P element i det periodiska systemet. Alfabetisk lista över kemiska grundämnen. Valenselement i grupper

Fyra sätt att lägga till nukleoner
Mekanismerna för nukleonaddition kan delas in i fyra typer, S, P, D och F. Dessa typer av addition återspeglas av färgbakgrunden i den version av tabellen som presenteras av D.I. Mendelejev.
Den första typen av addition är S-schemat, när nukleoner läggs till kärnan längs den vertikala axeln. Visningen av fästa nukleoner av denna typ, i det internukleära rymden, identifieras nu som S-elektroner, även om det inte finns några S-elektroner i denna zon, utan endast sfäriska områden med rymdladdning som tillhandahåller molekylär interaktion.
Den andra typen av addition är P-schemat, när nukleoner läggs till kärnan i horisontalplanet. Kartläggningen av dessa nukleoner i det internukleära rymden identifieras som P-elektroner, även om dessa också bara är områden med rymdladdning som genereras av kärnan i det internukleära rymden.
Den tredje typen av addition är D-schemat, när nukleoner läggs till neutroner i horisontalplanet, och slutligen är den fjärde typen av addition F-schemat, när nukleoner läggs till neutroner längs den vertikala axeln. Varje typ av fäste ger atomegenskaperna som är karakteristiska för denna typ av anslutning, därför i sammansättningen av perioderna i tabellen D.I. Mendeleev har länge identifierat undergrupper baserat på typen av S-, P-, D- och F-bindningar.
Eftersom tillägget av varje efterföljande nukleon producerar en isotop av antingen det föregående eller efterföljande elementet, kan det exakta arrangemanget av nukleoner enligt typen av S-, P-, D- och F-bindningar endast visas med hjälp av tabellen över kända isotoper (nuklider), en version som vi använde (från Wikipedia).
Vi delade upp den här tabellen i perioder (se Tabeller för fyllningsperioder), och i varje period angav vi enligt vilket schema varje nukleon läggs till. Eftersom, i enlighet med mikrokvantteorin, varje nukleon kan ansluta till kärnan endast på en strikt definierad plats, är antalet och mönstren för nukleonaddition i varje period olika, men i alla perioder av D.I.-tabellen. Mendeleevs lagar för nukleonaddition uppfylls ENHETLIGT för alla nukleoner utan undantag.
Som du kan se, i perioderna II och III sker tillägget av nukleoner endast enligt S- och P-scheman, i perioderna IV och V - enligt S-, P- och D-scheman, och i perioderna VI och VII - enligt S, P-, D- och F-scheman. Det visade sig att lagarna för nukleontillägg är uppfyllda så exakt att det inte var svårt för oss att beräkna sammansättningen av kärnan av de sista elementen i VII-perioden, som finns i tabellen över D.I. Mendelejevs nummer är 113, 114, 115, 116 och 118.
Enligt våra beräkningar består det sista elementet av VII-perioden, som vi kallade Rs ("Ryssland" från "Ryssland") av 314 nukleoner och har isotoper 314, 315, 316, 317 och 318. Elementet före det är Nr. ("Novorossiy" från " Novorossiya") består av 313 nukleoner. Vi kommer att vara mycket tacksamma för alla som kan bekräfta eller motbevisa våra beräkningar.
Ärligt talat är vi själva förvånade över hur exakt den universella designern fungerar, vilket säkerställer att varje efterföljande nukleon bara är fäst vid sin egen unika rätt plats, och om nukleonen inte passar korrekt, så säkerställer konstruktören sönderdelningen av atomen och sätter ihop en ny atom från dess reservdelar. I våra filmer visade vi bara de viktigaste lagarna i den universella designerns arbete, men det finns så många nyanser i hans arbete att för att förstå dem kommer det att kräva ansträngningar från många generationer av vetenskapsmän.
Men mänskligheten behöver förstå lagarna för den universella formgivarens arbete om den är intresserad av tekniska framsteg, eftersom kunskap om principerna för den universella formgivarens arbete öppnar helt nya möjligheter på alla områden mänsklig aktivitet– från skapandet av unika strukturella material till sammansättningen av levande organismer.

Fyller i den andra perioden i tabellen över kemiska element

Fyller i den tredje perioden i tabellen över kemiska element

Fyller i den fjärde perioden i tabellen över kemiska element

Fyller i den femte perioden i tabellen över kemiska grundämnen

Fyller i den sjätte perioden i tabellen över kemiska grundämnen

Fyller i den sjunde perioden i tabellen över kemiska element

Alla som gick i skolan minns att ett av de obligatoriska ämnena att läsa var kemi. Du kanske gillar henne, eller så kanske du inte gillar henne - det spelar ingen roll. Och det är troligt att mycket kunskap inom denna disciplin redan har glömts bort och inte används i livet. Dock bordet kemiska grundämnen Alla minns säkert D.I. Mendeleev. För många har det förblivit en flerfärgad tabell, där vissa bokstäver är skrivna i varje ruta, som anger namnen på kemiska grundämnen. Men här ska vi inte prata om kemi som sådan, och beskriva hundratals kemiska reaktioner och processer, men vi kommer att berätta hur det periodiska systemet dök upp i första hand - den här historien kommer att vara intressant för alla personer, och faktiskt för alla som är hungriga efter intressant och användbar information.

Lite bakgrund

Redan 1668 publicerade den enastående irländska kemisten, fysikern och teologen Robert Boyle en bok där många myter om alkemi avslöjades, och där han diskuterade behovet av att söka efter oupplösliga kemiska grundämnen. Forskaren gav också en lista över dem, bestående av endast 15 element, men medgav tanken att det kan finnas fler element. Detta blev utgångspunkten inte bara i sökandet efter nya element, utan också i deras systematisering.

Hundra år senare sammanställde den franske kemisten Antoine Lavoisier en ny lista, som redan innehöll 35 grundämnen. 23 av dem visade sig senare vara oupplösliga. Men sökandet efter nya element fortsatte av forskare runt om i världen. OCH huvudroll Den berömda ryske kemisten Dmitry Ivanovich Mendeleev spelade en roll i denna process - han var den första som lade fram hypotesen att det kunde finnas ett samband mellan atommassan av element och deras placering i systemet.

Tack vare mödosamt arbete och jämförelse av kemiska element kunde Mendeleev upptäcka sambandet mellan elementen, där de kan vara ett, och deras egenskaper är inte något som tas för givet, utan representerar ett periodiskt upprepande fenomen. Som ett resultat, i februari 1869, formulerade Mendeleev den första periodiska lagen, och redan i mars presenterades hans rapport "Förhållandet mellan egenskaper och grundämnenas atomvikt" för det ryska kemisamfundet av kemihistorikern N. A. Menshutkin. Sedan, samma år, publicerades Mendeleevs publikation i tidskriften "Zeitschrift fur Chemie" i Tyskland, och 1871 publicerade en annan tysk tidskrift "Annalen der Chemie" en ny omfattande publikation av vetenskapsmannen tillägnad hans upptäckt.

Skapar det periodiska systemet

År 1869 hade huvudidén redan formats av Mendeleev, och på ganska kort tid, men under lång tid kunde han inte formalisera den till något ordnat system som tydligt skulle visa vad som var vad. I ett av samtalen med sin kollega A.A. Inostrantsev sa han till och med att han hade allt redan löst sig i hans huvud, men han kunde inte lägga allt i en tabell. Efter detta, enligt Mendeleevs biografer, började han mödosamt arbete på sitt bord, som varade i tre dagar utan sömnpauser. De försökte alla möjliga sätt att organisera element i en tabell, och arbetet komplicerades också av det faktum att vetenskapen vid den tiden ännu inte kände till alla kemiska grundämnen. Men trots detta skapades bordet fortfarande, och elementen systematiserades.

Legenden om Mendeleevs dröm

Många har hört historien om att D.I. Mendeleev drömde om sitt bord. Denna version spreds aktivt av den tidigare nämnda Mendeleevs medarbetare A. A. Inostrantsev som en rolig historia som han underhöll sina elever med. Han sa att Dmitry Ivanovich gick och lade sig och i en dröm såg tydligt sitt bord, där alla kemiska element var ordnade i rätt ordning. Efter detta skämtade eleverna till och med om att 40° vodka upptäcktes på samma sätt. Men det fanns fortfarande verkliga förutsättningar för berättelsen med sömn: som redan nämnts arbetade Mendeleev på bordet utan sömn eller vila, och Inostrantsev fann honom en gång trött och utmattad. Under dagen bestämde sig Mendeleev för att ta en kort vila, och en tid senare vaknade han plötsligt, tog omedelbart ett papper och ritade ett färdigt bord på det. Men vetenskapsmannen själv motbevisade hela denna historia med drömmen och sa: "Jag har tänkt på det, kanske i tjugo år, och du tänker: jag satt och plötsligt... det är klart." Så legenden om drömmen kan vara mycket attraktiv, men skapandet av bordet var bara möjligt genom hårt arbete.

