Tabela periodike e elementeve kimike. Video mësimi "Frekuenca në ndryshimin e vetive të elementeve

Periodiciteti është përsëritshmëria e vetive kimike dhe disa vetive fizike të substanca të thjeshta dhe lidhjet e tyre gjatë ndryshimit të numrit serik të elementeve. Ajo shoqërohet, para së gjithash, me përsëritshmërinë e strukturës elektronike të atomeve ndërsa rritet numri atomik (dhe, rrjedhimisht, ngarkesa e bërthamës dhe numri i elektroneve në atom).

Periodiciteti kimik manifestohet në analogjinë e sjelljes kimike dhe uniformitetin e reaksioneve kimike. Në këtë rast, numri i elektroneve të valencës, gjendjet karakteristike të oksidimit dhe formulat e komponimeve mund të jenë të ndryshme. Jo vetëm tipare të ngjashme përsëriten periodikisht, por edhe ndryshime të rëndësishme në vetitë kimike të elementeve ndërsa numri i tyre atomik rritet.

Disa karakteristikat fiziko-kimike atomet (potenciali i jonizimit, rrezja atomike), substancat e thjeshta dhe komplekse mund të paraqiten jo vetëm në mënyrë cilësore, por edhe sasiore në formën e varësisë nga numri atomik i elementit, dhe për to shfaqen periodikisht maksimumi dhe minimumi i përcaktuar qartë.

Periodiciteti vertikal

Periodiciteti vertikal konsiston në përsëritshmërinë e vetive të substancave dhe komponimeve të thjeshta në kolonat vertikale të Tabelës Periodike. Ky është lloji kryesor i periodicitetit, sipas të cilit të gjithë elementët kombinohen në grupe. Elementet e të njëjtit grup kanë të njëjtat konfigurime elektronike. Kimia e elementeve dhe komponimeve të tyre zakonisht konsiderohet në bazë të këtij lloji periodiciteti.

Në disa vërehet edhe periodiciteti vertikal vetitë fizike atomet, për shembull, në energjitë e jonizimit E i(kJ/mol):

Frekuenca horizontale

Periodiciteti horizontal konsiston në shfaqjen e vlerave maksimale dhe minimale të vetive të substancave dhe përbërjeve të thjeshta brenda çdo periudhe. Është veçanërisht e dukshme për elementët e grupit VIIB dhe lantanidet (për shembull, lantanidet me numra atomik çift janë më të zakonshëm se ato me tek).

Vetitë fizike si energjia e jonizimit dhe afiniteti i elektroneve gjithashtu shfaqin periodicitet horizontal të shoqëruar me një ndryshim periodik në numrin e elektroneve në nënnivelet e fundit të energjisë:

Periodiciteti diagonal

Periodiciteti diagonal është përsëritshmëria e vetive të substancave dhe komponimeve të thjeshta përgjatë diagonaleve të Tabelës Periodike. Ajo shoqërohet me një rritje të vetive jometalike në periudha nga e majta në të djathtë dhe në grupe nga poshtë lart. Prandaj, litiumi është i ngjashëm me magnezin, beriliumi është i ngjashëm me aluminin, bori është i ngjashëm me silicin dhe karboni është i ngjashëm me fosforin. Kështu, litiumi dhe magnezi formojnë shumë komponime alkil dhe aril, të cilat shpesh përdoren në kimi organike. Beriliumi dhe alumini kanë potenciale të ngjashme redoks. Bori dhe silikoni formojnë hidride molekulare të paqëndrueshme, shumë reaktive.

Periodiciteti diagonal nuk duhet kuptuar si ngjashmëri absolute e vetive atomike, molekulare, termodinamike dhe të tjera. Kjo do të thotë, në përbërjet e tyre, atomi i litiumit ka një gjendje oksidimi (+I), dhe atomi i magnezit ka një gjendje oksidimi (+II). Sidoqoftë, vetitë e joneve Li + dhe Mg 2+ janë shumë të ngjashme, duke u manifestuar, veçanërisht, në tretshmërinë e ulët të karbonateve dhe ortofosfateve.

Si rezultat i kombinimit të periodicitetit vertikal, horizontal dhe diagonal, shfaqet e ashtuquajtura periodicitet yjor. Kështu, vetitë e germaniumit ngjajnë me vetitë e galiumit, silikonit, arsenikut dhe kallajit përreth. Bazuar në "yje gjeokimikë" të tillë, mund të parashikohet prania e një elementi në minerale dhe xehe.

Periodiciteti dytësor

Shumë veti të elementeve në grupe ndryshojnë jo në mënyrë monotone, por periodike, veçanërisht për elementët e grupeve IIIA-VIIA. Ky fenomen quhet periodicitet sekondar. Kështu, germani në vetitë e tij është më i ngjashëm me karbonin sesa me silicin. Dihet se silani reagon me jonet hidroksid në tretësirë ​​ujore me çlirimin e hidrogjenit, dhe metani dhe germaniumi nuk reagojnë as me një tepricë të joneve hidroksid.

Anomali të ngjashme në sjelljen kimike të elementeve vërehen në grupe të tjera. Për shembull, elementët e periudhës së 4-të të vendosur në grupet VA-VIIA (As, Se, Br) karakterizohen nga stabiliteti i ulët i përbërjeve në gjendjen më të lartë të oksidimit. Ndërsa pentafluoridet, pentakloridet dhe pentaiodidet njihen për fosforin dhe antimonin, në rastin e arsenikut deri më tani është marrë vetëm pentafluoride. Heksafluoridi i selenit është më pak i qëndrueshëm se fluoridet përkatëse të squfurit dhe telurit. Në grupin e halogjenëve, klori (VII) dhe jodi (VII) formojnë anione të qëndrueshme ndaj oksigjenit, ndërsa joni perbromat, i sintetizuar vetëm në vitin 1968, është një agjent oksidues shumë i fortë.

Periodiciteti sekondar shoqërohet, në veçanti, me inertitetin relativ të valencës s-elektrone për shkak të të ashtuquajturit "depërtim në bërthamë", pasi rritja e densitetit të elektroneve pranë bërthamës për të njëjtin numër kuantik kryesor zvogëlohet në sekuencë ns > n.p. > nd > nf.

Prandaj, elementet që në tabelën periodike shfaqen menjëherë pas elementeve me të parën e mbushur fq-, d- ose f-nënnivel, karakterizohen nga një rënie e qëndrueshmërisë së përbërjeve të tyre në gjendjen më të lartë të oksidimit. Këto janë natriumi dhe magnezi (vijnë pas elementeve me nënnivel p të mbushur për herë të parë), R-elementet e periudhës së 4-të nga galiumi në kripton (mbushur d-nënnivel), si dhe elemente post-lantanide nga hafniumi në radon.

