Hvem åbnede den periodiske lov og skabte PSHE. Grupper og periodiske periodiske periodiske

Side 1.

Moderne formulering af den periodiske lov næste: Egenskaberne af elementer, såvel som egenskaberne og formerne af deres forbindelser, er i periodisk afhængighed af ladningerne af nukleare af elementernes atomer.

Moderne formulering af den periodiske lov D. I. Mendeleev er: Egenskaberne af kemiske elementer, såvel som formularerne og egenskaberne af elementerne forbindelserne er i periodisk afhængighed af ladningsværdien af \u200b\u200batomkerner. Det er kun baseret på nye data, som giver loven og systemets videnskabelige gyldighed og bekræfter deres rigtighed.

Moderne formulering af den periodiske lov: Egenskaber for enkle stoffer og egenskaber af elementer Forbindelser er placeret i periodisk afhængighed af ladningen af \u200b\u200bkernen (atomet) af elementet.

Moderne formulering af den periodiske lov D. I. Mendeleev er: Egenskaberne af kemiske elementer, såvel som formularerne og egenskaberne af forbindelserne af elementer, er i periodisk afhængighed af ladning af atomkerner. Det er kun baseret på nye data, som giver loven og systemets videnskabelige gyldighed og bekræfter deres rigtighed.

Moderne formulering af den periodiske lov D. I. Mendeleev er: Egenskaberne af elementerne såvel som formerne og egenskaberne af forbindelserne af elementerne er placeret i periodisk afhængighed af størrelsen af \u200b\u200bladningsnukleerne af deres atomer.

Moderne formulering af den periodiske lov D. I. Mendeleev er: Egenskaberne af kemiske elementer, såvel som formularerne og egenskaberne af forbindelserne af elementer, er i periodisk afhængighed af atomets størrelse, kernen. Det er kun baseret på nye data, som giver loven og systemets videnskabelige gyldighed og bekræfter deres rigtighed.

Den moderne formulering af den periodiske lov adskiller sig fra den førstnævnte, og hvorfor det er mere præcist.

Det er inkluderet i den moderne formulering af den periodiske lov D. I. Mendeleeva: Egenskaberne af elementer er i periodisk afhængighed af sekvensnummeret.

Hvorfor formuleringen af \u200b\u200bD. I. Mendeleev og den moderne formulering af den periodiske lov er ikke i modstrid med hinanden.

Baseret på loven i Moslos og opdagelserne af Rutherford og Chanchik er det muligt at tilvejebringe moderne formulering af den periodiske lov DI Mendele-EVA: Egenskaberne af kemiske elementer og deres forbindelser er i periodisk afhængighed af størrelsen af \u200b\u200bde positive ladninger af kernerne af deres atomer.

Tanken om størrelsen af \u200b\u200bchore-ladningen som den bestemmende egenskab af atomet var baseret på basis af den moderne formulering af den periodiske lov DI Mendeleeva: Egenskaberne af kemiske elementer, såvel som formularerne og egenskaberne af forbindelserne Af disse elementer er placeret i periodisk afhængighed af ladningsværdien af \u200b\u200bkernerne i deres atomer.

Vi ser, at atomerne af det samme element adskiller sig i omfanget af atomvægte, og derfor bestemmes elementernes kemiske egenskaber ikke af deres atomvægt, men ladet for atomkernen. Derfor siger den moderne formulering af den periodiske lov: Egenskaberne af elementer er i periodisk afhængighed af deres sekvensnumre.

Undersøgelser af konstruktionen af \u200b\u200batomer viste, at atomets vigtigste og mest stabile karakteristika er den positive ladning af kernen. Derfor er den moderne formulering af den periodiske lov D. I. Mendeleev: Egenskaberne af kemiske elementer og deres forbindelser er i periodisk afhængighed af ladningerne af kernerne af elementerne atomer.

Refvering Den veletablerede historie, at den strålende opdagelse i området kun var et mareridt, må det siges, at mange forskere før Mendeleev gjorde forsøg på at skabe et kemisk system. Grundlaget for det blev lagt af tyske forskere I.v. Debereer, Frenchman A. de Chacourtuto og nogle andre.

D.i. sig selv. Mendeleev gennemførte et utroligt antal eksperimenter og tilbragte omkring tyve år af sit liv på jagt efter sandhed. De er blevet dannet de vigtigste værdier og funktioner af elementer, såvel som deres egenskaber, men oplysningerne passede ikke ind i noget mindre struktureret. Og da efter en anden søvnløs nat besluttede han et par timer, hjernen udstedte, hvad Mendeleev søgte i årevis.

Det er sådan til rådighed for kemikere i 1869, en periodisk forekom, og kun i 1871 blev loven selv formuleret, hvilket ikke kun gav kemi, men også til mange andre videnskaber fremad.

Essensen af \u200b\u200bloven

For første gang blev den russiske videnskabsmand Dmitry Ivanovich Mendeleev gjort en fantastisk opdagelse af, at et atom ikke er det ultimative, at der er en kerne og roterende omkring protonen, og også at hovedparten af \u200b\u200batomet fokuserer i sin kerne. Ændringsreglen i egenskaberne af alle de elementer, der findes i naturen og deres kemiske forbindelser, afhængigt af, hvordan ladningen af \u200b\u200batomnukleanlæg ændres.

Stigningen i nuklear ladning forekommer præcist, når de bevæger sig fra et kemisk element i bordet til den anden i nabolaget. Ladningen af \u200b\u200b1 elementær opladningsenhed vokser, og det afspejles i tabellen i bunden af \u200b\u200bhvert element, der er angivet som atomnummer. Dette betyder, at antallet af protoner, der er placeret i kernen, er lig med numerisk mængden af \u200b\u200belektroner af det neutrale atom, hvilket svarer til kernen.

Det er de ydre skaller bestående af elektroner, egenskaberne af eventuelle kemiske elementer bestemmes. Disse skaller kan kun ændre sig regelmæssigt, og disse ændringer afhænger direkte af stigningen eller på faldet i selve ladningerne på selve kernen, der er placeret i atomet, og det er netop dette, og ikke at atomvægten af \u200b\u200belementerne ligger til grund for den periodiske lovgivning .

Hvorfor det er så vigtigt

Takket være den periodiske lov var det muligt at forudsige adfærd af de eller andre kemiske elementer i forskellige reaktioner. Det blev også fastslået, at der stadig ikke er åben sammensat videnskab. Først efter et århundrede var bordet helt fyldt.