Ytterligare arbete

Mellan 1869 och 1871 utvecklade Mendeleev idéerna om periodicitet som det vetenskapliga samfundet var benäget till. Och ett av de viktiga stegen i denna process var förståelsen som alla element i systemet borde ha, baserat på dess egenskaper i jämförelse med egenskaperna hos andra element. Baserat på detta, och även förlita sig på resultaten av forskning om förändringar i glasbildande oxider, kunde kemisten göra korrigeringar av värdena för atommassorna för vissa element, inklusive uran, indium, beryllium och andra.

Mendelejev ville naturligtvis snabbt fylla de tomma cellerna som fanns kvar i tabellen, och 1870 förutspådde han att kemiska grundämnen som var okända för vetenskapen snart skulle upptäckas, vars atommassa och egenskaper han kunde beräkna. De första av dessa var gallium (upptäckt 1875), scandium (upptäckt 1879) och germanium (upptäckt 1885). Sedan fortsatte prognoserna att realiseras, och ytterligare åtta nya grundämnen upptäcktes, inklusive: polonium (1898), rhenium (1925), teknetium (1937), francium (1939) och astatin (1942-1943). Förresten, år 1900 kom D.I. Mendeleev och den skotske kemisten William Ramsay till slutsatsen att tabellen också skulle innehålla element i grupp noll - fram till 1962 kallades de inerta gaser, och efter det - ädelgaser.

Organisation av det periodiska systemet

Kemiska element i D.I. Mendeleevs tabell är ordnade i rader, i enlighet med ökningen av deras massa, och längden på raderna väljs så att elementen i dem har liknande egenskaper. Exempelvis är ädelgaser som radon, xenon, krypton, argon, neon och helium svåra att reagera med andra grundämnen och har dessutom låg kemisk reaktivitet, varför de ligger längst till höger i kolumnen. Och grundämnena i den vänstra kolumnen (kalium, natrium, litium, etc.) reagerar bra med andra grundämnen, och själva reaktionerna är explosiva. Enkelt uttryckt, inom varje kolumn har element liknande egenskaper som varierar från en kolumn till nästa. Alla grundämnen upp till nr 92 finns i naturen och från nr 93 börjar konstgjorda grundämnen, som endast kan skapas i laboratorieförhållanden.

I sin ursprungliga version uppfattades det periodiska systemet endast som en återspegling av den ordning som existerade i naturen, och det fanns inga förklaringar till varför allt skulle vara så här. Det var först när kvantmekaniken dök upp som den sanna innebörden av ordningen av element i tabellen blev tydlig.

Lektioner i den kreativa processen

När vi talar om vilka lärdomar av den kreativa processen som kan dras från hela historien om skapandet av D. I. Mendeleevs periodiska system, kan vi som exempel nämna idéerna från den engelska forskaren inom området kreativt tänkande Graham Wallace och den franske vetenskapsmannen Henri Poincaré . Låt oss ge dem kort.

Enligt studier av Poincaré (1908) och Graham Wallace (1926) finns det fyra huvudstadier av kreativt tänkande:

• Förberedelse– stadiet för att formulera huvudproblemet och de första försöken att lösa det;
• Inkubation– ett skede där det finns en tillfällig distraktion från processen, men arbetet med att hitta en lösning på problemet utförs på en undermedveten nivå;
• Insikt– det stadium där den intuitiva lösningen befinner sig. Dessutom kan denna lösning hittas i en situation som är helt orelaterade till problemet;
• Undersökning– stadiet för testning och implementering av en lösning, där denna lösning testas och dess eventuella vidareutveckling.

