Devätnáste storočie v dejinách ľudstva je storočím, v ktorom boli reformované mnohé vedy, vrátane chémie. Práve v tom čase sa objavil Mendelejevov periodický systém a s ním aj periodický zákon. Bol to on, kto sa stal základom modernej chémie. Periodický systém D. I. Mendelejeva je systematizácia prvkov, ktorá stanovuje závislosť chemických a fyzikálnych vlastností od štruktúry a náboja atómu látky.

Príbeh

Začiatok periodika položila kniha „Korelácia vlastností s atómovou hmotnosťou prvkov“, napísaná v tretej štvrtine 17. storočia. Zobrazoval základné pojmy relatívne známych chemických prvkov (v tom čase ich bolo len 63). Navyše u mnohých z nich boli atómové hmotnosti určené nesprávne. To značne prekážalo pri objave D. I. Mendelejeva.

Dmitrij Ivanovič začal svoju prácu porovnávaním vlastností prvkov. Najprv prijal chlór a draslík a až potom prešiel k práci s alkalickými kovmi. Vyzbrojený špeciálnymi kartami s chemickými prvkami sa opakovane pokúšal zostaviť túto „mozaiku“: položil ju na stôl pri hľadaní potrebných kombinácií a zápasov.

Po veľkom úsilí Dmitrij Ivanovič napriek tomu našiel vzor, ​​ktorý hľadal, a zabudoval prvky do periodických sérií. Po prijatí prázdnych buniek medzi prvkami si vedec uvedomil, že nie všetky chemické prvky boli ruským výskumníkom známe a že to bol on, kto by mal dať tomuto svetu znalosti v oblasti chémie, ktoré ešte neboli poskytnuté jeho predchodcov.

Každý pozná mýtus, že periodická tabuľka sa objavila Mendelejevovi vo sne a on zhromaždil prvky z pamäte do jedného systému. Toto je, zhruba povedané, lož. Faktom je, že Dmitrij Ivanovič pracoval na svojej práci pomerne dlho a sústredene a veľmi ho to vyčerpávalo. Pri práci na systéme prvkov Mendelejev raz zaspal. Keď sa zobudil, zistil, že stôl nedokončil a radšej pokračoval v zapĺňaní prázdnych ciel. Jeho známy, istý Inostrantsev, vysokoškolský učiteľ, usúdil, že Mendelejevov stôl je snom a túto fámu rozšíril medzi svojich študentov. Tak sa zrodila táto hypotéza.

Sláva

Chemické prvky Mendelejeva sú odrazom periodického zákona, ktorý vytvoril Dmitrij Ivanovič v tretej štvrtine 19. storočia (1869). V roku 1869 bolo na stretnutí ruskej chemickej komunity prečítané Mendelejevovo oznámenie o vytvorení určitej štruktúry. A v tom istom roku vyšla kniha „Základy chémie“, v ktorej bol prvýkrát publikovaný Mendelejevov periodický systém chemických prvkov. A v knihe „Prírodný systém prvkov a jeho využitie na označenie kvalít neobjavených prvkov“ D. I. Mendelejev prvýkrát spomenul pojem „periodický zákon“.

Pravidlá štruktúry a umiestnenia

Prvé kroky pri vytváraní periodického zákona urobil Dmitrij Ivanovič už v rokoch 1869-1871, v tom čase tvrdo pracoval na stanovení závislosti vlastností týchto prvkov od hmotnosti ich atómu. Moderná verzia je dvojrozmerná tabuľka prvkov.

Pozícia prvku v tabuľke má určitý chemický a fyzikálny význam. Podľa umiestnenia prvku v tabuľke môžete zistiť, aká je jeho mocnosť a určiť ďalšie chemické vlastnosti. Dmitrij Ivanovič sa pokúsil nadviazať spojenie medzi prvkami, podobnými vo vlastnostiach a odlišnými.

Za základ klasifikácie chemických prvkov známych v tom čase dal valenciu a atómovú hmotnosť. Porovnaním relatívnych vlastností prvkov sa Mendelejev pokúsil nájsť vzor, ​​ktorý by zjednotil všetky známe chemické prvky do jedného systému. Po ich usporiadaní na základe nárastu atómových hmôt však dosiahol periodicitu v každom z riadkov.

Ďalší vývoj systému

Periodická tabuľka, ktorá sa objavila v roku 1969, bola viac ako raz spresnená. S príchodom vzácnych plynov v 30. rokoch 20. storočia bolo možné odhaliť najnovšiu závislosť prvkov – nie od hmotnosti, ale od sériového čísla. Neskôr bolo možné určiť počet protónov v atómových jadrách a ukázalo sa, že sa zhoduje so sériovým číslom prvku. Vedci 20. storočia skúmali elektrón.Ukázalo sa, že ovplyvňuje aj periodicitu. To výrazne zmenilo predstavu o vlastnostiach prvkov. Tento bod sa odrazil v neskorších vydaniach Mendelejevovho periodického systému. Každý nový objav vlastností a vlastností prvkov organicky zapadá do tabuľky.

Charakteristika periodického systému Mendelejeva

Periodická tabuľka je rozdelená na obdobia (7 riadkov usporiadaných vodorovne), ktoré sú zase rozdelené na veľké a malé. Obdobie začína alkalickým kovom a končí prvkom s nekovovými vlastnosťami.
Vertikálne je tabuľka Dmitrija Ivanoviča rozdelená do skupín (8 stĺpcov). Každá z nich v periodickom systéme pozostáva z dvoch podskupín, a to hlavnej a sekundárnej. Po dlhých sporoch sa na návrh D. I. Mendelejeva a jeho kolegu W. Ramsaya rozhodlo zaviesť nultú skupinu tzv. Zahŕňa inertné plyny (neón, hélium, argón, radón, xenón, kryptón). V roku 1911 vedci F. Soddy navrhli umiestniť nerozlíšiteľné prvky, takzvané izotopy, do periodického systému - boli pre ne vyčlenené samostatné bunky.

Napriek vernosti a presnosti periodického systému vedecká komunita dlho nechcela uznať tento objav. Mnohí veľkí vedci zosmiešňovali aktivity D. I. Mendelejeva a verili, že je nemožné predpovedať vlastnosti prvku, ktorý ešte nebol objavený. No po objavení údajných chemických prvkov (a to boli napríklad skandium, gálium a germánium) sa Mendelejevov systém a jeho periodický zákon stali vedou chémie.

Stôl v modernej dobe

Mendelejevov periodický systém prvkov je základom väčšiny chemických a fyzikálnych objavov súvisiacich s atómovou a molekulárnou vedou. Moderný koncept prvku sa vyvinul práve vďaka veľkému vedcovi. Príchod Mendelejevovho periodického systému spôsobil zásadné zmeny v predstavách o rôznych zlúčeninách a jednoduchých látkach. Vytvorenie periodického systému vedcom malo obrovský vplyv na rozvoj chémie a všetkých vied s ňou súvisiacich.

