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Validade periódica de elementos químicos

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Livros

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Consiste em linhas verticais (grupos) e linhas horizontais (períodos). Para entender melhor os princípios de combinação de elementos em grupos e períodos, consideremos vários elementos, digamos, o primeiro, quarto e sétimo grupos.

A partir das configurações eletrônicas acima, fica claro que as camadas eletrônicas externas (de maior energia) dos átomos do mesmo grupo são preenchidas igualmente com elétrons. Os elementos localizados na mesma coluna vertical da tabela pertencem ao mesmo grupo. Os elementos do grupo IVA da tabela periódica possuem dois elétrons no orbital s e dois elétrons no orbital p. A configuração da camada eletrônica externa dos átomos de flúor F, cloro Cl e bromo Br também é a mesma (dois elétrons s e cinco p). E estes elementos pertencem a um grupo (VIIA). Átomos de elementos do mesmo grupo têm a mesma estrutura da camada eletrônica externa. É por isso que tais elementos têm propriedades químicas semelhantes. As propriedades químicas de cada elemento são determinadas pela estrutura eletrônica dos átomos deste elemento . Este é um princípio fundamental da química moderna. É isso que está na base da tabela periódica.

O número do grupo da tabela periódica corresponde ao número de elétrons na camada eletrônica externa átomos de elementos deste grupo. O número do período (linha horizontal da tabela periódica) coincide com o número do orbital de elétrons mais ocupado. Por exemplo, sódio e cloro são elementos do terceiro período e ambos os tipos de átomos têm o nível mais alto cheio de elétrons - o terceiro.

A rigor, o número de elétrons na camada eletrônica externa determina o número do grupo apenas para os chamados elementos de não transição localizados em grupos com o índice de letras A.

A estrutura eletrônica dos átomos determina as propriedades químicas e físicas dos elementos. E como a estrutura eletrônica dos átomos se repete após um período, as propriedades dos elementos também se repetem periodicamente.

A lei periódica de D. I. Mendeleev tem a seguinte formulação: “as propriedades dos elementos químicos, bem como as formas e propriedades das substâncias e compostos simples que eles formam, dependem periodicamente da magnitude das cargas dos núcleos de seus átomos”.

Tamanhos atômicos

Devemos nos deter em mais dois tipos de informações obtidas na tabela periódica. A primeira delas é a questão do tamanho (raio) dos átomos. Se você descer dentro de um determinado grupo, passar para cada elemento seguinte significa preencher o nível seguinte, cada vez mais alto, com elétrons. No grupo IA, o elétron externo do átomo de sódio está no orbital 3s, o potássio está no orbital 4s, o rubídio está no orbital 5s, etc. Como o orbital 4s é maior em tamanho que o orbital 3s, o átomo de potássio é maior em tamanho que o átomo de sódio. Pela mesma razão em cada grupo os tamanhos dos átomos aumentam de cima para baixo .

À medida que você se move para a direita durante um período, as massas atômicas aumentam, mas os tamanhos dos átomos, via de regra, diminuem. No 2º período, por exemplo, o átomo de néon Ne é menor em tamanho que o átomo de flúor, que, por sua vez, é menor que o átomo de oxigênio.

Eletro-negatividade

Outra tendência revelada pela tabela periódica é a mudança natural na eletronegatividade dos elementos, ou seja, a capacidade relativa dos átomos de atrair elétrons que formam ligações com outros átomos. Por exemplo, os átomos de gases nobres não tendem a ganhar ou perder elétrons, enquanto os átomos metálicos cederam elétrons prontamente e os átomos não metálicos os aceitam prontamente. A eletronegatividade (a capacidade de atrair e adquirir elétrons) aumenta da esquerda para a direita dentro de um período e de baixo para cima dentro de um grupo. O último grupo (gases inertes) está fora destes padrões.

O flúor F, localizado no canto superior direito da tabela periódica, é o elemento mais eletronegativo, e o frâncio Fr, localizado no canto inferior esquerdo, é o menos eletronegativo. A mudança na eletronegatividade também é mostrada pelas setas na figura. Usando esta regularidade, pode-se, por exemplo, afirmar que o oxigênio é um elemento mais eletronegativo que o carbono ou o enxofre. Isso significa que os átomos de oxigênio atraem elétrons com mais força do que os átomos de carbono e enxofre.

A primeira e amplamente conhecida escala de eletronegatividades atômicas relativas de Pauling varia de 0,7 para átomos de frâncio a 4,0 para átomos de flúor.

Estrutura eletrônica de gases nobres

Os elementos do último grupo da tabela periódica são chamados de gases inertes (nobres). Nos átomos desses elementos, exceto no hélio He, existem oito elétrons na camada eletrônica externa. Os gases nobres não entram em reações químicas e não formam quaisquer compostos com outros elementos (salvo muito poucas exceções). Isso ocorre porque a configuração de oito elétrons na camada eletrônica externa é extremamente estável.

Átomos de outros elementos formam ligações químicas de tal forma que possuem oito elétrons em sua camada externa. Esta posição é muitas vezes chamada regra do octeto .

O sistema periódico de elementos químicos é uma classificação de elementos químicos criada por D. I. Mendeleev com base na lei periódica por ele descoberta em 1869.

D. I. Mendeleiev

De acordo com a formulação moderna desta lei, em uma série contínua de elementos dispostos em ordem crescente de magnitude da carga positiva dos núcleos de seus átomos, elementos com propriedades semelhantes se repetem periodicamente.

A tabela periódica dos elementos químicos, apresentada em forma de tabela, é composta por períodos, séries e grupos.

No início de cada período (exceto o primeiro), o elemento apresenta propriedades metálicas pronunciadas (metal alcalino).

Símbolos da tabela de cores: 1 - sinal químico do elemento; 2 - nome; 3 - massa atômica (peso atômico); 4 - número de série; 5 - distribuição de elétrons pelas camadas.

À medida que o número atômico de um elemento aumenta, igual à carga positiva do núcleo de seu átomo, as propriedades metálicas enfraquecem gradualmente e as propriedades não metálicas aumentam. O penúltimo elemento em cada período é um elemento com propriedades não metálicas pronunciadas (), e o último é um gás inerte. No período I existem 2 elementos, no II e III - 8 elementos, no IV e V - 18, no VI - 32 e no VII (período não concluído) - 17 elementos.

Os primeiros três períodos são chamados de pequenos períodos, cada um deles consiste em uma linha horizontal; o resto - em grandes períodos, cada um dos quais (exceto o período VII) consiste em duas linhas horizontais - par (superior) e ímpar (inferior). Apenas metais são encontrados em fileiras pares de grandes períodos. As propriedades dos elementos destas séries mudam ligeiramente com o aumento do número ordinal. As propriedades dos elementos em linhas ímpares de grandes períodos mudam. No período VI, o lantânio é seguido por 14 elementos, muito semelhantes em propriedades químicas. Esses elementos, chamados lantanídeos, estão listados separadamente abaixo da tabela principal. Os actinídeos, os elementos que seguem o actínio, são apresentados de forma semelhante na tabela.

A tabela possui nove grupos verticais. O número do grupo, com raras exceções, é igual à maior valência positiva dos elementos deste grupo. Cada grupo, excluindo o zero e o oitavo, é dividido em subgrupos. - principal (localizado à direita) e secundário. Nos subgrupos principais, à medida que o número atômico aumenta, as propriedades metálicas dos elementos tornam-se mais fortes e as propriedades não metálicas enfraquecem.

Assim, as propriedades químicas e uma série de propriedades físicas dos elementos são determinadas pelo lugar que um determinado elemento ocupa na tabela periódica.

Os elementos biogênicos, ou seja, os elementos que fazem parte dos organismos e nele desempenham uma determinada função biológica, ocupam a parte superior da tabela periódica. As células ocupadas por elementos que constituem a maior parte (mais de 99%) da matéria viva são de cor azul; as células ocupadas por microelementos são de cor rosa (ver).

A tabela periódica dos elementos químicos é a maior conquista da ciência natural moderna e uma expressão vívida das leis dialéticas mais gerais da natureza.

Veja também Peso atômico.

O sistema periódico de elementos químicos é uma classificação natural de elementos químicos criada por D. I. Mendeleev com base na lei periódica por ele descoberta em 1869.

Em sua formulação original, a lei periódica de DI Mendeleev afirmava: as propriedades dos elementos químicos, bem como as formas e propriedades de seus compostos, dependem periodicamente dos pesos atômicos dos elementos. Posteriormente, com o desenvolvimento da doutrina da estrutura do átomo, foi demonstrado que uma característica mais precisa de cada elemento não é o peso atômico (ver), mas o valor da carga positiva do núcleo do átomo do elemento, igual ao número de série (atômico) deste elemento no sistema periódico de D. I. Mendeleev . O número de cargas positivas no núcleo de um átomo é igual ao número de elétrons que circundam o núcleo do átomo, uma vez que os átomos como um todo são eletricamente neutros. À luz destes dados, a lei periódica é formulada da seguinte forma: as propriedades dos elementos químicos, bem como as formas e propriedades dos seus compostos, dependem periodicamente da magnitude da carga positiva dos núcleos dos seus átomos. Isso significa que em uma série contínua de elementos dispostos em ordem crescente de cargas positivas dos núcleos de seus átomos, elementos com propriedades semelhantes se repetirão periodicamente.

A forma tabular da tabela periódica dos elementos químicos é apresentada em sua forma moderna. É composto por períodos, séries e grupos. Um período representa uma série horizontal sucessiva de elementos dispostos em ordem crescente de carga positiva dos núcleos de seus átomos.

No início de cada período (exceto o primeiro) existe um elemento com propriedades metálicas pronunciadas (metal alcalino). Então, à medida que o número de série aumenta, as propriedades metálicas dos elementos enfraquecem gradualmente e as propriedades não metálicas aumentam. O penúltimo elemento em cada período é um elemento com propriedades não metálicas pronunciadas (halogênio), e o último é um gás inerte. O primeiro período consiste em dois elementos, o papel de um metal alcalino e de um halogênio aqui é desempenhado simultaneamente pelo hidrogênio. Os períodos II e III incluem 8 elementos cada, denominados típicos por Mendeleev. Os períodos IV e V contêm 18 elementos cada, VI-32. O período VII ainda não foi concluído e está repleto de elementos criados artificialmente; Existem atualmente 17 elementos neste período. Os períodos I, II e III são chamados de pequenos, cada um deles consiste em uma linha horizontal, IV-VII são grandes: eles (com exceção do VII) incluem duas linhas horizontais - par (superior) e ímpar (inferior). Em linhas pares de grandes períodos existem apenas metais, e a mudança nas propriedades dos elementos na linha da esquerda para a direita é fracamente expressa.

Em séries ímpares de grandes períodos, as propriedades dos elementos da série mudam da mesma forma que as propriedades dos elementos típicos. Na linha par do período VI, após o lantânio, existem 14 elementos [chamados lantanídeos (ver), lantanídeos, elementos de terras raras], semelhantes em propriedades químicas ao lantânio e entre si. Uma lista deles é fornecida separadamente abaixo da tabela.

Os elementos seguintes ao actínio - actinídeos (actinídeos) - são listados separadamente e listados abaixo da tabela.

Na tabela periódica dos elementos químicos, nove grupos estão localizados verticalmente. O número do grupo é igual à maior valência positiva (ver) dos elementos deste grupo. As exceções são o flúor (só pode ser negativamente monovalente) e o bromo (não pode ser heptavalente); além disso, cobre, prata, ouro podem apresentar valência superior a +1 (Cu-1 e 2, Ag e Au-1 e 3), e dos elementos do grupo VIII, apenas ósmio e rutênio possuem valência de +8 . Cada grupo, com exceção do oitavo e do zero, é dividido em dois subgrupos: o principal (localizado à direita) e o secundário. Os subgrupos principais incluem elementos típicos e elementos de longos períodos, os subgrupos secundários incluem apenas elementos de longos períodos e, além disso, metais.

Em termos de propriedades químicas, os elementos de cada subgrupo de um determinado grupo diferem significativamente entre si, e apenas a valência positiva mais alta é a mesma para todos os elementos de um determinado grupo. Nos subgrupos principais, de cima para baixo, as propriedades metálicas dos elementos são reforçadas e as não metálicas são enfraquecidas (por exemplo, o frâncio é o elemento com propriedades metálicas mais pronunciadas e o flúor é o não metálico). Assim, o lugar de um elemento no sistema periódico de Mendeleev (número ordinal) determina suas propriedades, que são a média das propriedades dos elementos vizinhos verticalmente e horizontalmente.

Alguns grupos de elementos possuem nomes especiais. Assim, os elementos dos principais subgrupos do grupo I são chamados de metais alcalinos, grupo II - metais alcalino-terrosos, grupo VII - halogênios, elementos localizados atrás do urânio - transurânio. Os elementos que fazem parte dos organismos, participam dos processos metabólicos e têm um papel biológico claro são chamados de elementos biogênicos. Todos eles ocupam a parte superior da tabela de D. I. Mendeleev. Estes são principalmente O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg e Fe, que constituem a maior parte da matéria viva (mais de 99%). Os lugares ocupados por esses elementos na tabela periódica são coloridos em azul claro. Os elementos biogênicos, dos quais existem muito poucos no corpo (de 10 -3 a 10 -14%), são chamados de microelementos (ver). As células do sistema periódico, de cor amarela, contêm microelementos cuja importância vital para o ser humano está comprovada.

De acordo com a teoria da estrutura atômica (ver Átomo), as propriedades químicas dos elementos dependem principalmente do número de elétrons na camada eletrônica externa. A mudança periódica nas propriedades dos elementos com o aumento da carga positiva dos núcleos atômicos é explicada pela repetição periódica da estrutura da camada eletrônica externa (nível de energia) dos átomos.

Em pequenos períodos, com aumento da carga positiva do núcleo, o número de elétrons na camada externa aumenta de 1 para 2 no período I e de 1 para 8 nos períodos II e III. Daí a mudança nas propriedades dos elementos no período de um metal alcalino para um gás inerte. A camada externa de elétrons, contendo 8 elétrons, é completa e energeticamente estável (os elementos do grupo zero são quimicamente inertes).

Durante longos períodos em fileiras pares, à medida que a carga positiva dos núcleos aumenta, o número de elétrons na camada externa permanece constante (1 ou 2) e a segunda camada externa é preenchida com elétrons. Daí a lenta mudança nas propriedades dos elementos em linhas pares. Nas séries ímpares de grandes períodos, à medida que a carga dos núcleos aumenta, a camada externa é preenchida com elétrons (de 1 a 8) e as propriedades dos elementos mudam da mesma forma que as dos elementos típicos.

O número de camadas de elétrons em um átomo é igual ao número do período. Os átomos dos elementos dos subgrupos principais possuem um número de elétrons em suas camadas externas igual ao número do grupo. Os átomos dos elementos dos subgrupos laterais contêm um ou dois elétrons em suas camadas externas. Isso explica a diferença nas propriedades dos elementos dos subgrupos principal e secundário. O número do grupo indica o número possível de elétrons que podem participar na formação de ligações químicas (valência) (ver Molécula), portanto tais elétrons são chamados de valência. Para elementos de subgrupos laterais, não apenas os elétrons das camadas externas são de valência, mas também os das penúltimas. O número e a estrutura das camadas eletrônicas são indicados na tabela periódica de elementos químicos anexa.

