D. Mendeleev의 주기율법, 현대식 공식. D.I. Mendeleev가 제공한 것과의 차이점은 무엇입니까? 법의 문구가 이렇게 변경된 이유를 설명해 보세요. 주기율의 물리적 의미는 무엇입니까? 설명하세요 p
주기율- 화학의 기본 법칙은 다음에서 발견되었습니다. 1869 년도 디. 멘델레예프.그 당시 원자는 여전히 분할할 수 없는 것으로 간주되었으며 내부 구조에 대해서는 알려진 바가 없습니다.
원자 질량(그 다음에 - 원자량) 및 원소의 화학적 성질이 기초로 사용되었습니다. 주기율 D.I. 멘델레예프.디. 멘델레예프는 당시 알려진 63개의 원소를 원자 질량의 오름차순으로 배열하여 다음과 같은 결과를 얻었습니다. 천연 (천연) 계열의 화학 원소,여기서 그는 화학적 성질의 주기적인 반복성을 언급했습니다. 예를 들어, 일반적인 비금속 불소 F요소에서 반복됨 염소 Cl, 브롬 Br, 요오드 I,일반적인 금속의 성질 리튬 리튬 -요소에서 나트륨Na그리고 칼륨 K등.
일부 요소의 경우 D.I. Mendeleev는 화학적 유사체를 발견하지 못했습니다. 알루미늄알루미늄그리고 실리콘시,예를 들어) 당시에는 그러한 유사체가 아직 알려지지 않았다는 점을 고려하면 그렇습니다. 테이블에서 그들은 의도된 것이었습니다 빈 공간,하지만 주기적인 반복을 바탕으로과학자는 화학적 특성을 예측했습니다). D.I.에 의해 예측의 해당 요소를 발견한 후. Mendeleev는 완전히 확인되었습니다 (알루미늄 유사 - 갈륨 Ga,실리콘 유사체 – 게르마늄 Ge).
D.I. Mendeleev는 다음과 같이 제시됩니다. 단순 몸체의 특성과 원소 화합물의 형태 및 특성은 원소의 원자량에 주기적으로 의존합니다.
D.I.의 주기율의 현대적 공식화. 멘델레예프는 다음과 같이 들립니다. 요소의 속성은 일련번호에 따라 주기적으로 달라집니다.
주기율 D.I. Mendeleev는 과학자 창조의 기초가되었습니다 화학 원소 주기율표. 그녀는 제시된다 7 기간과 8 그룹으로.
미문테이블의 가로 행이라고 하며 작은 행과 큰 행으로 구분됩니다. 2소(1주기) 또는 8소(2, 3주기)는 작은 주기에 있고, 큰 주기에는 18소(4, 5주기) 또는 32소(6주기)가 있어 7기는 미완성 상태로 남아 있다. 매 기간 일반적인 금속으로 시작~에서 전형적인 비금속 및 비활성 가스로 끝납니다.
그룹으로요소를 수직 열이라고 합니다. 각 그룹은 두 개의 하위 그룹으로 표시됩니다. 기본그리고 옆. 하위 그룹은 완전한 화학적 유사체인 요소 집합입니다. 종종 하위 그룹의 원소는 그룹 번호에 해당하는 가장 높은 산화 상태를 갖습니다. 예를 들어, 가장 높은 산화 상태(+ II)는 하위 그룹의 요소에 해당합니다. 베릴륨그리고 아연(그룹 II의 주요 및 보조 하위 그룹) 및 하위 그룹의 요소 질소그리고 바나듐(V 그룹)은 가장 높은 산화 상태(+V)에 해당합니다.
주요 하위 그룹에 있는 원소의 화학적 특성은 비금속에서 금속까지 다양할 수 있습니다(그룹 V의 주요 하위 그룹에서 질소는 비금속이고 비스무스는 금속입니다). 측면 하위 그룹에 있는 요소의 속성은 변경되지만 그렇게 급격하게 변경되지는 않습니다. 예를 들어 그룹 IV의 보조 그룹 요소 - 지르코늄, 티타늄, 하프늄– 속성이 매우 유사합니다(특히 지르코늄그리고 하프늄).
그룹 I의 주기율표에서 (리 – 프), II (Mg – 라)그리고 III (인, 티엘)일반적인 금속이 위치합니다. 비금속은 VII족에 위치합니다. (지방), VI (오-테), V (N–As), IV (C, 시)그리고 III (비).주요 그룹의 일부 요소( Be, Al, Ge, Sb, 포)뿐만 아니라 많은 측면 그룹 요소가 금속 및 비금속 특성을 모두 나타낼 수 있습니다. 이 현상을 양쪽성.
일부 주요 그룹의 경우 그룹이 사용됩니다. 
새로운 이름: VIII (He – Rn) – 희가스, VII (F – At) – 할로겐, IV (O – Ro) – 칼코겐, II (Ca – Ra) – 알칼리 토금속, 나 (Li – Fr) – 알칼리 금속.
D.I.가 제안한 주기율표의 형태. 멘델레예프가 명명되었습니다. 짧은 기간, 또는 고전. 현대 화학에서는 또 다른 형태가 점점 더 많이 사용되고 있습니다. 장기간, 크고 작은 모든 주기가 알칼리 금속에서 시작하여 비활성 기체로 끝나는 긴 행으로 확장됩니다.
주기율 D.I. 멘델레예프와 원소 주기율표 D.I. 멘델레예프는 현대 화학의 기초가 되었습니다.
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화학 원소의 주기율에는 고전과 현대의 두 가지 공식이 있습니다.
발견자인 D.I.가 제시한 클래식. 멘델레예프: 단순체의 특성과 원소 화합물의 형태 및 특성은 원소의 원자량 값에 주기적으로 의존합니다.
현대: 단순 물질의 특성과 원소 화합물의 특성 및 형태는 원소 원자핵의 전하(서수)에 주기적으로 의존합니다.
주기율의 그래픽 표현은 원자의 전하에 따라 원소 특성의 규칙적인 변화를 기반으로 화학 원소를 자연적으로 분류하는 원소 주기 체계입니다. 원소 주기율표의 가장 일반적인 이미지는 D.I. 멘델레예프의 형식은 짧기도 하고 길기도 합니다.