Každý, kto chodil do školy, si pamätá, že jedným z povinných predmetov bola chémia. Mohlo by sa jej to páčiť, alebo sa jej to nepáčilo – na tom nezáleží. A je pravdepodobné, že mnohé poznatky v tejto disciplíne už boli zabudnuté a v živote sa neuplatňujú. Každý si však zrejme pamätá tabuľku chemických prvkov D. I. Mendelejeva. Pre mnohých zostala rôznofarebná tabuľka, kde sú do každého štvorca vpísané určité písmená, označujúce názvy chemických prvkov. Ale tu nebudeme hovoriť o chémii ako takej a popíšeme stovky chemických reakcií a procesov, ale budeme hovoriť o tom, ako sa periodická tabuľka objavila vo všeobecnosti - tento príbeh bude zaujímať každého človeka a skutočne všetkých, ktorí chcú zaujímavé a užitočné informácie.

Trochu pozadia

Už v roku 1668 publikoval vynikajúci írsky chemik, fyzik a teológ Robert Boyle knihu, v ktorej boli vyvrátené mnohé mýty o alchýmii a v ktorej hovoril o potrebe hľadania nerozložiteľných chemických prvkov. Vedec tiež uviedol ich zoznam pozostávajúci iba z 15 prvkov, ale pripustil myšlienku, že prvkov môže byť viac. Tá sa stala východiskom nielen pri hľadaní nových prvkov, ale aj pri ich systematizácii.

O sto rokov neskôr francúzsky chemik Antoine Lavoisier zostavil nový zoznam, ktorý už obsahoval 35 prvkov. Neskôr sa zistilo, že 23 z nich je nerozložiteľných. V hľadaní nových prvkov však vedci po celom svete pokračovali. A hlavnú úlohu v tomto procese zohral slávny ruský chemik Dmitrij Ivanovič Mendelejev - ako prvý predložil hypotézu, že môže existovať vzťah medzi atómovou hmotnosťou prvkov a ich umiestnením v systéme.

Vďaka usilovnej práci a porovnávaniu chemických prvkov dokázal Mendelejev objaviť medzi prvkami vzťah, v ktorom môžu byť jedným a ich vlastnosti nie sú samozrejmosťou, ale periodicky sa opakujúcim javom. Výsledkom bolo, že vo februári 1869 Mendelejev sformuloval prvý periodický zákon a už v marci predložil historik chémie N. A. Menshutkin Ruskej chemickej spoločnosti svoju správu „Vzťah vlastností s atómovou hmotnosťou prvkov“. Potom v tom istom roku vyšla Mendelejevova publikácia v časopise Zeitschrift fur Chemie v Nemecku a v roku 1871 vyšla nová rozsiahla publikácia vedca venovaná jeho objavu v ďalšom nemeckom časopise Annalen der Chemie.

Vytvorenie periodickej tabuľky

V roku 1869 už hlavnú myšlienku sformoval Mendelejev a to v pomerne krátkom čase, ale nedokázal ju formalizovať do žiadneho usporiadaného systému, ktorý by jasne zobrazoval, čo je čo, dlho to nedokázal. V jednom z rozhovorov s kolegom A. A. Inostrantsevom dokonca povedal, že v hlave už má všetko v poriadku, ale nemôže všetko priniesť na stôl. Potom, podľa životopiscov Mendelejeva, začal usilovnú prácu na stole, ktorá trvala tri dni bez prestávky na spánok. Vytriedili sa najrôznejšie spôsoby usporiadania prvkov do tabuľky a prácu komplikovala skutočnosť, že v tom čase veda ešte nevedela o všetkých chemických prvkoch. Napriek tomu bola tabuľka stále vytvorená a prvky boli systematizované.

Legenda Mendelejevovho sna

Mnohí počuli príbeh, že D. I. Mendelejev sníval o svojom stole. Túto verziu aktívne šíril spomínaný Mendelejevov kolega A. A. Inostrantsev ako vtipnú historku, ktorou zabával svojich študentov. Povedal, že Dmitrij Ivanovič išiel do postele a vo sne jasne videl svoj stôl, v ktorom boli všetky chemické prvky usporiadané v správnom poradí. Potom študenti dokonca žartovali, že rovnakým spôsobom bola objavená aj 40° vodka. Pre príbeh spánku však stále existovali skutočné predpoklady: ako už bolo spomenuté, Mendelejev pracoval na stole bez spánku a odpočinku a Inostrantsev ho raz našiel unaveného a vyčerpaného. Popoludní sa Mendelejev rozhodol dať si prestávku a po chvíli sa náhle zobudil, okamžite vzal kus papiera a zobrazil na ňom pripravený stôl. Samotný vedec však celý tento príbeh vyvrátil snom a povedal: „Premýšľal som o tom možno dvadsať rokov a myslíte si: Sedel som a zrazu ... je to pripravené. Takže legenda o sne môže byť veľmi atraktívna, ale vytvorenie tabuľky bolo možné len tvrdou prácou.

Ďalšia práca

V období rokov 1869 až 1871 Mendelejev rozvíjal myšlienky periodicity, ku ktorým inklinovala aj vedecká obec. A jednou z dôležitých etáp tohto procesu bolo pochopenie, že každý prvok v systéme by mal byť umiestnený na základe súhrnu jeho vlastností v porovnaní s vlastnosťami iných prvkov. Na základe toho a tiež na základe výsledkov výskumu zmeny sklotvorných oxidov sa chemikovi podarilo upraviť hodnoty atómových hmotností niektorých prvkov, medzi ktoré patrili urán, indium, berýlium a iné.

Mendelejev chcel, samozrejme, čo najskôr vyplniť prázdne bunky, ktoré zostali v tabuľke, a v roku 1870 predpovedal, že čoskoro budú objavené pre vedu neznáme chemické prvky, ktorých atómové hmotnosti a vlastnosti dokázal vypočítať. Prvými z nich boli gálium (objavené v roku 1875), skandium (objavené v roku 1879) a germánium (objavené v roku 1885). Potom sa prognózy naďalej realizovali a bolo objavených ďalších osem nových prvkov vrátane: polónia (1898), rénia (1925), technécia (1937), francia (1939) a astatínu (1942-1943). Mimochodom, v roku 1900 D. I. Mendelejev a škótsky chemik William Ramsay dospeli k záveru, že do tabuľky by mali byť zahrnuté aj prvky nulovej skupiny - do roku 1962 sa nazývali inertné a potom - vzácne plyny.

Organizácia periodického systému

Chemické prvky v tabuľke D. I. Mendelejeva sú usporiadané do riadkov v súlade s nárastom ich hmotnosti a dĺžka radov je zvolená tak, aby prvky v nich mali podobné vlastnosti. Napríklad vzácne plyny ako radón, xenón, kryptón, argón, neón a hélium nereagujú ľahko s inými prvkami a majú tiež nízku chemickú aktivitu, a preto sú umiestnené v stĺpci úplne vpravo. A prvky ľavého stĺpca (draslík, sodík, lítium atď.) dokonale reagujú s inými prvkami a samotné reakcie sú výbušné. Zjednodušene povedané, v rámci každého stĺpca majú prvky podobné vlastnosti, ktoré sa líšia od jedného stĺpca k druhému. Všetky prvky do čísla 92 sa nachádzajú v prírode a s číslom 93 začínajú umelé prvky, ktoré sa dajú vytvoriť iba v laboratóriu.

