Periodni sistem hemijski elementi(Tabela Mendeljejeva)- klasifikacija hemijskih elemenata koja uspostavlja zavisnost razna svojstva elemenata iz naboja atomsko jezgro. Sistem je grafički izraz periodičnog zakona koji je uspostavio ruski hemičar D. I. Mendeljejev 1869. godine. Njegovu originalnu verziju razvio je D.I. Mendeljejev 1869-1871 i ustanovio je ovisnost svojstava elemenata o njihovoj atomskoj težini (modernim riječima, o atomskoj masi). Ukupno, nekoliko stotina opcija za prikaz periodnog sistema (analitičke krive, tabele, geometrijski oblici i tako dalje.). U modernoj verziji sistema, pretpostavlja se da su elementi spojeni u dvodimenzionalnu tabelu, u kojoj svaka kolona (grupa) definiše glavnu fizičko-hemijske karakteristike, a linije predstavljaju periode koji su donekle slični jedni drugima.

Periodni sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva

PERIODI RANKS GRUPE ELEMENATA I II III IV V VI VII VIII I 1 H 1,00795 4,002602 helijum II 2 Li 6,9412 Budi 9,01218 B 10,812 WITH 12,0108 ugljenik N 14,0067 nitrogen O 15,9994 kiseonik F 18,99840 fluor 20,179 neon III 3 N / A 22,98977 Mg 24,305 Al 26,98154 Si 28,086 silicijum P 30,97376 fosfor S 32,06 sumpor Cl 35,453 hlor Ar 18 39,948 argon IV 4 K 39,0983 Ca 40,08 Sc 44,9559 Ti 47,90 titanijum V 50,9415 vanadij Cr 51,996 hrom Mn 54,9380 mangan Fe 55,847 gvožđe Co 58,9332 kobalt Ni 58,70 nikla Cu 63,546 Zn 65,38 Ga 69,72 Ge 72,59 germanijum As 74,9216 arsenik Se 78,96 selen Br 79,904 brom 83,80 kripton V 5 Rb 85,4678 Sr 87,62 Y 88,9059 Zr 91,22 cirkonijum Nb 92,9064 niobij Mo 95,94 molibden Tc 98,9062 tehnecijum Ru 101,07 rutenijum Rh 102,9055 rodijum Pd 106,4 paladijum Ag 107,868 Cd 112,41 U 114,82 Sn 118,69 tin Sb 121,75 antimon Te 127,60 telur I 126,9045 jod 131,30 xenon VI 6 Cs 132,9054 Ba 137,33 La 138,9 Hf 178,49 hafnijum Ta 180,9479 tantal W 183,85 volfram Re 186,207 renijum Os 190,2 osmijum Ir 192,22 iridijum Pt 195,09 platina Au 196,9665 Hg 200,59 Tl 204,37 talijum Pb 207,2 olovo Bi 208,9 bizmuta Po 209 polonijum At 210 astat 222 radon VII 7 o 223 Ra 226,0 Ac 227 morska anemona ×× Rf 261 rutherfordium Db 262 dubnium Sg 266 seaborgium Bh 269 bohrium Hs 269 Hassiy Mt 268 meitnerium Ds 271 Darmstadt Rg 272 Sn 285 Uut 113 284 ununtry Uug 289 ununquadium Uup 115 288 ununpentium Uuh 116 293 unungexium Uus 117 294 ununseptium Uuo 118 295 ununoctium La 138,9 lantan Ce 140,1 cerijum Pr 140,9 praseodymium Nd 144,2 neodimijum pm 145 promethium Sm 150,4 samarijum EU 151,9 europium Gd 157,3 gadolinij Tb 158,9 terbijum Dy 162,5 disprozijum Ho 164,9 holmijum Er 167,3 erbij Tm 168,9 thulium Yb 173,0 iterbijum Lu 174,9 lutecijum Ac 227 aktinijum Th 232,0 torijum Pa 231,0 protaktinijum U 238,0 Uran Np 237 neptunijum Pu 244 plutonijum Am 243 americijum Cm 247 curium Bk 247 berkelium Cf 251 kalifornij Es 252 einsteinium Fm 257 fermijum MD 258 mendelevium br 259 nobelijum Lr 262 Lawrencia

Najviše je odigralo (daleko) otkriće ruskog hemičara Mendeljejeva važnu ulogu u razvoju nauke, odnosno u razvoju atomsko-molekularne nauke. Ovo otkriće omogućilo je dobijanje najrazumljivijih i najlakših ideja o jednostavnim i složenim hemijskim jedinjenjima. Samo zahvaljujući tabeli imamo pojmove o elementima koje koristimo savremeni svet. U dvadesetom veku, prediktivna uloga periodnog sistema u proceni hemijska svojstva, transuranijumski elementi, prikazani od strane kreatora tabele.

Razvijen u 19. veku, Mendeljejevljev periodni sistem u interesu nauke o hemiji dao je gotovu sistematizaciju tipova atoma za razvoj FIZIKE u 20. veku (fizika atoma i atomskog jezgra). Početkom dvadesetog veka, fizičari, kroz istraživanje su ustanovili da je atomski broj (također poznat kao atomski broj) također mjera električni naboj atomsko jezgro tog elementa. A broj perioda (tj. horizontalne serije) određuje broj elektronskih omotača atoma. Takođe se pokazalo da broj vertikalnog reda tabele određuje kvantnu strukturu spoljašnje ljuske elementa (dakle, elementi istog reda moraju imati slična hemijska svojstva).