주기율표의 그룹과 기간. 화학 원소의 원자 번호의 물리적 의미
그룹으로주기율표에서는 세로줄이라고 합니다. 그룹에서는 원소가 산화물의 가장 높은 산화 상태를 기준으로 결합됩니다. 각 그룹은 기본 하위 그룹과 보조 하위 그룹으로 구성됩니다. 주요 하위 그룹에는 작은 주기의 요소와 동일한 속성을 가진 큰 주기의 요소가 포함됩니다. 측면 하위 그룹은 큰 기간의 요소로만 구성됩니다. 주 하위 그룹과 이차 하위 그룹 요소의 화학적 특성은 크게 다릅니다.
기간원자 번호가 증가하는 순서로 배열된 원소의 수평 행이라고 합니다. 주기율표에는 7개의 주기가 있습니다. 첫 번째, 두 번째, 세 번째 주기는 작은 주기라고 하며 각각 2, 8, 8개의 원소를 포함합니다. 나머지 기간은 큰 기간이라고 합니다. 네 번째와 다섯 번째 기간에는 18개 요소가 있고, 여섯 번째 기간에는 32개, 일곱 번째(아직 완료되지 않음)에는 31개 요소가 있습니다. 첫 번째 기간을 제외한 각 기간은 알칼리 금속으로 시작하여 희가스로 끝납니다.
물리적 의미화학 원소의 원자 번호: 원자핵의 양성자 수와 원자핵 주위를 회전하는 전자의 수는 해당 원소의 원자 번호와 같습니다.
주기율표 D.I에서 화학 원소의 위치와 관련된 원소 및 그 화합물의 특성 변화 패턴. 멘델레예프
이를 상기시켜 드리겠습니다. 여러 떼주기율표에서 세로줄이라고 하며 주 및 이차 하위 그룹 원소의 화학적 특성이 크게 다릅니다.
하위 그룹의 요소 속성은 자연스럽게 위에서 아래로 변경됩니다.
- 금속성 특성은 증가하고 비금속 특성은 약화됩니다.
- 원자 반경이 증가합니다.
- 원소에 의해 형성된 염기와 무산소산의 강도가 증가합니다.
- 전기 음성도가 감소합니다.
헬륨, 네온, 아르곤을 제외한 모든 원소는 산소 화합물을 형성하며, 산소 화합물의 형태는 8가지뿐입니다. 주기율표에서는 R 2 O, RO, R 2 O 3, RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7, RO 4, 여기서 기호 R은 이 그룹의 요소를 나타냅니다. 고급 산화물의 공식은 해당 원소가 그룹 번호와 동일한 산화 상태를 나타내지 않는 예외적인 경우(예: 불소)를 제외하고 해당 그룹의 모든 원소에 적용됩니다.
R 2 O 조성의 산화물은 강한 기본 특성을 나타내며 원자 번호가 증가함에 따라 염기도도 증가합니다. RO 조성의 산화물(BeO 제외)은 기본 특성을 나타냅니다.
RO 2, R 2 O 5, RO 3, R 2 O 7 조성의 산화물은 산성 특성을 나타내며 원자 번호가 증가함에 따라 산도가 증가합니다.
그룹 IV부터 시작하는 주요 하위 그룹의 요소는 기체 수소 화합물을 형성합니다. 이러한 화합물에는 네 가지 형태가 있습니다. 이들은 주요 하위 그룹의 요소 아래에 위치하며 RH 4, RH 3, RH 2, RH 순서의 일반 공식으로 표시됩니다.
RH 4 화합물은 본질적으로 중성입니다. RH 3 - 약염기성; RH 2 - 약산성; RH - 강산성 특성.
이를 상기시켜 드리겠습니다. 기간원자 번호가 증가하는 순서로 배열된 원소의 수평 행이라고 합니다.
요소 일련번호가 증가하는 기간 내:
- 전기 음성도가 증가합니다.
- 금속 성질은 감소하고, 비금속 성질은 증가합니다.
- 원자 반경이 감소합니다.
훈련 과제
1. 최대 원자 반경을 가진 나열된 화학 원소 중에는 다음과 같습니다.
1) 네온
2) 알루미늄
3) 칼륨
4) 칼슘
2. 최소 원자 반경을 가진 나열된 화학 원소 중에는 다음과 같습니다.
1) 알루미늄
2) 붕소
3) 칼륨
4) 네온
3. 금속 특성은 요소에서 가장 명확하게 표현됩니다.
1) RB
2) 리
3) 마그네슘
4)칼슘
4. 가장 명확하게 비금속 특성이 요소에 표현됩니다.
1) 에프
2) 에스
3) 오
4) 엔
5. 원소의 원자가 전자 수가 가장 많음
1) 불소
2) 수소
3) 나트륨
4) 유황
6. 원소의 최소 원자가 전자 수
1) 산소
2) 실리콘
3) 수소
4) 칼슘
7. 시리즈에 따라 요소의 금속 특성이 증가합니다.
1) 바, 리, Cs, Mg
2) Al, Mg, Ca, K
3) Li, Cs, Mg, Ba
4) Na, Mg, Li, Al
8. 계열의 요소의 비금속 특성은 다음과 같이 약화됩니다.
1) N, S, 브롬, Cl
2) O, S, Se, 테
3) 세, 나, 에스, 오
4) 엔, 피, 오, 에프
9. 화학 원소는 원자 반경이 증가하는 순서대로 나열됩니다.
1) 탄소, 베릴륨, 마그네슘
2) 칼륨, 마그네슘, 알루미늄
3) 염소, 나트륨, 불소
4) 질소, 인, 불소
10. 화학 원소는 원자 반경의 내림차순으로 나열됩니다.
1) 수소, 붕소, 알루미늄
2) 탄소, 규소, 칼륨
3) 나트륨, 염소, 불소
4) 황, 규소, 마그네슘
11. 수소 화합물의 산성 특성은 시리즈로 증가합니다.
1) HI – PH 3 – HCl – H 2 S
2) PH 3 – H 2 S – HBr – HI
4) HI – HCl – H 2 S – PH 3
12. 시리즈에서 수소 화합물의 산성 특성이 약해집니다.
1) HI – PH 3 – HCl – H 2 S
2) PH 3 – H 2 S – HBr – HI
3) H2S – PH3 – HCl – SiH4
4) HI – HBr – HCl – HF
13. 화합물의 기본 특성이 시리즈로 향상됩니다.