Vo svojej pôvodnej verzii bol periodický systém chápaný len ako odraz poriadku existujúceho v prírode a neexistovali žiadne vysvetlenia, prečo by to tak malo byť. A až keď sa objavila kvantová mechanika, vyjasnil sa skutočný význam poradia prvkov v tabuľke.

Lekcie kreatívneho procesu

Keď hovoríme o tom, aké ponaučenie z tvorivého procesu možno vyvodiť z celej histórie vytvorenia periodickej tabuľky D. I. Mendeleeva, ako príklad možno uviesť myšlienky anglického výskumníka v oblasti kreatívneho myslenia Grahama Wallacea a francúzskeho vedca Henri Poincaré. Zoberme si ich v krátkosti.

Podľa Poincarého (1908) a Grahama Wallacea (1926) existujú štyri hlavné fázy kreatívneho myslenia:

• Školenie- fáza formulovania hlavnej úlohy a prvé pokusy o jej riešenie;
• Inkubácia- fáza, počas ktorej dochádza k dočasnému odvráteniu pozornosti od procesu, ale práca na nájdení riešenia problému sa vykonáva na podvedomej úrovni;
• náhľad- štádium, v ktorom sa nachádza intuitívne riešenie. Navyše, toto riešenie možno nájsť v situácii, ktorá absolútne nie je relevantná pre danú úlohu;
• Vyšetrenie- etapa testovania a implementácie riešenia, v ktorej prebieha overovanie tohto riešenia a jeho prípadný ďalší vývoj.

Ako vidíme, v procese vytvárania svojej tabuľky Mendelejev intuitívne dodržiaval tieto štyri fázy. Nakoľko je to efektívne, sa dá posúdiť podľa výsledkov, t.j. pretože bola vytvorená tabuľka. A vzhľadom na to, že jeho vznik bol obrovským krokom vpred nielen pre chemickú vedu, ale pre celé ľudstvo, možno vyššie uvedené štyri etapy aplikovať tak na realizáciu malých projektov, ako aj na realizáciu globálnych plánov. Hlavná vec, ktorú si treba zapamätať, je, že ani jeden objav, ani jedno riešenie problému sa nedá nájsť samo o sebe, bez ohľadu na to, ako veľmi ich chceme vidieť vo sne a ako dlho spíme. Aby ste uspeli, či už ide o vytvorenie tabuľky chemických prvkov alebo vypracovanie nového marketingového plánu, musíte mať určité znalosti a zručnosti, ako aj šikovne využívať svoj potenciál a tvrdo pracovať.

Prajeme vám veľa úspechov vo vašom úsilí a úspešnú realizáciu vašich plánov!

D. I. Mendelejev dospel k záveru, že ich vlastnosti musia byť spôsobené niektorými zásadnými spoločnými charakteristikami. Ako základnú charakteristiku chemického prvku zvolil atómovú hmotnosť prvku a stručne sformuloval periodický zákon (1869):

Vlastnosti prvkov, ako aj vlastnosti nimi tvorených jednoduchých a zložitých telies, sú v periodickej závislosti od hodnôt atómových hmotností prvkov.

Mendelejevova zásluha spočíva v tom, že prejavenú závislosť chápal ako objektívny zákon prírody, čo jeho predchodcovia nedokázali. D. I. Mendelejev veril, že zloženie zlúčenín, ich chemické vlastnosti, teploty varu a topenia, štruktúra kryštálov a podobne sú v periodickej závislosti od atómovej hmotnosti. Hlboké pochopenie podstaty periodickej závislosti dalo Mendelejevovi príležitosť vyvodiť niekoľko dôležitých záverov a predpokladov.

Moderná periodická tabuľka

Po prvé, zo 63 prvkov známych v tom čase Mendelejev zmenil atómové hmotnosti takmer 20 prvkov (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). Po druhé, predpovedal existenciu asi 20 nových prvkov a nechal im miesto v periodickej tabuľke prvkov. Tri z nich, menovite ekabor, ekahliník a ekasilícium, boli opísané dostatočne podrobne a s prekvapivou presnosťou. To sa triumfálne potvrdilo v priebehu nasledujúcich pätnástich rokov, keď boli objavené prvky Gálium (ekahliník), skandium (ekabor) a germánium (ecasilícium).

Periodický zákon je jedným zo základných prírodných zákonov. Jeho vplyv na rozvoj vedeckého svetonázoru možno porovnávať len so zákonom zachovania hmoty a energie či kvantovou teóriou. Ešte v časoch D. I. Mendelejeva sa základom chémie stal periodický zákon. Ďalšie objavy štruktúry a fenoménu izotopie ukázali, že hlavnou kvantitatívnou charakteristikou prvku nie je atómová hmotnosť, ale náboj jadra (Z). V roku 1913 Moseley a Rutherford zaviedli pojem „atómové číslo prvku“, očíslovali všetky symboly v periodickom systéme a ukázali, že základom pre klasifikáciu prvkov je poradové číslo prvku, ktoré sa rovná náboju jadrá ich atómov.

Tento výrok je dnes známy ako Moseleyho zákon.

Preto je moderná definícia periodického zákona formulovaná takto:

Vlastnosti jednoduchých látok, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú periodicky závislé od hodnoty náboja ich atómových jadier (resp. od poradového čísla prvku v periodickej sústave).

Elektrónové štruktúry atómov prvkov jasne ukazujú, že s nárastom náboja jadra dochádza k pravidelnému periodickému opakovaniu elektronických štruktúr, a teda k opakovaniu vlastností prvkov. To sa odráža v periodickej tabuľke prvkov, pre ktorú bolo navrhnutých niekoľko stoviek variantov. Najčastejšie sa používajú dve formy tabuliek - skrátená a rozšírená - obsahujúca všetky známe prvky a majúce voľné miesta pre ešte neotvorené.

Každý prvok zaberá v periodickej tabuľke určitú bunku, ktorá označuje symbol a názov prvku, jeho poradové číslo, relatívnu atómovú hmotnosť a pri rádioaktívnych prvkoch je v hranatých zátvorkách uvedené hmotnostné číslo najstabilnejšieho alebo dostupného izotopu. Niektoré ďalšie referenčné informácie sú často uvedené v moderných tabuľkách: hustota, bod varu a topenia jednoduchých látok atď.

Obdobia

Hlavnými štruktúrnymi jednotkami periodického systému sú periódy a skupiny - prírodné agregáty, do ktorých sa chemické prvky delia podľa elektronických štruktúr.

Perióda je horizontálny postupný rad prvkov, v ktorých atómoch elektróny vypĺňajú rovnaký počet energetických hladín.

