Wartość numeru kolejnego. Układ okresowy pierwiastków. Grupy i podgrupy

Prawo okresowe D.I. Mendelejewa.

Właściwości pierwiastków chemicznych, a co za tym idzie właściwości prostych i złożonych ciał, które tworzą, są okresowo zależne od wielkości masy atomowej.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości.

Fizyczne znaczenie prawa okresowości polega na okresowej zmianie właściwości pierwiastków w wyniku okresowego powtarzania się e-tych powłok atomów, przy stałym wzroście n.

Nowoczesne sformułowanie PZ D.I. Mendelejewa.

Właściwości pierwiastków chemicznych, a także właściwości utworzonych przez nie prostych lub złożonych substancji, okresowo zależą od wielkości ładunku jąder ich atomów.

Układ okresowy pierwiastków.

Układ okresowy to system klasyfikacji pierwiastków chemicznych stworzony na podstawie prawa okresowości. Układ okresowy ustala relacje między pierwiastkami chemicznymi, odzwierciedlając ich podobieństwa i różnice.

Układ okresowy (istnieją dwa rodzaje: krótki i długi) pierwiastków.

Układ okresowy pierwiastków jest graficznym przedstawieniem układu okresowego pierwiastków, składa się z 7 okresów i 8 grup.

Pytanie 10

Układ okresowy i budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków.

Numer okresu okazał się z kolei powiązany z liczbą poziomów energii występujących w powłoce elektronowej atomu pierwiastka danego okresu.

I tak np. „współrzędne” cyny Sn (numer seryjny 50, okres 5, główna podgrupa grupy IV) oznaczają, że w atomie cyny znajduje się 50 elektronów, są one rozłożone na 5 poziomach energetycznych, tylko 4 elektrony to wartościowość .

Fizyczny sens znajdowania elementów w podgrupach różnych kategorii jest niezwykle ważny. Okazuje się, że dla elementów znajdujących się w podgrupach kategorii I, kolejny (ostatni) elektron znajduje się na podpoziom s poziom zewnętrzny. Elementy te należą do rodziny elektroniki. W przypadku atomów pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii II następny elektron znajduje się na podpoziom p poziom zewnętrzny. Są to elementy rodziny elektronów p. Zatem kolejny 50. elektron w atomach cyny znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, czyli 5. poziomie energetycznym.

W przypadku atomów pierwiastków podgrup kategorii III następny elektron znajduje się na poziom d, ale już na poziomie zewnętrznym są to elementy rodziny elektroniki „d”. W atomach lantanowców i aktynowców następny elektron znajduje się na podpoziomie f, przed poziomem zewnętrznym. Są to elementy rodziny elektronów "F".

Nie jest zatem przypadkiem, że numery podgrup tych 4 kategorii wymienionych powyżej, czyli 2-6-10-14, pokrywają się z maksymalną liczbą elektronów w podpoziomach s-p-d-f.

Okazuje się jednak, że można rozwiązać kwestię kolejności wypełniania powłoki elektronowej i wyprowadzić wzór elektroniczny dla atomu dowolnego pierwiastka na podstawie układu okresowego, który z wystarczającą przejrzystością wskazuje poziom i podpoziom każdego kolejny elektron. Układ okresowy wskazuje także rozmieszczenie pierwiastków jeden po drugim na okresy, grupy, podgrupy oraz rozkład ich elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami, ponieważ każdy pierwiastek ma swój własny, charakteryzujący jego ostatni elektron. Jako przykład przyjrzyjmy się zestawieniu elektronicznego wzoru na atom pierwiastka cyrkonu (Zr). Układ okresowy podaje wskaźniki i „współrzędne” tego pierwiastka: numer seryjny 40, okres 5, grupa IV, podgrupa wtórna. Pierwsze wnioski: a) jest 40 elektronów, b) te 40 elektronów jest rozmieszczonych na pięciu poziomach energetycznych, c) out z 40 elektronów, tylko 4 to wartościowość, d) kolejny 40-ty elektron wszedł na podpoziom d przed zewnętrznym, czyli czwartym poziomem energii. Podobne wnioski można wyciągnąć w przypadku każdego z 39 pierwiastków poprzedzających cyrkon, zostaną jedynie wskaźniki i współrzędne za każdym razem inny.

„Właściwości pierwiastków, a tym samym prostych i złożonych ciał (substancji), które tworzą, są okresowo zależne od ich masy atomowej”.

Nowoczesna formuła:

„właściwości pierwiastków chemicznych (tj. właściwości i forma związków, które tworzą) są okresowo zależne od ładunku jąder atomów pierwiastków chemicznych”.

Fizyczne znaczenie okresowości chemicznej

Okresowe zmiany właściwości pierwiastków chemicznych spowodowane są prawidłowym powtarzaniem się konfiguracji elektronowej zewnętrznego poziomu energii (elektronów walencyjnych) ich atomów wraz ze wzrostem ładunku jądra.

Reprezentacja graficzna Prawo okresowe to układ okresowy. Zawiera 7 okresów i 8 grup.

Okres - poziome rzędy pierwiastków o tej samej maksymalnej wartości głównej liczby kwantowej elektronów walencyjnych.

Numer okresu wskazuje liczbę poziomów energii w atomie pierwiastka.

Okresy mogą składać się z 2 (pierwszego), 8 (drugiego i trzeciego), 18 (czwartego i piątego) lub 32 (szóstego) elementu, w zależności od liczby elektronów na zewnętrznym poziomie energii. Ostatni, siódmy okres jest niekompletny.

Wszystkie okresy (z wyjątkiem pierwszego) zaczynają się od metalu alkalicznego ( S- pierwiastek), a zakończyć gazem szlachetnym ( ns 2 np 6 ).

Właściwości metaliczne uważa się za zdolność atomów pierwiastków do łatwego oddawania elektronów, a właściwości niemetaliczne do pozyskiwania elektronów w wyniku chęci uzyskania przez atomy stabilnej konfiguracji z wypełnionymi podpoziomami. Wypełnienie zewnętrzne S- podpoziom wskazuje właściwości metaliczne atomu i powstawanie warstwy zewnętrznej P- podpoziom - na właściwościach niemetalicznych. Wzrost liczby elektronów o P- podpoziom (od 1 do 5) poprawia niemetaliczne właściwości atomu. Atomy z w pełni uformowaną, stabilną energetycznie konfiguracją zewnętrznej warstwy elektronowej ( ns 2 np 6 ) Chemicznie obojętny.

