Nummer 8 i det periodiske system. Historie om skabelse og udvikling

Selv i skolen, når vi sidder i kemitimerne, husker vi alle bordet på væggen i klasseværelset eller det kemiske laboratorium. Denne tabel indeholdt en klassificering af alle kemiske grundstoffer kendt af menneskeheden, de grundlæggende komponenter, der udgør Jorden og hele universet. Så kunne vi ikke engang tænke det Mendeleev bord er uden tvivl en af ​​de største videnskabelige opdagelser, som er grundlaget for vores moderne viden om kemi.

Periodisk system af kemiske grundstoffer af D. I. Mendeleev

Ved første øjekast ser hendes idé vildledende simpel ud: organiser kemiske elementer i rækkefølge efter stigende vægt af deres atomer. Desuden viser det sig i de fleste tilfælde, at de kemiske og fysiske egenskaber af hvert grundstof svarer til det forudgående grundstof i tabellen. Dette mønster vises for alle grundstoffer undtagen de allerførste, simpelthen fordi de ikke har foran sig elementer, der ligner dem i atomvægt. Det er takket være opdagelsen af ​​denne egenskab, at vi kan placere en lineær sekvens af elementer i en tabel meget som en vægkalender og dermed kombinere et stort antal typer kemiske grundstoffer i en klar og sammenhængende form. Selvfølgelig bruger vi i dag begrebet atomnummer (antallet af protoner) for at ordne grundstofsystemet. Dette hjalp med at løse det såkaldte tekniske problem med et "par af permutationer", men førte ikke til en grundlæggende ændring i udseendet af det periodiske system.

I periodiske system alle grundstoffer er ordnet baseret på deres atomnummer, elektroniske konfiguration og gentagne kemiske egenskaber. Rækkerne i tabellen kaldes perioder, og kolonnerne kaldes grupper. Det første bord, der går tilbage til 1869, indeholdt kun 60 elementer, men nu skulle bordet forstørres for at kunne rumme de 118 elementer, vi kender i dag.

Mendeleevs periodiske system systematiserer ikke kun elementerne, men også deres mest forskelligartede egenskaber. Det er ofte nok for en kemiker at have det periodiske system for øjnene for at svare rigtigt på mange spørgsmål (ikke kun eksamensspørgsmål, men også videnskabelige).

YouTube-id'et for 1M7iKKVnPJE er ugyldigt.

Periodisk lov

Der er to formuleringer periodisk lov kemiske elementer: klassiske og moderne.

Klassisk, som præsenteret af dets opdager D.I. Mendeleev: egenskaberne af simple kroppe såvel som formerne og egenskaberne af forbindelser af elementer er periodisk afhængige af værdierne af grundstoffernes atomvægte.

Moderne: egenskaberne af simple stoffer, såvel som egenskaberne og formerne af forbindelser af elementer, er periodisk afhængige af ladningen af ​​kernen af ​​grundstoffernes atomer (ordinaltal).

En grafisk repræsentation af den periodiske lov er det periodiske system af grundstoffer, som er en naturlig klassificering af kemiske grundstoffer baseret på regelmæssige ændringer i grundstoffernes egenskaber afhængigt af deres atomers ladninger. De mest almindelige billeder af grundstoffernes periodiske system er D.I. Mendeleevs former er korte og lange.

Grupper og perioder i det periodiske system

I grupper kaldes lodrette rækker i det periodiske system. I grupper kombineres grundstoffer baseret på den højeste oxidationstilstand i deres oxider. Hver gruppe består af en hoved- og en sekundær undergruppe. Hovedundergrupperne omfatter elementer af små perioder og elementer af store perioder med samme egenskaber. Sideundergrupper består kun af elementer af store perioder. De kemiske egenskaber af grundstofferne i hoved- og sekundære undergrupper adskiller sig væsentligt.

Periode kaldet en vandret række af elementer arrangeret i stigende rækkefølge af atomare (atomare) numre. Der er syv perioder i det periodiske system: den første, anden og tredje periode kaldes små, de indeholder henholdsvis 2, 8 og 8 grundstoffer; de resterende perioder kaldes store: i den fjerde og femte periode er der 18 elementer, i den sjette - 32, og i den syvende (endnu ikke afsluttet) - 31 elementer. Hver periode, undtagen den første, begynder med et alkalimetal og slutter med en ædelgas.

Den fysiske betydning af serienummeret kemisk grundstof: antallet af protoner i atomkernen og antallet af elektroner, der roterer rundt om atomkernen, er lig med grundstoffets atomnummer.

Egenskaber af det periodiske system

Lad os minde dig om det grupper kaldes lodrette rækker i det periodiske system, og de kemiske egenskaber af grundstofferne i hoved- og sekundære undergrupper adskiller sig væsentligt.

Egenskaberne for elementer i undergrupper ændrer sig naturligt fra top til bund:

• metalliske egenskaber øges og ikke-metalliske egenskaber svækkes;
• den atomare radius øges;
• styrken af ​​baser og iltfrie syrer dannet af elementet stiger;
• elektronegativiteten falder.

Alle grundstoffer undtagen helium, neon og argon danner iltforbindelser, der er kun otte former for iltforbindelser. I det periodiske system er de ofte afbildet med generelle formler, placeret under hver gruppe i stigende rækkefølge efter grundstoffernes oxidationstilstand: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, hvor symbolet R betegner et element i denne gruppe. Formlerne for højere oxider gælder for alle grundstoffer i gruppen, undtagen i undtagelsestilfælde, hvor grundstofferne ikke udviser en oxidationstilstand svarende til gruppetallet (f.eks. fluor).

Oxider af sammensætningen R20 udviser stærke basiske egenskaber, og deres basicitet stiger med stigende atomnummer oxider af sammensætningen RO (med undtagelse af BeO) udviser basiske egenskaber. Oxider af sammensætningen RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7 udviser sure egenskaber, og deres surhedsgrad stiger med stigende atomnummer.

Elementerne i hovedundergrupperne, startende fra gruppe IV, danner gasformige brintforbindelser. Der er fire former for sådanne forbindelser. De er placeret under elementerne i hovedundergrupperne og er repræsenteret af generelle formler i sekvensen RH 4, RH 3, RH 2, RH.

RH4-forbindelser er neutrale af natur; RH 3 - svagt basisk; RH 2 - let surt; RH - stærkt sur karakter.

Lad os minde dig om det periode kaldet en vandret række af grundstoffer arrangeret i rækkefølge efter stigende atomtal.

Inden for en periode med stigende elementserienummer:

• elektronegativiteten øges;
• metalliske egenskaber falder, ikke-metalliske egenskaber øges;
• atomradius falder.

Elementer i det periodiske system

Alkali- og jordalkalielementer

Disse omfatter elementer fra den første og anden gruppe af det periodiske system. Alkalimetaller fra den første gruppe - bløde metaller, sølv i farve, let at skære med en kniv. De har alle en enkelt elektron i deres ydre skal og reagerer perfekt. Alkaliske jordmetaller fra den anden gruppe har også en sølvfarvet farvetone. To elektroner er placeret på det ydre niveau, og derfor interagerer disse metaller mindre let med andre elementer. Sammenlignet med alkalimetaller smelter og koger jordalkalimetaller ved højere temperaturer.

Vis/skjul tekst

Lanthanider (sjældne jordarters grundstoffer) og actinider

Lanthanider- en gruppe grundstoffer, der oprindeligt findes i sjældne mineraler; deraf deres navn "sjældne jordarter" elementer. Efterfølgende viste det sig, at disse grundstoffer ikke er så sjældne som først antaget, og derfor blev navnet lanthanider givet til sjældne jordarters grundstoffer. Lanthanider og actinider optage to blokke, som er placeret under hovedbordet af elementer. Begge grupper omfatter metaller; alle lanthanider (undtagen promethium) er ikke-radioaktive; aktinider er tværtimod radioaktive.

Vis/skjul tekst

Halogener og ædelgasser

Halogenerne og ædelgasserne er grupperet i gruppe 17 og 18 i det periodiske system. Halogener er ikke-metalliske grundstoffer, de har alle syv elektroner i deres ydre skal. I ædelgasser Alle elektronerne er i den ydre skal, så de deltager næsten ikke i dannelsen af ​​forbindelser. Disse gasser kaldes "ædle" gasser, fordi de sjældent reagerer med andre grundstoffer; det vil sige, at de henviser til medlemmer af en adelig kaste, som traditionelt har undgået andre mennesker i samfundet.

Vis/skjul tekst

Overgangsmetaller

Overgangsmetaller indtager gruppe 3-12 i det periodiske system. De fleste af dem er tætte, hårde, med god elektrisk og termisk ledningsevne. Deres valenselektroner (ved hjælp af hvilke de er forbundet med andre elementer) er placeret i flere elektronskaller.

Vis/skjul tekst

Metalloider

Metalloider indtager gruppe 13-16 i det periodiske system. Metalloider som bor, germanium og silicium er halvledere og bruges til at lave computerchips og printkort.

Vis/skjul tekst

Post-transition metaller

Elementerne kaldet post-transition metaller, tilhører gruppe 13-15 i det periodiske system. I modsætning til metaller har de ikke glans, men har en mat farve. Sammenlignet med overgangsmetaller er post-transition metaller blødere, har lavere smelte- og kogepunkter og højere elektronegativitet. Deres valenselektroner, som de forbinder andre elementer med, er kun placeret på den ydre elektronskal. Post-transition metalgruppeelementer har meget højere kogepunkter end metalloider.

Konsolider nu din viden ved at se en video om det periodiske system og mere.

Fantastisk, det første skridt på vejen til viden er taget. Nu er du mere eller mindre orienteret i det periodiske system, og dette vil være meget nyttigt for dig, fordi Mendeleevs periodiske system er grundlaget, som denne fantastiske videnskab står på.

Det periodiske system er en af ​​menneskehedens største opdagelser, som gjorde det muligt at organisere viden om verden omkring os og opdage nye kemiske grundstoffer. Det er nødvendigt for skolebørn såvel som for alle interesserede i kemi. Derudover er denne ordning uundværlig inden for andre videnskabsområder.

Dette skema indeholder alle de elementer, som mennesket kender, og de er grupperet afhængigt af atommasse og atomnummer. Disse egenskaber påvirker elementernes egenskaber. I alt er der 8 grupper i den korte version af tabellen, de elementer, der indgår i en gruppe, har meget ens egenskaber. Den første gruppe indeholder brint, lithium, kalium, kobber, hvis latinske udtale på russisk er cuprum. Og også argentum - sølv, cæsium, guld - aurum og francium. Den anden gruppe indeholder beryllium, magnesium, calcium, zink, efterfulgt af strontium, cadmium, barium, og gruppen ender med kviksølv og radium.

Den tredje gruppe omfatter bor, aluminium, scandium, gallium, efterfulgt af yttrium, indium, lanthan, og gruppen ender med thallium og actinium. Den fjerde gruppe begynder med kulstof, silicium, titanium, fortsætter med germanium, zirconium, tin og slutter med hafnium, bly og rutherfordium. Den femte gruppe indeholder grundstoffer som nitrogen, fosfor, vanadium, nedenfor er arsen, niobium, antimon, så kommer tantal, bismuth og fuldender gruppen med dubnium. Den sjette begynder med oxygen, efterfulgt af svovl, krom, selen, derefter molybdæn, tellur, derefter wolfram, polonium og seaborgium.

I den syvende gruppe er det første grundstof fluor, efterfulgt af klor, mangan, brom, technetium, efterfulgt af jod, derefter rhenium, astatin og bohrium. Den sidste gruppe er den mest talrige. Det omfatter gasser som helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Denne gruppe omfatter også metaller jern, kobolt, nikkel, rhodium, palladium, ruthenium, osmium, iridium og platin. Dernæst kommer hannium og meitnerium. De elementer, der danner actinid-serien og lanthanid-serien. De har lignende egenskaber som lanthan og actinium.

Denne ordning omfatter alle typer elementer, som er opdelt i 2 store grupper - metaller og ikke-metaller, der har forskellige egenskaber. Hvordan man bestemmer, om et grundstof tilhører en eller anden gruppe, vil blive hjulpet af en konventionel linje, der skal trækkes fra bor til astatin. Det skal huskes, at en sådan linje kun kan tegnes i den fulde version af tabellen. Alle elementer, der er over denne linje og er placeret i hovedundergrupperne, betragtes som ikke-metaller. Og dem nedenfor, i hovedundergrupperne, er metaller. Metaller er også stoffer, der findes i side undergrupper. Der er specielle billeder og fotos, hvor du kan gøre dig fortrolig med placeringen af ​​disse elementer. Det er værd at bemærke, at de elementer, der er på denne linje, udviser de samme egenskaber af både metaller og ikke-metaller.

En separat liste er opbygget af amfotere grundstoffer, som har dobbelte egenskaber og kan danne 2 typer forbindelser som følge af reaktioner. Samtidig manifesterer de sig både grundlæggende og syreegenskaber. Overvægten af ​​visse egenskaber afhænger af reaktionsbetingelserne og stofferne, som det amfotere element reagerer med.

Det er værd at bemærke, at denne ordning, i sit traditionelle design af god kvalitet, er farvet. På samme tid, for at lette orienteringen, er de angivet i forskellige farver. hoved- og sekundære undergrupper. Elementer er også grupperet afhængigt af ligheden mellem deres egenskaber.
Men i dag, sammen med farveskemaet, er Mendeleevs sort-hvide periodiske system meget almindeligt. Denne type bruges til sort/hvid udskrivning. På trods af dens tilsyneladende kompleksitet er det lige så praktisk at arbejde med det, hvis du tager nogle af nuancerne i betragtning. Så i dette tilfælde kan du skelne hovedundergruppen fra den sekundære ved forskelle i nuancer, der er tydeligt synlige. Derudover er elementer med tilstedeværelsen af ​​elektroner på forskellige lag i farveversionen angivet forskellige farver.
Det er værd at bemærke, at i et enkeltfarvet design er det ikke meget svært at navigere i ordningen. Til dette formål vil den information, der er angivet i hver enkelt celle af elementet, være tilstrækkelig.

Unified State Exam i dag er den primære type prøve ved skoleafslutning, hvilket betyder, at man skal være særlig opmærksom på at forberede sig til den. Derfor, når du vælger afsluttende eksamen i kemi, skal du være opmærksom på materialer, der kan hjælpe dig med at bestå det. Som regel må skolebørn bruge nogle tabeller under eksamen, især det periodiske system i god kvalitet. Derfor, for at det kun giver fordele under testning, skal man på forhånd være opmærksom på dets struktur og studiet af elementernes egenskaber såvel som deres rækkefølge. Du skal også lære brug den sorte og hvide version af bordet for ikke at støde på nogle vanskeligheder i eksamen.

Ud over hovedtabellen, der karakteriserer grundstoffernes egenskaber og deres afhængighed af atommasse, er der andre diagrammer, der kan hjælpe i studiet af kemi. Der er f.eks tabeller over stoffers opløselighed og elektronegativitet. Den første kan bruges til at bestemme, hvor opløselig en bestemt forbindelse er i vand ved normal temperatur. I dette tilfælde er anioner placeret vandret - negativt ladede ioner, og kationer - det vil sige positivt ladede ioner - er placeret lodret. At finde ud af grad af opløselighed af en eller anden forbindelse, er det nødvendigt at finde dets komponenter ved hjælp af tabellen. Og på stedet for deres kryds vil der være den nødvendige betegnelse.

Hvis det er bogstavet "p", så er stoffet fuldstændigt opløseligt i vand under normale forhold. Hvis bogstavet "m" er til stede, er stoffet svagt opløseligt, og hvis bogstavet "n" er til stede, er det næsten uopløseligt. Hvis der er et "+" tegn, danner forbindelsen ikke et bundfald og reagerer med opløsningsmidlet uden rester. Hvis et "-" tegn er til stede, betyder det, at et sådant stof ikke eksisterer. Nogle gange kan du også se "?"-tegnet i tabellen, så det betyder, at graden af ​​opløselighed af denne forbindelse ikke er kendt med sikkerhed. Elektronegativitet af elementer kan variere fra 1 til 8, der er også en speciel tabel til at bestemme denne parameter.

Et andet nyttigt bord er metalaktivitetsserien. Alle metaller er placeret i det i overensstemmelse med stigende grader af elektrokemisk potentiale. Serien af ​​metalspændinger begynder med lithium og slutter med guld. Det menes, at jo længere til venstre et metal indtager en plads i en given række, jo mere aktivt er det i kemiske reaktioner. Dermed, det mest aktive metal Lithium betragtes som et alkalimetal. Listen over grundstoffer indeholder også brint mod slutningen. Det menes, at metallerne, der er placeret efter det, er praktisk talt inaktive. Disse omfatter elementer som kobber, kviksølv, sølv, platin og guld.

Periodiske billeder i god kvalitet

Denne ordning er en af ​​de største resultater inden for kemi. Hvori der er mange typer af dette bord– kort version, lang, såvel som ekstra lang. Den mest almindelige er den korte tabel, men den lange version af diagrammet er også almindelig. Det er værd at bemærke, at den korte version af kredsløbet ikke i øjeblikket anbefales til brug af IUPAC.
I alt var der Mere end hundrede typer af borde er blevet udviklet, der adskiller sig i præsentation, form og grafisk repræsentation. De bruges inden for forskellige videnskabsområder, eller de bruges slet ikke. I øjeblikket udvikles nye kredsløbskonfigurationer fortsat af forskere. Den vigtigste mulighed er enten en kort eller lang kredsløb i fremragende kvalitet.

Instruktioner

Det periodiske system er et "hus" i flere etager, der indeholder et stort antal lejligheder. Hver "lejer" eller i sin egen lejlighed under et bestemt antal, som er permanent. Derudover har grundstoffet et "efternavn" eller navn, såsom oxygen, bor eller nitrogen. Ud over disse data indeholder hver "lejlighed" information såsom relativ atommasse, som kan have nøjagtige eller afrundede værdier.

Som i ethvert hus er der "indgange", nemlig grupper. Desuden er elementerne i grupper placeret til venstre og højre og danner. Afhængigt af hvilken side der er flere af dem, kaldes den side den vigtigste. Den anden undergruppe vil derfor være sekundær. Bordet har også "gulve" eller perioder. Desuden kan perioder være både store (bestå af to rækker) og små (har kun én række).

Tabellen viser strukturen af ​​et atom i et grundstof, som hver har en positivt ladet kerne bestående af protoner og neutroner, samt negativt ladede elektroner, der roterer omkring sig. Antallet af protoner og elektroner er numerisk det samme og bestemmes i tabellen af ​​grundstoffets serienummer. For eksempel er det kemiske grundstof svovl #16, derfor vil det have 16 protoner og 16 elektroner.

For at bestemme antallet af neutroner (neutrale partikler, der også er placeret i kernen), trækkes dets atomnummer fra grundstoffets relative atommasse. For eksempel har jern en relativ atommasse på 56 og et atomnummer på 26. Derfor er 56 – 26 = 30 protoner for jern.

Elektroner er placeret i forskellige afstande fra kernen og danner elektronniveauer. For at bestemme antallet af elektroniske (eller energi) niveauer skal du se på antallet af den periode, hvor elementet er placeret. For eksempel er det i 3. periode, derfor vil det have 3 niveauer.

Ved gruppenummeret (men kun for hovedundergruppen) kan du bestemme den højeste valens. For eksempel har grundstoffer i den første gruppe af hovedundergruppen (lithium, natrium, kalium osv.) en valens på 1. Følgelig vil elementer i den anden gruppe (beryllium, calcium osv.) have en valens på 2.

Du kan også bruge tabellen til at analysere elementers egenskaber. Fra venstre mod højre forstærkes metallisk og ikke-metallisk. Dette ses tydeligt i eksemplet fra periode 2: det begynder med et alkalimetal, derefter jordalkalimetallet magnesium, efter det grundstoffet aluminium, derefter ikke-metaller silicium, fosfor, svovl og perioden slutter med gasformige stoffer - klor og argon. I den næste periode observeres en lignende afhængighed.

Fra top til bund observeres også et mønster - metalliske egenskaber øges, og ikke-metalliske egenskaber svækkes. Det vil sige, at for eksempel cæsium er meget mere aktivt sammenlignet med natrium.

Nyttige råd

For nemheds skyld er det bedre at bruge farveversionen af ​​bordet.

Opdagelse af den periodiske lov og skabelse af et ordnet system af kemiske grundstoffer D.I. Mendeleev blev apogee for udviklingen af ​​kemi i det 19. århundrede. Videnskabsmanden opsummerede og systematiserede omfattende viden om grundstoffernes egenskaber.

Instruktioner

I det 19. århundrede var der ingen idé om atomets struktur. Discovery af D.I. Mendeleev var kun en generalisering af eksperimentelle fakta, men deres fysiske betydning forblev uklar i lang tid. Da de første data dukkede op om kernens struktur og fordelingen af ​​elektroner i atomer, var det muligt at se på grundstoffernes lov og system på en ny måde. Tabel D.I. Mendeleev gør det muligt visuelt at spore egenskaberne af de elementer, der findes i.

Hvert element i tabellen er tildelt et specifikt serienummer (H - 1, Li - 2, Be - 3 osv.). Dette tal svarer til kernen (antallet af protoner i kernen) og antallet af elektroner, der kredser om kernen. Antallet af protoner er således lig med antallet af elektroner, hvilket betyder, at atomet under normale forhold er elektrisk .

Opdelingen i syv perioder sker efter antallet af energiniveauer i atomet. Atomer i den første periode har en elektronskal på et niveau, den anden - et to-niveau, den tredje - et tre-niveau osv. Når et nyt energiniveau er fyldt, begynder en ny periode.

De første elementer i enhver periode er karakteriseret ved atomer, der har en elektron på det ydre niveau - disse er alkalimetalatomer. Perioderne afsluttes med atomer af ædelgasser, som har et ydre energiniveau fuldstændig fyldt med elektroner: i den første periode har ædelgasser 2 elektroner, i efterfølgende perioder - 8. Det er netop på grund af elektronskallernes lignende struktur, at grupper af grundstoffer har lignende fysik.

I tabellen D.I. Mendeleev har 8 hovedundergrupper. Dette antal er bestemt af det maksimalt mulige antal elektroner på energiniveauet.

I bunden af ​​det periodiske system skelnes lanthanider og aktinider som uafhængige serier.

Ved at bruge tabellen D.I. Mendeleev, man kan observere periodiciteten af ​​følgende egenskaber af elementer: atomradius, atomvolumen; ioniseringspotentiale; elektronaffinitetskræfter; atomets elektronegativitet; ; fysiske egenskaber af potentielle forbindelser.

Tydelig sporbar periodicitet af arrangementet af elementer i tabellen D.I. Mendeleev er rationelt forklaret af den sekventielle karakter af at fylde energiniveauer med elektroner.

Kilder:

• Mendeleev bord

Den periodiske lov, som er grundlaget for moderne kemi og forklarer mønstrene for ændringer i kemiske grundstoffers egenskaber, blev opdaget af D.I. Mendeleev i 1869. Den fysiske betydning af denne lov afsløres ved at studere atomets komplekse struktur.

I det 19. århundrede mente man, at atommasse var hovedkarakteristikken for et grundstof, så den blev brugt til at klassificere stoffer. I dag er atomer defineret og identificeret ved mængden af ​​ladning på deres kerne (antal og atomnummer i det periodiske system). Men grundstoffernes atommasse, med nogle undtagelser (for eksempel er atommassen mindre end argons atommasse), stiger i forhold til deres kerneladning.

Med en stigning i atommasse observeres en periodisk ændring i elementernes egenskaber og deres forbindelser. Disse er atomernes metallicitet og ikke-metallicitet, atomradius, ioniseringspotentiale, elektronaffinitet, elektronegativitet, oxidationstilstande, forbindelser (kogepunkter, smeltepunkter, tæthed), deres basicitet, amfotericitet eller surhed.

Hvor mange grundstoffer er der i det moderne periodiske system

Det periodiske system udtrykker grafisk den lov, han opdagede. Det moderne periodiske system indeholder 112 kemiske grundstoffer (de sidste er Meitnerium, Darmstadtium, Roentgenium og Copernicium). Ifølge de seneste data er følgende 8 elementer også blevet opdaget (op til 120 inklusive), men ikke alle af dem har fået deres navne, og disse elementer er stadig få i nogen trykte publikationer.

Hvert element optager en bestemt celle i det periodiske system og har sit eget serienummer, svarende til ladningen af ​​kernen i dets atom.

Hvordan er det periodiske system opbygget?

Strukturen af ​​det periodiske system er repræsenteret af syv perioder, ti rækker og otte grupper. Hver periode begynder med et alkalimetal og slutter med en ædelgas. Undtagelserne er den første periode, som begynder med brint, og den syvende ufuldstændige periode.

Perioder er opdelt i små og store. Små perioder (første, anden, tredje) består af en vandret række, store perioder (fjerde, femte, sjette) - af to vandrette rækker. De øverste rækker i store perioder kaldes lige, de nederste rækker kaldes ulige.

I den sjette periode af tabellen efter (løbenummer 57) er der 14 grundstoffer, der i egenskaber ligner lanthan - lanthanider. De er angivet nederst i tabellen som en separat linje. Det samme gælder aktinider placeret efter aktinium (med nummer 89) og stort set gentager dets egenskaber.

De lige rækker af store perioder (4, 6, 8, 10) er kun fyldt med metaller.

Grundstoffer i grupper udviser samme valens i oxider og andre forbindelser, og denne valens svarer til gruppenummeret. De vigtigste indeholder elementer af små og store perioder, kun store. Fra top til bund styrker de, ikke-metalliske svækkes. Alle atomer i sideundergrupper er metaller.

Tip 4: Selen som et kemisk grundstof i det periodiske system

Det kemiske grundstof selen tilhører gruppe VI i Mendeleevs periodiske system, det er et kalkogen. Naturligt selen består af seks stabile isotoper. Der er også 16 radioaktive isotoper af selen kendt.

Instruktioner

Selen betragtes som et meget sjældent og sporstof det migrerer kraftigt i biosfæren og danner mere end 50 mineraler. De mest berømte af dem er: berzelianit, naumannit, naturligt selen og chalcomenit.

Selen findes i vulkansk svovl, galena, pyrit, bismuthin og andre sulfider. Det udvindes fra bly, kobber, nikkel og andre malme, hvori det findes i en spredt tilstand.

De fleste levende væseners væv indeholder fra 0,001 til 1 mg/kg nogle planter, marine organismer og svampe koncentrerer det. For en række planter er selen et væsentligt element. Behovet for mennesker og dyr er 50-100 mcg/kg mad dette element har antioxidantegenskaber, påvirker mange enzymatiske reaktioner og øger nethindens følsomhed over for lys.

Selen kan eksistere i forskellige allotrope modifikationer: amorft (glasagtigt, pulveragtigt og kolloidt selen) såvel som krystallinsk. Ved at reducere selen fra en opløsning af selensyre eller ved hurtig afkøling af dets damp opnås rødt pulveriseret og kolloidt selen.

Når enhver modifikation af dette kemiske element opvarmes til over 220°C og efterfølgende afkøles, dannes det glasagtigt selen, det er skrøbeligt og har en glasagtig glans.

Den mest termisk stabile er sekskantet gråt selen, hvis gitter er bygget af spiralkæder af atomer placeret parallelt med hinanden. Det fremstilles ved at opvarme andre former for selen indtil det smelter og langsomt afkøles til 180-210°C. Inden for hexagonale selenkæder er atomerne bundet kovalent.

Selen er stabilt i luft, det påvirkes ikke af ilt, vand, fortyndet svovl- og saltsyre, men det opløses godt i salpetersyre. I vekselvirkning med metaller danner selen selenider. Der er mange kendte komplekse forbindelser af selen, alle er giftige.

Selen opnås fra papir eller produktionsaffald ved elektrolytisk raffinering af kobber. Dette grundstof er til stede i slam sammen med tungmetaller, svovl og tellur. For at ekstrahere det filtreres slammet, opvarmes derefter med koncentreret svovlsyre eller udsættes for oxidativ ristning ved en temperatur på 700°C.

Selen bruges i produktionen af ​​ensretter halvlederdioder og andet konverterudstyr. I metallurgien bruges det til at give stål en finkornet struktur og også forbedre dets mekaniske egenskaber. I den kemiske industri bruges selen som katalysator.

Kilder:

• HiMiK.ru, Selen

Calcium er et kemisk grundstof, der tilhører den anden undergruppe af det periodiske system med symbolet Ca og en atommasse på 40,078 g/mol. Det er et ret blødt og reaktivt jordalkalimetal med en sølvfarvet farve.

Instruktioner

Fra latin er "" oversat til "kalk" eller "blød sten", og det skylder sin opdagelse englænderen Humphry Davy, som i 1808 var i stand til at isolere calcium ved hjælp af den elektrolytiske metode. Forskeren tog derefter en blanding af vådlæsket kalk, "tilsat" med kviksølvoxid, og udsatte den for elektrolyseprocessen på en platinplade, som i eksperimentet dukkede op som en anode. Katoden var en ledning, som kemikeren nedsænkede i flydende kviksølv. Det er også interessant, at calciumforbindelser såsom kalksten, marmor og gips, såvel som kalk, var kendt af menneskeheden mange århundreder før Davys eksperiment, hvor videnskabsmænd troede, at nogle af dem var simple og uafhængige kroppe. Det var først i 1789, at franskmanden Lavoisier udgav et værk, hvori han foreslog, at kalk, silica, baryt og aluminiumoxid var komplekse stoffer.

Calcium har en høj grad af kemisk aktivitet, hvorfor det praktisk talt aldrig findes i naturen i sin rene form. Men forskere vurderer, at dette grundstof tegner sig for omkring 3,38% af den samlede masse af hele jordskorpen, hvilket gør calcium til den femte mest udbredte efter ilt, silicium, aluminium og jern. Dette grundstof findes i havvand - omkring 400 mg pr. liter. Calcium er også inkluderet i sammensætningen af ​​silikater af forskellige bjergarter (for eksempel granit og gnejser). Der er meget af det i feldspat, kridt og kalksten, bestående af mineralet calcit med formlen CaCO3. Den krystallinske form af calcium er marmor. I alt danner det gennem migrationen af ​​dette grundstof i jordskorpen 385 mineraler.

Calciums fysiske egenskaber omfatter dets evne til at udvise værdifulde halvledende evner, selvom det ikke bliver en halvleder og et metal i ordets traditionelle betydning. Denne situation ændrer sig med en gradvis stigning i trykket, når calcium gives en metallisk tilstand og evnen til at udvise superledende egenskaber. Calcium interagerer let med ilt, luftfugtighed og kuldioxid, hvorfor dette kemiske element i laboratorier holdes tæt lukket for arbejde og kemiker John Alexander Newland - dog ignorerede det videnskabelige samfund hans præstation. Newlands forslag blev ikke taget alvorligt på grund af hans søgen efter harmoni og sammenhængen mellem musik og kemi.

Dmitri Mendeleev offentliggjorde først sit periodiske system i 1869 på siderne i Journal of the Russian Chemical Society. Videnskabsmanden sendte også meddelelser om sin opdagelse til alle verdens førende kemikere, hvorefter han gentagne gange forbedrede og færdiggjorde tabellen, indtil den blev, hvad den er kendt i dag. Essensen af ​​Dmitry Mendeleevs opdagelse var en periodisk snarere end monoton ændring i de kemiske egenskaber af elementer med stigende atommasse. Den endelige forening af teorien til den periodiske lov fandt sted i 1871.