Číslo periódy sa zhoduje s číslom vonkajšej kvantovej úrovne. Napríklad prvok vápnik (4s 2) je vo štvrtej perióde, to znamená, že jeho atóm má štyri energetické úrovne a valenčné elektróny sú vo vonkajšej, štvrtej úrovni. Rozdiel v postupnosti plnenia vonkajších a bližšie k jadru elektrónových vrstiev vysvetľuje dôvod rôznych dĺžok periód.

V atómoch s- a p-prvkov sa buduje vonkajšia úroveň, v d-prvkoch - druhá energetická úroveň vonku a vo f-prvkoch - tretia energetická úroveň vonku.

Preto sa rozdiel vo vlastnostiach najzreteľnejšie prejavuje v susedných s- alebo p-prvkoch. V d- a najmä f-prvkoch rovnakého obdobia je rozdiel vo vlastnostiach menej výrazný.

Ako už bolo spomenuté, na základe počtu energetickej podúrovne vybudovanej elektrónmi sa prvky spájajú do elektronických rodín. Napríklad v obdobiach IV-VI existujú rodiny, ktoré obsahujú po desať d-prvkov: 3d-rodina (Sc-Zn), 4d-rodina (Y-Cd), 5d-rodina (La, Hf-Hg). V šiestom a siedmom období štrnásť prvkov tvorí každý z rodiny f: rodina 4f (Ce-Lu), ktorá sa nazýva lantanoid, a rodina 5f (Th-Lr) - aktinid. Tieto rodiny sú umiestnené pod periodickou tabuľkou.

Prvé tri obdobia sa nazývajú malé alebo typické obdobia, pretože vlastnosti prvkov týchto období sú základom pre rozdelenie všetkých ostatných prvkov do ôsmich skupín. Všetky ostatné obdobia, vrátane siedmeho, neúplného, ​​sa nazývajú veľké obdobia.

Všetky periódy, okrem prvej, začínajú alkalickými (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a končia, s výnimkou siedmeho, neúplnými, inertnými prvkami (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ). Alkalické kovy majú rovnakú vonkajšiu elektronickú konfiguráciu n s 1, kde n- číslo obdobia. Inertné prvky, okrem hélia (1s 2), majú rovnakú štruktúru ako vonkajšia elektronická vrstva: n s2 n p 6 , teda elektronické náprotivky.

Uvažovaná pravidelnosť umožňuje dospieť k záveru:

Periodické opakovanie rovnakých elektrónových konfigurácií vonkajšej elektrónovej vrstvy je dôvodom podobnosti fyzikálnych a chemických vlastností analogických prvkov, pretože ich vlastnosti určujú hlavne vonkajšie elektróny atómov.

V malých typických periódach s nárastom sériového čísla sa pozoruje postupný pokles kovových a nárast nekovových vlastností, pretože sa zvyšuje počet valenčných elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni. Napríklad atómy všetkých prvkov tretej periódy majú tri elektrónové vrstvy. Štruktúra dvoch vnútorných vrstiev je rovnaká pre všetky prvky tretej periódy (1s 2 2s 2 2p 6), pričom štruktúra vonkajšej, tretej, vrstvy je odlišná. Pri prechode z každého predchádzajúceho prvku na každý nasledujúci sa náboj atómového jadra zvyšuje o jeden a podľa toho sa zvyšuje počet vonkajších elektrónov. V dôsledku toho sa ich príťažlivosť k jadru zvyšuje a polomer atómu sa zmenšuje. To vedie k oslabeniu kovových vlastností a rastu nekovových.

Tretie obdobie začína veľmi aktívnym kovom sodíka (11 Na - 3s 1), po ktorom nasleduje o niečo menej aktívny horčík (12 Mg - 3s 2). Oba tieto kovy patria do rodiny 3s. Prvý p-prvok tretej periódy, hliník (13 Al - 3s 2 3p 1), ktorého kovová aktivita je menšia ako aktivita horčíka, má amfotérne vlastnosti, to znamená, že sa môže pri chemických reakciách správať ako nekov. . Nasleduje nekovy kremík (14 Si - 3s 2 3p 2), fosfor (15 P - 3s 2 3p 3), síra (16 S - 3s 2 3p 4), chlór (17 Cl - 3s 2 3p 5) . Ich nekovové vlastnosti sa zvyšujú zo Si na Cl, čo je aktívny nekov. Obdobie končí inertným prvkom argón (18 Ar - 3s 2 3p 6).

Počas jedného obdobia sa vlastnosti prvkov postupne menia a pri prechode z predchádzajúceho obdobia do nasledujúceho je pozorovaná prudká zmena vlastností, pretože začína budovanie novej energetickej úrovne.

Postupná zmena vlastností je typická nielen pre jednoduché látky, ale aj pre komplexné zlúčeniny, ako ukazuje tabuľka 1.

Tabuľka 1 - Niektoré vlastnosti prvkov tretej periódy a ich zlúčenín

Elektronická rodina	s-prvky		p-prvky
Symbol prvku	Na	mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Náboj jadra atómu	+11	+12	+13	+14	+15	+16	+17	+18
Externá elektronická konfigurácia	3 s 1	3 s 2	3s 2 3p 1	3s 2 3p 2	3s 2 3p 3	3s 2 3p 4	3s 2 3p 5	3s 2 3p 6
Atómový polomer, nm	0,189	0,160	0,143	0,118	0,110	0,102	0,099	0,054
Maximálna valencia	ja	II	III	IV	V	VI	VII	—
Vyššie oxidy a ich vlastnosti	Na20	MgO	Al203	Si02	P2O5	TAK 3	Cl207	—
	Základné vlastnosti		Amfotérne vlastnosti	Vlastnosti kyselín				—
Hydráty oxidov (zásady alebo kyseliny)	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2Si03	H3PO4	H2SO4	HCl04	—
	Základňa	Slabý základ	amfotérny hydroxid	Slabá kyselina	stredne silná kyselina	silná kyselina	silná kyselina	—
Zlúčeniny s vodíkom	NaH	MgH2	AlH 3	SiH4	PH 3	H 2 S	HCl	—
	Pevné slané látky			Plynné látky				—

Počas dlhého obdobia sa vlastnosti kovu oslabujú pomalšie. Je to spôsobené tým, že od štvrtej periódy sa objavuje desať prechodových d-prvkov, v ktorých nie je vybudovaná vonkajšia, ale druhá vonkajšia d-podúroveň a na vonkajšej vrstve d-prvkov je jeden. alebo dva s-elektróny, ktoré do určitej miery určujú vlastnosti týchto prvkov. Pre d-prvky sa teda vzor stáva o niečo komplikovanejším. Napríklad v piatom období sa vlastnosti kovu od alkalického Rb postupne znižujú, pričom minimálnu pevnosť dosahujú v kovoch skupiny platiny (Ru, Rh, Pd).

Po neaktívnom striebre Ag sa však umiestni kadmium Cd, v ktorom sa pozoruje prudký nárast kovových vlastností. Ďalej so zvyšovaním poradového čísla prvku sa objavujú nekovové vlastnosti, ktoré sa postupne zvyšujú až k typickému nekovovému jódu. Toto obdobie končí, ako všetky predchádzajúce, inertným plynom. Periodická zmena vlastností prvkov v rámci veľkých periód umožňuje rozdeliť ich do dvoch radov, v ktorých druhá časť periódy opakuje prvú.

skupiny

Vertikálne stĺpce prvkov v periodickej tabuľke - skupiny pozostávajú z podskupín: hlavnej a vedľajšej, niekedy sú označené písmenami A a B.

Medzi hlavné podskupiny patria s- a p-prvky a medzi sekundárne podskupiny patria d- a f-prvky veľkých periód.

Hlavná podskupina je súbor prvkov, ktorý je umiestnený vertikálne v periodickej tabuľke a má rovnakú konfiguráciu vonkajšej elektrónovej vrstvy v atómoch.

Ako vyplýva z vyššie uvedenej definície, poloha prvku v hlavnej podskupine je určená celkovým počtom elektrónov (s- a p-) vonkajšej energetickej hladiny, ktorý sa rovná číslu skupiny. Napríklad síra (S - 3s 2 3p 4 ), ktorého atóm obsahuje na vonkajšej úrovni šesť elektrónov, patrí do hlavnej podskupiny šiestej skupiny, argónu (Ar - 3s 2 3p 6 ) - do hlavnej podskupiny ôsmej skupiny a stroncia (Sr - 5s 2 ) - do podskupiny IIA.

Prvky jednej podskupiny sa vyznačujú podobnými chemickými vlastnosťami. Ako príklad uvažujme prvky podskupín ІА a VІІА (tabuľka 2). So zvyšujúcim sa nábojom jadra sa zvyšuje počet elektrónových vrstiev a polomer atómu, ale počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni zostáva konštantný: pre alkalické kovy (podskupina IA) - jeden a pre halogény ( podskupina VIIA) - sedem. Keďže chemické vlastnosti najviac ovplyvňujú vonkajšie elektróny, je zrejmé, že každá z uvažovaných skupín analógových prvkov má podobné vlastnosti.

Ale v rámci tej istej podskupiny sa spolu s podobnosťou vlastností pozoruje určitá zmena. Takže prvky podskupiny A sú všetky aktívne kovy okrem H. Ale so zväčšením polomeru atómu a počtu elektrónových vrstiev tienijúcich vplyv jadra na valenčné elektróny sa kovové vlastnosti zvyšujú. Preto je Fr aktívnejší kov ako Cs a Cs je aktívnejší ako R atď. A v podskupine VIIA sú z rovnakého dôvodu nekovové vlastnosti prvkov oslabené zvýšením sériového čísla. Preto je F aktívnejší nekov ako Cl a Cl je aktívnejší nekov ako Br atď.

Tabuľka 2 - Niektoré charakteristiky prvkov podskupín ІА a VІІА

obdobie	Podskupina IA				Podskupina VIIA
	Symbol prvku	Jadrový náboj	Polomer atómu, nm		Symbol prvku	Jadrový náboj	Polomer atómu, nm	Externá elektronická konfigurácia
II	Li	+3	0,155	2 s 1	F	+9	0,064	2 s2 2 p5
III	Na	+11	0,189	3 s 1	Cl	+17	0,099	3 s2 3 p5
IV	K	+19	0,236	4 s 1	Br	35	0,114	4 s2 4 p5
V	Rb	+37	0,248	5 s 1	ja	+53	0,133	5 s2 5 p5
VI	Čs	55	0,268	6 s 1	O	85	0,140	6 s2 6 p5
VII	O	+87	0,280	7 s 1	—	—	—	—

Vedľajšia podskupina je súbor prvkov, ktoré sú umiestnené vertikálne v periodickej tabuľke a majú rovnaký počet valenčných elektrónov v dôsledku budovania vonkajšej s- a druhej vonkajšej podúrovne d-energie.

Všetky prvky sekundárnych podskupín patria do d-rodiny. Tieto prvky sa niekedy nazývajú prechodné kovy. Vo vedľajších podskupinách sa vlastnosti menia pomalšie, keďže v atómoch d-prvkov elektróny budujú druhú energetickú hladinu zvonku a na vonkajšej úrovni sa nachádza iba jeden alebo dva elektróny.

Pozíciu prvých piatich d-prvkov (podskupiny IIIB-VIIB) každej periódy možno určiť pomocou súčtu externých s-elektrónov a d-elektrónov druhej vonkajšej úrovne. Napríklad z elektronického vzorca skandium (Sc - 4s 2 3d 1 ) vidno, že sa nachádza vo vedľajšej podskupine (keďže ide o d-prvok) tretej skupiny (keďže súčet valenčných elektrónov je tri), a mangán (Mn - 4s 2 3d 5 ) sa zaraďuje do sekundárnej podskupiny siedmej skupiny.

Poloha posledných dvoch prvkov každej periódy (podskupiny IB a IIB) môže byť určená počtom elektrónov na vonkajšej úrovni, pretože v atómoch týchto prvkov je predchádzajúca úroveň úplne dokončená. Napríklad Ag(5s 1 5d 10) je zaradený do sekundárnej podskupiny prvej skupiny, Zn (4s 2 3d 10) - v sekundárnej podskupine druhej skupiny.

Triády Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd a Os-Ir-Pt sa nachádzajú v sekundárnej podskupine ôsmej skupiny. Tieto triády tvoria dve rodiny: železo a platinoidy. Okrem týchto rodín sa samostatne rozlišuje rodina lantanoidov (štrnásť prvkov 4f) a rodina aktinidov (štrnásť prvkov 5f). Tieto rodiny patria do sekundárnej podskupiny tretej skupiny.

Zvýšenie kovových vlastností prvkov v podskupinách zhora nadol, ako aj zníženie týchto vlastností v rámci jednej periódy zľava doprava spôsobujú výskyt diagonálneho vzoru v periodickom systéme. Be je teda veľmi podobný Al, B je podobný Si, Ti je veľmi podobný Nb. To sa jasne prejavuje v tom, že v prírode tieto prvky tvoria podobné minerály. Napríklad v prírode sa Te vždy vyskytuje s Nb, pričom tvoria minerály - titánové ionobáty.

Periodický zákon D.I. Mendelejev a periodická tabuľka chemických prvkov má veľký význam vo vývoji chémie. Ponorme sa do roku 1871, keď profesor chémie D.I. Mendelejev prostredníctvom mnohých pokusov a omylov dospel k záveru "... vlastnosti prvkov, a teda vlastnosti jednoduchých a zložitých telies, ktoré tvoria, stoja v periodickej závislosti od ich atómovej hmotnosti." Periodicita zmien vlastností prvkov vzniká v dôsledku periodického opakovania elektrónovej konfigurácie vonkajšej elektrónovej vrstvy so zvyšovaním náboja jadra.

Moderná formulácia periodického zákona je:

"vlastnosti chemických prvkov (t.j. vlastnosti a forma zlúčenín, ktoré tvoria) sú v periodickej závislosti od náboja jadra atómov chemických prvkov."