Som vi kan se, i processen att skapa sitt bord, följde Mendeleev intuitivt exakt dessa fyra steg. Hur effektivt detta är kan bedömas av resultaten, d.v.s. genom att tabellen skapades. Och med tanke på att dess skapelse var ett stort steg framåt, inte bara för kemivetenskapen, utan också för hela mänskligheten, kan ovanstående fyra steg tillämpas både på genomförandet av små projekt och för genomförandet av globala planer. Det viktigaste att komma ihåg är att inte en enda upptäckt, inte en enda lösning på ett problem kan hittas på egen hand, oavsett hur mycket vi vill se dem i en dröm och hur mycket vi än sover. För att något ska fungera spelar det ingen roll om det är att skapa en tabell med kemiska element eller utveckla en ny marknadsföringsplan, du måste ha vissa kunskaper och färdigheter, samt skickligt använda din potential och arbeta hårt.

Vi önskar dig framgång i dina strävanden och framgångsrikt genomförande av dina planer!

Första alternativet Grundämnenas periodiska system publicerades av Dmitrij Ivanovitj Mendelejev 1869 och kallades "Upplevelse av ett system av element."

DI. Mendeleev ordnade de 63 grundämnen som var kända vid den tiden i ordning efter ökande atommassor och fick den naturliga serien av kemiska grundämnen, där han upptäckte periodisk upprepning kemiska egenskaper. Denna serie av kemiska grundämnen är nu känd som den periodiska lagen (formulering av D.I. Mendeleev):

Egenskaperna hos enkla kroppar, liksom formerna och egenskaperna hos sammansättningar av grundämnen, är periodvis beroende av grundämnenas atomvikter.

Lagens nuvarande lydelse är:

Egenskaperna hos kemiska element, enkla ämnen, såväl som sammansättningen och egenskaperna hos föreningar är periodvis beroende av värdena på laddningarna av atomkärnor.

Grafisk representation periodisk lagär det periodiska systemet.

Cellen för varje element indikerar dess viktigaste egenskaper.

Periodiska systemet innehåller grupper och perioder.

Grupp- en kolumn i det periodiska systemet där kemiska grundämnen finns som är kemiskt lika på grund av identiska elektroniska konfigurationer av valensskiktet.

Periodiska systemet DI. Mendeleev innehåller åtta grupper av element. Varje grupp består av två undergrupper: huvud (a) och sekundärt (b). Huvudundergruppen innehåller s- Och p- element, i den sekundära - d- element.

Gruppnamn:

I-a Alkalimetaller.

II-a Alkaliska jordartsmetaller.

V-a Pnictogens.

VI-a Kalkogener.

VII-a Halogener.

VIII-a Ädel (inerta) gaser.

Periodär en sekvens av element, skrivna som en sträng, ordnade i ordning efter ökande laddningar av deras kärnor. Periodnumret motsvarar antalet elektroniska nivåer i atomen.

Perioden börjar med en alkalimetall (eller väte) och slutar med en ädelgas.

Mendeleevs moderna periodiska system över kemiska grundämnen.

Atomens sammansättning.

En atom är uppbyggd av atomkärnan Och elektronskal.

Kärnan i en atom består av protoner ( p+) och neutroner ( n 0). De flesta väteatomer har en kärna som består av en proton.

Antal protoner N(p+) är lika med kärnladdningen ( Z) och grundämnets ordningsnummer i den naturliga serien av grundämnen (och i grundämnenas periodiska system).

N(sid +) = Z

Summan av neutroner N(n 0), endast betecknad med bokstaven N och antalet protoner Z kallad massnummer och betecknas med bokstaven A.

A = Z + N

En atoms elektronskal består av elektroner som rör sig runt kärnan ( e -).

Antal elektroner N(e-) i elektronskalet hos en neutral atom är lika med antalet protoner Z i dess kärna.

Massan av en proton är ungefär lika med massan av en neutron och 1840 gånger massan av en elektron, så massan av en atom är nästan lika med massan av kärnan.

Atomens form är sfärisk. Kärnans radie är ungefär 100 000 gånger mindre än atomens radie.

Kemiskt element- typ av atomer (samling av atomer) med samma kärnladdning (med samma antal protoner i kärnan).

Isotop- en samling atomer av samma grundämne med samma antal neutroner i kärnan (eller en typ av atom med samma antal protoner och samma antal neutroner i kärnan).

Olika isotoper skiljer sig från varandra i antalet neutroner i kärnorna i deras atomer.

Beteckning på en enskild atom eller isotop: (E - elementsymbol), till exempel: .

Strukturen hos en atoms elektronskal

Atomomlopp- tillståndet för en elektron i en atom. Symbolen för orbitalen är . Varje orbital har ett motsvarande elektronmoln.

Orbitaler av verkliga atomer i marktillståndet (oexciterat) är av fyra typer: s, sid, d Och f.

Elektroniskt moln- den del av rymden där en elektron kan hittas med en sannolikhet på 90 (eller mer) procent.

Notera: ibland särskiljs inte begreppen "atomorbital" och "elektronmoln", vilket kallar båda "atomic orbital".

En atoms elektronskal är skiktat. Elektroniskt lager bildas av elektronmoln av samma storlek. Orbitalerna i ett lager bildas elektronisk ("energi") nivå, deras energier är desamma för väteatomen, men olika för andra atomer.

Orbitaler av samma typ är grupperade i elektronisk (energi) undernivåer:
s-undernivå (består av en s-orbitaler), symbol - .
sid-undernivå (består av tre sid
d-undernivå (består av fem d-orbitaler), symbol - .
f-undernivå (består av sju f-orbitaler), symbol - .

Energierna för orbitaler på samma undernivå är desamma.

När du anger undernivåer läggs numret på lagret (elektronisk nivå) till undernivåsymbolen, till exempel: 2 s, 3sid, 5d betyder s-undernivå av den andra nivån, sid-undernivå av den tredje nivån, d-undernivå av den femte nivån.

Det totala antalet undernivåer på en nivå är lika med nivånumret n. Det totala antalet orbitaler på en nivå är lika med n 2. Följaktligen, Totala numret moln i ett lager är också lika n 2 .

Beteckningar: - fri orbital (utan elektroner), - orbital med en oparad elektron, - orbital med ett elektronpar (med två elektroner).

Ordningen i vilken elektroner fyller en atoms orbitaler bestäms av tre naturlagar (formuleringarna ges i förenklade termer):

1. Principen om minsta energi - elektroner fyller orbitalerna i ordningsföljd av ökande energi i orbitalen.

2. Pauli-principen - det kan inte finnas mer än två elektroner i en omloppsbana.

3. Hunds regel - inom en undernivå fyller elektroner först tomma orbitaler (en i taget), och först efter det bildar de elektronpar.

Det totala antalet elektroner i den elektroniska nivån (eller elektronskiktet) är 2 n 2 .

Fördelningen av undernivåer efter energi uttrycks enligt följande (i ordning med ökande energi):

1s, 2s, 2sid, 3s, 3sid, 4s, 3d, 4sid, 5s, 4d, 5sid, 6s, 4f, 5d, 6sid, 7s, 5f, 6d, 7sid ...

Denna sekvens uttrycks tydligt av ett energidiagram:

Fördelningen av en atoms elektroner över nivåer, undernivåer och orbitaler (elektronisk konfiguration av en atom) kan avbildas som en elektronformel, ett energidiagram eller, enklare, som ett diagram över elektronlager ("elektrondiagram").

Exempel på atomers elektroniska struktur:

valenselektroner- atomens elektroner som kan delta i bildningen kemiska bindningar. För vilken atom som helst är dessa alla yttre elektroner plus de pre-ytre elektroner vars energi är större än de yttre. Till exempel: Ca-atomen har 4 yttre elektroner s 2, de är också valens; Fe-atomen har 4 yttre elektroner s 2 men han har 3 d 6, därför har järnatomen 8 valenselektroner. Valens elektronisk formel för kalciumatomen är 4 s 2 och järnatomer - 4 s 2 3d 6 .

Periodiska systemet för kemiska grundämnen av D. I. Mendeleev
(naturligt system av kemiska element)

Periodiska lag för kemiska grundämnen(modern formulering): egenskaperna hos kemiska element, såväl som enkla och komplexa ämnen som bildas av dem, är periodvis beroende av värdet av laddningen av atomkärnor.

Periodiska systemet- grafiskt uttryck för den periodiska lagen.

Naturlig serie av kemiska element- en serie kemiska grundämnen ordnade efter det ökande antalet protoner i kärnorna i deras atomer, eller, vad är detsamma, enligt de ökande laddningarna av kärnorna i dessa atomer. Atomnumret för ett grundämne i denna serie är lika med antalet protoner i kärnan av någon atom i detta element.