Przez długie okresy przeniesienie właściwości z aktywny metal do gazu szlachetnego następuje płynniej niż w krótkich okresach, ponieważ tworzenie wewnętrznych ( n - 1) d - podpoziom przy jednoczesnym zachowaniu poziomu zewnętrznego ns 2 - warstwa. Duże okresy składają się z szeregów parzystych i nieparzystych.

Do elementów o równych rzędach na warstwie zewnętrznej ns 2 - elektrony, dlatego dominują właściwości metaliczne, a ich osłabienie wraz ze wzrostem ładunku jądrowego jest niewielkie; w nieparzystych rzędach powstaje np- podpoziomu, co wyjaśnia znaczne osłabienie właściwości metaliczne.

Grupy - pionowe kolumny pierwiastków o tej samej liczbie elektronów walencyjnych równej numerowi grupy. Istnieją podgrupy główne i drugorzędne.

Główne podgrupy składają się z elementów małych i dużych okresów, których elektrony walencyjne znajdują się na zewnątrz ns - i np - podpoziomy.

Podgrupy boczne składają się z elementów tylko dużych okresów. Ich elektrony walencyjne znajdują się na zewnątrz ns- podpoziom i wewnętrzny ( n - 1) d - podpoziom (lub (n - 2) f - podpoziom).

W zależności od tego, który podpoziom ( s -, p -, d - lub f -) wypełnione elektronami walencyjnymi, elementy układu okresowego dzielą się na: S- elementy (elementy głównej podgrupy Grupy I i II), p - elementy (elementy głównych podgrup grupy III - VII), d - elementy (elementy podgrup bocznych), F- pierwiastki (lantanowce, aktynowce).

W głównych podgrupach, od góry do dołu, właściwości metaliczne rosną, a właściwości niemetaliczne słabną. Elementy grup głównych i drugorzędnych różnią się znacznie właściwościami.

Numer grupy wskazuje najwyższą wartościowość pierwiastka (z wyjątkiem Z, elementy podgrupy miedzi i grupy ósmej).

Wzory wyższych tlenków (i ich hydratów) są wspólne dla pierwiastków podgrupy głównej i drugorzędnej. W wyższych tlenkach i ich hydratach pierwiastków I-III grupy (z wyjątkiem boru) dominują podstawowe właściwości, z IV do VIII - kwaśny.

Po zbadaniu właściwości pierwiastków ułożonych w szereg rosnących wartości ich mas atomowych, wielki rosyjski naukowiec D.I. Mendelejew w 1869 roku wyprowadził prawo okresowości:

właściwości pierwiastków, a zatem właściwości prostych i złożonych ciał, które tworzą, są okresowo zależne od wielkości mas atomowych pierwiastków.

współczesne sformułowanie prawa okresowego Mendelejewa:

Właściwości pierwiastków chemicznych, a także formy i właściwości związków pierwiastków okresowo zależą od ładunku ich jąder.

Liczba protonów w jądrze określa wielkość ładunku dodatniego jądra i odpowiednio liczbę atomową Z pierwiastka w układzie okresowym. Nazywa się całkowitą liczbą protonów i neutronów liczba masowa A, jest w przybliżeniu równa masie jądra. Stąd liczba neutronów (N) w rdzeniu można znaleźć według wzoru:

N = A - Z.

Elektroniczna Konfiguracja- wzór na rozmieszczenie elektronów w różnych powłokach elektronowych pierwiastka atomowo-chemicznego

Albo cząsteczki.

17. Liczby kwantowe i kolejność wypełniania poziomów energetycznych i orbitali w atomach. Reguły Klechkowskiego

Nazywa się porządek rozkładu elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami energii w powłoce atomu elektroniczna Konfiguracja. Stan każdego elektronu w atomie jest określony przez cztery liczby kwantowe:

1. Główna liczba kwantowa n charakteryzuje w największym stopniu energię elektronu w atomie. n = 1, 2, 3….. Elektron ma najniższą energię przy n = 1, będąc jednocześnie najbliżej jądra atomu.

2. Orbitalna (boczna, azymutalna) liczba kwantowa l determinuje kształt chmury elektronów i w niewielkim stopniu jej energię. Dla każdej wartości głównej liczby kwantowej n orbitalna liczba kwantowa może przyjmować zero i pewną liczbę wartości całkowitych: l = 0…(n-1)

Stany elektronowe charakteryzujące się różnymi wartościami l nazywane są zwykle podpoziomami energii elektronu w atomie. Każdy podpoziom jest oznaczony konkretną literą i odpowiada konkretnemu kształtowi chmury elektronów (orbity).

3. Magnetyczna liczba kwantowa m l określa możliwe orientacje chmury elektronów w przestrzeni. Liczbę takich orientacji określa liczba wartości, jakie może przyjąć magnetyczna liczba kwantowa:

m l = -l, …0,…+l

Liczba takich wartości dla konkretnego l: 2l+1

Odpowiednio: dla s-elektronów: 2,0 +1=1 (orbital sferyczny może być zorientowany tylko w jeden sposób);

4. Spinowa liczba kwantowa m s о odzwierciedla obecność własnego pędu elektronu.

Spinowa liczba kwantowa może mieć tylko dwie wartości: m s = +1/2 lub –1/2

Rozkład elektronów w atomach wieloelektronowych zachodzi zgodnie z trzema zasadami:

Zasada Pauliego

Atom nie może mieć elektronów, które mają ten sam zestaw wszystkich czterech liczb kwantowych.

2. Reguła Hunda(zasada tramwaju)

W najbardziej stabilnym stanie atomu elektrony znajdują się w podpoziomie elektronowym, tak że ich całkowity spin jest maksymalny. Podobnie jak w przypadku zapełniania podwójnych siedzeń w pustym tramwaju, który się zatrzymuje – najpierw na podwójnych siedzeniach (i elektronach na orbitach) siadają kolejno nieznające się osoby i dopiero wtedy, gdy puste podwójne siedzenia zostaną skończyło się na dwóch.

Zasada minimalnej energii (Reguły V.M. Klechkovsky'ego, 1954)

1) Wraz ze wzrostem ładunku jądra atomowego następuje sekwencyjne wypełnianie orbitali elektronowych z orbitali o mniejszej wartości sumy liczby głównej i piątej orbity (n + l) do orbitali o większej wartości tej sumy.

2) Dla tych samych wartości sumy (n + l) wypełnianie orbitali następuje sekwencyjnie w kierunku zwiększania wartości głównej liczby kwantowej.

18. Metody modelowania wiązań chemicznych: metoda wiązań walencyjnych i metoda orbitali molekularnych.

Metoda wiązań walencyjnych

Najprostsza jest metoda wiązań walencyjnych (VB), zaproponowana w 1916 roku przez amerykańskiego fizykochemika Lewisa.