Mendelejev pri vyučovaní chémie pochopil, že zapamätanie si jednotlivých vlastností každého prvku spôsobuje študentom ťažkosti. Začal hľadať spôsoby, ako vytvoriť systémovú metódu, ktorá by uľahčila zapamätanie si vlastností prvkov. V dôsledku toho došlo prírodný stôl, neskôr sa stal známym ako periodikum.

Náš moderný stôl je veľmi podobný Mendelejevovmu. Pozrime sa na to podrobnejšie.

periodická tabuľka

Mendelejevova periodická tabuľka pozostáva z 8 skupín a 7 období.

Vertikálne stĺpce tabuľky sa nazývajú skupiny . Prvky v každej skupine majú podobné chemické a fyzikálne vlastnosti. Vysvetľuje to skutočnosť, že prvky jednej skupiny majú podobné elektronické konfigurácie vonkajšej vrstvy, pričom počet elektrónov sa rovná číslu skupiny. Skupina sa potom rozdelí na hlavné a vedľajšie podskupiny.

AT Hlavné podskupiny zahŕňa prvky, ktorých valenčné elektróny sa nachádzajú na vonkajších ns- a np-podúrovniach. AT Vedľajšie podskupiny zahŕňa prvky, ktorých valenčné elektróny sú umiestnené na vonkajšej ns-podúrovni a vnútornej (n - 1) d-podúrovni (alebo (n - 2) f-podúrovni).

Všetky prvky v periodická tabuľka , v závislosti od toho, v ktorej podúrovni (s-, p-, d- alebo f-) sú valenčné elektróny klasifikované na: s-prvky (prvky hlavných podskupín I. a II. skupiny), p-prvky (prvky hlavných podskupín III. - VII skupiny), d- prvky (prvky vedľajších podskupín), f- prvky (lantanoidy, aktinidy).

Najvyššia valencia prvku (s výnimkou O, F, prvkov podskupiny medi a ôsmej skupiny) sa rovná číslu skupiny, v ktorej sa nachádza.

Pre prvky hlavnej a sekundárnej podskupiny sú vzorce vyšších oxidov (a ich hydrátov) rovnaké. V hlavných podskupinách je zloženie vodíkových zlúčenín pre prvky tejto skupiny rovnaké. Pevné hydridy tvoria prvky hlavných podskupín skupín I-III a skupiny IV-VII tvoria plynné zlúčeniny vodíka. Vodíkové zlúčeniny typu EN 4 sú neutrálnejšie zlúčeniny, EN 3 sú zásady, H 2 E a NE sú kyseliny.

Vodorovné riadky tabuľky sú tzv obdobia. Prvky v periódach sa od seba líšia, ale majú spoločné to, že posledné elektróny sú na rovnakej energetickej úrovni ( hlavné kvantové číslon- rovnako ).

Prvá perióda sa líši od ostatných tým, že sú tam len 2 prvky: vodík H a hélium He.

V druhej perióde je 8 prvkov (Li - Ne). Lítium Li - alkalický kov začína obdobie a uzatvára svoj vzácny plyn neón Ne.

V treťom období, ako aj v druhom, je 8 prvkov (Na - Ar). Alkalický kov sodík Na začína obdobie a uzatvára ho vzácny plyn argón Ar.

Vo štvrtej perióde je 18 prvkov (K - Kr) - Mendelejev ju označil za prvú veľkú periódu. Začína tiež alkalickým kovom draslíkom a končí inertným plynom kryptónom Kr. Zloženie veľkých periód zahŕňa prechodné prvky (Sc - Zn) - d- prvkov.

V piatom období, podobne ako vo štvrtom, je 18 prvkov (Rb - Xe) a jeho štruktúra je podobná štvrtému. Začína tiež alkalickým kovom rubídium Rb a končí inertným plynom xenónom Xe. Zloženie veľkých období zahŕňa prechodné prvky (Y - Cd) - d- prvkov.

Šiesta perióda pozostáva z 32 prvkov (Cs - Rn). Okrem 10 d-prvky (La, Hf - Hg) obsahuje rad 14 f-prvky (lantanoidy) - Ce - Lu

Siedma tretina sa neskončila. Začína sa Francium Fr, dá sa predpokladať, že bude obsahovať podobne ako šiesta perióda 32 už nájdených prvkov (až po prvok so Z = 118).

Interaktívna periodická tabuľka

Ak sa pozriete na Mendelejevova periodická tabuľka a nakreslite pomyselnú čiaru začínajúcu pri bóre a končiacu medzi polóniom a astatínom, potom budú všetky kovy naľavo od čiary a nekovy napravo. Prvky bezprostredne susediace s touto čiarou budú mať vlastnosti kovov aj nekovov. Nazývajú sa metaloidy alebo polokovy. Sú to bór, kremík, germánium, arzén, antimón, telúr a polónium.

Periodický zákon

Mendelejev dal nasledujúcu formuláciu periodického zákona: „vlastnosti jednoduchých telies, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov, a teda vlastnosti nimi tvorených jednoduchých a zložitých telies, stoja v periodickej závislosti od ich atómovú hmotnosť“.
Existujú štyri hlavné periodické vzorce:

Oktetové pravidlo uvádza, že všetky prvky majú tendenciu získavať alebo strácať elektrón, aby mali osemelektrónovú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu. Pretože Keďže vonkajšie s a p orbitály vzácnych plynov sú úplne vyplnené, ide o najstabilnejšie prvky.
Ionizačná energia je množstvo energie potrebnej na oddelenie elektrónu od atómu. Podľa oktetového pravidla pohyb zľava doprava cez periodickú tabuľku vyžaduje viac energie na oddelenie elektrónu. Preto prvky na ľavej strane stola majú tendenciu stratiť elektrón a prvky na pravej strane ho získať. Inertné plyny majú najvyššiu ionizačnú energiu. Ionizačná energia klesá, keď sa pohybujete dole v skupine, pretože elektróny na nízkych energetických hladinách majú schopnosť odpudzovať elektróny z vyšších energetických hladín. Tento jav sa nazýva tieniaci efekt. Vďaka tomuto efektu sú vonkajšie elektróny menej pevne viazané na jadro. Pohybujúc sa po perióde sa ionizačná energia postupne zvyšuje zľava doprava.

elektrónová afinita je zmena energie pri získaní ďalšieho elektrónu atómom látky v plynnom stave. Pri pohybe nadol v skupine sa elektrónová afinita stáva menej negatívnou v dôsledku skríningového efektu.

Elektronegativita- miera toho, ako silne má tendenciu priťahovať elektróny iného atómu, ktorý je na ňu viazaný. Elektronegativita sa zvyšuje, keď sa pohybujete periodická tabuľka zľava doprava a zdola nahor. Je potrebné mať na pamäti, že vzácne plyny nemajú elektronegativitu. Najviac elektronegatívnym prvkom je teda fluór.

Na základe týchto pojmov uvažujme, ako sa menia vlastnosti atómov a ich zlúčenín periodická tabuľka.

Takže v periodickej závislosti sú také vlastnosti atómu, ktoré sú spojené s jeho elektronickou konfiguráciou: polomer atómu, ionizačná energia, elektronegativita.

Zvážte zmenu vlastností atómov a ich zlúčenín v závislosti od polohy v periodická tabuľka chemických prvkov.

Zvyšuje sa nekovovosť atómu pri pohybe v periodickej tabuľke zľava doprava a zdola nahor. Čo sa týka základné vlastnosti oxidov sa znižujú, a vlastnosti kyselín sa zvyšujú v rovnakom poradí - zľava doprava a zdola nahor. Zároveň sú kyslé vlastnosti oxidov tým silnejšie, čím väčší je stupeň oxidácie prvku, ktorý ho tvorí.

Podľa obdobia zľava doprava základné vlastnosti hydroxidy oslabiť, v hlavných podskupinách zhora nadol sa zvyšuje sila báz. Súčasne, ak kov môže tvoriť niekoľko hydroxidov, potom so zvýšením stupňa oxidácie kovu, základné vlastnosti hydroxidy oslabujú.

Podľa obdobia zľava doprava zvyšuje sa sila kyselín obsahujúcich kyslík. Pri pohybe zhora nadol v rámci tej istej skupiny sa sila kyselín obsahujúcich kyslík znižuje. V tomto prípade sa sila kyseliny zvyšuje so zvyšovaním stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku.

Podľa obdobia zľava doprava zvyšuje sa sila anoxických kyselín. Pri pohybe zhora nadol v rámci tej istej skupiny sa zvyšuje sila anoxických kyselín.

Kategórie ,

Periodický systém chemických prvkov je klasifikácia chemických prvkov vytvorená D. I. Mendelejevom na základe periodického zákona, ktorý objavil v roku 1869.

D. I. Mendelejev

Podľa modernej formulácie tohto zákona sa v súvislom rade prvkov, usporiadaných podľa rastúcej veľkosti kladného náboja jadier ich atómov, periodicky opakujú prvky s podobnými vlastnosťami.

Periodický systém chemických prvkov, prezentovaný vo forme tabuľky, pozostáva z období, radov a skupín.

Na začiatku každého obdobia (s výnimkou prvého) je prvok s výraznými kovovými vlastnosťami (alkalický kov).

Symboly pre tabuľku farieb: 1 - chemický znak prvku; 2 - meno; 3 - atómová hmotnosť (atómová hmotnosť); 4 - sériové číslo; 5 - rozloženie elektrónov cez vrstvy.

Pri zvyšovaní poradového čísla prvku, ktoré sa rovná hodnote kladného náboja jadra jeho atómu, sa postupne oslabujú kovové vlastnosti a pribúdajú vlastnosti nekovové. Predposledným prvkom v každom období je prvok s výraznými nekovovými vlastnosťami () a posledným je inertný plyn. V období I sú 2 prvky, v II a III - po 8 prvkov, v IV a V - po 18 prvkov, v VI - 32 a v VII (neúplné obdobie) - 17 prvkov.

Prvé tri periódy sa nazývajú malé periódy, každá z nich pozostáva z jedného horizontálneho radu; zvyšok - vo veľkých obdobiach, z ktorých každý (okrem obdobia VII) pozostáva z dvoch horizontálnych radov - párny (horný) a nepárny (dolný). V párnych radoch veľkých období sú len kovy. Vlastnosti prvkov v týchto radoch sa mierne menia so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Vlastnosti prvkov v nepárnych sériách veľkých periód sa menia. V období VI nasleduje po lantáne 14 prvkov, ktoré majú veľmi podobné chemické vlastnosti. Tieto prvky, nazývané lantanoidy, sú uvedené samostatne pod hlavnou tabuľkou. Aktinidy, prvky nasledujúce po aktíniu, sú v tabuľke podobne uvedené.

Tabuľka má deväť vertikálnych skupín. Číslo skupiny sa až na zriedkavé výnimky rovná najvyššej kladnej valencii prvkov tejto skupiny. Každá skupina, okrem nula a ôsmeho, je rozdelená na podskupiny. - hlavná (umiestnená vpravo) a bočná. V hlavných podskupinách sa so zvyšovaním sériového čísla zlepšujú kovové vlastnosti prvkov a oslabujú sa nekovové vlastnosti prvkov.

Chemické a množstvo fyzikálnych vlastností prvkov teda určuje miesto, ktoré daný prvok v periodickej sústave zaberá.

Biogénne prvky, teda prvky, ktoré tvoria organizmy a plnia v nich určitú biologickú úlohu, zaberajú hornú časť periodickej tabuľky. Bunky obsadené prvkami, ktoré tvoria prevažnú časť (viac ako 99 %) živej hmoty, sú sfarbené do modra, bunky obsadené mikroprvkami sú sfarbené do ružova (pozri).

Periodický systém chemických prvkov je najväčším úspechom modernej prírodnej vedy a názorným vyjadrením najvšeobecnejších dialektických zákonov prírody.

Pozri tiež Atómová hmotnosť.

Periodický systém chemických prvkov je prirodzená klasifikácia chemických prvkov vytvorená D. I. Mendelejevom na základe periodického zákona, ktorý objavil v roku 1869.

V pôvodnej formulácii periodický zákon D. I. Mendelejeva uvádzal: vlastnosti chemických prvkov, ako aj formy a vlastnosti ich zlúčenín sú v periodickej závislosti od veľkosti atómových hmotností prvkov. Neskôr, s rozvojom doktríny štruktúry atómu, sa ukázalo, že presnejšou charakteristikou každého prvku nie je atómová hmotnosť (pozri), ale hodnota kladného náboja jadra atómu atómu. prvku, ktorý sa rovná radovému (atómovému) číslu tohto prvku v periodickom systéme D. I. Mendelejeva . Počet kladných nábojov v jadre atómu sa rovná počtu elektrónov obklopujúcich jadro atómu, pretože atómy ako celok sú elektricky neutrálne. Vo svetle týchto údajov je periodický zákon formulovaný nasledovne: vlastnosti chemických prvkov, ako aj formy a vlastnosti ich zlúčenín sú v periodickej závislosti od kladného náboja jadier ich atómov. To znamená, že v súvislom rade prvkov, usporiadaných vzostupne podľa kladných nábojov jadier ich atómov, sa budú prvky s podobnými vlastnosťami periodicky opakovať.

Tabuľková forma periodického systému chemických prvkov je prezentovaná v modernej podobe. Pozostáva z období, radov a skupín. Perióda predstavuje sekvenčný horizontálny rad prvkov usporiadaných vo vzostupnom poradí kladného náboja jadier ich atómov.

Na začiatku každého obdobia (s výnimkou prvého) je prvok s výraznými kovovými vlastnosťami (alkalický kov). Potom, ako sa sériové číslo zvyšuje, kovové vlastnosti prvkov postupne slabnú a nekovové vlastnosti prvkov sa zvyšujú. Predposledným prvkom v každom období je prvok s výraznými nekovovými vlastnosťami (halogén) a posledným je inertný plyn. Obdobie I pozostáva z dvoch prvkov, úlohu alkalického kovu a halogénu súčasne vykonáva vodík. Obdobia II a III obsahujú každé 8 prvkov, ktoré sa nazývajú typický Mendelejev. Obdobia IV a V majú po 18 prvkov, VI-32. VII obdobie ešte nie je ukončené a je doplnené umelo vytvorenými prvkami; v tomto období je momentálne 17 prvkov. Obdobia I, II a III sa nazývajú malé, každé z nich pozostáva z jedného vodorovného radu, IV-VII - veľké: obsahujú (s výnimkou VII) dva vodorovné rady - párne (horné) a nepárne (dolné). V párnych radoch veľkých periód sa nachádzajú iba kovy a zmena vlastností prvkov v rade zľava doprava je vyjadrená slabo.

V nepárnych radoch veľkých období sa vlastnosti prvkov v rade menia rovnako ako vlastnosti typických prvkov. V párnom počte VI periódy po lantáne nasleduje 14 prvkov [nazývaných lantanoidy (pozri), lantanoidy, prvky vzácnych zemín], ktoré majú podobné chemické vlastnosti ako lantán a navzájom. Ich zoznam je uvedený samostatne pod tabuľkou.

Samostatne sú prvky po aktinium-aktinidoch (aktinidy) vypísané a uvedené pod tabuľkou.

V periodickej tabuľke chemických prvkov je deväť vertikálnych skupín. Číslo skupiny sa rovná najvyššej kladnej valencii (pozri) prvkov tejto skupiny. Výnimkou sú fluór (vyskytuje sa iba negatívne monovalentný) a bróm (nevyskytuje sa sedemmocný); okrem toho meď, striebro, zlato môžu vykazovať valenciu väčšiu ako +1 (Cu-1 a 2, Ag a Au-1 a 3) a z prvkov skupiny VIII len osmium a ruténium majú valenciu +8 . Každá skupina, s výnimkou ôsmej a nultej, je rozdelená na dve podskupiny: hlavnú (umiestnenú vpravo) a vedľajšiu. Medzi hlavné podskupiny patria typické prvky a prvky veľkých období, sekundárne - iba prvky veľkých období a navyše kovy.

Z hľadiska chemických vlastností sa prvky každej podskupiny tejto skupiny navzájom výrazne líšia a iba najvyššia kladná valencia je rovnaká pre všetky prvky tejto skupiny. V hlavných podskupinách sa zhora nadol kovové vlastnosti prvkov zvyšujú a nekovové oslabujú (napríklad francium je prvok s najvýraznejšími kovovými vlastnosťami a fluór je nekovový). Miesto prvku v periodickom systéme Mendelejeva (poradové číslo) teda určuje jeho vlastnosti, ktoré sú priemerom vlastností susedných prvkov vertikálne a horizontálne.

Niektoré skupiny prvkov majú špeciálne názvy. Takže prvky hlavných podskupín skupiny I sa nazývajú alkalické kovy, skupina II - kovy alkalických zemín, skupina VII - halogény, prvky umiestnené za uránom - transurán. Prvky, ktoré sú súčasťou organizmov, zúčastňujú sa na metabolických procesoch a majú výraznú biologickú úlohu, sa nazývajú biogénne prvky. Všetci zaberajú hornú časť tabuľky D. I. Mendelejeva. Ide predovšetkým o O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg a Fe, ktoré tvoria väčšinu živej hmoty (viac ako 99 %). Miesta obsadené týmito prvkami v periodickej tabuľke sú zafarbené svetlomodrou farbou. Biogénne prvky, ktorých je v tele veľmi málo (od 10 -3 do 10 -14%), sa nazývajú mikroelementy (pozri). V bunkách periodického systému sú žlté sfarbené mikroelementy, ktorých životne dôležitý význam pre človeka je dokázaný.

Podľa teórie štruktúry atómov (pozri Atóm) chemické vlastnosti prvkov závisia najmä od počtu elektrónov vo vonkajšom elektrónovom obale. Periodická zmena vlastností prvkov s nárastom kladného náboja atómových jadier sa vysvetľuje periodickým opakovaním štruktúry vonkajšieho elektrónového obalu (energetickej hladiny) atómov.

V malých periódach s nárastom kladného náboja jadra sa počet elektrónov vo vonkajšom obale zvyšuje z 1 na 2 v perióde I a z 1 na 8 v periódach II a III. Z toho vyplýva zmena vlastností prvkov v období z alkalického kovu na inertný plyn. Vonkajší elektrónový obal, obsahujúci 8 elektrónov, je kompletný a energeticky stabilný (prvky nulovej skupiny sú chemicky inertné).

Vo veľkých periódach v párnych radoch, s nárastom kladného náboja jadier, zostáva počet elektrónov vo vonkajšom obale konštantný (1 alebo 2) a druhý vonkajší obal je naplnený elektrónmi. Z toho vyplýva pomalá zmena vlastností prvkov v párnych radoch. V nepárnych sériách dlhých periód, s nárastom náboja jadier, sa vonkajší obal naplní elektrónmi (od 1 do 8) a vlastnosti prvkov sa menia rovnako ako u typických prvkov.

Počet elektrónových obalov v atóme sa rovná číslu periódy. Atómy prvkov hlavných podskupín majú na svojich vonkajších obaloch počet elektrónov rovný číslu skupiny. Atómy prvkov sekundárnych podskupín obsahujú na vonkajších obaloch jeden alebo dva elektróny. To vysvetľuje rozdiel vo vlastnostiach prvkov hlavnej a sekundárnej podskupiny. Číslo skupiny udáva možný počet elektrónov, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických (valenčných) väzieb (pozri Molekula), preto sa takéto elektróny nazývajú valencia. Pre prvky sekundárnych podskupín sú valenciou nielen elektróny vonkajších obalov, ale aj predposledné. Počet a štruktúra elektrónových obalov sú uvedené v priloženej periodickej tabuľke chemických prvkov.

Mimoriadne veľký význam vo vede a praxi má periodický zákon D. I. Mendelejeva a systém na ňom založený. Periodický zákon a systém boli základom pre objavenie nových chemických prvkov, presné určenie ich atómovej hmotnosti, rozvoj teórie štruktúry atómov, stanovenie geochemických zákonov pre rozloženie prvkov v zemskej kôre. a rozvoj moderných predstáv o živej hmote, ktorej zloženie a zákonitosti s tým spojené sú v súlade s periodickým systémom. Biologická aktivita prvkov a ich obsah v tele sú tiež do značnej miery určené miestom, ktoré zaujímajú v periodickom systéme Mendelejeva. Takže so zvýšením sériového čísla v niekoľkých skupinách sa zvyšuje toxicita prvkov a znižuje sa ich obsah v tele. Periodický zákon je názorným vyjadrením najvšeobecnejších dialektických zákonov vývoja prírody.