni zunanjega nivoja. To so elementi elektronske družine “p”, tako da se naslednji 50. elektron kositrovih atomov nahaja na p-podravni zunanjega, torej 5. energijskega nivoja.
Za atome elementov podskupin kategorije III se naslednji elektron nahaja na d-podravni, vendar so že pred zunanjim nivojem to elementi elektronske družine "d". Za atome lantanidov in aktinidov se naslednji elektron nahaja na f-podravni, pred zunanjo ravnjo. To so elementi elektronske družine "f".
Zato ni naključje, da število podskupin teh 4 kategorij, navedenih zgoraj, to je 2-6-10-14, sovpada z največjim številom elektronov v s-p-d-f podravneh.
Toda izkazalo se je, da je mogoče rešiti problem vrstnega reda polnjenja elektronske lupine in izpeljati elektronsko formulo za atom katerega koli elementa in na podlagi periodičnega sistema, ki jasno kaže nivo in podnivo vsakega naslednjega elektron. Periodični sistem označuje tudi razporeditev elementov enega za drugim v obdobja, skupine, podskupine in razporeditev njihovih elektronov po ravneh in podravneh, saj ima vsak element svojo lastnost, ki označuje njegov zadnji elektron. Za primer analizirajmo sestavo elektronske formule za atom elementa cirkonija (Zr). Periodični sistem daje indikatorje in "koordinate" tega elementa: zaporedna številka 40, obdobje 5, skupina IV, stranska podskupina. Prvi sklepi: a) vseh 40 elektronov, b) teh 40 elektronov je razporejenih na pet energijskih nivojev; c) od 40 elektronov so le 4 valenčni, d) naslednji 40. elektron je vstopil v d-podnivo pred zunanjo, tj. četrto energijsko raven. Podobne zaključke lahko naredimo o vsakem od 39 elementov pred cirkonijem, le indikatorji in koordinate bodo bodite vsakič drugačni.
Zato je metodična metoda sestavljanja elektronskih formul elementov, ki temeljijo na periodičnem sistemu, v tem, da zaporedno upoštevamo elektronsko lupino vsakega elementa vzdolž poti do danega elementa in po njegovih "koordinatah" identificiramo, kam je šel naslednji elektron. v lupini.
Prva dva elementa prvega obdobja, vodik H in helij, ne spadata v s-družino. Dva njuna elektrona gresta na s-podnivo prve stopnje. Zapišemo: Tu se konča prvo obdobje, prvi energijski nivo tudi. Naslednja dva elementa drugega obdobja, litij Li in berilij Be, sta v glavnih podskupinah skupin I in II. To so tudi s-elementi. Njihovi naslednji elektroni se bodo nahajali na s podnivoju 2. ravni. Zapišemo Nato sledi 6 elementov 2. obdobja zapored: bor B, ogljik C, dušik N, kisik O, fluor F in neon Ne. Glede na lokacijo teh elementov v glavnih podskupinah III - Vl skupin se bo njihovih naslednjih šest elektronov nahajalo na p-podravni 2. ravni. Zapišemo: Drugo obdobje se zaključi z inertnim elementom neon, zaključi se tudi drugi energijski nivo. Sledita dva elementa tretjega obdobja glavnih podskupin skupin I in II: natrij Na in magnezij Mg. To so s-elementi in njihovi naslednji elektroni se nahajajo na s-podnivoju 3. nivoja Nato je še šest elementov 3. obdobja: aluminij Al, silicij Si, fosfor P, žveplo S, klor C1, argon Ar. Glede na prisotnost teh elementov v glavnih podskupinah skupin III - VI se bodo njihovi naslednji elektroni, med šestimi, nahajali na p-podnivoju 3. stopnje - 3. obdobje zaključi inertni element argon, a 3. energijski nivo še ni dokončan, medtem ko na njegovem tretjem možnem d-podnivoju ni elektronov.
Sledita 2 elementa 4. obdobja glavnih podskupin skupin I in II: kalij K in kalcij Ca. To so spet s-elementi. Njihovi naslednji elektroni bodo na s-podravni, vendar že na 4. ravni. Energetsko je bolj donosno, da ti naslednji elektroni začnejo polniti 4. raven, ki je bolj oddaljena od jedra, kot pa zapolniti 3d podnivo. Zapišemo: Naslednjih deset elementov 4. obdobja od št. 21 skandij Sc do št. 30 cink Zn je v stranskih podskupinah III - V - VI - VII - VIII - I - II skupinah. Ker so vsi d-elementi, se njihovi naslednji elektroni nahajajo na d-podravni pred zunanjim nivojem, torej tretji od jedra. Zapišemo:
Naslednjih šest elementov 4. obdobja: galij Ga, germanij Ge, arzen As, selen Se, brom Br, kripton Kr - so v glavnih podskupinah III - VIIJ skupin. Njihovih naslednjih 6 elektronov se nahaja na p-podnivoju zunanjega, to je 4. nivoja: obravnavani so 3b elementi; četrto obdobje zaključi inertni element kripton; dokončan in 3. energijski nivo. Vendar pa sta na ravni 4 v celoti zapolnjeni le dve podravni: s in p (od 4 možnih).
Sledita 2 elementa 5. obdobja glavnih podskupin I in II skupine: št. 37 rubidij Rb in št. 38 stroncij Sr. To so elementi s-družine, njihovi naslednji elektroni pa se nahajajo na s-podnivoju 5. ravni: Zadnja 2 elementa - št. 39 itrij YU št. 40 cirkonij Zr - sta že v stranskih podskupinah, tj. na D-družino. Dva njuna naslednja elektrona bosta šla na d-podnivo, pred zunanjo, t.j. 4. stopnja Če povzamemo vse vnose v zaporedju, sestavimo elektronsko formulo za atom cirkonija št. 40. Izpeljano elektronsko formulo za atom cirkonija lahko nekoliko spremenimo z razporeditvijo podnivojev po vrstnem redu oštevilčevanja njihovih ravni:

