Як називається елемент s

Елементи ІА і ІІА підгруп, у яких заповнюється зовнішній рівень, відносяться до елементів: - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr називають лужними, а - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - лужноземельними. З наведених у таб. 8.1 даних слідує:

1. Ступені окислення елементів завжди рівні номеру групи (+1 і +2).
2. В основному стан атоми -елементів не мають неспарених електронів, тому утворенню ковалентного зв'язку в з'єднаннях цих елементів передує збудження з наступною гібридизацією типу, що визначає лінійну будову триатомних молекул ЕX₂.
3. Для елементів характерне утворення двоатомних молекул Е₂(σ св) 2 (σ *) 0; для елементів освіти Е₂ неможливо через рівну заселеність сполучних і розпушують σ-орбіталей.
4. Величини елементів визначають їх відновлювальні властивості, збільшуючись при русі в підгрупі зверху донизу. Усі елементи витісняють водень із води та кислот, відновлюють оксиди металів та неметалів до простих речовин.
5. Іонність зв'язку Е-Х зростає в підгрупі зверху вниз, а у разі підстав подовження зв'язку Е-OH веде до збільшення основності.
6. У з'єднаннях LiX та BeX₂ зв'язок Е-Х переважно ковалентний (малополярний).

Метали зберігають в інертній атмосфері або під шаром рідких вуглеводнів, а зазвичай отримують електролізом розплавів.Солі елементів забарвлюють полум'я у кольори: літію – у червоний, натрію – у жовтий, калію – у синьо-фіолетовий, рубідія – у темно-червоний, цезію – у блідо-блакитний, кальцію – у помаранчево-червоний, стронцію – у темно- червоний, барію – у світло-зелений.

Більшість солей розчиняється у воді. До нерозчинних відносять Li₂CO₃, KClO₄, ЕCO₃, ЕSO₄, Е₃(PO₄)₂ (Е = Ca, Sr, Ba), деякі ЕF₂.

Хімічні елементи

Хімічні елементи, сукупності атомів, ядра яких містять однакову кількість протонів; мають однакові заряди ядер та певний порядковий (атомний) номер у періодичній системі хімічних елементів. Кожен хімічний елемент має назву латинською та національною мовами та літерний символ з однієї, двох або трьох (тимчасово, до затвердження постійної міжнародної назви) латинських літер. Перше науково обґрунтоване визначення поняття «хімічний елемент» сформульовано Р. Бойлем у 1661 р. Чисельна рівність заряду ядра атома та порядкового номера хімічного елемента встановлено у 1914 р. Г. Мозлі.

Назви простих речовин і відповідних їм хімічних елементів часто збігаються (так, термін «хлор» відноситься до простої речовини та елемента, який може бути складовою хімічних сполук). Один хімічний елемент може існувати у вигляді декількох простих речовин – алотропних модифікацій (наприклад, вуглець виділяється у формі графіту, алмазу, графену, карбину, нанотрубок та аморфної фази).

Хімічні елементи займають близько 4,6% речовини Всесвіту (частка темної матерії 22-27%, темної енергії 72-74%). Найбільш поширені у Всесвіті водень (близько 75% загальної маси речовини) та гелій (трохи менше 25%); домішки інших хімічних елементів (зокрема кисню, вуглецю, неону, заліза) незначні.Синтез хімічних елементів (нуклеосинтез) постійно протікає за рахунок ядерних реакцій злиття та розкладання у зірках та дії космічних випромінювань. Хімічні елементи поширюються у Всесвіті під час вибухів наднових зірок і поступово накопичуються, утворюючи планети.

Атоми того самого хімічного елемента, ядра яких мають різне число нейтронів, називають ізотопами . У природі 21 хімічний елемент має один ізотопу – ізотопно-чисті; більшість хімічних елементів має кілька ізотопів – ізотопно-змішані (найбільше стабільних ізотопів у олова – 10).

У корі Землі виявлено 94 хімічні елементи. Технецій та прометій , що існують у природі в незначних кількостях і не мають стабільних ізотопів, часто не включають до переліку природних, оскільки поряд з астатом , плутонію та хімічними елементами з вищими, ніж у плутонію, атомними номерами вперше отримані штучно в ядерних реакціях. Хімічні елементи, всі ізотопи яких нестабільні, називають радіоактивними; до них відносяться технецій, прометій, полоній та всі елементи з вищими, ніж у полонія, атомними номерами. Радіоактивні хімічні елементи з вищими, ніж у урану, атомними номерами відносять до трансуранових.

Довга форма періодичної системи хімічних елементів (відповідно до даних ІЮПАК на 2016). Довга форма періодичної системи хімічних елементів (відповідно до даних ІЮПАК на 2016).

Залежно від того, на якому енергетичному рівні атома хімічного елемента знаходяться електрони, розрізняють s- (елементи груп 1 і 2 довгої форми періодичної системи), p-(груп 13-17), d-(груп 3-12) та f- (лантаноїди та актиноїди) елементи; d-елементи (за винятком цинку, кадмію та ртуті) називають також перехідними елементами.