Metoda wiązań walencyjnych uwzględnia wiązanie chemiczne powstałe w wyniku przyciągania jąder dwóch atomów do jednej lub więcej wspólnych par elektronów. Takie wiązanie dwuelektronowe i dwucentrowe, zlokalizowane pomiędzy dwoma atomami, nazywa się kowalencyjnym.

W zasadzie możliwe są dwa mechanizmy powstawania wiązanie kowalencyjne:

1. Parowanie elektronów dwóch atomów pod warunkiem przeciwnej orientacji ich spinów;

2. Oddziaływanie donor-akceptor, w którym gotowa para elektronów jednego z atomów (dawcy) staje się powszechna w obecności energetycznie korzystnego orbitalu swobodnego innego atomu (akceptora).

IV - VII - długie okresy, ponieważ składają się z dwóch rzędów (parzystych i nieparzystych) elementów.

Typowe metale są rozmieszczone w równych rzędach dużych okresów. Nieparzysta seria zaczyna się od metalu, następnie właściwości metaliczne słabną, a właściwości niemetaliczne rosną, a okres kończy się gazem obojętnym.

Grupa- jest to pionowy rząd chemikaliów. pierwiastki połączone chemicznie nieruchomości.

Grupa

podgrupa główna podgrupa wtórna

Podgrupa główna obejmuje podgrupę wtórną

elementy zarówno małych, jak i dużych, elementy tylko dużych okresów.

okresy.

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au

małe duże duże

Elementy połączone w tę samą grupę charakteryzują się następującymi wzorami:

1. Wyższa wartościowość pierwiastków w związkach z tlenem(z pewnymi wyjątkami) odpowiada numerowi grupy.

Elementy podgrup wtórnych mogą wykazywać także inne wyższe wartościowości. Przykładowo Cu – pierwiastek grupy I podgrupy bocznej – tworzy tlenek Cu 2 O. Jednak najczęściej spotykane są związki miedzi dwuwartościowej.

2. W głównych podgrupach(z góry na dół) Wraz ze wzrostem mas atomowych zwiększają się właściwości metaliczne pierwiastków, a niemetalicznych słabną.

Struktura atomu.

Przez długi czas w nauce dominował pogląd, że atomy są niepodzielne, tj. nie zawierają prostszych elementów.

Jednak w koniec XIX wieku ustalono szereg faktów, które o tym świadczyły złożony skład atomy i możliwość ich wzajemnej konwersji.

Atomy to złożone formacje zbudowane z mniejszych jednostek strukturalnych.

rdzeń

p+ - proton

atom

n 0 - neutron

ē - elektron - na zewnątrz jądra

W chemii bardzo interesująca jest struktura powłoki elektronowej atomu. Pod powłoka elektronowa zrozumieć całość wszystkich elektronów w atomie. Liczba elektronów w atomie jest równa liczbie protonów, tj. liczba atomowa pierwiastka, ponieważ atom jest elektrycznie obojętny.

Najważniejszą cechą elektronu jest energia jego połączenia z atomem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczy warstwa elektronowa.

Każda chemia. pierwiastek w układzie okresowym został ponumerowany.

Nazywa się liczbę, którą otrzymuje każdy element numer seryjny.

Fizyczne znaczenie numeru seryjnego:

1. Jaka jest liczba atomowa pierwiastka i jaki jest ładunek jądra atomowego.

2. Wokół jądra krąży taka sama liczba elektronów.

Z = p + Z - numer seryjny elementu

n 0 = A - Z

n 0 = A - p + A - masa atomowa element

n 0 = A - ē

Na przykład Li.

Fizyczne znaczenie numeru okresu.

W jakim okresie znajduje się pierwiastek, ile będzie miał powłok elektronowych (warstw).

Nie +2

Li +3 Be +4 V +5 N +7

Wyznaczanie maksymalnej liczby elektronów na jednej powłoce elektronowej.

Pojęcie pierwiastków jako substancji pierwotnych sięga czasów starożytnych i stopniowo zmieniając się i udoskonalając, dotarło do naszych czasów. Twórcami poglądów naukowych na pierwiastki chemiczne są R. Boyle (VII w.), M.V. Łomonosow (XVIII w.) i Dalton (XIX w.).
DO początek XIX V. Znanych było około 30 pierwiastków, do połowy XIX w. – około 60. W miarę narastania liczby pierwiastków pojawiał się problem ich usystematyzowania. Takie próby przed D.I. Mendelejew miał nie mniej niż pięćdziesiąt lat; Systematyzacja opierała się na: masie atomowej (obecnie zwanej masą atomową), równoważniku chemicznym i wartościowości. Podchodząc metafizycznie do klasyfikacji pierwiastków chemicznych, próbując usystematyzować jedynie znane wówczas pierwiastki, żaden z poprzedników D.I. Mendelejewa nie potrafił odkryć uniwersalnych powiązań pierwiastków ani stworzyć jednego harmonijnego układu odzwierciedlającego prawo rozwoju materii. Ten ważny dla nauki problem został znakomicie rozwiązany w 1869 roku przez wielkiego rosyjskiego naukowca D.I. Mendelejewa, który odkrył prawo okresowości.
Systematyzacja Mendelejewa opierała się na: a) masie atomowej i b) podobieństwie chemicznym między pierwiastkami. Najbardziej uderzającym wyrazem podobieństwa właściwości pierwiastków jest ich identyczna najwyższa wartościowość. Zarówno masa atomowa (masa atomowa), jak i najwyższa wartościowość pierwiastka są stałymi ilościowymi, numerycznymi, wygodnymi do usystematyzowania.
Układając w rzędzie wszystkie 63 znane wówczas pierwiastki według rosnących mas atomowych, Mendelejew zauważył okresową powtarzalność właściwości pierwiastków w nierównych odstępach czasu. W rezultacie Mendelejew stworzył pierwszą wersję układu okresowego.
Regularny charakter zmian mas atomowych pierwiastków wzdłuż pionów i poziomów stołu, a także utworzone w nim puste przestrzenie, pozwolił Mendelejewowi odważnie przewidzieć obecność w przyrodzie szeregu pierwiastków, które nie były jeszcze znane ówczesnej nauce, a nawet nakreślić ich masy atomowe i podstawowe właściwości na podstawie oczekiwanych pozycji elementów w tabeli. Można tego było dokonać jedynie w oparciu o system obiektywnie odzwierciedlający prawo rozwoju materii. Istota prawa okresowego D.I. Mendelejewa sformułowana w 1869 r.: „Właściwości prostych ciał, a także formy i właściwości związków pierwiastków są okresowo zależne od wielkości mas atomowych (mas) pierwiastków”.

Układ okresowy pierwiastków.
W 1871 r. D.I. Mendelejew podaje drugą wersję układu okresowego (tzw. krótką formę układu okresowego), w której identyfikuje różne stopnie pokrewieństwa między pierwiastkami. Ta wersja systemu umożliwiła Mendelejewowi przewidzenie istnienia 12 pierwiastków i opisanie właściwości trzech z nich z bardzo dużą dokładnością. W okresie od 1875 do 1886 r. odkryto te trzy pierwiastki i ujawniono całkowitą zbieżność ich właściwości z przewidywanymi przez wielkiego rosyjskiego naukowca. Pierwiastki te otrzymały następujące nazwy: skand, gal, german. Następnie prawo okresowe zyskało powszechne uznanie za obiektywne prawo natury i jest obecnie podstawą chemii, fizyki i innych nauk przyrodniczych.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych jest graficznym przedstawieniem prawa okresowego. Wiadomo, że wiele praw, oprócz sformułowań słownych, można przedstawić graficznie i wyrazić we wzorach matematycznych. Jest to również prawo okresowości; tylko związane z nim prawa matematyczne, które zostaną omówione poniżej, nie są jeszcze zjednoczone ogólną formułą. Znajomość układu okresowego ułatwia naukę kursu chemia ogólna.
Konstrukcja współczesnego układu okresowego w zasadzie niewiele różni się od wersji z 1871 r. Symbole pierwiastków układu okresowego są ułożone w kolumnach pionowych i poziomych. Prowadzi to do unifikacji elementów w grupy, podgrupy, okresy. Każdy element zajmuje określoną komórkę w tabeli. Wykresy pionowe to grupy (i podgrupy), wykresy poziome to okresy (i serie).

Według grupy to zbiór pierwiastków o tej samej wartościowości tlenu. Ta najwyższa wartościowość jest określona przez numer grupy. Ponieważ suma najwyższych wartościowości tlenu i wodoru dla pierwiastków niemetalicznych wynosi osiem, łatwo jest określić wzór najwyższego związku wodoru na podstawie numeru grupy. Tak więc dla fosforu - pierwiastka piątej grupy - najwyższa wartościowość tlenu wynosi pięć, wzór najwyższego tlenku to P2O5, a wzór związku z wodorem to PH3. Dla siarki, pierwiastka z szóstej grupy, wzór najwyższego tlenku to SO3, a wzór najwyższego związku z wodorem to H2S.
Niektóre elementy mają wyższą wartościowość, która nie jest równa ich numerowi grupy. Takimi wyjątkami są miedź Cu, srebro Ag, złoto Au. Należą do pierwszej grupy, ale ich wartościowość waha się od jednego do trzech. Istnieją na przykład związki: CuO; Temu; Cu2O3; Au2O3. Tlen zalicza się do grupy szóstej, choć prawie nigdy nie spotyka się jego związków o wartościowości większej niż dwa. Fluor P – pierwiastek z grupy VII – w swoim składzie najważniejsze połączenia jednowartościowy; Brom Br, pierwiastek z grupy VII, jest maksymalnie pięciowartościowy. Szczególnie wiele wyjątków jest w grupie VIII. Występują w nim tylko dwa pierwiastki: ruten Ru i osm Os wykazują wartościowość 8, ich wyższe tlenki mają wzory RuO4 i OsO4, natomiast pozostałych pierwiastków grupy VIII wartościowość jest znacznie niższa.
Początkowo układ okresowy Mendelejewa składał się z ośmiu grup. Pod koniec XIX wieku. Odkryto pierwiastki obojętne przewidziane przez rosyjskiego naukowca N.A. Morozowa, a układ okresowy uzupełniono dziewiątą grupą - liczbą zero. Obecnie wielu naukowców uważa za konieczny powrót do ponownego podziału wszystkich pierwiastków na 8 grup. Dzięki temu system jest bardziej harmonijny; Z perspektywy grup oktetów (ośmiu) niektóre zasady i prawa stają się jaśniejsze.

Elementy grupowe są rozmieszczone według podgrupy. Podgrupa łączy elementy danej grupy, które są bardziej podobne pod względem właściwości chemicznych. Podobieństwo to polega na analogii w budowie powłok elektronicznych atomów pierwiastków. W układzie okresowym symbole pierwiastków każdej podgrupy są ułożone ściśle pionowo.
Pierwsze siedem grup ma jedną podgrupę główną i jedną podgrupę drugorzędną; w ósmej grupie znajduje się jedna podgrupa główna, elementy „obojętne” i trzy drugorzędne. Nazwę każdej podgrupy podaje się zwykle poprzez nazwę najwyższego pierwiastka, np.: podgrupa litu (Li-Na-K-Rb-Cs-Fr), podgrupa chromu (Cr-Mo-W). podgrupa to analogi chemiczne, elementy różnych podgrup tej samej grupy czasami bardzo różnią się swoimi właściwościami. Wspólna własność dla pierwiastków podgrup głównych i drugorzędnych tej samej grupy ich najwyższa wartościowość tlenu jest w zasadzie taka sama. Zatem mangan Mn i chlor C1, znajdujące się w różnych podgrupach grupy VII, pod względem chemicznym nie mają prawie nic wspólnego: mangan jest metalem, chlor jest typowym niemetalem. Jednakże wzory ich wyższych tlenków i odpowiednich wodorotlenków są podobne: Mn2O7 - Cl2O7; НМnО4 - НС1О4.
Układ okresowy ma dwa poziome rzędy po 14 pierwiastków znajdujących się poza grupami. Zwykle umieszcza się je na dole stołu. Jedna z tych serii składa się z pierwiastków zwanych lantanowcami (dosłownie: jak lantan), druga seria składa się z pierwiastków zwanych aktynowcami (dosłownie: jak aktyn). Symbole aktynowców znajdują się poniżej symboli lantanowców. Układ ten ujawnia 14 krótszych podgrup, składających się z 2 elementów każda: są to drugie podgrupy drugorzędne, czyli lantanowce-aktynowce.
Na podstawie tego, co powiedziano, wyróżniają: a) podgrupy główne, b) podgrupy drugorzędne i c) podgrupy drugorzędne (lantanowce-aktynowce).