1) LiOH – KOH – RbOH
2) LiOH – KOH – Ca(OH) 2
4) LiOH – Ca(OH) 2 – KOH
14. 화합물의 기본 특성은 연속적으로 약화됩니다.
1) LiOH – Ba(OH) 2 – RbOH
2) LiOH – Ba(OH) 2 – Ca(OH) 2
3) Ca(OH)2 – KOH – Mg(OH)2
4) LiOH – Ca(OH) 2 – KOH
15. 원소 주기율표의 두 번째 기간 D.I. 화학 원소의 핵 전하가 증가한 멘델레예프 :
1) 전기 음성도가 증가합니다.
2) 핵전하가 감소한다
3) 원자 반경 증가
4) 산화 정도가 증가한다
16. 두 번째 기간의 원소에 의해 형성된 가장 강한 산은 다음과 같습니다.
1) 석탄
2) 질소
3) 불화수소
4) 질소성
17. 가장 강한 염기가 화학 원소를 형성합니다
1) 마그네슘
2) 리튬
3) 알루미늄
4) 칼륨
18. 가장 강한 무산소산은 원소에 해당합니다.
1) 셀레늄
2) 불소
3) 요오드
4) 유황
19. 일련의 요소 Li → B → N → F
1) 원자 반경 감소
2) 금속성질이 증가한다
20. 일련의 원소 Li → Na → K → Rb
1) 원자 반경 감소
2) 금속성질이 약해진다
3) 원자핵의 양성자 수가 감소합니다.
4) 전자 레이어의 수가 증가합니다.
주기율- 화학의 기본 법칙은 다음에서 발견되었습니다. 1869 년도 디. 멘델레예프.그 당시 원자는 여전히 분할할 수 없는 것으로 간주되었으며 내부 구조에 대해서는 알려진 바가 없습니다.
원자 질량(그 다음에 - 원자량) 및 원소의 화학적 성질이 기초로 사용되었습니다. 주기율 D.I. 멘델레예프.디. 멘델레예프는 당시 알려진 63개의 원소를 원자 질량의 오름차순으로 배열하여 다음과 같은 결과를 얻었습니다. 천연 (천연) 계열의 화학 원소,여기서 그는 화학적 성질의 주기적인 반복성을 언급했습니다. 예를 들어, 일반적인 비금속 불소 F요소에서 반복됨 염소 Cl, 브롬 Br, 요오드 I,일반적인 금속의 성질 리튬 리튬 -요소에서 나트륨Na그리고 칼륨 K등.
일부 요소의 경우 D.I. Mendeleev는 화학적 유사체를 발견하지 못했습니다. 알루미늄알루미늄그리고 실리콘시,예를 들어) 당시에는 그러한 유사체가 아직 알려지지 않았다는 점을 고려하면 그렇습니다. 테이블에서 그들은 의도된 것이었습니다 빈 공간,하지만 주기적인 반복을 바탕으로과학자는 화학적 특성을 예측했습니다). D.I.에 의해 예측의 해당 요소를 발견한 후. Mendeleev는 완전히 확인되었습니다 (알루미늄 유사 - 갈륨 Ga,실리콘 유사체 – 게르마늄 Ge).
D.I. Mendeleev는 다음과 같이 제시됩니다. 단순 몸체의 특성과 원소 화합물의 형태 및 특성은 원소의 원자량에 주기적으로 의존합니다.
D.I.의 주기율의 현대적 공식화. 멘델레예프는 다음과 같이 들립니다. 요소의 속성은 일련번호에 따라 주기적으로 달라집니다.
주기율 D.I. Mendeleev는 과학자 창조의 기초가되었습니다 화학 원소 주기율표. 그녀는 제시된다 7 기간과 8 그룹으로.
미문테이블의 가로 행이라고 하며 작은 행과 큰 행으로 구분됩니다. 2소(1주기) 또는 8소(2, 3주기)는 작은 주기에 있고, 큰 주기에는 18소(4, 5주기) 또는 32소(6주기)가 있어 7기는 미완성 상태로 남아 있다. 매 기간 일반적인 금속으로 시작~에서 전형적인 비금속 및 비활성 가스로 끝납니다.
그룹으로요소를 수직 열이라고 합니다. 각 그룹은 두 개의 하위 그룹으로 표시됩니다. 기본그리고 옆. 하위 그룹은 완전한 화학적 유사체인 요소 집합입니다. 종종 하위 그룹의 원소는 그룹 번호에 해당하는 가장 높은 산화 상태를 갖습니다. 예를 들어, 가장 높은 산화 상태(+ II)는 하위 그룹의 요소에 해당합니다. 베릴륨그리고 아연(그룹 II의 주요 및 보조 하위 그룹) 및 하위 그룹의 요소 질소그리고 바나듐(V 그룹)은 가장 높은 산화 상태(+V)에 해당합니다.
주요 하위 그룹에 있는 원소의 화학적 특성은 비금속에서 금속까지 다양할 수 있습니다(그룹 V의 주요 하위 그룹에서 질소는 비금속이고 비스무스는 금속입니다). 측면 하위 그룹에 있는 요소의 속성은 변경되지만 그렇게 급격하게 변경되지는 않습니다. 예를 들어 그룹 IV의 보조 그룹 요소 - 지르코늄, 티타늄, 하프늄– 속성이 매우 유사합니다(특히 지르코늄그리고 하프늄).
그룹 I의 주기율표에서 (리 – 프), II (Mg – 라)그리고 III (인, 티엘)일반적인 금속이 위치합니다. 비금속은 VII족에 위치합니다. (지방), VI (오-테), V (N–As), IV (C, 시)그리고 III (비).주요 그룹의 일부 요소( Be, Al, Ge, Sb, 포)뿐만 아니라 많은 측면 그룹 요소가 금속 및 비금속 특성을 모두 나타낼 수 있습니다. 이 현상을 양쪽성.
일부 주요 그룹의 경우 그룹이 사용됩니다. 새로운 이름: VIII (He – Rn) – 희가스, VII (F – At) – 할로겐, IV (O – Ro) – 칼코겐, II (Ca – Ra) – 알칼리 토금속, 나 (Li – Fr) – 알칼리 금속.
D.I.가 제안한 주기율표의 형태. 멘델레예프가 명명되었습니다. 짧은 기간, 또는 고전. 현대 화학에서는 또 다른 형태가 점점 더 많이 사용되고 있습니다. 장기간, 크고 작은 모든 주기가 알칼리 금속에서 시작하여 비활성 기체로 끝나는 긴 행으로 확장됩니다.
주기율 D.I. 멘델레예프와 원소 주기율표 D.I. 멘델레예프는 현대 화학의 기초가 되었습니다.
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이 주제를 연구한 결과 다음을 배우게 됩니다.
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연구 질문: |
4.1. 주기율 D.I. 멘델레예프
주기율은 화학과학의 가장 위대한 업적이자 모든 현대화학의 기초이다. 그의 발견으로 화학은 기술적인 과학이 아니게 되었고, 그 안에서 과학적 선견이 가능해졌습니다.
발견된 주기율 D. I. 멘델레예프 1869년에 과학자는 이 법칙을 다음과 같이 공식화했습니다. "단순한 물체의 특성과 원소 화합물의 형태 및 특성은 원소의 원자량 크기에 주기적으로 의존합니다."
물질의 구조에 대한 보다 상세한 연구는 원소 특성의 주기성이 원자 질량이 아니라 원자의 전자 구조에 의해 결정된다는 것을 보여주었습니다.
핵전하는 원자의 전자 구조, 즉 원소의 특성을 결정하는 특성입니다. 따라서 현대 공식에서 주기율은 다음과 같이 들립니다. 단순 물질의 특성과 원소 화합물의 형태 및 특성은 원자 번호(원자핵의 전하 값)에 주기적으로 의존합니다. ).
주기율의 표현은 원소주기율표이다.
4.2. D. I. Mendeleev의 주기율표
D.I. Mendeleev의 원소 주기율표는 7개의 주기로 구성되어 있으며, 이는 원자핵 전하의 증가하는 순서로 배열된 원소의 수평 순서입니다. 기간 1, 2, 3, 4, 5, 6에는 각각 2, 8, 8, 18, 18, 32개의 요소가 포함됩니다. 일곱 번째 기간은 완료되지 않았습니다. 기간 1, 2, 3이 호출됩니다. 작은,나머지 - 큰.
각 기간(첫 번째 기간 제외)은 알칼리 금속 원자(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)로 시작하여 희가스(Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)로 끝납니다. 전형적인 비금속. 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 금속 성질은 점차 약해지고 비금속 성질은 증가합니다. 원자핵의 양전하가 증가하면 외부 준위의 전자 수가 증가하기 때문입니다.
첫 번째 기간에는 헬륨 외에 수소라는 원소가 하나만 있습니다. 알칼리 금속 및 할로겐 모두와 유사성을 나타내기 때문에 조건부로 하위 그룹 IA 또는 VIIA에 배치됩니다. 수소와 알칼리 금속의 유사성은 알칼리 금속과 마찬가지로 수소도 환원제이며 하나의 전자를 기증하여 단일 전하 양이온을 형성한다는 사실에서 나타납니다. 수소는 할로겐과 더 많은 공통점이 있습니다. 할로겐과 같은 수소는 비금속이고 분자는 이원자이며 산화 특성을 나타낼 수 있으며 NaH, CaH 2와 같은 활성 금속과 염과 같은 수소화물을 형성할 수 있습니다.
네 번째 기간에는 Ca 다음으로 10개의 전이 원소(10년 Sc - Zn)가 있고 그 뒤에 나머지 6개의 기간 주요 원소(Ga - Kg)가 있습니다. 다섯 번째 기간도 비슷하게 구성됩니다. 개념 전환 요소일반적으로 원자가 d-전자 또는 f-전자를 갖는 모든 원소를 지칭하는 데 사용됩니다.
여섯 번째와 일곱 번째 기간에는 요소가 이중으로 삽입됩니다. Ba 요소 뒤에는 10개의 d 요소(La - Hg)가 삽입되어 있고 첫 번째 전이 요소 La 뒤에는 14개의 f 요소가 있습니다. 란타넘족(세-루). Hg 이후에는 여섯 번째 기간(T1 - Rn)의 나머지 6개 주요 p 요소가 있습니다.
일곱 번째(불완전) 기간에는 Ac 뒤에 14개의 f 요소가 옵니다. 악티늄족(Th-Lr). 최근에는 La와 Ac가 각각 란탄족과 악티늄족으로 분류되기 시작했습니다. 란탄족 원소와 악티늄족 원소는 표 하단에 별도로 배치됩니다.
따라서 주기율표의 각 원소는 엄격하게 정의된 위치를 차지합니다. 서수,또는 원자숫자.
주기율표에서는 8개의 족이 수직으로(I – VIII) 위치하며, 차례로 하위 족으로 나뉩니다. 주요 것들,또는 하위 그룹 A 및 부작용,또는 하위 그룹 B. 하위 그룹 VIIIB는 특별하며 다음을 포함합니다. 트라이어드철(Fe, Co, Ni)과 백금 금속(Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) 계열을 구성하는 원소입니다.
각 하위 그룹 내 원소의 유사성은 주기율표에서 가장 눈에 띄고 중요한 패턴입니다. 주요 하위 그룹에서는 위에서 아래로 금속 특성이 증가하고 비금속 특성이 약화됩니다. 이 경우 특정 하위 그룹에 대해 가장 낮은 산화 상태에서 원소 화합물의 안정성이 증가합니다. 반대로 측면 하위 그룹에서는 위에서 아래로 금속 특성이 약화되고 산화 상태가 가장 높은 화합물의 안정성이 증가합니다.
4.3. 주기율표와 원자의 전자 구성
화학 반응 중에 반응 원자의 핵은 변하지 않기 때문에 원자의 화학적 특성은 전자 껍질의 구조에 따라 달라집니다.
전자 층과 원자의 전자 껍질 채우기는 Pauli 원리와 Hund의 법칙에 따라 발생합니다.
파울리의 원리(파울리의 배제)
원자에 있는 두 개의 전자는 4개의 동일한 양자수를 가질 수 없습니다(각 원자 궤도에는 2개 이하의 전자가 포함될 수 있습니다).
Pauli 원리는 주어진 주양자수를 갖는 전자의 최대 수를 결정합니다. N(즉, 이 전자층에 위치함): N n = 2n 2. 첫 번째 전자층(에너지 준위)은 2개 이하의 전자를 가질 수 있으며, 두 번째는 8개, 세 번째는 18개 등을 가질 수 있습니다.
예를 들어, 수소 원자에는 1s 상태의 첫 번째 에너지 준위에 위치한 전자가 하나 있습니다. 이 전자의 스핀은 임의로 방향이 지정될 수 있습니다(ms = +1/2 또는 m s = –1/2). 첫 번째 에너지 수준은 하나의 하위 수준(1s), 두 번째 에너지 수준(2s 및 2p), 세 번째 하위 수준(3s, 3p, 3d 등)으로 구성된다는 점을 다시 한 번 강조해야 합니다. 하위 레벨에는 궤도가 포함되어 있으며 그 수는 측면 양자 수에 의해 결정됩니다. 엘 그리고 (2 엘 + 1). 각 궤도는 일반적으로 사각형으로 표시되고 그 위에 위치한 전자는 화살표로 표시되며 방향은 이 전자의 스핀 방향을 나타냅니다. 이는 수소 원자의 전자 상태가 1s 1로 표시되거나 양자 셀로 표시될 수 있음을 의미합니다(그림 1). 4.1:
쌀. 4.1. 1s 궤도에 있는 수소 원자의 전자 기호
헬륨 원자 n = 1의 두 전자에 대해, 엘 = 0, m 엘= 0, ms = +1/2 및 –1/2. 따라서 헬륨의 전자식은 1s 2입니다. 헬륨의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다.
파울리 원리에 따르면 하나의 궤도에 평행한 스핀을 갖는 두 개의 전자가 있을 수 없습니다. 리튬 원자의 세 번째 전자는 2s 궤도를 차지합니다. Li의 전자 배열은 1s 2 2s 1이고, 베릴륨의 전자 배열은 1s 2 2s 2입니다. 2s 오비탈이 채워져 있으므로 붕소 원자의 다섯 번째 전자가 2p 오비탈을 차지합니다. ~에 N= 2면(궤도) 양자수 엘 0과 1의 값을 취합니다. 언제 엘 = 0 (2s-상태) m 엘= 0, 그리고 엘 = 1 (2p – 상태)m 엘+1과 같을 수 있습니다. 0; -1. 2p 상태는 3개의 에너지 셀에 해당합니다. 4.2.
쌀. 4.2. 궤도에서 붕소 원자의 전자 배열
질소 원자(전자 구성 1s 2 2s 2 2p 3 첫 번째 수준에 전자 2개, 두 번째 수준에 5개)의 경우 전자 구조에 대해 다음과 같은 두 가지 변형이 가능합니다. 4.3:
쌀. 4.3. 궤도에서 질소 원자의 전자 배열에 가능한 옵션
첫 번째 방식(그림 4.3a)에서 총 스핀은 1/2(+1/2 –1/2 +1/2)이고, 두 번째 방식(그림 4.3b)에서 총 스핀은 3과 같습니다. /2(+1/2 + 1/2 +1/2). 스핀의 위치가 결정됩니다. 훈트의 법칙내용은 다음과 같습니다: 에너지 수준의 채우기는 총 스핀이 최대가 되는 방식으로 발생합니다.
따라서 , 질소 원자의 구조에 대해 주어진 두 가지 계획 중에서 첫 번째 것은 모든 p-전자가 서로 다른 궤도를 차지하는 안정 상태(가장 낮은 에너지를 갖는)에 해당합니다. 하위 준위 오비탈은 다음과 같이 채워집니다. 먼저 동일한 스핀을 갖는 전자 하나와 반대 스핀을 갖는 두 번째 전자로 채워집니다.
나트륨부터 시작하여 n = 3인 세 번째 에너지 준위가 채워지며, 궤도에서 세 번째 주기 원소 원자의 전자 분포가 그림 1에 나와 있습니다. 4.4.
쌀. 4.4. 바닥 상태에서 세 번째 기간의 원소 원자에 대한 궤도의 전자 분포
원자에서 각 전자는 핵과의 가장 강한 연결에 해당하는 가장 낮은 에너지를 갖는 자유 궤도를 차지합니다. 1961년 V.M. Klechkovsky는 다음과 같은 일반적인 입장을 공식화했습니다. 전자 오비탈의 에너지는 주 양자수와 이차 양자수의 합이 증가하는 순서로 증가합니다( n + l), 그리고 이들 합이 동일한 경우, 주양자수 n의 값이 작은 오비탈은 에너지가 더 적습니다.
에너지가 증가하는 순서에 따른 에너지 준위의 순서는 대략 다음과 같습니다.
1초< 2s < 2p < 3s < 3р < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p.
네 번째 기간 요소의 원자 궤도에서 전자 분포를 고려해 봅시다 (그림 4.5).
쌀. 4.5. 바닥 상태에서 네 번째 기간 원소의 원자 궤도에 대한 전자 분포
칼륨(전자 구성 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1) 및 칼슘(전자 구성 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2) 이후 내부 3d 껍질은 전자(전이 요소 Sc - Zn) . 두 가지 예외가 있다는 점에 유의해야 합니다: 4의 Cr 및 Cu 원자에 대한 것입니다. 에스-껍질에는 두 개의 전자가 아닌 하나의 전자가 포함되어 있습니다. 이전 3d 껍질에 대한 외부 4s 전자의 소위 "실패"가 발생합니다. 크롬 원자의 전자 구조는 다음과 같이 나타낼 수 있습니다(그림 4.6).
쌀. 4.6. 크롬 원자의 궤도에 전자 분포
충전 순서의 "위반"에 대한 물리적 이유는 전자 궤도의 핵에 대한 다양한 침투 능력, 전자 구성 d 5 및 d 10, f 7 및 f 14의 특별한 안정성과 관련이 있습니다. 하나 또는 두 개의 전자를 가진 전자 궤도뿐만 아니라 내부 전자 전하층 커널의 스크리닝 효과.
Mn, Fe, Co, Ni, Cu 및 Zn 원자의 전자 구성은 다음 공식으로 반영됩니다.
25Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2,
26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2,
27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2,
28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2,
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1,
30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 .
아연 다음으로 31번째 원소인 갈륨부터 36번째 원소인 크립톤까지 네 번째 층(4p - 쉘)이 계속 채워집니다. 이러한 요소의 전자 구성은 다음과 같습니다.
31 가 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ,
32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 ,
33 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 ,
34 Se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4,
35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5,
36 크르 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 3d 10 4초 2 4p 6 .