Samt formularerne og egenskaberne af disse stoffer dannet af dem og forbindelser er placeret i periodisk afhængighed af værdierne af kernerne i deres atomer

Den særlige lovgivning mellem den periodiske lovgivning blandt andre grundlæggende love er, at den ikke har udtryk i form af en matematisk ligning. Den periodiske lov er universel for universet: Som den berømte russiske kemiker N. D. Zelinsky var den periodiske lov "at opdage det gensidige forhold mellem alle atomer i universet." Et grafisk (tabel) udtryk er et periodisk system af kemiske elementer udviklet af Mendeleev. I alt flere hundrede muligheder for billedet af det periodiske system (analytiske kurver, tabeller, geometriske former osv.) Blev foreslået.

Historie

Søgningen efter det grundlæggende i naturlig klassificering og systematisering af kemiske elementer begyndte længe før åbningen af \u200b\u200bden periodiske lov. De vanskeligheder, som naturalister står overfor, som blev arbejdet på dette område, blev forårsaget af manglen på eksperimentelle data: I begyndelsen af \u200b\u200bXIX århundrede var antallet af velkendte kemiske elementer ringe, og de vedtagne værdier af atommasserne af mange elementer er forkerte.

Triad derierener og de første systemer af elementer

I begyndelsen af \u200b\u200bXIX århundrede udgjorde flere værker straks, som blev direkte forud for periodisk lov.

"Ground spiral" de chacourtuto

Octaver Newland.

Kort efter Spiral de Chacourtuto lavede engelsk forsker John Newlends et forsøg på at sammenligne de kemiske egenskaber af elementer med deres atommasser. Ved at placere elementer med henblik på at øge deres atommasser, bemærkede newlends, at ligheden i egenskaberne manifesterer sig mellem hvert ottende element. Den fundne regelmæssighed af newlends kaldte Otall loven analogt med de syv intervaller af den musikalske gamma. I sit bord havde han kemiske elementer i lodrette grupper af syv elementer i hver og samtidig konstateret, at (med en lille ændring i rækkefølgen af \u200b\u200bnogle elementer) svarer elementerne til de kemiske egenskaber på en vandret linje.

John NewLends gav selvfølgelig en række elementer i stigende rækkefølge af atommasser, tildelt de kemiske elementer det tilsvarende sekvensnummer og bemærkede det systematiske forhold mellem denne rækkefølge og de fysisk-kemiske egenskaber af elementerne. Han skrev det i en sådan sekvens, hvor egenskaberne af elementerne, ækvivalente vægte (masser), der afviger med 7 enheder eller til værdien, flere 7, det vil sige som om ottende i orden, elementet gentager egenskaberne af For det første, som i den ottende hak, gentages den første. Newlends forsøgte at give denne afhængighed, der virkelig tror på lette elementer, universelle. I sine vandrette rækker var lignende elementer placeret i de vandrette rækker, men elementerne er ofte helt forskellige i egenskaberne ofte. Desuden blev newlends i nogle celler tvunget til at sende to elementer; Endelig indeholdt bordet ikke frie steder; Som følge heraf var oktavloven ekstremt skeptisk.

Odeling og meyer tabeller

Egenskaber af elementerog derfor egenskaberne af de enkle og komplekse legemer dannet af dem, stå i periodisk afhængighed af deres atomvægt .

Samtidig gav Mendeleev sit periodiske bord til den form, der blev en klassisk (t. N. kortspecifik mulighed).

I modsætning til sine forgængere kompilerede Mendeleev ikke kun et bord og påpegede tilstedeværelsen af \u200b\u200butvivlsomt love i de numeriske værdier af atommasser, men besluttede også at kalde disse mønstre generel ret af naturen. Baseret på antagelsen om, at atommassen forudbestemmer. Emplets egenskaber, han overtog modet for at ændre atomvægten af \u200b\u200bnogle elementer accepteret og beskrevet detaljeret egenskaberne af ikke-åbne genstande. For at forudsige egenskaberne af enkle stoffer og MendeleEV-forbindelser stammer fra det faktum, at egenskaberne af hvert element er mellemliggende mellem de tilsvarende egenskaber af to tilstødende elementer i gruppen af \u200b\u200bden periodiske tabel (det vil sige på toppen og bunden) og på Samtidig to tilstødende elementer i perioden (venstre og højre) (t. n. "Star regel").

D. I. Mendeleev i mange år kæmpede for anerkendelse af den periodiske lov; Hans ideer blev kun anerkendt, efter at de elementer, der blev forudsagt af Mendeleev, blev diskuteret: Ekaluminum, Ekabor og Ecasing, Gallium (PA Lekki de Boabodran, Scandium (Lars Nilson,) og Tyskland (Clemens Wincler,). Fra midten af \u200b\u200b1880'erne blev den periodiske lov til sidst anerkendt som et af de teoretiske fundamenter af kemi.

Udvikling af den periodiske lov i XX århundrede

Manifestationer af en periodisk lov om energi af en elektronaffinitet

Frekvensen af \u200b\u200batomernes energiaffinitet til elektronen forklares selvfølgelig de samme faktorer, der allerede er blevet noteret, når de diskuterer ioniseringspotentialer (se definitionen af \u200b\u200ben elektronaffinitet).

Den største affinitet for elektronen har p.- Gruppens elementer VII. Den mindste affinitet for elektronen ved atomer med konfigurationen S2 (,,) og S2P6 (,) eller med halvfyldt p.-Subitaler (,,):

Manifestationer af den periodiske lov om elektronegativitet

Strengt taget er det umuligt at tildele permanent elektronelement. ElectronEgability af atomet afhænger af mange faktorer, især på valens tilstand af atom, den formelle grad af oxidation, koordineringsnummeret, ligandernes art, som udgør atomets miljø i molekylsystemet og på nogle andre. For nylig anvendes såkaldt orbitalhydriculture, afhængigt af den type atomorbital, der deltager i dannelsen af \u200b\u200bkommunikation og fra dens elektroniske befolkning, og om, hvorvidt atomorbitalen er optaget af et dampelektronpar, er engang befolket med en unpaired elektron eller en ledig. Men på trods af de kendte vanskeligheder i fortolkningen og bestemmelse af elektronæring er det altid nødvendigt for den kvalitative beskrivelse og forudsigelse af arten af \u200b\u200bforbindelserne i molekylesystemet, herunder kommunikationsenergien, fordelingen af \u200b\u200belektronisk ladning og graden af ionicitet, kraftkonstant mv.