Obilježilo je otkriće ruskog naučnika nova era u istoriji svetske nauke, ovo otkriće ne samo da je omogućilo veliki iskorak u hemiji, već je bilo neprocenjivo i za niz drugih oblasti nauke. Periodni sistem je dao harmoničan sistem informacije o elementima, na osnovu njih, postalo je moguće izvući naučne zaključke, pa čak i predvidjeti neka otkrića.

Periodični sistem Jedna od karakteristika periodnog sistema je da grupa (kolona u tabeli) ima značajnije izraze periodičnog trenda nego za periode ili blokove. Danas teorija kvantne mehanike i atomske strukture objašnjava grupnu suštinu elemenata činjenicom da imaju iste elektronske konfiguracije valentnih ljuski, te kao rezultat toga elementi koji se nalaze unutar istog stupca imaju vrlo slične (identične) karakteristike. elektronske konfiguracije, sa sličnim hemijske karakteristike. Također postoji jasna tendencija stabilne promjene svojstava kako se atomska masa povećava. Treba napomenuti da su u nekim područjima periodnog sistema (na primjer, u blokovima D i F) horizontalne sličnosti uočljivije od vertikalnih.

Periodni sistem sadrži grupe kojima se dodeljuju redni brojevi od 1 do 18 (s leva na desno), prema međunarodni sistem imenovanja grupa. U prošlosti su se rimski brojevi koristili za identifikaciju grupa. U Americi je postojala praksa da se iza rimskog broja stavlja slovo “A” kada se grupa nalazi u blokovima S i P, ili slovo “B” za grupe koje se nalaze u bloku D. Tada su korišteni identifikatori su isti kao i ovaj drugi broj modernih indeksa u našem vremenu (npr. naziv IVB odgovara elementima grupe 4 u našem vremenu, a IVA je 14. grupa elemenata). IN evropske zemlje U to vrijeme je korišten sličan sistem, ali ovdje se slovo “A” odnosilo na grupe do 10, a slovo “B” - nakon 10 uključujući. Ali grupe 8,9,10 su imale ID VIII, kao jedna trostruka grupa. Ovi nazivi grupa prestali su postojati nakon 1988 novi sistem IUPAC notacija, koja se i danas koristi.

Mnoge grupe su dobile nesistematska imena biljne prirode (na primjer, "zemnoalkalni metali" ili "halogeni" i druga slična imena). Grupe od 3 do 14 nisu dobile takva imena, zbog činjenice da su manje slične jedna drugoj i da imaju manje usklađenosti s vertikalnim obrascima; obično se nazivaju ili brojem ili imenom prvog elementa grupe (titan , kobalt, itd.).

Hemijski elementi koji pripadaju istoj grupi periodnog sistema pokazuju određene trendove u elektronegativnosti, atomskom radijusu i energiji jonizacije. U jednoj grupi, od vrha do dna, radijus atoma se povećava kako se puni nivoi energije, valentni elektroni elementa se uklanjaju iz jezgra, dok energija ionizacije opada i veze u atomu su oslabljene, što pojednostavljuje uklanjanje elektrona. Smanjuje se i elektronegativnost, što je posljedica činjenice da se rastojanje između jezgra i valentnih elektrona povećava. Ali postoje i izuzeci od ovih obrazaca, na primjer, elektronegativnost raste, umjesto da se smanjuje, u grupi 11, u smjeru od vrha prema dnu. U periodnom sistemu postoji red pod nazivom „Period“.

Među grupama ima onih u kojima su horizontalni pravci značajniji (za razliku od drugih u kojima veća vrijednost imaju vertikalne smjerove), takve grupe uključuju blok F, u kojem lantanidi i aktinidi formiraju dvije važne horizontalne sekvence.

Elementi pokazuju određene obrasce u atomskom radijusu, elektronegativnosti, energiji jonizacije i energiji afiniteta elektrona. Zbog činjenice da se za svaki sljedeći element povećava broj nabijenih čestica, a elektroni privlače jezgro, radijus atoma se smanjuje s lijeva na desno, zajedno s tim raste i energija ionizacije, a kako se veza u atomu povećava, povećava se teškoća uklanjanja elektrona. Metale koji se nalaze na lijevoj strani tabele karakterizira niži indikator energije afiniteta elektrona, a shodno tome, na desnoj strani indikator energije afiniteta elektrona je veći za nemetale (ne računajući plemenite plinove).

Različite regije periodnog sistema, ovisno o tome na kojoj se ljusci atoma nalazi posljednji elektron, a s obzirom na važnost elektronske ljuske, obično se opisuju kao blokovi.

S-blok uključuje prve dvije grupe elemenata (alkalni i zemnoalkalni metali, vodonik i helijum).
P-blok obuhvata poslednjih šest grupa, od 13 do 18 (prema IUPAC-u, ili prema sistemu usvojenom u Americi - od IIIA do VIIA), ovaj blok takođe uključuje sve metaloide.

Blok - D, grupe od 3 do 12 (IUPAC, ili IIIB do IIB na američkom), ovaj blok uključuje sve prelazne metale.
Blok - F, obično se nalazi izvan periodnog sistema, a uključuje lantanoide i aktinide.

Ako vam je periodni sistem težak za razumevanje, niste sami! Iako može biti teško razumjeti njegove principe, učenje kako ga koristiti pomoći će vam pri proučavanju nauke. Prvo, proučite strukturu tabele i koje informacije iz nje možete naučiti o svakom hemijskom elementu. Tada možete početi proučavati svojstva svakog elementa. I na kraju, koristeći periodni sistem, možete odrediti broj neutrona u atomu određenog kemijskog elementa.

Koraci

Dio 1

Struktura tabele

Periodni sistem, ili periodni sistem hemijskih elemenata, počinje sa leve strane gornji ugao i završava se na kraju poslednjeg reda tabele (donji desni ugao). Elementi u tabeli su raspoređeni s lijeva na desno prema rastućem redoslijedu njihovog atomskog broja. Atomski broj pokazuje koliko je protona sadržano u jednom atomu. Osim toga, kako se atomski broj povećava, tako se povećava i atomska masa. Dakle, prema lokaciji elementa u periodnom sistemu, može se odrediti njegova atomska masa.

Kao što možete vidjeti, svaki sljedeći element sadrži jedan proton više od elementa koji mu prethodi. Ovo je očigledno kada pogledate atomske brojeve. Atomski brojevi se povećavaju za jedan kako se krećete s lijeva na desno. Pošto su elementi raspoređeni u grupe, neke ćelije tabele ostaju prazne.

• Na primjer, prvi red tabele sadrži vodonik, koji ima atomski broj 1, i helijum, koji ima atomski broj 2. Međutim, oni se nalaze na suprotnim rubovima jer pripadaju različitim grupama.

1. Saznajte više o grupama koje sadrže elemente sa sličnim fizičkim i hemijskim svojstvima. Elementi svake grupe nalaze se u odgovarajućoj vertikalnoj koloni. Obično se identificiraju istom bojom, što pomaže identificirati elemente sa sličnim fizičkim i kemijskim svojstvima i predvidjeti njihovo ponašanje. Svi elementi određene grupe imaju isti broj elektrona u vanjskom omotaču.

   • Vodonik se može klasifikovati i kao alkalni metal i kao halogeni. U nekim tabelama je naznačeno u obe grupe.
   • U većini slučajeva, grupe su numerisane brojevima od 1 do 18, a brojevi se nalaze na vrhu ili dnu tabele. Brojevi se mogu navesti rimskim (npr. IA) ili arapskim (npr. 1A ili 1) brojevima.
   • Kada se krećete duž kolone od vrha do dna, kaže se da „pretražujete grupu“.

2. Saznajte zašto u tabeli postoje prazne ćelije. Elementi su poredani ne samo prema atomskom broju, već i po grupama (elementi u istoj grupi imaju slična fizička i hemijska svojstva). Zahvaljujući tome, lakše je razumjeti kako se određeni element ponaša. Međutim, kako se atomski broj povećava, elementi koji spadaju u odgovarajuću grupu nisu uvijek pronađeni, tako da u tabeli postoje prazne ćelije.

   • Na primjer, prva 3 reda imaju prazne ćelije jer se prijelazni metali nalaze samo od atomskog broja 21.
   • Elementi sa atomskim brojevima od 57 do 102 klasifikovani su kao elementi retkih zemalja i obično su smešteni u svoju podgrupu u donjem desnom uglu tabele.

3. Svaki red tabele predstavlja tačku. Svi elementi istog perioda imaju isti broj atomskih orbitala u kojima se nalaze elektroni u atomima. Broj orbitala odgovara broju perioda. Tabela sadrži 7 redova, odnosno 7 tačaka.

   • Na primjer, atomi elemenata prvog perioda imaju jednu orbitalu, a atomi elemenata sedmog perioda imaju 7 orbitala.
   • Po pravilu, periodi su označeni brojevima od 1 do 7 na lijevoj strani tabele.
   • Dok se krećete duž linije s lijeva na desno, kaže se da "skenirate period".

4. Naučite razlikovati metale, metaloide i nemetale. Bolje ćete razumjeti svojstva elementa ako možete odrediti koji je tip. Radi praktičnosti, u većini tablica označeni su metali, metaloidi i nemetali različite boje. Metali su na lijevoj, a nemetali na desnoj strani stola. Između njih se nalaze metaloidi.

   Dio 2

   Oznake elemenata

   1. Svaki element je označen jednim ili dva latinična slova. Obično se daje simbol elementa velikim slovima u centru odgovarajuće ćelije. Simbol je skraćeno ime za element koji je isti u većini jezika. Prilikom provođenja eksperimenata i rada sa hemijske jednačine simboli elemenata se obično koriste, pa ih je korisno zapamtiti.

      • Obično su simboli elemenata njihove skraćenice Latinski naziv, iako su za neke, posebno nedavno otkrivene elemente, izvedeni iz zajedničkog naziva. Na primjer, helijum je predstavljen simbolom He, koji je blizak uobičajenom nazivu u većini jezika. Istovremeno, željezo se označava kao Fe, što je skraćenica njegovog latinskog naziva.

   2. Obratite pažnju na puni naziv elementa ako je dat u tabeli. Ovaj element "name" se koristi u redovnim tekstovima. Na primjer, "helij" i "ugljik" su nazivi elemenata. Obično, iako ne uvek, puna imena elementi su označeni pod njihovim hemijskim simbolom.

      • Ponekad tabela ne navodi nazive elemenata već samo daje njihove hemijske simbole.

   3. Pronađite atomski broj. Obično se atomski broj elementa nalazi na vrhu odgovarajuće ćelije, u sredini ili u uglu. Može se pojaviti i ispod simbola ili imena elementa. Elementi imaju atomske brojeve od 1 do 118.

      • Atomski broj je uvijek cijeli broj.

   4. Zapamtite da atomski broj odgovara broju protona u atomu. Svi atomi elementa sadrže isti broj protona. Za razliku od elektrona, broj protona u atomima elementa ostaje konstantan. U suprotnom, dobili biste drugačiji hemijski element!

U prirodi postoji mnogo ponavljajućih sekvenci:

• godišnja doba;
• Times of Day;
• dani u sedmici…

Sredinom 19. stoljeća, D.I. Mendelejev je primijetio da hemijska svojstva elemenata također imaju određeni slijed (kažu da mu je ta ideja došla u snu). Rezultat naučnikovih divnih snova bio je periodni sistem hemijskih elemenata, u kojem je D.I. Mendeljejev je rasporedio hemijske elemente po rastućoj atomskoj masi. U modernoj tabeli, hemijski elementi su raspoređeni u rastućem redosledu atomskog broja elementa (broj protona u jezgru atoma).

Atomski broj je prikazan iznad simbola hemijskog elementa, ispod simbola je njegova atomska masa (zbir protona i neutrona). Imajte na umu da atomska masa nekih elemenata nije cijeli broj! Zapamtite izotope! Atomska masa je ponderisani prosjek svih izotopa elementa koji se nalazi u prirodi u prirodnim uvjetima.

Ispod tabele su lantanidi i aktinidi.

Metali, nemetali, metaloidi

Nalazi se u periodnom sistemu levo od stepenaste dijagonalne linije koja počinje sa borom (B) i završava sa polonijumom (Po) (izuzeci su germanijum (Ge) i antimon (Sb). Lako je videti da metali zauzimaju većina Periodni sistem. Osnovna svojstva metala: čvrsta (osim žive); sijati; dobri električni i toplotni provodnici; plastika; savitljiv; lako odustati od elektrona.

Pozivaju se elementi koji se nalaze desno od stepenaste dijagonale B-Po nemetali. Svojstva nemetala su upravo suprotna osobinama metala: loši provodnici toplote i struje; fragile; nesavitljivi; neplastični; obično prihvataju elektrone.

Metaloidi

Između metala i nemetala postoje polumetali(metaloidi). Karakteriziraju ih svojstva i metala i nemetala. Polumetali su svoju glavnu primjenu u industriji našli u proizvodnji poluvodiča, bez kojih se ne može zamisliti niti jedno moderno mikrokolo ili mikroprocesor.

Razdoblja i grupe

Kao što je već pomenuto, periodni sistem se sastoji od sedam perioda. U svakom periodu, atomski brojevi elemenata rastu s lijeva na desno.

Svojstva elemenata menjaju se uzastopno u periodima: tako natrijum (Na) i magnezijum (Mg), koji se nalaze na početku trećeg perioda, daju elektrone (Na daje jedan elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg daje gore dva elektrona: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ali hlor (Cl), koji se nalazi na kraju perioda, uzima jedan element: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

U grupama, naprotiv, svi elementi imaju ista svojstva. Na primjer, u grupi IA(1), svi elementi od litijuma (Li) do francijuma (Fr) doniraju jedan elektron. I svi elementi grupe VIIA(17) uzimaju jedan element.

Neke grupe su toliko važne da su dobile posebna imena. Ove grupe su razmatrane u nastavku.

Grupa IA(1). Atomi elemenata ove grupe imaju samo jedan elektron u svom spoljašnjem elektronskom sloju, pa lako odustaju od jednog elektrona.

Najvažniji alkalni metali su natrijum (Na) i kalij (K), budući da imaju važnu ulogu u životu ljudi i deo su soli.

Elektronske konfiguracije:

• Li- 1s 2 2s 1 ;
• N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Grupa IIA(2). Atomi elemenata ove grupe imaju dva elektrona u svom spoljašnjem elektronskom sloju, kojih se takođe odriču tokom hemijskih reakcija. Većina važan element- kalcijum (Ca) je osnova kostiju i zuba.

Elektronske konfiguracije:

• Budi- 1s 2 2s 2 ;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Grupa VIIA(17). Atomi elemenata ove grupe obično primaju po jedan elektron, jer vanjski elektronski sloj sadrži pet elemenata i do " kompletan set„Nedostaje samo jedan elektron.

Najpoznatiji elementi ove grupe: hlor (Cl) - dio je soli i izbjeljivača; jod (I) je element koji igra važnu ulogu u aktivnosti štitne žlijezde osoba.

Elektronska konfiguracija:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Grupa VIII(18). Atomi elemenata ove grupe imaju potpuno "kompletan" vanjski elektronski sloj. Stoga, oni "ne moraju" prihvatiti elektrone. I "ne žele" da ih daju. Stoga se elementi ove grupe veoma „nerado“ pridružuju hemijske reakcije. Za dugo vremena vjerovalo se da uopće ne reaguju (otuda naziv “inertni”, tj. “neaktivni”). Ali hemičar Neil Bartlett otkrio je da neki od ovih plinova još uvijek mogu reagirati s drugim elementima pod određenim uvjetima.

Elektronske konfiguracije:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Valentni elementi u grupama

Lako je primijetiti da su unutar svake grupe elementi slični jedni drugima po svojim valentnim elektronima (elektroni s i p orbitala smješteni na vanjskom energetskom nivou).

Alkalni metali imaju 1 valentni elektron:

• Li- 1s 2 2s 1 ;
• N / A- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
• K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Zemnoalkalni metali imaju 2 valentna elektrona:

• Budi- 1s 2 2s 2 ;
• Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
• Ca- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogeni imaju 7 valentnih elektrona:

• F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
• Cl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
• Br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Inertni gasovi imaju 8 valentnih elektrona:

• Ne- 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ar- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Kr- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Za više informacija pogledajte članak Valencija i tabela elektronskih konfiguracija atoma hemijskih elemenata po periodima.

Skrenimo sada našu pažnju na elemente koji se nalaze u grupama sa simbolima IN. Oni se nalaze u centru periodnog sistema i nazivaju se prelazni metali.

Posebnost ovih elemenata je prisustvo u atomima elektrona koji ispunjavaju d-orbitale:

1. Sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
2. Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Odvojeno od glavnog stola nalaze se lantanidi I aktinidi- to su tzv unutrašnji prelazni metali. U atomima ovih elemenata popunjavaju se elektroni f-orbitale:

1. Ce- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 1 5d 1 6s 2 ;
2. Th- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 6d 2 7s 2

Otkriće periodnog sistema hemijskih elemenata od strane Dmitrija Mendeljejeva u martu 1869. bio je pravi proboj u hemiji. Ruski naučnik uspeo je da sistematizuje znanje o hemijskim elementima i predstavi ih u obliku tabele, koju školarci još uvek moraju da uče na časovima hemije. Periodični sistem je postao temelj za brzi razvoj ove složene i zanimljive nauke, a istorija njegovog otkrića obavijena je legendama i mitovima. Za sve one koji se zanimaju za nauku, bit će zanimljivo saznati istinu o tome kako je Mendeljejev otkrio tablicu periodičnih elemenata.

Istorija periodnog sistema: kako je sve počelo

Pokušaji klasifikacije i sistematizacije poznatih hemijskih elemenata učinjeni su mnogo prije Dmitrija Mendeljejeva. Takvi poznati naučnici kao što su Döbereiner, Newlands, Meyer i drugi predložili su svoje sisteme elemenata. Međutim, zbog nedostatka podataka o hemijskim elementima i njihovim ispravnim atomskim masama, predloženi sistemi nisu bili sasvim pouzdani.

Istorija otkrića periodnog sistema počinje 1869. godine, kada je ruski naučnik na sastanku Ruskog hemijskog društva rekao svojim kolegama o svom otkriću. U tabeli koju je predložio naučnik, hemijski elementi su raspoređeni u zavisnosti od njihovih svojstava, obezbeđenih veličinom njihove molekularne težine.

Zanimljiva karakteristika periodnog sistema je i prisustvo praznih ćelija, koje su u budućnosti bile ispunjene otvorenim hemijskim elementima koje je naučnik predvideo (germanijum, galijum, skandijum). Od otkrića periodnog sistema, dodaci i amandmani su u njega učinjeni mnogo puta. Zajedno sa škotskim hemičarem Williamom Ramsayem, Mendeljejev je dodao grupu inertnih gasova na sto ( nulta grupa).

Nakon toga, istorija Mendeljejevljevog periodnog sistema bila je direktno povezana sa otkrićima u drugoj nauci - fizici. Rad na tabeli periodičnih elemenata nastavlja se do danas, a savremeni naučnici dodaju nove hemijske elemente kako budu otkriveni. Važnost periodnog sistema Dmitrija Mendeljejeva teško je precijeniti, jer zahvaljujući njemu:

• Sistematizovana su znanja o svojstvima već otkrivenih hemijskih elemenata;
• Postalo je moguće predvidjeti otkriće novih hemijskih elemenata;
• Počele su se razvijati grane fizike kao što su atomska fizika i nuklearna fizika;

Postoji mnogo opcija za prikazivanje hemijskih elemenata prema periodičnom zakonu, ali najpoznatija i najčešća opcija je periodična tablica poznata svima.

Mitovi i činjenice o stvaranju periodnog sistema

Najčešća zabluda u istoriji otkrića periodnog sistema je da ga je naučnik video u snu. Zapravo, sam Dmitrij Mendeljejev je opovrgao ovaj mit i izjavio da je godinama razmišljao o periodičnom zakonu. Da bi sistematizovao hemijske elemente, napisao je svaki od njih na posebnoj kartici i više puta ih kombinovao jedan s drugim, ređajući ih u redove u zavisnosti od njihovih sličnih svojstava.

Mit o „proročkom“ snu naučnika može se objasniti činjenicom da je Mendeljejev danima radio na sistematizaciji hemijskih elemenata, prekidan kratkim snom. Međutim, samo naporan rad i prirodni talenat naučnika dali su dugo očekivani rezultat i omogućili Dmitriju Mendeljejevu svjetsku slavu.

Mnogi učenici u školi, a ponekad i na fakultetu, primorani su da pamte ili barem grubo kreću po periodnom sistemu. Da bi to uradio, osoba ne samo da mora imati dobro pamćenje, ali i da razmišljaju logično, povezujući elemente u zasebne grupe i klase. Proučavanje stola je najlakše za one ljude koji svoj mozak stalno održavaju u dobroj formi prolazeći obuku na BrainApps.

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

Prototip periodnog sistema bilo je „Iskustvo sistema elemenata zasnovanog na njihovoj atomskoj težini i hemijskoj sličnosti“, koje je sastavio D. I. Mendeljejev 1. marta 1869. Tokom dve i po godine, naučnik je neprekidno unapređivao “Iskustvo sistema” uvodi ideju grupa, serija i perioda elemenata. Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema dobila je uglavnom moderne obrise.

Koncept mjesta elementa u sistemu, određenog brojevima grupe i perioda, postao je važan za njegovu evoluciju. Na osnovu ovog koncepta, Mendeljejev je došao do zaključka da je potrebno promijeniti atomske mase neki elementi: uranijum, indijum, cerij i njegovi sateliti. Ovo je bio prvi praktična upotreba periodični sistem. Mendeljejev je takođe po prvi put predvidio postojanje i svojstva nekoliko nepoznatih elemenata. Naučnik je detaljno opisao najvažnija svojstva eka-aluminijuma (budućnost galija), eka-bora (skandij) i eka-silicijuma (germanijum). Osim toga, predvidio je postojanje analoga mangana (budući tehnecij i renijum), telura (polonijum), joda (astatina), cezijuma (Francuska), 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 su uglavnom predstavljale samo empirijsku generalizaciju. Na kraju krajeva, fizičko značenje periodičnog zakona bilo je nejasno; nije bilo objašnjenja za razloge periodične promjene svojstava elemenata u zavisnosti od povećanja atomskih masa. U tom smislu, mnogi problemi su ostali neriješeni. Postoje li granice periodnog sistema? Da li je moguće odrediti tačan broj postojećih elemenata? Struktura šestog perioda ostala je nejasna – kolika je tačna količina rijetkih zemnih elemenata? Nije bilo poznato da li elementi između vodonika i litijuma još postoje, kakva je bila struktura prvog perioda. Stoga su se sve do fizičke potpore periodnog zakona i razvoja teorije periodnog sistema više puta javljale ozbiljne poteškoće. Otkriće 1894–1898 bilo je neočekivano. pet inertnih gasova za koje se činilo da im nije mesto 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. njihov broj je bio oko 40) dovelo je do oštre kontradikcije između potrebe da se oni smjeste u periodni sistem i njegove postojeće strukture. Za njih je bilo samo 7 slobodnih mjesta u šestom i sedmom periodu. Ovaj problem je riješen uspostavljanjem pravila pomaka i otkrivanjem izotopa.

Jedan od glavnih razloga za nemogućnost objašnjenja fizičkog značenja periodnog zakona i strukture periodnog sistema bio je taj što se nije znalo kako je atom strukturiran (vidi Atom). 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) sugerisao je da je redni broj elementa u periodičnoj tablici numerički jednak naboju jezgra njegovog atoma (Z). To je eksperimentalno potvrdio engleski naučnik G. Moseley (1913). Periodični zakon primljeno fizičko opravdanje: periodičnost promjena svojstava elemenata počela se razmatrati ovisno o Z - naboju jezgra atoma elementa, a ne o atomskoj masi (vidi Periodični zakon kemijskih elemenata).

Kao rezultat toga, struktura periodnog sistema je značajno ojačana. Određena je donja granica sistema. Ovo je vodonik - element sa minimalnim Z = 1. Postalo je moguće precizno procijeniti broj elemenata između vodonika i uranijuma. Identifikovane su „praznine“ u periodnom 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 periodičnost promjena svojstava elemenata nije otkrivena ovisno o Z.

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

Periodični sistem obuhvata više od 100 elemenata. Od toga su svi transuranijumski elementi (Z = 93–110), kao i elementi sa Z = 43 (tehnecij), 61 (prometijum), 85 (astatin), 87 (francuska) dobijeni veštačkim putem. Kroz istoriju postojanja periodnog sistema, veoma mnogo veliki broj(>500) varijanti njegovog grafičkog prikaza, uglavnom u obliku tabela, kao i u obliku raznih geometrijskih figura (prostornih i ravnih), analitičkih krivulja (spirale i sl.) itd. Najrasprostranjenije su kratke, poluduge, dugačke i merdevine stolne forme. Trenutno se preferira kratka forma.

Osnovni princip konstruisanja periodnog sistema je njegova podela na grupe i periode. Mendeljejevljev koncept niza elemenata se danas ne koristi, jer mu nedostaje fizičko značenje. Grupe su, pak, podijeljene na glavne (a) i sekundarne (b) podgrupe. Svaka podgrupa sadrži elemente - hemijske analoge. Elementi a- i b-podgrupe u većini grupa takođe pokazuju izvesnu sličnost jedni s drugima, uglavnom u višim oksidacionim stanjima, koja su po pravilu jednaka broju grupe. Period je skup elemenata koji počinje alkalnim metalom, a završava inertnim plinom (poseban slučaj je prvi period). Svaki period sadrži strogo određen broj elemenata. Periodični sistem se sastoji od osam grupa i sedam perioda, pri čemu sedmi period još nije završen.

Posebnost prvo period je da sadrži samo 2 gasovita elementa u slobodnom obliku: vodonik i helijum. Mjesto vodonika u sistemu je dvosmisleno. Pošto pokazuje svojstva zajednička alkalnim metalima i halogenima, stavlja se ili u 1a-, ili u Vlla-podgrupu, ili u obje istovremeno, stavljajući simbol u zagrade u jednoj od podgrupa. Helijum je prvi predstavnik VIIIa-podgrupe. Dugo su vremena helijum i svi inertni gasovi bili odvojeni u nezavisnu nultu grupu. Ova odredba je zahtijevala reviziju nakon sinteze hemijska jedinjenja kripton, ksenon i radon. Kao rezultat toga, plemeniti gasovi i elementi bivše Grupe VIII (gvožđe, kobalt, nikl i platina metali) su kombinovani unutar jedne grupe.

Sekunda 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. Azot, kiseonik, fluor i neon su svi nemetali, a dušik ima najviše oksidacijsko stanje od +5 što odgovara broju grupe. Kiseonik i fluor su među najaktivnijim nemetalima. Inertni gas neon završava period.

Treće period (natrijum - argon) takođe sadrži 8 elemenata. Priroda promjene njihovih svojstava je u velikoj mjeri slična onoj uočenoj za elemente drugog perioda. Ali i tu postoji određena specifičnost. 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 viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

Kao što vidimo, u oba perioda, kako Z raste, dolazi do jasnog slabljenja metalnih i jačanja 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 (uz vodonik) su organogeni, odnosno glavni elementi organske tvari.

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

Četvrto period (kalijum - kripton) sadrži 18 elemenata. Prema Mendeljejevu, ovo je prvi veliki period. Poslije alkalni metal Kalijum i zemnoalkalni metal kalcijum su praćeni nizom elemenata koji se sastoje od 10 takozvanih prelaznih metala (skandij - cink). Svi su uključeni u b-podgrupe. Većina prelaznih metala pokazuje viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe, osim gvožđa, kobalta i nikla. Elementi, od galija do kriptona, pripadaju a-podgrupama. Brojna hemijska jedinjenja poznata su za kripton.

Peto Period (rubidijum - ksenon) je po strukturi 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 viša oksidaciona stanja jednaka broju grupe. Osobine promjene svojstava elemenata četvrtog i petog perioda s povećanjem Z su složenije u odnosu na drugi i treći period.

Šesto period (cezijum - radon) uključuje 32 elementa. Ovaj period, pored 10 prelaznih metala (lantan, hafnij - živa), sadrži i skup od 14 lantanida - od cerijuma do lutecijuma. Elementi od cerijuma do lutecijuma su hemijski vrlo slični, pa su iz tog razloga odavno uključeni u porodicu retkozemnih elemenata. U kratkom obliku periodnog sistema, niz lantanida je uključen u ćeliju lantana, a dekodiranje ove serije je dato na dnu tabele (vidi Lantanide).

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 ima najveću reaktivnost svih inertnih gasova. Nažalost, zbog činjenice da je visoko radioaktivan, njegova hemija je malo proučavana (vidi Radioaktivni elementi).

Sedmo period počinje iz Francuske. Kao i šesti, i on bi trebao sadržavati 32 elementa, ali ih je još poznato 24. Francij i radijum su elementi Ia i IIa podgrupe, aktinijum pripada IIIb podgrupi. Slijedi familija aktinida, koja uključuje elemente od torija do lorencijuma i smještena je slično kao i lantanidi. Dekodiranje ove serije elemenata je takođe dato na dnu tabele.

Pogledajmo sada kako se mijenjaju svojstva hemijskih elemenata podgrupe periodični sistem. Glavni obrazac ove promjene je jačanje metalnog karaktera elemenata kako raste Z. Ovaj obrazac se posebno jasno manifestira u podgrupama IIIa–VIIa. Za metale Ia–IIIa podgrupa uočeno je povećanje hemijske aktivnosti. Za elemente IVa–VIIa podgrupa, kako se Z povećava, uočava se slabljenje hemijske aktivnosti elemenata. Za elemente b-podgrupe, priroda promjene hemijske aktivnosti je složenija.

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

Brojevi perioda
1	2	3	4	5	6	7
1s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

Na osnovu teorije periodnog sistema, možemo dati sljedeća definicija period: 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) (vidi Atom). Izuzetak je prvi period, koji sadrži samo elemente od 1s. Iz teorije periodnog sistema slijede brojevi elemenata u periodima: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

U tabeli su simboli elemenata svake vrste (s-, p-, d- i f-elementi) prikazani na pozadini određene boje: s-elementi - na crvenoj, p-elementi - na narandžastoj, d-elementi - na plavoj, f-elementi - na zelenoj. Svaka ćelija prikazuje atomske brojeve i atomske mase elemenata, kao i elektronske konfiguracije vanjskih elektronskih omotača.

Iz teorije periodnog sistema proizilazi da a-podgrupe uključuju elemente sa n jednakom broju perioda, a l = 0 i 1. B-podgrupe uključuju one elemente u čijim atomima je završena ljuska koja je prethodno ostala javlja se nepotpun. Zato prvi, drugi i treći period ne sadrže elemente b-podgrupa.

Struktura periodnog sistema elemenata usko je povezana sa strukturom atoma hemijskih elemenata. Kako se Z povećava, slični tipovi konfiguracije vanjskih elektronskih ljuski povremeno se 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 uklanja. Istovremeno, konfiguracija helijuma (1s 2) je vrlo stabilna, što određuje njegovu hemijsku neaktivnost.

Za elemente a-podgrupa, spoljašnje elektronske ljuske atoma su popunjene (sa n jednakim broju perioda), tako da se svojstva ovih elemenata primetno menjaju kako raste Z. Dakle, u drugom periodu litijum (2s konfiguracija ) je aktivni metal koji lako gubi svoj jedini 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 je izgrađena podljuska 2p, 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 (konfiguracija helija za elemente od litija do ugljika ili neonska konfiguracija za elemente od ugljika do fluora). Zbog toga, na primjer, kisik ne može pokazati više oksidacijsko stanje jednako svom broju grupe: lakše mu je postići neonsku konfiguraciju akvizicijom dodatnih elektrona. Ista priroda promena svojstava manifestuje se u elementima trećeg perioda i u s- i p-elementima svih narednih perioda. Istovremeno, slabljenje jačine veze između vanjskih elektrona i jezgra u a-podgrupama kako se Z povećava, očituje se u svojstvima odgovarajućih elemenata. Dakle, za s-elemente postoji primjetno povećanje hemijske aktivnosti kako se Z povećava, a za p-elemente dolazi do povećanja metalnih svojstava.

U atomima prelaznih d-elemenata, prethodno nekompletne ljuske kompletiraju se vrijednošću glavnog kvantnog broja n, za jedan manji od broja perioda. Uz nekoliko izuzetaka, 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 dramatične kao one koje se primjećuju za s- i p-elemente. U višim oksidacionim stanjima, d-elementi pokazuju određenu sličnost sa p-elementima odgovarajućih grupa periodnog sistema.

Posebnosti svojstava elemenata trijada (VIIIb-podgrupa) objašnjavaju se činjenicom da su b-podljuske blizu završetka. Zbog toga metali gvožđa, kobalta, nikla i platine uglavnom nemaju tendenciju stvaranja jedinjenja višim stepenima oksidacija. Jedini izuzetak su rutenijum i osmijum, koji daju okside RuO 4 i OsO 4 . Za elemente podgrupa Ib i IIb, d-podljuska je zapravo potpuna. Stoga pokazuju oksidaciona stanja jednaka broju grupe.

U atomima lantanida i aktinida (svi su metali), prethodno nekompletne elektronske ljuske su kompletirane sa vrijednošću glavnog kvantnog broja n za dvije jedinice manjom od broja perioda. U atomima ovih elemenata, konfiguracija vanjske elektronske ljuske (ns 2) ostaje nepromijenjena, a treća vanjska N-ljuska je ispunjena sa 4f-elektronima. Zbog toga su lantanidi toliko slični.

Za aktinide je situacija složenija. U atomima elemenata sa Z = 90–95, 6d i 5f elektroni mogu učestvovati u hemijskim interakcijama. Stoga aktinidi imaju mnogo više oksidacijskih stanja. Na primjer, za neptunijum, plutonijum i americij, poznata su jedinjenja u kojima se ti elementi pojavljuju u sedmovalentnom stanju. Samo za elemente, počevši od kurijuma (Z = 96), trovalentno stanje postaje stabilno, ali i to ima svoje karakteristike. Dakle, svojstva aktinida se značajno razlikuju od svojstava lantanida, te se te dvije porodice ne mogu smatrati sličnima.

Porodica aktinida završava se elementom sa Z = 103 (lawrencijum). Procjena hemijskih svojstava kurhatovijuma (Z = 104) i nilsborijuma (Z = 105) pokazuje da bi ovi elementi trebali biti analozi hafnijuma, odnosno tantala. Stoga naučnici vjeruju da nakon porodice aktinida u atomima počinje sistematsko punjenje 6d podljuske. Hemijska priroda elemenata sa Z = 106–110 nije eksperimentalno procijenjena.

Konačan broj elemenata koje periodni sistem pokriva je nepoznat. Njen problem gornja granica- Ovo je možda glavna misterija periodnog sistema. Najteži element koji je otkriven u prirodi je plutonijum (Z = 94). Dosegnuta je granica umjetne nuklearne fuzije - element s atomskim brojem 110. Ostaje otvoreno pitanje: da li će biti moguće dobiti elemente sa velikim serijskim brojevima, kojih i koliko? Na ovo se još ne može sa sigurnošću odgovoriti.

Koristeći složene proračune izvršene na elektronskim računarima, naučnici su pokušali da odrede strukturu atoma i procene najvažnija svojstva „superelemenata“, sve 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, očekuje se da će se pojaviti 8p elektron; ovo je nakon što je formiranje podljuske 8s 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 jedinstvenom nizu. Stoga je procjena 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 "egzotični" deveti period, ispostavilo se, trebao bi se sastojati od 8 elemenata. Evo njegovog "elektronskog" unosa: 9s 2 8p 4 9p 2. Drugim riječima, sadržavao bi samo 8 elemenata, poput drugog i trećeg perioda.

Teško je reći koliko bi proračuni napravljeni pomoću kompjutera bili istiniti. Međutim, ako bi bili potvrđeni, onda bi bilo potrebno ozbiljno preispitati obrasce koji su u osnovi periodnog sistema elemenata i njegove strukture.

Periodični sistem je igrao i igra veliku ulogu u razvoju različitih oblasti prirodnih nauka. To je bilo najvažnije dostignuće atomsko-molekularne nauke i doprinelo nastanku moderan koncept"hemijski element" i pojašnjavanje pojmova jednostavne supstance i veze.

Obrasci koje je otkrio periodični sistem imali su značajan uticaj o razvoju teorije atomske strukture, otkriću izotopa i pojavi ideja o nuklearnoj periodičnosti. Periodični sistem je povezan sa strogo naučnom formulacijom problema predviđanja u hemiji. To se očitovalo u predviđanju postojanja i svojstava nepoznatih elemenata i novim karakteristikama hemijskog ponašanja već otkrivenih elemenata. Danas periodni sistem predstavlja temelj hemije, prvenstveno neorganske, značajno pomaže u rješavanju problema hemijska sinteza supstance sa unapred određenim svojstvima, razvoj novih poluprovodničkih materijala, izbor specifičnih katalizatora za različite hemijske procese, itd. I konačno, periodni sistem je u osnovi nastave hemije.