Pauli 배제를 위반하지 않으면 여기 상태에서 전자가 다른 원자 궤도에 위치할 수 있다는 점에 유의해야 합니다.
4.4. 화학 원소의 종류
주기율표의 모든 요소는 네 가지 유형으로 나뉩니다.
1. 원자에서 s-요소외부층(n)의 s-껍질이 채워집니다. s 원소에는 수소, 헬륨 및 각 주기의 처음 두 원소가 포함됩니다.
2. 원자에서 p-요소전자는 외부 레벨(np)의 p 껍질을 채웁니다. p-요소에는 각 기간의 마지막 6개 요소가 포함됩니다(첫 번째 요소 제외).
3. 유 d-요소두 번째 외부 준위(n-1) d의 전자 d-껍질로 채워집니다. 이는 s- 요소와 p- 요소 사이에 위치한 수십 년의 큰 기간의 플러그인 요소입니다.
4. 유 f 요소세 번째 외부 준위(n–2) f의 f 하위 준위는 전자로 채워집니다. f-원소 계열에는 란탄족 원소와 악티늄족 원소가 포함됩니다.
원소의 원자 번호에 따라 여기되지 않은 원자의 전자 구조를 고려하면 다음과 같습니다.
모든 원소의 원자의 에너지 준위(전자층) 수는 해당 원소가 위치한 주기 수와 같습니다. 이는 s-요소가 모든 기간에서 발견되고, p-요소가 두 번째 및 후속 기간에, d-요소가 네 번째 및 후속 기간에서, f-요소가 여섯 번째 및 일곱 번째 기간에서 발견됨을 의미합니다.
주기 수는 원자 외부 전자의 주요 양자 수와 일치합니다.
s-원소와 p-원소는 주 하위군을 형성하고, d-원소는 2차 하위군을 형성하며, f-원소는 란탄족과 악티늄족을 형성합니다. 따라서 하위 그룹에는 일반적으로 원자가 외부뿐만 아니라 사전 외부 층과 유사한 구조를 갖는 요소가 포함됩니다 (전자의 "고장"이 있는 요소 제외).
그룹 번호는 일반적으로 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 전자의 수를 나타냅니다. 이는 그룹 번호의 물리적 의미입니다. 측면 하위 그룹의 요소는 외부 껍질뿐만 아니라 끝에서 두 번째 껍질에도 원자가 전자를 가지고 있습니다. 이것이 주 하위 그룹과 보조 하위 그룹 요소 속성의 주요 차이점입니다.
원자가 d- 또는 f-전자를 갖는 요소를 전이 요소라고 합니다.
일반적으로 그룹 번호는 화합물에서 나타나는 원소의 가장 높은 양성 산화 상태와 같습니다. 예외는 불소입니다. 산화 상태는 -1입니다. VIII족 원소 중 Os, Ru 및 Xe만이 +8의 알려진 산화 상태를 갖습니다.
4.5. 원소 원자의 성질의 주기성
반경, 이온화 에너지, 전자 친화력, 전기음성도, 산화 상태와 같은 원자의 특성은 원자의 전자 구조와 관련이 있습니다.
금속 원자의 반지름과 비금속 원자의 공유 반지름이 있습니다. 금속 원자의 반경은 실험 데이터를 기반으로 대부분의 금속에 대해 잘 알려진 원자 간 거리를 기반으로 계산됩니다. 이 경우 금속 원자의 반경은 인접한 두 원자 중심 사이의 거리의 절반과 같습니다. 단순한 물질의 분자와 결정에 있는 비금속의 공유결합 반경도 비슷한 방식으로 계산됩니다. 원자 반경이 클수록 외부 전자가 핵에서 이탈하기가 더 쉽습니다(반대의 경우도 마찬가지). 원자 반경과 달리 이온 반경은 임의의 값입니다.
주기에 따라 왼쪽에서 오른쪽으로 금속의 원자 반경 값은 감소하고 비금속의 원자 반경은 화학 결합의 특성에 따라 복잡하게 변합니다. 예를 들어, 두 번째 기간에는 원자의 반경이 먼저 감소한 다음 특히 희가스 원자로 이동할 때 급격하게 증가합니다.
주요 하위 그룹에서는 전자 층 수가 증가함에 따라 원자 반경이 위에서 아래로 증가합니다.
양이온의 반경은 해당 원자의 반경보다 작으며, 양이온의 양전하가 증가할수록 반경은 감소합니다. 반대로, 음이온의 반경은 항상 해당 원자의 반경보다 큽니다. 동일한 수의 전자를 갖는 입자(원자와 이온)를 등전자라고 합니다. 일련의 등전자 이온에서는 이온의 음의 반경이 감소하고 양의 반경이 증가함에 따라 반경이 감소합니다. 이러한 감소는 예를 들어 O 2–, F–, Na +, Mg 2+, Al 3+ 시리즈에서 발생합니다.
이온화 에너지– 바닥 상태의 원자에서 전자를 제거하는 데 필요한 에너지. 이는 일반적으로 전자 볼트(1eV = 96.485kJ/mol)로 표시됩니다. 일정 기간 동안 왼쪽에서 오른쪽으로 핵 전하가 증가함에 따라 이온화 에너지가 증가합니다. 주요 하위 그룹에서는 위에서 아래로 전자와 핵 사이의 거리가 증가하고 내부 전자 층의 스크리닝 효과가 증가하므로 감소합니다.
표 4.1은 일부 원자에 대한 이온화 에너지(첫 번째, 두 번째 등의 전자를 제거하는 에너지) 값을 보여줍니다.
두 번째 기간에서는 Li에서 Ne로 전이하는 동안 첫 번째 전자를 제거하는 에너지가 증가합니다(표 4.1 참조). 그러나 표에서 볼 수 있듯이 이온화 에너지는 불균일하게 증가합니다. 베릴륨과 질소에 이어 각각 붕소와 산소의 경우 원자의 전자 구조의 특성으로 인해 약간의 감소가 관찰됩니다.
베릴륨의 외부 s-껍질은 완전히 채워져 있으므로 그 옆에 있는 전자인 붕소가 p-오비탈로 들어갑니다. 이 p-전자는 s-전자보다 핵에 덜 단단히 결합되어 있으므로 p-전자를 제거하는 데 더 적은 에너지가 필요합니다.
표 4.1.
이온화 에너지 나일부 원소의 원자
질소 원자의 각 p-궤도에는 전자 1개가 있습니다. 산소 원자에서 전자는 이미 하나의 전자가 차지하고 있는 p-궤도에 들어갑니다. 동일한 궤도에 있는 두 개의 전자는 강하게 반발하므로 질소 원자에서보다 산소 원자에서 전자를 제거하는 것이 더 쉽습니다.
알칼리 금속은 이온화 에너지가 가장 낮으므로 금속 특성이 뚜렷하며, 불활성 기체의 이온화 에너지가 가장 높습니다.
전자 친화력– 전자가 중성 원자에 부착될 때 방출되는 에너지. 이온화 에너지와 마찬가지로 전자 친화력은 일반적으로 전자 볼트로 표시됩니다. 할로겐의 전자 친화력이 가장 높고, 알칼리 금속의 전자 친화력이 가장 낮습니다. 표 4.2는 일부 원소의 원자에 대한 전자 친화도를 보여줍니다.
표 4.2.
일부 원소 원자의 전자 친화력
전기음성도- 분자나 이온의 원자가 다른 원자로부터 원자가 전자를 끌어당기는 능력. 정량적 측정으로서의 전기음성도(EO)는 대략적인 값입니다. 약 20개의 전기음성도 척도가 제안되었으며, 그 중 가장 널리 알려진 것은 L. Pauling이 개발한 척도입니다. 그림에서. 4.7은 Pauling에 따른 EO의 값을 보여줍니다.
쌀. 4.7. 원소의 전기음성도(폴링에 따르면)
불소는 폴링 규모의 모든 원소 중에서 전기 음성도가 가장 높습니다. EO는 4로 간주됩니다. 전기 음성도가 가장 낮은 것은 세슘입니다. 수소는 일부 원소와 상호작용할 때 전자를 포기하고 다른 원소와 상호작용할 때 전자를 얻기 때문에 중간 위치를 차지합니다.
4.6. 화합물의 산-염기 특성; 코셀 서킷
원소 화합물의 산-염기 특성 변화의 본질을 설명하기 위해 Kossel(독일)은 분자에 순수한 이온 결합이 있고 이온 사이에 쿨롱 상호 작용이 일어난다는 가정에 기초한 간단한 방식을 사용하여 제안했습니다. . Kossel 계획은 핵의 전하와 이를 형성하는 원소의 반경에 따라 E-H 및 E-O-H 결합을 포함하는 화합물의 산-염기 특성을 설명합니다.
LiOH 및 KOH와 같은 두 가지 금속 수산화물에 대한 코셀 다이어그램이 그림 1에 나와 있습니다. 4.8.
쌀. 4.8. LiOH 및 KOH에 대한 코셀 다이어그램
제시된 다이어그램에서 볼 수 있듯이 Li + 이온의 반경은 K + 이온의 반경보다 작고 OH - 그룹은 칼륨 양이온보다 리튬 양이온에 더 단단히 결합되어 있습니다. 결과적으로 KOH는 용액에서 해리되기 쉽고 수산화칼륨의 기본 특성은 더욱 뚜렷해집니다.
비슷한 방식으로 CuOH와 Cu(OH) 2 두 염기에 대한 Kossel 방식을 분석할 수 있습니다. Cu 2+ 이온의 반경은 Cu + 이온보다 작고 전하가 더 크기 때문에 OH - 그룹은 Cu 2+ 이온에 의해 더 단단히 고정됩니다. 결과적으로, 염기 Cu(OH) 2 는 CuOH보다 약할 것입니다.
따라서, 양이온의 반경이 증가하고 양전하가 감소함에 따라 염기의 강도가 증가합니다..
주요 하위 그룹에서는 위에서 아래로 원소 이온의 반경이 이 방향으로 증가함에 따라 염기의 강도가 증가합니다. 왼쪽에서 오른쪽으로 원소 이온의 반경이 감소하고 양전하가 증가하므로 이 방향으로 염기의 강도가 감소합니다.
두 가지 무산소 산(예: HCl 및 HI)에 대한 코셀 다이어그램이 그림 1에 나와 있습니다. 4.9
쌀. 4.9. HCl 및 HI에 대한 코셀 다이어그램
염화물 이온의 반경은 요오드화 이온의 반경보다 작기 때문에 H+ 이온은 염산 분자의 음이온과 더 강하게 결합하여 요오드화수소산보다 약합니다. 따라서, 음이온 반경이 증가함에 따라 무산소산의 강도가 증가합니다..
산소 함유 산의 강도는 반대 방향으로 변합니다. 이온의 반경이 감소하고 양전하가 증가함에 따라 증가합니다. 그림에서. 그림 4.10은 두 가지 산인 HClO와 HClO 4에 대한 코셀 다이어그램을 보여줍니다.
쌀. 4.10. HClO 및 HClO 4에 대한 코셀 다이어그램
C1 7+ 이온은 산소 이온에 단단히 결합되어 있으므로 양성자는 HC1O 4 분자에서 더 쉽게 분리됩니다. 동시에, C1+ 이온과 O2- 이온 사이의 결합은 덜 강하고, HC1O 분자에서 양성자는 O2- 음이온에 의해 더 강하게 유지됩니다. 결과적으로 HClO 4는 HClO보다 더 강한 산이 됩니다.
Kossel 계획의 장점은 간단한 모델을 사용하여 일련의 유사한 물질에서 화합물의 산-염기 특성 변화의 본질을 설명할 수 있다는 것입니다. 그러나 이 계획은 순전히 질적입니다. 이는 화합물의 특성을 비교할 수 있을 뿐이며 임의로 선택한 단일 화합물의 산-염기 특성을 결정하는 것은 불가능합니다. 이 모델의 단점은 정전기 개념에만 기반을 두고 있는 반면, 자연에는 순수한(100%) 이온 결합이 없다는 점입니다.
4.7. 원소 및 그 화합물의 산화 환원 특성
단순 물질의 산화 환원 특성의 변화는 해당 원소의 전기 음성도 변화의 성격을 고려하여 쉽게 확인할 수 있습니다. 주요 하위 그룹에서는 위에서 아래로 전기 음성도가 감소하여 산화 특성이 감소하고 이 방향으로 환원 특성이 증가합니다. 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 전기음성도가 증가합니다. 결과적으로 이 방향에서는 단순 물질의 환원성이 감소하고 산화성이 증가합니다. 따라서 강한 환원제는 주기율표의 왼쪽 아래 모서리(칼륨, 루비듐, 세슘, 바륨)에 위치하고, 강한 산화제는 오른쪽 위 모서리(산소, 불소, 염소)에 위치합니다.
원소 화합물의 산화 환원 특성은 그 성질, 원소의 산화 정도, 주기율표에서 원소의 위치 및 기타 여러 요인에 따라 달라집니다.
주요 하위 그룹에서는 위에서 아래로 중심 원소의 원자가 동일한 산화 상태를 갖는 산소 함유 산의 산화 특성이 감소합니다. 강한 산화제는 질산과 진한 황산입니다. 화합물의 원소의 양성 산화 상태가 클수록 산화 특성이 더욱 뚜렷해집니다. 과망간산칼륨과 중크롬산칼륨은 강한 산화 특성을 나타냅니다.
주요 하위 그룹에서 단순 음이온의 환원 특성은 위에서 아래로 증가합니다. 강력한 환원제는 HI, H 2 S, 요오드화물 및 황화물입니다.
모든 원소는 일반적으로 화학에서 주기율표의 형태로 표시됩니다. 원소는 원자 질량의 증가를 고려하여 표의 행(주기 및 계열)과 열(그룹에 해당)로 배열됩니다. 주기율의 발견은 1869년으로 거슬러 올라가며 의심할 여지 없이 러시아 화학자 드미트리 이바노비치 멘델레예프의 것입니다. 많은 외국 소식통이 그의 이름 옆에 Julius Lothar Meyer의 이름을 언급하고 있지만 그에 따르면 그는 1년 후 (그러나 독립적으로) 유사한 시스템을 개발했습니다. 수년에 걸친 노력의 성공 비결은 많은 화학 원소가 아직 발견되지 않았기 때문에 다른 과학자들의 이전 시도가 실패했다는 사실을 깨닫고 테이블에 빈 공간을 남겨 두었다는 것입니다.
주기율표로 표시되는 주기율은 수평으로 7개의 기간으로 구분됩니다. 첫 번째, 두 번째 및 세 번째 기간의 지정은 행의 동일한 로마 숫자인 I, II, III과 일치합니다. 4주기, 5주기, 6주기는 로마 숫자 IV, V, VI, VII, VIII 및 IX로 식별되는 짝수 행과 홀수 행으로 나뉩니다. 그리고 일곱 번째 기간은 X 행과 일치합니다. 세로로 18개의 열 또는 열에 모든 요소가 8개의 그룹으로 분산되어 있습니다. 첫 번째부터 일곱 번째까지의 각 그룹은 주 하위 그룹과 보조 하위 그룹을 나타내는 두 개의 열로 나뉩니다. 여덟 번째 그룹은 4개의 하위 그룹으로 구성됩니다. 또한 세 번째 그룹인 란타늄과 악티늄의 두 셀은 각각 란타나이드(58~71개 숫자) 및 악티늄족(90~103개 숫자)이라는 행을 숨깁니다.
첫 번째 기간에는 수소와 헬륨이라는 두 가지 대표자만 있습니다. 두 번째와 세 번째는 각각 8개의 화학 원소를 포함합니다. 네 번째, 다섯 번째 및 여섯 번째 기간은 각각 18개의 가시 요소를 포함하므로 길며, 이러한 방식으로 배포됩니다. 짝수 행에는 10개가 포함되고 홀수 행에는 8개만 포함됩니다. 그러나 란탄족 원소를 고려하면 여섯 번째 기간에는 숨겨진 14개의 화학 원소를 포함하여 32개의 화학 원소가 포함됩니다. 일곱 번째 기간도 길어서 18개가 있고 그 중 4개가 보이고 14개(악티늄족)가 숨겨져 있습니다. 4, 5, 6주기의 홀수 행의 요소는 2차 하위 그룹(b)에 속하고, 짝수 행은 1, 2, 3, 7주기에 속하는 요소와 함께 주 하위 그룹(a)에 포함됩니다.
주기율은 한 족 내의 모든 원소가 서로 상당한 유사성을 가지며 다른 족의 원소와는 눈에 띄게 다르다는 것을 나타냅니다. 예를 들어, 수소를 제외한 Ia 족에는 화학적 원자가가 +1인 금속이 포함되어 있는 반면, VIIa 족에서는 아스타틴을 제외한 모든 원소가 비금속이며 화합물의 원자가는 일반적으로 -1입니다. , 주기율표는 표로만 표현되지 않습니다. 수학적 표현은 없지만 모든 화학 원소의 특성과 해당 원소가 포함된 모든 복합 화합물의 특성이 전하량에 주기적으로 의존한다는 진술의 형태로 존재합니다.
주기성이라는 용어는 이전에 여러 나라의 과학자들이 알려진 것을 분류하려는 시도가 있었음에도 불구하고 D.I. Mendeleev에 의해 처음 제안되었습니다. 그러나 원자 질량이 증가하는 순서로 배열할 때 속성이 여덟 번째 요소마다 첫 번째 요소의 속성과 유사합니다. 1869년에 표의 첫 번째 버전(당시에는 60개의 원소만 알려짐)은 주기율을 명확하게 묘사하는 현대 형태와 여전히 매우 달랐습니다. 시간이 지남에 따라 나중에 발견된 새로운 화학 원소를 추가하는 등 특정 변화를 겪었습니다. 그러나 이것은 그가 인도했던 화학 원자 특성의 주기성에 대한 아이디어를 파괴하지 않았을뿐만 아니라 각각 우리 과학자가 공식화 한 법칙을 확인했습니다.
러시아 과학자들이 발견한 주기율과 이를 바탕으로 만들어진 법칙은 현대 화학의 믿음직한 기초가 되었습니다. 덕분에 멘델레예프는 일부 원자의 질량을 수정하고 아직 발견되지 않은 세 가지 원소의 자연 존재를 예측했으며 나중에 실험적 확인을 통해 갈륨, 스칸듐, 게르마늄이 발견되었습니다. 이 모든 것이 주기율표의 보편적인 수용으로 이어졌습니다. 주기율표의 중요성은 아무리 강조해도 지나치지 않습니다. 왜냐하면 이 발견이 화학 발전에 매우 중요하기 때문입니다.