Ndryshimi periodik i rrezeve atomike

Sipas koncepteve të mekanikës kuantike, atomet nuk kanë kufij të qartë, por probabiliteti për të gjetur një elektron të lidhur me një bërthamë të caktuar në një distancë të caktuar nga kjo bërthamë zvogëlohet shpejt me rritjen e distancës. Prandaj, një rreze e caktuar i caktohet atomit, duke besuar se pjesa më e madhe e densitetit të elektronit (më shumë se 90%) përmbahet në sferën e kësaj rreze.

Rrezet e atomeve të elementeve varen periodikisht nga numri i tyre atomik.

Në periudha, ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet, rrezet e atomeve, në përgjithësi, zvogëlohen, gjë që shoqërohet me një rritje të tërheqjes së elektroneve të jashtme në bërthamë. Rënia më e madhe e rrezeve atomike vërehet për elementë me periudha të vogla. Në grupet e elementeve, rrezet e atomeve zakonisht rriten me rritjen e numrit të shtresave elektronike. Kështu, në ndryshimin e rrezeve atomike të elementeve mund të shihet tipe te ndryshme periodiciteti: vertikal, horizontal dhe diagonal.

Përmasat e vogla të atomeve të elementeve të periudhës së dytë çojnë në stabilitetin e lidhjeve të shumta të formuara me mbivendosje shtesë. R-orbitalet e orientuara pingul me boshtin ndërbërthamor. Kështu, dioksidi i karbonit është një monomer i gaztë, molekula e të cilit përmban dy lidhje të dyfishta, dhe dioksidi i silikonit është një polimer kristalor me lidhje Si–O. Në temperaturën e dhomës, azoti ekziston në formën e molekulave të qëndrueshme N2 në të cilat atomet e azotit janë të lidhur me një lidhje të fortë trefishe. Fosfori i bardhë përbëhet nga molekula P4, ndërsa fosfori i zi është një polimer.

Me sa duket, për elementët e periudhës së tretë, formimi i disa lidhjeve të vetme është më i favorshëm se formimi i një lidhjeje të shumëfishtë. Për shkak të mbivendosjes shtesë R-orbitalet për karbonin dhe azotin karakterizohen nga anionet CO 3 2− dhe NO 3− (formë trekëndëshi), ndërsa për silikonin dhe fosforin anionet tetraedrale SiO 4 4− dhe PO 4 3− janë më të qëndrueshme.

Kuptimi i ligjit periodik

Ligji periodik luajti një rol të madh në zhvillimin e kimisë dhe shkencave të tjera natyrore. Lidhja e ndërsjellë ndërmjet të gjithë elementeve, fizike dhe e tyre vetitë kimike. Kjo e paraqiti shkencën natyrore me një problem shkencor dhe filozofik me rëndësi të jashtëzakonshme: kjo lidhje e ndërsjellë duhet shpjeguar. Pas zbulimit të Ligjit Periodik, u bë e qartë se atomet e të gjithë elementëve duhet të ndërtohen sipas një parim të vetëm, dhe struktura e tyre duhet të pasqyrojë periodicitetin e vetive të elementeve. Kështu, ligji periodik u bë një lidhje e rëndësishme në evolucionin e shkencës atomike-molekulare, duke pasur një ndikim të rëndësishëm në zhvillimin e teorisë së strukturës atomike. Ai gjithashtu kontribuoi në formulimin koncept modern"element kimik" dhe ide sqaruese për substancat e thjeshta dhe komplekse.

Duke përdorur ligjin periodik, D.I. Mendeleev u bë studiuesi i parë që arriti të zgjidhë problemet e parashikimit në kimi. Kjo u bë e dukshme vetëm pak vite pas krijimit të Tabelës Periodike të Elementeve, kur u zbuluan elementë të rinj kimikë të parashikuar nga Mendeleev. Ligji periodik ndihmoi gjithashtu në sqarimin e shumë veçorive të sjelljes kimike të elementeve tashmë të zbuluar. Përparimet në fizikën atomike, duke përfshirë energjinë bërthamore dhe sintezën e elementeve artificiale, u bënë të mundura vetëm falë Ligjit Periodik. Nga ana tjetër, ata zgjeruan dhe thelluan thelbin e ligjit të Mendelejevit dhe zgjeruan kufijtë e Tabelës Periodike të Elementeve.

Ligji periodik është një ligj universal. Është një nga ato të zakonshmet ligjet shkencore, të cilat në fakt ekzistojnë në natyrë dhe për këtë arsye, në procesin e evolucionit të njohurive tona, nuk do ta humbasin kurrë rëndësinë e tyre. Është vërtetuar se periodiciteti i nënshtrohet jo vetëm strukturë elektronike atomi, por edhe struktura e imët e bërthamave atomike, që tregon natyrën periodike të vetive në botën e grimcave elementare.

Me kalimin e kohës, roli i Ligjit Periodik nuk zvogëlohet. Ai u bë baza më e rëndësishme kimia inorganike. Përdoret, për shembull, në sintezën e substancave me veti të paracaktuara, në krijimin e materialeve të reja dhe në zgjedhjen e katalizatorëve efektivë.

Rëndësia e Ligjit Periodik në mësimin e kimisë së përgjithshme dhe inorganike është e paçmuar. Zbulimi i tij u shoqërua me krijimin e një libri shkollor të kimisë, kur Mendeleev u përpoq të paraqiste qartë informacionin për 63 elementët kimikë të njohur në atë kohë. Tani numri i elementeve është pothuajse dyfishuar, dhe Ligji Periodik bën të mundur identifikimin e ngjashmërive dhe modeleve në vetitë e të ndryshme elementet kimike duke përdorur pozicionin e tyre në Tabelën Periodike.

Të dhënat mbi strukturën e bërthamës dhe shpërndarjen e elektroneve në atome bëjnë të mundur marrjen në konsideratë të ligjit periodik dhe sistemit periodik të elementeve nga pozicionet themelore fizike. Në bazë ide moderne Ligji periodik është formuluar si më poshtë:

Vetitë e substancave të thjeshta, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga madhësia e ngarkesës së bërthamës atomike (numri rendor).

Tabela periodike D.I. Mendelejevi

Aktualisht, njihen më shumë se 500 variante të paraqitjes së tabelës periodike: këto janë forma të ndryshme të transmetimit të ligjit periodik.

Versioni i parë i sistemit të elementeve të propozuar nga D.I Mendeleev më 1 mars 1869 ishte i ashtuquajturi version i formës së gjatë. Në këtë version, periudhat ishin të vendosura në një rresht.

Në sistemin periodik ka 7 periudha horizontalisht, nga të cilat tre të parat quhen të vogla, dhe pjesa tjetër - e madhe. Periudha e parë përmban 2 elementë, e dyta dhe e treta - 8 secila, e katërta dhe e pesta - 18, e gjashta - 32, e shtata (jo e plotë) - 21 elemente. Çdo periudhë, me përjashtim të së parës, fillon me një metal alkali dhe përfundon me një gaz fisnik (periudha e 7-të është e papërfunduar).

Të gjithë elementët e tabelës periodike numërohen në rendin në të cilin pasojnë njëri-tjetrin. Numrat e elementeve quhen numra atomik ose numra atomik.

Sistemi ka 10 rreshta. Çdo periudhë e vogël përbëhet nga një rresht, çdo periudhë e madhe përbëhet nga dy rreshta: çift (i sipërm) dhe tek (i poshtëm). Në rreshtat çift të periudhave të mëdha (e katërta, e gjashta, e teta dhe e dhjeta) ka vetëm metale, dhe vetitë e elementeve në rresht ndryshojnë pak nga e majta në të djathtë. Në rreshtat tek të periudhave të mëdha (e pesta, e shtata dhe e nënta), vetitë e elementeve në rresht ndryshojnë nga e majta në të djathtë, si elementë tipikë.

Karakteristika kryesore me të cilën elementet e periudhave të gjata ndahen në dy seri është gjendja e tyre e oksidimit. Vlerat e tyre identike përsëriten dy herë në periudhën me një rritje të masave atomike të elementeve. Për shembull, në periudhën e katërt, gjendjet e oksidimit të elementeve nga K në Mn ndryshojnë nga +1 në +7, e ndjekur nga treshja e Fe, Co, Ni (këto janë elementë të serisë çift), pas së cilës e njëjta rritje në gjendje oksidimi vërehet për elementët nga Cu në Br ( Këto janë elementet e rreshtit tek). Të njëjtën gjë e shohim edhe në periudhat e mëdha të mbetura, duke përjashtuar të shtatën, e cila përbëhet nga një rresht (çift). Format e kombinimeve të elementeve përsëriten gjithashtu dy herë në periudha të mëdha.

Në periudhën e gjashtë, pas lantanit, ekzistojnë 14 elementë me numra serialë 58-71, të quajtur lantanide (fjala "lantanide" do të thotë si lantanium, dhe "aktinodë" do të thotë "si aktinium" Ata quhen ndonjëherë lantanide dhe aktinide). që nënkupton lantanin e mëposhtëm, lantanidet e mëposhtme janë vendosur veçmas në fund të tabelës, dhe në kuti një yll tregon sekuencën e vendndodhjes së tyre në sistem: La-Lu Vetitë kimike të lantanideve janë shumë të ngjashme. Për shembull, ato janë të gjitha metale reaktive, që reagojnë me ujë për të formuar hidroksid dhe hidrogjen.

Në periudhën e shtatë, 14 elementë me numra serialë 90-103 përbëjnë familjen e aktinideve. Ato gjithashtu vendosen veçmas - nën lantanide, dhe në qelizën përkatëse dy yje tregojnë sekuencën e vendndodhjes së tyre në sistem: Ac-Lr. Megjithatë, ndryshe nga lantanidet, analogjia horizontale në aktinide është e shprehur dobët. Ata shfaqin më shumë gjendje oksidimi të ndryshme në përbërjet e tyre. Për shembull, gjendja e oksidimit të aktiniumit është +3, dhe uraniumit është +3, +4, +5 dhe +6. Studimi i vetive kimike të aktinideve është jashtëzakonisht i vështirë për shkak të paqëndrueshmërisë së bërthamave të tyre.

Janë tetë grupe të renditura vertikalisht në tabelën periodike (të treguara me numra romakë). Numri i grupit lidhet me shkallën e oksidimit të elementeve që ata shfaqin në përbërje. Në mënyrë tipike, gjendja më e lartë pozitive e oksidimit të një elementi është e barabartë me numrin e grupit. Përjashtim është fluori - gjendja e tij e oksidimit është -1; bakri, argjendi, ari shfaqin gjendje oksidimi +1, +2 dhe +3; Nga elementët e grupit VIII, gjendja e oksidimit +8 njihet vetëm për osmiumin, rutenin dhe ksenonin.

Grupi VIII përmban gazra fisnikë. Më parë besohej se ata nuk ishin në gjendje të formonin komponime kimike.

Secili grup ndahet në dy nëngrupe - ato kryesore dhe dytësore, të cilat në tabelën periodike theksohen me zhvendosjen e disave djathtas dhe të tjerëve majtas. Nëngrupi kryesor përbëhet nga elementë tipikë (elementë të periudhës së dytë dhe të tretë) dhe elementë të periudhave të mëdha të ngjashme me to në vetitë kimike. Nëngrupi dytësor përbëhet vetëm nga metale - elementë të periudhave të gjata. Grupi VIII është i ndryshëm nga pjesa tjetër. Përveç nëngrupit kryesor të heliumit, ai përmban tre nëngrupe dytësore: një nëngrup hekuri, një nëngrup kobalti dhe një nëngrup nikel.

Vetitë kimike të elementeve të nëngrupeve kryesore dhe dytësore ndryshojnë ndjeshëm. Për shembull, në grupin VII nëngrupi kryesor përbëhet nga jometalet F, CI, Br, I, At dhe nëngrupi dytësor përbëhet nga metalet Mn, Tc, Re. Kështu, nëngrupet kombinojnë elementët që janë më të ngjashëm me njëri-tjetrin.

Të gjithë elementët përveç heliumit, neonit dhe argonit formojnë përbërje oksigjeni; Ekzistojnë vetëm 8 forma të përbërjeve të oksigjenit. Në tabelën periodike ato shpesh përfaqësohen nga formula të përgjithshme, të vendosura nën secilin grup sipas renditjes së rritjes së gjendjes së oksidimit të elementeve: R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, ku R është një element i këtij grupi. Formulat e oksideve më të larta zbatohen për të gjithë elementët e grupit (të madh dhe të vogël), me përjashtim të rasteve kur elementët nuk shfaqin një gjendje oksidimi të barabartë me numrin e grupit.

