Periodični sistem hemijskih elemenata D.I.Mendeljejeva. Periodični sistem elemenata

Periodični sistem hemijski elementi- Ovo je klasifikacija hemijskih elemenata koju je stvorio D. I. Mendeljejev na osnovu periodičnog zakona koji je otkrio 1869. godine.

D. I. Mendeljejev

Prema savremenoj formulaciji ovog zakona, u kontinuiranom nizu elemenata raspoređenih uzlaznim redoslijedom pozitivnog naboja jezgara njihovih atoma, periodično se ponavljaju elementi sličnih svojstava.

Periodični sistem hemijskih elemenata, predstavljen u obliku tabele, sastoji se od perioda, serija i grupa.

Na početku svakog perioda (osim prvog) nalazi se element sa izraženim metalnim svojstvima (alkalni metal).

Simboli za tabelu boja: 1 - hemijski znak elementa; 2 - ime; 3 - atomska masa (atomska težina); 4 - serijski broj; 5 - raspodjela elektrona po slojevima.

Kako se redni broj elementa povećava, jednak vrijednosti pozitivnog naboja jezgra njegovog atoma, metalna svojstva postepeno slabe, a nemetalna se povećavaju. Pretposljednji element u svakom periodu je element sa izraženim nemetalnim svojstvima (), a posljednji je inertni plin. U periodu I postoje 2 elementa, u II i III - po 8 elemenata, u IV i V - po 18 elemenata, u VI - 32 iu VII (nepotpuni period) - 17 elemenata.

Prva tri perioda nazivaju se malim periodima, svaki od njih se sastoji od jednog horizontalnog reda; ostatak - u velikim periodima, od kojih se svaki (osim VII perioda) sastoji od dva horizontalna reda - parnog (gornjeg) i neparnog (donjeg). U parnim redovima velikih perioda nalaze se samo metali. Svojstva elemenata u ovim redovima se neznatno mijenjaju s povećanjem serijskog broja. Svojstva elemenata u neparnim serijama velikih perioda se mijenjaju. U periodu VI, lantan je praćen sa 14 elemenata koji su veoma slični po hemijskim svojstvima. Ovi elementi, zvani lantanidi, navedeni su odvojeno ispod glavne tabele. Aktinidi, elementi nakon aktinijuma, na sličan su način prikazani u tabeli.

Tabela ima devet vertikalnih grupa. Broj grupe, uz rijetke izuzetke, jednak je najvećoj pozitivnoj valenci elemenata ove grupe. Svaka grupa, isključujući nulu i osmu, podijeljena je u podgrupe. - glavni (nalazi se desno) i bočni. U glavnim podgrupama, sa povećanjem serijskog broja, metalna svojstva elemenata su poboljšana, a nemetalna svojstva elemenata su oslabljena.

Dakle, hemijska i serija fizička svojstva elementi su određeni mjestom koje dati element zauzima u periodnom sistemu.

Biogeni elementi, odnosno elementi koji čine organizme i obavljaju određenu biološka uloga, okupirati gornji dio periodične tablice. Ćelije okupirane elementima koji čine većinu (više od 99%) žive tvari obojene su plavom bojom. roze boje- ćelije zauzete elementima u tragovima (vidi).

Periodični sistem hemijskih elemenata je najveće dostignuće moderne prirodne nauke i živopisan izraz najopštijih dijalektičkih zakona prirode.

Vidi također, Atomska težina.

Periodični sistem hemijskih elemenata - prirodna klasifikacija hemijske elemente, koje je stvorio D. I. Mendeljejev na osnovu periodičnog zakona koji je otkrio 1869.

U originalnoj formulaciji periodični zakon D. I. Mendeljejeva je glasio: svojstva hemijskih elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih jedinjenja, u periodičnoj su zavisnosti od veličine atomske težine elemenata. Kasnije, razvojem doktrine o strukturi atoma, pokazalo se da tačnija karakteristika svakog elementa nije atomska težina (vidi), već vrijednost pozitivnog naboja jezgra atoma element, jednak rednom (atomskom) broju ovog elementa u periodičnom sistemu D. I. Mendeljejeva. Broj pozitivnih naboja na jezgru atoma jednak je broju elektrona koji okružuju jezgro atoma, budući da su atomi u cjelini električno neutralni. U svetlu ovih podataka, periodični zakon je formulisan na sledeći način: svojstva hemijskih elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih jedinjenja, u periodičnoj su zavisnosti od pozitivnog naboja jezgara njihovih atoma. To znači da će se u kontinuiranom nizu elemenata, poredanih uzlaznim redoslijedom pozitivnih naboja jezgara njihovih atoma, periodično ponavljati elementi sličnih svojstava.

tabelarni oblik periodični sistem hemijski elementi su predstavljeni u njegovom modernom obliku. Sastoji se od perioda, serija i grupa. Period predstavlja uzastopni horizontalni niz elemenata raspoređenih uzlaznim redoslijedom pozitivnog naboja jezgara njihovih atoma.

Na početku svakog perioda (osim prvog) nalazi se element sa izraženim metalnim svojstvima (alkalni metal). Zatim, kako se serijski broj povećava, metalna svojstva elemenata postepeno slabe, a nemetalna svojstva elemenata se povećavaju. Pretposljednji element u svakom periodu je element sa izraženim nemetalnim svojstvima (halogen), a posljednji je inertni plin. I period se sastoji od dva elementa, uloge alkalni metal a halogen istovremeno izvodi vodonik. II i III period uključuju po 8 elemenata, koji se nazivaju Mendeljejevskim tipikom. IV i V period imaju po 18 elemenata, VI-32. VII period još nije završen i dopunjen je umjetno stvorenim elementima; trenutno postoji 17 elemenata u ovom periodu. I, II i III periodi se nazivaju malim, svaki od njih se sastoji od jednog horizontalnog reda, IV-VII - velikog: oni (sa izuzetkom VII) uključuju dva horizontalna reda - parni (gornji) i neparni (donji). U parnim redovima velikih perioda nalaze se samo metali, a promjena svojstava elemenata u redu slijeva na desno je slabo izražena.

U neparnim serijama velikih perioda, svojstva elemenata u nizu se mijenjaju na isti način kao i svojstva tipičnih elemenata. U parnom broju VI perioda nakon lantana slijedi 14 elemenata [koji se nazivaju lantanidi (vidi), lantanidi, rijetki zemni elementi], sličnih hemijskim svojstvima lantanu i jedni drugima. Njihova lista je data posebno ispod tabele.