Hyppigheden af \u200b\u200batomelektronegabilitet er en vigtig del af den periodiske lov og kan let forklares, baseret på den uforanderlige, men ikke helt entydig, afhængigheden af \u200b\u200bværdierne af elektronegativitet fra de tilsvarende værdier af ioniserings- og økonomisk affinitet Energieværdier.

I perioder er der en generel tendens til electronegabilitetsvækst, og i undergrupper falder den. Den mindste elektronik i S-elementerne i I-gruppen, den største - i P-elementerne i gruppen VII.

Manifestationer af periodisk lov om atom- og ionradius

Den periodiske karakter af ændringer i størrelsen af \u200b\u200batomer og ioner er kendt i lang tid. Kompleksiteten her er, at på grund af elektronbevægelsens bølge natur har atomer ikke strengt definerede størrelser. Da den umiddelbare bestemmelse af de absolutte dimensioner (radii) af isolerede atomer er umulig, anvendes i dette tilfælde ofte deres empiriske værdier. De opnås fra de målte interstitielle afstande i krystaller og frie molekyler, der bryder hver mellemsektion i to dele og svarer til en af \u200b\u200bdem til radiusen af \u200b\u200bden første (af to forbundet med den tilsvarende kemiske binding) af atomet og den anden - til radius af det andet atom. Med denne adskillelse tages der forskellige faktorer, herunder karakteren af \u200b\u200bden kemiske binding, graden af \u200b\u200boxidation af to bundne atomer, karakteren af \u200b\u200bkoordineringen af \u200b\u200bhver af dem mv. På denne måde opnås den såkaldte metalliske, kovalente, ion og van der Wales-radius. Van der Waals RADII bør betragtes som radii af ubundne atomer; De findes i henhold til interstitielle afstande i faste eller flydende stoffer, hvor atomer er tæt på hinanden (for eksempel atomer i fast argon eller atomer af to tilstødende molekyler N2 i fast nitrogen), men er ikke relateret til nogen kemikalie Bond.

Men selvfølgelig er den bedste beskrivelse af den effektive størrelse af et isoleret atom den teoretisk designede position (afstand fra kernen) af hovedmaksimum af ladningsdensiteten af \u200b\u200bdets ydre elektroner. Dette er det såkaldte kredsløb atatradius. Frekvensen i at ændre værdierne for det orbitale atomradii, afhængigt af elementets sekvensnummer, manifesterer sig ganske tydeligt (se figur 4), og hovedpunkterne her er i nærværelse af meget udtalte højder pr. Alkalimetal atomer og den samme minima svarende til ædle gasser. At reducere værdierne af orbitalatomradii i overgangen fra et alkalimetal til den tilsvarende (nærmeste) ædle gas er med undtagelse af rækken - ikke-monotonisk karakter, især når der er et alkalisk metal og en ædelgas af overgangselementer (metaller) og lanthanider eller actinoider. I store perioder i familier d- og f-elementerne observeres et mindre skarpt fald i radiI, da påfyldningen af \u200b\u200borbitaler ved hjælp af elektroner forekommer i pre-antisollaget. I undergrupper af elementer øges radii af atomer og den samme type ioner generelt.

Manifestationer af periodisk lov om forstøvningsenergi

Det skal understreges, at graden af \u200b\u200boxidation af elementet, der er en formel karakteristik, ikke giver ideen om de effektive afgifter af atomer af dette element i forbindelsen eller atomvalensen, selv om graden af \u200b\u200boxidation ofte er kaldet formel valence. Mange elementer er ikke i stand til at udøve alene, men flere forskellige oxidationsgrader. For chlor er alle oxidationsgrader fra -1 til +7 kendt, selvom de er meget ustabile, og for mangan - fra +2 til +7. Den højeste oxidationsgrad varierer afhængigt af elementets sekvensnummer med jævne mellemrum, men denne periodicitet er kompleks. I det enkleste tilfælde, i en række elementer fra et alkalimetal til en ædelgas, øges den højeste grad af oxidation fra +1 (f) til +8 (O4). I andre tilfælde er den højeste grad af oxidation af den ædle gas mindre (+4 F 4) end for det foregående halogen (+7 O 4-). På krumningen for den periodiske afhængighed af den højeste grad af oxidation fra det ordinære antal af elementet i Maxima er det derfor nødvendigt eller for ædelgas eller på det foregående halogen (minima - altid på alkalisk metal). Undtagelsen er et nummer - hvori hverken for halogen () eller for ædle gas (), høje grader af oxidation er generelt ukendte, og den højeste værdi af den højeste oxidation er det gennemsnitlige element af nitrogenet; Derfor viser ændringen i den højeste oxidation i træk, at de passerer gennem maksimum. Generelt er en stigning i den højeste oxidation i en række elementer fra alkalimetal til halogen eller oblet gas ikke monotont, hovedsageligt på grund af manifestationen af \u200b\u200bhøje grader af oxidation med overgangsmetaller. For eksempel er en stigning i den højeste oxidation i en række - fra +1 til +8 "kompliceret" af den kendsgerning, at for molybdæn, technetium og ruthenium er kendt som høje grader af oxidation, som +6 (O3), + 7 (2 O 7), + 8 (O 4).

Manifestationer af periodisk lov om oxidativ potentiale

Et af de meget vigtige egenskaber ved et simpelt stof er dets oxidative potentiale, der afspejler den primære evne til et simpelt stof til at interagere med vandige opløsninger, såvel som redoxegenskaberne manifestable. Ændringen i de oxidative potentialer af simple stoffer, afhængigt af elementets sekvensnummer, er også periodisk. Men det skal tages i betragtning, at forskellige faktorer, der undertiden skal betragtes som individuelt, påvirker det oxidative potentiale for et simpelt spørgsmål. Derfor bør hyppigheden i skiftende oxidative potentialer fortolkes meget omhyggeligt.