Elementet e nëngrupeve kryesore, duke filluar nga grupi IV, formojnë komponime të gazta hidrogjenore, prej të cilave janë 4 forma. Ato përfaqësohen edhe me formula të përgjithshme në sekuencën RH 4, RH 3, RH 2, RH. Formulat e përbërjeve të hidrogjenit janë të vendosura nën elementët e nëngrupeve kryesore dhe u referohen vetëm atyre.

Vetitë e elementeve në nëngrupe ndryshojnë natyrshëm: nga lart poshtë, vetitë metalike rriten dhe vetitë jometalike dobësohen. Natyrisht, vetitë metalike janë më të theksuara te franciumi, pastaj te ceziumi; jo metalike - për fluorin, pastaj - për oksigjen.

Periodiciteti i vetive të elementeve gjithashtu mund të gjurmohet qartë duke marrë parasysh konfigurimet elektronike të atomeve.

Numri i elektroneve të vendosura në nivelin e jashtëm në atomet e elementeve, të renditur sipas renditjes së numrit atomik në rritje, përsëritet periodikisht. Ndryshimi periodik i vetive të elementeve me rritjen e numrit atomik shpjegohet me një ndryshim periodik në strukturën e atomeve të tyre, përkatësisht numrin e elektroneve në nivelet e tyre të jashtme të energjisë. Bazuar në numrin e niveleve të energjisë në shtresën elektronike të një atomi, elementët ndahen në shtatë periudha. Periudha e parë përbëhet nga atome në të cilat guaska elektronike përbëhet nga një nivel energjie, në periudhën e dytë - nga dy, në të tretën - nga tre, në të katërt - nga katër, etj. Çdo periudhë e re fillon kur një nivel i ri energjie fillon të mbushet në nivel.

Në sistemin periodik, çdo periudhë fillon me elementë, atomet e të cilëve në nivelin e jashtëm kanë një elektron - atome të metaleve alkali - dhe përfundon me elementë, atomet e të cilëve në nivelin e jashtëm kanë 2 (në periudhën e parë) ose 8 elektrone (në të gjitha të mëvonshmet. periudha) - atomet e gazeve fisnike .

Më tej, ne shohim se shtresat e jashtme të elektroneve janë të ngjashme për atomet e elementeve (Li, Na, K, Rb, Cs); (Be, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ar, Kr, Xe), etj. Kjo është arsyeja pse secili nga grupet e mësipërme të elementeve shfaqet në një nëngrup të caktuar kryesor të tabelës periodike: Li, Na, K, Rb, Cs në grupin I, F, Cl, Br, I - deri në VII, etj.

Është pikërisht për shkak të ngjashmërisë në strukturën e predhave elektronike të atomeve që vetitë e tyre fizike dhe kimike janë të ngjashme.

Numri nëngrupet kryesore përcaktohet nga numri maksimal i elementeve në nivel energjetik dhe është i barabartë me 8. Numri i elementeve kalimtare (elementet nëngrupet anësore) përcaktohet nga numri maksimal i elektroneve në nënnivelin d dhe është i barabartë me 10 në secilën nga periudhat e mëdha.

Meqenëse në tabelën periodike të elementeve kimike D.I. Mendeleev, një nga nëngrupet anësore përmban tre elementë kalimtarë që janë të ngjashëm në vetitë kimike (të ashtuquajturat triada Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), pastaj numrin e nëngrupeve anësore, si si dhe ato kryesore, është e barabartë me 8.

Në analogji me elementët e tranzicionit, numri i lantanideve dhe aktinideve të vendosura në fund të sistemit periodik në formën e rreshtave të pavarur është i barabartë me numrin maksimal të elektroneve në nënnivelin f, d.m.th. 14.

Periudha fillon me një element në atomin e të cilit ka një s-elektron në nivelin e jashtëm: në periudhën e parë është hidrogjen, në pjesën tjetër - metale alkali. Periudha përfundon me një gaz fisnik: e para - me helium (1s 2), periudhat e mbetura - me elementë, atomet e të cilave në nivelin e jashtëm kanë një konfigurim elektronik ns 2 np 6 .

Periudha e parë përmban dy elementë: hidrogjen (Z = 1) dhe helium (Z = 2). Periudha e dytë fillon me elementin litium (Z = 3) dhe përfundon me neon (Z= 10). Periudha e dytë ka tetë elementë. Periudha e tretë fillon me natrium (Z = 11), konfigurimi elektronik i të cilit është 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Me të filloi mbushja e nivelit të tretë energjetik. Ai përfundon në argonin e gazit inert (Z = 18), nënnivelet 3s dhe 3p të të cilave janë mbushur plotësisht. Formula elektronike e argonit: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Natriumi është një analog i litiumit, argoni është një analog i neonit. Në periudhën e tretë, si në të dytën, janë tetë elementë.

Periudha e katërt fillon me kalium (Z = 19), struktura elektronike e të cilit shprehet me formulën 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p64s 1. Elektroni i tij i 19-të zinte nënnivelin 4s, energjia e të cilit është më e ulët se energjia e nënnivelit 3d. Elektroni i jashtëm 4s i jep elementit veti të ngjashme me ato të natriumit. Në kalcium (Z = 20), nënniveli 4s është i mbushur me dy elektrone: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Nga elementi skandium (Z = 21), fillon mbushja e nënnivelit 3d, pasi ai është energjikisht më i favorshëm se nënniveli 4p. Pesë orbitale të nënnivelit 3d mund të zënë dhjetë elektrone, që është rasti për atomet nga skandiumi në zink (Z = 30). Prandaj, struktura elektronike e Sc korrespondon me formulën 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2, dhe të zinkut - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2. Në nën-atomet e elementet deri në gazin fisnik kripton (Z = 36) po mbushet nënniveli 4p. Periudha e katërt ka 18 elementë.

Periudha e pestë përmban elemente nga rubidiumi (Z = 37) deri te gazi fisnik ksenon (Z = 54). Mbushja e niveleve të tyre të energjisë është e njëjtë si për elementët e periudhës së katërt: pas Rb dhe Sr, dhjetë elementë nga itriumi (Z= 39) deri në kadmium (Z = 48) mbushet nënniveli 4d, pas së cilës elektronet zënë nënnivelin 5p. Në periudhën e pestë, si në të katërtën, janë 18 elementë.

Në atomet e elementeve të periudhës së gjashtë të ceziumit (Z = 55) dhe barium (Z = 56) është mbushur nënniveli 6s. Në lantanum (Z = 57), një elektron hyn në nënnivelin 5d, pas së cilës mbushja e këtij nënniveli ndalon dhe fillon të mbushet nënniveli 4f, shtatë orbitalet e të cilit mund të zënë 14 elektrone. Kjo ndodh në atomet e elementeve të lantanidit me Z = 58 - 71. Meqenëse nënniveli i thellë 4f i nivelit të tretë jashtë është i mbushur në këto elemente, ato kanë veti kimike shumë të ngjashme. Nga hafniumi (Z = 72), mbushja e nënnivelit d rifillon dhe përfundon në merkur (Z = 80), pas së cilës elektronet mbushin nënnivelin 6p. Mbushja e nivelit kryhet në radonin e gazit fisnik (Z = 86). Në periudhën e gjashtë janë 32 elementë.

Periudha e shtatë është e papërfunduar. Mbushja e niveleve elektronike me elektrone është e ngjashme me periudhën e gjashtë. Pas mbushjes së nënnivelit 7s të Francës (Z = 87) dhe radiumit (Z = 88), një elektron aktinium hyn në nënnivelin 6d, pas së cilës nënniveli 5f fillon të mbushet me 14 elektrone. Kjo ndodh në atomet e elementeve aktinide me Z = 90 - 103. Pas elementit të 103-të, mbushet nënniveli b d: në kurchatovium (Z = 104), nilsborium (Z = 105), elementet Z = 106 dhe Z = 107. Aktinidet, ashtu si lantanidet, kanë shumë veti kimike të ngjashme.

Megjithëse nënniveli 3 d plotësohet pas nënnivelit 4s, ai vendoset më herët në formulë, pasi të gjitha nënnivelet e një niveli të caktuar shkruhen në mënyrë sekuenciale.

Varësisht se cili nënnivel është mbushur për herë të fundit me elektrone, të gjithë elementët ndahen në katër lloje (familje).

1. s - Elementet: nënniveli s i nivelit të jashtëm është i mbushur me elektrone. Këto përfshijnë dy elementët e parë të çdo periudhe.

2. p - Elementet: nënniveli p i nivelit të jashtëm është i mbushur me elektrone. Këto janë 6 elementet e fundit të çdo periudhe (përveç të parës dhe të shtatë).

3. d - Elementet: nënniveli d i nivelit të dytë të jashtëm është i mbushur me elektrone, dhe një ose dy elektrone mbeten në nivelin e jashtëm (Pd ka zero). Këto përfshijnë elementë të dekadave të futura të periudhave të mëdha të vendosura midis elementeve s dhe p (ato quhen gjithashtu elementë kalimtarë).

4. f - Elementet: nënniveli f i nivelit të tretë të jashtëm është i mbushur me elektrone, dhe dy elektrone mbeten në nivelin e jashtëm. Këto janë lantanide dhe aktinide.

Në tabelën periodike ka 14 elementë s, 30 elementë p, 35 elementë d, 28 elementë f kanë një numër të vetive kimike të përbashkëta.

Tabelë periodike D.I. Mendeleev është një klasifikim natyror i elementeve kimike sipas strukturës elektronike të atomeve të tyre. Struktura elektronike e një atomi, dhe për rrjedhojë vetitë e një elementi, gjykohet nga pozicioni i elementit në periudhën dhe nëngrupin përkatës të sistemit periodik. Modelet e mbushjes së niveleve elektronike shpjegojnë numrin e ndryshëm të elementeve në periudha.

Kështu, periodiciteti i rreptë i rregullimit të elementeve në sistemin periodik të elementeve kimike të D.I. Mendeleev shpjegohet plotësisht nga natyra sekuenciale e mbushjes së niveleve të energjisë.

Konkluzione:

Teoria e strukturës atomike shpjegon ndryshimet periodike në vetitë e elementeve. Një rritje në ngarkesat pozitive të bërthamave atomike nga 1 në 107 përcakton përsëritjen periodike të strukturës së nivelit të jashtëm të energjisë. Dhe meqenëse vetitë e elementeve varen kryesisht nga numri i elektroneve në nivelin e jashtëm, ato gjithashtu përsëriten periodikisht. Ky është kuptimi fizik i ligjit periodik.

Në periudha të shkurtra, me një rritje të ngarkesës pozitive të bërthamave atomike, numri i elektroneve në nivelin e jashtëm rritet (nga 1 në 2 - në periudhën e parë, dhe nga 1 në 8 - në periudhën e dytë dhe të tretë), të cilat shpjegon ndryshimin e vetive të elementeve: në fillim të periudhës (përveç periudhës së parë) ka një metal alkali, pastaj vetitë metalike gradualisht dobësohen dhe vetitë jometalike rriten.

Në periudha të mëdha, me rritjen e ngarkesës së bërthamave, mbushja e niveleve me elektrone është më e vështirë, gjë që shpjegon edhe ndryshimin më kompleks të vetive të elementeve në krahasim me elementët e periudhave të vogla. Kështu, në rreshtat çift të periudhave të mëdha, me rritjen e ngarkesës, numri i elektroneve në nivelin e jashtëm mbetet konstant dhe është i barabartë me 2 ose 1. Prandaj, ndërsa niveli pranë të jashtmes (i dyti i jashtëm) është i mbushur me elektrone, vetitë e elementeve në këto rreshta ndryshojnë jashtëzakonisht ngadalë. Vetëm në rreshtat tek, kur numri i elektroneve në nivelin e jashtëm rritet me rritjen e ngarkesës bërthamore (nga 1 në 8), vetitë e elementeve fillojnë të ndryshojnë në të njëjtën mënyrë si ato të atyre tipike.

Në dritën e doktrinës së strukturës së atomeve, ndarja e D.I. Mendelejevi i të gjitha elementeve në shtatë periudha. Numri i periodës korrespondon me numrin e niveleve energjetike të atomeve të mbushura me elektrone Prandaj, elementët s janë të pranishëm në të gjitha periudhat, elementet p në periudhën e dytë dhe pasuese, d-elementet në periudhën e katërt dhe pasuese, dhe f-. elementet në periudhën e gjashtë dhe të shtatë.

Ndarja e grupeve në nëngrupe, bazuar në ndryshimin në mbushjen e niveleve të energjisë me elektrone, është gjithashtu e lehtë për t'u shpjeguar. Për elementët e nëngrupeve kryesore, plotësohen ose nënnivelet s (këto janë elemente s) ose nëngrupet p (këto janë elemente p) të niveleve të jashtme. Për elementet e nëngrupeve anësore plotësohet (nënniveli d i nivelit të dytë të jashtëm (këto janë elementë d). Për lantanidet dhe aktinidet plotësohen përkatësisht nënnivelet 4f dhe 5f (këto janë elementë f). Kështu, çdo nëngrup kombinon elemente, atomet e të cilëve kanë strukturë të ngjashme të nivelit elektronik të jashtëm. Në këtë rast, atomet e elementeve të nëngrupeve kryesore përmbajnë në nivelet e jashtme një numër elektronesh të barabartë me numrin e grupit atomet e të cilit kanë secili në nivelin e jashtëm. dy ose një elektron secili.