Legender om Mendeleev

Den mest almindelige legende er opdagelsen af ​​det periodiske system i en drøm. Videnskabsmanden selv har gentagne gange latterliggjort denne myte og hævdet, at han var kommet med bordet i mange år. Ifølge en anden legende, Dmitry Mendeleev vodka - det dukkede op, efter at videnskabsmanden forsvarede sin afhandling "Diskurs om kombinationen af ​​alkohol med vand."

Mendeleev anses stadig af mange for at være opdageren, der selv elskede at skabe under en vandig alkoholopløsning. Videnskabsmandens samtidige lo ofte af Mendeleevs laboratorium, som han indrettede i hulen af ​​et kæmpe egetræ.

En separat grund til vittigheder var ifølge rygter Dmitry Mendeleevs passion for at væve kufferter, som videnskabsmanden var engageret i, mens han boede i Simferopol. Senere lavede han håndværk af pap til sit laboratoriums behov, for hvilket han sarkastisk blev kaldt en mester i kuffertfremstilling.

Det periodiske system, udover at bestille kemiske grundstoffer i et enkelt system, gjorde det muligt at forudsige opdagelsen af ​​mange nye grundstoffer. Men på samme tid anerkendte forskere nogle af dem som ikke-eksisterende, da de var uforenelige med konceptet. Den mest berømte historie på det tidspunkt var opdagelsen af ​​sådanne nye grundstoffer som koronium og nebulium.

Det periodiske system er et ordnet sæt af kemiske grundstoffer, deres naturlige klassificering, som er et grafisk (tabel) udtryk for den periodiske lov for kemiske grundstoffer. Dens struktur, der på mange måder ligner den moderne, blev udviklet af D. I. Mendeleev på grundlag af den periodiske lov i 1869-1871.

Prototypen på det periodiske system var "Oplevelsen af ​​et system af grundstoffer baseret på deres atomvægt og kemiske lighed", udarbejdet af D. I. Mendeleev den 1. marts 1869. I løbet af to et halvt år forbedrede videnskabsmanden kontinuerligt "Experience of a System", introducerede ideen om grupper, serier og perioder af elementer. Som et resultat fik strukturen af ​​det periodiske system stort set moderne konturer.

Begrebet om et elements plads i systemet, bestemt af antallet af gruppen og perioden, blev vigtigt for dets udvikling. Baseret på dette koncept kom Mendeleev til den konklusion, at det var nødvendigt at ændre atommasserne af nogle grundstoffer: uran, indium, cerium og dets satellitter. Dette var den første praktiske anvendelse af det periodiske system. Mendeleev forudsagde også for første gang eksistensen og egenskaberne af flere ukendte elementer. Videnskabsmanden beskrev i detaljer de vigtigste egenskaber ved eka-aluminium (fremtiden for gallium), eka-bor (scandium) og eka-silicium (germanium). Derudover forudsagde han eksistensen af ​​analoger af mangan (fremtidig technetium og rhenium), tellur (polonium), jod (astatin), cæsium (Frankrig), barium (radium), tantal (protactinium). Videnskabsmandens forudsigelser vedrørende disse elementer var af generel karakter, da disse elementer var placeret i lidt undersøgte områder af det periodiske system.

De første versioner af det periodiske system repræsenterede stort set kun en empirisk generalisering. Efter alt var den fysiske betydning af den periodiske lov uklar, der var ingen forklaring på årsagerne til den periodiske ændring i grundstoffernes egenskaber afhængigt af stigningen i atommasserne. I denne henseende forblev mange problemer uløste. Er der grænser for det periodiske system? Er det muligt at bestemme det nøjagtige antal eksisterende elementer? Strukturen i den sjette periode forblev uklar - hvad var den nøjagtige mængde af sjældne jordarters elementer? Det var uvist, om der stadig eksisterede grundstoffer mellem brint og lithium, hvad strukturen i den første periode var. Derfor opstod der mere end én gang alvorlige vanskeligheder lige op til den fysiske underbygning af den periodiske lov og udviklingen af ​​teorien om det periodiske system. Opdagelsen i 1894-1898 var uventet. fem inerte gasser, der ikke syntes at have nogen plads i det periodiske system. Denne vanskelighed blev elimineret takket være ideen om at inkludere en uafhængig nulgruppe i strukturen af ​​det periodiske system. Masseopdagelse af radioelementer i begyndelsen af ​​det 19. og 20. århundrede. (i 1910 var deres antal omkring 40) førte til en skarp modsætning mellem behovet for at placere dem i det periodiske system og dets eksisterende struktur. Der var kun 7 ledige pladser til dem i sjette og syvende periode. Dette problem blev løst ved etableringen af ​​skiftregler og opdagelsen af ​​isotoper.

En af hovedårsagerne til, at det ikke var muligt at forklare den fysiske betydning af den periodiske lov og strukturen af ​​det periodiske system var, at det var ukendt, hvordan atomet var opbygget (se Atom). Den vigtigste milepæl i udviklingen af ​​det periodiske system var skabelsen af ​​atommodellen af ​​E. Rutherford (1911). På grundlag heraf foreslog den hollandske videnskabsmand A. Van den Broek (1913), at serienummeret på et grundstof i det periodiske system er numerisk lig ladningen af ​​kernen i dets atom (Z). Dette blev eksperimentelt bekræftet af den engelske videnskabsmand G. Moseley (1913). Den periodiske lov modtog en fysisk begrundelse: periodiciteten af ​​ændringer i grundstoffernes egenskaber begyndte at blive betragtet afhængigt af Z - ladningen af ​​kernen af ​​elementets atom, og ikke på atommassen (se Periodisk lov for kemiske elementer).

Som et resultat blev strukturen af ​​det periodiske system væsentligt styrket. Den nedre grænse for systemet er blevet fastlagt. Dette er brint - grundstoffet med minimum Z = 1. Det er blevet muligt præcist at estimere antallet af grundstoffer mellem brint og uran. Der blev identificeret "huller" i det periodiske system, svarende til ukendte grundstoffer med Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Spørgsmål om det nøjagtige antal af sjældne jordarters grundstoffer forblev dog uklare og, vigtigst af alt, årsagerne til periodiciteten af ​​ændringer i grundstoffernes egenskaber blev ikke afsløret afhængigt af Z.

Med udgangspunkt i den etablerede struktur af det periodiske system og resultaterne af undersøgelsen af ​​atomspektre, den danske videnskabsmand N. Bohr i 1918–1921. udviklet ideer om rækkefølgen af ​​konstruktion af elektroniske skaller og underskaller i atomer. Forskeren kom til den konklusion, at lignende typer elektroniske konfigurationer af de ydre skaller af atomer periodisk gentages. Således blev det vist, at periodiciteten af ​​ændringer i kemiske grundstoffers egenskaber forklares ved eksistensen af ​​periodicitet i konstruktionen af ​​elektroniske skaller og underskaller af atomer.

Det periodiske system dækker mere end 100 grundstoffer. Af disse blev alle transuran-elementer (Z = 93-110) såvel som elementer med Z = 43 (technetium), 61 (promethium), 85 (astatin), 87 (frankrig) opnået kunstigt. I løbet af hele historien om eksistensen af ​​det periodiske system er et meget stort antal (>500) af varianter af dets grafiske repræsentation blevet foreslået, hovedsageligt i form af tabeller, men også i form af forskellige geometriske figurer (rumlige og plane) ), analytiske kurver (spiraler osv.) osv. De mest almindelige er korte, halvlange, lange og stigeformer af tabeller. I øjeblikket foretrækkes kort form.