Du kan registrere nogle specifikke sekvenser i at ændre de oxidative potentialer af enkle stoffer. Især i en række metaller under overgangen fra alkalisk til de følgende elementer reducerer elementerne de oxidative potentialer (+ (Aq) osv. - hydreret kation):

Dette forklares let ved en stigning i ioniseringsenergien af \u200b\u200batomer med en stigning i antallet af fjernede valenselektroner. På afhængighedskurven for de oxidative potentialer af simple stoffer fra elementets sekvensnummer er der derfor maksima svarende til alkaliske metaller. Men det er ikke den eneste grund til at ændre de oxidative potentialer for simple stoffer.

Intern og sekundær periodicitet

s.- I. r.- Elementer.

Over de generelle tendenser i arten af \u200b\u200bændringen i værdien af \u200b\u200bioniseringsenergien af \u200b\u200batomer, energi af affiniteten af \u200b\u200batomer til elektron-, elektronegativiteten, atom- og ionradiusen, energi af forstøvning af simple stoffer, graden af Oxidation, de oxidative potentialer af simple stoffer fra elementets atomnummer overvejes. Med en dybere undersøgelse af disse tendenser kan det konstateres, at regelmæssigheder i ændring af egenskaberne af elementer i perioder og grupper er meget mere kompliceret. I form af ændringer i egenskaberne af elementer i perioden er den interne periodicitet manifesteret, og i gruppen -

4.1. Periodisk lov D.I. Mendeleev.

Periodisk lov er den største præstation af kemisk videnskab, grundlaget for al moderne kemi. Med sin opdagelse ophørte kemi til at være beskrivende videnskab, en videnskabelig fremsyn var mulig i den.

Periodisk lov åben D. I. Mendeleev.i 1869 formulerede forskeren denne lov som følger: "Egenskaberne af enkle legemer, også former og egenskaber af elementernes forbindelser er i periodisk afhængighed af værdien af \u200b\u200batomvægte af elementerne.

En mere detaljeret undersøgelse af strukturen af \u200b\u200bstoffet viste, at frekvensen af \u200b\u200belementernes egenskaber ikke skyldes atommassen, men en elektronstruktur af atomer.

Kerneladningen er en karakteristik, der bestemmer den elektroniske struktur af atomer, og derfor elementernes egenskaber. Derfor lyder den periodiske lov i moderne formulering sådan: Egenskaberne af simple stoffer, såvel som formularerne og egenskaberne af elementerne i elementerne, er i periodisk afhængighed af sekvensnummeret (fra størrelsen af \u200b\u200bkernen af \u200b\u200bderes atomer ).

Udtrykket af den periodiske lov er det periodiske system af elementer.

4.2. Periodisk system D. I. Mendeleev

Det periodiske system af elementer D. I. MendeleEV består af syv perioder, som er vandrette sekvenser af elementer, der er placeret ved gelastningen af \u200b\u200bderes atomkerner. Perioder 1, 2, 3, 4, 5, 6 indeholder henholdsvis 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Den syvende periode er ikke afsluttet. Perioder 1, 2 og 3 kaldes lillehvile - stor.

Hver periode (med undtagelse af den første) begynder med Alkali Metal Atoms (Li, Na, K, RB, CS, FR) og ender med en Noble Gas (NE, AR, KR, XE, RN), som er forudset af typisk ikke-metal. I perioderne fra venstre mod højre er metal- og ikke-metalliske egenskaber gradvist svækket, fordi de atomkerne med en stigning i den positive ladning øger antallet af elektroner på det eksterne niveau.

I den første periode, undtagen helium, er der kun ét element - hydrogen. Det er konventionelt anbragt i IA- eller VIIA-undergruppen, da det er vist lighed og med alkaliske metaller og med halogener. Ligheden af \u200b\u200bhydrogen med alkaliske metaller manifesteres i det faktum, at hydrogen, som alkaliske metaller er et reduktionsmiddel, og at give en elektron udgør en enkelt ladningskation. Mere almindeligt i hydrogen med halogener: hydrogen, såvel som ikke-metall halogener, dets dukethommolekyle, kan det udvise oxidative egenskaber, der danner med aktive metaller med silkelignende hydrider, for eksempel NAH, CAH2.

I fjerde periode er 10 overgangselementer placeret (årtier SC - Zn), efterfulgt af de resterende 6 grundlæggende elementer i perioden (GA - KG). På samme måde bygget den femte periode. Koncept overgangselement Normalt bruges til at udpege ethvert element med Valence D-eller F elektroner.

Den sjette og syvende perioder har dobbelt indsatser af elementer. VA-elementet er placeret indsættelsesdioder af D-elementer (LA - HG), og efter det første overgangselement la følger14 F-elementer - lantanoider.(CE - LU). Efter Hg er de resterende 6 af de vigtigste P-elementer i sjette periode placeret (TL - RN).

I den syvende (ufærdige) periode for højttalere følger 14 F-elementer aktinoid. (Th-lr). For nylig begyndte LA og højttalere at blive rangeret efter lanthanoider og aktinoider. Lantanoider og aktinoider placeres separat i bunden af \u200b\u200bbordet.

Således besidder hvert element i det periodiske system en strengt defineret position, der noteres ordinære eller atomar nummer.

I det periodiske lodrette system er otte grupper (I - VIII) placeret, hvilket igen er opdelt i undergrupper - main. eller undergrupper A og side eller undergrupper B. Subgruppe VIIIIb-Special, den indeholder triader Elementer, der udgør familien af \u200b\u200bIron (Fe, CO, NI) og platinmetaller (RU, RH, PD, OS, IR, PT).

Ligheden af \u200b\u200belementer inde i hver undergruppe er det mest bemærkelsesværdige og vigtige mønster i det periodiske system. I de vigtigste undergrupper fra top til bund er metalegenskaber forbedret og ikke-metalliske svækker. Samtidig forekommer en stigning i stabiliteten af \u200b\u200bforbindelserne af elementerne i den nedre for denne undergruppe af graden af \u200b\u200boxidation. I sideundergrupper - tværtimod, svækkes metalegenskaberne fra top til bund, og stabiliteten af \u200b\u200bforbindelserne med den højeste grad af oxidation øges.

4.3. Periodisk system og elektroniske atomkonfigurationer

Da de kemiske reaktioner af kernen af \u200b\u200breaktantatomerne ikke ændres, afhænger de kemiske egenskaber af atomer af strukturen af \u200b\u200bderes elektroniske skaller.

Fyldning af de elektronlag og elektronskaller af atomer forekommer i overensstemmelse med Pauli-princippet og Hundens regel.

POWLI-princippet (Ban Pauli)

To elektroner i atomet kan ikke have fire identiske kvantumre (ikke mere end to elektroner kan være ved hvert atomorbital).

Pauli-princippet bestemmer det maksimale antal elektroner med dette hovedkvantummer n. (dvs. placeret på dette elektroniske lag): n n \u003d 2n 2. På det første elektroniske lag (energiniveau) kan der ikke være mere end 2 elektroner, på anden - 8, på tredje - 18 osv.

I hydrogenatomet er der for eksempel en elektron, som er i det første energiniveau i 1S - tilstand. Spin af denne elektron kan rettes vilkårligt (m s \u003d +1/2 eller m s \u003d -1/2). Det skal igen understreges, at det første energiniveau består af et sublevel - 1S, det andet energiniveau - fra to sublevels - 2S og 2R, tredje - af tre sublevels - 3S, 3P, 3D osv. Sublayer indeholder igen orbital, hvoraf antallet bestemmes af et side quantum nummer l. Ligeligt (2. l. + 1). Hvert orbital betegnes konventionelt af cellen placeret på den en elektronpil, hvis retning angiver orienteringen af \u200b\u200bbagsiden af \u200b\u200bdenne elektron. Således kan tilstanden af \u200b\u200belektronen i hydrogenatomet være repræsenteret som 1S 1 eller afbildet i form af en kvantcelle, fig. 4.1:

Fig. 4.1. Den betingede betegnelse af elektronen i hydrogenatomet til 1s orbitaler

For begge elektroner af heliumatom n \u003d 1, l. \u003d 0, m L. \u003d 0, m s \u003d +1/2 og -1/2. Følgelig er den elektroniske formel af helium 1S 2. Den elektroniske shell helium er afsluttet og meget stabilt. Helium - Noble Gas.

Ifølge Pauli's princip kan der ikke være to elektroner med parallelle spins på en bane. Den tredje elektron i lithiumatomet indtager en 2S-orbital. Elektronisk konfiguration Li: 1S 2 2S 1, og beryllium 1S 2 2S 2. Da 2S orbital er fyldt, så indtager den femte elektron på Boron Atom en 2R-orbital. Til n. \u003d 2 side (orbital) Quantum nummer l. tager værdier 0 og 1. Hvornår l. \u003d 0 (2S-tilstand) m L. \u003d 0, og hvornår l. \u003d 1 (2p - tilstand) m L. kan være lig med +1; 0; -en. 2R-staten svarer til tre energiceller, fig. 4.2.

Fig. 4.2. Placering af elektroner af boretomet i orbital

For et nitrogenatom (elektronisk konfiguration 1S 2 2S 2 2P3 er to elektroner på det første niveau fem - på det andet) to næste E-struktur-varianter mulige, fig. 4.3:

Fig. 4.3. Mulige muligheder for placeringen af \u200b\u200belektroner af nitrogenatomet i orbital

I den første skema, fig. 4.3a, er det totale spin 1/2 (+1/2 -1/2 +1/2) i den anden (fig. 4.3b) det samlede spin er 3/2 (+ 1/2 + 1/2 +1/2). Placeringen af \u200b\u200bspinset er bestemt regel Hund.det siger: Fyldning af energiniveauerne forekommer på en sådan måde, at det samlede spin er maksimalt.

På denne måde , af de to diagrammer af strukturen af \u200b\u200bnitrogenatomet for bæredygtig tilstand (med den laveste energi) svarer den første, hvor alle P-elektroner optager forskellige kredsløb. Orbital Sublayer er fyldt så: Første en elektron med de samme spins, og derefter ifølge den anden elektron med modsatte spins.

Fra natrium er det tredje energiniveau fyldt med n \u003d 3. Fordelingen af \u200b\u200belektroner af atomer i den tredje periode i den tredje periode i orbitaler er vist i fig. 4.4.

Fig. 4.4. Fordelingen af \u200b\u200belektroner i orbitaler for atomer i tredje periodeelementer er hovedsagelig

I atomet indtager hver elektron et fri kredsløb med den laveste energi, der svarer til sin største kommunikation med kernen. I 1961 V.M. Clekkovsky formulerede den samlede position ifølge hvilken energi af elektroniske orbitaler øges for at øge mængden af \u200b\u200bhoved- og sidekvantumnumrene (n + l), og i tilfælde af ligestilling af disse beløb har et orbital en mindre værdi af hovedkvantnummeret n.

Sekvensen af \u200b\u200benerginiveauer i rækkefølge af stigende energi er omtrent som følger:

1s.< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.

Overvej fordelingen af \u200b\u200belektroner i de orbitale atomer af elementerne i fjerde periode (figur 4.5).

Fig. 4.5. Fordelingen af \u200b\u200belektroner ifølge orbitalatomer af elementerne i fjerde periode er i hovedstaten

Efter kalium (elektronisk konfiguration 1s 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 64S 1) og calcium (elektronisk konfiguration 1S 2 3P 64S 2) elektronerne i den interne 3D-skalfyldning (overgangselementer sc - zn ). Det skal bemærkes, at der findes to anomalier: På CR og CU-atomerne på 4 s.Frygten er ikke to elektroner, men en, dvs. Der er en såkaldt "fiasko" af den eksterne 4S-elektron til den foregående 3D-shell. Den elektroniske struktur af kromatomet kan repræsenteres som følger (figur 4.6).

Fig. 4.6. Fordelingen af \u200b\u200belektroner ved hjælp af orbitaler til chromatomet

Den fysiske grund til "overtrædelsen" af påfyldningsproceduren er forbundet med en anden penetrerende evne til elektroniske orbitaler til kernen, den specielle stabilitet af elektroniske konfigurationer D5 og D 10, F7 og F 14, som reagerer på påfyldningen af \u200b\u200belektronisk orbitaler af en eller to elektroner, såvel som afskærmningseffekten af \u200b\u200bden interne elektroniske ladelag kernel.

De elektroniske konfigurationer af MN, Fe, CO, NI, Cu og Zn atomer reflekteres i de følgende formler:

25 mn 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 5 4S 2,

26 Fe 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 6 4S 2,

27 CO 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 7 4S 2,

28 Ni 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 8 4S 2,

29 Cu 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 1,

30 Zn 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2.

Efter zink, begyndende med 31 elementer - gallium op til 36 elementer - Crypton fortsætter med at fylde det fjerde lag (4p - Shell). Elektroniske konfigurationer af disse elementer er som følger:

31 GA 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 1,

32 GE 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 2,

33 AS 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3,

34 SE 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 4,

35 BR 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 5,

36 kr 1s 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6.

Det skal bemærkes, at hvis forbuddet ikke er forstyrret, kan elektronerne placeres i andre orbitaler af atomer i de spændte stater.

4.4. Typer af kemiske elementer

Alle elementer i det periodiske system er opdelt i fire typer:

1. Atoms. s-elementer S-shells af det ydre lag (n) er fyldt. S-elementer omfatter hydrogen, helium og de to første elementer i hver periode.

2. Atoms. p-elementer Elektroner er fyldt med et eksternt niveau P-Shell (NP). R-relements omfatter de sidste 6 elementer i hver periode (undtagen for den første).

3. U. d-elementer Fyldt af elektroner D-Shell andet udvendigt niveau (N-1) d. Disse er elementer af plug-in-årtier af store perioder, der ligger mellem S- og P-elementer.

4. U. f-elementer Fyldt af elektroner F-subrinking tredje udvendige niveau (N-2) F. Familien af \u200b\u200bF-elementer omfatter lanthanoider og aktinoider.

Fra overvejelsen af \u200b\u200bden elektroniske struktur af unexciterede atomer, afhængigt af elementets sekvensnummer, følger:

Antallet af energiniveauer (elektronlag) af et atom af ethvert element er lig med det periode nummer, hvori elementet er placeret. Så s-elementer er placeret i alle perioder, P-elementer - i det andet og efterfølgende D-elementer - i fjerde og efterfølgende og F-elementer - i den sjette og syvende perioder.

Periodummeret falder sammen med hovedkvantumantalet af de eksterne elektroner af atomet.

s- og P-elementer danner de vigtigste undergrupper, D-elementer - sidesubgrupper, F-elementer danner familier af lanthanider og actinoider. Således omfatter undergruppen elementer, hvis atomer normalt har en lignende struktur, ikke kun et eksternt, men også antisominlaget (med undtagelse af elementer, hvori "fejlen" af elektronen).

Gruppenummeret angiver som regel antallet af elektroner, der kan deltage i dannelsen af \u200b\u200bkemiske bindinger. Dette er den fysiske betydning af gruppens nummer. Elementer af sideundergrupper af Valence er elektroner ikke kun eksterne, men også de næstsidste skaller. Dette er den største forskel i egenskaberne af elementerne i hoved- og sidesubgrupperne.

Elementer med Valence D-eller F elektroner kaldes overgang.

Gruppens nummer er normalt lig med den højeste positive grad af oxidation af de elementer, der vises i forbindelserne. Undtagelse er fluor - dens oxidationsgrad er -1; Fra gruppens elementer VIII kun til OS, RU og XE, er graden af \u200b\u200boxidation kendt +8.

4.5. Frekvensen af \u200b\u200begenskaber af atomer af elementer

Sådanne egenskaber ved atomer som deres radius, ioniseringsenergi, en elektronaffinitet, elektronegativitet, er otidationsgraden forbundet med den elektroniske struktur af atomet.

Der er radiomatomer af metaller og kovalente radiomatomer af ikke-metaller. Radius af metaller atomer beregnes ud fra interatomiske afstande, der er velkendte for de fleste metaller baseret på eksperimentelle data. På samme tid er radiusen af \u200b\u200bmetalatomet lig med halvdelen af \u200b\u200bafstanden mellem centre af to tilstødende atomer. Tilsvarende beregnes de kovalente radii af ikke-metaller i molekyler og krystaller af simple stoffer. Jo større at atomradius er, desto lettere er det eksterne elektroner fra kernen (og omvendt). I modsætning til atomradii er radiioner betingede værdier.

Fra venstre til højre i perioder reduceres værdien af \u200b\u200batomradii af metaller, og nukleare radius af ikke-metaller ændres på en kompleks måde, da det afhænger af karakteren af \u200b\u200bden kemiske binding. I den anden periode reduceres for eksempel atomradii først og derefter øge, især skarpt under overgangen til det ædle gasatom.

I de vigtigste undergrupper stiger radii af atomer fra top til bund, da antallet af elektroniske lag øges.

Kationens radius er mindre end radiusen af \u200b\u200bdet tilsvarende atom svarende til det, og med en stigning i den positive ladning af kationen af \u200b\u200bdets radius falder. Tværtimod er anionradius altid større end radiusen af \u200b\u200bdet tilsvarende atom. Isoelektroniske kaldet partikler (atomer og ioner) med samme antal elektroner. I en række isoelektroniske ioner reduceres radiusen med et fald i negativ og forøgelse af den positive radius af ionen. Et sådant fald forekommer for eksempel i træk: O2-, F -, Na +, Mg2 +, AL 3+.

Ioniseringsenergi. - Den energi, der kræves til adskillelse af en elektron fra et atom i hovedstaten. Det er normalt udtrykt i elektron-slot (1 EV \u003d 96.485 kJ / mol). I perioden fra venstre mod højre stiger ioniseringsenergien med at øge kernens ladning. I de vigtigste undergrupper fra top til bund falder det, da elektronafstanden til kernen stiger, og afskærmningseffekten af \u200b\u200bde interne elektroniske lag øges.

Tabel 4.1 viser værdierne for ioniseringsenergierne (energier i den første, anden osv. Elektroner) for nogle atomer.

I den anden periode, i overgangen fra Li til NE, er energien i den første elektron stigende (se tabel 4.1). Som det fremgår af bordet, øges ioniseringsenergien imidlertid ujævnt: i henholdsvis følgende beryllium og nitrogen, boron og oxygen, er der imidlertid noget fald, hvilket skyldes de særegenheder af den elektroniske struktur af atomer.

Den ydre S-shell beryllium er fuldt fyldt, så højden af \u200b\u200bboren tilføjer en elektron til P-orbitalet. Denne P-Electron er mindre fast forbundet med kernen end S-elektronen, så adskillelsen af \u200b\u200bP-elektroner kræver mindre energikostnader.

Tabel 4.1.

Energi ionisering JEG.atomer af nogle elementer

Ved hvert p-orbital af nitrogenatomet er der en elektron. Ved iltatomet kommer elektronen ind i P-orbitalet, som allerede er optaget af en elektron. To elektroner, der er på samme orbital, er stærkt afstødt, så det er lettere at rive en elektron fra et oxygenatom end fra nitrogenatomet.

Den mindste værdi af ioniseringsenergi har alkalimetaller, så de har udtalt metalegenskaber, den største værdi af ioniseringsenergien i inerte gasser.

Fejl affinitet - Energi frigivet, når en elektron er forbundet til et neutralt atom. Affiniteten for elektronen, såvel som energien af \u200b\u200bionisering, udtrykkes normalt i elektron-slot. Den største affinitet for elektronen er halogenet, den mindste - i alkalimetal. Tabel 4.2 viser affiniteten af \u200b\u200belektronen til atomer af visse elementer.

Tabel 4.2.

Affinitet til elektronen af \u200b\u200batomer af nogle elementer

Elektricitet - et atoms evne i et molekyle eller en ion for at tiltrække valenselektroner af andre atomer. Elektricitet (EO) som en kvantitativ foranstaltning - en omtrentlig værdi. Ca. 20 elektriske negative skalaer er foreslået, den største anerkendelse, hvis der blev udviklet en skala udviklet af L. Polingom. I fig. 4.7 viser værdierne for EO Polyungu.

Fig. 4.7. Elektricitet af elementer (ved poling)

Den mest elektroniske af alle elementer på den ægte skala er fluor. Dens EO er vedtaget svarende til 4. Det mindste elektronegative - cæsium. Hydrogen indtager en mellemliggende stilling, for når man interagerer med et elementer, giver det en elektron, og når den interagerer med andre, erhverver den.

4.6. Syrebaserede egenskaber af forbindelser; Ordning af Kossel.

For at forklare arten af \u200b\u200bsyrebasegenskaberne af forbindelserne fra kosselens (Tysklands (Tysklands (Tysklands (Tysklands (Tysklands (Tysklands (Tysklands (Tysklands) elementer, der er baseret på antagelsen om, at der er en rent ionforbindelse i molekyler, og Coulomb-interaktionen forekommer mellem ioner. Kossel-skemaet beskriver de syrebaserede egenskaber af forbindelser indeholdende E-N og E-O-H-forbindelser afhængigt af kernens ladning og radius af formningsemnet.

COSSEL DIAGRAM for to metalhydroxider, for eksempel LiOH og KOH er vist i fig. 4.8.

Fig. 4.8. COSSEL SKEMA FOR LIOH OG KOH

Som det fremgår af den indsendte ordning, er radiusen af \u200b\u200bLi + Ion mindre end ionens radius til +, og det er en gruppe mere stærkere med lithiumkation end med en kaliumkation. Som følge heraf vil det være lettere at dissociere i opløsningen, og de grundlæggende egenskaber af kaliumhydroxid vil blive udtrykt stærkere.

Tilsvarende kan du analysere Kossel-ordningen for to baser af CuOH og Cu (OH) 2. Da radiusen af \u200b\u200bCu 2+ ion er mindre, og ladningen er større end den for Cu + -ionen, er det en gruppe vil være stærkere at holde CU 2+ ionen. Som et resultat vil basen Cu (OH) 2 være svagere end CuOH.

På denne måde, stiftelsens kraft stiger med stigende radius af kationen og reducerer dens positive ladning.

I de vigtigste undergrupper fra top til bund stiger basiskraften, da radii af elementer ioner stiger i denne retning. I perioder fra venstre mod højre er der et fald i luftens radii og en stigning i deres positive ladning, derfor falder basiskraften i denne retning.

Kosseldiagram for to oxygenesyrer, for eksempel HCI og HI er vist i fig. 4.9.

Fig. 4.9. Scheme of Kossel for HCI og HI

Da radius af chloridion er mindre end iodidion, er ion H + stærkere end anionen i molekylet af saltsyre, som vil være svagere end fugtsyre. På denne måde, kraften af \u200b\u200boxygeniske syrer øges med stigende radius af negativ ion.

Kraften af \u200b\u200boxygenholdige syrer varierer på den modsatte måde. Det øges med et fald i ionradius og en stigning i dens positive ladning. I fig. 4.10 viser Kossel-skemaet for to syrer HCLO og HCLO 4.

Fig. 4.10. Skema af Kossel for HCLO og HCLO 4

Ion C1 7+ er fast forbundet med oxygenionen, så protonen er lettere at opdele i HC1O 4-molekylet. Samtidig vil forbindelsen mellem ion C1 + med en ion ca. 2- mindre holdbar og i nationalforsamlingens molekyle blive holdt fast ved en anion omkring 2-. Som et resultat vil HCLO 4 være stærkere syre end HCLO.

Fordelen ved Kossels ordning er, at den bruger en simpel model til at forklare forandringen af \u200b\u200bforandringen i de syrebasegenskaber af forbindelser i en række af lignende stoffer. Samtidig er denne ordning rent høj kvalitet. Det tillader kun at sammenligne egenskaberne af forbindelserne og tillader ikke at bestemme de sure hovedegenskaber af en vilkårligt udvalgt en forbindelser. Ulempen ved denne model er, at kun elektrostatiske repræsentationer sættes i dets fundament, mens der i naturen ikke er nogen ren (en hundrede procent) ionforbindelse.

4.7. Redox egenskaber af elementer og deres forbindelser

Ændringen i redoxegenskaberne for simple stoffer er let at fastslå, i betragtning af arten af \u200b\u200bændringer i elektronegiativiteten af \u200b\u200bde tilsvarende elementer. I de vigtigste undergrupper fra top til bund falder elektronikken, hvilket fører til et fald i oxidativt og øget i denne retning af reduktionsegenskaber. I perioder fra venstre mod højre øges elektronegabiliteten. Som følge heraf reduceres rehabiliteringsegenskaberne af simple stoffer i denne retning, og oxidativer øges. Således er stærke reduktionsmidler placeret i nederste venstre hjørne af det periodiske system af elementer (kalium, rubidium, cæsium, barium), medens stærke oxidationsmidler er i højre øvre hjørne (oxygen, fluor, chlor).

Redoxegenskaberne af forbindelserne af elementer afhænger af deres natur, værdien af \u200b\u200bgraden af \u200b\u200boxidation af elementerne, elementernes position i det periodiske system og et antal andre faktorer.

I de vigtigste undergrupper fra top til bund, de oxidative egenskaber af oxygenholdige syrer, hvori atomerne i det centrale element har samme grad af oxidation, falder. Stærke oxidanter er salpetersyre og koncentrerede svovlsyrer. Oxidative egenskaber er stærkere end den mere positive grad af oxidation af elementet i forbindelsen. Stærke oxidative egenskaber udviser kaliumpermanganat og dichromatkalium.

I de vigtigste undergrupper stiger rehabiliteringsegenskaberne af enkle anioner fra top til bund. Stærke reduktionsmidler er HI, H2S, iodider og sulfider.

Allerede alkymister forsøgte at finde naturloven, på grundlag af hvilke de kemiske elementer kunne systematiseres. Men de manglede pålidelige og detaljerede oplysninger om elementerne. Ved midten af \u200b\u200bXIX århundrede. Kendskab til kemiske elementer er blevet nok, og antallet af elementer er steget så meget, at der var et naturligt behov for deres klassificering i videnskaben. De første forsøg på at klassificere elementer på metaller og ikke-metaller var insolvente. Forgænger D.I. IVELEEEVA (I. V. DEBEREYER, J. A. Newlands, L. Yu. Meyer) gjorde meget for at forberede åbningen af \u200b\u200bden periodiske lov, men kunne ikke forstå sandheden. Dmitry Ivanovich etablerede forbindelsen mellem elementernes masse og deres egenskaber.

Dmitry Ivanovich blev født i Tobolsk. Han var et syttende barn i familien. Efter at have afsluttet gymnastiksalen i sin hjemby, kom Dmitry Ivanovich ind i Chief Pedagogical Institute i St. Petersburg, efter at han forlod guldmedaljen i to år til en videnskabelig forretningsrejse i udlandet. Efter tilbagevenden blev han inviteret til St. Petersburg University. Start af læseledelser i kemi, Mendeleev fandt ikke noget, der kunne anbefales til elever som en vejledning. Og han besluttede at skrive en ny bog - "Grundlæggende om kemi".

Opdagelsen af \u200b\u200bden periodiske lov blev forudset med 15 års hårdt arbejde. Den 1. marts 1869 antog Dmitry Ivanovich at forlade Skt. Petersborg i provinserne om anliggender.

Periodisk lov blev åbnet på grundlag af egenskaberne af atomrelativt atommassen .

Mendeleev anbragte kemiske elementer for at øge deres atommasser og bemærkes, at elementernes egenskaber gentages efter en vis periode - periode, Dmitry Ivanovich placerede en periode på hinanden. Så de lignende elementer er placeret i hinanden - på en Lodret, det periodiske system blev bygget på en lodrette elementer.

1. marts 1869 Formulering af den periodiske lov D.I. Mendeleeva.

Egenskaberne af simple stoffer, såvel som formularerne og egenskaberne af elementernes komponenter, er i periodisk afhængighed af værdien af \u200b\u200batomvægten af \u200b\u200belementerne.

Desværre var tilhængere af den periodiske lov først meget lille, selv blandt russiske forskere. Modstandere - meget, især i Tyskland og England.
Åbningen af \u200b\u200bden periodiske lov er en strålende prøve af den videnskabelige fremsyn: I 1870 forudsagde Dmitry Ivanovich eksistensen af \u200b\u200btre lige kendte elementer, som kaldte Ekasilicia, Ekalayumin og Ekabor. Han formåede at give ordentligt at forudsige de vigtigste egenskaber hos nye elementer. Og i 5 år, i 1875, fransk videnskabsmand P.E. Lekki de Baabodran, der ikke vidste noget om Dmitry Ivanovichs værker, åbnede et nyt metal og kaldte ham gallium. For en række egenskaber og metoden til åbningsgallium faldt sammen med Ekalumin, forudsagde Mendeleev. Men hans vægt var mindre end forudsagt. På trods af dette sendte Dmitry Ivanovich et brev til Frankrig og insisterede på hans forudsigelse.
Forskerverdenen blev bedøvet af, at forudsigelsen af \u200b\u200bMendeleev egenskaber ekaluminia. Det viste sig så præcist. Fra dette tidspunkt begynder den periodiske lov at blive godkendt i kemi.
I 1879 åbnede L. Nilson scandium i Sverige, hvor den forudsagte Dmitry Ivanovich blev udformet ekabor. .
I 1886 åbnede K. Wincler i Tyskland Tyskland, som viste sig for at være ECASILITSIME. .

Men Dmitry Ivanovich Genius Ivanovich Mendeleev og dets opdagelser er ikke kun disse forudsigelser!

På fire steder i det periodiske system placerede D. I. Mendeleev elementer ikke i rækkefølge af stigende atommasser:

Tilbage i slutningen af \u200b\u200bdet 19. århundrede D.I. Mendeleev skrev, at et atom tilsyneladende består af andre mindre partikler. Efter hans død i 1907 blev det bevist, at et atom består af elementære partikler. Teorien om atomets bygninger bekræftede Dialitereleev, permutationen af \u200b\u200bdisse elementer er ikke fuldt berettiget i overensstemmelse med væksten af \u200b\u200batommasser.

Moderne formulering af periodisk lov.

Egenskaberne af kemiske elementer og deres forbindelser er i periodisk afhængighed af ladningsværdien af \u200b\u200bkernerne i deres atomer, udtrykt i den periodiske repeterbarhed af strukturen af \u200b\u200bden eksterne valens elektroniske skal.
Og mere end 130 år efter åbningen af \u200b\u200bden periodiske lov kan vi vende tilbage til ordene fra Dmitry Ivanovich, taget som vores lektionspigen: "Fremtiden truer ikke fremtiden til at være ødelæggelse, men kun overbygningen og udviklingen er lovet. " Hvor mange kemiske elementer er åbne i øjeblikket? Og det er langt fra grænsen.

Det grafiske billede af den periodiske lov er det periodiske system af kemiske elementer. Dette er et kort resumé af al kemi af elementer og deres forbindelser.

Ændringer i ejendomme i et periodisk system med en stigning i atomvægte i perioden (venstre til højre):

1. Metalegenskaber falder

2. Ikke-metalliske egenskaber øges

3. Egenskaberne af højere oxider og hydroxider varierer fra hovedet gennem amfotere til syre.

4. Valensen af \u200b\u200belementer i formlerne af højere oxider stiger fra JEG. FørVII.og i formlerne af flygtige hydrogenforbindelser falder fra IV. førJEG..