Ndryshimet në strukturë përcaktojnë edhe dallimet në vetitë e elementeve të nëngrupeve të ndryshme të të njëjtit grup. Kështu, në nivelin e jashtëm të atomeve të elementeve të nëngrupit halogjen ekzistojnë shtatë elektrone të nëngrupit të manganit - nga dy elektrone secila. Të parat janë metale tipike, dhe të dytat janë metale.

Por edhe elementet e këtyre nëngrupeve kanë vetitë e përgjithshme: duke hyrë reaksionet kimike, të gjithë ata (me përjashtim të fluorit F) mund të dhurojnë 7 elektrone për t'u formuar lidhjet kimike. Në këtë rast, atomet e nëngrupit të manganit heqin dorë nga 2 elektrone nga niveli i jashtëm dhe 5 elektrone nga niveli tjetër. Kështu, për elementët e nëngrupeve anësore, elektronet e valencës nuk janë vetëm ato të jashtme, por edhe nivelet e parafundit (të dyta të jashtme), që është ndryshimi kryesor në vetitë e elementeve të nëngrupeve kryesore dhe anësore.

Nga kjo rrjedh gjithashtu se numri i grupit, si rregull, tregon numrin e elektroneve që mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Ky është kuptimi fizik i numrit të grupit.

Pra, struktura e atomeve përcakton dy modele:

1) ndryshimi i vetive të elementeve horizontalisht - në periudhën nga e majta në të djathtë, vetitë metalike dobësohen dhe vetitë jometalike rriten;

2) ndryshimi i vetive të elementeve vertikalisht - në një nëngrup, me rritjen e numrit serik, vetitë metalike rriten dhe vetitë jometalike dobësohen.

Në këtë rast, elementi (dhe qeliza e sistemit) ndodhet në kryqëzimin e horizontalit dhe vertikalit, gjë që përcakton vetitë e tij. Kjo ndihmon për të gjetur dhe përshkruar vetitë e elementeve, izotopet e të cilëve janë marrë artificialisht.

Faqe 1

Përsëritja periodike e vetive të elementeve me numër atomik në rritje bëhet veçanërisht e qartë nëse elementet janë të renditur në një tabelë të quajtur tabela periodike ose tabela periodike e elementeve. Janë propozuar dhe janë përdorur disa forma të tabelës periodike.  

Përsëritja periodike e vetive të elementeve me numër atomik në rritje mund të tregohet qartë duke i renditur elementet në një tabelë të quajtur tabela periodike ose tabela periodike e elementeve. Shumë prej tyre janë propozuar dhe janë në përdorim. forma të ndryshme sistemi periodik.  

Parimi i përsëritjes periodike të vetive të elementeve nuk mund të lejonte ekzistencën e vetëm një elementi të izoluar të argonit; Duhet të ketë disa ose asnjë nga këto substanca të thjeshta. Sidoqoftë, Ramsay qëndroi me vendosmëri në pozicionin e ligjit periodik, dhe kjo, si dhe zhvillimi i teknologjisë laboratorike në fund të shekullit të kaluar, paracaktoi zbulimin e shpejtë të anëtarëve të mbetur të grupit të gazeve inerte.  

Çfarë shpjegon përsëritjen periodike të vetive të elementeve në tabelën periodike.  

Çfarë shpjegon përsëritjen periodike të vetive të elementeve.  

Duke pranuar se përsëritja periodike e vetive të elementeve është për shkak jo vetëm të masës së tyre (peshës atomike), por edhe të natyrës së lëvizjes së vetë atomeve si grimca të plota (shpejtësia dhe drejtimi i lëvizjes së tyre), Flavitsky ndërton hipoteza mbi mbi bazën e mëposhtme: periodiciteti i elementeve nuk shpjegohet me faktin që lloji përsëritet ndërtesë e brendshme atomet, por sepse natyra e lëvizjes së atomeve si grimca të plota ndryshon periodikisht.  

Kështu, arsyeja e përsëritjes periodike të vetive të elementeve është përsëritja periodike e konfigurimeve elektronike të atomeve të tyre.  

Studimi i strukturës elektronike të atomeve bëri të mundur vërtetimin se arsyeja e përsëritjes periodike të vetive të elementeve me numër atomik në rritje është përsëritja periodike e procesit të ndërtimit të predhave të reja elektronike. I njëjti grup i tabelës periodike përfshin gjithmonë ata elementë, atomet e të cilëve kanë të njëjtin numër elektronesh në shtresën e jashtme të tyre. Kështu, atomet e të gjithë gazeve fisnike, përveç heliumit, përmbajnë 8 elektrone për guaskë e jashtme dhe Janë më të vështirat për t'u jonizuar, ndërsa atomet e metaleve alkali përmbajnë një elektron në shtresën e jashtme dhe kanë potencialin më të ulët të jonizimit. Metalet alkali me vetëm një elektron në shtresën e tyre të jashtme mund ta humbasin lehtësisht atë, duke u bërë një formë joni pozitiv i qëndrueshëm me një konfigurim elektronik të ngjashëm me gazin fisnik më të afërt me një numër atomik më të ulët. Elemente si fluori, klori etj., të cilët për nga numri i elektroneve të jashtme i afrohen konfigurimit të gazeve inerte, përkundrazi, priren të marrin elektrone dhe të riprodhojnë këtë konfigurim elektronik, duke u kthyer në jonin negativ përkatës.  

Periudhat pas të tretës së tabelës së D.I Mendeleev janë më të gjata. Megjithatë, përsëritja periodike e vetive të elementit ruhet. Ajo merr një karakter më kompleks, për shkak të rritjes së diversitetit të vetive fizike dhe kimike të elementeve me rritjen e masave atomike të tyre. Shqyrtimi i strukturës së atomeve të periudhave të para konfirmon se numri i kufizuar i vendeve për elektrone në secilën shtresë (përjashtimi i Paulit) që rrethon bërthamën është arsyeja e përsëritjes periodike të vetive të elementeve. Ky periodicitet është ligji i madh i natyrës, i zbuluar nga D.I Mendeleev në fund të shekullit të kaluar, dhe në kohën tonë është bërë një nga themelet për zhvillimin jo vetëm të kimisë, por edhe të fizikës.  

Vlerat e /j rriten gradualisht me rritjen e Z derisa Z të arrijë vlerën e gazit fisnik dhe më pas bie në rreth një të katërtën e vlerës së gazit fisnik ndërsa kalojmë në elementin tjetër. Frekuenca e ndryshimeve në një veçori tjetër - dendësia e elementeve në gjendje të ngurtë - tregohet në Fig. 5.13. Kjo përsëritje periodike e vetive të elementeve me numër serik në rritje bëhet veçanërisht e qartë nëse elementët janë të renditur në formën e një tabele të quajtur tabela periodike ose sistem periodik i elementeve. Shumë janë propozuar dhe janë në përdorim. forma të ndryshme sistemi periodik.  

Në të njëjtën kohë me Newlands, de Chancourtois po i afrohej zbulimit të ligjit periodik në Francë. Por ndryshe nga imazhi sensual muzikor dhe zanor, i cili shërbeu si një analogji për Newlands me modelin e elementeve kimike që ai identifikoi pjesërisht, natyralisti francez përdori një imazh gjeometrik abstrakt: ai krahasoi përsëritjen periodike të vetive të elementeve të renditura sipas për madhësinë e peshave të tyre atomike me mbështjelljen e një vije spirale (vis tellurique) a sipërfaqe anësore cilindër.  

Ideja e madhësisë së ngarkesës bërthamore si një veti përcaktuese e atomit formoi bazën e formulimit modern të ligjit periodik të D.I Mendeleev: vetitë e elementeve kimike, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të këtyre elementeve. varen periodikisht nga madhësia e ngarkesës së bërthamave të atomeve të tyre. Ai bëri të mundur shpjegimin e arsyes së përsëritjes periodike të vetive të elementeve, e cila qëndron në përsëritjen periodike të strukturës së konfigurimeve elektronike të atomeve.  

Vetëm pasi u sqarua struktura e atomit, u bënë të qarta arsyet e përsëritjes periodike të vetive të elementeve.  

Sipas ligjit periodik të D.I. Mendelejevi, të gjitha vetitë e elementeve me numër atomik në rritje në sistemin periodik nuk ndryshojnë vazhdimisht, por përsëriten periodikisht, pas një numri të caktuar elementësh. Arsyeja për natyrën periodike të ndryshimit të vetive të elementeve është përsëritja periodike e konfigurimeve të ngjashme elektronike të nënniveleve të valencës: sa herë që përsëritet ndonjë konfigurim elektronik i nënniveleve të valencës, për shembull, konfigurimi ns 2 np 2 i diskutuar në shembullin 3.1. 3, elementi ka vetitë e tij në përsëritjen e elementeve të mëparshme të një strukture të ngjashme elektronike.

Vetia kimike më e rëndësishme e çdo elementi është aftësia e atomeve të tij për të dhuruar ose për të fituar elektrone, gjë që karakterizon, në rastin e parë, aktivitetin reduktues të elementit dhe në të dytën, aktivitetin oksidativ të elementit. Një karakteristikë sasiore e aktivitetit reduktues të një elementi është energjia e jonizimit (potenciali), dhe aktiviteti oksidativ është afiniteti i elektroneve.

Energjia e jonizimit (potencial) është energjia që duhet shpenzuar për të abstraguar dhe hequr një elektron nga një atom 6 . Është e qartë se sa më e ulët të jetë energjia e jonizimit. Sa më e theksuar është aftësia e një atomi për të dhuruar një elektron dhe, për rrjedhojë, aq më i lartë është aktiviteti reduktues i elementit. Energjia e jonizimit, si çdo veti e elementeve, me rritjen e numrit atomik në sistemin periodik nuk ndryshon në mënyrë monotone, por periodike. Në një periudhë, me një numër fiks të shtresave elektronike, energjia e jonizimit rritet së bashku me një rritje të numrit atomik për shkak të rritjes së forcës së tërheqjes së elektroneve të jashtme në bërthamën atomike për shkak të rritjes së ngarkesës së bërthamës. . Kur kaloni në elementin e parë të periudhës tjetër, ndodh një rënie e mprehtë e energjisë së jonizimit - aq e fortë sa energjia e jonizimit bëhet më e vogël se energjia e jonizimit të analogut të mëparshëm në nëngrup. Arsyeja për këtë është një rënie e mprehtë e forcës së tërheqjes së elektronit të jashtëm të hequr në bërthamë për shkak të një rritje të konsiderueshme të rrezes atomike për shkak të një rritje të numrit të shtresave elektronike gjatë kalimit në një periudhë të re. Pra, me një rritje të numrit atomik, energjia e jonizimit në një periudhë rritet 7 , dhe në nëngrupet kryesore zvogëlohet. Pra, elementët me aktivitet më të madh reduktues ndodhen në fillim të periudhave dhe në fund të nëngrupeve kryesore.

Afiniteti i elektroneve është energjia e lëshuar kur një atom fiton një elektron. Sa më i madh të jetë afiniteti i elektroneve, aq më e fortë është aftësia e atomit për të lidhur një elektron dhe, rrjedhimisht, aq më i lartë është aktiviteti oksidativ i elementit. Ndërsa numri atomik rritet në një periudhë, afiniteti i elektroneve rritet për shkak të rritjes së tërheqjes së elektroneve të shtresës së jashtme ndaj bërthamës, dhe në grupet e elementeve afiniteti i elektroneve zvogëlohet për shkak të një rënie në forcën e tërheqjes së elektroneve të jashtme në bërthama dhe për shkak të rritjes së rrezes atomike. Kështu, elementët me aktivitet oksidativ më të madh ndodhen në fund të periodave 8 dhe në krye të grupeve të sistemit periodik.

Një karakteristikë e përgjithësuar e vetive redoks të elementeve është elektronegativiteti është gjysma e shumës së energjisë së jonizimit dhe afinitetit të elektroneve. Bazuar në modelin e ndryshimeve në energjinë e jonizimit dhe afinitetin e elektroneve në periudha dhe grupe të sistemit periodik, është e lehtë të konkludohet se në periudha elektronegativiteti rritet nga e majta në të djathtë, në grupe zvogëlohet nga lart poshtë. Për rrjedhojë, sa më i madh të jetë elektronegativiteti, aq më i theksuar është aktiviteti oksidativ i elementit dhe aq më i dobët është aktiviteti reduktues i tij.