Odvojeno, elementi koji slijede nakon aktinijum-aktinida (aktinida) su ispisani i dati ispod tabele.

U periodnom sistemu hemijskih elemenata postoji devet vertikalnih grupa. Broj grupe jednak je najvećoj pozitivnoj valentnosti (vidi) elemenata ove grupe. Izuzetak su fluor (događa se samo negativno monovalentno) i brom (ne dešava se sedmovalentno); osim toga, bakar, srebro, zlato mogu pokazati valencu veću od +1 (Cu-1 i 2, Ag i Au-1 i 3), a od elemenata grupe VIII samo osmijum i rutenijum imaju valenciju od +8 . Svaka grupa, sa izuzetkom osme i nulte, podijeljena je u dvije podgrupe: glavnu (nalazi se desno) i sekundarnu. Glavne podgrupe uključuju tipične elemente i elemente velikih perioda, sekundarne - samo elemente velikih perioda i, osim toga, metale.

U pogledu hemijskih svojstava, elementi svake podgrupe ove grupe značajno se razlikuju jedni od drugih, a samo je najveća pozitivna valencija ista za sve elemente ove grupe. U glavnim podgrupama, od vrha do dna, metalna svojstva elemenata se povećavaju, a nemetalna slabe (npr. francij je element s najizraženijim metalnim svojstvima, a fluor je nemetalni). Dakle, mjesto elementa u periodičnom sistemu Mendeljejeva (redni broj) određuje njegova svojstva, koja su prosjek svojstava susjednih elemenata vertikalno i horizontalno.

Neke grupe elemenata imaju posebna imena. Dakle, elementi glavnih podgrupa grupe I nazivaju se alkalni metali, grupa II - zemnoalkalni metali, grupa VII - halogeni, elementi koji se nalaze iza urana - transuranijum. Elementi koji su u sastavu organizama, učestvuju u metaboličkim procesima i imaju izraženu biološka uloga nazivaju se biogeni elementi. Svi oni zauzimaju gornji dio tabele D. I. Mendeljejeva. To su prvenstveno O, C, H, N, Ca, P, K, S, Na, Cl, Mg i Fe, koji čine najveći dio žive tvari (više od 99%). Mesta koja zauzimaju ovi elementi u periodnom sistemu obojena su svetloplavom bojom. Biogeni elementi, kojih u tijelu ima vrlo malo (od 10 -3 do 10 -14%), nazivaju se mikroelementima (vidi). U ćelijama periodnog sistema, obojene žuta, stavljaju se elementi u tragovima, čija je vitalna važnost za čovjeka dokazana.

Prema teoriji strukture atoma (vidi Atom), hemijska svojstva elemenata zavise uglavnom od broja elektrona u vanjskoj elektronskoj ljusci. Periodične promjene u svojstvima elemenata s povećanjem pozitivnog naboja atomska jezgra zbog periodičnog ponavljanja strukture vanjske elektronske ljuske (energetski nivo) atoma.

U malim periodima, sa povećanjem pozitivnog naboja jezgra, broj elektrona u vanjskom omotaču raste sa 1 na 2 u periodu I i sa 1 na 8 u periodima II i III. Otuda i promena svojstava elemenata u periodu od alkalnog metala do inertnog gasa. Vanjska elektronska ljuska, koja sadrži 8 elektrona, je kompletna i energetski stabilna (elementi nulte grupe su kemijski inertni).

U velikim periodima u parnim redovima, s povećanjem pozitivnog naboja jezgara, broj elektrona u vanjskoj ljusci ostaje konstantan (1 ili 2), a druga vanjska ljuska je ispunjena elektronima. Otuda spora promjena svojstava elemenata u parnim redovima. U neparnim serijama dugih perioda, s povećanjem naboja jezgara, vanjski omotač se puni elektronima (od 1 do 8) i svojstva elemenata se mijenjaju na isti način kao i kod tipičnih elemenata.

Broj elektronskih ljuski u atomu jednak je broju perioda. Atomi elemenata glavnih podgrupa imaju broj elektrona na svojim vanjskim omotačima jednak broju grupe. Atomi elemenata sekundarnih podgrupa sadrže jedan ili dva elektrona na vanjskim omotačima. Ovo objašnjava razliku u svojstvima elemenata glavne i sekundarne podgrupe. Broj grupe označava mogući broj elektrona koji mogu učestvovati u formiranju hemijskih (valentnih) veza (vidi Molekul), stoga se takvi elektroni nazivaju valentnim. Za elemente sekundarnih podgrupa, ne samo elektroni vanjskih ljuski, već i oni pretposljednji, su valentni. Broj i struktura elektronskih ljuski naznačeni su u priloženom periodnom sistemu hemijskih elemenata.

Periodični zakon D. I. Mendeljejeva i sistem zasnovan na njemu imaju isključivo veliki značaj u nauci i praksi. Periodični zakon i sistem bili su osnova za otkriće novih hemijskih elemenata, tacna definicija njihove atomske težine, razvoj doktrine o strukturi atoma, uspostavljanje geohemijskih zakona za distribuciju elemenata u zemljine kore i razvoj savremene ideje o živoj materiji, čiji sastav i zakoni povezani sa njom su u skladu sa periodičnim sistemom. Biološka aktivnost elemenata i njihov sadržaj u tijelu također su u velikoj mjeri determinirani mjestom koje oni zauzimaju u periodičnom sistemu Mendeljejeva. Dakle, s povećanjem serijskog broja u nizu grupa, povećava se toksičnost elemenata i smanjuje se njihov sadržaj u tijelu. Periodični zakon je živopisan izraz najopštijih dijalektičkih zakona razvoja prirode.

Grafički prikaz periodnog zakona je periodni sistem (tabela). Horizontalni redovi sistema nazivaju se periodi, a vertikalni stupci grupe.

Ukupno postoji 7 perioda u sistemu (tabela), a broj perioda jednak je broju elektronskih slojeva u atomu elementa, broju spoljašnjeg (valentnog) energetskog nivoa i vrednosti glavnog kvantni broj za najviši nivo energije. Svaki period (osim prvog) počinje s-elementom - aktivnim alkalnim metalom i završava inertnim plinom, kojem prethodi p-element - aktivni nemetal (halogen). Ako se krećemo duž perioda s lijeva na desno, tada će se s povećanjem naboja jezgara atoma kemijskih elemenata malih perioda povećati broj elektrona na vanjskom energetskom nivou, zbog čega će se svojstva elementi se mijenjaju - od tipično metalnih (jer postoji aktivan alkalni metal na početku perioda), preko amfoternih (element pokazuje svojstva i metala i nemetala) do nemetalnih (aktivan nemetal - halogen na kraju perioda), tj. metalna svojstva postepeno slabe, a nemetalna se povećavaju.

U velikim periodima, sa povećanjem nuklearnog naboja, punjenje elektrona je teže, što objašnjava složeniju promjenu svojstava elemenata u odnosu na elemente malih perioda. Dakle, u parnim redovima dugih perioda, sa povećanjem nuklearnog naboja, broj elektrona na vanjskom energetskom nivou ostaje konstantan i jednak je 2 ili 1. Dakle, dok je sljedeći nivo nakon vanjskog (drugi izvana) ispunjen sa elektrona, svojstva elemenata u parnim redovima se sporo mijenjaju. Prilikom prelaska u neparne redove, s povećanjem nuklearnog naboja, povećava se broj elektrona na vanjskom energetskom nivou (od 1 do 8), svojstva elemenata se mijenjaju na isti način kao u malim periodima.

DEFINICIJA

Vertikalni stubovi u periodičnom sistemu su grupe elemenata sa sličnom elektronskom strukturom i hemijski su analozi. Grupe su označene rimskim brojevima od I do VIII. Razlikuju se glavne (A) i sekundarne (B) podgrupe, od kojih prva sadrži s- i p-elemente, a druga - d - elemente.

Broj podgrupe A označava broj elektrona na vanjskom energetskom nivou (broj valentnih elektrona). Za elemente B-podgrupa ne postoji direktna veza između broja grupe i broja elektrona na vanjskom energetskom nivou. U A-podgrupama, metalna svojstva elemenata rastu, a nemetalna opadaju sa povećanjem naboja jezgra atoma elementa.

Postoji veza između položaja elemenata u periodnom sistemu i strukture njihovih atoma:

- atomi svih elemenata istog perioda imaju jednak broj energetskih nivoa, djelimično ili potpuno ispunjeni elektronima;

— atomi svih elemenata A podgrupe imaju jednak broj elektrona na vanjskom energetskom nivou.

Plan za karakterizaciju hemijskog elementa na osnovu njegove pozicije u periodnom sistemu

Obično se karakteristika hemijskog elementa na osnovu njegovog položaja u periodičnom sistemu daje prema sledećem planu:

- navesti simbol hemijskog elementa, kao i njegov naziv;

- navesti redni broj, broj perioda i grupu (vrstu podgrupe) u kojoj se element nalazi;

- naznačiti nuklearni naboj, maseni broj, broj elektrona, protona i neutrona u atomu;

- zapiši elektronska konfiguracija i označavaju valentne elektrone;

- nacrtati elektronsko-grafske formule za valentne elektrone u osnovnom i pobuđenom (ako je moguće) stanjima;

- naznačiti familiju elementa, kao i njegovu vrstu (metalni ili nemetalni);

- uporediti svojstva jednostavne supstance sa svojstvima prostih supstanci koje formiraju elementi koji su susjedni u podgrupi;

- uporediti svojstva jednostavne supstance sa svojstvima prostih supstanci koje formiraju elementi koji su susjedni u periodu;

- navedite formule viših oksida i hidroksida sa kratak opis njihova svojstva;

- naznačiti vrijednosti minimalnog i maksimalnog oksidacijskog stanja nekog kemijskog elementa.

Karakteristike hemijskog elementa koristeći magnezijum (Mg) kao primer

Razmotrite karakteristike hemijskog elementa koristeći primjer magnezija (Mg) prema gore opisanom planu:

1. Mg - magnezijum.

2. Redni broj - 12. Element je u periodu 3, u grupi II, A (glavna) podgrupa.

3. Z=12 (nuklearni naboj), M=24 (maseni broj), e=12 (broj elektrona), p=12 (broj protona), n=24-12=12 (broj neutrona).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – elektronska konfiguracija, valentni elektroni 3s 2 .

5. Osnovno stanje

uzbuđeno stanje

6. s-element, metal.

7. Najviši oksid - MgO - pokazuje glavna svojstva:

MgO + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 \u003d Mg (NO 3) 2

Kao magnezijum hidroksid, odgovara baza Mg (OH) 2, koja pokazuje sva tipična svojstva baza:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Stepen oksidacije "+2".

9. Svojstva metala u magnezijumu su izraženije nego u berilijumu, ali slabije nego u kalcijumu.

10. Metalna svojstva magnezijuma su manje izražena od natrijuma, ali jača od aluminijuma (susedni elementi 3. perioda).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

Periodični sistem hemijskih elemenata je klasifikacija hemijskih elemenata zasnovana na određenim karakteristikama strukture atoma hemijskih elemenata. Sastavljen je na osnovu periodičnog zakona, koji je 1869. otkrio D. I. Mendeljejev. U to vrijeme, periodični sistem je uključivao 63 hemijska elementa i po izgledu se razlikovao od modernog. Sada periodični sistem uključuje oko sto dvadeset hemijskih elemenata.

Periodični sistem je sastavljen u obliku tabele u kojoj su raspoređeni hemijski elementi određeni red: kako se njihove atomske mase povećavaju. Sada postoji mnogo vrsta slika periodičnog sistema. Najčešća je slika u obliku tabele sa rasporedom elemenata s lijeva na desno.

Svi hemijski elementi u Periodnom sistemu su grupisani u periode i grupe. Periodični sistem obuhvata sedam perioda i osam grupa. Periodi se nazivaju horizontalni redovi hemijskih elemenata, u kojima se svojstva elemenata menjaju od tipičnih metalnih do nemetalnih. Vertikalni stupovi hemijskih elemenata koji sadrže elemente sličnih hemijskih svojstava formiraju grupe hemijskih elemenata.

Prvi, drugi i treći period nazivaju se malim jer sadrže br veliki broj elementi (prvi - dva elementa, drugi i treći - po osam elemenata). Elementi drugog i trećeg perioda nazivaju se tipičnima, njihova svojstva se redovno mijenjaju od tipičnog metala do inertnog plina.

Svi ostali periodi se nazivaju velikim (četvrti i peti sadrže po 18 elemenata, šesti - 32 i sedmi - 24 elementa). Posebnu sličnost svojstava pokazuju elementi koji se nalaze unutar velikih perioda, na kraju svakog parnog reda. To su takozvane trijade: Ferum - Kobalt - Nikol, koje čine porodicu gvožđa, i druge dve: Rutenijum - Rodijum - Paladijum i Osmijum - Iridijum - Platina, koje čine porodicu metala platine (platinoida).

Na dnu tabele D. I. Mendeljejeva nalaze se hemijski elementi koji čine porodicu lantanida i porodicu aktinida. Svi ovi elementi formalno su uključeni u treću grupu i dolaze iza hemijskih elemenata lantana (broj 57) i aktinijuma (broj 89).

Periodični sistem elemenata sadrži deset redova. Mali periodi (prvi, drugi i treći) se sastoje od jednog reda, a veliki periodi (četvrti, peti i šesti) sadrže po dva reda. U sedmom periodu je jedan red.

Svaki veliki period sastoji se od parnih i neparnih redova. Upareni redovi sadrže metalne elemente, u neparnim redovima svojstva elemenata se mijenjaju na isti način kao i kod tipičnih elemenata, tj. od metalnog do izraženog nemetalnog.

Svaka grupa tabele D. I. Mendeljejeva sastoji se od dve podgrupe: glavne i sekundarne. Sastav glavnih podgrupa uključuje elemente i malih i velikih perioda, odnosno glavne podgrupe počinju ili od prvog ili od drugog perioda. Sekundarne podgrupe uključuju elemente samo velikih perioda, tj. bočne podgrupe počinju tek od četvrtog perioda.

Svako ko je išao u školu sjeća se da je jedan od obaveznih predmeta za učenje bila hemija. Moglo bi joj se svidjeti, ili joj se ne sviđa - nije bitno. I vjerovatno je da je mnogo znanja iz ove discipline već zaboravljeno i ne primjenjuje se u životu. Međutim, svi se vjerojatno sjećaju tabele hemijskih elemenata D. I. Mendelejeva. Za mnoge je to ostala raznobojna tablica, u kojoj su u svaki kvadrat upisana određena slova koja označavaju nazive kemijskih elemenata. Ali ovdje nećemo govoriti o hemiji kao takvoj, već opisati stotine hemijske reakcije i procese, ali ćemo pričati o tome kako se pojavio periodni sistem općenito - ova će priča zanimati svaku osobu, a zapravo i sve one koji su gladni zanimljivih i korisnih informacija.

Malo pozadine

Davne 1668. godine, izvanredni irski hemičar, fizičar i teolog Robert Boyle objavio je knjigu u kojoj su razobličeni mnogi mitovi o alhemiji iu kojoj je govorio o potrebi traženja nerazgradivih hemijskih elemenata. Naučnik je dao i njihovu listu, koja se sastoji od samo 15 elemenata, ali je dozvolio ideju da može biti više elemenata. To je postalo polazna tačka ne samo u potrazi za novim elementima, već i u njihovoj sistematizaciji.

Stotinu godina kasnije, francuski hemičar Antoine Lavoisier sastavio je novu listu koja je već uključivala 35 elemenata. Kasnije je utvrđeno da su njih 23 nerazgradiva. Ali potragu za novim elementima nastavili su naučnici širom svijeta. A glavnu ulogu u ovom procesu odigrao je poznati ruski hemičar Dmitrij Ivanovič Mendeljejev - on je prvi iznio hipotezu da bi mogla postojati veza između atomske mase elemenata i njihove lokacije u sistemu.

Zahvaljujući mukotrpnom radu i poređenju hemijskih elemenata, Mendeljejev je uspeo da otkrije vezu između elemenata u kojoj oni mogu biti jedno, a njihova svojstva nisu nešto što se podrazumeva, već su fenomen koji se periodično ponavlja. Kao rezultat toga, u februaru 1869. Mendeljejev je formulisao prvi periodični zakon, a već u martu je svoj izvještaj „Odnos svojstava sa atomskom težinom elemenata“ podnio Ruskom hemijskom društvu istoričar hemije N. A. Menshutkin. Potom je iste godine objavljena Mendeljejevljeva publikacija u časopisu Zeitschrift fur Chemie u Njemačkoj, a 1871. nova obimna publikacija naučnika posvećena njegovom otkriću objavljena je u drugom njemačkom časopisu Annalen der Chemie.

Kreiranje periodnog sistema

Glavnu ideju do 1869. već je formirao Mendeljejev, i to prilično kratko vrijeme, ali dugo nije mogao da to uredi u nekakav uređen sistem koji jasno prikazuje šta je šta. U jednom od razgovora sa kolegom A. A. Inostrancevom, čak je rekao da mu je sve već prošlo u glavi, ali nije mogao sve da iznese na sto. Nakon toga, prema Mendeljejevljevim biografima, počeo je mukotrpan rad nad njegovim stolom, koji je trajao tri dana bez pauze za spavanje. Razvrstani su se razni načini organizovanja elemenata u tabeli, a posao je bio komplikovan činjenicom da u to vreme nauka još nije znala za sve hemijske elemente. Ali, uprkos tome, tabela je ipak kreirana, a elementi sistematizovani.

Legenda o snu Mendeljejeva

Mnogi su čuli priču da je D. I. Mendeljejev sanjao svoj stol. Ovu verziju je aktivno distribuirao već spomenuti kolega Mendeljejeva, A. A. Inostrantsev, kao smiješnu priču kojom je zabavljao svoje učenike. Rekao je da je Dmitrij Ivanovič otišao u krevet i da je u snu jasno vidio svoj sto, u kojem su raspoređeni svi hemijski elementi. pravi red. Nakon toga, studenti su se čak našalili da je na isti način otkrivena i votka od 40°. Ali još su postojali stvarni preduslovi za priču o spavanju: kao što je već pomenuto, Mendeljejev je radio za stolom bez sna i odmora, a Inostrancev ga je jednom zatekao umornog i iscrpljenog. U popodnevnim satima Mendeljejev je odlučio da napravi pauzu, a nešto kasnije se naglo probudio, odmah uzeo komad papira i već na njemu prikazao gotov sto. Ali sam naučnik je opovrgao cijelu ovu priču snom, rekavši: "Razmišljam o tome možda dvadeset godina, a vi mislite: sjedio sam i odjednom je... spremno." Dakle, legenda o snu može biti vrlo privlačna, ali stvaranje stola bilo je moguće samo napornim radom.

Dalji rad

U periodu od 1869. do 1871. Mendeljejev je razvio ideje periodičnosti, kojima je naučna zajednica bila sklona. I jedan od važnih koraka ovaj proces postojalo je shvatanje koje svaki element u sistemu treba da ima, na osnovu ukupnosti njegovih svojstava u poređenju sa svojstvima drugih elemenata. Na osnovu toga, a takođe i na osnovu rezultata istraživanja promene stakloformirajućih oksida, hemičar je uspeo da izmeni vrednosti atomskih masa nekih elemenata, među kojima su uran, indijum, berilijum i drugi.

