Періодична система Д. Менделєєва

Періодичний закон Д.І. Менделєєва та періодична система хімічних елементівмає велике значення у розвитку хімії. Зануримося у 1871 рік, коли професор хімії Д.І. Менделєєв, методом численних спроб і помилок, дійшов висновку, що «… властивості елементів, тому і властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичної залежності від їхньої атомної ваги». p align="justify"> Періодичність зміни властивостей елементів виникає внаслідок періодичного повторення електронної конфігурації зовнішнього електронного шару зі збільшенням заряду ядра.


Сучасне формулювання періодичного законутака:

«Властивості хімічних елементів (тобто властивості та форма утворених ними сполук) перебувають у періодичній залежності від заряду ядра атомів хімічних елементів».

Викладаючи хімію, Менделєєв розумів, що запам'ятовування індивідуальних властивостей кожного елемента викликає у студентів труднощі. Він почав шукати шляхи створення системного методу, щоб полегшити запам'ятовування властивостей елементів. В результаті з'явилась природна таблиця, пізніше вона стала називатися періодичної.

Наша сучасна таблиця дуже схожа на Менделєєвську. Розглянемо її докладніше.

таблиця Менделєєва

Періодична таблиця Менделєєва складається з 8 груп та 7 періодів.

Вертикальні стовпці таблиці називають групами . Елементи, всередині кожної групи, мають подібні хімічні та фізичні властивості. Це тим, що елементи однієї групи мають подібні електронні конфігурації зовнішнього шару, число електронів у якому дорівнює номеру групи. При цьому група поділяється на головні та побічні підгрупи.

У Головні підгрупивходять елементи, у яких валентні електрони розташовуються на зовнішніх ns- та np-підрівнях. У Побічні підгрупивходять елементи, у яких валентні електрони розташовуються на зовнішньому ns-підрівні та внутрішньому (n - 1) d-підрівні (або (n - 2) f-підрівні).

Всі елементи в періодичної таблиці , Залежно від того, на якому підрівні (s-, p-, d- або f-) знаходяться валентні електрони класифікуються на: s-елементи (елементи головної підгрупи I і II груп), p-елементи (елементи головних підгруп III - VII груп), d-елементи (елементи побічних підгруп), f-елементи (лантаноїди, актиноїди).

Найвища валентність елемента (за винятком O, F, елементів підгрупи міді та восьмої групи) дорівнює номеру групи, в якій він знаходиться.

Для елементів головних та побічних підгруп однаковими є формули вищих оксидів (та їх гідратів). У основних підгрупах склад водневих сполук є однаковими, для елементів, що у цій групі. Тверді гідриди утворюють елементи головних підгруп I - III груп, а IV - VII груп утворюють газоподібні водневі сполуки. Водневі сполуки типу ЕН 4 – нейтральні сполуки, ЕН 3 – основи, Н 2 Е та НЕ – кислоти.

Горизонтальні ряди таблиці називають періодами. Елементи в періодах відрізняються між собою, але загальне у них те, що останні електрони знаходяться на одному енергетичному рівні ( головне квантове числоn- однаково ).

Перший період відрізняється від інших тим, що там знаходяться лише 2 елементи: водень H та гелій He.

У другому періоді є 8 елементів (Li - Ne). Літій Li - лужний метал починає період, а замикає його благородний газ неон Ne.

У третьому періоді, як і у другому перебувають 8 елементів (Na - Ar). Починає період лужного металу натрій Na, а замикає його благородний газ аргон Ar.

У четвертому періоді перебувають 18 елементів (K - Kr) - Менделєєв його позначив як великий період. Починається він також із лужного металу Калій, а закінчується інертним газом криптон Kr. До складу великих періодів входять перехідні елементи (Sc - Zn) - d-елементи.

У п'ятому періоді, аналогічно четвертому, знаходяться 18 елементів (Rb - Xe) і структура його подібна з четвертим. Починається він також із лужного металу рубідій Rb, а закінчується інертним газом ксенон Xe. До складу великих періодів входять перехідні елементи (Y - Cd) - d-елементи.

Шостий період складається з 32 елементів (Cs – Rn). Крім 10 d-Елементів (La, Hf - Hg) в ньому знаходиться ряд з 14 f-елементів (лантаноїди) - Ce - Lu

Сьомий період не закінчено. Він починається з Франції Fr, можна припустити, що він буде містити, як і шостий період, 32 елементи, які вже знайдені (до елемента з Z = 118).

Інтерактивна таблиця Менделєєва

Якщо подивитися на періодичну таблицю Менделєєваі провести уявну межу, що починається біля бору і закінчується між полонієм і астатом, то всі метали будуть знаходитися зліва від межі, а неметали - праворуч. Елементи, що безпосередньо прилягають до цієї лінії будуть мати властивості як металів, так і неметалів. Їх називають металоїдами чи напівметалами. Це бір, кремній, германій, миш'як, сурма, телур та полоній.

Періодичний закон

Менделєєв дав таке формулювання Періодичного закону: «властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів, а тому і властивості утворених ними простих і складних тіл, стоять у періодичній залежності від їхньої атомної ваги».
Існує чотири основні періодичні закономірності:

Правило октетустверджує, що всі елементи прагнуть придбати або втратити електрон, щоб мати восьмиелектронну конфігурацію найближчого благородного газу. Т.к. зовнішні s- та p-орбіталі благородних газів повністю заповнені, то вони є найстабільнішими елементами.
Енергія іонізації– це кількість енергії, необхідне відриву електрона від атома. Згідно з правилом октету, при русі по періодичній таблиці зліва направо для відриву електрона потрібно більше енергії. Тому елементи з лівого боку таблиці прагнуть втратити електрон, з правого боку – його придбати. Найвища енергія іонізації у інертних газів. Енергія іонізації зменшується під час руху вниз групою, т.к. електрони низьких енергетичних рівнів мають здатність відштовхувати електрони з більш високих енергетичних рівнів. Це явище названо ефектом екранування. Завдяки цьому ефекту зовнішні електрони менш міцно пов'язані з ядром. Рухаючись у період енергія іонізації плавно збільшується зліва направо.


Спорідненість до електрона- Зміна енергії при придбанні додаткового електрона атомом речовини в газоподібному стані. При русі групою вниз спорідненість до електрону стає менш негативним внаслідок ефекту екранування.


Електронегативність— міра того, як сильно прагне притягати до себе електрони пов'язаного з ним іншого атома. Електронегативність збільшується при русі в періодичної таблицізліва направо та знизу вгору. При цьому слід пам'ятати, що благородні гази не мають електронегативності. Таким чином, самий електронегативний елемент - фтор.


На підставі цих понять, розглянемо як змінюються властивості атомів та їх сполук у таблиці Менделєєва.

Отже, у періодичній залежності перебувають такі властивості атома, які пов'язані з його електронною конфігурацією: атомний радіус, енергія іонізації, електронегативність.

Розглянемо зміну властивостей атомів та їх сполук залежно від положення періодичній системі хімічних елементів.

Неметалічність атома збільшуєтьсяпри русі в періодичній таблиці зліва направо та знизу вгору. У зв'язку з цим основні властивості оксидів зменшуються,а кислотні властивості збільшуються в тому ж порядку - при русі зліва направо та знизу вгору. При цьому кислотні властивості оксидів тим сильніші, чим більший ступінь окислення елемента, що утворює його.

По періоду зліва направо основні властивості гідроксидівслабшають, по головних підгрупах зверху вниз сила підстав збільшується. При цьому якщо метал може утворити кілька гідроксидів, то зі збільшенням ступеня окислення металу, основні властивостігідроксидів слабшають.

За періодом зліва направозбільшується сила кисневмісних кислот. При русі зверху вниз у межах однієї групи сила кисневмісних кислот зменшується. При цьому сила кислоти збільшується із збільшенням ступеня окислення утворює кислоту елемента.

За періодом зліва направозбільшується сила безкисневих кислот. Під час руху зверху вниз у межах однієї групи сила безкисневих кислот збільшується.

Категорії

Як користуватися таблицею Менделєєва?Для непосвяченої людини читати таблицю Менделєєва - все одно, що для гнома дивитися на давні руни ельфів. А таблиця Менделєєва, до речі, якщо їй правильно користуватися, може розповісти про світ дуже багато. Крім того, що співслужить Вам службу на іспиті, вона ще й просто незамінна при вирішенні величезної кількості хімічних та фізичних завдань. Але як її читати? На щастя, сьогодні цьому мистецтву може навчитися кожен. У цій статті розповімо, як зрозуміти таблицю Менделєєва.

p align="justify"> Періодична система хімічних елементів (таблиця Менделєєва) - це класифікація хімічних елементів, яка встановлює залежність різних властивостей елементів від заряду атомного ядра.

Історія створення Таблиці

Дмитро Іванович Менделєєв був не простим хіміком, якщо хтось так думає. Це був хімік, фізик, геолог, метролог, еколог, економіст, нафтовик, повітроплавець, приладобудівник та педагог. За своє життя вчений встиг провести фундаментально багато досліджень у різних галузях знань. Наприклад, поширена думка, що саме Менделєєв обчислив ідеальну міцність горілки – 40 градусів. Не знаємо, як Менделєєв ставився до горілки, але достеменно відомо, що його дисертація на тему «Міркування про з'єднання спирту з водою» не мала до горілки жодного відношення та розглядала концентрації спирту від 70 градусів. За всіх заслуг вченого, відкриття періодичного закону хімічних елементів – одного з фундаментальних законів природи, принесло йому найширшу популярність.

Існує легенда, згідно з якою періодична система приснилася вченому, після чого йому залишилося лише доопрацювати ідею, що з'явилася. Але, якби все було так просто. Ця версія про створення таблиці Менделєєва, мабуть, не більше ніж легенда. На питання про те, як було відкрито таблицю, сам Дмитро Іванович відповідав: « Я над нею, може, двадцять років думав, а ви думаєте: сидів і раптом… готово»

У середині ХІХ століття спроби впорядкувати відомі хімічні елементи (відомо було 63 елементи) паралельно робилися кількома вченими. Наприклад, у 1862 році Олександр Еміль Шанкуртуа розмістив елементи вздовж гвинтової лінії та відзначив циклічне повторення хімічних властивостей. Хімік та музикант Джон Олександр Ньюлендс запропонував свій варіант періодичної таблиці у 1866 році. Цікавий той факт, що в розташуванні елементів учений намагався виявити містичну музичну гармонію. Серед інших спроб була й спроба Менделєєва, яка мала успіх.

У 1869 року було опубліковано першу схему таблиці, а день 1 березня 1869 року вважається днем ​​відкриття періодичного закону. Суть відкриття Менделєєва у тому, що властивості елементів із зростанням атомної маси змінюються не монотонно, а періодично. Перший варіант таблиці містив всього 63 елементи, але Менделєєв зробив ряд дуже нестандартних рішень. Так, він здогадався залишати в таблиці місце для ще відкритих елементів, а також змінив атомні маси деяких елементів. Принципова правильність закону, виведеного Менделєєвим, підтвердилася дуже скоро, після відкриття галію, скандію та германію, існування яких було передбачено вченим.

Сучасний вигляд таблиці Менделєєва

Нижче наведемо саму таблицю

Сьогодні для впорядкування елементів замість атомної ваги (атомної маси) використовують поняття атомного числа (числа протонів в ядрі). У таблиці міститься 120 елементів, які розташовані зліва направо у порядку зростання атомного числа (числа протонів)

Стовпці таблиці є так звані групи, а рядки – періоди. У таблиці 18 груп та 8 періодів.

  • Металеві властивості елементів під час руху вздовж періоду зліва направо зменшуються, а зворотному напрямку – збільшуються.
  • Розміри атомів при переміщенні зліва направо вздовж періодів зменшуються.
  • При русі зверху вниз групою збільшуються відновлювальні металеві властивості.
  • Окисні та неметалічні властивості при русі вздовж періоду зліва направо збільшуютья.

Що ми дізнаємося про елемент таблиці? Наприклад, візьмемо третій елемент у таблиці – літій, і розглянемо докладно.

Насамперед ми бачимо сам символ елемента та його назву під ним. У лівому верхньому куті знаходиться атомний номер елемента, в порядку якого елемент розташований в таблиці. Атомний номер, як було зазначено, дорівнює числу протонів в ядрі. Число позитивних протонів, як правило, дорівнює числу негативних електронів в атомі (за винятком ізотопів).

Атомна маса вказана під атомним числом (у цьому варіанті таблиці). Якщо округлити атомну масу до найближчого цілого, ми отримаємо так зване масове число. Різниця масового числа та атомного числа дає кількість нейтронів у ядрі. Так, число нейтронів у ядрі гелію дорівнює двом, а у літію – чотирьом.

Ось і закінчився наш курс "Таблиця Менделєєва для чайників". На завершення, пропонуємо Вам переглянути тематичне відео, і сподіваємося, що питання про те, як користуватися періодичною таблицею Менделєєва, стало Вам більш зрозумілим. Нагадуємо, що вивчати новий предмет завжди ефективніше не одному, а за допомогою досвідченого наставника. Саме тому, ніколи не варто забувати про те, які з радістю поділяться з Вами своїми знаннями та досвідом.

Періодична система елементів.Д. І. Менделєєва, природна , що є табличним (або ін. графічним) виразом. Періодична система елементів розроблена Д. І. Менделєєвим у 1869–1871.

Історія періодичної системи елементів.Спроби систематизації робилися різними вченими в США, Англії, США з 30-х років 19 ст. Менделєєва – І. Деберейнер, Ж. Дюма, французький хімік А. Шанкуртуа, англ. хіміки У. Одлінг, Дж. Ньюлендс та інших. встановили існування груп елементів, подібних за хімічними властивостями, про «природних груп» (наприклад, «тріади» Деберейнера). Однак ці вчені не йшли далі за встановлення приватних закономірностей усередині груп. У 1864 Л. Мейєр на даних про запропонував таблицю, що показує співвідношення для кількох характерних груп елементів. Теоретичних повідомлень зі своєї таблиці Мейєр не зробив.

Прообразом наукової періодичної системи елементів стала таблиця «Досвід системи елементів, заснованої на їх і хімічній подібності», складена Менделєєвим 1 березня 1869 ( Рис. 1). Протягом наступних двох років автор удосконалював цю таблицю, ввів уявлення про групи, ряди та періоди елементів; зробив спробу оцінити ємність малих та великих періодів, що містять, на його думку, відповідно по 7 та 17 елементів. У 1870 він назвав свою систему природною, а 1871 - періодичною. Вже тоді структура періодичної системи елементів набула багато в чому сучасних обрисів ( Рис. 2).

Періодична система елементів відразу завоювала визнання як фундаментальне наукове узагальнення; становище істотно змінилося лише після відкриття Ga, Sc, Ge та встановлення двовалентності Be (він довгий час вважався тривалентним). Проте періодична система елементів багато в чому являла собою емпіричне узагальнення фактів, оскільки був незрозумілий фізичний зміст періодичного закону і не було пояснення причин періодичної зміни властивостей елементів залежно від зростання. Тому аж до фізичного обґрунтування періодичного закону та розробки теорії періодичної системи елементів багато фактів не вдавалося пояснити. Так, несподіваним стало відкриття наприкінці 19 ст. , які, здавалося, не знаходили місця у періодичній системі елементів; ця проблема була усунена завдяки включенню до періодичної системи елементів самостійної нульової групи (згодом VIIIa-підгрупи). Відкриття багатьох «радіоелементів» на початку 20 ст. призвело до суперечності між необхідністю їх розміщення у періодичній системі елементів та її структурою (для більш ніж 30 таких елементів було 7 «вакантних» місць у шостому та сьомому періодах). Ця суперечність була подолана в результаті відкриття. Нарешті, величина () як параметра, що визначає властивості елементів, поступово втрачала своє значення.

Одна з головних причин неможливості пояснення фізичного сенсу періодичного закону та періодичної системи елементів полягала у відсутності теорії будови (див. Атомна фізика). Тому найважливішою віхою по дорозі розвитку періодичної системи елементів стала планетарна модель , запропонована Еге. Резерфордом (1911). На її основі голландський вчений А. ван ден Брук висловив припущення (1913), що елемента в періодичній системі елементів (Z) чисельно дорівнює заряду ядра (в одиницях елементарного заряду). Це було експериментально підтверджено Г. Мозлі (1913-14, див. Мозлі закон). Так вдалося встановити, що періодичність зміни властивостей елементів залежить від , а чи не від . В результаті на науковій основі було визначено нижню межу періодичної системи елементів (як елемент з мінімальним Z = 1); точно оцінено число елементів між і; встановлено, що «прогалини» у періодичній системі елементів відповідають невідомим елементам із Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

Залишалося, однак, незрозумілим питання точному числі , і (що особливо важливо) були розкриті причини періодичного зміни властивостей елементів залежно від Z. Ці причини було знайдено під час подальшої розробки теорії періодичної системи елементів з урахуванням квантових поглядів на будову (див. далі). Фізичне обґрунтування періодичного закону та відкриття явища ізотонії дозволили науково визначити поняття «» («»). Періодична система, що додається (див. ілл.) містить сучасні значення елементів за вуглецевою шкалою відповідно до Міжнародної таблиці 1973. У квадратних дужках наведені найбільш довгоживучі. Замість найбільш стійких 99 Tc, 226 Ra, 231 Pa і 237 Np зазначені цих , прийняті (1969) Міжнародною комісією з .

Структура періодичної системи елементів. Сучасна (1975) періодична система елементів охоплює 106; з них усі трансуранові (Z = 93-106), а також елементи з Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) та 87 (Fr) отримані штучно. За історію періодичної системи елементів було запропоновано велику кількість (кілька сотень) варіантів її графічного зображення, переважно як таблиць; відомі зображення у вигляді різних геометричних фігур (просторових і площинних), аналітичних кривих (наприклад, ) і т.д. Найбільшого поширення набули три форми періодичної системи елементів: коротка, запропонована Менделєєвим ( Рис. 2) і що отримала загальне визнання (у сучасному вигляді вона дана на ілл.); довга ( Рис. 3); сходова ( Рис. 4). Довгу форму також розробляв Менделєєв, а в удосконаленому вигляді вона була запропонована в 1905 р. А. Вернером. Сходова форма запропонована англійським вченим Т. Бейлі (1882), датським вченим Ю. Томсеном (1895) та вдосконалена Н. (1921). Кожна з трьох форм має переваги та недоліки. Фундаментальним принципом побудови періодичної системи елементів є поділ всіх на групи та періоди. Кожна група у свою чергу поділяється на головну (а) та побічну (б) підгрупи. У кожній підгрупі містяться елементи, що мають подібні хімічні властивості. Елементи а- і б-підгруп у кожній групі, як правило, виявляють між собою певну хімічну схожість, головним чином у вищих, які, як правило, відповідають номеру групи. Періодом називається сукупність елементів, що починається і закінчується (особливий випадок – перший період); кожен період містить строго певну кількість елементів. Періодична система елементів складається з 8 груп та 7 періодів (сьомий поки не завершено).

Специфіка першого періоду в тому, що він містить лише 2 елементи: H і He. Місце H в системі неоднозначно: оскільки він виявляє властивості, загальні з і з , його поміщають або в Ia-, або (переважно) в VIIa-підгрупу. - перший представник VIIa-підгрупи (проте довгий час Не і всі об'єднували в самостійну нульову групу).

Другий період (Li – Ne) містить 8 елементів. Він починається Li, єдина якого дорівнює I. Потім йде Be - II. Металевий характер наступного елемента виражений слабо (III). С - типовий , може бути як позитивно, так і негативно чотиривалентним. Наступні N, O, F і Ne - , причому тільки у N найвища V відповідає номеру групи; лише в окремих випадках виявляє позитивну , а F відома VI. Завершує період Ne.

Третій період (Na - Ar) також містить 8 елементів, характер зміни властивостей яких багато в чому аналогічний тому, що спостерігається у другому періоді. Однак Mg, на відміну від Be, більш металевий, так само як Al у порівнянні з В, хоча Al властива . Si, Р, S, Cl, Ar – типові, але всі вони (крім Ar) виявляють вищі, рівні номеру групи. Таким чином, в обох періодах у міру збільшення Z спостерігається послаблення металевого та посилення неметалічного характеру елементів. Менделєєв називав елементи другого та третього періодів (малих, за його термінологією) типовими. Істотно, що вони належать до найпоширеніших у природі, а З, N і O є поряд з H основними елементами органічної матерії (органогенами). Усі елементи перших трьох періодів входять до підгруп а.

За сучасною термінологією (див. далі), елементи цих періодів відносяться до s-елементів (лужні та лужноземельні), що складають Ia- та IIa-підгрупи (виділені на кольоровій таблиці червоним кольором), і р-елементів (В - Ne, At - Ar), що входять до IIIa - VIIIa-підгрупи (їх символи виділені помаранчевим кольором). Для елементів малих періодів зі зростанням спочатку спостерігається зменшення, а потім, коли число у зовнішній оболонці вже значно зростає, їхнє взаємне відштовхування призводить до збільшення. Ще один максимум досягається на початку наступного періоду на лужному елементі. Приблизно така сама закономірність характерна для .

Четвертий період (K – Kr) містить 18 елементів (перший великий період, за Менделєєвим). Після K і лужноземельного Ca (s-елементи) слідує ряд із десяти так званих (Sc - Zn), або d-елементів (символи дано синім кольором), які входять до підгруп 6 відповідних груп періодичної системи елементів. Більшість (всі вони) виявляє вищі, рівні номеру групи. Виняток – тріада Fe – Co – Ni, де два останні елементи максимально позитивно тривалентні, а в певних умовах відомо у VI. Елементи, починаючи з Ga і закінчуючи Kr (р-елементи), належать до підгруп а, і характер зміни їх властивостей такий же, як і у відповідних інтервалах Z у елементів другого та третього періодів. Встановлено, що Kr здатний утворювати (переважно з F), але VIII йому невідома.

П'ятий період (Rb – Xe) ​​побудований аналогічно четвертому; в ньому також є вставка з 10 (Y – Cd), d-елементів. Специфічні особливості періоду: 1) у тріаді Ru - Rh - Pd тільки виявляє VIII; 2) всі елементи підгрупа виявляють вищі, рівні номеру групи, включаючи і Xe; 3) у I відзначаються слабкі металеві властивості. Таким чином, характер зміни властивостей зі збільшенням Z у елементів четвертого і п'ятого періодів більш складний, оскільки металеві властивості зберігаються у великому інтервалі .

Шостий період (Cs – Rn) включає 32 елементи. У ньому крім 10 d-елементів (La, Hf - Hg) міститься сукупність із 14 f-елементів, від Ce до Lu (символи чорного кольору). Елементи від La до Lu хімічно дуже схожі. У короткій формі періодичної системи елементів включаються La (оскільки їх переважає III) і записуються окремим рядком внизу таблиці. Цей прийом дещо незручний, оскільки 14 елементів виявляються ніби поза таблицею. Подібного недоліку позбавлені довга та сходова форми періодичної системи елементів, що добре відображають специфіку на тлі цілісної структури періодичної системи елементів. Особливості періоду: 1) у тріаді Os - Ir - Pt тільки виявляє VIII; 2) At має більш виражений (порівняно з 1) металевий характер; 3) Rn, мабуть (його мало вивчена), повинен бути найбільш реакційним з .

Сьомий період, що починається з Fr (Z = 87), також повинен містити 32 елементи, з яких поки що відомо 20 (до елемента з Z = 106). Fr і Ra - елементи відповідно Ia-і IIa-підгруп (s-елементи), Ac - аналог елементів IIIб-підгрупи (d-елемент). Наступні 14 елементів, f-елементи (з Z від 90 до 103) складають сімейство . У короткій формі періодичної системи елементів вони займають Ac і записуються окремим рядком внизу таблиці, подібно до , на відміну від яких характеризуються значним розмаїттям . У зв'язку з цим у хімічному відношенні ряди виявляють помітні відмінності. Вивчення хімічної природи елементів з Z = 104 та Z = 105 показало, що ці елементи є аналогами і відповідно, тобто d-елементами, і повинні розміщуватись у IVб- та Vб-підгрупах. Членами б-підгруп мають бути і наступні елементи до Z = 112, а далі (Z = 113-118) з'являться р-елементи (IIIa - VILLA-підгрупи).

Теорія періодичної системи елементів.В основі теорії періодичної системи елементів лежить уявлення про специфічні закономірності побудови електронних оболонок (шарів, рівнів) та підболочок (оболонок, підрівнів) у міру зростання Z (див. Атомна фізика). Це уявлення було розвинене в 1913-21 з урахуванням характеру зміни властивостей у періодичній системі елементів та результатів вивчення їх. виявив три суттєві особливості формування електронних конфігурацій: 1) заповнення електронних оболонок (крім оболонок, що відповідають значенням головного квантового числа n = 1 і 2) відбувається не монотонно до повної їх ємності, а переривається появою сукупностей, що належать до оболонок з великими значеннями n; 2) подібні типи електронних змін періодично повторюються; 3) межі періодів періодичної системи елементів (за винятком першого та другого) не збігаються з межами послідовних електронних оболонок.

В позначеннях, прийнятих в атомній фізиці, реальна схема формування електронних конфігурацій у міру зростання Z може бути в загальному вигляді записана так:

Вертикальними рисами розділені періоди періодичної системи елементів (їх номери позначені цифрами вгорі); жирним шрифтом виділено підболочки, якими завершується побудова оболонок з даним n. Під позначеннями підболілок проставлені значення головного (n) і орбітального (l) квантових чисел, що характеризують підболілки, що послідовно заповнюються. Відповідно до ємності кожної електронної оболонки дорівнює 2n 2 , а ємність кожної підболілки - 2(2l + 1). З наведеної вище схеми легко визначаються ємності послідовних періодів: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32... Кожен період починається елементом, в якого з'являється з новим значенням n. Таким чином, періоди можна характеризувати як сукупності елементів, що починаються елементом зі значенням n, що дорівнює номеру періоду, і l = 0 (ns 1 -елементи), і завершуються елементом з тим же n і l = 1 (np 6 -елементи); виняток - перший період, що містить лише ls-елементи. При цьому до а-підгруп належать елементи, для яких n дорівнює номеру періоду, а l = 0 або 1, тобто відбувається побудова електронної оболонки з даним n. До б-підгруп належать елементи, в яких відбувається добудова оболонок, що залишалися незавершеними (у даному випадку n менше за номер періоду, а l = 2 або 3). Перший - третій періоди періодичної системи елементів містять лише елементи а-підгруп.

Наведена реальна схема формування електронних конфігурацій не є бездоганною, оскільки в ряді випадків точні межі між послідовно заповнюються підболочками порушуються (наприклад, після заповнення в Cs і Ba 6s-подоболочки у з'являється не 4f-, а 5d-електрон, є 5d-електрон в Gd і т.д.). Крім того, спочатку реальна схема не могла бути виведена з будь-яких фундаментальних фізичних уявлень; такий висновок став можливим завдяки застосуванню до проблеми будови.

Типи конфігурацій зовнішніх електронних оболонок (на ілл.конфігурації вказані) визначають основні особливості хімічної поведінки елементів. Ці особливості є специфічними для елементів а-підгруп (s-і р-елементи), б-підгруп (d-елементи) та f-сімейств (і). Особливий випадок є елементами першого періоду (H і He). Висока хімічна атомарність пояснюється легкістю відщеплення єдиного ls-електрона, тоді як конфігурація (1s 2) є міцною, що обумовлює його хімічну інертність.

Оскільки у елементів а-підгруп відбувається заповнення зовнішніх електронних оболонок (з n, рівним номеру періоду), то властивості елементів помітно змінюються в міру зростання Z. Так, у другому періоді Li (конфігурація 2s 1) - хімічно активний , що легко втрачає валентний , a Be (2s 2) - також, але менш активний. Металевий характер наступного елемента B (2s 2 p) виражений слабко, проте наступні елементи другого періоду, у яких відбувається забудова 2р-подоболочки, є вже . Восьмиелектронна конфігурація зовнішньої електронної оболонки Ne (2s 2 p 6) є надзвичайно міцною, тому - . Аналогічний характер зміни властивостей спостерігається у елементів третього періоду та у s-і р-елементів усіх наступних періодів, проте ослаблення зв'язку зовнішніх з ядром в а-підгрупах зі зростанням Z певним чином позначається на їх властивостях. Так, у s-елементів відзначається помітне зростання хімічної, а у р-елементів - наростання металевих властивостей. У VIIIa-підгрупі послаблюється стійкість конфігурації ns 2 np 6 , внаслідок чого вже Kr (четвертий період) набуває здатності вступати в . Специфіка р-елементів 4-6 періодів пов'язана також з тим, що вони відокремлені від s-елементів сукупностями елементів, в яких відбувається забудова попередніх електронних оболонок.

У перехідних d-елементів б-підгруп добудовуються незавершені оболонки з n, на одиницю меншою за номери періоду. Конфігурація зовнішніх оболонок вони, зазвичай, ns 2 . Тому всі d-елементи є . Аналогічна структура зовнішньої оболонки d-елементів у кожному періоді призводить до того, що зміна властивостей d-елементів у міру зростання Z не є різким і чітка відмінність виявляється лише у вищих , в яких d-елементи виявляють певну схожість з р-елементами відповідних груп періодичної системи елементів. Специфіка елементів VIIIб-підгрупи пояснюється тим, що їх d-подоболочки близькі до завершення, тому ці елементи не схильні (за винятком Ru і Os) виявляти вищі . У елементів Iб-підгрупи (Cu, Ag, Au) d-подоболочка фактично виявляється завершеною, але недостатньо стабілізованою, ці елементи виявляють і вищі (до III у випадку Au).

Значення періодичної системи елементів. Періодична система елементів зіграла і продовжує грати величезну роль розвитку природознавства. Вона стала найважливішим досягненням атомно-молекулярного вчення, дозволила дати сучасне визначення поняття «» та уточнити поняття про та сполуки. Закономірності, розкриті періодичною системою елементів, істотно вплинули на розробку теорії будови, сприяли пояснення явища ізотонії. p align="justify"> З періодичною системою елементів пов'язана суворо наукова постановка проблеми прогнозування в , що проявилося як у передбачанні існування невідомих елементів та їх властивостей, так і в передбачанні нових особливостей хімічної поведінки вже відкритих елементів. Періодична система елементів - фундамент, насамперед неорганічної; вона суттєво допомагає вирішенню задач синтезу із заздалегідь заданими властивостями, розробці нових матеріалів, зокрема напівпровідникових, підбору специфічних для різних хімічних процесів тощо. Періодична система елементів - також наукова основа викладання.

Менделєєв Д. І., Періодичний закон. Основні статті, М., 1958; Кедров Би. М., Три аспекти атомістики. ч. 3. Закон Менделєєва, М., 1969; Рабінович Е., Тіло Е., Періодична система елементів. Історія та теорія, М.- Л., 1933; Карапетьянц М. Х., Дракін С. І., Будова, М., 1967; Астахов До. Ст, Сучасний стан періодичної системи Д. І. Менделєєва, М., 1969; Кедров Би. М., Трифонов Д. Н., Закон періодичності та . Відкриття та хронологія, М., 1969; Сто років періодичного закону. Збірник статей, М., 1969; Сто років періодичного закону. Доповіді на пленарних засіданнях, М., 1971; Spronsen J. W. van, periodic system of chemical elements. A history of the first hundred years, Amst.- L.- N. Y., 1969; Клечковський Ст М., Розподіл атомних і правило послідовного заповнення (n + l)-груп, М., 1968; Трифонов Д. Н., Про кількісну інтерпретацію періодичності, М., 1971; Некрасов Би. Ст, Основи, т. 1-2, 3 видавництва, М., 1973; Кедров Би. М., Трифонов Д. Н., Про сучасні проблеми періодичної системи, М., 1974.

Д. Н. Трифонов.


Рис. 1. Таблиця «Досвід системи елементів», заснованої на їхній і хімічній подібності, складена Д. І. Менделєєвим 1 березня 1869 року.



Рис. 3. Довга форма періодичної системи елементів (сучасний варіант).



Рис. 4. Сходова форма періодичної системи елементів (по Н., 1921).



Рис. 2. «Природна система елементів» Д. І. Менделєєва (коротка форма), опублікована у 2-й частині 1-го видання Основ у 1871.



Періодична система елементів Д. І. Менделєєва.

Елементи в періодичній системі розташовуються у послідовності зростання порядкових номерів Z від 1 до 110 . Порядковий номер елемента Z відповідає заряду ядра його атома, а також числу електронів, що рухаються в полі ядра.

Хімічні елементи структурою незбуджених атомів поділяються на природні сукупності, що відбито у періодичної системі як горизонтальних і вертикальних рядів – періодів і груп.

Період є послідовним рядом елементів, в атомах яких відбувається заповнення однакового числа енергетичних рівнів (електронних шарів). Номер періоду вказує на кількість електронних шарів атомів елементів.Періоди починаються s-елементами, в атомах яких на новому рівні з'являється перший s – електрон з новим значенням головного квантового числа n (водень та лужні метали), а закінчуються р – елементами, атомами благородних газів, що мають стійку електронну структуру зовнішнього рівня ns 2 np 6 (У першого періоду – s – елементом 2 He).

Відмінність у послідовності заповнення електронних шарів (зовнішніх та ближчих до ядра) пояснює причину різної довжини періодів. 1,2,3 періоди – малі, 4,5,6,7 – великі періоди. Малі періоди містять 2 та 8 елементів, великі періоди – 18 та 32 елементи, сьомий період залишається незавершеним, хоча конструктивно він побудований аналогічно шостому періоду.

Відповідно до максимальної кількості електронів на зовнішньому рівні незбуджених атомів елементи періодичної системи поділяються на вісім груп. . Групи елементів – це сукупність елементів із однаковою кількістю валентних електронів у атомі. Номер групи дорівнює числу валентних електронів.

Положення у групах s- та p- елементів визначається загальним числом електронів зовнішнього шару. Наприклад, фосфор (), що має на зовнішньому шарі п'ять електронів, відноситься до V групи, аргон () - кVIII, кальцій () - до II групи і т. д.

Положення у групах d – елементів обумовлюється загальним числом s – електронів зовнішнього і d – електронів переднього рівня. За цією ознакою перші шість елементів кожного сімейства d - елементів розташовуються в одній з відповідних груп: скандій в III, марганець в VII, залізо в VIII і т. д. Цинк, у якого зовнішній шар завершений і зовнішніми є електрони, відноситься до II групи. В атомах d - елементів, як правило, на зовнішньому рівні міститься по два електрони, за винятком Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. В останніх спостерігається енергетично вигідний «провал» одного електрона із зовнішнього рівня на d – підрівень переднього рівня, що відбувається при добудові цього підрівня до п'яти (половинна ємність) або десяти електронів (максимальна ємність), тобто до стану, коли всі орбіталі зайняті кожна одним електроном чи коли вони зайняті кожна парою електронів. В атомі паладію (Pd) відбувається «подвійний провал» електронів.

За наявності на зовнішньому шарі лише одного електрона (за рахунок «провалу» одного з s – електронів зовнішнього шару в зовнішній d – підшар) мідь (), а також срібло золото відносять до I групи. Кобальт і нікель, родій і паладій, іридій і платин разом з Fe, Ru, і Os зазвичай поміщають у VIII групу.

Відповідно до особливостей електронних структур сімейства 4f – (лантаноїди) та 5f – (актиноїди) елементів поміщають у III групу.

Групи поділяються на підгрупи: головні (підгрупи А) та побічні (підгрупи В). Підгрупи включають елементи з аналогічними електронними структурами (елементи - аналоги).s- і р – елементи становлять так звануголовнупідгрупу, або підгрупу А,d- Елементи -побічну,або підгрупу Ст.

Наприклад, IV група періодичної системи складається з наступних підгруп:

Елементи головної підгрупи (А)

Д. І. Менделєєв дійшов висновку, що їхні властивості мають бути обумовлені якимись фундаментальними загальними характеристиками. Такою фундаментальною характеристикою для хімічного елемента він вибрав атомну масу елемента і коротко сформулював періодичний закон (1869):

Властивості елементів, а також властивості простих і складних тіл, що утворюються ними, знаходяться в періодичній залежності від величин атомних ваг елементів.

Заслуга Менделєєва у тому, що він зрозумів проявлену залежність як об'єктивну закономірність природи, чого змогли зробити його попередники. Д. І. Менделєєв вважав, що в періодичній залежності від атомної маси знаходяться склад сполук, їх хімічні властивості, температури кипіння та плавлення, будова кристалів тощо. Глибоке розуміння суті періодичної залежності дало Менделєєву можливість зробити кілька важливих висновків та припущень.

Сучасна таблиця Менделєєва

По-перше, із відомих на той час 63 елементів Менделєєв змінив атомні маси майже у 20 елементів (Be, In, La, Y, Ce, Th, U). По-друге, він передбачив існування близько 20 нових елементів та залишив для них місце в періодичній системі. Три з них, а саме екабор, екаалюміній та екасилицій були описані досить докладно та з дивовижною точністю. Це тріумфально підтвердилося протягом наступних п'ятнадцяти років, коли було відкрито елементи Галій (екаалюміній), скандій (екабор) та Німеччин (екасилицій).

Періодичний закон одна із фундаментальних законів природи. Його впливом геть розвиток наукового світогляду можна порівняти лише із законом збереження маси та енергії чи квантової теорії. Ще за часів Д. І. Менделєєва періодичний закон став основою хімії. Подальші відкриття будови та явища ізотопії показали, що головною кількісною характеристикою елемента є атомна маса, а заряд ядра(Z). У 1913 р. Мозлі та Резерфорд запровадили поняття «порядковий номер елемента», пронумерували в періодичній системі всі символи і показали, що в основу класифікації елементів є порядковий номер елемента, що дорівнює заряду ядер їх атомів.