Tabellen över kemiska grundämnen är konstruerad genom att "klippa" den naturliga serien av kemiska grundämnen i perioder(horisontella rader i tabellen) och grupperingar (vertikala kolumner i tabellen) av element med liknande elektronisk struktur atomer.

Beroende på hur du kombinerar element i grupper kan tabellen vara lång period(grundämnen med samma antal och typ av valenselektroner samlas i grupper) och kort period(grundämnen med samma antal valenselektroner samlas i grupper).

Kortperiodtabellsgrupperna är indelade i undergrupper ( huvud Och sida), som sammanfaller med grupperna i långperiodtabellen.

Alla atomer av element från samma period har samma antal elektronlager, lika med periodtalet.

Antal element i perioder: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. De flesta av elementen från den åttonde perioden erhölls på konstgjord väg, de sista elementen i denna period har ännu inte syntetiserats. Alla perioder utom den första börjar med ett alkalimetallbildande grundämne (Li, Na, K, etc.) och slutar med ett ädelgasbildande grundämne (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

I kortperiodtabellen finns åtta grupper, som var och en är indelad i två undergrupper (huvud- och sekundär), i långperiodtabellen finns sexton grupper, som är numrerade i romerska siffror med bokstäverna A eller B, för exempel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupp IA i långperiodtabellen motsvarar huvudundergruppen i den första gruppen i kortperiodtabellen; grupp VIIB - sekundär undergrupp av den sjunde gruppen: resten - på liknande sätt.

Kemiska grundämnens egenskaper förändras naturligt i grupper och perioder.

I perioder (med ökande serienummer)

• kärnladdningen ökar
• antalet yttre elektroner ökar,
• atomernas radie minskar,
• styrkan på bindningen mellan elektroner och kärnan ökar (joniseringsenergi),
• elektronegativiteten ökar,
• oxiderande egenskaper förbättras enkla ämnen("icke-metallicitet"),
• enkla ämnens reducerande egenskaper försvagas ("metallicitet"),
• försvagar den grundläggande karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider,
• den sura karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider ökar.

I grupper (med ökande serienummer)

• kärnladdningen ökar
• atomernas radie ökar (endast i A-grupper),
• styrkan på bindningen mellan elektroner och kärnan minskar (joniseringsenergi; endast i A-grupper),
• elektronegativiteten minskar (endast i A-grupper),
• enkla ämnens oxiderande egenskaper försvagas ("icke-metallicitet"; endast i A-grupper),
• de reducerande egenskaperna hos enkla ämnen förbättras ("metallicitet"; endast i A-grupper),
• den grundläggande karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider ökar (endast i A-grupper),
• försvagar den sura karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider (endast i A-grupper),
• väteföreningarnas stabilitet minskar (deras reducerande aktivitet ökar; endast i A-grupper).

Uppgifter och tester på ämnet "Ämne 9. "Atomens struktur. Periodisk lag och periodiska system av kemiska grundämnen av D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Periodisk lag - Periodisk lag och atomstruktur årskurs 8–9
  Du måste känna till: lagarna för att fylla orbitaler med elektroner (principen om minsta energi, Pauli-principen, Hunds regel), strukturen för grundämnenas periodiska system.

  Du måste kunna: bestämma sammansättningen av en atom genom elementets position i det periodiska systemet, och, omvänt, hitta ett grundämne i det periodiska systemet, känna till dess sammansättning; skildra strukturdiagrammet, den elektroniska konfigurationen av en atom, jon, och, omvänt, bestämma från diagrammet och elektronisk konfiguration det kemiska elementets position i PSCE; karakterisera grundämnet och de ämnen det bildar enligt dess position i PSCE; bestämma förändringar i atomernas radie, egenskaper hos kemiska grundämnen och de ämnen de bildar inom en period och en huvudundergrupp av det periodiska systemet.

  Exempel 1. Bestäm antalet orbitaler i den tredje elektronnivån. Vad är dessa orbitaler?
  För att bestämma antalet orbitaler använder vi formeln N orbitaler = n 2 var n- nivånummer. N orbitaler = 3 2 = 9. En 3 s-, tre 3 sid- och fem 3 d-orbitaler.

