Периодична система

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Simple Periodic Table Chart-en.svg
Менделеев, портрет на Иля Репин (1885 г.)
Един от вариантите на периодичната таблица на Менделеев

Периодичната система (наричана още таблица на Менделеев) представлява класификация на химичните елементи по техния атомен номер (тоест броя на протоните), електронната конфигурация и повтарящите се химични свойства. Таблицата е графичен израз на периодичния закон, открит и публикуван от руския химик Дмитрий Менделеев през 1869 г. Въз основа на периодичния закон Менделеев успешно предсказва свойствата на неизвестни дотогава химични елементи.

В първоначалния си вариант таблицата е представяла свойствата на елементите в зависимост от атомното им тегло (в съвременната интерпретация това е атомната маса). С развитието на теорията за строежа на атома се установява, че най-важната характеристика на атомите е не тяхната маса, а броят на протоните в ядрата им. Това дава възможност да се уточни формулировката на периодичния закон.

Преди Менделеев са предлагани стотици начини за изобразяване на периодичната система с аналитични криви, таблици, геометрични фигури и др.[1] Никой от тези начини не притежава достойнствата на системата, предложена от Менделеев – простота, естественост и удобство.

В съвременния вариант периодичната система се изобразява като двумерна таблица. Всеки стълб (наричан група) се състои от химични елементи с подобно поведение и свойства. Всеки ред (наричан период) съдържа елементи с един и същи брой електронни обвивки (слоеве). Всеки период започва с метали и завършва с неметали. Много от групите имат както имена, така и номера. Например група VII A е групата на халогените, а група VIII A – на благородните газове.

Всеки елемент в таблицата има точно определен пореден номер Z, равен на броя на протоните в атомното ядро, и точно определени координати в периодичната система – период и група. Между мястото на елемента в периодичната система (съответно строежа на атомите му) и неговия химичен характер съществува зависимост. Тя може да се използва, за да се предвиди химичният характер на елемента и поведението на съответните прости вещества и съединения. Първите 94 елемента съществуват в природата, въпреки че някои са открити само в малки количества, синтезирани в лаборатории, преди да бъдат открити в природата.

История[редактиране | редактиране на кода]

В древността[редактиране | редактиране на кода]

Древните философи са първите, стремяли се да създадат единна теория на цялата природа и д обяснят нейния произход, строеж и многообразие. Гръцкият философ Демокрит смятал, че всички природни вещества се състоят от малки неделими и несвиващи се частищи – атоми, с различна форма и размер, но с еднакъв състав. Първите опити да обобщи нещата в природата е направил древногръцкият философ Аристотел с негово учение за първоматерият и нейните начала, чрез съчетанията на които могат да се получат петте основни елемента – земя, вода, въздух, огън и ефир. Атомите и елементите в учението на древните философи били възприемани като умозаключения и били прдтавяни като абстрактни понятия, без да се базират на резултати от опита.[2]

Първи опити за систематизиране[редактиране | редактиране на кода]

До XVIII век са познати и описани само 15 елемента – металите желязо, мед, олово, бисмут, арсен, цинк, калай, антимон, платина, сребро, живак, злато и неметалите въглерод, сяра и фосфор.

През 1789 г. Антоан Лавоазие в своята книга „Елементарен курс по химия“ включва първата в новата история на химичните елементи, наречен „Таблица на простите вещества“.[2] Той публикува списък с 33 химични елемента, групирайки ги в газове, метали, неметали и земни.[3] Наред с изестните дотогава химични елементи, той отъждествява като прости вещества и въглищата, светлината, топлината и редица оксиди.[2] Лавоазие приема като критерий за определяне на елемент това, което се основава на опита (емпиричен метод), не притежаващ никакви разсъждения за съществуването на атоми и молекули, които не е възможно да се докажат експериментално.

Химиците прекарат следващия век в търсене на по-точна класификация.

В началот на 19 в. английският химик и физик Джон Далтон въвежда понятието „атомно тегло“, първи сметнал атомното тегло на редица елементи и с това сложил началото на атомния строеж на веществото. Далтон първи показва, че атомното тегло е най-важното свойство на елемента, определящо неговите химични свойства.

През 1814г. шведският химик Берцелиус публикува таблица с атомните маси на 41 рости вещества, приемайки за едница за сравнение кислорода, атомната маса на който приема за 100 и доказва, че атомната маса не е цяло число.

Към средата на 19в. са установени химичните свойства на педица елементи и някои закономерности в изменение на стойностите на техните атомни маси. Първи опити за известна ситематизация прави Йохан Волфганг Дьоберайнер пррез 1829г. Той отбелязва, че много от елементите могат да бъдат групирани в триади въз основа на химичните свойства. Литият, натрият и калият например образуват триадата на меките реактивни метали. Същият учен открива, че атомните тегла на елементите във всяка триада образуват аритметична прогресия.[4] Това правило става известно като закон на триадите.[5] Систематизацията му се изчерпвала с този закон, без да са направени някакви други изводи.

Германският химик Леополд Гмелин работи с тази система и до 1843 г. идентифицира десет триади, три групи от четири и една група от пет елемента. В публикация от 1857 г. Жан-Батист Дюма описва взаимоотношенията между различните групи метали. Въпреки тези частични успехи по онова време все още е липсвала единна схема, която да обхваща всички закономерности.

През 1857г. английският химик Уилям Олдинг разполага 48 елемента в 13 групи по сходство на химичните им свойства и по атомните им тегла във всяка група, но не и систематизирани с атомните им тегла между групите. Той не намира място на 11 елемента, включително на въглерода и водорода.[2]

През 1857 г. немският химик Фридрих Август Кекуле отбелязва, че въглеродът често има четири други атома, свързани с него. Метанът например има един въглероден атом и четири водородни атома.[6] Тази концепция става известна като валентност:[7] атомите на всеки химичен елемент проявяват склонност да се свързват в точно определени пропорции.

Голямото затруднение в опитите да се систематизират елементите може да се обясни с неточните стойности на техните атомни тегла и с отсъствието на по това време на определенията и понятията в химията. Началото на премахването на това несъответствие слага Първит конгрес на химиците в Карлсруе, Гермяния, през септември 1860г., където присъствал и Менделеев. Голяма роля в установяването на общи двойки има италианският химик Станислао Канцаро и в частност точното определяне на атомните и молекулните тегла. Идеите, изказани на конгреса, оказват съществено влияние на химиците за разширяване на възможностите в систематизацията на елементите и довеждат до нови хипотези и таблици, повече или по-малко спорни, но приближаващи се до първоначалните варианти на Периодичната система.[2]

В края на 60-те години се наброяват около 50 опита за систематизация на химичните елементи. Най-често извежданетие примери са тези на Шанкуртоа, Нюландс и Майер.

През 1862 г. френският геолог Александър Емил Бегуйе дьо Шанкуртоа публикува ранна форма на периодична таблица, която нарича телурова спирала или винт. Той е първият човек, който забелязва периодичността на елементите. Тази ситема се основавала на хипотезата, че всяко целочислено значение на атомното тегло отговаря на един елемент.[2] Елементите са разделени на групи по 16 броя, като атомните тегла на завършващите рупата са кратни на 16. Системата е изобразена по повърхността на цилиндър. Успоредно на основата на цилиндъра, са прекарани вертикални линии, означени от 0 до 16. Прекарани са спирални лили под ъгъл 45°, започващи от горни край с числата на атомните тегла, кратни на 16 по вертикала, на които лии са нанесени сходни оп своства елементи на местата, отговарящи на атомните им тегла. Шанкуртоа е искал да въведа някакна периодичност в сситемата, като например поставя кислорода, сярата, селена и телура ва една от образуващите, но намиращите се в тази група мед и титан нямат никакво отношние към тъзи група. Заедно с въглерода и силиция в една дргупа са и кобалтът, церият и среброто, а в групата на алкалните метали стои манганът. Неговата диаграма включва някои йони и съединения в допълнение на елементите. Тъй като разположетиего на елементите завършвало с телура, системата е получила названието „телурен винт“.[2] Таблицата използва геоложки, а не химически термини и не включва диаграма, в резултат на което получава малко внимание.[8]

През 1864 г. германският химик Лотар Майер публикува таблица с 44 елемента, използваща приблизително еднаква разлика в атомите на елементите, разположени хоризонтално, а вертикално в колони елементите са подредени за първи път по валентност. Не всички приведени валентности отговарят на действителността, но Майер не се усъмнил в правилността на атомните тегла на някои елменти. В таблицата не намират място водород, бор,алуминий и други. Желязото и манганът заемат едно и също място в един от вариантите на таблицата.[2] Таблицата показва, че елементите с подобни свойства често имат една и съща валентност.[9] По същото време английският химик Уилям Одлинг публикува таблица с 57 елемента, наредени по атомно тегло, и споменава идеята за периодичен закон,[10] но не я прокарва последователно и впоследствие предлага класификация на елементите според тяхната валентност.[11]

След 4 години Майер публикува полудълга форма на таблицата, в която за първи път са показани периоди.[2] В таблицата са отбелязани 17 групи, но някои от тях са пропуснати. В таблицата не е показан нървият период и не съществува някаква зъвършена красификация на елементите. Не е показан първият период. Не съществува някаква завършена класификация на елементите.[2]

Периодичната таблица на Нюлендс, 1866 г.

Английският химик Джон Александър Рейна Нюлендс публикува серия от статии от 1863 г. до 1866 г., в които отбелязва, че когато елементите са изброени в реда на нарастване на атомното тегло, подобни физични и химични свойства се повтарят на интервали от осем. Той приравнява тази периодичност към октавите на музиката.[12][13] Нюлендс нарича това правило „закон на октавите“. Елементите са наредени подред според атомните им тегла от водорода от тория. Използваните от него елементи са 62, а местата в таблицата – 56, затова се наложило на 6 места да слага по два елемента. Той е осмиван от съвременниците си и Химичното общество отказва да публикува откритията му.[14] Въпреки това Нюлендс изготвя таблица на елементите и я използва, за да предвиди съществуването на липсващи елементи като германия.[15] Химичното общество признава значението на откритията пет години след като са признали Менделеев.[16] През 1867 г. немският химик Густав Хинрикс публикува в Америка спирална периодична система, основаваща се на атомните спектри и тегла и на химическите сходства на елементите.

Периодичен закон на Менделеев[редактиране | редактиране на кода]

Д. И. Менделеев. Първият ръкописен вариант на периодичния закон, 18 февруари 1869

Към края на 60-те нараства необходимостта от създаването на система на елементите, основана на принчипа на закономерност и да включва всички известни елементи.

Последните 15 години, предшестващи откритието на Менделеев (1854 – 1869 г.), научната му дейност била насочена към изучаването в различните страни на измеримите свойства на елементите и взаимодействията между тях. Изучаването на съотношението на атомните тегла на елементе привлича вниманието на Менделеев, особено след Първия конгрес на химиците.[2] Така той трупа опит в резултат на свои собствени наблюдения от огромна маса емпиричен материал, подлежащ на теоритчно обобщение и систематична обработка. За разлика от много химичи, които се занимават с този въпрос през 60-те години, като въвеждали чстично периодичността, но се ограничавали в тясна облст на проблема, Менделеев разглеждал въпроса в по-широк мащаб, включвайки всички елементи и имайки предвид всички техни совйства и характеристики, откривайки взаимната им връзка.

Работейки над своя труд „Основи на химията“, Д. И. Менделеев открива през 1869 г. един от фундаменталните природни закони – периодичния закон на химичните елементи.

На 6 март 1869 г. знаменитият му доклад „Съотношение между свойствата на елементите и атомните им тегла“ (на руски: Соотношение свойств с атомным весом элементов) е прочетен от Н. А. Меншуткин на заседание на Руското химическо общество. През същата година се появява съобщението на немски в списанието „Zeitschrift für Chemie“, а през 1871 г. в „Annalen der Chemie“ е публикувана обширна статия на Д. И. Менделеев, посветена на неговото откритие – „Периодична закономерност на химическите елементи“ (на немски: Die periodische Gesetzmässigkeit der Elemente). Въпреки редица недостатъци на този първи вариант за Менделеев е ясно, че отбелязавине матеманични закономерностив измененията на атомните маси на елементите по вертикалите и хоризонталите отразяват неизвестен още общ строг природен закон. Той веднага използва тези закономерности за пресказания за елементите. В получилата се таблица има 4 празни мест, отбелязани от Менделеев с въпросителни. Той първи разбира, че наличието на празни места в Системата не бива да се допуска, за да не се наруши закономерността, в която той вярва.

Отделни учени в редица страни, особено в Германия, смятат Лотар Майер за съоткривател. Съществената разлика между предложените системи е в това, че таблицата на Л. Майер е един от вариантите на класификация на известните към онзи момент химични елементи, докато посочената от Менделеев периодичност дава разбиране за закономерността, според която се определя мястото на елементи, които не са били известни по онова време, и предлага възможност да се предскаже не само съществуването на такива елементи, но и техните свойства.[17]

Въпреки че не съдържа някаква конкретна представа за строежа на атома, периодичният закон стига много близко до поставянето на този проблем. През 1984 г. академик В. И. Спицин пише: „Първите представи за строежа на атома и за химичната валентност, разработени в началото на XX век, се основават на закономерностите в свойствата на елементите, установени с помощта на периодичния закон.“[18]

Развивайки през следващите две години идеите си, Менделеев въвежда понятието за място на химичния елемент в периодичната система. Мястото на един химичен елемент се определя чрез съпоставяне на свойствата му със свойствата на другите химични елементи. По този начин, отчитайки резултатите от изучаване на стъклообразуващите оксиди, Менделеев поправя атомните маси на девет елемента – берилий, индий, уран и др. През 1870 г. предсказва съществуването на три неизвестни дотогава елемента, изчислява атомните им маси и описва свойствата им – „екаалуминий“ (открит през 1875 г. и наречен галий), „екабор“ (открит през 1879 г. и наречен скандий) и „екасилиций“ (открит през 1885 г. и наречен германий).

През 1871 г. Менделеев публикува своя втори вариант на Системата на елементите, който е по-съвършен от първия и го нарича „Естествена система на елементите“.[2] Вторият вариант по форма се отличава от първия въриант, като хоризонталните редове на елементите от първия вариант са предсатвени като вертикални. Новата Система е конструктивно по-сложна и по-ясна и му дава възможност да предскаже съществуването на 11 елемента, сред които „екателур“ – полоний (открит през 1898 г.), „екайод“ – астат (открит през 1942 – 3 г.), „екаманган“ – технеций (открит през 1937 г.), „двиманган“ – рений (открит през 1925 г.), „екацезий“ – франций (открит през 1939 г.). Повечето останали елементи са получени в чист вид и описани научно през XIX век.

Първото сериозно изпитание на Закона за периодичност е свързано с откритието на петте нови елемента, които неса предсказани от Менделеев – хелий, аргон, неон, криптон и ксенон. Те показват странни свойства – всички те били газове и не дарали никакви признаци за взаимодействие с други елементи, поради което ги нарича „благородни“ или „инертни“. През 1900 г. Дмитрий Менделеев и Уилям Рамзи стигат до извода, че е необходимо в периодичната система да бъдат включени елементите от групата на благородните газове. Така те създават нулевата грепа в системата.

Откриването на радиоактивността е следващото изпитание за Системата. Открити са радиоактивните елементи полоний, радий и актиний, за които се намира място. През 1902 г. стават известни още 3 радиоактивни елемента, произхождащи от радия, тория и актоноурания, наречени съответно радон, торон и актинон.[2] Те си приличали по химичните си свойства – не взаимодействали химично, имали поведението на инертни газове и се различавали само по атомни маси, а в нулевата група на Периодичната система имало само едно място.

Последни открития[редактиране | редактиране на кода]

През 1839 г. шведският химик Карл Мозандър отделя от лантана нова рядка земя, наречена от него дидим със знак Di, от гръцката дума за близнаци, защото двете съставящи проявяват трета валентност и са химично подобни. През 1885 г. от дидима се получават елементите празеодим и неодим. Четири години по-късно същият учен открива елементите тербий и ербий. Церият е открит през 1803 г. Елементът проявява трета и четрърта валентност. Когато Менделеев открива Периодичната система са известни четири редкоземни елемента. Трите елемента La, Ce, дидим проявяват трета валентност, а церият проявява и четвърта валентност. Тогава Менделеев поставя лантана в III група, церия – в IV, а дидима, въпреки неустпешните му усилия да образува V валентност – в V група. Чешкшят химик Богуслав Браунер пръв изказва идеята за образуване на извънсистемна група на редкоземните елементи.[2] Той докладва през 1902 г. на заседание на Бхемската академи на науките в Прага, че между неодима и самария има твръде голяма разлика в атомните маси (около 6,1) в сравнение със съседните елементи и според него това показва, че има неоткрит елемент – бъдещият прометий.

До смъртта на Менделеев през 1907 г. са известни 13 редкоземни елемента, с изкключение на неоткритите още лутеций и прометий. Всички те проявяват трета валентност, някои от тях и втора, а други и четвърта валентност. Менеделеев не възприема съществуването на извънсистемна група от елементи, което смята че противоречи на Периодичния закон.[2]

В началото на XX век са неизвестни само още десет естествени елемента. Оттогава насам са станали известни само някои трудно откриваеми, често радиоактивни елементи.

През 1911 г. Ърнест Ръдърфорд разработва планетарния модел на атома, с поред който масата и положителният заряд на атома са съсредоточени в малък обем, около който обикалят електроните, образувайки електронна обвивка на атома. През 1913 г. холандският учен Антониус Ван ден Брук предполага, че електрическият заряд Z на ядрото на атома на всеки химичен елемент е равен на Поредния номер в Периодичната система. Това предположение е потвърдено от Хенри Мозли.

През 1913 г. Фредерик Соди и независимо от него Казимир Фаянс формулират закона за радиоактивните отмествания – при α-разпада радиоактивният елемент се превръща в елемент, отстоящ от изходния на две места на Периодичната система вляво, а при β-разпада – с едно място вдясно.[2]

Тогава стои и въпросът за две групи новооткрити елементи, които през 1912 г. наброяват 39, а трябва да се поместят в 8 клетки от бисмета до урана. В едната група те се различават забележимо по атомни маси, но не се различават по останалите си свойства. Другите радиоактивни елементи радиоактивни елементи имат еднакви атомни маси, но нямат сходни совйства. През 1913 г. Соди предлага радиоактивните елементи с еднакви химични свойства (освен радиоактивните им свойства) да се смятат като разновидност на един и същ радиоактивен химичен елемент. Такива разновидности той нарича изотопи – „с едно и също място“. След години се разбира, че и стабилните химични елементи имат изтопи. Под силното влияние на откритието на делимостта на атома, Соди предложил атомът да се нарича „том“ (делим), но това не се вързприело.

През 1913 г. Хенри Мозли формулира закон, свързващ честотата на рентгеновото характеристично излъчване на всеки елемент с номера и мястото му в Таблицата. Решителен принос в учението за строежа на атома има и Нилс Бор, който същата година, на основа на представите за кватновата природа за поглъщането и излъчването на енергия, въведени от Маркс Планк.

През 1923 г. се открива неутронът, с което се доказва протон–неутронният модел на атома. Така броят на протоните в ядрото, определящ стойността на положителния му заряд, е раван на броят на електроните в електронната обвивка (поради което атомът е електронеутрален), и е също равен на поредния номер на елемента в Периодичната система. Броят на неутроните в ядрото на изтопите на даден елемент може да бъде различен в близки граници. Така се разбира, че атомната маса на един елемент е дробно число, тъй като количественото отношение на стабилните изотопи на един елемент е различно. Така се намира място за торона, актинона и радона – изотопи на един и същ елемент, наречен радон със знак Rn, поради това че и трите изотопа са дъщерни продукти на радиоактивните изотопи на радона, който заел единственото свободно място в нулевата група.[2]

Много от тях не се срещат в природата и са продукт на процесите на изкуствения термоядрен синтез. Едва през декември 1994 г. са произведени двата изкуствени елемента дармщатий (ека-платина) и рьонтгений (ека-злато).

Обяснение на таблицата[редактиране | редактиране на кода]

п  б  р
Периодична система на елементите
Група 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIБ IVБ VIБ VIIБ VIIIБ IIБ IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Период
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
57-71
*
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
89-103
**
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
 
* Лантаниди 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
** Актиниди 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
Фоновият цвят показва химическата серия на елемента
Метал
Металоид Неметал
Алкален метал Алкалоземен метал Лантанид Актинид Преходен метал Слаб метал Неметал Халоген Благороден газ
Цветът на атомния номер показва агрегатното състояние на елемента (0 oC, 1 atm)
Твърдо вещество Течност Газ Неизвестна фаза
Очертанието показва начина на възникване на елемента
Естествен При разпад Синтетичен

Всеки химичен елемент има уникален атомен номер (Z), представляващ броя на протоните в ядрото му. Повечето елементи имат различен брой неутрони между различните атоми, като тези вариации се наричат ​​изотопи. Например, въглеродът има три естествени изотопа: всичките му атоми имат шест протона и повечето имат и шест неутрона, но около един процент имат седем неутрона, а много малка част имат осем неутрона. Изотопите никога не са сложени отделно в периодичната таблица. Те винаги са групирани заедно под един елемент. Елементи без стабилни изотопи имат атомните маси на техните най-стабилни такива, като атомните маси са показани в скоби.[19]

В стандартната периодична таблица елементите са изброени в реда на нарастване на атомния номер. Нов ред (период) започва, когато нова електронна обвивка има своя първи електрон. Колоните (групите) се определят от електронната конфигурация на атома. Елементи с един и същ брой електрони в определена подгрупа попадат в същите колони (например кислород и селен са в същата колона, защото и двата елемента имат четири електрона в най-външния си слой). Елементи със сходни химични свойства по принцип попадат в същата група в периодичната таблица, въпреки че в f-блока и до известна степен в d-блок, елементите в същия период имат сходни свойства. По този начин е относително лесно да се предвидят химичните свойства на даден елемент, ако човек знае свойствата на елементите около него.[20]

Към 2016 г. периодичната таблица има 118 потвърдени елемента, от елемент 1 (водород) до 118 (оганесон). Елементи 113, 115, 117 и 118 са официално потвърдени от Международния съюз по чиста и приложна химия (IUPAC) през декември 2015 г.[21] Техните предложени имена, Нихоний (Nh), Московий (Mc), Тенесин (Ts) и Оганесон (Og), съответно са обявени от IUPAC през юни 2016 г. и стават официални през декември 2016 г.[22]

Първите 94 елемента се срещат в природата. Останалите 24 се появяват само когато се синтезират в лаборатории.

Структура[редактиране | редактиране на кода]

Групи[редактиране | редактиране на кода]

Група или семейство е вертикална колона в периодичната таблица. Групите обикновено имат по-значими периодични тенденции от периодите и блоковете. Модерни квантови механични теории на атомната структура обясняват груповите тенденции, като предлагат елементите в рамките на една и съща група да имат същите електронни конфигурации в тяхната валентна обвивка.[23] Следователно, елементите в същата група имат сходни химични свойства и проявяват ясна тенденция в тези войства с нарастващ атомен номер.[24] Въпреки това в някои части на периодичната таблица, като d-блока и f-блока, хоризонталните прилики могат да бъдат толкова важни, колкото и вертикалните, дори по-изразени.[25][26][27]

В международната конвенция за наименуване групите са номерирани от 1 до 18 от най-лявата колона (алкалните метали) до най-дясната колона (благородните газове).[28] Преди това са известни с римски цифри. В Америка римските цифри са последвани от „А“, ако групата е в s- или p-block, или „Б“, ако групата е в d-блок. Използваните римски цифри съответстват на последната цифра от днешната конвенция за наименуване (например елементите от група 4 са група IVБ, а елементите от група 14 са група IVA). В Европа буквите са сходни, с изключение на това, че „А“ се използва, ако групата е преди група 10, а „Б“ е използвана за групи след група 10, включително 10. Освен това групи 8, 9 и 10 са третирани като една тройна група, позната колективно в двете означения като група VIII. През 1988 г. се използва новата система за именуване на IUPAC и старите имена на групите са отхвърлени.[29]

Елементите в една и съща група са склонни да проявяват тенденции в радиуса на атома, йонизационната енергия и електроотрицателността. От горе надолу в групата се увеличават атомните радиуси на елементите. Тъй като има повече запълнени енергийни нива, валентните електрони се намират далеч от ядрото. От върха, всеки следващ елемент има по-ниска йонизационна енергия, защото е по-лесно да се отстрани един електрон, по-малко свързан. По подобен начин, една група има от горе надолу намаляване на електроотрицателността поради нарастващото разстояние между валентните електрони и ядрото. Съществуват изключения от тези тенденции, като пример за това се посочва група 11, където електроотрицателността се увеличава.

Периоди[редактиране | редактиране на кода]

В контекста на Периодичната система, един период представлява пълен хоризонтален ред от таблицата с химични елементи. Всеки период започва с метал и завършва с благороден газ, а от гледна точка на електронната конфигурация на атомите, всеки период започва с изграждането на нов електронен слой. Въпреки че групите обикновено имат по-значими периодични тенденции, има региони, където хоризонталните тенденции са по-значими от тенденциите на вертикалните групи, като f-блока, където лантанидите и актинидите образуват две значими хоризонтални серии от елементи.[30]

Елементи от един и същ период показват тенденции в атомния радиус, йонизационната енергия, електронното сродство и електроотрицателността. Придвижвайки се от ляво надясно през определен период, атомният радиус обикновено намалява. Това се случва, защото всеки следващ елемент има добавен един протон и един електрон, което кара електронът да бъде привлечен от ядрото.[31] Това намаление на атомния радиус също води до повишаване на йонизационната енергия при преместване от ляво надясно в даден период. Колкото по-плътно е свързан един елемент, толкова повече енергия се изисква за отстраняване на електрона. Електронегативността се увеличава по същия начин, като йонизационната енергия, поради привличането на електроните от ядрото. Електронното сродство също показва лека тенденция. Металите (лявата страна на периода) обикновено имат по-ниско сродство на електрони от неметалните (от дясната страна на периода), с изключение на благородните газове.[32]

Блокове[редактиране | редактиране на кода]

Специфични области на периодичната таблица могат да се нарекат блокове във връзка с последователността, в която се запълват електронните слоеве на елементите. Наименованията на блоковете съвпада с наименованието на характеристичната орбитала, заемана от валентните електрони. S-блокът се състои от първите две групи (алкални метали и алкалоземни метали), както и водород и хелий. P-блокът се състои от последните шест групи, които са групи 13 до 18 според номерирането на IUPAC (3А до 8А в номерирането на американски групи) и съдържа, наред с другите елементи, всички металоиди. D-блокът съдържа групи от 3 до 12 (или 3Б до 2Б в американската номерация на групи) и съдържа всички преходни метали. F-блокът включва лантаниди и актиниди.[33] Наименованията на блоковете и орбиталите (s, p, d, f и g), на свой ред, е свързано с характеристиките на спектралните им линии: sharp (остра), principal (главна), diffuse (дифузна) и fundamental (фундаментална).

1s
2s                                                 2p  2p  2p
3s                                                 3p  3p  3p
4s                             3d  3d  3d  3d  3d  4p  4p  4p
5s                             4d  4d  4d  4d  4d  5p  5p  5p
6s 4f  4f  4f  4f  4f  4f  4f  5d  5d  5d  5d  5d  6p  6p  6p
7s 5f  5f  5f  5f  5f  5f  5f  6d  6d  6d  6d  6d  7p  7p  7p

Колективни наименования[редактиране | редактиране на кода]

Химичните елементи със сходни свойства могат да бъдат наричани с колективно наименовавие.

IUPAC одобрява 9 колективни наименования на елементи с общи свойства – алкални метали (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), алкалоземни метали (Ca, Sr, Ba, Ra), пниктогени (пникогени) (N, P, As,Sb, Bi), халкогени (O, S, Se, Te, Po), халогени (F, Cl, Br, I, At), благородни газове (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og), редкоземни метали (Sc, Y и ланатаноидите), лантаниди (La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) и актиниди (Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr).[34]

През 1966г. Глен Сиборг предлага Съвременна таблица на химичните елементи, в състава на която влизат елементите от 8-ия период и суперактинидите – елементите с пореден номер от 121 до 153.[2]

Други характеристики[редактиране | редактиране на кода]

Електронна конфигурация[редактиране | редактиране на кода]

Електронната конфигурация е разпределението на електроните по слоеве, подслоеве и атомни орбитали. Тя се означава с електронна формула и енергетична диаграма. Може да бъде пълна и непълна. Атомните орбитали се изразяват с квантови клетки, а електроните със стрелки, обозначаващи спина на електрона.

Атомен радиус[редактиране | редактиране на кода]

Всеки един атом може да се разглежда като сфера, за която е характерен атомен радиус (Ra). Атомният радиус е равен на половината от разстоянието между ядрата на 2 атома. По период с нарастване на поредния номер, намаляват атомните радиуси на атомите на химичните елементи. В А групите с увеличаване на поредния номер, нараства атомният радиус. За металите са характерни големи атомни радиуси, а за неметалите – малки. Като резултат от намаляването на атомните радиуси е нарастване на окислителната способност на елементите, а като резултат от увеличаването му – редукционната способност на елементите.

Електроотрицателност[редактиране | редактиране на кода]

Електроотрицателността (χ) е способността на атомите на химичните елементи да привличат към себе си електронната плътност в сравнение с атомите на друг елемент. В периода с увеличаване на поредния номер, електроотрицателността расте. В А групите с увеличаване на поредния номер електроотрицателността намалява. Така най-електроотрицателен елемент е флуор, а най-неелектроотрицтелен е цезий.

Йонизационна енергия[редактиране | редактиране на кода]

Йонизационна енергия (I) е енергията, необходима за откъсването на най-слабо свързания електрон от атом в основно състояние. С нарастване на поредния номер в периода расте и йонизационната енергия. С нарастване на поредния номер в А групите намалява йонизационната енергия. Измерва се в електронволт (eV) или в kJ/mol.

Електронно сродство[редактиране | редактиране на кода]

Електронното сродство (F) известно още и като електроафинитет (A) е енергията, която се поглъща или отделя при присъединяване на електрон към електронната обвивка на атом в основно състояние. Измерва се в електронволт (eV).

Изменение на химичния характер на елементите по периоди и групи[редактиране | редактиране на кода]

В главните подгрупи с нарастването на поредния номер на елемента металния му характер се засилва, а неметалния – отслабва. В периода с нарастването на поредния номер се преминава от елементи с метален, през елементи с амфотерен до елементи с неметален характер, или свойствата се променят плавно от метални към неметални. Всеки период завършва с благороден газ (VIIIA група).

Периодична система на елементите с имената на откривателите[редактиране | редактиране на кода]

Група 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Период
1 +
H
+
He
2 +
Li
+
Be
+
B
+
C
+
N
+
O
+
F
+
Ne
3 +
Na
+
Mg
+
Al
+
Si
+
P
+
S
+
Cl
+
Ar
4 +
K
+
Ca
+
Sc
+
Ti
+
V
+
Cr
+
Mn
+
Fe
+
Co
+
Ni
+
Cu
+
Zn
+
Ga
+
Ge
+
As
+
Se
+
Br
+
Kr
5 +
Rb
+
Sr
+
Y
+
Zr
+
Nb
+
Mo
+
Tc
+
Ru
+
Rh
+
Pd
+
Ag
++
Cd
+
In
+
Sn
+
Sb
+
Te
+
I
+
Xe
6 +
Cs
+
Ba
*
La-Lu
++
Hf
+
Ta
+
W
++
Re
+
Os
+
Ir
+
Pt
+
Au
+
Hg
++
Tl
+
Pb
+
Bi
+
Po
+
At
+
Rn
7 +
Fr
+
Ra
**
Ac-Lr
+
Rf
++
Db
++
Sg
++
Bh
+
Hs
+
Mt
+
Ds
+
Rg
++
Cn
+
Nh
+
Fl
+
Mc
+
Lv
+
Ts
+
Og
* Лантаниди +
La
++
Ce
+
Pr
+
Nd
+
Pm
+
Sm
+
Eu
+
Gd
+
Tb
+
Dy
+
Ho
+
Er
+
Tm
+
Yb
+
Lu
** Актиниди +
Ac
+
Th
+
Pa
+
U
+
Np
+
Pu
+
Am
+
Cm
+
Bk
++
Cf
++
Es
++
Fm
++
Md
+
No
+
Lr
Време на откриването
преди 1800 1800 – 1849 1850 – 1899 1900 – 1949 1950 – 1999 след 2000
  • C: Познат от праисторическо време.
  • S: Познат от праисторическо време, той е изолиран за първи път вероятно от Лавоазие.
  • Zn: преработван от ок. 1300 пр.н.е. в Китай.
  • Sb: антимон е ползван от народите в Месопотамия от ок. 4000 години.
  • Hg: познат от около 3000 години.
  • NpOg: Откривателите на трансурановите елементи са от изследователските групи на Обединения институт за ядрени изследвания в Дубна, на Националната лаборатория „Лорънс Бъркли“ в САЩ, на ЦЕРН в Женева и на Центъра за изучаване на тежки йони „Хелмхолц“ в Дармщат.

Вижте също[редактиране | редактиране на кода]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. ((ru)) В. М. Потапов, Г. Н. Хомченко „Химия“, М. 1982 (стр. 26).
  2. а б в г д е ж з и к л м н о п р с т Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Академично издателство „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978954-322-831-7. с. 32-57.
  3. Siegfried, R.. From elements to atoms a history of chemical composition. Philadelphia, Pennsylvania, Library of Congress Cataloging-in-Publication Data, 2002. ISBN 0-87169-924-9. с. 92.
  4. Ball, p. 100
  5. Horvitz, L.. Eureka!: Scientific Breakthroughs That Changed The World. New York, John Wiley, 2002. ISBN 978-0-471-23341-1. OCLC 50766822. с. 43.
  6. Aug. Kekulé. Über die s. g. gepaarten Verbindungen und die Theorie der mehratomigen Radicale. // Annalen der Chemie und Pharmacie 104 (2). 1857. DOI:10.1002/jlac.18571040202. с. 129 – 150.
  7. van Spronsen, J. W.. The periodic system of chemical elements. Amsterdam, Elsevier, 1969. ISBN 0-444-40776-6. с. 19.
  8. Alexandre-Emile Bélguier de Chancourtois (1820 – 1886). // Annales des Mines history page. Посетен на 18 септември 2014. (на френски)
  9. Venable, pp. 85 – 86; 97
  10. Scerri, E.. The periodic table: A very short introduction. Oxford, Oxford University Press, 2011. ISBN 978-0-19-958249-5.
  11. Kaji, M.. Discovery of the periodic law: Mendeleev and other researchers on element classification in the 1860s. // The periodic table: Into the 21st Century. Research Studies Press, 2004. ISBN 0-86380-292-3. с. 91 – 122 (95).
  12. Newlands, J. A. R.. On Relations Among the Equivalents. // Chemical News 10. 20 август 1864. с. 94 – 95.
  13. Newlands, J. A. R.. On the Law of Octaves. // Chemical News 12. 18 август 1865. с. 83.
  14. Bryson, B.. A Short History of Nearly Everything. Black Swan, 2004. ISBN 978-0-552-15174-0. с. 141 – 142.
  15. Scerri 2007, p. 306
  16. Brock, W. H. и др. The Atomic Debates: 'Memorable and Interesting Evenings in the Life of the Chemical Society'. // Isis 56 (1). The University of Chicago Press, 1965. DOI:10.1086/349922. с. 5 – 25.
  17. ((ru)) Семишин В. И. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. – М.: Химия, 1972
  18. ((ru)) Спицын В. И. Периодический закон Д. И. Менделеева с точки зрения современных представлений о веществе // Д. И. Менделеев. 150 лет со дня рождения. 1834 – 1984. – М.: Наука, 1986.
  19. Greenwood & Earnshaw, pp. 24 – 27
  20. Gray, p. 6
  21. ((en)) Седмият ред на Периодичната система най-накрая е попълнен. // The Guardian. 3 януари 2016. Посетен на 4 януари 2016.
  22. ((en)) IUPAC обявява имената на елементите 113, 115, 117, 118. // IUPAC. 30 ноември 2016.
  23. Scerri 2007, p. 24
  24. Messler, R. W.. The essence of materials for engineers. Sudbury, MA, Jones & Bartlett Publishers, 2010. ISBN 0-7637-7833-8. с. 32.
  25. Bagnall, K. W.. Recent advances in actinide and lanthanide chemistry. // Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. Т. 71. American Chemical Society, 1967. ISBN 0-8412-0072-6. DOI:10.1021/ba-1967-0071. с. 1 – 12.
  26. Day, M. C., Jr., Selbin, J.. Theoretical inorganic chemistry. 2nd. New York, Nostrand-Rienhold Book Corporation, 1969. ISBN 0-7637-7833-8. с. 103.
  27. Holman, J., Hill, G. C.. Chemistry in context. 5th. Walton-on-Thames, Nelson Thornes, 2000. ISBN 0-17-448276-0. с. 40.
  28. Leigh, G. J.. Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science, 1990. ISBN 0-632-02494-1.
  29. Fluck, E.. New Notations in the Periodic Table. // Pure Appl. Chem. 60 (3). IUPAC, 1988. DOI:10.1351/pac198860030431. с. 431 – 436. Посетен на 24 март 2012.
  30. Stoker, S. H.. General, organic, and biological chemistry. New York, Houghton Mifflin, 2007. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. с. 68.
  31. Mascetta, J.. Chemistry The Easy Way. 4th. New York, Hauppauge, 2003. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. с. 50.
  32. Kotz, J., Treichel, P., Townsend, John. Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2. 7th. Belmont, Thomson Brooks/Cole, 2009. ISBN 978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. с. 324.
  33. Jones, C.. d – and f-block chemistry. New York, J. Wiley & Sons, 2002. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. с. 2.
  34. G. Connelly, Neil, M. Hartshorn, Richard, Damhus, Ture. Номенклатура по неорганична химия. Препоръки на IUPAC за 2005. София, Академично издателство „Проф. Марин Дринов“, 2009. ISBN 978-954-322-330-5. с. 45.

Външни препратки[редактиране | редактиране на кода]