Naravno, Mendeljejev je želio što prije popuniti prazne ćelije koje su ostale u tabeli, a 1870. je predvidio da će uskoro biti otkriveni nauci nepoznati hemijski elementi, čije je atomske mase i svojstva mogao izračunati. Prvi od njih bili su galijum (otkriven 1875.), skandij (otkriven 1879.) i germanijum (otkriven 1885.). Tada su se predviđanja nastavila ostvarivati, a otkriveno je još osam novih elemenata, među kojima su: polonijum (1898), renijum (1925), tehnecijum (1937), francijum (1939) i astat (1942-1943). Inače, 1900. godine D. I. Mendeleev i škotski hemičar William Ramsay došli su do zaključka da elemente nulte grupe također treba uključiti u tabelu - do 1962. zvali su se inertni, a poslije - plemeniti plinovi.

Organizacija periodnog sistema

Hemijski elementi u tabeli D. I. Mendeljejeva raspoređeni su u redove, u skladu sa povećanjem njihove mase, a dužina redova je odabrana tako da elementi u njima imaju slična svojstva. Na primjer, plemeniti gasovi kao što su radon, ksenon, kripton, argon, neon i helijum ne reaguju lako sa drugim elementima, a takođe imaju nisku hemijsku aktivnost, zbog čega se nalaze u krajnjem desnom stubu. I elementi lijevog stupca (kalijum, natrijum, litijum, itd.) savršeno reaguju sa ostalim elementima, a same reakcije su eksplozivne. Pojednostavljeno rečeno, unutar svake kolone elementi imaju slična svojstva, koja se razlikuju od kolone do kolone. Svi elementi do br. 92 nalaze se u prirodi, a sa brojem 93. počinju umjetni elementi koji se mogu stvoriti samo u laboratoriji.

U originalnoj verziji periodični sistem je shvaćen samo kao odraz poretka koji postoji u prirodi i nije bilo objašnjenja zašto bi sve tako trebalo da bude. I to tek kada se pojavio kvantna mehanika, pravo značenje redosleda elemenata u tabeli postalo je jasno.

Lekcije kreativnog procesa

Razgovarajući o tome koje lekcije kreativni proces može naučiti iz cjelokupne istorije stvaranja periodni sistem D. I. Mendeljejeva, mogu se kao primjer navesti ideje engleskog istraživača u oblasti kreativnog mišljenja Grahama Wallacea i francuskog naučnika Henrija Poincaréa. Hajdemo ih ukratko.

Prema Poincaréu (1908) i Grahamu Wallaceu (1926), postoje četiri glavne faze u kreativnom razmišljanju:

• Priprema- faza formulisanja glavnog zadatka i prvi pokušaji njegovog rješavanja;
• Inkubacija- faza tokom koje dolazi do privremenog odvraćanja pažnje od procesa, ali se rad na pronalaženju rješenja problema odvija na podsvjesnom nivou;
• uvid- faza u kojoj se pronalazi intuitivno rješenje. Štaviše, ovo rešenje se može naći u situaciji koja apsolutno nije relevantna za zadatak;
• Ispitivanje- faza testiranja i implementacije rješenja, u kojoj se vrši verifikacija ovog rješenja i njegov mogući dalji razvoj.

Kao što vidimo, u procesu kreiranja svoje tabele, Mendeljejev je intuitivno pratio ove četiri faze. Koliko je to efektivno može se suditi po rezultatima, tj. jer je tabela kreirana. A s obzirom na to da je njegovo stvaranje predstavljalo veliki iskorak ne samo za hemijsku nauku, već i za čitavo čovečanstvo, navedene četiri faze mogu se primeniti kako na realizaciju malih projekata, tako i na realizaciju globalnih planova. Glavna stvar koju treba zapamtiti je da se ni jedno otkriće, niti jedno rješenje problema ne može pronaći samo po sebi, ma koliko željeli da ih vidimo u snu i koliko god spavali. Da biste uspjeli, bilo da se radi o izradi tabele hemijskih elemenata ili izradi novog marketinškog plana, potrebno je imati određena znanja i vještine, kao i vješto koristiti svoj potencijal i vrijedno raditi.

Želimo vam uspjeh u vašim nastojanjima i uspješnu implementaciju Conceived!

Periodični sistem hemijskih elemenata je prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je grafički (tabelarni) izraz periodnog zakona hemijskih elemenata. Njegovu strukturu, u mnogo čemu sličnu modernoj, razvio je D. I. Mendeljejev na osnovu periodičnog zakona 1869-1871.

Prototip periodičnog sistema bio je „Iskustvo sistema elemenata zasnovanog na njihovom atomska težina i hemijski odnos", sastavio D. I. Mendeljejev 1. marta 1869. Tokom dve godine, naučnik je neprekidno usavršavao "Iskustvo sistema", uveo koncept grupa, serija i perioda elemenata. struktura periodnog sistema dobila je u mnogim aspektima moderne obrise.

Za njegovu evoluciju važan je bio koncept mjesta elementa u sistemu, određenog brojevima grupe i perioda. Na osnovu ovog koncepta Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti atomske mase nekih elemenata: uranijuma, indija, cerijuma i njegovih satelita. Bio je to prvi praktična upotreba periodični sistem. Mendeljejev je također bio prvi koji je predvidio postojanje nekoliko nepoznatih elemenata. Naučnik je opisao najvažnija svojstva ekaaluminijum (budući galijum), ekabora (skandij) i ekasilicijum (germanijum). Osim toga, predvidio je postojanje analoga mangana (budući tehnecij i renijum), telura (polonijum), joda (astatina), cezijuma (francij), barijuma (radijum), tantala (protaktinijum). Naučnika predviđanja u vezi sa ovim elementima bila su opšti karakter, budući da su se ovi elementi nalazili u malo proučenim područjima periodnog sistema.

Prve verzije periodnog sistema u mnogim aspektima predstavljale su samo empirijsku generalizaciju. Uostalom, fizičko značenje periodičnog zakona nije bilo jasno, nije bilo objašnjenja razloga za periodičnu promjenu svojstava elemenata u zavisnosti od povećanja atomskih masa. Kao rezultat toga, mnogi problemi su ostali neriješeni. Postoje li ograničenja za periodični sistem? Da li je moguće odrediti tačan broj postojećih elemenata? Struktura šestog perioda ostala je nejasna - kolika je tačna količina rijetkih zemljanih elemenata. Nije se znalo ima li još elemenata između vodonika i litijuma, kakva je struktura prvog perioda. Stoga su se sve do fizičke potpore periodnog zakona i razvoja teorije periodnog sistema više puta javljale ozbiljne poteškoće. Neočekivano je bilo otkriće 1894-1898. galaksija inertnih gasova za koje se činilo da nema mesta u periodnom sistemu. Ova poteškoća je otklonjena zahvaljujući ideji uključivanja nezavisne nulte grupe u strukturu periodnog sistema. Masovno otkriće radioelemenata na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće. (do 1910. godine njihov broj je bio oko 40) dovelo je do oštre kontradikcije između potrebe da se oni smeste u periodični sistem i njegove postojeće strukture. Za njih je bilo samo 7 slobodnih mjesta u šestom i sedmom periodu. Ovaj problem je riješen kao rezultat uspostavljanja pravila pomaka i otkrića izotopa.

Jedan od glavnih razloga nemogućnosti da se objasni fizičko značenje periodnog zakona i strukture periodnog sistema bio je taj što se nije znalo kako je atom izgrađen. Najvažnija prekretnica u razvoju periodnog sistema bilo je stvaranje atomskog modela od strane E. Rutherforda (1911). Na osnovu toga, holandski naučnik A. Van den Broek (1913) je sugerisao da je redni broj elementa u periodičnom sistemu brojčano jednak naboju jezgra njegovog atoma (Z). To je eksperimentalno potvrdio engleski naučnik G. Moseley (1913). Periodični zakon dobio je fizičko opravdanje: periodičnost promjena svojstava elemenata počela se razmatrati ovisno o Z-naboju atomskog jezgra elementa, a ne o atomskoj masi.

Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema je značajno ojačana. Utvrđeno je donja linija sistemima. Ovo je vodonik, element sa minimalnim Z = 1. Postalo je moguće precizno procijeniti broj elemenata između vodonika i uranijuma. Identifikovane su „praznine“ u periodičnom sistemu, koje odgovaraju nepoznatim elementima sa Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Međutim, ostala su nejasna pitanja o tačnom broju elemenata retkih zemalja i, što je najvažnije, razlozi za periodične promjene u svojstvima elemenata nisu otkrivene u zavisnosti od Z.

Na osnovu postojeće strukture periodnog sistema i rezultata proučavanja atomskih spektra, danski naučnik N. Bohr je 1918-1921. razvio ideje o redoslijedu izgradnje elektronskih ljuski i podljuska u atomima. Naučnik je došao do zaključka da se slične vrste elektronskih konfiguracija atoma periodično ponavljaju. Tako se pokazalo da se periodičnost promjena svojstava kemijskih elemenata objašnjava postojanjem periodičnosti u konstrukciji elektronskih ljuski i podljuska atoma.

Trenutno periodični sistem pokriva 126 elemenata. Od toga su svi transuranijumski elementi (Z = 93-107), kao i elementi sa Z = 43 (tehnecij), 61 (prometijum), 85 (astatin), 87 (francijum) dobijeni veštačkim putem. Tokom čitave istorije postojanja periodnog sistema, predložen je veliki broj (> 500) njegovih varijanti. grafička slika, uglavnom u obliku tabela, ali i u obliku raznih geometrijski oblici(prostorne i planarne), analitičke krive (spirale itd.) itd. Najviše se koriste kratki, dugi i ljestvičasti oblici tablica.

Trenutno se prednost daje kratkom.

Osnovni princip izgradnje periodnog sistema je njegova podjela na grupe i periode. Mendeljejevljev koncept redova elemenata trenutno se ne koristi, jer je lišen fizičkog značenja. Grupe su, pak, podijeljene na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe. Svaka podgrupa sadrži elemente - hemijske analoge. Elementi a- i b-podgrupa u većini grupa takođe pokazuju izvesnu sličnost među sobom, uglavnom u višim oksidacionim stanjima, koja su po pravilu jednaka broju grupe. Period je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom, a završava se inertnim plinom (poseban slučaj je prvi period). Svaki period sadrži strogo određen broj elemenata. Periodični sistem se sastoji od osam grupa i osam perioda.

Posebnost prvi period je da sadrži samo 2 elementa: vodonik i helijum. Mjesto vodonika u sistemu je dvosmisleno. S obzirom da ispoljava svojstva zajednička sa alkalnim metalima i halogenima, svrstava se ili u Iaα- ili u VIIaα - podgrupu, pri čemu se potonja opcija češće koristi. Helijum je prvi predstavnik VIIIa podgrupe. Za dugo vremena helijum i svi inertni gasovi su razdvojeni u nezavisnu nultu grupu. Ova odredba je zahtijevala reviziju nakon sinteze hemijska jedinjenja kripton, ksenon i radon. Kao rezultat toga, inertni gasovi i elementi bivše grupe VIII (gvožđe, kobalt, nikl i metali platine) su kombinovani u jednu grupu. Ova opcija nije savršena, jer je inertnost helijuma i neona nesumnjiva.

Drugi period sadrži 8 elemenata. Počinje s litijem alkalnog metala, čije je jedino oksidacijsko stanje +1. Sledi berilij (metal, oksidaciono stanje +2). Bor već pokazuje slabo izražen metalni karakter i nije metal (oksidaciono stanje +3). Pored bora, ugljenik je tipičan nemetal koji pokazuje i +4 i -4 oksidaciona stanja. Dušik, kiseonik, fluor i neon su svi nemetali, au dušiku najveće oksidaciono stanje +5 odgovara broju grupe; za fluor je poznato da je oksidaciono stanje +7. Inertni gas neon završava period.

Treći period(natrijum - argon) takođe sadrži 8 elemenata. Priroda promjene njihovih svojstava je u velikoj mjeri slična onoj uočenoj za elemente drugog perioda. Ali postoji i svoje specifičnosti. Dakle, magnezijum je, za razliku od berilijuma, metalniji, kao i aluminijum u odnosu na bor. Silicijum, fosfor, sumpor, hlor, argon su tipični nemetali. I svi oni, osim argona, pokazuju najviša oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

Kao što vidimo, u oba perioda, kako se Z povećava, uočava se slabljenje metalnih i jačanje nemetalnih svojstava elemenata. D. I. Mendeljejev je elemente drugog i trećeg perioda (po njegovim riječima, male) nazvao tipičnim. Elementi malih perioda su među najčešćim u prirodi. Ugljik, dušik i kisik (zajedno sa vodonikom) su organogeni, tj. osnovni elementi organske materije.

Svi elementi prvog-trećeg perioda su raspoređeni u a-podgrupe.

Četvrti period(kalijum - kripton) sadrži 18 elemenata. Prema Mendeljejevu, ovo je prvi veliki period. Nakon alkalnog metala kalijuma i zemnoalkalnog metala kalcijuma, slijedi niz elemenata koji se sastoji od 10 tzv. prelaznih metala (skandij – cink). Svi oni pripadaju b-podgrupama. Većina prelaznih metala pokazuje viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, osim gvožđa, kobalta i nikla. Elementi od galija do kriptona pripadaju a-podgrupama. Kripton, za razliku od prethodnih inertnih gasova, može formirati hemijska jedinjenja.

Peti period(rubidijum - ksenon) po svojoj konstrukciji je sličan četvrtom. Takođe sadrži umetak od 10 prelaznih metala (itrijum - kadmijum). Elementi ovog perioda imaju svoje karakteristike. U trijadi rutenijum - rodijum - paladijum, jedinjenja su poznata za rutenijum gde on pokazuje oksidaciono stanje od +8. Svi elementi a-podgrupa pokazuju najviša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, isključujući ksenon. Vidi se da su karakteristike promjene svojstava elemenata četvrtog i petog perioda kako Z raste složenije u odnosu na drugi i treći period.

Šesti period(cezijum - radon) uključuje 32 elementa. U ovom periodu, pored 10 prelaznih metala (lantan, hafnij - živa), postoji i skup od 14 lantanida - od cerijuma do lutecijuma. Elementi od cerijuma do lutecijuma su hemijski veoma slični i zbog toga su dugo bili uključeni u porodicu retkozemnih elemenata. U kratkom obliku periodnog sistema, serija lantanida je uključena u ćeliju lantana i dekodiranje ove serije je dato na dnu tabele.

Koja je specifičnost elemenata šestog perioda? U trijadi osmijum - iridijum - platina, za osmijum je poznato oksidaciono stanje +8. Astatin ima prilično izražen metalni karakter. Radon je vjerovatno najreaktivniji od svih inertnih plinova. Nažalost, zbog činjenice da je visoko radioaktivan, njegova hemija je malo proučavana.

Sedmi period počinje sa francuskom. Kao i šesti, mora sadržavati 32 elementa. Francijum i radijum su elementi Iaα- i IIaα-podgrupe, aktinijum pripada IIIb-podgrupi. Najčešća ideja je o porodici aktinida, koja uključuje elemente od torija do lorencijuma i slična je lantanidima. Dekodiranje ovog reda elemenata je takođe dato na dnu tabele.

Sada da vidimo kako se mijenjaju svojstva hemijskih elemenata u podgrupama periodnog sistema. Glavni obrazac ove promjene je jačanje metalne prirode elemenata kako raste Z. Ovaj obrazac je posebno izražen u podgrupama IIIaα-VIIaα. Za metale Iaα-IIIaα-podgrupe, uočeno je povećanje hemijske aktivnosti. U elementima IVaα - VIIaα podgrupa, kako se Z povećava, uočava se slabljenje hemijske aktivnosti elemenata. Za elemente b-podgrupa promjena hemijske aktivnosti je teža.

Teoriju periodnog sistema razvili su N. Bohr i drugi naučnici 1920-ih. 20ti vijek i zasniva se na realnoj šemi za formiranje elektronskih konfiguracija atoma. Prema ovoj teoriji, kako se Z povećava, punjenje elektronskih ljuski i podljuska u atomima elemenata uključenih u periode periodnog sistema odvija se u sljedećem redoslijedu:

Brojevi perioda

Na osnovu teorije periodnog sistema, može se dati sljedeća definicija perioda: period je skup elemenata koji počinje elementom čija je vrijednost n jednaka broju perioda i l = 0 (s-elementi ) i završava se elementom s istom vrijednošću n i l = 1 (p-elementi). Izuzetak je prvi period koji sadrži samo elemente od 1s. Broj elemenata u periodima proizilazi iz teorije periodnog sistema: 2, 8, 8, 18, 18, 32 ...

Na priloženoj kartici boja, simboli elemenata svake vrste (s-, p-, d- i f-elementi) prikazani su na određenoj pozadini u boji: s-elementi - na crvenoj, p-elementi - na narandžastoj, d-elementi - na plavoj, f -elementi - na zelenoj. Svaka ćelija sadrži serijske brojeve i atomske mase elemenata, kao i elektronske konfiguracije spoljašnjih elektronskih omotača, koje u osnovi određuju hemijska svojstva elemenata.

Iz teorije periodnog sistema proizilazi da elementi sa n jednakim broju perioda i l = 0 i 1 pripadaju a-podgrupama.B-podgrupe obuhvataju one elemente u čijim atomima su dovršene ljuske koje su prethodno ostale nekompletne. Zato prvi, drugi i treći period ne sadrže elemente b-podgrupa.

Struktura periodnog sistema elemenata usko je povezana sa strukturom atoma hemijskih elemenata. Kako Z raste, slični tipovi konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski se periodično ponavljaju. Naime, oni određuju glavne karakteristike hemijskog ponašanja elemenata. Ove karakteristike se različito manifestuju za elemente a-podgrupa (s- i p-elementi), za elemente b-podgrupa (prijelazni d-elementi) i elemente f-familija - lantanoide i aktinide. Poseban slučaj predstavljaju elemente prvog perioda - vodonik i helijum. Vodik se odlikuje visokom hemijskom aktivnošću, jer se njegov jedini 1s elektron lako odvaja. Istovremeno, konfiguracija helijuma (1s 2) je vrlo stabilna, što uzrokuje njegovu potpunu hemijsku neaktivnost.

Za elemente a-podgrupa, spoljašnje elektronske ljuske su popunjene (sa n jednakim broju perioda); stoga se svojstva ovih elemenata primjetno mijenjaju kako raste Z. Dakle, u drugom periodu litijum (konfiguracija 2s) - aktivni metal, lako gubeći jedan valentni elektron; Berilijum (2s 2) je također metal, ali manje aktivan zbog činjenice da su njegovi vanjski elektroni čvršće vezani za jezgro. Nadalje, bor (2s 2 p) ima slabo izražen metalni karakter, a svi naredni elementi drugog perioda, u kojem se javlja konstrukcija 2p podljuske, već su nemetali. Osmoelektronska konfiguracija vanjske elektronske ljuske neona (2s 2 p 6) - inertnog plina - vrlo je jaka.

Hemijska svojstva elemenata drugog perioda objašnjavaju se željom njihovih atoma da steknu elektronsku konfiguraciju najbližeg inertnog plina (konfiguraciju helija za elemente od litija do ugljika ili neonsku konfiguraciju za elemente od ugljika do fluora). Zbog toga, na primjer, kisik ne može pokazati više oksidacijsko stanje jednako broju grupe: na kraju krajeva, lakše mu je postići neonsku konfiguraciju akvizicijom dodatnih elektrona. Ista priroda promjene svojstava manifestuje se u elementima trećeg perioda i u s- i p-elementima svih narednih perioda. U isto vrijeme, slabljenje snage veze između vanjskih elektrona i jezgra u a-podgrupama kako se Z povećava manifestira se u svojstvima odgovarajućih elemenata. Dakle, za s-elemente je primetno povećanje hemijske aktivnosti kako se Z povećava, a za p-elemente, povećanje metalnih svojstava.

U atomima prijelaznih d-elemenata, prethodno nedovršene ljuske su kompletirane vrijednošću glavnog kvantnog broja n, za jedan manji od broja perioda. Uz neke izuzetke, konfiguracija vanjskih elektronskih omotača atoma prijelaznih elemenata je ns 2 . Dakle, svi d-elementi su metali, i zato promjene u svojstvima d-elemenata kako se Z povećavaju nisu tako oštre kao što smo vidjeli u s- i p-elementi. U višim oksidacionim stanjima, d-elementi pokazuju određenu sličnost sa p-elementima odgovarajućih grupa periodnog sistema.

Osobine svojstava elemenata trijada (VIII b-podgrupa) objašnjavaju se činjenicom da su d-podljuske blizu završetka. Zbog toga metali gvožđa, kobalta, nikla i platine, po pravilu, nisu skloni da daju jedinjenja viših oksidacionih stanja. Jedini izuzetak su rutenijum i osmijum, koji daju okside RuO 4 i OsO 4 . Za elemente Ib- i IIb-podgrupe, d-podljuska se zapravo ispostavlja potpunom. Stoga pokazuju oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

U atomima lantanida i aktinida (svi su metali), dovršavanje prethodno nepotpunih elektronskih ljuski se događa s vrijednošću glavnog kvantnog broja n dvije jedinice manjom od broja perioda. U atomima ovih elemenata, konfiguracija vanjske elektronske ljuske (ns 2) ostaje nepromijenjena. Istovremeno, f-elektroni zapravo ne utiču na hemijska svojstva. Zato su lantanidi toliko slični.

Što se tiče aktinida, situacija je mnogo složenija. U opsegu nuklearnih naboja Z = 90 - 95, elektroni 6d i 5f mogu učestvovati u hemijske interakcije. A iz ovoga slijedi da aktinidi pokazuju mnogo širi raspon oksidacijskih stanja. Na primjer, za neptunijum, plutonijum i americij, poznata su jedinjenja u kojima ovi elementi djeluju u sedmovalentnom stanju. Samo za elemente koji počinju od kurijuma (Z = 96) trovalentno stanje postaje stabilno. Dakle, svojstva aktinida se značajno razlikuju od lantanida, te se stoga obje porodice ne mogu smatrati sličnima.

Porodica aktinida završava se elementom sa Z = 103 (lawrencijum). Ocjena hemijska svojstva kurhatovijum (Z = 104) i nilsborijum (Z = 105) pokazuje da bi ovi elementi trebalo da budu analozi hafnijuma i tantala, respektivno. Stoga naučnici vjeruju da nakon porodice aktinida u atomima počinje sistematsko punjenje 6d podljuske.

Konačan broj elemenata koje periodični sistem pokriva je nepoznat. Njen problem gornja granica- ovo je možda glavna zagonetka periodnog sistema. Većina teški element koji je pronađen u prirodi je plutonijum (Z = 94). Dosegnuta granica umjetne nuklearne fuzije je element s atomskim brojem 118. Ostaje pitanje: hoće li se moći dobiti elementi s većim atomskim brojem, koji i koliko? Na to se još ne može sa sigurnošću odgovoriti.

Koristeći najsloženije proračune izvedene na elektronskim računarima, naučnici su pokušali da odrede strukturu atoma i procene najvažnije osobine takvih "superelemenata", do ogromnih serijskih brojeva (Z = 172, pa čak i Z = 184). Dobiveni rezultati su bili prilično neočekivani. Na primjer, u atomu elementa sa Z = 121, pretpostavlja se pojava 8p elektrona; to je nakon što je formiranje podljuske 85 završeno u atomima sa Z = 119 i 120. Ali pojava p-elektrona nakon s-elektrona opažena je samo u atomima elemenata drugog i trećeg perioda. Proračuni također pokazuju da se u elementima hipotetičkog osmog perioda punjenje elektronskih ljuski i podljuska atoma odvija u vrlo složenom i neobičnom nizu. Stoga je vrednovanje svojstava odgovarajućih elemenata veoma težak problem. Čini se da bi osmi period trebao sadržavati 50 elemenata (Z = 119-168), ali prema proračunima trebao bi se završiti na elementu sa Z = 164, odnosno 4 serijska broja ranije. A "egzotično" deveto razdoblje, pokazalo se, trebalo bi da se sastoji od 8 elemenata. Evo njegovog "elektronskog" zapisa: 9s 2 8p 4 9p 2 . Drugim riječima, sadržavao bi samo 8 elemenata, poput drugog i trećeg perioda.

Teško je reći u kojoj meri bi proračuni napravljeni uz pomoć kompjutera odgovarali istini. Međutim, ako bi bili potvrđeni, onda bi bilo potrebno ozbiljno revidirati obrasce koji su u osnovi periodnog sistema elemenata i njegove strukture.

Periodični sistem je igrao i igra veliku ulogu u razvoju raznim oblastima prirodne nauke. To je bilo najvažnije dostignuće atomske i molekularne nauke, doprinelo nastanku moderan koncept"hemijski element" i pojašnjavanje pojmova jednostavne supstance i veze.

Zakoni koje je otkrio periodični sistem imali su značajan uticaj na razvoj teorije strukture atoma, otkriće izotopa i pojavu ideja o nuklearnoj periodičnosti. Strogo naučna izjava o problemu predviđanja u hemiji povezana je sa periodnim sistemom. To se manifestiralo u predviđanju postojanja i svojstava nepoznatih elemenata i novim karakteristikama hemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. Sada je periodični sistem temelj hemije, prvenstveno neorganske, koja značajno pomaže u rješavanju problema hemijska sinteza supstance sa unapred određenim svojstvima, razvoj novih poluprovodnički materijali, izbor specifičnih katalizatora za različite hemijske procese itd. Konačno, periodični sistem je u osnovi nastave hemije.