  Exempel 2. Bestäm vilket elements atom som har elektronisk formel 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 1 .
  För att bestämma vilket element det är måste du ta reda på dess atomnummer, vilket är lika med det totala antalet elektroner i atomen. I detta fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Detta är aluminium.

  Efter att ha sett till att allt du behöver har lärt dig, fortsätt till att slutföra uppgifterna. Vi önskar dig framgång.

  
  Rekommenderad läsning:
  • O. S. Gabrielyan med flera. Kemi 11:e klass. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemi årskurs 11. M., utbildning, 2001.

Grundämnena i det periodiska systemet är ordnade i ordning med ökande atomnummer Z från 1 till 110 . Serienumret för ett element Z motsvarar laddningen av kärnan i dess atom, såväl som antalet elektroner som rör sig i kärnans fält.

Kemiska element, enligt strukturen av oexciterade atomer, är uppdelade i naturliga aggregat, vilket återspeglas i det periodiska systemet i form av horisontella och vertikala rader - perioder och grupper.

En period är en sekventiell serie av element i atomerna av vilka samma antal energinivåer (elektroniska skikt) är fyllda. Periodnumret anger antalet elektronlager i elementens atomer. Perioderna börjar med s-element, i vars atomer den första s - elektronen med ett nytt värde på huvudkvanttalet n (väte och alkaliska metaller), och slutar med p – element, ädelgasatomer som har en stabil elektronisk struktur på den yttre nivån ns 2 n.p. 6 (i den första perioden – s – element 2 He).

Skillnaden i sekvensen för att fylla de elektroniska lagren (ytre och närmare kärnan) förklarar orsaken till periodernas olika längder. 1,2,3 perioder är små, 4,5,6,7 är stora perioder. Små perioder innehåller 2 och 8 element, stora perioder - 18 och 32 element, den sjunde perioden förblir ofullständig, även om den är strukturellt konstruerad på samma sätt som den sjätte perioden.

I enlighet med det maximala antalet elektroner i den yttre nivån av oexciterade atomer är elementen i det periodiska systemet uppdelade i åtta grupper . Elementgrupper är en samling grundämnen med samma antal valenselektroner i en atom. Gruppnumret är lika med antalet valenselektroner.

Positionen i grupperna av s- och p-element bestäms av det totala antalet elektroner i det yttre lagret. Till exempel, fosfor (), som har fem elektroner på det yttre lagret, tillhör grupp V, argon () till VIII, kalcium () till grupp II, etc.

Positionen i grupperna av d - element bestäms av det totala antalet s - elektroner i den yttre och d - elektroner på den pre-externa nivån. Enligt denna funktion är de första sex elementen i varje familj av d-element belägna i en av motsvarande grupper: skandium i III, mangan i VIII, järn i VIII, etc. Zink, där det yttersta lagret är komplett och yttre är elektroner, tillhör grupp II. Atomer av d-element innehåller som regel två elektroner på den yttre nivån, med undantag för Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. De senare uppvisar ett energetiskt gynnsamt "misslyckande" av en elektron från den yttre nivån till d-subnivån av den pre-externa nivån, vilket inträffar när denna subnivå är fullbordad till fem (halv kapacitet) eller tio elektroner (maximal kapacitet), dvs. tillståndet när alla orbitaler var och en är upptagna av en elektron eller när de var och en är upptagna av ett elektronpar. Palladium (Pd) atom upplever en "dubbel dopp" av elektroner.

Baserat på närvaron av endast en elektron på det yttre lagret (på grund av "misslyckandet" av en av s-elektronerna i det yttre lagret in i det pre-ytre d-underlagret), koppar (), såväl som silver och guld , klassificeras som grupp I. Kobolt och nickel, rodium och palladium, iridium och platina, tillsammans med Fe, Ru och Os, placeras vanligtvis i grupp VIII.

I enlighet med egenskaperna hos de elektroniska strukturerna för familjerna av 4f - (lantanider) och 5f - (aktinider) placeras element i grupp III.

Grupperna är indelade i undergrupper: huvud (undergrupp A) och sekundär (undergrupp B). Undergrupper inkluderar element med liknande elektroniska strukturer (element - analoger).s- och p - element utgör den skHemundergrupp eller undergrupp A,d– element –sida,eller undergrupp B.

Till exempel består grupp IV av det periodiska systemet av följande undergrupper: