Če je periodni sistem težko razumljiv, niste sami! Čeprav je težko razumeti njegova načela, vam bo znanje o tem pomagalo pri študiju naravoslovja. Najprej preučite strukturo tabele in katere informacije se lahko iz nje naučite o vsakem kemičnem elementu. Nato lahko začnete raziskovati lastnosti vsakega elementa. In končno, z uporabo periodnega sistema lahko določite število nevtronov v atomu določenega kemičnega elementa.

Koraki

1. del

Struktura tabele

Periodična tabela ali periodni sistem kemičnih elementov se začne v zgornjem levem kotu in konča na koncu zadnje vrstice tabele (v spodnjem desnem kotu). Elementi v tabeli so razporejeni od leve proti desni v naraščajočem vrstnem redu njihovega atomskega števila. Atomska številka prikazuje, koliko protonov je v enem atomu. Poleg tega se s povečanjem atomskega števila poveča tudi atomska masa. Tako lahko po lokaciji elementa v periodnem sistemu določite njegovo atomsko maso.

Kot lahko vidite, vsak naslednji element vsebuje en proton več kot element pred njim. To je očitno, ko pogledate atomska števila. Atomska števila se povečajo za eno, ko se premikate od leve proti desni. Ker so elementi razvrščeni v skupine, ostanejo nekatere celice v tabeli prazne.

• Na primer, prva vrstica tabele vsebuje vodik z atomsko številko 1 in helij z atomsko številko 2. Vendar pa se nahajajo na nasprotnih robovih, saj pripadajo različnim skupinam.

1. Spoznajte skupine, ki vključujejo elemente s podobnimi fizikalnimi in kemičnimi lastnostmi. Elementi vsake skupine so razporejeni v ustrezen navpični stolpec. Običajno jih označuje ista barva, kar pomaga prepoznati elemente s podobnimi fizikalnimi in kemijskimi lastnostmi ter napovedati njihovo vedenje. Vsi elementi določene skupine imajo na zunanji lupini enako število elektronov.

   • Vodik lahko pripišemo tako skupini alkalnih kovin kot skupini halogenov. V nekaterih tabelah je naveden v obeh skupinah.
   • Skupine so v večini primerov oštevilčene od 1 do 18, številke pa so postavljene na vrh ali dno tabele. Številke lahko določite z rimskimi (na primer IA) ali arabskimi (na primer 1A ali 1) številkami.
   • Premikanje po stolpcu od zgoraj navzdol naj bi pomenilo "ogled skupine".

2. Ugotovite, zakaj so v tabeli prazne celice. Elementi so razvrščeni ne samo po svojem atomskem številu, temveč tudi po skupinah (elementi ene skupine imajo podobne fizikalne in kemijske lastnosti). Tako je lažje razumeti, kako se določen element obnaša. Ko pa atomsko število raste, elementov, ki spadajo v ustrezno skupino, ni vedno mogoče najti, zato so v tabeli prazne celice.

   • Na primer, prve 3 vrstice imajo prazne celice, saj prehodne kovine najdemo samo z atomsko številko 21.
   • Elementi z atomskimi številkami od 57 do 102 so razvrščeni kot redkozemeljski elementi in so običajno navedeni v ločeni podskupini v spodnjem desnem kotu tabele.

3. Vsaka vrstica v tabeli predstavlja obdobje. Vsi elementi istega obdobja imajo enako število atomskih orbital, na katerih so elektroni v atomih. Število orbital ustreza številu obdobja. Tabela vsebuje 7 vrstic, to je 7 pik.

   • Atomi elementov prvega obdobja imajo na primer eno orbitalo, atomi elementov sedmega obdobja pa 7 orbital.
   • Obdobja so praviloma označena s številkami od 1 do 7 na levi strani tabele.
   • Ko se premikate po črti od leve proti desni, pravijo, da "gledate obdobje".

4. Naučite se razlikovati med kovinami, metaloidi in nekovinami. Lastnosti elementa boste bolje razumeli, če boste lahko ugotovili, kateremu tipu pripada. Za udobje so v večini tabel kovine, metaloidi in nekovine označene z različnimi barvami. Kovine so na levi, nekovine pa na desni strani mize. Med njimi se nahajajo metaloidi.

   2. del

   Oznake elementov

   1. Vsak element je označen z eno ali dvema latiničnima črkama. Simbol elementa je praviloma prikazan z velikimi črkami v sredini ustrezne celice. Simbol je okrajšano ime elementa, ki je enako v večini jezikov. Pri poskusih in delu s kemičnimi enačbami se pogosto uporabljajo simboli za elemente, zato si jih je koristno zapomniti.

      • Značilno je, da so simboli elementov okrajšava njihovega latinskega imena, čeprav za nekatere, zlasti nedavno odkrite elemente, izhajajo iz splošnega imena. Na primer, helij je označen s simbolom He, ki je v večini jezikov blizu običajnemu imenu. Hkrati se železo imenuje Fe, kar je okrajšava njegovega latinskega imena.

   2. Bodite pozorni na polno ime elementa, če je prikazano v tabeli. To "ime" elementa se uporablja v običajnem besedilu. Na primer, "helij" in "ogljik" sta imeni elementov. Običajno, čeprav ne vedno, so polna imena elementov navedena pod njihovim kemijskim simbolom.

      • Včasih imena elementov v tabeli niso navedena in so podani samo njihovi kemijski simboli.

   3. Poiščite atomsko številko. Običajno je atomska številka elementa na vrhu ustrezne celice, na sredini ali v kotu. Lahko se pojavi tudi pod imenom simbola ali elementa. Elementi imajo atomska števila od 1 do 118.

      • Atomska številka je vedno celo število.

   4. Ne pozabite, da atomsko število ustreza številu protonov v atomu. Vsi atomi elementa vsebujejo enako število protonov. Za razliko od elektronov število protonov v atomih elementa ostaja konstantno. V nasprotnem primeru bi se izkazal še en kemični element!

Periodični zakon D.I. Mendeleev in periodni sistem kemijskih elementov je zelo pomemben pri razvoju kemije. Potopimo se v leto 1871, ko je profesor kemije D.I. Mendeleev je s številnimi poskusi in napak prišel do zaključka, da "... lastnosti elementov in s tem lastnosti preprostih in kompleksnih teles, ki jih tvorijo, so občasno odvisne od njihove atomske teže." Periodičnost sprememb lastnosti elementov izhaja iz periodičnega ponavljanja elektronske konfiguracije zunanje elektronske plasti s povečanjem jedrskega naboja.

Sodobna formulacija periodičnega zakona je to:

"Lastnosti kemičnih elementov (tj. Lastnosti in oblika spojin, ki jih tvorijo) so občasno odvisne od jedrskega naboja atomov kemičnih elementov."

Med poučevanjem kemije je Mendeleev razumel, da zapomnitev posameznih lastnosti vsakega elementa študentom povzroča težave. Začel je iskati načine, kako ustvariti sistematično metodo za lažje zapomnitev lastnosti elementov. Rezultat je bil naravna miza, kasneje je postalo znano kot periodično.

Naša sodobna miza je zelo podobna Mendeljejevi. Oglejmo si ga podrobneje.

periodni sistem

Periodni sistem Mendelejeva je sestavljen iz 8 skupin in 7 obdobij.

Pokličejo se navpični stolpci tabele v skupinah ... Elementi v vsaki skupini imajo podobne kemijske in fizikalne lastnosti. To je posledica dejstva, da imajo elementi ene skupine podobne elektronske konfiguracije zunanje plasti, pri čemer je število elektronov enako številu skupine. V tem primeru je skupina razdeljena na glavne in manjše podskupine.

IN Glavne podskupine vključuje elemente, v katerih so valentni elektroni na zunanjih ns in np podnivojih. IN Stranske podskupine vključuje elemente, katerih valentni elektroni se nahajajo na zunanjem podnivoju in notranjem (n - 1) dni podnivoju (ali (n - 2) podnivoju).

Vsi elementi v periodni sistem odvisno od tega, na katero podnivo (s-, p-, d- ali f-) so valentni elektroni razvrščeni v: s- elemente (elementi glavne podskupine skupin I in II), p-elementi (elementi glavnih podskupin III - VII skupine), d-elementi (elementi stranskih podskupin), f-elementi (lantanidi, aktinidi).

Najvišja valenca elementa (z izjemo O, F, elementov bakrene podskupine in osme skupine) je enaka številu skupine, v kateri se nahaja.

Za elemente glavne in sekundarne podskupine so formule višjih oksidov (in njihovih hidratov) enake. V glavnih podskupinah je sestava vodikovih spojin enaka za elemente v tej skupini. Trdni hidridi tvorijo elemente glavnih podskupin I - III skupin, IV - VII skupine pa plinaste vodikove spojine. Vodikove spojine tipa EN 4 so bolj nevtralne od spojin, EN 3 so baze, H 2 E in NE so kisline.

Kličejo se vodoravne vrstice tabele obdobja. Elementi v obdobjih se med seboj razlikujejo, vendar jim je skupno, da so zadnji elektroni na isti energijski ravni ( glavno kvantno številon - enako ).

Prvo obdobje se od ostalih razlikuje po tem, da obstajata le dva elementa: vodik H in helij He.

V drugem obdobju je 8 elementov (Li - Ne). Litij Li - alkalna kovina začne obdobje in zapre svoj plemeniti plin neon Ne.

Tako v tretjem kot v drugem obdobju je 8 elementov (Na - Ar). Alkalijska kovina natrij Na začne obdobje, žlahtni plin argon Ar pa ga zapre.

V četrtem obdobju je 18 elementov (K - Kr) - Mendeleev ga je označil za prvo večje obdobje. Začne se tudi z alkalijsko kovino Kalij in konča z inertnim plinom kripton Kr. Dolga obdobja vključujejo prehodne elemente (Sc - Zn) - d-elementi.

V petem obdobju je podobno kot v četrtem 18 elementov (Rb - Xe), njegova struktura pa je podobna četrtemu. Začne se tudi z rubidijem alkalijske kovine Rb in konča z inertnim plinom ksenonom Xe. Dolga obdobja vključujejo prehodne elemente (Y - Cd) - d-elementi.

Šesto obdobje obsega 32 elementov (Cs - Rn). Razen 10 d-elementi (La, Hf - Hg) vsebuje vrstico 14 f-elementi (lantanidi) - Ce - Lu

Sedmo obdobje ni konec. Začne se s Francijem Fr, domnevamo lahko, da bo vseboval, kot tudi šesto obdobje, 32 že najdenih elementov (do elementa z Z \u003d 118).

Interaktivni periodni sistem

Če pogledate periodni sistem in narišite namišljeno črto, ki se začne pri boru in konča med polonijem in astatinom, potem bodo vse kovine na levi strani črte, nekovine pa na desni. Elementi, ki mejijo neposredno na to črto, bodo imeli lastnosti tako kovin kot nekovin. Imenujemo jih metaloidi ali polmetali. To so bor, silicij, germanij, arzen, antimon, telur in polonij.

Periodični zakon

Mendelejev je podal naslednjo formulacijo Periodičnega zakona: "lastnosti enostavnih teles ter oblike in lastnosti spojin elementov in zato lastnosti preprostih in kompleksnih teles, ki jih tvorijo, so občasno odvisne od njihove atomske teže. "
Obstajajo štirje glavni periodični vzorci:

Pravilo okteta navaja, da vsi elementi ponavadi pridobijo ali izgubijo elektron, da imajo osem-elektronsko konfiguracijo najbližjega plemenitega plina. Ker zunanji s- in p-orbitali žlahtnih plinov so popolnoma napolnjeni, potem so najbolj stabilni elementi.
Ionizacijska energija Je količina energije, ki je potrebna za odklop elektrona od atoma. V skladu s pravilom okteta je za premik elektrona od leve proti desni potrebno več energije. Zato elementi na levi strani tabele ponavadi izgubijo elektron, na desni strani pa ga pridobijo. Najvišja ionizacijska energija za inertne pline. Energija ionizacije se zmanjša pri premikanju po skupini, ker nizkoenergijski elektroni imajo sposobnost odbijanja elektronov z višjih nivojev energije. Ta pojav je poimenovan zaščitni učinek... Zaradi tega učinka so zunanji elektroni manj trdno vezani na jedro. Ko se giblje po obdobju, se ionizacijska energija gladko povečuje od leve proti desni.

Afiniteta do elektronov- sprememba energije ob pridobivanju dodatnega elektrona z atomom snovi v plinastem stanju. Ko se skupina premika navzdol, postane afiniteta elektronov manj negativna zaradi zaščitnega učinka.

Elektronegativnost - merilo, kako močno želi privabiti elektrone drugega z njim povezanega atoma. Elektronegativnost se poveča ob vstopu periodni sistem od leve proti desni in od spodaj navzgor. Ne smemo pozabiti, da plemeniti plini nimajo elektronegativnosti. Tako je najbolj elektronegativni element fluor.

Na podlagi teh konceptov bomo preučili, kako se spreminjajo lastnosti atomov in njihovih spojin periodni sistem.

Torej, v periodični odvisnosti obstajajo take lastnosti atoma, ki so povezane z njegovo elektronsko konfiguracijo: atomski polmer, ionizacijska energija, elektronegativnost.

Upoštevajmo spremembo lastnosti atomov in njihovih spojin glede na položaj v periodni sistem kemičnih elementov.

Nekovinska struktura atoma se poveča pri premikanju v periodnem sistemu od leve proti desni in od spodaj navzgor... Kar zadeva zmanjšane so osnovne lastnosti oksidov, in kisle lastnosti se povečujejo v enakem vrstnem redu - pri premikanju od leve proti desni in od spodaj navzgor. V tem primeru so kisle lastnosti oksidov močnejše, večje je oksidacijsko stanje elementa, ki ga tvori.

Po obdobju od leve proti desni osnovne lastnosti hidroksidioslabijo, se moč osnov poveča vzdolž glavnih podskupin od zgoraj navzdol. Poleg tega, če lahko kovina tvori več hidroksidov, potem s povečanjem stopnje oksidacije kovine, osnovne lastnosti hidroksidi so oslabljeni.

Po obdobjih od leve proti desni moč kisikovih kislin se poveča. Pri gibanju od zgoraj navzdol znotraj ene skupine se moč kislin, ki vsebujejo kisik, zmanjša. V tem primeru se moč kisline poveča s povečanjem stopnje oksidacije elementa, ki tvori kislino.

Po obdobjih od leve proti desni moč anoksičnih kislin se poveča. Pri gibanju od zgoraj navzdol znotraj ene skupine se moč anoksičnih kislin poveča.

Kategorije,

OBDOBNI SISTEM, naročen komplet kem. elementi, njihove narave. kar je izraz tabele. Prototip revije. kemični sistemi elementi so služili kot tabela "Izkušnje sistema elementov na podlagi njihove in kemijske podobnosti", ki jo je sestavil DI Mendeleev 1. marca 1869 (slika 1). V zadnjem. Z leti je znanstvenik izboljšal tabelo, razvil ideje o obdobjih in skupinah elementov ter o mestu elementa v sistemu. Leta 1870 je Mendeleev sistem imenoval naravni, leta 1871 pa je bil periodičen. Kot rezultat je že takrat periodični sistem v mnogih pogledih dobil sodoben. strukturni obrisi. Glede na to je Mendelejev napovedal obstoj Svetega otoka približno 10 neznanih elementov; te napovedi so bile nato potrjene.

Sl. 1 Tabela "Izkušnje sistema elementov na podlagi njihove in kemijske podobnosti" (DI Mendeleev. I myrtle 1869).

Vendar pa je v naslednjih več kot 40 letih sistem redno deloval. stopnja je bila le empirična. posploševanje dejstev, ker ni bilo fizičnega. obrazložitev razlogov za periodično. spremembe elementov CB-B, odvisno od njihovega povečanja. Takšna razlaga je bila nemogoča brez trdnih idej o strukturi (glej). Zato je bil najpomembnejši mejnik v razvoju periodičnega sistema planetarni (jedrski) model, ki ga je predlagal E. Rutherford (1911). Leta 1913 je A. van den Bruck prišel do zaključka, da je element v periodičnem sistemu številčno enak poz. naboj (Z) svojega jedra. Ta zaključek je eksperimentalno potrdil G. Moseley (Moseleyev zakon, 1913-14). Kot rezultat, občasno. zakon je dobil strogo fizično. besedilo je bilo mogoče nedvoumno določiti spodnje. mejo periodičnega sistema (H kot element z najmanj Z \u003d 1), ocenite natančno število elementov med H in U in ugotovite, kateri elementi še niso odkriti (Z \u003d 43, 61, 72, 75, 85, 87). Teorija periodičnega sistema je bila razvita na začetku. Dvajseta leta 20. stoletja (glej spodaj).

Struktura periodičnega sistema.Sodobni periodični sistem vključuje 109 kemičnih elementov (obstajajo podatki o sintezi elementa z Z \u003d 110 leta 1988). Od tega v naravi. najdeni predmeti 89; vsi elementi, ki sledijo U ali (Z \u003d 93 109), pa tudi Tc (Z \u003d 43), Pm (Z \u003d 61) in At (Z \u003d 85) so bili umetno sintetizirani z uporabo razgradnje. ... Elementi z Z \u003d 106 109 še niso prejeli imen, zato ustrezni simboli v tabelah niso prisotni; za element z Z \u003d 109 so naibi še vedno neznani. dolgo živel.

V celotni zgodovini periodičnega sistema je bilo objavljenih več kot 500 različnih različic njegove podobe. Razlog za to so bili poskusi najti racionalno rešitev nekaterih spornih problemov zgradbe periodičnega sistema (umestitev H, lantanoidi itd.). Naib. distribucija je dobila sled. tabelarne oblike izražanja periodičnega sistema: 1) kratko je predlagal Mendelejev (v sodobni obliki je postavljen na začetek zvezka na barvnem listju); 2) dolgo je razvil Mendeleev, leta 1905 jo je izboljšal A. Werner (slika 2); 3) stopnišče, objavljeno leta 1921 H. (slika 3). V zadnjih desetletjih se kratke in dolge oblike še posebej pogosto uporabljajo kot ilustrativne in praktično priročne. Vsi navedeni. oblike imajo določene prednosti in slabosti. Vendar je težko ponuditi K.-L. univerzalni različica slike periodičnega sistema bi to-ry ustrezno odražala vso raznolikost sv-in kem. elementi in posebnosti spreminjanja njihove kemikalije. vedenje, ko se Z poveča.

Sklad. Načelo konstrukcije periodičnega sistema je ločevanje obdobij (vodoravne vrstice) in skupin (navpični stolpci) elementov v njem. Sodobni periodični sistem je sestavljen iz 7 obdobij (sedmo, še nedokončano, naj bi se končalo s hipotetičnim elementom z Z \u003d 118) in 8 skupin. zbirka elementov, ki se začne (ali prvo obdobje) in konča. Število elementov v obdobjih se redno povečuje in, začenši z drugim, ponovite v parih: 8, 8, 18, 18, 32, 32, ... (poseben primer prvega obdobja, ki vsebuje samo dva elementa). Skupina elementov nima jasne opredelitve; formalno njegovo število ustreza maks. vrednost njegovih sestavnih elementov, vendar ta pogoj v nekaterih primerih ni izpolnjen. Vsaka skupina je razdeljena na glavno (a) in sekundarno (b) podskupino; vsak od njih vsebuje elemente, ki so si podobni v kemiji. Za vas, to-rykh je značilna enaka struktura navzven. elektronske lupine. V večini skupin elementi podskupin a in b kažejo določeno kemikalijo. podobnost, preim. v višjem.

Skupina VIII zaseda posebno mesto v strukturi periodičnega sistema. Skozi traja. časa so mu pripisovali le elemente "triad": Fe-Co-Ni in (Ru Rh Pd in \u200b\u200bOs-Ir-Pt) in vsi so bili sami po sebi. ničelna skupina; zato je periodni sistem vseboval 9 skupin. Po 60. letih. so bili prejeti s prik. Xe, Kr in Rn so začeli uvrščati v podskupino VIIIa in ničelna skupina je bila ukinjena. Elementi triad so tvorili podskupino VIII6. Ta "strukturna zasnova" skupine VIII se zdaj pojavlja v skoraj vseh objavljenih različicah izraza periodičnega sistema.

Bo razlikoval. značilnost prvega obdobja je, da vsebuje le 2 elementa: H in He. zaradi sv-in - enotnosti. element, ki nima jasno določenega mesta v periodičnem sistemu. Simbol H je nameščen bodisi v podskupino Ia bodisi v podskupino VIIa ali hkrati v obe, pri čemer simbol v oklepajih zaokroži ena od podskupin ali, na koncu, upodablja njegovo razpadanje. pisave. Ti načini namestitve H temeljijo na dejstvu, da ima nekatere formalne značilnosti podobnosti z in s.

Sl. 2. Periodična dolga oblika. kemični sistemi elementi (moderna različica). Sl. 3. Oblika lestve periodično. kemični sistemi elementi (H., 1921).

Drugo obdobje (Li-Ne), ki vsebuje 8 elementov, se začne z Li (enotnost, + 1); sledi Be (+ 2). Metallich. znak B (+3) je šibko izražen, naslednji C pa je tipičen (+4). Naslednji N, O, F in Ne so nekovine in samo v N najvišji + 5 ustreza številki skupine; O in F sta med najbolj aktivnimi.

Tretje obdobje (Na-Ar) vključuje tudi 8 elementov, naravo kemijske spremembe. sv-in-to-ryh je v mnogih pogledih podoben tistemu, ki smo ga opazili v drugem obdobju. Vendar sta Mg in Al bolj "kovinska" kot v tem zaporedju. Be in B. Preostali elementi - Si, P, S, Cl in Ar - so nekovine; vsi kažejo enako število skupin, razen Ar. T.arr., v drugem in tretjem obdobju, ko se Z povečuje, pride do oslabitve kovine in krepitve nekovine. naravo elementov.

Vsi elementi prvih treh obdobij spadajo v podskupine a. Glede na moderno terminologiji se imenujejo elementi, ki spadajo v podskupini Ia in IIa. I-elementi (v tabeli barv so njihovi simboli rdeči) v podskupine IIIa-VIIIa-p-elementi (oranžni simboli).

Četrto obdobje (K-Kr) vsebuje 18 elementov. Po K in shchel.-zem. Ca (s-elementi) sledi seriji 10 tako imenovanih. prehodni (Sc-Zn) ali d-elementi (modri simboli), ki so vključeni v podskupine b. Večina (vseh -) kaže višje, enake številu skupin, razen triade Fe-Co-Ni, kjer ima Fe pod določenimi pogoji +6, Co in Ni pa sta maksimalno trivalentna. Elementi iz Ga v Kr spadajo v podskupine a (p-elementi) in narava spremembe njihovega sv-ina je v marsičem podobna spremembi sv-in elementov drugega in tretjega obdobja v ustreznih intervalih Z vrednosti. relativno stabilne povezave., v glavnem. z F.

Peto obdobje (Rb-Xe) je zgrajeno podobno kot četrto; ima tudi vložek 10 prehodnih ali d-elementov (Y-Cd). Posebnosti sprememb elementov sv-in v obdobju: 1) v triadi Ru-Rh-Pd kaže max, 4-8; 2) vsi elementi podskupin a, vključno z Xe, so višji, enaki številu skupin; 3) pri I. je opazna šibka kovinskost Sveti otok. T. arr., St. Otoki elementov četrtega in petega obdobja, ko se Z povečuje, se težje spreminjajo kot St. Otoki elementov v drugem in tretjem obdobju, kar je predvsem posledica prisotnosti prehodnih d- elementi.

Šesta točka (Cs-Rn) vsebuje 32 elementov. Poleg desetih elementov d (La, Hf-Hg) vključuje družino 14 f-elementov (črni simboli, od Ce do Lu) -lantanoidov. V kemiji so si zelo podobni. sv-ti (pretežno v +3) in zato ne m b. objavljeno na razstav. skupin sistema. V kratki obliki periodnega sistema so vsi lantanoidi vključeni v podskupino IIIa (La), njihova celota pa je razčlenjena pod tabelo. Ta tehnika ni brez pomanjkljivosti, saj se zdi, da je 14 elementov zunaj sistema. V dolgih in lestvičastih oblikah periodnega sistema se specifičnost odraža v splošnem ozadju njegove strukture. Dr. značilnosti elementov obdobja: 1) v triadi Os Ir Pt samo Os kaže maks. +8; 2) At ima izrazitejšo kovinskost v primerjavi z I. značaj; 3) Rn naib. reaktiven iz, vendar močan otežuje preučevanje njegove kemije. Sv.

Tudi sedmo obdobje, tako kot šesto, bi moralo vsebovati 32 elementov, vendar še ni popolno. Fr in Ra elementi po podskupini Ia in IIa, Ac analog elementov podskupine III6. V skladu z aktinidnim konceptom G. Seaborga (1944) po Ac sledi družina 14 f-elementov (Z \u003d 90 103). V kratki obliki periodnega sistema so slednji vključeni v Ac in so podobno zapisani kot dep. vrstica pod mizo. Ta tehnika je predvidevala prisotnost določene kemikalije. podobnosti med elementi dveh družin f. Podrobna študija pa je pokazala, da imajo veliko širši razpon, vključno s +7 (Np, Pu, Am). Poleg tega je za težke značilna stabilizacija spodnjih (+ 2 ali celo +1 za Md).

Ocena kem. naravi Ku (Z \u003d 104) in Ns (Z \u003d 105), sintetizirani v številnih posameznih zelo kratkotrajnih, sta privedli do zaključka, da so ti elementi analogni. Hf in Ta, to je d-elementa, in naj se nahajata v podskupinah IV6 in V6. Chem. elementi z Z \u003d 106 109 niso bili izvedeni, lahko pa domnevamo, da spadajo v sedmo obdobje. Računalniški izračuni kažejo, da elementi z Z \u003d 113.118 pripadajo p-elementom (podskupine IIIa VIIIa).

Periodična teorija sistemaje bil preim. H. (1913 21) je nastal na podlagi kvantnega modela, ki ga je predlagal. Ob upoštevanju posebnosti sprememb elementov sv-in v periodičnem sistemu in informacij o njih je razvil shemo za konstruiranje elektronskih konfiguracij s povečevanjem Z, ki jo je postavil kot podlago za razlago pojava periodičnosti in strukture periodičnega sistema . Ta shema temelji na določenem zaporedju polnjenja lupin (imenovanih tudi plasti, nivoji) in podlupin (lupine, podnivoji) v skladu s povečanjem Z. elektronske lupine se občasno ponavljajo, kar določa periodičnost. kemične spremembe. sv-in elementi. To je Ch. razlog nat. narava pojava periodičnosti. Elektronske lupine, z izjemo tistih, ki ustrezajo vrednostim 1 in 2 glavnega kvantnega števila l, se ne polnijo zaporedno in monotono do popolnega zaključka (številke v zaporednih lupinah so: 2, 8, 18, 32 , 50, ...); njihovo konstrukcijo občasno prekine pojav agregatov (ki tvorijo določene podlupine), ki ustrezajo velikim vrednostim n. To je bistvo bitij. posebnost "elektronske" interpretacije strukture periodičnega sistema.

Shema za oblikovanje elektronskih konfiguracij, ki je osnova teorije periodičnega sistema, odraža, tj. Določeno zaporedje pojavljanja v obliki Z množic (podlupin), za katere so značilne določene vrednosti glavnega in se pojavi orbitalna (l) kvantna števila. Ta shema je običajno napisana v obliki tabele. (glej spodaj).

Podlupine so razdeljene z navpičnimi črtami, v rži se napolnijo elementi, ki sestavljajo zaporedne. obdobja periodičnega sistema (številke obdobij so označene z zgornjimi številkami); podlupine, ki s tem str zaključujejo oblikovanje lupin.

Številke v lupinah in podlupinah so definirane z. Glede delcev s polcelim številom domneva, da v ne m. B. dve z enakimi vrednostmi vseh kvantnih števil. Zmogljivosti lupin in podlupine so enake. 2p 2 in 2 (2l + 1). To načelo ne določa.

	Obdobje	1	2	3	4	5	6	7
	Elektronska konfiguracija	1s	2s 2p	3s 3p	4s 3d 4p	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p	7s 5f 6d 7p
	n	l	22	33	434	545	6456	7567
	l	0	01	01	021	021	0321	0321
		2	26	26	2106	2106	214106	214106
	Število elementov v obdobju	2	8	8	18	18	32	32

vendar zaporedje oblikovanja elektronskih konfiguracij z naraščanjem Z. Iz zgornjega diagrama najdemo kondenzatorje v zaporedju. obdobja: 2, 8, 18, 32, 32, ....

Vsako obdobje se začne z elementom, v katerem se najprej prikaže z dano vrednostjo n pri l \u003d 0 (ns 1 -elementi) in konča z elementom, v katerem je podlupina napolnjena z enakim n in l \u003d 1 (np 6 -elementi) vi); izjema-prvo obdobje (samo 1-elementi). Vsi s- in p-elementi spadajo v podskupine a. Podskupine b vključujejo elemente, v katerih so lupine dokončane, ki so prej ostale nedokončane (vrednosti h so manjše od števila obdobja, l \u003d 2 in 3). Prva tri obdobja vključujejo elemente samo podskupin a, to je s- in p-elementov.

Realno shemo za konstruiranje elektronskih konfiguracij opisuje t.i. (n + l) pravilo, ki ga je (1951) oblikoval V. M. Klečkovski. Konstrukcija elektronskih konfiguracij poteka v skladu z zaporednim povečevanjem vsote (n + /). V tem primeru se v mejah vsake take vsote najprej napolnijo podlupine z velikim l in manjšim n, nato z manjšim l in večjim n.

Od šestega obdobja gradnja elektronskih konfiguracij dejansko postaja bolj zapletena, kar se izraža v kršenju jasnih meja med zaporednim polnjenjem podlupin. Na primer, 4f-elektron se ne pojavi v La z Z \u003d 57, ampak v naslednjem Ce (Z \u003d 58); sledite. konstrukcija podlupine 4f je prekinjena v Gd (Z \u003d 64, prisotnost 5d elektrona). Ta "zamegljenost periodičnosti" je jasno vidna v sedmem obdobju pri Z\u003e 89, kar se kaže v elementih elementov.

Prava shema prvotno ni bila razvidna iz K.-L. strogo teoretično. predstavitve. Temeljila je na znani kem. sv-vakh elementi in informacije o njihovih spektrih. Velja. fizično utemeljitev resnične sheme je bila posledica uporabe metod za opis strukture. V kvantni mehaniki. razlaga teorije strukture, koncept elektronskih lupin in podlupink s strogim pristopom je izgubila svoj prvotni pomen; Dandanes se pojem atoma pogosto uporablja. Kljub temu je razvil princip fizičnega. razlaga pojava periodičnosti ni izgubila pomena in v prvem približku povsem izčrpno razlaga teoretično. temelje periodičnega sistema. V vsakem primeru objavljene oblike slike periodičnega sistema odražajo idejo o naravi porazdelitve po lupinah in podlupinah.

Struktura in kemijske lastnosti elementov.Glavne značilnosti kem. obnašanje elementov je odvisno od narave konfiguracij zunanjih (ene ali dveh) elektronskih lupin. Te značilnosti so različne za elemente podskupin a (s- in p-elementi), podskupin b (d-elementi), f-družin (u).

Posebno mesto zasedajo 1s-elementi prvega obdobja (H in He). zaradi prisotnosti samo enega se v velikem razlikujesv. Konfiguracija He (1s 2) je izjemna, kar določa njegovo kemikalijo. vztrajnost. Ker so elementi podskupin in napolnjeni z zunanjimi. elektronske lupine (z n enakim številu obdobja) se St. otoki elementov izrazito spreminjajo, ko se Z v ustreznih obdobjih povečuje, kar se izraža v oslabitvi kovine in krepitvi nekovine. Sv. Vsi razen H in He so p-elementi. Hkrati v vsaki podskupini a, ko se Z povečuje, opazimo povečanje kovinske. Sv. Ti vzorci so razloženi z oslabitvijo zunanje komunikacijske energije. z jedrom pri prehodu iz obdobja v obdobje.

Pomen periodičnega sistema. Ta sistem je igral in ima še vedno veliko vlogo pri razvoju mnogih. naravoslovje. disciplin. Postala je pomemben člen atomskega pomola. učenja, prispeval k oblikovanju moderne. pojem "kemični element" in razjasnitev pojmov preprost in-vah in povezava., je prinesel sredstva. vpliv na razvoj teorije strukture in pojav koncepta izotopije. Strogo znanstveno je povezano s periodičnim sistemom. izjava o problemu napovedovanja v temse je izkazal tako v napovedovanju obstoja neznanih elementov in njihovega sv-ina kot novih lastnosti kem. vedenje že odprtih elementov. Periodični sistem je najpomembnejša osnova za inorg. ; služi na primer nalogam sinteze vnaprej z vnaprej določenimi s-vami, ustvarjanju novih materialov, zlasti polprevodnikov, izbiri specifičnih. za razgradnjo. kem. procesov. Periodični sistem -znanstveni. učna osnova splošna in neizobraževalna. , pa tudi nekatera področja atomske fizike.

Lit.: Mendeleev D.I., Periodični zakon. Glavni članki, M., 1958; Kedrov B. M .. Trije vidiki atomizma, 3. del. Mendelejev zakon, M., 1969; Trifonov D H., O kvantitativni interpretaciji periodičnosti, M., 1971; Trifonov D. H., Krivomazov A. H., Lisnevsky Yu. I., Nauk o periodičnosti in nauk Fr. Mešana kronologija najpomembnejših dogodkov. M., 1974; Karapetya MX. Drakii S.I., Struktura, M., 1978; Nauk o periodičnosti. Zgodovina in modernost. Sob. člankov. M .. 1981. Korolkov DV, Fundacije, M., 1982; Melnikov VP, Dmitriev IS Dodatne vrste periodičnosti v periodičnem sistemu DI Mendeleev, M. 1988. D. N Trifonov.

V tej lekciji boste spoznali Periodični zakon Mendelejeva, ki opisuje spremembo lastnosti enostavnih teles ter obliko in lastnosti spojin elementov, odvisno od vrednosti njihovih atomskih mas. Razmislite, kako lahko kemični element opišemo s položajem v periodnem sistemu.

Tema: Periodični zakon inPeriodni sistem kemičnih elementov D. I. Mendeleeva

Lekcija: Opis elementa po položaju v periodnem sistemu elementov D. I. Mendelejeva

Leta 1869 je DI Mendeleev na podlagi zbranih podatkov o kemijskih elementih oblikoval svoj periodični zakon. Potem je zvenelo takole: "Lastnosti enostavnih teles ter oblike in lastnosti spojin elementov so občasno odvisne od vrednosti atomskih mas elementov." Zelo dolgo je bil fizični pomen zakona Mendelejeva nerazumljiv. Po odkritju strukture atoma v 20. stoletju se je vse postavilo na svoje mesto.

Sodobna formulacija periodičnega zakona: "Lastnosti enostavnih snovi ter oblike in lastnosti spojin elementov so občasno odvisne od velikosti naboja atomskega jedra."

Naboj jedra atoma je enak številu protonov v jedru. Število protonov je uravnoteženo s številom elektronov v atomu. Tako je atom električno nevtralen.

Jedrski naboj atoma v periodnem sistemu je redna številka elementa.

Številka obdobjakaže število ravni energije,na katerem se elektroni vrtijo.

Številka skupinekaže število valentnih elektronov.Za elemente glavnih podskupin je število valentnih elektronov enako številu elektronov na zunanji energijski ravni. Za nastanek kemijskih vezi elementa so odgovorni valentni elektroni.

Kemični elementi skupine 8 - inertni plini imajo na zunanji elektronski lupini 8 elektronov. Takšna elektronska lupina je energetsko ugodna. Vsi atomi običajno napolnijo svojo zunanjo elektronsko lupino do 8 elektronov.

Katere značilnosti atoma se periodično spreminjajo v periodnem sistemu?

Struktura zunanje elektronske ravni se ponovi.

Polmer atoma se občasno spreminja. V skupini polmer povečujes povečanjem števila obdobij, saj se število nivojev energije poveča. V obdobju od leve proti desni atomsko jedro bo raslo, vendar bo privlačnost jedra večja in s tem polmer atoma zmanjšuje.

Vsak atom poskuša dokončati zadnjo raven energije elementov skupine 1 na zadnji plasti 1 elektrona. Zato jih lažje oddajo. In elementi 7. skupine lažje privabijo 1 elektron, ki manjka v oktet. V skupini se bo sposobnost doniranja elektronov povečala od zgoraj navzdol, saj se polmer atoma poveča in privlačnost jedra je manjša. V obdobju od leve proti desni se sposobnost oddajanja elektronov zmanjšuje, ker se polmer atoma zmanjšuje.

Lažje kot se element odpove elektroni z zunanje ravni, večje so njegove kovinske lastnosti, njegovi oksidi in hidroksidi pa imajo večje osnovne lastnosti. To pomeni, da se kovinske lastnosti v skupinah povečujejo od zgoraj navzdol in v obdobjih od desne proti levi. Pri nekovinskih lastnostih je ravno obratno.

Sl. 1. Položaj magnezija v mizi

V skupini je magnezij v bližini berilija in kalcija. Slika 1. Magnezij je v skupini nižji od berilija, vendar višji od kalcija. Magnezij ima več kovinskih lastnosti kot berilij, vendar manj kot kalcij. Spremenijo se tudi osnovne lastnosti njegovih oksidov in hidroksidov. V tem obdobju je natrij levo in aluminij desno magnezija. Natrij bo imel več kovinskih lastnosti kot magnezij in magnezij več kot aluminij. Tako lahko kateri koli element primerjate s sosedi v skupini in obdobju.

Kisle in nekovinske lastnosti se spreminjajo nasprotno od osnovnih in kovinskih lastnosti.

Karakterizacija klora po njegovem položaju v periodičnem sistemu D. I. Mendelejeva.

Sl. 4. Položaj klora v mizi

. Vrednost atomskega števila 17 označuje število protonov17 in elektronov17 v atomu. Slika 4. Atomska masa 35 vam bo pomagala izračunati število nevtronov (35-17 \u003d 18). Klor je v tretjem obdobju, kar pomeni, da je število ravni energije v atomu 3. Je v skupini 7 -A, nanaša se na p-elemente. Je nekovinska. Klor primerjamo s sosedi v skupini in po obdobjih. Klor ima več nekovinskih lastnosti kot žveplo, vendar manj kot argon. Klor ob-la-da-e ima manj nekovinskih lastnosti kot fluor in več kot brom. Porazdelimo elektrone na energijske ravni in napišite elektronsko formulo. Splošna porazdelitev elektronov bo videti tako. Glej sliko pet

Sl. 5. Porazdelitev elektronov atoma klora po nivojih energije

Določite najvišjo in najnižjo stopnjo oksidacije klora. Najvišje oksidacijsko stanje je +7, saj lahko odda 7 elektronov iz zadnje elektronske plasti. Najnižje oksidacijsko stanje je -1, ker za dokončanje klora potrebuje 1 elektron. Formula višjega oksida Cl 2 O 7 (kisli oksid), vodikova spojina HCl.

V procesu doniranja ali pritrjevanja elektronov atom pridobi pogojna dajatev... Ta pogojna dajatev se imenuje .

- Preprosto snovi imajo stopnjo oksidacije enako nič.

Predmeti so lahko razstavljeni največ oksidacijsko stanje in minimalno. Največ element kaže oksidacijsko stanje, ko podarjavsi njegovi valenčni elektroni z zunanje elektronske ravni. Če je število valentnih elektronov enako številu skupine, je največje oksidacijsko stanje enako številu skupine.

Sl. 2. Položaj arzena v tabeli

Najmanj element bo pokazal oksidacijsko stanje, ko bo bo sprejelvsi možni elektroni za dokončanje elektronske plasti.

Oglejmo si primer elementa št. 33, vrednosti oksidacijskih stopenj.

To je arzen As, ki je v peti glavni podskupini. Slika 2. Na zadnji elektronski ravni ima pet elektronov. To pomeni, da bo, če jih oddate, imel stopnjo oksidacije +5. Do zaključka elektronske plasti At atomu primanjkuje 3 elektronov. Z njihovim privabljanjem bo imel stopnjo oksidacije -3.

Položaj elementov kovin in nekovin v periodnem sistemu D.I. Mendelejev.

Sl. 3. Položaj kovin in nekovin v tabeli

IN zavarovanje podskupine so vse kovin ... Če duševno držiš diagonala od bora do astatina potem višje te diagonale v glavnih podskupinah bodo vse nekovine , in spodaj ta diagonala - vse kovin ... Slika 3.

1. št. 1-4 (str. 125) Rudzitis G. Ye. Anorganska in organska kemija. 8. razred: učbenik za izobraževalne ustanove: osnovna raven / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. M.: Izobraževanje. 2011 176s .: Ill.

2. Katere značilnosti atoma se spreminjajo s periodičnostjo?

3. Navedite značilnost kemičnega elementa kisik glede na njegov položaj v periodnem sistemu DI Mendelejeva.

Kdor je hodil v šolo, se bo spomnil, da je bil eden od obveznih predmetov kemija. Lahko ji je všeč ali pa tudi ne - ni pomembno. In verjetno je veliko znanja iz te discipline že pozabljeno in se v življenju ne uporablja. Vsi pa se spomnijo tabele kemijskih elementov D.I. Mendeleeva. Za mnoge je ostala večbarvna tabela, kjer so v vsak kvadrat vpisane določene črke, ki označujejo imena kemičnih elementov. Toda tukaj ne bomo govorili o kemiji kot taki in opisali na stotine kemijskih reakcij in procesov, ampak bomo govorili o tem, kako se je periodni sistem prikazal na splošno - ta zgodba bo zanimiva za vsakega človeka in dejansko za vse tiste, željni zanimivih in koristnih informacij ...

Malo ozadja

Leta 1668 je izjemni irski kemik, fizik in teolog Robert Boyle objavil knjigo, v kateri je bilo razkritih veliko mitov o alkimiji in v kateri je govoril o potrebi po iskanju nesvodljivih kemičnih elementov. Znanstvenik je podal tudi njihov seznam, sestavljen iz samo 15 elementov, vendar je priznal idejo, da bi lahko bilo elementov več. To je postalo izhodišče ne le pri iskanju novih elementov, temveč tudi pri njihovi sistematizaciji.

Sto let kasneje je francoski kemik Antoine Lavoisier sestavil nov seznam, ki je vključeval že 35 elementov. 23 izmed njih so pozneje razglasili za nerazstavljive. Toda iskanje novih elementov so nadaljevali znanstveniki po vsem svetu. In glavno vlogo v tem procesu je imel slavni ruski kemik Dmitrij Ivanovič Mendelejev - prvi je postavil hipotezo, da lahko obstaja povezava med atomsko maso elementov in njihovo lokacijo v sistemu.

Zahvaljujoč mukotrpnemu delu in primerjanju kemičnih elementov je Mendeleev lahko odkril povezavo med elementi, v kateri so lahko ena celota, njihove lastnosti pa niso nekaj samoumevnega, ampak so občasno ponavljajoč se pojav. Kot rezultat, je februarja 1869 Mendeleev oblikoval prvi periodični zakon, že marca pa je svoje poročilo "Korelacija lastnosti z atomsko težo elementov" Ruskemu kemijskemu društvu predložil zgodovinar kemije N. A. Menshutkin. Nato je istega leta objavila Mendeleevovo publikacijo v reviji "Zeitschrift fur Chemie" v Nemčiji, leta 1871 pa je nova nemška revija "Annalen der Chemie" objavila novo obsežno objavo znanstvenika, posvečeno njegovemu odkritju.

Ustvarjanje periodnega sistema

Do leta 1869 je glavno idejo že oblikoval Mendelejev in to v precej kratkem času, vendar je dolgo ni mogel formalizirati v neki urejeni sistem, ki jasno prikazuje dogajanje. V enem od pogovorov s kolegom A.A.Inostrantsevim je celo dejal, da se mu je v glavi že vse izšlo, a vsega ni mogel prinesti na mizo. Po tem je po besedah \u200b\u200bbiografov Mendelejeva začel mukotrpno delati na svoji mizi, ki je trajalo tri dni brez prekinitev spanja. Razvrščeni so bili najrazličnejši načini organiziranja elementov v tabeli, delo pa je zapletalo dejstvo, da takrat znanost še ni vedela za vse kemijske elemente. Toda kljub temu je bila tabela kljub temu ustvarjena in elementi sistematizirani.

Legenda o sanjah Mendelejeva

Mnogi so že slišali zgodbo, da je DI Mendeleev sanjal o svoji mizi. To različico je zgoraj omenjeni sodelavec Mendelejeva A. A. Inostrantseva aktivno razširjal kot smešno zgodbo, s katero je zabaval svoje učence. Rekel je, da je Dmitrij Ivanovič šel spat in v sanjah jasno videl svojo mizo, v kateri so bili vsi kemični elementi razporejeni v pravem vrstnem redu. Po tem so se študentje celo pošalili, da je bila vodka 40 ° odkrita na enak način. A za zgodbo s spanjem so še vedno obstajali resnični predpogoji: kot že rečeno, je Mendelejev delal na mizi brez spanja in počitka, Inostrantsev pa ga je nekoč našel utrujenega in izčrpanega. Popoldne se je Mendelejev odločil za kratek oddih, čez nekaj časa pa se je nenadoma zbudil, takoj vzel kos papirja in na njem upodobil pripravljeno mizo. A znanstvenik sam je vso to zgodbo ovrgel s sanjami in rekel: "O tem razmišljam morda že dvajset let, vi pa mislite: sedel sem in nenadoma ... že je pripravljeno." Legenda o sanjah je torej lahko zelo privlačna, toda miza je bila mogoča le zaradi trdega dela.

Nadaljnje delo

V obdobju od 1869 do 1871 je Mendeleev razvijal ideje o periodičnosti, čemur je bila naklonjena znanstvena skupnost. In ena pomembnih faz tega procesa je bilo razumevanje, da mora biti kateri koli element v sistemu lociran na podlagi celotnih njegovih lastnosti v primerjavi z lastnostmi drugih elementov. Na podlagi tega in tudi na rezultate študij o spremembi oksidov, ki tvorijo steklo, je kemik lahko spremenil vrednosti atomskih mas nekaterih elementov, med katerimi so bili uran, indij, berilij in drugi.

Seveda je Mendeleev hotel čim prej napolniti prazne celice, ki so ostale v tabeli, in leta 1870 napovedal, da bodo kmalu odkriti znanstveniki neznani kemijski elementi, katerih atomske mase in lastnosti je lahko izračunal. Prvi med njimi so bili galij (odkrit leta 1875), skandij (odkrit leta 1879) in germanij (odkrit leta 1885). Nato so se napovedi še naprej uresničevale in odkrili so še osem novih elementov, med njimi: polonij (1898), renij (1925), tehnecij (1937), francij (1939) in astatin (1942-1943). Mimogrede, leta 1900 sta D. I. Mendeleev in škotski kemik William Ramsay prišla do zaključka, da je treba v tabelo vključiti tudi elemente ničelne skupine - do leta 1962 so jih imenovali inertni plini in nato - plemeniti plini.

Organizacija periodičnega sistema

Kemični elementi v tabeli DI Mendelejeva so razporejeni v vrstice v skladu s povečanjem njihove mase, dolžina vrst pa je izbrana tako, da imajo elementi v njih podobne lastnosti. Na primer plemeniti plini, kot so radon, ksenon, kripton, argon, neon in helij, težko reagirajo z drugimi elementi in imajo tudi nizko kemijsko aktivnost, zato se nahajajo v skrajnem desnem stolpcu. Elementi levega stolpca (kalij, natrij, litij itd.) Dobro reagirajo z drugimi elementi in same reakcije so eksplozivne. Preprosto povedano, znotraj vsakega stolpca imajo elementi podobne lastnosti, ki se spreminjajo, ko se premikajo iz enega stolpca v drugega. Vsi elementi do št. 92 se nahajajo v naravi, od št. 93 pa se začnejo umetni elementi, ki jih je mogoče ustvariti le v laboratorijskih pogojih.

V svoji prvotni različici je periodni sistem razumljen le kot odraz obstoječega reda v naravi in \u200b\u200bni bilo razlage, zakaj naj bo vse tako. Šele ko se je pojavila kvantna mehanika, se je izkazal pravi pomen vrstnega reda elementov v tabeli.

Lekcije iz ustvarjalnega procesa

Ko govorimo o tem, katere lekcije ustvarjalnega procesa se lahko naučimo iz celotne zgodovine nastanka periodnega sistema DI Mendelejeva, lahko kot primere navajamo ideje angleškega raziskovalca na področju kreativnega mišljenja Grahama Wallacea in francoskega znanstvenika Henrija Poincaré. Naj jim na kratko povzamemo.

Po študijah Poincaréja (1908) in Grahama Wallacea (1926) obstajajo štiri glavne stopnje ustvarjalnega mišljenja:

• Usposabljanje - stopnja oblikovanja glavne naloge in prvi poskusi njene rešitve;
• Inkubacija - stopnja, v kateri se začasno odvrne od procesa, vendar se delo pri iskanju rešitve problema izvaja na podzavestni ravni;
• Razsvetljenje - stopnja, na kateri je intuitivna rešitev. Poleg tega je to rešitev mogoče najti v popolnoma nepovezani situaciji;
• Preveri - stopnja preskušanja in izvedbe rešitve, na kateri se preskuša rešitev in njen morebitni nadaljnji razvoj.

Kot lahko vidimo, je Mendeleev v procesu ustvarjanja svoje tabele intuitivno sledil tem štirim stopnjam. Kako učinkovita je, lahko presodimo po rezultatih, tj. s tem, da je bila tabela ustvarjena. Glede na to, da je bilo njegovo ustvarjanje velik korak naprej ne samo za kemijsko znanost, ampak tudi za celotno človeštvo, je mogoče zgornje štiri faze uporabiti tako za izvajanje majhnih projektov kot za izvajanje globalnih idej. Pomembno si je zapomniti, da niti enega samega odkritja, niti ene rešitve problema ne morejo najti sami, ne glede na to, kako zelo si jih želimo videti v sanjah in ne glede na to, koliko spimo. Da bi se nekaj izšlo, ni pomembno, ali gre za ustvarjanje tabele kemijskih elementov ali za razvoj novega tržnega načrta, morate imeti določena znanja in spretnosti ter spretno izkoristiti svoj potencial in trdo delati.

Želimo vam uspeh v vaših prizadevanjih in uspešno uresničitev vaših načrtov!