Це твердження відоме зараз як закон Мозлі.

Тому сучасне визначення періодичного закону формулюється так:

Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від значення заряду атомних ядер (або від порядкового номера елемента в періодичній системі).

Електронні структури атомів елементів наочно показують, що з зростанні заряду ядра відбувається закономірне періодичне повторення електронних структур, отже, і повторення властивостей елементів. Це відбивається у періодичної системі елементів, на яку запропоновано кілька сотень варіантів. Найчастіше використовують дві форми таблиць — скорочену і розгорнуту, — що містять всі відомі елементи і мають вільні місця поки що не відкритих.

Кожен елемент займає в періодичній таблиці певну комірку, в якій зазначено символ і назву елемента, його порядковий номер, відносну атомну масу, а для радіоактивних елементів квадратних дужках наведено масове число найбільш стабільного або доступного ізотопу. У сучасних таблицях часто наводяться деякі інші довідкові відомості: щільність, температури кипіння і плавлення простих речовин тощо.

Періоди

Основними структурними одиницями періодичної системи є періоди та групи - природні сукупності, на які діляться хімічні елементи за електронними структурами.

Період — горизонтальний послідовний ряд елементів, в атомах яких електрони заповнюють однакову кількість енергетичних рівнів.

Номер періоду збігається із номером зовнішнього квантового рівня. Наприклад, елемент кальцій (4s2) знаходиться в четвертому періоді, тобто його атом має чотири енергетичні рівні, а валентні електрони знаходяться на зовнішньому, четвертому рівні. Різниця в послідовності заповнення як зовнішніх, так і ближчих до ядра електронних шарів пояснює причину різної довжини періодів.

У атомів s- та р-елементів йде забудова зовнішнього рівня, у d-елементів – другого зовні, а у f-елементів – третього зовні енергетичного рівня.

Тому відмінність у властивостях найвиразніше проявляється у сусідніх s- або р-елементах. У d-і особливо f-елементах одного й того ж періоду різниця у властивостях менша.

Як уже згадувалося, за ознакою номера енергетичного підрівня, що забудовується електронами, елементи об'єднуються в електронні сім'ї. Наприклад, у IV-VI періодах знаходяться сім'ї, які містять по десять d-елементів: 3d-родина (Sc-Zn), 4d-сім'я (Y-Cd), 5d-сім'я (La, Hf-Hg). У шостому та сьомому періодах по чотирнадцять елементів складають f-сім'ї: 4f-сім'ю (Се-Lu), яка зветься лантаноїдною, та 5f-сім'ю (Th-Lr) - актиноїдну. Ці сім'ї розміщують під періодичною таблицею.

Перші три періоди називаються малими або типовими періодами, оскільки властивості елементів цих періодів є основою для розподілу всіх інших елементів на вісім груп. Решта всіх періодів, включаючи і сьомий, незавершений, називаються великими періодами.

Усі періоди, крім першого, починаються з лужних (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) і закінчуються, крім сьомого, незавершеного, інертними елементами (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Лужні метали мають ту саму зовнішню електронну конфігурацію n s 1 , де n- Номер періоду. Інертні елементи, крім гелію (1s 2), мають однакову будову зовнішнього електронного шару: n s 2 n p 6 тобто електронними аналогами.

Розглянута закономірність дає можливість дійти висновку:

p align="justify"> Періодичне повторення однакових електронних конфігурацій зовнішнього електронного шару є причиною подібності фізичних і хімічних властивостей у елементів-аналогів, так як саме зовнішні електрони атомів в основному визначають їх властивості.

У малих типових періодах із збільшенням порядкового номера спостерігається поступове зменшення металевих та зростання неметалічних властивостей, оскільки збільшується кількість валентних електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Наприклад, атоми всіх елементів третього періоду мають три електронних шари. Будова двох внутрішніх шарів однакова всім елементів третього періоду (1s 2 2s 2 2p 6), а будова зовнішнього, третього, шару різна. При переході від кожного попереднього елемента до кожного наступного заряду ядра атома зростає на одиницю і відповідно збільшується кількість зовнішніх електронів. В результаті їх тяжіння до ядра посилюється, а радіус атома зменшується. Це призводить до ослаблення металевих властивостей та зростання неметалічних.

Третій період починається дуже активним металом натрієм (11 Na - 3s 1), за яким слідує дещо менш активний магній (12 Mg - 3s 2). Обидва ці метали відносяться до 3s-родини. Перший р-елемент третього періоду алюміній (13 Al - 3s 2 3p 1), металева активність якого менше, ніж у магнію, має амфотерні властивості, тобто в хімічних реакціях може поводитися і як неметал. Далі слідують неметали кремній (14 Si - 3s 2 3p 2), фосфор (15 P - 3s 2 3p 3), сірка (16 S - 3s 2 3p 4), хлор (17 Cl - 3s 2 3p 5). Їхні неметалеві властивості посилюються від Si до Cl, який є активним неметалом. Період закінчується інертним елементом аргоном (18 Ar - 3s 2 3p 6).

У межах періоду властивості елементів змінюються поступово, а при переході від попереднього періоду до наступного спостерігається різка зміна властивостей, оскільки починається забудова нового енергетичного рівня.

Поступовість зміни властивостей характерна не тільки для простих речовин, але і для складних сполук, як це наведено в таблиці 1.

Таблиця 1 — Деякі властивості елементів третього періоду та їх з'єднань

Електронна сім'я s-елементи р-елементи
Символ елемента Na Mg Al Si P S Cl Ar
Заряд ядра атома +11 +12 +13 +14 +15 +16 +17 +18
Зовнішня електронна конфігурація 3s 1 3s 2 3s 2 3p 1 3s 2 3p 2 3s 2 3p 3 3s 2 3p 4 3s 2 3p 5 3s 2 3p 6
Атомний радіус, нм 0,189 0,160 0,143 0,118 0,110 0,102 0,099 0,054
Максимальна валентність I II III IV V VI VII —
Вищі оксиди та їх властивості Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7 —
Основні властивості Амфотерні властивості Кислотні властивості —
Гідрати оксидів (основи чи кислоти) NaOH Mg (OH) 2 Al (OH) 3 H 2 SiO 3 H 3 PO 4 H 2 SO 4 HСlO 4 —
підстава Слабка основа Амфотерний гідроксид Слабка кислота Кислота середньої сили Сильна кислота Сильна кислота —
З'єднання з воднем NaH MgH 2 AlH 3 SiH 4 PH 3 H 2 S HCl —
Тверді солеподібні речовини Газоподібні речовини —

У великих періодах металеві властивості послаблюються повільніше. Це пов'язано з тим, що, починаючи з четвертого періоду, з'являються десять перехідних d-елементів, в яких забудовується не зовнішній, а другий зовні d-підрівень, а на зовнішньому шарі d-елементів знаходяться один або два s-електрони, які визначають до певної міри властивості цих елементів. Таким чином, для d-елементів закономірність дещо ускладнюється. Наприклад, у п'ятому періоді металеві властивості поступово зменшуються від лужного Rb, досягають мінімальної сили у металів сім'ї платини (Ru, Rh, Pd).

Однак після неактивного Ag срібла розміщується кадмій Cd, у якого спостерігається стрибкоподібне зростання металевих властивостей. Далі зі зростанням порядкового номера елемента з'являються і поступово посилюються неметалеві властивості аж до типового йоду. Закінчується цей період, як і попередні, інертним газом. p align="justify"> Періодична зміна властивостей елементів усередині великих періодів дозволяє розділити їх на два ряди, в яких друга частина періоду повторює першу.

Групи

Вертикальні стовпчики елементів у періодичній таблиці - групи складаються з підгруп: головної та побічної, вони іноді позначаються буквами А та Б відповідно.

До складу основних підгруп входять s-і р-елементи, а до складу побічних - d-і f-елементи великих періодів.

Головна підгрупа - це сукупність елементів, яка розміщується в періодичній таблиці вертикально та має однакову конфігурацію зовнішнього електронного шару в атомах.

Як випливає з наведеного визначення, положення елемента в головній підгрупі визначається загальною кількістю електронів (s-і р-) зовнішнього енергетичного рівня, що дорівнює номеру групи. Наприклад, сірка (S - 3s 2 3p 4 ), в атомі якого на зовнішньому рівні міститься шість електронів, відноситься до головної підгрупи шостої групи, аргон (Ar - 3s 2 3p 6 ) - до головної підгрупи восьмої групи, а стронцій (Sr - 5s 2 ) - до ІІА-підгрупи.

Елементи однієї підгрупи характеризуються подібністю до хімічних властивостей. Як приклад розглянемо елементи ІА та VІІА підгруп (табл.2). Зі зростанням заряду ядра збільшується кількість електронних шарів та радіус атома, але кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається постійною: для лужних металів (підгрупа ІА) – один, а для галогенів (підгрупа VIIА) – сім. Оскільки саме зовнішні електрони найбільше впливають на хімічні властивості, то зрозуміло, що кожна з розглянутих груп елементів-аналогів має подібні властивості.

Але в межах однієї підгрупи поряд з подібністю властивостей спостерігається їхня деяка зміна. Так, елементи підгрупи ІА усі, крім Н, — активні метали. Але зі зростанням радіусу атома і кількості електронних шарів, що екранують вплив ядра на валентні електрони, металеві властивості посилюються. Тому Fr активніший метал, ніж Сs, a Cs - більш активний, ніж R і т.д. А в підгрупі VIIA з тієї ж причини послаблюються неметалеві властивості елементів у разі зростання порядкового номера. Тому F - активніший неметал порівняно з Cl, a Cl - більш активний неметал порівняно з Br і т.д.

Таблиця 2 — Деякі характеристики елементів ІА та VІІА-підгруп

період Підгрупа IA Підгрупа VIIA
Символ елемента Заряд ядра Радіус атома, нм Символ елемента Заряд ядра Радіус атома, нм Зовнішня електронна конфігурація
II Li +3 0,155 2 s 1 F +9 0,064 2 s 2 2 p 5
III Na +11 0,189 3 s 1 Cl +17 0,099 3 s 2 3 p 5
IV K +19 0,236 4 s 1 Br 35 0,114 4 s 2 4 p 5
V Rb +37 0,248 5 s 1 I +53 0,133 5 s 2 5 p 5
VI Cs 55 0,268 6 s 1 At 85 0,140 6 s 2 6 p 5
VII Fr +87 0,280 7 s 1 — — — —

Побічна підгрупа - це сукупність елементів, що розміщуються в періодичній таблиці вертикально і мають однакову кількість валентних електронів за рахунок забудови зовнішнього s-і другого зовні d-енергетичних підрівнів.

Усі елементи побічних підгруп відносяться до d-родини. Ці елементи іноді називають перехідними металами. У побічних підгрупах властивості змінюються повільніше, оскільки в атомах d-елементів електрони забудовують другий ззовні енергетичний рівень, а на зовнішньому рівні знаходяться лише один або два електрони.

Положення перших п'яти d-елементів (підгрупи IIIБ-VIIБ) кожного періоду можна визначити за допомогою суми зовнішніх s-електронів та d-електронів другого зовні рівня. Наприклад, з електронної формули скандію (Sc - 4s 2 3d 1 ) видно, що він розміщується в побічній підгрупі (оскільки є d-елементом) третьої групи (оскільки сума валентних електронів дорівнює трьом), а марганець (Mn - 4s 2 3d 5 ) розміщується у побічній підгрупі сьомої групи.

Положення останніх двох елементів кожного періоду (підгрупи ІБ та ІІБ) можна визначити за кількістю електронів на зовнішньому рівні, оскільки в атомах цих елементів попередній рівень повністю завершений. Наприклад, Ag (5s 1 5d 10) розміщується в побічній підгрупі першої групи, Zn (4s 2 3d 10) - у побічній підгрупі другої групи.

Тріади Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd та Os-Ir-Pt розміщені в побічній підгрупі восьмої групи. Ці тріади утворюють дві родини: заліза та платиноїдів. Крім зазначених сімей окремо виділяють сім'ю лантаноїдів (чотирнадцять 4f-елементів) та сім'ю актиноїдів (чотирнадцять 5f-елементів). Ці сім'ї належать до побічної підгрупи третьої групи.

Зростання металевих властивостей елементів у підгрупах зверху донизу, а також зменшення цих властивостей у межах одного періоду зліва направо зумовлюють появу у періодичній системі діагональної закономірності. Так, Be дуже схожий на Al, B – на Si, Ti – на Nb. Це яскраво проявляється у тому, що у природі ці елементи утворюють подібні мінерали. Наприклад, у природі Ті завжди буває з Nb, утворюючи мінерали – титаноніобати.