Izpeljano formulo lahko seveda poenostavimo v porazdelitev elektronov samo po energijskih nivojih: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (puščica označuje vstopno točko naslednjega elektrona; valenčni elektroni so podčrtani). Fizični pomen kategorije podskupin ni le v razliki v mestu, kjer naslednji elektron vstopi v lupino atoma, temveč tudi v ravneh, na katerih se nahajajo valenčni elektroni. Iz primerjave poenostavljenih elektronskih formul, na primer klor (3. obdobje, glavna podskupina skupine VII), cirkonij (5. obdobje, sekundarna podskupina skupine IV) in uran (7. obdobje, podskupina lantanidov-aktinidov)
№17, С1-2|8|7
№40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
№92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
vidi se, da so za elemente katere koli glavne podskupine lahko valenčni le elektroni zunanjega nivoja (s in p). Za elemente sekundarnih podskupin so lahko elektroni zunanjega in delno predzunanjega nivoja (s in d) valenčni. V lantanidih in zlasti aktinidih se valenčni elektroni lahko nahajajo na treh ravneh: zunanji, predzunanji in predzunanji. Praviloma je skupno število valenčnih elektronov enako številu skupine.

Lastnosti elementa. Ionizacijska energija. Energija afinitete do elektronov.

Primerjalni pregled lastnosti elementov poteka v treh možnih smereh periodnega sistema: a) horizontalni (po periodi), b) navpični (po podskupini), c) diagonalni. Za poenostavitev sklepanja izločimo 1. obdobje, nedokončano 7., pa tudi celotno VIII skupino. Ostal bo glavni paralelogram sistema, v zgornjem levem kotu katerega bo litij Li (št. 3), v spodnjem levem kotu - cezij Cs (št. 55). Zgoraj desno - fluor F (št. 9), desno spodaj - astat Аt (št. 85).
smeri. V vodoravni smeri od leve proti desni se prostornine atomov postopoma zmanjšujejo; se pojavi, je to posledica vpliva povečanja naboja jedra na elektronsko lupino. V navpični smeri od zgoraj navzdol se zaradi povečanja števila nivojev postopoma povečujejo količine atomov; v diagonalni smeri - veliko manj izrazito izraženo in krajše - ostanejo blizu. To so splošni vzorci, od katerih, kot vedno, obstajajo izjeme.
V glavnih podskupinah, ko se prostornine atomov povečujejo, to je od zgoraj navzdol, postane odstranjevanje zunanjih elektronov lažje in dodajanje novih elektronov atomom težje. Odboj elektronov je značilen za tako imenovano redukcijsko sposobnost elementov, kar je še posebej značilno za kovine. Dodatek elektronov je značilen za oksidacijsko sposobnost, ki je značilna za nekovine. Posledično se od zgoraj navzdol v glavnih podskupinah poveča redukcijska moč atomov elementov; povečajo se tudi kovinske lastnosti preprostih teles, ki ustrezajo tem elementom. Zmanjša se oksidativna sposobnost.
Od leve proti desni je glede na obdobja slika sprememb nasprotna: redukcijska sposobnost atomov elementov se zmanjša, oksidacijska pa se poveča; nekovinske lastnosti preprostih teles, ki ustrezajo tem elementom, se povečajo.
V diagonalni smeri ostanejo lastnosti elementov bolj ali manj blizu. Razmislite o tej smeri na primeru: berilij-aluminij
Od berilija Be do aluminija Al gre se lahko neposredno po diagonali Be → A1, možno je tudi skozi bor B, torej po dveh krakih Be → B in B → A1. Okrepitev nekovinskih lastnosti od berilija do bora in njihova oslabitev iz bora v aluminij pojasnjuje, zakaj imata elementa berilij in aluminij, nameščena diagonalno, nekaj analogije v lastnostih, čeprav nista v isti podskupini periodnega sistema.
Tako je med periodnim sistemom struktura atomov elementov in njihova kemične lastnosti obstaja tesen odnos.
Lastnosti atoma katerega koli elementa - da daruje elektron in se spremeni v pozitivno nabit ion - so kvantificirane s porabo energije, ki se imenuje ionizacijska energija I*. Izraža se v kcal/g-atomu ali hJ/g-atomu.

Nižja kot je ta energija, močnejši atom elementa izkazuje redukcijske lastnosti, bolj kovinski je element; večja kot je ta energija, šibkejše so kovinske lastnosti, močnejše so nekovinske lastnosti elementa. Lastnost atoma katerega koli elementa, da sprejme elektron in se hkrati spremeni v negativno nabit ion, je ocenjena s količino sproščene energije, imenovano bolj energična elektronska afiniteta E; izražen je tudi v kcal/g-atomu ali kJ/g-atomu.

Afiniteta do elektronov lahko služi kot merilo sposobnosti elementa, da pokaže nekovinske lastnosti. Večja kot je ta energija, bolj je nekovinski element, in obratno, nižja kot je energija, bolj kovinski je element.
Pogosto se za karakterizacijo lastnosti elementov uporablja vrednost, ki se imenuje elektronegativnost.
To: je aritmetična vsota ionizacijske energije in energije afinitete elektronov

Konstanta je merilo nekovinskih elementov. Večji kot je, močnejši ima element nekovinske lastnosti.
Upoštevati je treba, da so vsi elementi v bistvu dvojni. Delitev elementov na kovine in nekovine je do neke mere pogojna, saj v naravi ni ostrih robov. S povečanjem kovinskih lastnosti elementa se njegove nemetaglične lastnosti oslabijo in obratno. Najbolj "kovinski" element - francij Fr - se lahko šteje za najmanj nekovinskega, najbolj "nekovinski" - fluor F - lahko šteje za najmanj kovinskega.
Če seštejemo vrednosti izračunanih energij - ionizacijske energije in energije afinitete elektronov - dobimo: za cezij je vrednost 90 kcal/g-a., za litij 128 kcal/g-a., za fluor = 510 kcal/g-a. (Vrednost je izražena tudi v kJ/g-a.). To so absolutne vrednosti elektronegativnosti. Zaradi poenostavitve so uporabljene relativne vrednosti elektronegativnosti, pri čemer je elektronegativnost litija (128) enota. Nato za fluor (F) dobimo:

Za cezij (Cs) bo relativna elektronegativnost
Na grafu sprememb elektronegativnosti elementov glavnih podskupin
I-VII skupine. primerjali smo elektronegativnost elementov glavnih podskupin skupin I-VII. Navedeni podatki kažejo pravi položaj vodika v 1. obdobju; neenakomerno povečanje metaličnosti elementov, od zgoraj navzdol v različnih podskupinah; nekaj podobnosti elementov: vodik - fosfor - telur (= 2,1), berilij in aluminij (= 1,5) ter vrsta drugih elementov. Kot je razvidno iz zgornjih primerjav, je z uporabo vrednosti elektronegativnosti mogoče približno primerjati med seboj elemente celo različnih podskupin in različnih obdobij.

Graf sprememb elektronegativnosti elementov glavnih podskupin skupin I-VII.

Periodični zakon in periodični sistem elementov imata velik filozofski, znanstveni in metodološki pomen. So: sredstvo za spoznavanje sveta okoli nas. Periodični zakon razkriva in odraža dialektično-materialistično bistvo narave. Periodični zakon in periodični sistem elementov prepričljivo dokazujeta enotnost in materialnost sveta okoli nas. So najboljša potrditev veljavnosti glavnih značilnosti marksistične dialektične metode spoznavanja: a) razmerja in soodvisnosti predmetov in pojavov, b) kontinuitete gibanja in razvoja, c) prehoda kvantitativnih sprememb v kvalitativne. , d) boj in enotnost nasprotij.
Ogromen znanstveni pomen Periodični zakon je v tem, da pomaga ustvarjalnim odkritjem na področju kemijskih, fizikalnih, mineraloških, geoloških, tehničnih in drugih znanosti. Pred odkritjem periodičnega zakona je bila kemija kopičenje izoliranih, dejanskih informacij brez notranje povezave; zdaj je vse to združeno v en sam koherenten sistem. Na podlagi periodnega zakona in periodnega sistema elementov so bila narejena številna odkritja na področju kemije in fizike. Periodični zakon je odprl pot do znanja notranja struktura atom in njegovo jedro. Obogaten je z novimi odkritji in se potrjuje kot nepremagljiv, objektiven zakon narave. Velik metodološki in metodološki pomen periodnega zakona in periodnega sistema elementov je v tem, da pri študiju kemije dajeta priložnost za razvoj dijalektično materialističnega svetovnega nazora študenta in olajšata asimilacijo predmeta kemije: Študij kemije ne bi smel. temeljiti na pomnjenju lastnosti posameznih elementov in njihovih spojin, vendar pa presojati lastnosti preprostih in zapletenih snovi na podlagi vzorcev, ki jih izražata periodični zakon in periodični sistem elementov.