Det grundlæggende princip for at konstruere det periodiske system er dets opdeling i grupper og perioder. Mendelejevs begreb om serier af elementer bruges ikke i dag, da det er blottet for fysisk betydning. Grupperne er til gengæld opdelt i hoved (a) og sekundære (b) undergrupper. Hver undergruppe indeholder elementer - kemiske analoger. Elementer i a- og b-undergrupperne i de fleste grupper viser også en vis lighed med hinanden, hovedsageligt i højere oxidationstilstande, der som regel er lig med gruppetallet. En periode er en samling af grundstoffer, der begynder med et alkalimetal og slutter med en inert gas (et særligt tilfælde er den første periode). Hver periode indeholder et nøje defineret antal elementer. Det periodiske system består af otte grupper og syv perioder, hvor den syvende periode endnu ikke er afsluttet.

Ejendommelighed først periode er, at den kun indeholder 2 gasformige grundstoffer i fri form: brint og helium. Brintens plads i systemet er tvetydig. Da det udviser egenskaber, der er fælles for alkalimetaller og halogener, placeres det enten i 1a- eller i Vlla-undergruppen, eller i begge på samme tid, og omslutter symbolet i parentes i en af ​​undergrupperne. Helium er den første repræsentant for VIIIa-undergruppen. I lang tid blev helium og alle inerte gasser adskilt i en uafhængig nulgruppe. Denne holdning krævede revision efter syntesen af ​​de kemiske forbindelser krypton, xenon og radon. Som et resultat blev ædelgasserne og grundstofferne fra den tidligere gruppe VIII (jern, kobolt, nikkel og platinmetaller) kombineret i én gruppe.

Anden perioden indeholder 8 elementer. Det begynder med alkalimetallithium, hvis eneste oxidationstilstand er +1. Dernæst kommer beryllium (metal, oxidationstilstand +2). Bor udviser allerede en svagt udtrykt metallisk karakter og er et ikke-metal (oxidationstilstand +3). Ved siden af ​​bor er kulstof et typisk ikke-metal, der udviser både +4 og -4 oxidationstilstande. Nitrogen, oxygen, fluor og neon er alle ikke-metaller, hvor nitrogen har den højeste oxidationstilstand på +5 svarende til gruppetallet. Ilt og fluor er blandt de mest aktive ikke-metaller. Den inaktive gas neon afslutter perioden.

Tredje periode (natrium - argon) indeholder også 8 grundstoffer. Arten af ​​ændringen i deres egenskaber svarer stort set til den, der er observeret for elementer fra den anden periode. Men der er også en vis specificitet her. Magnesium er således i modsætning til beryllium mere metallisk, ligesom aluminium sammenlignet med bor. Silicium, fosfor, svovl, klor, argon er alle typiske ikke-metaller. Og alle af dem, undtagen argon, udviser højere oxidationstilstande svarende til gruppetallet.

Som vi kan se, er der i begge perioder, når Z stiger, en klar svækkelse af det metalliske og styrkelse af grundstoffernes ikke-metalliske egenskaber. D.I. Mendeleev kaldte elementerne i anden og tredje periode (med hans ord små) typiske. Indslag af små perioder er blandt de mest almindelige i naturen. Kulstof, nitrogen og oxygen (sammen med brint) er organogener, det vil sige hovedelementerne i organisk stof.

Alle elementer i første - tredje periode er placeret i a-undergrupper.

Fjerde periode (kalium - krypton) indeholder 18 grundstoffer. Ifølge Mendeleev er dette den første store periode. Efter alkalimetallet kalium og jordalkalimetallet calcium kommer en række grundstoffer bestående af 10 såkaldte overgangsmetaller (scandium - zink). Alle er inkluderet i b-undergrupper. De fleste overgangsmetaller udviser højere oxidationstilstande svarende til gruppetallet, undtagen jern, kobolt og nikkel. Grundstofferne, fra gallium til krypton, tilhører a-undergrupperne. En række kemiske forbindelser er kendt for krypton.

Femte Perioden (rubidium - xenon) ligner strukturen den fjerde. Den indeholder også en indsats af 10 overgangsmetaller (yttrium - cadmium). Elementerne i denne periode har deres egne karakteristika. I triaden ruthenium - rhodium - palladium er forbindelser kendt for ruthenium, hvor det udviser en oxidationstilstand på +8. Alle elementer i a-undergrupper udviser højere oxidationstilstande svarende til gruppenummeret. Trækkene ved ændringer i egenskaber af elementer i den fjerde og femte periode, når Z stiger, er mere komplekse sammenlignet med den anden og tredje periode.

Sjette periode (cæsium - radon) omfatter 32 grundstoffer. Denne periode indeholder udover 10 overgangsmetaller (lanthan, hafnium - kviksølv), også et sæt på 14 lanthanider - fra cerium til lutetium. Grundstoffer fra cerium til lutetium er kemisk meget ens, og af denne grund har de længe været inkluderet i familien af ​​sjældne jordarters grundstoffer. I den korte form af det periodiske system indgår en række lanthanider i lanthancellen, og afkodningen af ​​denne række er angivet nederst i tabellen (se Lanthanider).

Hvad er specificiteten af ​​elementerne i den sjette periode? I triaden osmium - iridium - platin er oxidationstilstanden +8 kendt for osmium. Astatin har en ret udtalt metallisk karakter. Radon har den største reaktivitet af alle ædelgasser. Desværre, på grund af det faktum, at det er meget radioaktivt, er dets kemi kun blevet undersøgt lidt (se Radioaktive grundstoffer).

Syvende perioden starter fra Frankrig. Ligesom den sjette burde den også indeholde 32 grundstoffer, men 24 af dem er stadig kendte fra henholdsvis Francium og radium, der tilhører henholdsvis Ia- og IIa-undergruppen, actinium tilhører IIIb-undergruppen. Dernæst kommer aktinidfamilien, som omfatter elementer fra thorium til lawrencium og er placeret på samme måde som lanthaniderne. Afkodningen af ​​denne serie af elementer er også angivet i bunden af ​​tabellen.

Lad os nu se, hvordan egenskaberne af kemiske elementer ændrer sig undergrupper periodiske system. Hovedmønsteret for denne ændring er styrkelsen af ​​elementernes metalliske karakter, når Z øges. Dette mønster kommer især til udtryk i IIIa-VIIa-undergrupperne. For metaller fra Ia-IIIa-undergrupper observeres en stigning i kemisk aktivitet. For grundstoffer i IVa-VIIa-undergrupper observeres en svækkelse af grundstoffernes kemiske aktivitet, når Z stiger. For b-undergruppeelementer er arten af ​​ændringen i kemisk aktivitet mere kompleks.

Teorien om det periodiske system blev udviklet af N. Bohr og andre videnskabsmænd i 20'erne. XX århundrede og er baseret på et reelt skema til dannelse af elektroniske konfigurationer af atomer (se Atom). Ifølge denne teori, når Z stiger, sker fyldningen af ​​elektronskaller og underskaller i atomerne af elementer inkluderet i perioderne i det periodiske system i følgende rækkefølge:

Baseret på teorien om det periodiske system kan vi give følgende definition af en periode: en periode er et sæt af elementer, der starter med et grundstof med en værdi n lig med periodetallet og l = 0 (s-elementer) og slutter med et grundstof med samme værdi n og l = 1 (p-elementer elementer) (se Atom). Undtagelsen er den første periode, som kun indeholder 1s-elementer. Fra teorien om det periodiske system følger antallet af grundstoffer i perioder: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

I tabellen er symbolerne for elementer af hver type (s-, p-, d- og f-elementer) afbildet på en bestemt farvebaggrund: s-elementer - på rød, p-elementer - på orange, d-elementer - på blå, f-elementer - på grøn. Hver celle viser grundstoffernes atomnumre og atommasser samt de elektroniske konfigurationer af de ydre elektronskaller.

Af teorien om det periodiske system følger det, at a-undergrupperne omfatter elementer med n lig med periodetallet, og l = 0 og 1. B-undergrupperne omfatter de grundstoffer, i hvis atomer færdiggørelsen af ​​skaller, der tidligere var tilbage ufuldstændig forekommer. Derfor indeholder første, anden og tredje periode ikke elementer af b-undergrupper.

Strukturen af ​​det periodiske system af elementer er tæt forbundet med strukturen af ​​atomer af kemiske elementer. Når Z stiger, gentages lignende typer af konfiguration af de ydre elektronskaller periodisk. De bestemmer nemlig hovedtrækkene i grundstoffernes kemiske opførsel. Disse træk manifesterer sig forskelligt for elementer i a-undergrupperne (s- og p-elementer), for elementer i b-undergrupperne (overgangs-d-elementer) og elementer i f-familierne - lanthanider og actinider. Et særligt tilfælde er repræsenteret af elementerne i den første periode - brint og helium. Brint er kendetegnet ved høj kemisk aktivitet, fordi dets eneste 1s-elektron let fjernes. Samtidig er konfigurationen af ​​helium (1s 2) meget stabil, hvilket bestemmer dets kemiske inaktivitet.

For elementer i a-undergrupperne fyldes atomernes ydre elektronskaller (med n lig med periodetallet), så disse grundstoffers egenskaber ændres mærkbart, efterhånden som Z stiger. Derfor, i den anden periode, lithium (2s konfiguration ) er et aktivt metal, der let mister sin eneste valenselektron; beryllium (2s 2) er også et metal, men mindre aktivt på grund af, at dets ydre elektroner er tættere bundet til kernen. Yderligere har bor (2s 2 p) en svagt udtrykt metallisk karakter, og alle efterfølgende elementer i den anden periode, hvor 2p subshell er bygget, er allerede ikke-metaller. Den otte-elektron konfiguration af den ydre elektronskal af neon (2s 2 p 6) - en inert gas - er meget stærk.

De kemiske egenskaber af elementer fra den anden periode forklares af deres atomers ønske om at erhverve den elektroniske konfiguration af den nærmeste inerte gas (heliumkonfiguration for elementer fra lithium til kulstof eller neonkonfiguration for elementer fra kulstof til fluor). Det er derfor, for eksempel, oxygen ikke kan udvise en højere oxidationstilstand svarende til dets gruppenummer: det er lettere for det at opnå neonkonfigurationen ved at erhverve yderligere elektroner. Den samme karakter af ændringer i egenskaber manifesterer sig i elementerne i den tredje periode og i s- og p-elementerne i alle efterfølgende perioder. Samtidig manifesteres svækkelsen af ​​styrken af ​​bindingen mellem ydre elektroner og kernen i a-undergrupper i takt med at Z stiger i de tilsvarende grundstoffers egenskaber. For s-elementer er der således en mærkbar stigning i kemisk aktivitet, når Z stiger, og for p-elementer er der en stigning i metalliske egenskaber.

I atomerne af overgangs-d-elementer afsluttes tidligere ufuldstændige skaller med værdien af ​​hovedkvantetallet n, en mindre end periodetallet. Med nogle få undtagelser er konfigurationen af ​​de ydre elektronskaller af atomerne af overgangselementer ns 2. Derfor er alle d-elementer metaller, og derfor er ændringerne i d-elementers egenskaber, når Z stiger, ikke så skarpe som dem, der observeres for s- og p-elementer. I højere oxidationstilstande viser d-elementer en vis lighed med p-elementer i de tilsvarende grupper i det periodiske system.

Det særlige ved egenskaberne af elementerne i triader (VIIIb-undergruppe) forklares ved, at b-underskallerne er tæt på at være færdige. Dette er grunden til, at jern, kobolt, nikkel og platinmetaller som regel ikke har tendens til at producere forbindelser i højere oxidationstilstande. De eneste undtagelser er ruthenium og osmium, som giver oxiderne RuO 4 og OsO 4 . For elementer i undergrupperne Ib og IIb er d-underskallen faktisk komplet. Derfor udviser de oxidationstilstande lig med gruppenummeret.

I atomerne af lanthanider og actinider (alle af dem er metaller) er tidligere ufuldstændige elektronskaller afsluttet med værdien af ​​hovedkvantetallet n, der er to enheder mindre end periodetallet. I disse grundstoffers atomer forbliver konfigurationen af ​​den ydre elektronskal (ns 2) uændret, og den tredje ydre N-skal er fyldt med 4f-elektroner. Det er derfor, lanthaniderne er så ens.

For actinider er situationen mere kompliceret. I atomer af grundstoffer med Z = 90-95 kan 6d- og 5f-elektronerne deltage i kemiske vekselvirkninger. Derfor har aktinider mange flere oxidationstilstande. For neptunium, plutonium og americium kendes f.eks. forbindelser, hvor disse grundstoffer optræder i heptavalent tilstand. Kun for grundstoffer, startende med curium (Z = 96), bliver den trivalente tilstand stabil, men denne har også sine egne karakteristika. Aktinidernes egenskaber adskiller sig således væsentligt fra lanthanidernes egenskaber, og de to familier kan derfor ikke anses for ens.

Aktinidfamilien slutter med grundstoffet med Z = 103 (lawrencium). En vurdering af de kemiske egenskaber af kurchatovium (Z = 104) og nilsborium (Z = 105) viser, at disse grundstoffer bør være analoger til henholdsvis hafnium og tantal. Derfor mener videnskabsmænd, at efter aktinidfamilien i atomer begynder den systematiske fyldning af 6d subshell. Den kemiske natur af grundstoffer med Z = 106-110 er ikke blevet vurderet eksperimentelt.

Det endelige antal grundstoffer, som det periodiske system dækker, er ukendt. Problemet med dens øvre grænse er måske hovedmysteriet i det periodiske system. Det tungeste grundstof, der er blevet opdaget i naturen, er plutonium (Z = 94). Grænsen for kunstig nuklear fusion er nået - et grundstof med atomnummer 110. Spørgsmålet er fortsat åbent: vil det være muligt at opnå grundstoffer med store atomnumre, hvilke og hvor mange? Dette kan endnu ikke besvares med nogen sikkerhed.

Ved hjælp af komplekse beregninger udført på elektroniske computere forsøgte videnskabsmænd at bestemme strukturen af ​​atomer og evaluere de vigtigste egenskaber ved "superelementer", helt ned til enorme serienumre (Z = 172 og endda Z = 184). De opnåede resultater var ret uventede. For eksempel, i et atom af et grundstof med Z = 121, forventes en 8p elektron at optræde; dette er efter dannelsen af ​​8s subshell er afsluttet i atomer med Z = 119 og 120. Men udseendet af p-elektroner efter s-elektroner observeres kun i atomer af elementer fra anden og tredje periode. Beregninger viser også, at i elementer af den hypotetiske ottende periode sker fyldningen af ​​elektronskallerne og underskallene af atomer i en meget kompleks og unik sekvens. Derfor er vurdering af egenskaberne af de tilsvarende elementer et meget vanskeligt problem. Det ser ud til, at den ottende periode skulle indeholde 50 elementer (Z = 119-168), men ifølge beregninger skulle den ende ved elementet med Z = 164, dvs. 4 serienumre tidligere. Og den "eksotiske" niende periode, viser det sig, skal bestå af 8 elementer. Her er hans "elektroniske" indgang: 9s 2 8p 4 9p 2. Med andre ord ville det kun indeholde 8 elementer, ligesom den anden og tredje periode.

Det er svært at sige, hvor sande de beregninger foretaget ved hjælp af en computer ville være. Men hvis de blev bekræftet, ville det være nødvendigt seriøst at genoverveje de mønstre, der ligger til grund for det periodiske system af elementer og dets struktur.

Det periodiske system har spillet og spiller fortsat en stor rolle i udviklingen af ​​forskellige naturvidenskabelige områder. Det var den vigtigste præstation af atom-molekylær videnskab, bidrog til fremkomsten af ​​det moderne begreb "kemisk element" og afklaring af begreber om simple stoffer og forbindelser.

Regelmæssighederne afsløret af det periodiske system havde en betydelig indflydelse på udviklingen af ​​teorien om atomstruktur, opdagelsen af ​​isotoper og fremkomsten af ​​ideer om nuklear periodicitet. Det periodiske system er forbundet med en strengt videnskabelig formulering af problemet med prognoser i kemi. Dette blev manifesteret i forudsigelsen af ​​eksistensen og egenskaberne af ukendte elementer og nye træk ved den kemiske opførsel af elementer, der allerede er opdaget. I vore dage repræsenterer det periodiske system grundlaget for kemi, primært uorganisk, og bidrager væsentligt til at løse problemet med kemisk syntese af stoffer med forudbestemte egenskaber, udvikling af nye halvledermaterialer, udvælgelse af specifikke katalysatorer til forskellige kemiske processer osv. Og endelig , er det periodiske system grundlaget for undervisning i kemi.

Grundstof 115 i det periodiske system, moscovium, er et supertungt syntetisk grundstof med symbolet Mc og atomnummer 115. Det blev først opnået i 2003 af et fælles hold af russiske og amerikanske videnskabsmænd ved Joint Institute for Nuclear Research (JINR) i Dubna , Rusland. I december 2015 blev det anerkendt som et af de fire nye elementer af Joint Working Group of International Scientific Organisations IUPAC/IUPAP. Den 28. november 2016 blev det officielt navngivet til ære for Moskva-regionen, hvor JINR ligger.

Egenskab

Grundstof 115 i det periodiske system er et ekstremt radioaktivt stof: Dets mest stabile kendte isotop, moscovium-290, har en halveringstid på kun 0,8 sekunder. Forskere klassificerer moscovium som et ikke-overgangsmetal med en række egenskaber, der ligner bismuth. I det periodiske system hører det til transaktinid-elementerne i p-blokken i 7. periode og er placeret i gruppe 15 som det tungeste pnictogen (nitrogen undergruppe-element), selvom det ikke er blevet bekræftet at opføre sig som en tungere homolog af vismut .

Ifølge beregninger har grundstoffet nogle egenskaber, der ligner lettere homologer: nitrogen, fosfor, arsen, antimon og vismut. Samtidig viser det flere væsentlige forskelle fra dem. Til dato er omkring 100 moscovium-atomer blevet syntetiseret, som har massetal fra 287 til 290.

Fysiske egenskaber

Valenselektronerne af grundstof 115 i det periodiske system, moscovium, er opdelt i tre underskaller: 7s (to elektroner), 7p 1/2 (to elektroner) og 7p 3/2 (én elektron). De to første af dem er relativistisk stabiliserede og opfører sig derfor som ædelgasser, mens sidstnævnte er relativistisk destabiliserede og let kan deltage i kemiske interaktioner. Moscoviums primære ioniseringspotentiale bør således være omkring 5,58 eV. Ifølge beregninger skulle moscovium være et tæt metal på grund af dets høje atomvægt med en densitet på omkring 13,5 g/cm 3 .

Anslåede designkarakteristika:

• Fase: fast.
• Smeltepunkt: 400°C (670°K, 750°F).
• Kogepunkt: 1100°C (1400°K, 2000°F).
• Specifik smeltevarme: 5,90-5,98 kJ/mol.
• Specifik varme ved fordampning og kondensation: 138 kJ/mol.

Kemiske egenskaber

Grundstof 115 i det periodiske system er tredje i 7p-serien af ​​kemiske grundstoffer og er det tungeste medlem af gruppe 15 i det periodiske system, rangerende under bismuth. Den kemiske interaktion af moscovium i en vandig opløsning bestemmes af karakteristikaene for Mc+- og Mc3+-ionerne. Førstnævnte er formodentlig let hydrolyseret og danner ionbindinger med halogener, cyanider og ammoniak. Muscovy(I)hydroxid (McOH), carbonat (Mc 2 CO 3), oxalat (Mc 2 C 2 O 4) og fluorid (McF) skal opløses i vand. Sulfidet (Mc 2 S) skal være uopløseligt. Chlorid (McCl), bromid (McBr), iodid (McI) og thiocyanat (McSCN) er let opløselige forbindelser.

Moscovium(III)fluorid (McF 3) og thiosonid (McS 3) er formodentlig uopløselige i vand (svarende til de tilsvarende bismuthforbindelser). Mens chlorid (III) (McCl 3), bromid (McBr 3) og iodid (McI 3) bør være letopløselige og let hydrolyseres til dannelse af oxohalider såsom McOCl og McOBr (også svarende til bismuth). Moscovium(I)- og (III)-oxider har lignende oxidationstilstande, og deres relative stabilitet afhænger i høj grad af, hvilke grundstoffer de reagerer med.

Usikkerhed

På grund af det faktum, at element 115 i det periodiske system kun syntetiseres eksperimentelt én gang, er dets nøjagtige karakteristika problematiske. Forskere er nødt til at stole på teoretiske beregninger og sammenligne dem med mere stabile elementer med lignende egenskaber.

I 2011 blev der udført eksperimenter for at skabe isotoper af nihonium, flerovium og moscovium i reaktioner mellem "acceleratorer" (calcium-48) og "mål" (americium-243 og plutonium-244) for at studere deres egenskaber. Men "målene" inkluderede urenheder af bly og vismut, og derfor blev nogle isotoper af bismuth og polonium opnået i nukleonoverførselsreaktioner, hvilket komplicerede eksperimentet. I mellemtiden vil de opnåede data hjælpe forskere i fremtiden med at studere mere detaljeret tunge homologer af bismuth og polonium, såsom moscovium og livermorium.

Åbning

Den første vellykkede syntese af grundstof 115 i det periodiske system var et fælles arbejde af russiske og amerikanske videnskabsmænd i august 2003 ved JINR i Dubna. Holdet ledet af kernefysikeren Yuri Oganesyan inkluderede udover huslige specialister kolleger fra Lawrence Livermore National Laboratory. Forskere offentliggjorde oplysninger i Physical Review den 2. februar 2004 om, at de bombarderede americium-243 med calcium-48-ioner ved U-400-cyklotronen og opnåede fire atomer af det nye stof (en 287 Mc-kerne og tre 288 Mc-kerner). Disse atomer henfalder (henfalder) ved at udsende alfapartikler til grundstoffet nihonium på omkring 100 millisekunder. To tungere isotoper af moscovium, 289 Mc og 290 Mc, blev opdaget i 2009-2010.

Oprindeligt kunne IUPAC ikke godkende opdagelsen af ​​det nye grundstof. Bekræftelse fra andre kilder var påkrævet. I løbet af de næste par år blev de senere eksperimenter yderligere evalueret, og Dubna-holdets påstand om at have opdaget element 115 blev endnu en gang fremsat.

I august 2013 annoncerede et team af forskere fra Lunds Universitet og Heavy Ion Institute i Darmstadt (Tyskland), at de havde gentaget 2004-eksperimentet, hvilket bekræftede resultaterne opnået i Dubna. Yderligere bekræftelse blev offentliggjort af et team af forskere, der arbejder på Berkeley i 2015. I december 2015 anerkendte den fælles IUPAC/IUPAP-arbejdsgruppe opdagelsen af ​​dette element og prioriterede det russisk-amerikanske hold af forskere i opdagelsen.

Navn

I 1979 blev det ifølge IUPAC-anbefalingen besluttet at navngive grundstof 115 i det periodiske system "ununpentium" og betegne det med det tilsvarende symbol UUP. Selvom navnet siden er blevet meget brugt til at henvise til det uopdagede (men teoretisk forudsagte) element, har det ikke fanget inden for fysiksamfundet. Oftest blev stoffet kaldt på den måde - grundstof nr. 115 eller E115.

Den 30. december 2015 blev opdagelsen af ​​et nyt grundstof anerkendt af International Union of Pure and Applied Chemistry. Ifølge de nye regler har opdagere ret til at foreslå deres eget navn til et nyt stof. Først var det planlagt at navngive grundstof 115 i det periodiske system "langevinium" til ære for fysikeren Paul Langevin. Senere foreslog et team af forskere fra Dubna som en mulighed navnet "Moskva" til ære for Moskva-regionen, hvor opdagelsen blev gjort. I juni 2016 godkendte IUPAC initiativet og godkendte officielt navnet "moscovium" den 28. november 2016.