Shembulli 3.2.1.Karakteristikat krahasuese të vetive redoks të elementeveI.A.- DheV.A.-grupet e periudhave 2 dhe 6.

Sepse në periudha, energjia e jonizimit, afiniteti i elektroneve dhe elektronegativiteti rriten nga e majta në të djathtë, dhe në grupe ato ulen nga lart poshtë midis elementëve të krahasuar, azoti ka aktivitetin më të madh oksidues, dhe franciumi është agjenti më i fuqishëm reduktues;

Elementet, atomet e të cilëve janë në gjendje të shfaqin vetëm veti reduktuese, zakonisht quhen metalikë (metale). Atomet e elementeve jometalike (jometalet) mund të shfaqin si veti reduktuese ashtu edhe veti oksiduese, por vetitë oksiduese janë më karakteristike për to.

Metalet janë përgjithësisht elementë me një numër të vogël elektronesh të jashtme. Metalet përfshijnë të gjithë elementët e grupeve anësore, lantanidet dhe aktinidet, sepse numri i elektroneve në shtresën e jashtme të atomeve të këtyre elementeve nuk i kalon 2. Elementet metalikë përmbahen edhe në nëngrupet kryesore. Në nëngrupet kryesore të periudhës së 2-të, Li dhe Be janë metale tipike. Në periudhën e dytë, humbja e vetive metalike ndodh kur një elektron i tretë hyn në shtresën e jashtme elektronike - gjatë kalimit në bor. Në nëngrupet kryesore të periudhave themelore, ka një zhvendosje të vazhdueshme të kufirit midis metaleve dhe jometaleve me një pozicion në të djathtë për shkak të një rritje të aktivitetit reduktues të elementeve për shkak të një rritje në rreze atomike. Kështu, në periudhën e 3-të, kufiri i zakonshëm i ndarjes së metaleve dhe jometaleve kalon midis Aliut dhe Si-së në periudhën e 4-të, jometali i parë tipik është arseniku, etj.

Vetitë e elementeve, dhe për këtë arsye trupat (substancat) e thjeshtë dhe komplekse që ata formojnë, varen periodikisht nga pesha e tyre atomike.

Formulimi modern:

"Vetitë e elementeve kimike (d.m.th., vetitë dhe forma e përbërjeve që ata formojnë) varen periodikisht nga ngarkesa e bërthamës së atomeve të elementeve kimike."

Kuptimi fizik i periodicitetit kimik

Ndryshimet periodike në vetitë e elementeve kimike shkaktohen nga përsëritja e saktë e konfigurimit elektronik të nivelit të jashtëm të energjisë (elektroneve të valencës) të atomeve të tyre me një rritje të ngarkesës së bërthamës.

Paraqitje grafike ligji periodik është tabelë periodike. Ai përmban 7 periudha dhe 8 grupe.

Periudha - rreshtat horizontale të elementeve me të njëjtën vlerë maksimale të numrit kuantik kryesor të elektroneve valente.

Numri i periudhës tregon numrin e niveleve të energjisë në një atom të një elementi.

Periudhat mund të përbëhen nga 2 (e para), 8 (e dyta dhe e treta), 18 (e katërta dhe e pesta) ose 32 (e gjashta), në varësi të numrit të elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë. Periudha e fundit, e shtatë është e paplotë.

Të gjitha periudhat (përveç të parës) fillojnë me një metal alkali ( s- element), dhe përfundoni me një gaz fisnik ( ns 2 np 6).

Vetitë metalike konsiderohen si aftësia e atomeve të elementeve për të hequr dorë lehtësisht nga elektronet, dhe vetitë jometalike për të fituar elektrone për shkak të dëshirës së atomeve për të fituar një konfigurim të qëndrueshëm me nënnivele të mbushura. Mbushja e jashtme s- nënniveli tregon vetitë metalike të atomit dhe formimin e jashtme p- nënniveli - mbi vetitë jometalike. Rritja e numrit të elektroneve me p- nënniveli (nga 1 në 5) rrit vetitë jometalike të atomit. Atomet me një konfigurim plotësisht të formuar, energjikisht të qëndrueshëm të shtresës së jashtme elektronike ( ns 2 np 6) kimikisht inerte.

Në periudha të mëdha, kalimi i vetive nga një metal aktiv në një gaz fisnik ndodh më lehtë sesa në periudha të shkurtra, sepse formimi i brendshëm ( n - 1) d - nënniveli duke ruajtur të jashtmen ns 2 - avokat. Periudhat e mëdha përbëhen nga seri çift dhe tek.

Për elementët e rreshtave të barabartë në shtresën e jashtme ns 2 - elektronet, prandaj mbizotërojnë vetitë metalike dhe dobësimi i tyre me rritjen e ngarkesës bërthamore është i vogël; në rreshta tek është formuar np- nënniveli, i cili shpjegon dobësimin e ndjeshëm të vetive metalike.

Grupet - kolonat vertikale të elementeve me të njëjtin numër elektronesh valente të barabartë me numrin e grupit. Ka nëngrupe kryesore dhe dytësore.

Nëngrupet kryesore përbëhen nga elementë të periudhave të vogla dhe të mëdha, elektronet e valencës së të cilave ndodhen në pjesën e jashtme. ns - dhe np - nënnivele.

Nëngrupet anësore përbëhen nga elementë vetëm me periudha të mëdha. Elektronet e tyre të valencës janë në pjesën e jashtme ns- nënniveli dhe i brendshëm ( n - 1) d - nënniveli (ose (n - 2) f - nënniveli).

Në varësi të cilit nënnivel ( s -, p -, d - ose f -) të mbushura me elektrone valence, elementet e tabelës periodike ndahen në: s- elementet (elementet e nëngrupit kryesor Grupet I dhe II), p - elementet (elementet e nëngrupeve kryesore grupet III - VII), d - elementet (elementet e nëngrupeve anësore), f- elemente (lantanide, aktinide).

Në nëngrupet kryesore, nga lart poshtë, vetitë metalike rriten dhe vetitë jometalike dobësohen. Elementet e grupeve kryesore dhe dytësore ndryshojnë shumë në veti.

Numri i grupit tregon valencën më të lartë të elementit (përveç O, F, elementet e nëngrupit të bakrit dhe grupit të tetë).

Formulat e oksideve më të larta (dhe hidrateve të tyre) janë të zakonshme për elementët e nëngrupeve kryesore dhe dytësore. Në oksidet më të larta dhe hidratet e tyre të elementeve I - III grupet (përveç borit) mbizotërojnë vetitë themelore, me IV deri në VIII - acid.