Хімічні елементи за властивостями діляться на метали та неметали, межа між якими розпливчаста. У технології елементи-метали поділяють на чорні (залізо; рідше включають ванадій, хром, марганець), кольорові (алюміній, мідь, нікель, титан, вольфрам та ін.), шляхетні (золото, срібло, платина та ін.), Легкі ( літій, берилій, алюміній, титан, магній), важкі (мідь, свинець, цинк та ін), тугоплавкі (вольфрам, молібден, тантал та ін).

У життєдіяльності людини, тварин і рослин найбільшу роль відіграють неметали – вуглець, азот, кисень та водень, меншу – натрій, калій, магній, кальцій, фосфор, сірка та хлор, ще меншу – слідові кількості хрому, молібдену, марганцю, заліза, кобальту. , нікелю, міді, цинку, селену, брому та йоду. Роль літію, бору, ванадію, кремнію, фтору та миш'яку до кінця не з'ясована. Про функції хімічних елементів у живих організмах див. у статті Мікроелементи.

У геології виділяють рідкісні (відносно малопоширені в природі, з вмістом нижче 0,01% за масою - ніобій, тантал, молібден та ін) і розсіяні (не мають здатності до концентрування в земній корі і присутні як домішки в мінералах - германій, індій , гафній, реній, селен, талій та ін.) хімічних елементів.

Раков Едуард Григорович. Перша публікація: Велика російська енциклопедія, 2017.

Опубліковано 30 червня 2022 р.о 14:41 (GMT+3). Останнє оновлення 22 липня 2022 р. о 12:23 (GMT+3). Зв'язатися з редакцією

За якими ознаками розрізняють; S-p-d-F-елементи.

чому кількість елементів у періодах відповідає ряду чисел 2-8-18-32. Роз'яснити цю закономірність з урахуванням розташування електронів за енергетичними рівнями.

Електронні орбіталі бувають різних розмірів, розташовуються різних відстанях від ядра і притягуються до ядру з різними силами. Електрони з орбіталями, близькими за розміром та енергії, утворюють електронні шари. Електронні шари називають також енергетичними чи електронними рівнями. Починаючи від ядра, електронні рівні нумеруються наступним чином: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 або K, L, M, N, O, P, Q.
Ціле число n, що позначає номер рівня, називається основним квантовим числом і характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Число заповнених електронами енергетичних рівнів в атомі чисельно дорівнює номеру періоду періодичної системи, в якому атом знаходиться. Найбільше число електронів цьому енергетичному рівні дорівнює N= 2n2, де N- число електронів, n- номер рівня чи головне квантове число. Відповідно до цієї формули максимальне число електронів на першому енергетичному рівні дорівнює 2, на другому-8, на третьому-18, на четвертому-32. У зовнішньому, останньому електронному шарі атома не буває більше 8 електронів.

Будова електронних рівнів. Квантові числа. Принцип Паулі

Електронні рівні, починаючи з n³2, поділяються на підрівні (підшари). Підрівні відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Кількість підрівнів дорівнює значенню основного квантового числа, але з перевищує чотирьох, тобто.перший рівень має один підрівень, другий має два підрівні, третій-три, четвертий і всі інші-чотири підрівня. Кожен підрівень складається з орбіталей певного виду, яким відповідають певні значення квантового орбітального числа l. Підрівні зі значеннями l рівними 0, 1, 2, 3 називаються відповідно s-, p-, d-, f-підрівнями. Число орбіталей кожному підрівні дорівнює 2l+1, стільки значень може приймати магнітне квантове число m, що визначає просторову орієнтацію орбіталей. У кожному енергетичному рівні найближче до ядра розташовується s-підрівень, що складається з однієї s-орбіталі. Далі слідує р-підрівень, що складається з трьох р-орбіталей. Наступним підрівнем є d-підрівень, що містить п'ять d-орбіталей. Четвертим є f-підрівень, утворений сімома f-орбіталями. Кожному квантовому числу n відповідає загальна кількість орбіталей, що дорівнює n2, тобто кожен електронний рівень складається з n2 орбіталей. Згідно з принципом Паулі, на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів. Це з тим, що рухаючись біля ядра електрон одночасно обертається навколо своєї осі. Цей рух називається спіновим рухом або спином і характеризується спіновим квантовим числом ms. Якщо два електрони мають однакові напрямки спинового обертання, то кажуть, що це електрони з паралельними спинами. У разі, коли спини електронів протилежні, це електрони з антипаралельними спинами. Електрони з антипаралельними спинами створюють навколо себе магнітне поле з протилежно спрямованими силовими лініями, що сприяє їхньому взаємному тяжінню.Тому на одній орбіталі можуть бути два електрони, але тільки в тому випадку, якщо у них протилежні спини. Такі електрони називаються спареними. Таким чином, у спарених електронів однаковий набір чисел n, m та l, але різні значення ms. Відповідно до цього, принцип Паулі може бути сформульований наступним чином: в атомі не може бути двох електронів, що характеризуються однаковим набором квантових чисел. З цього випливає, що кожна атомна орбіталь може бути зайнята не більше ніж двома електронами, причому їх спінові квантові числа повинні бути різні, що символічно позначається
Як видно, для характеристики електрона в атомі необхідно знати значення його квантових чисел, тобто номер енергетичного рівня (головне квантове число n), тип орбіталі (орбітальне квантове число l), просторове розташування орбіталей (магнітне квантове число m) та проекцію його спина ( спинове квантове число ms)

Сімейства s-, p-, d-і f-елементів виділяють відповідно до того, який енергетичний підрівень атома заповнюється у цих елементів:
у s-елементів – заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня. Усі s-елементи, крім водню та гелію, - метали головних підгруп 1 та 2 груп періодичної системи елементів. p align="justify"> У елементів першого періоду є тільки один s-підрівень, утворений однією s-орбіталлю, на якій може знаходитися не більше 2 електронів. Тому в 1 періоді лише 2 елементи - водень Н і гелій Не.
p-елементів заповнюється p-підрівень зовнішнього енергетичного рівня. Це елементи головних підгруп 3-8 груп ПСЕ, більшість із них – неметали. На p-підрівні 3 орбіталі, тобто максимальне число р-електронів – 6.Усього зовнішньому рівні можуть заповнюватися електронами 1 s- і 3 р-орбіталі, т.е. е. максимально – 8 електронів. На другому енергетичному рівні є лише 1 s- та 3 р-орбіталі, тому у 2 періоді – 8 елементів. Т. до. на зовнішньому електронному шарі заповнюються тільки s- та р-підрівні, то й у 3 періоді – теж 8 елементів, хоча на 3 енергетичному рівні і з'являється d-підрівень.
У d-елементів заповнюється d-підрівень переднього (другого зовні) енергетичного рівня (= електронного шару). Це все метали побічних підгруп (крім лантаноїдів та актиноїдів). На d-підрівні 5 орбіталей, максимальна кількість електронів - 10. Починаючи з 4 періоду, спочатку у елементів заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня (до 2 електронів), потім - d-підрівень переднього рівня (до 10 електронів), потім - р- підрівень зовнішнього рівня (до 6 електронів). Тому у 4 та 5 періодах по 18 елементів.
У f-елементів заповнюється третій зовні електронний шар, це лантаноїди та актиноїди (всі вони - метали). Усього на f-підрівні 7 орбіталей, т.е. е. можливе 14 електронів. Тому у 6 періоді, у елементів яких заповнюється 5f-підрівень, всього 32 елементи; 7 період – незавершений.

Сімейства s-, p-, d-і f-елементів виділяють відповідно до того, який енергетичний підрівень атома заповнюється у цих елементів:
у s-елементів – заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня. Усі s-елементи, крім водню та гелію, - метали головних підгруп 1 та 2 груп періодичної системи елементів. p align="justify"> У елементів першого періоду є тільки один s-підрівень, утворений однією s-орбіталлю, на якій може знаходитися не більше 2 електронів. Тому в 1 періоді лише 2 елементи - водень Н і гелій Не.
p-елементів заповнюється p-підрівень зовнішнього енергетичного рівня. Це елементи головних підгруп 3-8 груп ПСЕ, більшість із них – неметали. На p-підрівні 3 орбіталі, тобто максимальне число р-електронів - 6. Всього на зовнішньому рівні можуть заповнюватися електронами 1 s-і 3 р-орбіталі, тобто максимально - 8 електронів. На другому енергетичному рівні є лише 1 s- та 3 р-орбіталі, тому у 2 періоді – 8 елементів. Т. до. на зовнішньому електронному шарі заповнюються тільки s-і р-підрівні, то й у 3 періоді – теж 8 елементів, хоча на 3 енергетичному рівні і з'являється d-підрівень.
У d-елементів заповнюється d-підрівень переднього (другого зовні) енергетичного рівня (= електронного шару). Це все метали побічних підгруп (крім лантаноїдів та актиноїдів). На d-підрівні 5 орбіталей, максимальна кількість електронів - 10. Починаючи з 4 періоду, спочатку у елементів заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня (до 2 електронів), потім - d-підрівень переднього рівня (до 10 електронів), потім - р- підрівень зовнішнього рівня (до 6 електронів). Тому у 4 та 5 періодах по 18 елементів.
У f-елементів заповнюється третій зовні електронний шар, це лантаноїди та актиноїди (всі вони - метали). Усього на f-підрівні 7 орбіталей, тобто можливо 14 електронів. Тому у 6 періоді, у елементів яких заповнюється 5f-підрівень, всього 32 елементи; 7 період – незавершений.

Блок періодичної таблиці - це сукупність хімічних елементів зі схожим розташуванням валентних електронів в атомі. Подібність полягає в тому, що валентні електрони з найвищою енергією вони займають орбіталь одного типу. Термін уперше з'явився у роботах французького фізика Шарля Жане. У той самий блок періодичної таблиці входять її суміжні групи. Назви блоків збігаються з назвою характеристичної орбіталі, на якій розташовуються валентні електрони. Ці назви блоків такі: