Spis treści Sens fizyczny układu okresowego [edytuj]
advertisement
Układ okresowy pierwiastków Z Wikipedii Układ okresowy pierwiastków - zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowane według ich rosnącej liczby atomowej, grupujące pierwiastki według ich cyklicznie powtarzających się podobieństw właściwości, zgodnie z prawem okresowości Dmitrija Mendelejewa. UŜyteczność układu okresowego wynika z faktu, Ŝe w prostej formie przedstawia on zaleŜność własności chemicznych pierwiastków i pośrednio takŜe ich prostych związków chemicznych od liczby występujących w nich protonów i elektronów. Współczesna, oficjalna wersja układu okresowego, publikowana cyklicznie przez Międzynarodową Unię Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) definiuje teŜ podział pierwiastków na grupy, okresy i bloki. Oficjalna wersja układu okresowego opublikowana przez IUPAC 22 lipca 2007 r. zawiera pierwiastki od liczby atomowej 1 do 111[1], choć znanych jest 118 pierwiastków. Pierwiastki od 112 od 118 nie są jednak oficjalnie uznane przez IUPAC. Spis treści • • • • • • • • 1 Sens fizyczny układu okresowego 2 Wygląd współczesnego układu okresowego 3 Układ okresowy a własności chemiczne atomów 4 Krótka historia powstania układu okresowego 5 Graficzne sposoby przedstawiania układu o 5.1 W sztuce i publikacjach o 5.2 Galeria róŜnych form układu okresowego 6 Przypisy 7 Zobacz teŜ 8 Linki zewnętrzne Sens fizyczny układu okresowego [edytuj] Prawo okresowości Mendelejewa, stanowiące podstawę teoretyczną układu wynika z faktu, Ŝe liczba atomowa określa nie tylko liczbę protonów występujących w jądrze atomów ale teŜ liczbę elektronów atomów w stanie obojętnym, która ma decydujący wpływ na ich własności chemiczne. 1 Elektrony w atomach są umiejscowione na kolejnych powłokach, które mają określoną pojemność czyli maksymalną liczbę elektronów jaka moŜe się zmieścić na powłoce. Kolejne powłoki są zajmowane przez elektrony dopiero po całkowitym zapełnieniu powłok leŜących poniŜej (o mniejszej energii). Zjawisko "zapełniania" powłok wynika z zakazu Pauliego, który w stosunku do atomów stwierdza, Ŝe na jednym orbitalu mogą znajdować się najwyŜej dwa elektrony róŜniące się spinem. Elektrony na ostatniej, najbardziej zewnętrznej powłoce nazywanej powłoką walencyjną są najsłabiej związane z atomem i mogą odrywać się od atomu podczas tworzenia wiązań chemicznych. Powłoka ta moŜe przyjmować teŜ dodatkowe elektrony, a energia wiązania tych dodatkowych elektronów ma kluczowe znaczenie przy powstawaniu związków chemicznych. Elektrony niŜej leŜące rzadziej uczestniczą w reakcjach chemicznych. W obrębie jednego okresu powłoka walencyjna jest zajmowana przez kolejne elektrony. Po zapełnieniu całej powłoki następuje przejście do nowego okresu i powstanie kolejnej powłoki elektronowej. MoŜna więc powiedzieć, Ŝe atomy występujące w tych samych okresach mają taką samą liczbę powłok elektronowych, a występujące w tych samych grupach mają taką samą liczbę elektronów na powłokach walencyjnych. Wygląd współczesnego układu okresowego [edytuj] Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, Ŝe na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyŜ kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f (lantanowce i aktynowce). W większości współczesnych, graficznych przedstawień układu okresowego grupy główne są rozdzielone za drugą grupą całym blokiem d, a blok f jest "wyciągnięty" pod połączone bloki s, p i d. 2 Układ okresowy pierwiastków zgodny z zaleceniami IUPAC Grupa → 1 IA 2 3 4 IIA IIIB IVB 5 VB 6 7 8 9 10 11 VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB 12 13 14 IIB IIIA IVA 15 VA 18 16 17 VIII VIA VIIA A ↓ Okres 1 1 H 2 He 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra ** 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 112 Rg Uub 113 Uut 114 115 116 117 118 Uuq Uup Uuh Uus Uuo * Lantanowce 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu ** Aktynowce 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr Legenda do układu okresowego Metale alkaliczne Metale ziem alkalicznych Lantanowce Aktynowce Metale przejściowe Metale grup głównych Metaloidy Niemetale Halogeny Gazy szlachetne 3 Występowanie w przyrodzie Stan w warunkach standardowych (25°C, 1000 hPa) Ciała stałe Ciecze Naturalne Gazy Z rozpadów Syntetyczne Nie odkryte Uwaga: pierwiastki od 112 do 118 nie są jeszcze oficjalnie uznane przez IUPAC. Układ okresowy a własności chemiczne atomów [edytuj] Współczesny układ okresowy (z rozdzielonymi blokami s, p, d i f) jest dobrym sposobem na przedstawienie zaleŜności własności chemicznych od miejsca w układzie. Pierwsze dwie grupy główne (oprócz wodoru) grupują atomy o bardzo silnych własnościach metalicznych, zaś trzy przedostatnie (grupy V, VI i VII) grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych własnościach niemetalicznych. Wreszcie grupa VIII to gazy szlachetne. Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół (w kierunku coraz wyŜszej liczby atomowej) następuje we wszystkich grupach wzrost własności metalicznych, co w obrębie grup od V do VIII przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych. Stąd "najbardziej metaliczny" jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I - frans, a "najbardziej niemetaliczny" jest atom na samej górze grupy VII - fluor. Wszystkie atomy grup pobocznych, a takŜe lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności równieŜ wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to juŜ bardziej subtelne cechy niŜ proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne. Krótka historia powstania układu okresowego [edytuj] Oryginalny układ okresowy został stworzony bez Ŝadnej znajomości wewnętrznej struktury atomów nie miał więc Ŝadnego logicznego uzasadnienia. Prawdopodobnie pierwszą osobą, która zauwaŜyła, Ŝe pierwiastki ułoŜone według rosnących mas atomowych wykazują pewną regularność własności był niemiecki chemik Johann Wolfgang Döbereiner, który w 1817 roku zestawił grupy składające się z trzech pierwiastków, o podobnych własnościach chemicznych i cyklicznie wzrastających masach atomowych. 4 Jeśli uznać, Ŝe układ okresowy to lista pierwiastków ułoŜona względem ich mas atomowych i jednocześnie poukładanych w okresy to palma pierwszeństwa naleŜy się w tej materii geologowi francuskiemu Antoine Beguyer de Chancourtois. De Chancourtois opublikował w 1863 roku rysunek swojego "bębna pierwiastków". Narysował on po prostu na bębnie spiralnie wznoszący się łańcuch nazw pierwiastków. Średnica bębna była tak dobrana, Ŝe łańcuch tworzył pełen obrót spirali co osiem pierwiastków. Dzięki temu, patrząc wzdłuŜ linii prostopadłych do podstawy bębna na jego powierzchni bocznej widziało się zawsze pierwiastki o podobnych własnościach chemicznych. "Wynalazek" bębna chemicznego jednak nikogo nie zainteresował i wydawał się zwykłym dziwactwem. Większy odzew uzyskało opublikowanie przez Johna Newlandsa jasno sformułowanego prawa okresowości w 1864 roku. Newlands stwierdził, Ŝe jeśli utworzyć listę pierwiastków według wzrastających mas atomowych (od wodoru do wapnia) to ich własności powtarzają się w cyklu co osiem pierwiastków. Nazwał to prawem oktawy, na zasadzie skojarzenia z oktawami muzycznymi. Nie potrafił tylko wyjaśnić co ma wspólnego muzyka z pierwiastkami. Współcześni Döbereinera, De Chancourtois i Newlandsa wyśmiewali zwykle takie próby, bo istotnie wyglądały one na dziecinną zabawę i pachniały nienaukową wiarą w numerologię. Wydawało się, Ŝe równie dobrze moŜna by doszukiwać się jakichś powtarzalności w liście pierwiastków ułoŜonych np. alfabetycznie. Za twórcę układu okresowego uwaŜa się powszechnie i chyba słusznie Rosjanina Dmitrija Mendelejewa. Uczony ten, dzięki odcięciu od Ŝycia akademickiego w Europie nie musiał się przejmować poglądami swoich współczesnych i dlatego mógł się dość swobodnie "bawić" w próby układania pierwiastków w tabele oparte na porządkowaniu ich w oparciu o ich masy atomowe. Po kilku latach takich prób odwaŜył się on opublikować pierwszy układ okresowy, w którym zebrane juŜ było ponad 90 pierwiastków (rok 1869). Przełomowym pomysłem Mendelejwa było pozostawienie pustych miejsc tam gdzie występowały duŜe róŜnice między masami atomowymi znanych ówcześnie pierwiastków i jednocześnie zakłócona była regularność ich własności chemicznych. Tak skonstruowany układ okresowy był juŜ trudny do zignorowania przez innych chemików, gdyŜ umoŜliwiał przewidywanie masy atomowej i własności jeszcze nie odkrytych pierwiastków. Mendelejew przewidział istnienie 8 pierwiastków, z których trzy odkryto jeszcze za jego Ŝycia (german, gal i skand) i miały one taką masę atomową i własności jak wynikało to z jego układu okresowego.[2] Godny uwagi jest fakt, Ŝe Mendelejew układając układ okresowy, nie posiadał Ŝadnej wiedzy na temat kwantowej budowy materii, a w szczególności zakazu Pauliego, który stanowi dla układu okresowego i chemii jako takiej podstawowe prawo fizyczne. Tablica pierwiastków została zestawiona przez niego wyłącznie na podstawie znajomości własności fizykochemicznych materii. Wkrótce okazało się, Ŝe konstrukcja ta nie tylko dostarcza dogodnego sposobu patrzenia na pierwiastki chemiczne, ale takŜe pozwala na przewidywanie istnienia nowych pierwiastków. 5 Równolegle, a być moŜe nawet wcześniej niŜ Mendelejew, Niemiec Lothar Meyer stworzył bardzo podobny układ pierwiastków, jednak nie wpadł na pomysł pozostawienia w nim pustych miejsc i stąd jego układ był błędnie poprzesuwany w kilku miejscach. Układ ten został wprawdzie juŜ opublikowany w 1864 r., ale było to tylko wewnętrzne wydawnictwo uniwersyteckie przeznaczone jako pomoc mnemotechniczna dla studentów chemii. Meyer czuł, Ŝe w jego układzie jest coś więcej niŜ tylko pomoc mnemotechniczna. W 1869 roku sporządził on bardziej rozbudowany układ okresowy, zawierający wszystkie znane mu pierwiastki. Ze strachu, Ŝe zostanie wyśmiany przez innych chemików Meyer pokazał ten układ najbliŜszym swoim współpracowników. Ci namówili go do publikacji. Niestety dla Meyera w trakcie jej pisania ukazała się publikacja Mendelejewa, tak więc Meyer juŜ swojej nie mógł posłać do druku. AŜ do początków XX wieku większość chemików miała do układu okresowego stosunek ambiwalentny. Niby coś w tym było, ale poniewaŜ nie było racjonalnego uzasadnienia prawa okresowości całość nadal pachniała podejrzaną "numerologią". Pod koniec Ŝycia, zwłaszcza po sporze wokół masy atomowej telluru, nawet sam Mendelejew zwątpił w swoje odkrycie. Tellur, wbrew prawu okresowości, posiada bowiem wyŜszą masę atomową niŜ jod, choć ze względu na własności powinien mieć niŜszą. Mendelejew nie mógł wiedzieć, Ŝe wynika to z naturalnego składu izotopowego obu pierwiastków. Ponadto w układzie okresowym Mendelejewa brak było miejsca na gazy szlachetne, (krypton, ksenon i neon), które odkryto w latach 90. XIX w. Problem ten rozwiązał jednak w prosty sposób odkrywca tych gazów - William Ramsay, który dodał do układu grupę "0" [3]. Dopiero odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda w 1911 roku i opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Henry'ego Moseleya, tabeli liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych pierwiastkach oraz zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra, a szczególnie sformułowanie zakazu Pauliego dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło pochodzenie własności chemicznych pierwiastków. Graficzne sposoby przedstawiania układu [edytuj] 6 Tablica Mendelejewa w wersji anglojęzycznej, wykonana ściśle na wzór 5. edycji przygotowanej przez samego Mendelejewa w 1891 r Oprócz dwóch najczęściej stosowanych form układ okresowego (krótkiej i wydłuŜonej), wymyślono wiele róŜnych sposób jego przedstawiania. JuŜ w 1908 Paul Walden w biografii Mendelejewa Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft doniósł, Ŝe zostało opublikowanych ponad sto róŜnych grafik ilustrujących układ okresowy pierwiastków chemicznych [4]. Alternatywne formy układu okresowego powstały głównie w celach dydaktycznych, aby zaakcentować związki pomiędzy własnościami chemicznymi lub fizycznymi pierwiastków chemicznych, które nie są widoczne w postaci standardowej [5]. • • • tablica Mendelejewa - oryginalna tablica Mendelejewa była w zasadzie prostą tabelą z listą pierwiastków wg wzrastającej masy atomowej i przypisaniem do określonego okresu; czasami przez tablicę Mendelejewa rozumie się tzw. krótką formę układu okresowego, która została prawdopodobnie sporządzona we współczesnej wersji po raz pierwszy przez Ramsaya. [6] tablica Wernera - wprowadzona przez Alfreda Wernera w 1905 roku jest długą formą układu, z wydzielonymi blokami s, p i d; sam Werner stworzył ją aby wyraźniej rozdzielić grupy główne i poboczne, nie mając świadomości, Ŝe podzielił pierwiastki na bloki uzasadnione kształtem ich orbitali walencyjnych. układ Bohra - współczesny wygląd układu okresowego w oparciu o tablicę Wernera; tym razem Bohr nieświadomie podzielił układ według elektroujemności pierwiastków, co wykorzystał Linus Pauling 7 • • • • • • • tabela rozciągnięta, z wydzielonym blokiem f zasugerowana przez Glenna T. Seaborga w 1969, uwzględniająca koncepcje Nielsa Bohra i Jörgena Thomsena [7] tabela spiralna z 1960 opracowana przez Theodora Benfeya [8] - nawiązująca nieco do układu De Chancourtois tabela dla fizyków zaproponowana przez Timmothy’ego Stowe; trójwymiarowa grafika, w której trzy osie reprezentują odpowiednio główną liczbę kwantową n, poboczną liczbę kwantową l oraz magnetyczną liczbę kwantową m tabela w formie trójkąta opracowana przez Emila Zmaczynskiego i Thomasa Bayley’a [9]; Galaktyka chemiczna, eliptyczna spirala, której autorem jest Philip J. Steward, będąca najnowszą wersją postaci spiralnej układu okresowego, znanej chemikom Ŝyjącym jeszcze przed Mendelejewem, zainspirowana grafiką namalowaną przez artystę Edgara Longmana w 1951; łączy pierwiastki chemiczne z drogami gwiezdnymi w celach zilustrowania powiązań chemii z budową Wszechświata, pobudzenia wyobraźni i wskrzeszenia podziwu dla naturalnego porządku, który jest obecny w otaczającym człowieka Wszechświecie [10] tabela wymyślona po raz drugi w 1970 przez młodego studenta Alberta Tarantolę, aktualnie profesora Sorbony, lecz oficjalnie opublikowana wiele lat później; klasyfikuje pierwiastki chemiczne w oparciu o poziomy energetyczne atomów pozwalając na bezpośrednie odczytanie konfiguracji elektronowej; pierwszym jej pomysłodawcą był Charles Janet w 1929 [11]; tabela dla homeopatów standardowa i spiralna [12]. Pomnik układu okresowego W sztuce i publikacjach [edytuj] Edward G. Mazurs w ksiąŜce Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years podał wiele historycznych szczegółów związanych z układem okresowym pierwiastków chemicznych[13]. 8 Przed wejściem do Wydziału Technologii Chemii i śywności Politechniki w Bratysławie znajduje się pomnik przedstawiający Mendelejewa oraz układ okresowy pierwiastków chemicznych. Na stronie zwanej potocznie zoo układów okresowych[14], moŜna obejrzeć ponad 50 róŜnych postaci graficznych układów okresowych, od najstarszych opracowanych przez samego Mendelejewa do tych najnowszych, a takŜe tablicę w języku chińskim oraz układ okresowy w formie słonia. 9 Galeria róŜnych form układu okresowego [edytuj] Postać standardowa Postać Tarantoli Postać dla fizyków Stowe'a Postać trójkątna Zmaczynskiego i Bayleya Postać pętli Hyde'a Postać Alexandra Postać spiralna Benfeya Postać rozszerzona Postać standardowa dla homeopatów Postać piramidalna Postać spiralna dla homeopatówPostać okrągła Mohda Abubakra z Indii Przypisy [edytuj] 10 1. ↑ Aktualny wygląd układu okresowego wg IUPAC 2. ↑ Historia Układu Mendelejewa na stronie Uniwersytetu Opolskiego 3. ↑ Scerri, E. R. (2006) The Periodic Table: Its Story and Its Significance; New York City, New York; Oxford University Press 4. ↑ Review: Persistent Pursuit of the Periodic System 5. ↑ Alternative periodic tables 6. ↑ Wygląd tzw. krótkiej wersji układu okresowego 7. ↑ Extended Periodic Table of the Elements 8. ↑ Teaching and Research Web Site 9. ↑ Presentation forms of the periodic table 10. ↑ Chemical Galaxy 11. ↑ Strona osobista A. Tarantoli 12. ↑ Scholten J."Secret Lanthanides", 2005, ISBN 90-74817-16-5 13. ↑ Mazurs, E. G. Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years. Alabama; University of Alabama Press, 1974. ISBN 0-8173-3200-6 14. ↑ strona zoo układów okresowych Zobacz teŜ [edytuj] • • • • • • • Pierwiastki chemiczne według nazw Pierwiastki chemiczne według symboli Pierwiastki chemiczne według liczby atomowej Nazewnictwo pierwiastków Rozszerzony układ okresowy pierwiastków Klasyfikacja lantanowców i aktynowców. Homeopatyczny układ okresowy pierwiastków Linki zewnętrzne [edytuj] • • • Strona ukladokresowy.pl Interaktywny układ okresowy pierwiastków (en) Nowa propozycja układu okresowego pierwiastków (pl) 11 Źródło: "http://pl.wikipedia.org/wiki/Uk%C5%82ad_okresowy_pierwiastk%C3%B3w" Kategorie: Układ okresowy • Pierwiastki chemiczne • • • • • Tę stronę ostatnio zmodyfikowano 15:29, 1 maj 2008. Tekst udostępniany na licencji GNU Free Documentation License. (patrz: Prawa autorskie) Wikipedia® jest zarejestrowanym znakiem towarowym Wikimedia Foundation. MoŜesz przekazać dary pienięŜne Fundacji Wikimedia. Zasady ochrony prywatności O Wikipedii Informacje prawne Periodic table From Wikipedia, the free encyclopedia • Interested in contributing to Wikipedia? • Jump to: navigation, search "The Periodic Table" redirects here. For the book by Primo Levi, see The Periodic Table (book). For a diagram of the periodic table, see standard periodic table below. The periodic table of the chemical elements is a tabular method of displaying the chemical elements. Although precursors to this table exist, its invention is generally credited to Russian chemist Dmitri Mendeleev in 1869. Mendeleev intended the table to illustrate recurring ("periodic") trends in the properties of the elements. The layout of the table has been refined and extended over time, as new elements have been discovered, and new theoretical models have been developed to explain chemical behavior.[1] The periodic table is now ubiquitous within the academic discipline of chemistry, providing an extremely useful framework to classify, systematize and compare all the many different forms of chemical behavior. The table has also found wide application in physics, biology, 12 engineering, and industry. The current standard table contains 117 confirmed elements as of January 27, 2008 (while element 118 has been synthesized, element 117 has not). Contents [hide] • • • • • • • • • 1 Methods for displaying the periodic table o 1.1 Standard periodic table o 1.2 Alternative versions (Layout/view of the table) 2 Arrangement 3 Periodicity of chemical properties o 3.1 Groups and periods 3.1.1 Periodic trends of groups 3.1.2 Periodic trends of periods o 3.2 Examples 3.2.1 Noble gases 3.2.2 Halogens 3.2.3 Transition metals 3.2.4 Lanthanides and actinides 4 Structure of the periodic table 5 History 6 See also 7 References 8 Further reading 9 External links 13 Methods for displaying the periodic table Standard periodic table Group → 1 ↓ Period 1 1 H 2 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra ** 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 2 He * Lanthanides 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er ** Actinides 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 96 Am Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 101 102 103 Fm Md No Lr 14 69 Tm 70 Yb 71 Lu This common arrangement of the periodic table separates the lanthanides and actinides from other elements. The Wide Periodic Table incorporates the f-block; the Extended Periodic Table incorporates the f-block and adds the theoretical g-block. Element categories in the periodic table Metals Alkali metals Alkaline earth metals Inner transition elements Lanthanides Actinides Nonmetals Transition elements Other metals Metalloids Atomic number colors show state at standard temperature and pressure (0 °C and 1 atm) Solids Liquids Gases Halogens Noble gases Unknown Borders show natural occurrence Primordial Unknown Alternative versions (Layout/view of the table) • • • • • • • • • • • Other nonmetals The wide table sets inline the f-block of lanthanides and actinides. The standard table (same as above) provides the basics. A vertical table scrolls down for narrow pages. The big table provides the basics and full element names. The huge table provides the above and atomic masses. The detailed table provides a smaller version of the huge table. The Electronegativity table provides electronegativities. Electron configurations Metals and non-metals The blocks are shaded instead of series. The valences are shaded instead of series. Other alternative periodic tables exist. 15 From decay Synthetic Undiscovered Some versions of the table show a dark stair-step line along the metalloids. Metals are to the left of the line and non-metals to the right.[2] Arrangement The layout of the periodic table demonstrates recurring ("periodic") chemical properties. Elements are listed in order of increasing atomic number (i.e. the number of protons in the atomic nucleus). Rows are arranged so that elements with similar properties fall into the same vertical columns ("groups"). According to quantum mechanical theories of electron configuration within atoms, each horizontal row ("period") in the table corresponded to the filling of a quantum shell of electrons. There are progressively longer periods further down the table, grouping the elements into s-, p-, d- and f-blocks to reflect their electron configuration. In printed tables, each element is usually listed with its element symbol and atomic number; many versions of the table also list the element's atomic mass and other information, such as its abbreviated electron configuration, electronegativity and most common valence numbers. As of 2006, the table contains 117 chemical elements whose discoveries have been confirmed. Ninety-two are found naturally on Earth, and the rest are synthetic elements that have been produced artificially in particle accelerators. Elements 43 (technetium) and 61 (promethium), although of lower atomic number than the naturally occurring element 92, uranium, are synthetic; elements 93 (neptunium) and 94 (plutonium) are listed with the synthetic elements, but have been found in trace amounts on earth. Periodicity of chemical properties The main value of the periodic table is the ability to predict the chemical properties of an element based on its location on the table. It should be noted that the properties vary differently when moving vertically along the columns of the table, than when moving horizontally along the rows. Groups and periods • A group is a vertical column in the periodic table of the elements. 16 Groups are considered the most important method of classifying the elements. In some groups, the elements have very similar properties and exhibit a clear trend in properties down the group — these groups tend to be given trivial (unsystematic) names, e.g. the alkali metals, alkaline earth metals, halogens and noble gases. Some other groups in the periodic table display fewer similarities and/or vertical trends (for example Groups 14 and 15), and these have no trivial names and are referred to simply by their group numbers. • A period is a horizontal row in the periodic table of the elements. Although groups are the most common way of classifying elements, there are some regions of the periodic table where the horizontal trends and similarities in properties are more significant than vertical group trends. This can be true in the d-block (or "transition metals"), and especially for the f-block, where the lanthanides and actinides form two substantial horizontal series of elements. Periodic trends of groups Modern quantum mechanical theories of atomic structure explain group trends by proposing that elements within the same group have the same electron configurations in their valence shell, which is the most important factor in accounting for their similar properties. Elements in the same group also show patterns in their atomic radius, ionization energy, and electronegativity. From top to bottom in a group, the atomic radii of the elements increase. Since there are more filled energy levels, electrons are found farther from the nucleus. From the top, each successive element has a lower ionization energy because it is easier to remove an electron since the atoms are less tightly bound. Similarly, a group will also see a top to bottom decrease in electronegativity due to an increasing distance between valence electrons and the nucleus. Periodic trends of periods Elements in the same period show trends in atomic radius, ionization energy, electron affinity, and electronegativity. Moving left to right across a period, atomic radius usually decreases. This occurs because each successive element has an added proton and electron which causes the electron to be drawn closer to the nucleus. This decrease in atomic radius also causes the ionization energy to increase when moving from left to right across a period. The more tightly bound an element is, the more energy is required to remove an electron. Similarly, electronegativity will increase in the same manner as ionization energy because of the amount of pull that is exerted on the electrons by the nucleus. Electron affinity also shows a slight trend across a period. Metals (left side of a period) generally have a lower electron affinity than nonmetals (right side of a period) with the exception of the noble gases. Examples 17 Noble gases All the elements of Group 18, the noble gases, have full valence shells. This means they do not need to react with other elements to attain a full shell, and are therefore much less reactive than other groups. Helium and Neon are the most inert elements among noble gases, since reactivity, in this group, increases with the periods: it is possible to make heavy noble gases react since they have much larger electron shells. However, their reactivity remains very low in absolute terms. Halogens In Group 17, known as the halogens, elements are missing just one electron each to fill their shells. Therefore, in chemical reactions they tend to acquire electrons (the tendency to acquire electrons is called electronegativity). This property is most evident for fluorine (the most electronegative element of the whole table), and it diminishes with increasing period. As a result, all halogens form acids with hydrogen, such as hydrofluoric acid, hydrochloric acid, hydrobromic acid and hydroiodic acid, all in the form HX. Their acidity increases with higher period, for example, with regard to iodine and fluorine, since a large I- ion is more stable in solution than a small F-, there is less volume in which to disperse the charge. Transition metals For the transition metals (Groups 3 to 12), horizontal trends across periods are often important as well as vertical trends down groups; the differences between groups adjacent are usually not dramatic. Transition metal reactions often involve coordinated species. Lanthanides and actinides The chemical properties of the lanthanides (elements 57-71) and the actinides (elements 89-103) are even more similar to each other than the transition metals, and separating a mixture of these can be very difficult. This is important in the chemical purification of uranium concerning nuclear power. Structure of the periodic table The primary determinant of an element's chemical properties is its electron configuration, particularly the valence shell electrons. For instance, any atoms with four valence electrons occupying p orbitals will exhibit some similarity. The type of orbital in which the atom's outermost 18 electrons reside determines the "block" to which it belongs. The number of valence shell electrons determines the family, or group, to which the element belongs. The total number of electron shells an atom has determines the period to which it belongs. Each shell is divided into different subshells, which as atomic number increases are filled in roughly this order (the Aufbau principle): Hence the structure of the table. Since the outermost electrons determine chemical properties, those with the same number of valence electrons are grouped together. Subshell: S G F D P Period 1 1s Progressing through a group from lightest element to heaviest element, the outer-shell electrons (those most readily 2 2s 2p accessible for participation in chemical reactions) are all in the same type of orbital, with a similar shape, but with 3s 3p increasingly higher energy and average distance from the nucleus. For instance, the outer-shell (or "valence") electrons 3 of the first group, headed by hydrogen, all have one electron in an s orbital. In hydrogen, that s orbital is in the lowest 4 4s 3d 4p possible energy state of any atom, the first-shell orbital (and represented by hydrogen's position in the first period of the 5 5s 4d 5p table). In francium, the heaviest element of the group, the outer-shell electron is in the seventh-shell orbital, 6 6s 4f 5d 6p significantly further out on average from the nucleus than those electrons filling all the shells below it in energy. As 7 7s 5f 6d 7p another example, both carbon and lead have four electrons in their outer shell orbitals. 8 8s 5g 6f 7d 8p Note that as atomic number (i.e. charge on the atomic nucleus) increases, this leads to greater spin-orbit coupling between the nucleus and the electrons, reducing the validity of the quantum mechanical orbital approximation model, which considers each atomic orbital as a separate entity. Because of the importance of the outermost shell, the different regions of the periodic table are sometimes referred to as periodic table blocks, named according to the sub-shell in which the "last" electron resides, e.g. the s-block, the p-block, the d-block, etc. Regarding the elements Ununbium, ununtrium, ununquadium, etc., they are elements that have been discovered, but so far have not been named. 19 History 20 Main article: History of the periodic table In Ancient Greece, the influential Greek philosopher Aristotle proposed that there were four main elements: air, fire, earth and water. All of these elements could be reacted to create another one; e.g., earth and fire combined to form lava. However, this theory was dismissed when the real chemical elements started being discovered. Scientists needed an easily accessible, well organized database with which information about the elements could be recorded and accessed. This was to be known as the periodic table. The original table was created before the discovery of subatomic particles or the formulation of current quantum mechanical theories of atomic structure. If one orders the elements by atomic mass, and then plots certain other properties against atomic mass, one sees an undulation or periodicity to these properties as a function of atomic mass. The first to recognize these regularities was the German chemist Johann Wolfgang Döbereiner who, in 1829, noticed a number of triads of similar elements: In 1829 Döbereiner proposed the Law of Triads: The middle element in the triad had atomic weight that was the Some triads average of the other two members. The densities of some triads followed a similar pattern. Soon other scientists Element Molar mass Density found chemical relationships extended beyond triads. Fluorine was added to Cl/Br/I group; sulfur, oxygen, (g/mol) (g/cm³) selenium and tellurium were grouped into a family; nitrogen, phosphorus, arsenic, antimony, and bismuth were chlorine 35.453 0.0032 classified as another group. bromine 79.904 3.1028 iodine 126.90447 4.933 calcium 40.078 strontium 87.62 barium 137.327 21 1.55 2.54 3.594 Dmitri Mendeleev, father of the periodic table This was followed by the English chemist John Newlands, who noticed in 1865 that when placed in order of increasing atomic weight, elements of similar physical and chemical properties recurred at intervals of eight, which he likened to the octaves of music, though his law of octaves was ridiculed by his contemporaries.[3] However, while successful for some elements, Newlands' law of octaves failed for two reasons: 1. It was not valid for elements that had atomic masses higher than Ca. 2. When further elements were discovered, such as the noble gases (He, Ne, Ar), they could not be accommodated in his table. Finally, in 1869 the Russian chemistry professor Dmitri Ivanovich Mendeleev and four months later the German Julius Lothar Meyer independently developed the first periodic table, arranging the elements by mass. However, Mendeleev plotted a few elements out of strict mass sequence in order to make a better match to the properties of their neighbors in the table, corrected mistakes in the values of several atomic masses, and predicted the existence and properties of a few new elements in the empty cells of his table. Mendeleev was later vindicated by the discovery of the electronic structure of the elements in the late 19th and early 20th century. Earlier attempts to list the elements to show the relationships between them (for example by Newlands) had usually involved putting them in order of atomic mass. Mendeleev's key insight in devising the periodic table was to lay out the elements to illustrate recurring ("periodic") chemical properties (even if this meant some of them were not in mass order), and to leave gaps for "missing" elements. Mendeleev used his table to predict the properties of these "missing elements", and many of them were indeed discovered and fit the predictions well. With the development of theories of atomic structure (for instance by Henry Moseley) it became apparent that Mendeleev had listed the elements in order of increasing atomic number (i.e. the net amount of positive charge on the atomic nucleus). This sequence is nearly identical to that resulting from ascending atomic mass. In order to illustrate recurring properties, Mendeleev began new rows in his table so that elements with similar properties fell into the same vertical columns ("groups"). With the development of modern quantum mechanical theories of electron configuration within atoms, it became apparent that each horizontal row ("period") in the table corresponded to the filling of a quantum shell of electrons. In Mendeleev's original table, each period was the same length. Modern tables have progressively longer periods further down the table, and group the elements into s-, p-, d- and f-blocks to reflect our understanding of their electron configuration. 22 In the 1940s Glenn T. Seaborg identified the transuranic lanthanides and the actinides, which may be placed within the table, or below (as shown above). See also • • • • • • • • • • • • History of the periodic table Atomic electron configuration table Table of nuclides Discoveries of the chemical elements Abundance of the chemical elements IUPAC's systematic element names Cosmochemical Periodic Table of the Elements in the Solar System Table of chemical elements Periodic group Extended periodic table Table in Chinese Tom Lehrer's song "The Elements" References 1. ^ IUPAC article on periodic table 2. ^ Science Standards of Learning Cirriculum Framework 3. ^ Bryson, Bill (2004). A Short History of Nearly Everything. London: Black Swan, 687. ISBN 9780552151740. pp141-2 • • Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, and Bruce E. Bursten (2005). Chemistry:The Central Science, 10th edition, Prentice Hall. ISBN 0-13-109686-9. Helmenstine, Marie (2007). Trends in the Periodic Table. About, Inc.. Retrieved on 2007-01-27. Further reading 23 • • • • • Mazurs, E.G., "Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Years". University of Alabama Press, Alabama. 1974. Bouma, J., "An Application-Oriented Periodic Table of the Elements", J. Chem. Ed., 66, 741 (1989). Eric R. Scerri, The Periodic Table: Its Story and Its Significance, Oxford University Press, 2006. Imyanitov, N.S., "Mathematical description of dialectic regular trends in the periodic system", Russ. J. Gen. Chem., 69, 509 (1999) [Eng]. Imyanitov, N.S., "Modification of Various Functions for Description of Periodic Dependences", Russ. J. Coord. Chem., 29, 46 (2003) [Eng]. External links Find more about Periodic table on Wikipedia's sister projects: Dictionary definitions Textbooks Quotations Source texts Images and media News stories Learning resources • • • Ptable.com comprehensive periodic table Official IUPAC periodic table Visual Elements. ChemSoc.org. 24 • • • • • • Los Alamos National Laboratory's chemistry division presents Periodic Table of the Elements - Online version, PDF version Gray, Theodore, The Wooden Periodic Table Table: actual table containing samples of each naturally occurring element. Videos about elements in the periodic table Mnemonic methods for learning the periodic table Syncopated Systems detailed rotated periodic table Chemogenesis Periodic Table Formulations Retrieved from "http://en.wikipedia.org/wiki/Periodic_table" Categories: Periodic table | Classification systems | Russian inventions Hidden category: Semi-protected against vandalism Go Search • • • • • This page was last modified on 17 May 2008, at 08:29. All text is available under the terms of the GNU Free Documentation License. (See Copyrights for details.) Wikipedia® is a registered trademark of the Wikimedia Foundation, Inc., a U.S. registered 501(c)(3) tax-deductible nonprofit charity. Privacy policy About Wikipedia Disclaimers 25 Периодическая система элементов [править] Материал из Википедии — свободной энциклопедии Перейти к: навигация, поиск Периодическая система элементов (таблица Менделеева) — классификация химических элементов, позволяющая выявить зависимость их различных свойств от числа протонов в атомном ядре. Первоначально система разработана русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годы на основании открытого им в 1869 году периодического закона зависимости свойств элементов от атомной массы и является его графическим выражением. Всего предложено несколько сот[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двухмерную таблицу, в которой каждый столбец (число столбцов составляет 8) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определенной мере подобные друг другу. Содержание [убрать] • • • • • 1 История открытия 2 Структура периодической системы 3 См. также 4 Ссылки 5 Примечания 26 [править] История открытия Д. И. Менделеев Изначальная работа была озаглавлена Менделеевым как «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве». По легенде, мысль о такой системе пришла к нему во сне, однако известно, что однажды на вопрос, как он открыл периодическую систему, Менделеев ответил: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете: сидел и вдруг… готово». Немец Л. Мейер в 1864 году на основании данных об атомных весах предложил таблицу, показывающую соотношение атомных весов для нескольких характерных групп элементов. Многие, особенно в Германии, считают и его первооткрывателем системы — в 1870 году он опубликовал свою таблицу элементов, разработанную, по всей видимости, независимо от Менделеева. Чтобы не путаться с авторскими правами, большинство школьников западного мира изучают эту систему просто как «периодическую систему элементов», без упоминания имени первооткрывателя. Сущность открытия заключалась в том, что с ростом атомного веса химических элементов их свойства меняются не монотонно, а периодически. После определённого количества разных по свойствам элементов, расположенных по возрастанию атомного веса, свойства начинают повторяться. Например, натрий похож на калий, неон похож на аргон, а золото похоже на серебро и медь. Разумеется, свойства не повторяются в точности, к ним добавляются и изменения. 27 Впоследствии стало ясно, что периодичность системы элементов определяется не атомным весом, а зарядом ядра или атомным номером, равным числу электронов в атоме, распределение которых по электронным оболочкам атома элемента (атомным орбиталям) определяет его химические свойства. Еще немного позднее было установлено, что предложенная Д.И. Менделеевым система не является «системой» как таковой, поскольку она, по сути дела, является лишь мнемонической схемой, позволяющей в достаточно грубом виде представить себе взаимное расположение отнюдь не всех элементов. В частности, Менделеев практически до самой своей смерти отказывался признать наличие «инертных» газов, не вписывавшихся в логику его таблицы, а также никак не мог объяснить наличие изотопов. Но вместе с тем трудно переоценить вклад Д.И. Менделеева в развитие химии и науки вообще. [править] Структура периодической системы Чаще всего используются 3 варианта таблицы: «короткая», «полудлинная» и «длинная». В длинном варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В полудлинном варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, чтобы сделать её более компактной. В коротком варианте периоды, начиная с 4-го, занимают по 2 строчки; чтобы было меньше путаницы, символы элементов главных и побочных подгрупп смещены в разные стороны. Ниже приведён полудлинный вариант. Периодическая система элементов 28 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB ---- VIIIB ---- IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Период 1 1 2 H 2 3 4 5 6 7 He 3 4 5 6 7 8 9 10 Li Be B C N O F Ne 11 12 13 14 15 16 17 18 Na Mg Al Si P S Cl Ar 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 37 38 39 40 41 42 (43) 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 55 56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 (85) 86 Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn (87) 88 Fr Ra Лантаноиды * * ** (104) (105) (106) (107) (108) (109) (110) (111) (112) (113) (114) (115) (116) (117) (118) Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo 57 58 59 60 (61) 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 29 Актиноиды ** 89 90 91 92 (93) (94) (95) Ac Th Pa U Np Am Cm Pu (96) (97) (98) (99) (100) (101) (102) (103) Bk Cf Es Fm Md No Lr Химические семейства элементов периодической таблицы Щелочные металлы Щёлочноземельные металлы Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы Лёгкие металлы Полуметаллы Неметаллы Галогены Инертные газы [править] См. также • • • • Список химических элементов по атомным номерам Хронология открытия химических элементов Расширенная периодическая система элементов Периодический закон [править] Ссылки • • • • Периодическая система элементов на сайте IUPAC Таблица Менделеева с описаниями свойств химических элементов Интерактивная периодическая система элементов (Flash-версия) Периодическая система элементов со статьями из Википедии • • • • • • • www.webelements.com (англ.) Периодическая система элементов (pdf) Интерактивная таблица Менделеева - Компьюлента таблица Менделеева (pdf) Периодическая таблица Менделеева со значениями и графиками R-функции систем электронных подоболочек атомов Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (exe) (русск.) Новый борт оформления периодических химических элементов (англ.) 30 [править] Примечания 1. ↑ В книге В. М. Потапов, Г. Н. Хомченко «Химия», М. 1982 (стр. 26) утверждается, что их более 400. Разделы химии Аналитическая химия | Органическая химия | Неорганическая химия | Физическая химия | Химия полимеров | Биохимия | Супрамолекулярная химия | Материаловедение | Химия окружающей среды | Экологическая химия | Фармация | Термохимия | Электрохимия | Ядерная химия | Вычислительная химия Периодическая таблица | Список соединений Это незавершённая статья по химии. Вы можете помочь проекту, исправив и дополнив её. Источник — «http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%B5%D1%80%D0%B8%D0%BE%D0%B4%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D1%81 %D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%BE%D0%B2» Категории: Химические элементы | Классификаторы 31