A lei periódica de D. I. Mendeleev e o sistema nela baseado são de excepcionalmente grande importância na ciência e na prática. A lei e o sistema periódicos serviram de base para a descoberta de novos elementos químicos, a determinação precisa de seus pesos atômicos, o desenvolvimento da doutrina da estrutura dos átomos, o estabelecimento de leis geoquímicas de distribuição dos elementos na crosta terrestre e o desenvolvimento de ideias modernas sobre a matéria viva, cuja composição e os padrões a ela associados estão de acordo com o sistema periódico. A atividade biológica dos elementos e seu conteúdo no corpo também são em grande parte determinados pelo lugar que ocupam na tabela periódica de Mendeleev. Assim, com o aumento do número de série em vários grupos, a toxicidade dos elementos aumenta e seu conteúdo no organismo diminui. A lei periódica é uma expressão clara das leis dialéticas mais gerais do desenvolvimento da natureza.

A tabela periódica dos elementos químicos é uma classificação dos elementos químicos baseada em certas características estruturais dos átomos dos elementos químicos. Foi compilado com base na Lei Periódica, descoberta em 1869 por D. I. Mendeleev. Naquela época, a Tabela Periódica incluía 63 elementos químicos e tinha aparência diferente da moderna. Agora, a Tabela Periódica inclui cerca de cento e vinte elementos químicos.

A tabela periódica é compilada na forma de uma tabela na qual os elementos químicos são organizados em uma determinada ordem: à medida que suas massas atômicas aumentam. Agora existem muitos tipos de imagens da Tabela Periódica. O mais comum é uma imagem em forma de tabela com elementos dispostos da esquerda para a direita.

Todos os elementos químicos da Tabela Periódica são agrupados em períodos e grupos. A tabela periódica inclui sete períodos e oito grupos. Os períodos são séries horizontais de elementos químicos em que as propriedades dos elementos mudam de metálico típico para não metálico. Colunas verticais de elementos químicos que contêm elementos com propriedades químicas semelhantes formam grupos de elementos químicos.

O primeiro, segundo e terceiro períodos são chamados de pequenos porque contêm um pequeno número de elementos (o primeiro - dois elementos, o segundo e o terceiro - oito elementos cada). Os elementos do segundo e terceiro períodos são chamados de típicos; suas propriedades mudam naturalmente de um metal típico para um gás inerte.

Todos os outros períodos são chamados de grandes (o quarto e o quinto contêm 18 elementos, o sexto - 32 e o sétimo - 24 elementos). Propriedades particularmente semelhantes são exibidas por elementos localizados dentro de grandes períodos no final de cada linha par. São as chamadas tríades: Ferum - Cobalto - Nicol, que formam a família do ferro, e outras duas: Rutênio - Ródio - Paládio e Ósmio - Irídio - Platina, que formam a família dos metais platinados (platinóides).

Na parte inferior da tabela de DI Mendeleev estão os elementos químicos que formam a família dos lantanídeos e a família dos actinídeos. Todos esses elementos estão formalmente incluídos no terceiro grupo e vêm depois dos elementos químicos lantânio (número 57) e actínio (número 89).

A tabela periódica de elementos contém dez linhas. Os períodos pequenos (primeiro, segundo e terceiro) consistem em uma linha, os períodos grandes (quarto, quinto e sexto) contêm duas linhas cada. Há uma linha no sétimo período.

Cada período principal consiste em uma série par e uma série ímpar. As linhas emparelhadas contêm elementos metálicos; nas linhas ímpares, as propriedades dos elementos mudam como nos elementos padrão, ou seja, de metálico a pronunciado não metálico.

Cada grupo da tabela de D. I. Mendeleev consiste em dois subgrupos: principal e secundário. Os subgrupos principais incluem elementos de períodos pequenos e grandes, ou seja, os subgrupos principais começam no primeiro ou no segundo período. Os subgrupos secundários incluem elementos apenas de longos períodos, ou seja, os subgrupos secundários começam apenas a partir do quarto período.

O sistema periódico é um conjunto ordenado de elementos químicos, sua classificação natural, que é uma expressão gráfica (tabular) da lei periódica dos elementos químicos. Sua estrutura, em muitos aspectos semelhante à moderna, foi desenvolvida por D. I. Mendeleev com base na lei periódica em 1869-1871.

O protótipo do sistema periódico foi a “Experiência de um sistema de elementos baseado em seu peso atômico e similaridade química”, compilada por D. I. Mendeleev em 1º de março de 1869. Ao longo de dois anos e meio, o cientista melhorou continuamente o “Experiência de um Sistema”, introduziu a ideia de grupos, séries e períodos de elementos. Como resultado, a estrutura da tabela periódica adquiriu contornos amplamente modernos.

O conceito do lugar de um elemento no sistema, determinado pelos números do grupo e do período, tornou-se importante para a sua evolução. Com base nesse conceito, Mendeleev chegou à conclusão de que era necessário alterar as massas atômicas de alguns elementos: urânio, índio, cério e seus satélites. Esta foi a primeira aplicação prática da tabela periódica. Mendeleev também previu pela primeira vez a existência e as propriedades de vários elementos desconhecidos. O cientista descreveu detalhadamente as propriedades mais importantes do eka-alumínio (o futuro do gálio), do eka-boro (escândio) e do eka-silício (germânio). Além disso, ele previu a existência de análogos de manganês (futuro tecnécio e rênio), telúrio (polônio), iodo (astato), césio (França), bário (rádio), tântalo (protactínio). As previsões do cientista a respeito desses elementos eram de caráter geral, uma vez que esses elementos estavam localizados em áreas pouco estudadas da tabela periódica.

As primeiras versões do sistema periódico representavam em grande parte apenas uma generalização empírica. Afinal, o significado físico da lei periódica não era claro: não havia explicação para as razões das mudanças periódicas nas propriedades dos elementos em função do aumento das massas atômicas. A este respeito, muitos problemas permaneceram sem solução. Existem limites da tabela periódica? É possível determinar o número exato de elementos existentes? A estrutura do sexto período permaneceu obscura - qual era a quantidade exata de elementos de terras raras? Não se sabia se ainda existiam elementos entre o hidrogênio e o lítio, qual era a estrutura do primeiro período. Portanto, até a fundamentação física da lei periódica e o desenvolvimento da teoria do sistema periódico, surgiram sérias dificuldades mais de uma vez. A descoberta em 1894-1898 foi inesperada. cinco gases inertes que pareciam não ter lugar na tabela periódica. Esta dificuldade foi eliminada graças à ideia de incluir um grupo zero independente na estrutura da tabela periódica. Descoberta em massa de radioelementos na virada dos séculos XIX e XX. (em 1910 o seu número era de cerca de 40) levou a uma forte contradição entre a necessidade de colocá-los na tabela periódica e a sua estrutura existente. Havia apenas 7 vagas para eles no sexto e sétimo períodos. Este problema foi resolvido com o estabelecimento de regras de deslocamento e a descoberta de isótopos.

Uma das principais razões para a impossibilidade de explicar o significado físico da lei periódica e da estrutura do sistema periódico era que não se sabia como o átomo estava estruturado (ver Átomo). O marco mais importante no desenvolvimento da tabela periódica foi a criação do modelo atômico por E. Rutherford (1911). Com base nisso, o cientista holandês A. Van den Broek (1913) sugeriu que o número de série de um elemento da tabela periódica é numericamente igual à carga do núcleo de seu átomo (Z). Isto foi confirmado experimentalmente pelo cientista inglês G. Moseley (1913). A lei periódica recebeu uma justificativa física: a periodicidade das mudanças nas propriedades dos elementos passou a ser considerada em função da carga Z do núcleo do átomo do elemento, e não da massa atômica (ver Lei periódica dos elementos químicos).

Como resultado, a estrutura da tabela periódica foi significativamente fortalecida. O limite inferior do sistema foi determinado. Este é o hidrogênio - o elemento com mínimo Z = 1. Tornou-se possível estimar com precisão o número de elementos entre o hidrogênio e o urânio. Foram identificadas “lacunas” na tabela periódica, correspondentes a elementos desconhecidos com Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. No entanto, questões sobre o número exato de elementos de terras raras permaneceram obscuras e, o mais importante, as razões para a periodicidade das mudanças nas propriedades dos elementos não foi revelada dependendo de Z.

Com base na estrutura estabelecida do sistema periódico e nos resultados do estudo dos espectros atômicos, o cientista dinamarquês N. Bohr em 1918-1921. desenvolveu ideias sobre a sequência de construção de camadas e subcamadas eletrônicas em átomos. O cientista chegou à conclusão de que tipos semelhantes de configurações eletrônicas das camadas externas dos átomos se repetem periodicamente. Assim, foi demonstrado que a periodicidade das mudanças nas propriedades dos elementos químicos é explicada pela existência de periodicidade na construção das camadas e subcamadas eletrônicas dos átomos.

A tabela periódica abrange mais de 100 elementos. Destes, todos os elementos transurânicos (Z = 93–110), bem como elementos com Z = 43 (tecnécio), 61 (promécio), 85 (astato), 87 (frança) foram obtidos artificialmente. Ao longo de toda a história da existência do sistema periódico, foi proposto um grande número (>500) de variantes da sua representação gráfica, principalmente na forma de tabelas, mas também na forma de diversas figuras geométricas (espaciais e planas). ), curvas analíticas (espirais, etc.), etc. As mais difundidas são as tabelas curtas, semilongas, longas e em escada. Atualmente, o formato curto é o preferido.

O princípio fundamental da construção da tabela periódica é a sua divisão em grupos e períodos. O conceito de série de elementos de Mendeleev não é usado hoje, pois é desprovido de significado físico. Os grupos, por sua vez, são divididos em subgrupos principal (a) e secundário (b). Cada subgrupo contém elementos - análogos químicos. Os elementos dos subgrupos a e b na maioria dos grupos também apresentam certa semelhança entre si, principalmente em estados de oxidação mais elevados, que, via de regra, são iguais ao número do grupo. Um período é uma coleção de elementos que começa com um metal alcalino e termina com um gás inerte (um caso especial é o primeiro período). Cada período contém um número estritamente definido de elementos. A tabela periódica é composta por oito grupos e sete períodos, sendo que o sétimo período ainda não foi concluído.

Peculiaridade primeiro período é que contém apenas 2 elementos gasosos na forma livre: hidrogênio e hélio. O lugar do hidrogênio no sistema é ambíguo. Por apresentar propriedades comuns aos metais alcalinos e halogênios, é colocado no subgrupo 1a, ou no subgrupo Vlla, ou em ambos ao mesmo tempo, colocando o símbolo entre colchetes em um dos subgrupos. O hélio é o primeiro representante do subgrupo VIIIa. Por muito tempo, o hélio e todos os gases inertes foram separados em um grupo zero independente. Esta posição exigiu revisão após a síntese dos compostos químicos criptônio, xenônio e radônio. Como resultado, os gases nobres e os elementos do antigo Grupo VIII (ferro, cobalto, níquel e metais de platina) foram combinados num único grupo.

Segundo o período contém 8 elementos. Começa com o metal alcalino lítio, cujo único estado de oxidação é +1. Em seguida vem o berílio (metal, estado de oxidação +2). O boro já exibe um caráter metálico fracamente expresso e é um não-metal (estado de oxidação +3). Ao lado do boro, o carbono é um não-metal típico que exibe estados de oxidação +4 e -4. Nitrogênio, oxigênio, flúor e néon são todos não-metais, com o nitrogênio tendo o estado de oxidação mais alto de +5 correspondente ao número do grupo. O oxigênio e o flúor estão entre os não metais mais ativos. O néon de gás inerte encerra o período.

Terceiro período (sódio - argônio) também contém 8 elementos. A natureza da mudança nas suas propriedades é em grande parte semelhante à observada para os elementos do segundo período. Mas também há alguma especificidade aqui. Assim, o magnésio, ao contrário do berílio, é mais metálico, assim como o alumínio em relação ao boro. Silício, fósforo, enxofre, cloro e argônio são todos não-metais típicos. E todos eles, exceto o argônio, apresentam estados de oxidação superiores iguais ao número do grupo.

Como podemos observar, em ambos os períodos, à medida que Z aumenta, há um claro enfraquecimento das propriedades metálicas e fortalecimento das propriedades não metálicas dos elementos. D. I. Mendeleev chamou os elementos do segundo e terceiro períodos (em suas palavras, pequenos) de típicos. Elementos de pequenos períodos estão entre os mais comuns na natureza. Carbono, nitrogênio e oxigênio (junto com o hidrogênio) são organógenos, ou seja, os principais elementos da matéria orgânica.

Todos os elementos do primeiro ao terceiro períodos são colocados em subgrupos.

Quarto período (potássio - criptônio) contém 18 elementos. Segundo Mendeleev, este é o primeiro grande período. Depois do metal alcalino potássio e do metal alcalino-terroso cálcio, vem uma série de elementos constituídos por 10 chamados metais de transição (escândio - zinco). Todos eles estão incluídos em subgrupos b. A maioria dos metais de transição apresentam estados de oxidação superiores iguais ao número do grupo, exceto ferro, cobalto e níquel. Os elementos, do gálio ao criptônio, pertencem aos subgrupos a. Vários compostos químicos são conhecidos pelo criptônio.

Quinto O período (rubídio - xenônio) é semelhante em estrutura ao quarto. Ele também contém uma inserção de 10 metais de transição (ítrio - cádmio). Os elementos desse período possuem características próprias. Na tríade rutênio - ródio - paládio, são conhecidos compostos de rutênio onde apresenta um estado de oxidação de +8. Todos os elementos dos subgrupos a exibem estados de oxidação mais elevados iguais ao número do grupo. As características das mudanças nas propriedades dos elementos do quarto e quinto períodos à medida que Z aumenta são mais complexas em comparação com o segundo e terceiro períodos.

Sexto período (césio - radônio) inclui 32 elementos. Este período, além de 10 metais de transição (lantânio, háfnio - mercúrio), também contém um conjunto de 14 lantanídeos - do cério ao lutécio. Os elementos do cério ao lutécio são quimicamente muito semelhantes e, por esta razão, foram incluídos há muito tempo na família dos elementos de terras raras. Na forma abreviada da tabela periódica, uma série de lantanídeos está incluída na célula do lantânio, e a decodificação dessa série é dada na parte inferior da tabela (ver Lantanídeos).

Qual a especificidade dos elementos do sexto período? Na tríade ósmio - irídio - platina, o estado de oxidação +8 é conhecido para o ósmio. Astatine tem um caráter metálico bastante pronunciado. O Radon tem a maior reatividade de todos os gases nobres. Infelizmente, por ser altamente radioativo, sua química tem sido pouco estudada (ver Elementos Radioativos).

Sétimo o período começa na França. Assim como o sexto, também deveria conter 32 elementos, mas deles ainda são conhecidos 24. O frâncio e o rádio são respectivamente elementos dos subgrupos Ia e IIa, o actínio pertence ao subgrupo IIIb. Em seguida vem a família dos actinídeos, que inclui elementos do tório ao lawrêncio e é colocada de forma semelhante aos lantanídeos. A decodificação desta série de elementos também é dada na parte inferior da tabela.

Agora vamos ver como as propriedades dos elementos químicos mudam em subgrupos sistema periódico. O principal padrão desta mudança é o fortalecimento do caráter metálico dos elementos à medida que Z aumenta. Este padrão é especialmente manifestado nos subgrupos IIIa – VIIa. Para metais dos subgrupos Ia – IIIa, observa-se um aumento na atividade química. Para elementos dos subgrupos IVa – VIIa, à medida que Z aumenta, observa-se um enfraquecimento da atividade química dos elementos. Para elementos do subgrupo b, a natureza da mudança na atividade química é mais complexa.

A teoria do sistema periódico foi desenvolvida por N. Bohr e outros cientistas na década de 20. século XX. Século XX e é baseado em um esquema real para a formação de configurações eletrônicas de átomos (ver Átomo). Segundo essa teoria, à medida que Z aumenta, o preenchimento das camadas e subcamadas eletrônicas nos átomos dos elementos incluídos nos períodos da tabela periódica ocorre na seguinte sequência:

Com base na teoria do sistema periódico, podemos dar a seguinte definição de período: um período é um conjunto de elementos começando com um elemento com valor n igual ao número do período e l = 0 (elementos s) e terminando com um elemento com o mesmo valor n e l = 1 (elementos p-elementos) (ver Atom). A exceção é o primeiro período, que contém apenas elementos 1s. Da teoria do sistema periódico seguem os números dos elementos nos períodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

Na tabela, os símbolos dos elementos de cada tipo (elementos s-, p-, d- e f) são representados em uma cor de fundo específica: elementos s - em vermelho, elementos p - em laranja, elementos d - em azul, elementos f - em verde. Cada célula mostra os números atômicos e as massas atômicas dos elementos, bem como as configurações eletrônicas das camadas eletrônicas externas.

Da teoria do sistema periódico segue-se que os subgrupos a incluem elementos com n igual ao número do período, e l = 0 e 1. Os subgrupos b incluem aqueles elementos em cujos átomos a conclusão das camadas que anteriormente permaneceram ocorre incompleto. É por isso que o primeiro, segundo e terceiro períodos não contêm elementos de subgrupos b.

A estrutura da tabela periódica dos elementos está intimamente relacionada com a estrutura dos átomos dos elementos químicos. À medida que Z aumenta, tipos semelhantes de configuração das camadas eletrônicas externas se repetem periodicamente. Ou seja, eles determinam as principais características do comportamento químico dos elementos. Essas características se manifestam de maneira diferente para elementos dos subgrupos a (elementos s e p), para elementos dos subgrupos b (elementos d de transição) e elementos das famílias f - lantanídeos e actinídeos. Um caso especial é representado pelos elementos do primeiro período - hidrogênio e hélio. O hidrogênio é caracterizado por alta atividade química porque seu único elétron 1s é facilmente removido. Ao mesmo tempo, a configuração do hélio (1s 2) é muito estável, o que determina sua inatividade química.

Para elementos dos subgrupos a, as camadas eletrônicas externas dos átomos são preenchidas (com n igual ao número do período), de modo que as propriedades desses elementos mudam visivelmente à medida que Z aumenta. Assim, no segundo período, o lítio (configuração 2s ) é um metal ativo que perde facilmente seu único elétron de valência; o berílio (2s 2) também é um metal, mas menos ativo devido ao fato de seus elétrons externos estarem mais fortemente ligados ao núcleo. Além disso, o boro (2s 2 p) tem um caráter metálico fracamente expresso, e todos os elementos subsequentes do segundo período, nos quais a subcamada 2p é construída, já são não-metais. A configuração de oito elétrons da camada eletrônica externa do néon (2s 2 p 6) - um gás inerte - é muito forte.

As propriedades químicas dos elementos do segundo período são explicadas pelo desejo de seus átomos de adquirir a configuração eletrônica do gás inerte mais próximo (configuração de hélio para elementos de lítio a carbono ou configuração de néon para elementos de carbono a flúor). É por isso que, por exemplo, o oxigênio não pode apresentar um estado de oxidação superior igual ao seu número de grupo: é mais fácil atingir a configuração neon adquirindo elétrons adicionais. A mesma natureza das mudanças nas propriedades se manifesta nos elementos do terceiro período e nos elementos s e p de todos os períodos subsequentes. Ao mesmo tempo, o enfraquecimento da força da ligação entre os elétrons externos e o núcleo nos subgrupos a à medida que Z aumenta se manifesta nas propriedades dos elementos correspondentes. Assim, para os elementos s há um aumento notável na atividade química à medida que Z aumenta, e para os elementos p há um aumento nas propriedades metálicas.

Nos átomos dos elementos d de transição, as camadas anteriormente incompletas são completadas com o valor do número quântico principal n, um a menos que o número do período. Com algumas exceções, a configuração das camadas eletrônicas externas dos átomos dos elementos de transição é ns 2. Portanto, todos os elementos d são metais, e é por isso que as mudanças nas propriedades dos elementos d à medida que Z aumenta não são tão dramáticas quanto aquelas observadas para os elementos s e p. Em estados de oxidação mais elevados, os elementos d apresentam uma certa semelhança com os elementos p dos grupos correspondentes da tabela periódica.

As peculiaridades das propriedades dos elementos das tríades (subgrupo VIIIb) são explicadas pelo fato de as subcamadas b estarem próximas da conclusão. É por isso que os metais ferro, cobalto, níquel e platina, via de regra, não tendem a produzir compostos em estados de oxidação mais elevados. As únicas exceções são o rutênio e o ósmio, que dão os óxidos RuO 4 e OsO 4 . Para elementos dos subgrupos Ib e IIb, o subshell d está realmente completo. Portanto, eles apresentam estados de oxidação iguais ao número do grupo.

Nos átomos de lantanídeos e actinídeos (todos eles são metais), camadas eletrônicas anteriormente incompletas são completadas com o valor do número quântico principal n sendo duas unidades menor que o número do período. Nos átomos desses elementos, a configuração da camada eletrônica externa (ns 2) permanece inalterada, e a terceira camada N externa é preenchida com elétrons 4f. É por isso que os lantanídeos são tão semelhantes.

Para os actinídeos a situação é mais complicada. Em átomos de elementos com Z = 90–95, os elétrons 6d e 5f podem participar de interações químicas. Portanto, os actinídeos têm muito mais estados de oxidação. Por exemplo, para o neptúnio, o plutónio e o amerício, são conhecidos compostos onde estes elementos aparecem no estado heptavalente. Somente para elementos, a partir do cúrio (Z = 96), o estado trivalente torna-se estável, mas este também possui características próprias. Assim, as propriedades dos actinídeos diferem significativamente das propriedades dos lantanídeos e, portanto, as duas famílias não podem ser consideradas semelhantes.

A família dos actinídeos termina com o elemento com Z = 103 (lawrencium). Uma avaliação das propriedades químicas do kurchatovium (Z = 104) e do nilsborium (Z = 105) mostra que esses elementos deveriam ser análogos do háfnio e do tântalo, respectivamente. Portanto, os cientistas acreditam que após a família dos actinídeos nos átomos, começa o preenchimento sistemático do subnível 6d. A natureza química dos elementos com Z = 106–110 não foi avaliada experimentalmente.

O número final de elementos que a tabela periódica cobre é desconhecido. O problema do seu limite superior é talvez o principal mistério da tabela periódica. O elemento mais pesado descoberto na natureza é o plutônio (Z = 94). Foi atingido o limite da fusão nuclear artificial - um elemento com número atômico 110. A questão permanece em aberto: será possível obter elementos com grandes números atômicos, quais e quantos? Isto ainda não pode ser respondido com certeza.

Usando cálculos complexos realizados em computadores eletrônicos, os cientistas tentaram determinar a estrutura dos átomos e avaliar as propriedades mais importantes dos “superelementos”, até enormes números de série (Z = 172 e até mesmo Z = 184). Os resultados obtidos foram bastante inesperados. Por exemplo, em um átomo de um elemento com Z = 121, espera-se que apareça um elétron 8p; isso ocorre depois que a formação do subnível 8s foi concluída em átomos com Z = 119 e 120. Mas o aparecimento de elétrons p após elétrons s é observado apenas em átomos de elementos do segundo e terceiro períodos. Os cálculos também mostram que em elementos do hipotético oitavo período, o preenchimento das camadas eletrônicas e subcamadas dos átomos ocorre em uma sequência muito complexa e única. Portanto, avaliar as propriedades dos elementos correspondentes é um problema muito difícil. Parece que o oitavo período deveria conter 50 elementos (Z = 119–168), mas, segundo os cálculos, deveria terminar no elemento com Z = 164, ou seja, 4 números de série anteriores. E o nono período “exótico”, ao que parece, deveria consistir em 8 elementos. Aqui está sua entrada “eletrônica”: 9s 2 8p 4 9p 2. Ou seja, conteria apenas 8 elementos, como o segundo e terceiro períodos.

É difícil dizer quão verdadeiros seriam os cálculos feitos em um computador. No entanto, se fossem confirmados, seria necessário reconsiderar seriamente os padrões subjacentes à tabela periódica dos elementos e à sua estrutura.

A tabela periódica desempenhou e continua a desempenhar um papel importante no desenvolvimento de vários campos das ciências naturais. Foi a conquista mais importante da ciência atômico-molecular, contribuiu para o surgimento do conceito moderno de “elemento químico” e para o esclarecimento de conceitos sobre substâncias e compostos simples.

As regularidades reveladas pelo sistema periódico tiveram um impacto significativo no desenvolvimento da teoria da estrutura atômica, na descoberta dos isótopos e no surgimento de ideias sobre a periodicidade nuclear. O sistema periódico está associado a uma formulação estritamente científica do problema de previsão em química. Isso se manifestou na previsão da existência e propriedades de elementos desconhecidos e em novas características do comportamento químico de elementos já descobertos. Hoje em dia, o sistema periódico representa a base da química, principalmente inorgânica, ajudando significativamente a resolver o problema da síntese química de substâncias com propriedades pré-determinadas, o desenvolvimento de novos materiais semicondutores, a seleção de catalisadores específicos para diversos processos químicos, etc. , o sistema periódico é a base do ensino de química.