Należy wziąć pod uwagę, że niektóre główne podgrupy różnią się także między sobą budową atomów swoich pierwiastków. Na tej podstawie wszystkie podgrupy układu okresowego można podzielić na 4 kategorie.
I. Główne podgrupy grup I i II (podgrupy litu i berylu).
II. Sześć głównych podgrup III - IV - V - VI - VII - VIII (podgrupy boru, węgla, azotu, tlenu, fluoru i neonu).
III. Dziesięć podgrup bocznych (jedna w grupach I - VII i trzy w grupie VIII). JFC,
IV. Czternaście podgrup lantanowców i aktynowców.
Liczby podgrup tych 4 kategorii wynoszą postęp arytmetyczny: 2-6-10-14.
Należy zauważyć, że najwyższy element dowolnej głównej podgrupy znajduje się w okresie 2; górny element dowolnego elementu bocznego - w czwartym okresie; najwyższy element dowolnej podgrupy lantanowców i aktynowców - w 6. okresie. Zatem z każdym nowym parzystym okresem układu okresowego pojawiają się nowe kategorie podgrup.
Każdy element, oprócz tego, że znajduje się w tej czy innej grupie i podgrupie, znajduje się również w jednym z siedmiu okresów.
Okres to sekwencja pierwiastków, podczas której ich właściwości zmieniają się w kolejności stopniowego intensyfikacji od typowo metalicznych do typowo niemetalicznych (metaloidów). Każdy okres kończy się elementem obojętnym. W miarę osłabiania się właściwości metalicznych pierwiastków zaczynają pojawiać się i stopniowo wzrastać właściwości niemetaliczne; w środku okresów zwykle występują pierwiastki, które łączą w takim czy innym stopniu właściwości metaliczne i niemetaliczne. Pierwiastki te są często nazywane amfoterycznymi.

Skład okresów.
Okresy nie są jednolite pod względem liczby zawartych w nich elementów. Pierwsze trzy nazywane są małymi, pozostałe cztery nazywane są dużymi. Na ryc. Rycina 8 przedstawia skład okresów. Liczbę elementów w dowolnym okresie wyraża się wzorem 2n2, gdzie n jest liczbą całkowitą. Okresy 2 i 3 zawierają po 8 elementów; w 4 i 5 - po 18 elementów; w 6-32 elementach; w 7, który nie został jeszcze ukończony, jest 18 elementów, choć teoretycznie powinno być też 32 elementy.
Oryginał I okres. Zawiera tylko dwa pierwiastki: wodór H i hel He. Przejście właściwości z metalicznych na niemetaliczne następuje tutaj w jednym typowo amfoterycznym pierwiastku – wodorze. Ten ostatni, ze względu na swoje wrodzone właściwości metaliczne, stoi na czele podgrupy metale alkaliczne, ze względu na swoje nieodłączne właściwości niemetaliczne - podgrupa halogenów. Dlatego wodór często umieszczany jest w układzie okresowym dwukrotnie – w grupach 1 i 7.

Różny skład ilościowy okresów prowadzi do ważnej konsekwencji: sąsiednie elementy małych okresów, na przykład węgiel C i azot N, różnią się stosunkowo gwałtownie od siebie właściwościami: sąsiednie elementy dużych okresów, na przykład ołów Pb i bizmut Bi, mają znacznie bliższe właściwości sobie nawzajem, ponieważ zmiana charakteru pierwiastków w długich okresach następuje w małych skokach. W niektórych obszarach o długich okresach następuje nawet tak powolny spadek metaliczności, że pobliskie pierwiastki okazują się bardzo podobne pod względem właściwości chemicznych. Jest to na przykład triada pierwiastków czwartego okresu: żelazo Fe – kobalt Ko – nikiel Ni, którą często nazywa się „rodziną żelaza”. Podobieństwo poziome (analogia pozioma) nakłada się tu nawet na podobieństwo wertykalne (analogia pionowa); Zatem pierwiastki podgrupy żelaza - żelazo, ruten, osm - są do siebie mniej podobne chemicznie niż elementy „rodziny żelaza”.
Najbardziej uderzającym przykładem analogii poziomej są lantanowce. Wszystkie są chemicznie podobne do siebie i do lantanu La. W przyrodzie występują w grupach, są trudne do rozdzielenia, a typowa najwyższa wartościowość większości z nich wynosi 3. Lantanowce mają szczególną wewnętrzną okresowość: co ósma z nich w kolejności ułożenia powtarza w pewnym stopniu właściwości i wartościowość stany pierwszego, tj. ten, od którego rozpoczyna się odliczanie. Zatem terb Tb jest podobny do ceru Ce; lutet Lu - do gadolinu Gd.
Aktynowce są podobne do lantanowców, ale ich pozioma analogia jest znacznie mniej wyraźna. Najwyższa wartościowość niektórych aktynowców (na przykład uranu U) sięga sześciu. Zasadniczo możliwa między nimi okresowość wewnętrzna nie została jeszcze potwierdzona.

Układ pierwiastków w układzie okresowym. Prawo Moseleya.

D.I. Mendelejew ułożył pierwiastki w pewną kolejność, czasami nazywaną „szeregiem Mendelejewa”. Ogólnie rzecz biorąc, kolejność ta (numeracja) wiąże się ze wzrostem mas atomowych pierwiastków. Są jednak wyjątki. Czasami logiczny przebieg zmiany wartościowości stoją w sprzeczności z przebiegiem zmian mas atomowych. W takich przypadkach konieczność nakazywała preferowanie jednej z dwóch zasad systematyzacji. D. I. Mendelejew w niektórych przypadkach naruszył zasadę ułożenia pierwiastków wraz ze wzrostem mas atomowych i oparł się na analogii chemicznej między pierwiastkami.Gdyby Mendelejew umieścił nikiel Ni przed kobaltem Co, jod I przed tellurem Te, to pierwiastki te dzieliłyby się na podgrupy i grupy, które nie odpowiadają ich właściwościom i najwyższej wartościowości.
W 1913 roku angielski naukowiec G. Moseley badając widma promieni rentgenowskich różnych pierwiastków zauważył wzór łączący liczbę pierwiastków w układzie okresowym Mendelejewa z długością fali tych promieni wynikającą z naświetlania niektórych pierwiastków przez chmury katodowe. Okazało się że pierwiastki kwadratowe z odwrotnych wartości długości fal tych promieni są powiązane zależność liniowa z numerami seryjnymi odpowiednich elementów. Prawo G. Moseleya umożliwiło weryfikację poprawności „szeregu Mendelejewa” i potwierdziło jego nieskazitelność.
Niech poznamy np. wartości elementów nr 20 i nr 30, których numeracja w systemie nie budzi naszych wątpliwości. Wartości te są powiązane ze wskazanymi liczbami zależnością liniową. Aby np. sprawdzić, czy liczba przypisana kobaltowi (27) jest prawidłowa i sądząc po masie atomowej, liczbą tą powinien być nikiel, naświetla się go promieniami katodowymi: w rezultacie z kobaltu uwalniane jest promieniowanie rentgenowskie . Rozkładając je na odpowiednie siatki dyfrakcyjne(na kryształach) uzyskujemy widmo tych promieni i wybierając najczystszą z linii widmowych, mierzymy długość fali () promienia odpowiadającej tej linii; następnie wykreślamy wartość na rzędnej. Z powstałego punktu A narysuj linię prostą równoległą do osi x, aż przetnie się ona z wcześniej zidentyfikowaną linią prostą. Z punktu przecięcia B obniżamy prostopadłą do osi x: dokładnie wskaże nam liczbę kobaltu równą 27. W ten sposób układ okresowy pierwiastków D. I. Mendelejewa - owoc logicznych wniosków naukowca - otrzymał eksperymentalnie potwierdzenie.

Nowoczesne sformułowanie prawa okresowości. Fizyczne znaczenie numeru seryjnego elementu.

Po pracach G. Moseleya masa atomowa pierwiastka stopniowo zaczęła oddawać swoją nadrzędną rolę nowemu, jeszcze nie jasnemu w swoim wewnętrznym (fizycznym) znaczeniu, ale wyraźniejszej stałej - porządkowej lub, jak teraz nazywają to liczba atomowa pierwiastka. Fizyczne znaczenie tej stałej zostało odkryte w 1920 roku przez pracę angielskiego naukowca D. Chadwicka. D. Chadwick ustalił eksperymentalnie, że liczba atomowa pierwiastka jest liczbowo równa dodatniemu ładunkowi Z jądra atomu tego pierwiastka, czyli liczbie protonów w jądrze. Okazało się, że D.I. Mendelejew, nie podejrzewając tego, ułożył pierwiastki w kolejności, która dokładnie odpowiadała wzrostowi ładunku jąder ich atomów.
W tym czasie ustalono również, że atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się między sobą masą; takie atomy nazywane są izotopami. Przykładem mogą być atomy: i . W układzie okresowym izotopy tego samego pierwiastka zajmują jedną komórkę. W związku z odkryciem izotopów wyjaśniono pojęcie pierwiastka chemicznego. Obecnie pierwiastek chemiczny nazwij rodzaj atomów, które mają ten sam ładunek jądrowy - tę samą liczbę protonów w jądrze. Wyjaśniono także sformułowanie prawa okresowości. Współczesne sformułowanie tego prawa stanowi: właściwości pierwiastków i ich związków okresowo zależą od wielkości i ładunku jąder ich atomów.
Inne cechy pierwiastków związane ze strukturą zewnętrznych warstw elektronowych atomów, objętością atomową, energią jonizacji i innymi właściwościami również ulegają okresowym zmianom.

Układ okresowy i budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków.

Później odkryto, że nie tylko numer seryjny elementu ma głębokie znaczenie fizyczne, ale także inne omówione wcześniej pojęcia również stopniowo nabywały znaczenie fizyczne. Na przykład numer grupy, wskazujący najwyższą wartościowość pierwiastka, ujawnia w ten sposób maksymalną liczbę elektronów w atomie danego pierwiastka, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego.
Numer okresu okazał się z kolei powiązany z liczbą poziomów energii występujących w powłoce elektronowej atomu pierwiastka danego okresu.
I tak np. „współrzędne” cyny Sn (numer seryjny 50, okres 5, główna podgrupa grupy IV) oznaczają, że w atomie cyny znajduje się 50 elektronów, są one rozłożone na 5 poziomach energetycznych, tylko 4 elektrony to wartościowość .
Fizyczny sens znajdowania elementów w podgrupach różnych kategorii jest niezwykle ważny. Okazuje się, że dla pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii I kolejny (ostatni) elektron znajduje się na podpoziomie s poziomu zewnętrznego. Elementy te należą do rodziny elektroniki. W przypadku atomów pierwiastków znajdujących się w podgrupach kategorii II następny elektron znajduje się na podpoziomie p poziomu zewnętrznego. Są to elementy rodziny elektronów p. Zatem kolejny 50. elektron w atomach cyny znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, czyli 5. poziomie energetycznym.
Dla atomów pierwiastków podgrup kategorii III kolejny elektron znajduje się na podpoziomie d, ale już przed poziomem zewnętrznym są to elementy rodziny elektronów „d”. W atomach lantanowców i aktynowców następny elektron znajduje się na podpoziomie f, przed poziomem zewnętrznym. To elementy rodziny elektroniki „f”.
Nie jest zatem przypadkiem, że numery podgrup tych 4 kategorii wymienionych powyżej, czyli 2-6-10-14, pokrywają się z maksymalną liczbą elektronów w podpoziomach s-p-d-f.
Okazuje się jednak, że można rozwiązać kwestię kolejności wypełniania powłoki elektronowej i wyprowadzić wzór elektroniczny dla atomu dowolnego pierwiastka na podstawie układu okresowego, który z wystarczającą przejrzystością wskazuje poziom i podpoziom każdego kolejny elektron. Układ okresowy wskazuje także rozmieszczenie pierwiastków jeden po drugim na okresy, grupy, podgrupy oraz rozkład ich elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami, ponieważ każdy pierwiastek ma swój własny, charakteryzujący jego ostatni elektron. Jako przykład przyjrzyjmy się zestawieniu elektronicznego wzoru na atom pierwiastka cyrkonu (Zr). Układ okresowy podaje wskaźniki i „współrzędne” tego pierwiastka: numer porządkowy 40, okres 5, grupa IV, podgrupa wtórna. Pierwsze wnioski: a) w sumie jest 40 elektronów, b) tych 40 elektronów jest rozmieszczonych na pięciu poziomach energetycznych; c) z 40 elektronów tylko 4 to wartościowość, d) kolejny 40-ty elektron wszedł na podpoziom d przed zewnętrznym, czyli czwartym poziomem energetycznym. Podobne wnioski można wyciągnąć w odniesieniu do każdego z 39 pierwiastków poprzedzających cyrkon, jedynie wskaźniki i za każdym razem współrzędne będą inne.
Dlatego technika metodologiczna zestawiania wzorów elektronicznych pierwiastków w oparciu o układ okresowy polega na tym, że sekwencyjnie rozważamy powłokę elektronową każdego elementu na drodze do danego elementu, identyfikując na podstawie jego „współrzędnych”, dokąd udał się jego następny elektron w powłoce.
Pierwsze dwa pierwiastki pierwszego okresu, wodór H i hel He, należą do rodziny s. Dwa z ich elektronów wchodzą na podpoziom s pierwszego poziomu. Zapisujemy: Tutaj kończy się pierwszy okres, pierwszy poziom energii również. Kolejne dwa pierwiastki drugiego okresu w kolejności – lit Li i beryl Be, znajdują się w głównych podgrupach grup I i II. Są to również elementy s. Ich kolejne elektrony będą zlokalizowane na podpoziomie 2 poziomu. Zapisujemy 6 pierwiastków drugiego okresu z rzędu: bor B, węgiel C, azot N, tlen O, fluor F i neon Ne. W zależności od umiejscowienia tych pierwiastków w głównych podgrupach grup III - Vl, ich kolejne elektrony spośród sześciu będą zlokalizowane na podpoziomie p drugiego poziomu. Zapisujemy: Neon elementu obojętnego kończy drugi okres, kończy się także drugi poziom energii. Po niej następują dwa pierwiastki trzeciego okresu głównych podgrup grup I i II: sód Na i magnez Mg. Są to pierwiastki s, których kolejne elektrony znajdują się na podpoziomie s poziomu 3. Następnie występuje sześć pierwiastków trzeciego okresu: glin Al, krzem Si, fosfor P, siarka S, chlor C1, argon Ar. W zależności od umiejscowienia tych pierwiastków w głównych podgrupach grup III - UI, ich kolejne elektrony, spośród sześciu, będą zlokalizowane na podpoziomie p 3 poziomu - Pierwiastek obojętny argon zakończył 3 okres, ale Trzeci poziom energii nie został jeszcze ukończony, dopóki na trzecim możliwym podpoziomie d nie ma elektronów.
Następnie następują 2 elementy czwartego okresu głównych podgrup grup I i II: potas K i wapń Ca. To znowu s-elementy. Ich kolejne elektrony będą na podpoziomie s, ale już na poziomie 4. energetycznie korzystniejsze jest, aby te kolejne elektrony zaczęły wypełniać czwarty poziom, który jest bardziej oddalony od jądra, niż wypełniać podpoziom 3d. Zapisujemy: Następujące dziesięć pierwiastków czwartego okresu od nr 21 skandu Sc do nr 30 cynku Zn znajduje się w podgrupach wtórnych III - V - VI - VII - VIII - I - II. Ponieważ wszystkie są pierwiastkami d, ich kolejne elektrony znajdują się na podpoziomie d przed poziomem zewnętrznym, tj. Trzecim od jądra. Zapisujemy:
Następujące sześć pierwiastków IV okresu: gal Ga, german Ge, arsen As, selen Se, brom Br, krypton Kr - znajdują się w głównych podgrupach grup III - VIIJ. Ich kolejnych 6 elektronów znajduje się na podpoziomie p zewnętrznego, tj. 4. poziomie: uwzględniono elementy 3b; czwarty okres uzupełnia obojętny pierwiastek krypton; Trzeci poziom energii jest również ukończony. Jednak na poziomie 4 tylko dwa podpoziomy są całkowicie wypełnione: s i p (spośród 4 możliwych).
Po nim następują 2 elementy 5. okresu głównych podgrup grup I i II: nr 37 rubid Rb i nr 38 stront Sr. Są to elementy rodziny s, a ich kolejne elektrony znajdują się na podpoziomie s 5 poziomu: Ostatnie 2 pierwiastki - nr 39 itr YU nr 40 cyrkon Zr - znajdują się już w podgrupach wtórnych, tj. należą do do rodziny D. Ich kolejne dwa elektrony trafią na podpoziom d, przed zewnętrznym, tj. Poziom 4 Podsumowując wszystkie zapisy po kolei, tworzymy wzór elektroniczny na atom cyrkonu nr 40. Wyprowadzony wzór elektroniczny na atom cyrkonu można nieznacznie zmodyfikować, układając podpoziomy w kolejności numeracji ich poziomów:

Wyprowadzony wzór można oczywiście uprościć do rozkładu elektronów jedynie pomiędzy poziomami energii: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (strzałka wskazuje punkt wejścia następnego elektronu; elektrony walencyjne są podkreślone). Fizyczne znaczenie kategorii podgrup polega nie tylko na różnicy w miejscu, w którym kolejny elektron wchodzi do powłoki atomu, ale także na poziomach, na których znajdują się elektrony walencyjne. Z porównania uproszczonych wzorów elektronicznych, na przykład chlor (3. okres, główna podgrupa grupy VII), cyrkon (5. okres, wtórna podgrupa grupy IV) i uran (7. okres, podgrupa lantanowo-aktynowców)
№17, С1-2|8|7
nr 40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2
nr 92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2
Można zauważyć, że dla elementów dowolnej podgrupy głównej wartościowością mogą być tylko elektrony poziomu zewnętrznego (s i p). W przypadku elementów podgrup bocznych elektronami walencyjnymi mogą być elektrony poziomu zewnętrznego i częściowo przedzewnętrznego (s i d). W lantanowcach, a zwłaszcza aktynowcach, elektrony walencyjne mogą być zlokalizowane na trzech poziomach: zewnętrznym, przedzewnętrznym i przedzewnętrznym. Zazwyczaj całkowita liczba elektronów walencyjnych jest równa liczbie grupy.

Właściwości elementu. Energia jonizacji. Energia powinowactwa elektronów.

Badanie porównawcze właściwości pierwiastków przeprowadza się w trzech możliwych kierunkach układu okresowego: a) poziomym (według okresu), b) pionowym (według podgrup), c) ukośnym. Aby uprościć nasze rozumowanie, wykluczymy okres 1, niedokończony okres 7, a także całą grupę VIII. Pozostanie główny równoległobok układu, w którego lewym górnym rogu znajdzie się lit Li (nr 3), w lewym dolnym - cez Cs (nr 55). W prawym górnym rogu - fluor F (nr 9), w prawym dolnym rogu - astat At (nr 85).
kierunki. W kierunku poziomym od lewej do prawej objętości atomów stopniowo się zmniejszają; następuje, jest to wynikiem wpływu wzrostu ładunku jądrowego na powłoka elektronowa. W kierunku pionowym od góry do dołu, w wyniku zwiększania liczby poziomów, stopniowo zwiększają się objętości atomów; wzdłuż kierunku ukośnego - znacznie mniej wyraźnie określone i krótsze - pozostają blisko. Są to ogólne schematy, od których jak zawsze zdarzają się wyjątki.
W głównych podgrupach wraz ze wzrostem objętości atomów, czyli od góry do dołu, odłączanie elektronów zewnętrznych staje się łatwiejsze, a dodawanie nowych elektronów do atomów staje się trudniejsze. Oddawanie elektronów charakteryzuje tzw. siłę redukującą pierwiastków, szczególnie typową dla metali. Dodatek elektronów charakteryzuje się zdolnością utleniającą, typową dla niemetali. W konsekwencji, od góry do dołu w głównych podgrupach, wzrasta zdolność redukcyjna atomów pierwiastków; Zwiększają się również właściwości metaliczne prostych ciał odpowiadających tym pierwiastkom. Zmniejsza się zdolność utleniania.
Od lewej do prawej w poszczególnych okresach wzór zmian jest odwrotny: zdolność redukcyjna atomów pierwiastków maleje, podczas gdy zdolność utleniająca wzrasta; zwiększają się właściwości niemetaliczne prostych ciał odpowiadających tym pierwiastkom.
Wzdłuż kierunku ukośnego właściwości elementów pozostają mniej więcej zbliżone. Spójrzmy na ten kierunek na przykładzie: beryl-aluminium
Od berylu Be do aluminium Al można przejść bezpośrednio wzdłuż przekątnej Be → A1 lub przez bor B, czyli wzdłuż dwóch nóg Be → B i B → A1. Wzmocnienie właściwości niemetalicznych od berylu do boru i ich osłabienie od boru do aluminium wyjaśnia, dlaczego pierwiastki beryl i aluminium, umieszczone po przekątnej, mają pewną analogię we właściwościach, chociaż nie należą do tej samej podgrupy układu okresowego.
Zatem między układem okresowym, strukturą atomów pierwiastków i ich właściwości chemiczne istnieje ścisły związek.
Właściwości atomu dowolnego pierwiastka – oddawanie elektronu i zamiana w dodatnio naładowany jon – określa się ilościowo poprzez wydatek energii, zwany energią jonizacji I*. Wyraża się go w kcal/g-atom lub hj/g-atom.

Im niższa jest ta energia, tym silniejsze są właściwości redukujące atomu pierwiastka, tym bardziej metaliczny jest pierwiastek; Im większa jest ta energia, tym słabsze właściwości metaliczne, tym silniejsze właściwości niemetaliczne pierwiastka. Właściwość atomu dowolnego pierwiastka do przyjmowania elektronu i przekształcania się w ujemnie naładowany jon ocenia się na podstawie ilości uwolnionej energii, zwanej powinowactwem elektronowym E; wyraża się go także w kcal/g-atom lub kJ/g-atom.

Powinowactwo elektronowe może być miarą zdolności pierwiastka do wykazywania właściwości niemetalicznych. Im większa jest ta energia, tym bardziej niemetaliczny jest pierwiastek i odwrotnie, im mniejsza energia, tym bardziej metaliczny pierwiastek.
Często do scharakteryzowania właściwości pierwiastków stosuje się wielkość tzw elektroujemność.
To: jest sumą arytmetyczną energii jonizacji i energii powinowactwa elektronów

Stała jest miarą niemetaliczności pierwiastków. Im jest większy, tym silniejszy jest pierwiastek o właściwościach niemetalicznych.
Należy pamiętać, że wszystkie elementy mają zasadniczo dwoisty charakter. Podział pierwiastków na metale i niemetale jest w pewnym stopniu arbitralny, gdyż w przyrodzie nie ma ostrych krawędzi. Gdy właściwości metaliczne elementu rosną, jego właściwości niemetaliczne słabną i odwrotnie. Najbardziej „metaliczny” z pierwiastków – frans Fr – można uznać za najmniej niemetaliczny, najbardziej „niemetaliczny” – fluor F – można uznać za najmniej metaliczny.
Sumując wartości obliczonych energii – energii jonizacji i energii powinowactwa elektronowego – otrzymujemy: dla cezu wartość wynosi 90 kcal/g-a., dla litu 128 kcal/g-a., dla fluoru = 510 kcal/g-a. (wartość wyrażana jest także w kJ/g-a.). Są to bezwzględne wartości elektroujemności. Dla uproszczenia używamy względnych wartości elektroujemności, przyjmując elektroujemność litu (128) jako jedność. Następnie dla fluoru (F) otrzymujemy:

W przypadku cezu (Cs) względna elektroujemność będzie równa
Na wykresie zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup
Grupy I-VII. Porównuje się elektroujemności pierwiastków głównych podgrup grup I-VII. Podane dane wskazują rzeczywistą pozycję wodoru w pierwszym okresie; nierówny wzrost metaliczności pierwiastków od góry do dołu w różnych podgrupach; pewne podobieństwo pierwiastków: wodór - fosfor - tellur (= 2,1), beryl i glin (= 1,5) oraz szereg innych pierwiastków. Jak widać z powyższych porównań, wykorzystując wartości elektroujemności, można w przybliżeniu porównać ze sobą elementy nawet różnych podgrup i różnych okresów.

Wykres zmian elektroujemności pierwiastków głównych podgrup grup I-VII.

Prawo okresowości i układ okresowy pierwiastków mają ogromne znaczenie filozoficzne, naukowe i metodologiczne. Są to: sposób na zrozumienie otaczającego nas świata. Prawo okresowości odsłania i odzwierciedla dialektyczno-materialistyczną istotę natury. Prawo okresowości i układ okresowy pierwiastków przekonująco dowodzą jedności i materialności otaczającego nas świata. Są najlepszym potwierdzeniem słuszności głównych cech marksistowskiej dialektycznej metody poznania: a) wzajemnego powiązania i współzależności obiektów i zjawisk, b) ciągłości ruchu i rozwoju, c) przejścia zmian ilościowych w jakościowe, d) walka i jedność przeciwieństw.
Ogromne znaczenie naukowe prawa okresowości polega na tym, że pomaga ono w twórczych odkryciach z zakresu nauk chemicznych, fizycznych, mineralogicznych, geologicznych, technicznych i innych. Przed odkryciem prawa okresowości chemia była zbiorem izolowanych, pozbawionych awiofon rzeczowe informacje; Teraz wszystko to zostało zebrane w jeden harmonijny system. Wiele odkryć z zakresu chemii i fizyki dokonano w oparciu o prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków. Prawo okresowości otworzyło drogę do poznania wewnętrznej budowy atomu i jego jądra. Wzbogacana jest coraz to nowymi odkryciami i potwierdzana jako niewzruszone, obiektywne prawo natury. Wielkie znaczenie metodologiczne i metodologiczne prawa okresowego i układu okresowego pierwiastków polega na tym, że studiując chemię, dają one możliwość rozwinięcia u ucznia dialektyczno-materialistycznego światopoglądu i ułatwiają zdobycie kursu chemii: Studium chemii nie powinna opierać się na zapamiętywaniu właściwości poszczególnych pierwiastków i ich związków, ale oceniać właściwości prostych i substancje złożone, w oparciu o wyrażone wzorce prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków.