El cuarto período del sistema periódico. La estructura del átomo de potasio D al elemento 4 del período del sistema periódico corresponde
Los elementos d y sus compuestos tienen una serie de propiedades características: variables del estado de oxidación; la capacidad de formar iones complejos; la formación de compuestos coloreados.
El zinc no está incluido en el número de elementos de transición. Sus propiedades físicas y químicas no permiten su clasificación como metal de transición. En particular, en sus compuestos, exhibe solo un estado de oxidación y no exhibe actividad catalítica.
Los elementos d tienen algunas peculiaridades en comparación con los elementos de los subgrupos principales.
1. En los elementos d, solo una pequeña parte de los electrones de valencia se deslocaliza en todo el cristal (mientras que en los álcalis y metales alcalinotérreos los electrones de valencia se entregan completamente para uso colectivo). El resto de los electrones d participan en la formación de enlaces covalentes dirigidos entre átomos vecinos. Por tanto, estos elementos en estado cristalino no tienen un enlace puramente metálico, sino un enlace metálico covalente. Por lo tanto, todos son metales duros (excepto Hg) y refractarios (excepto Zn, Cd).
Los metales más refractarios son los subgrupos VВ y VIВ. En ellos, la mitad del subnivel d está lleno de electrones y se realiza el máximo número posible de electrones desapareados y, en consecuencia, el mayor número de enlaces covalentes. Un mayor llenado conduce a una disminución en el número de enlaces covalentes y una caída en las temperaturas de fusión.
2. Debido a las capas d vacías y la presencia de niveles ns y np sin llenar cercanos en energía, los elementos d son propensos a la complejación; sus compuestos complejos suelen ser coloreados y paramagnéticos.
3. Los elementos d más a menudo que los elementos de los principales subgrupos forman compuestos de composición variable (óxidos, hidruros, carburos, siliciuros, nitruros, boruros). Además, forman aleaciones entre sí y con otros metales, así como compuestos intermetálicos.
4. Los elementos d se caracterizan por un gran conjunto de estados de valencia (tabla 8.10) y, como consecuencia, un cambio en las propiedades ácido-base y redox en un amplio rango.
Dado que algunos de los electrones de valencia están en orbitales s, los estados de oxidación más bajos que exhiben suelen ser iguales a dos. Las excepciones son los elementos cuyos iones E +3 y E + tienen configuraciones estables d 0, d 5 yd 10: Sc 3+, Fe 3+, Cr +, Cu +, Ag +, Au +.
Los compuestos en los que los elementos d se encuentran en el estado de oxidación más bajo forman cristales de tipo iónico, en reacciones químicas exhiben propiedades básicas y son, por regla general, agentes reductores.
La estabilidad de los compuestos en los que los elementos d están en el estado de oxidación más alto (igual al número de grupo) aumenta dentro de cada fila de transición de izquierda a derecha, alcanzando un máximo para los elementos 3d en Mn, y en la segunda y tercera filas de transición. en Ru y Os, respectivamente. ... Dentro de un subgrupo, la estabilidad de los compuestos del estado de oxidación más alto disminuye en la serie 5d> 4d> 3d, como lo demuestra la naturaleza del cambio en la energía de Gibbs (potencial isobárico-isotérmico) del mismo tipo de compuestos, por ejemplo :
Este fenómeno está asociado con el hecho de que con un aumento en el número cuántico principal dentro de un subgrupo, la diferencia entre las energías de los subniveles (n - 1) dy ns disminuye. Estos compuestos se caracterizan por enlaces covalentes-polares. Son de naturaleza ácida y agentes oxidantes (CrO 3 y K 2 CrO 4, Mn 2 O 7 y KMnO 4).
Los compuestos en los que los electrones d se encuentran en estados de oxidación intermedios exhiben propiedades anfóteras y dualidad redox.
5. La similitud de los elementos d con los elementos de los subgrupos principales E (0) se manifiesta plenamente en los elementos del tercer grupo ns 2 np 1 y (n - 1) d 1 ns 2. A medida que aumenta el número de grupos, disminuye; elementos del subgrupo VIIIA - gases, VIIIB - metales. En el primer grupo, aparece nuevamente una semejanza lejana (todos los elementos son metales), y los elementos del subgrupo IB son buenos conductores; esta similitud aumenta en el segundo grupo, ya que los elementos d Zn, Cd y Hg no participan en la formación de enlaces químicos.
6. Los elementos d de los subgrupos IIIВ - VIIВ en estados de oxidación superiores son similares en propiedades a los elementos p correspondientes. Por tanto, en estados de oxidación superiores, el Mn (VII) y el Cl (VII) son análogos electrónicos. La similitud de las configuraciones electrónicas (s 2 p 6) conduce a la similitud de las propiedades de los compuestos heptavalentes de manganeso y cloro. El Mn 2 O 7 y el Cl 2 O 7 en condiciones normales son líquidos inestables, que son anhídridos de ácidos fuertes con la fórmula general NEO 4. En los estados de oxidación más bajos, el manganeso y el cloro tienen diferentes estructura electronica, lo que provoca una marcada diferencia en las propiedades de sus compuestos. Por ejemplo, el óxido de cloro inferior Cl 2 O (s 2 p 4) es una sustancia gaseosa que es anhídrido de ácido hipocloroso (HClO), mientras que el óxido de manganeso inferior MnO (d 5) es un sólido. sustancia cristalina carácter básico.
7. Como usted sabe, la capacidad reductora de un metal está determinada no solo por su energía de ionización (M - ne - → M n +; ionización + ∆H), sino también por la entalpía de hidratación del catión formado (M n + + mH 2 O → M n + · mH 2 O; –∆H hidr). Las energías de ionización de los elementos d son grandes en comparación con otros metales, pero están compensadas por las grandes entalpías de hidratación de sus iones. Por lo tanto potenciales de electrodo la mayoría de los elementos d son negativos.
En el período con Z creciente propiedades reconstituyentes los metales disminuyen, alcanzando un mínimo para los elementos del grupo IB. Los metales pesados de los grupos VIIIB y IVB se denominan nobles por su inercia.
Las tendencias redox de los compuestos del elemento d están determinadas por el cambio en la estabilidad de los estados de oxidación más altos y más bajos, dependiendo de su posición en el sistema periódico. Los compuestos con un estado de oxidación máximo de un elemento exhiben propiedades exclusivamente oxidantes, y aquellos con un estado de oxidación más bajo exhiben propiedades reductoras. Mn (OH) 2 se oxida fácilmente en el aire Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 = MnO 2 + H 2 O.Los compuestos de Mn (IV) se reducen fácilmente a Mn (II): MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, pero se oxida a Mn (VII) con oxidantes fuertes. Ión permanganato MnO 4: solo puede ser un agente oxidante.
Dado que para los elementos d dentro del subgrupo la estabilidad de los estados de oxidación más altos aumenta de arriba a abajo, las propiedades oxidantes de los compuestos del estado de oxidación más alto disminuyen drásticamente. Entonces, los compuestos de cromo (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) y manganeso (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) son agentes oxidantes fuertes, y WO 3, Re 2 El O 7 y las sales de los ácidos correspondientes (H 2 WO 4, HReO 4) se reducen con dificultad.
8. Las propiedades ácido-base de los hidróxidos del elemento d están influenciadas por los mismos factores (el valor del radio iónico y la carga iónica) que los hidróxidos del elemento p.
Los hidróxidos de estados de oxidación más bajos de los elementos d suelen presentar propiedades básicas, mientras que los correspondientes a estados de oxidación más altos son ácidos. En estados de oxidación intermedios, los hidróxidos son anfóteros. El cambio en las propiedades ácido-base de los hidróxidos con un cambio en el estado de oxidación es especialmente pronunciado en los compuestos de manganeso. En la serie Mn (OH) 2 - Mn (OH) 3 - Mn (OH) 4 - H 2 MnO 4 - HMnO 4, las propiedades de los hidróxidos varían desde una base débil Mn (OH) 2 hasta un Mn (OH) 3 anfótero. y Mn (OH) 4 a ácidos fuertes H 2 MnO 4 y HMnO 4.
Dentro de un subgrupo, los hidróxidos del elemento d del mismo estado de oxidación se caracterizan por un aumento en las propiedades básicas cuando se mueven de arriba hacia abajo. Por ejemplo, en el grupo IIIB, Sc (OH) 3 es una base débil y La (OH) 3 es una base fuerte. Los elementos IVB de los grupos Ti, Zn, Hf forman hidróxidos anfóteros E (OH) 4, pero propiedades ácidas se debilitan al pasar de Ti a Hf.
9. Rasgo distintivo elementos de transición es la formación de fases de composición variable. Se trata, en primer lugar, de soluciones sólidas intersticiales y de sustitución y, en segundo lugar, de compuestos de composición variable. Las soluciones sólidas están formadas por elementos con electronegatividades cercanas, radios atómicos y retículas cristalinas idénticas. Cuanto más difieren los elementos en la naturaleza, menos se disuelven entre sí y más propensos a la formación de compuestos químicos. Dichos compuestos pueden tener una composición tanto constante como variable. A diferencia de las soluciones sólidas, en las que se conserva la red de uno de los componentes, los compuestos se caracterizan por la formación de una nueva red y nuevos enlaces químicos. En otras palabras, para compuestos químicos Incluya solo aquellas fases de composición variable que difieran marcadamente en estructura y propiedades del original.
Los compuestos de composición variable se caracterizan por las siguientes características:
a) La composición de estos compuestos depende del método de preparación. Así, dependiendo de las condiciones de síntesis, los óxidos de titanio tienen la composición TiO 1.2–1.5 y TiO 1.9–2.0; Carburos de titanio y vanadio: TiC 0,6–1,0 y VC 0,58–1,09, nitruro de titanio TiN 0,45–1,00.
b) Los compuestos retienen su red cristalina con fluctuaciones significativas en la composición cuantitativa, es decir, tienen un amplio rango de homogeneidad. Entonces, TiC 0.6–1.0, como se deduce de la fórmula, retiene la red de carburo de titanio con una falta de hasta un 40% de átomos de carbono en ella.
c) La naturaleza del enlace en tales compuestos está determinada por el grado de llenado de los orbitales d del metal. Los electrones del no metal insertado pueblan los orbitales d vacantes, lo que conduce a un aumento en la covalencia del enlace. Por eso la parte enlace de metal en los compuestos de los elementos iniciales de la serie d (grupos IV - V) se reduce.
La presencia de un enlace covalente en ellos se confirma por grandes entalpías positivas de formación de compuestos, mayor dureza y punto de fusión, menor conductividad eléctrica en comparación con los metales que los forman.
El cobre es un elemento del undécimo grupo del cuarto período del sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, con número atómico 29. Es designado por el símbolo Cu (Latín Cuprum). El cobre de sustancia simple (número CAS: 7440-50-8) es un metal de transición plástico dorado Color rosa(rosa en ausencia de una película de óxido). Ha sido ampliamente utilizado por los seres humanos durante mucho tiempo.
El objetivo de este trabajo es estudiar las propiedades químicas de algunos metales de transición y sus compuestos.
Los metales de los subgrupos laterales, los llamados elementos de transición, pertenecen a los elementos d, ya que en sus átomos están llenos de electrones orbitales d.
En los metales de transición, los electrones de valencia se encuentran en el orbital d del nivel preexterno y en el orbital S del nivel electrónico externo. La metalicidad de los elementos de transición se explica por la presencia de uno o dos electrones en la capa externa de electrones.
El subnivel d incompleto de la capa de electrones preexternos provoca una variedad de estados de valencia de metales de subgrupos laterales, lo que a su vez explica la existencia de un número grande sus conexiones.
Los electrones de los orbitales d participan en reacciones químicas después de que se agotan los electrones S del orbital externo. Todos o parte de los electrones de los orbitales d del penúltimo nivel electrónico pueden participar en la formación de compuestos químicos. En este caso, se forman compuestos correspondientes a diferentes estados de valencia. La valencia variable de los metales de transición es su propiedad característica (a excepción de los metales de los subgrupos laterales II y III). Los metales de los subgrupos laterales IV, V, VI, VII de los grupos pueden incluirse en la composición de los compuestos tanto en el estado de valencia más alto (que corresponde al número de grupo) como en los estados de valencia más bajos. Entonces, por ejemplo, el titanio se caracteriza por estados de 2, 3, 4 valencia, y para los estados de 2, 3, 4, 6 y 7 valencia del manganeso.
Los óxidos e hidróxidos de metales de transición, en los que estos últimos se encuentran en el estado de valencia más bajo, suelen presentar propiedades básicas, por ejemplo, Fe (OH) 2. Los óxidos e hidróxidos superiores se caracterizan por propiedades anfóteras, por ejemplo, TiO 2, Ti (OH) 4, o ácidas, por ejemplo. 
y 
.
Las propiedades redox de los compuestos de los metales en consideración también están asociadas con el estado de valencia del metal. Los compuestos con el estado de oxidación más bajo generalmente exhiben propiedades reductoras, mientras que aquellos con el estado de oxidación más alto exhiben propiedades oxidantes.
Por ejemplo, para los óxidos e hidróxidos de manganeso, las propiedades redox cambian de la siguiente manera:
Compuestos complejos.
Un rasgo característico de los compuestos de metales de transición es la capacidad de formar complejos, que se explica por la presencia de un número suficiente de orbitales libres en los niveles electrónicos externos y preexternos de iones metálicos.
En las moléculas de tales compuestos, un agente complejante se encuentra en el centro. A su alrededor se coordinan iones, átomos o moléculas llamadas ligandos. Su número depende de las propiedades del agente complejante, su grado de oxidación y se llama número de coordinación:
El agente complejante coordina dos tipos de ligandos a su alrededor: aniónicos y neutros. Los complejos se forman cuando varias moléculas diferentes se combinan en un complejo más:
hexacianoferrato de cobre (II) sulfotetraamina potasio (III).
En soluciones acuosas, los compuestos complejos se disocian y forman iones complejos:
Los propios iones complejos también son capaces de disociarse, pero por lo general en un grado muy pequeño. Por ejemplo:
Este proceso es reversible y su equilibrio se desplaza bruscamente hacia la izquierda. Por lo tanto, de acuerdo con la ley de acción de masas,
La constante Kn en tales casos se denomina constante de inestabilidad de iones complejos. Cuanto mayor sea el valor de la constante, mayor será la capacidad del ion para disociarse en sus partes constituyentes. Los valores de Kn se dan en la tabla:
Experimento 1. Oxidación de iones Mn 2+ en iones 
.
Vierta un poco de dióxido de plomo en el tubo de modo que solo se cubra el fondo del tubo, agregue unas gotas de concentrado 
y una gota de solución 
... Calentar la solución y observar la aparición de iones. 
... Escribe la ecuación de la reacción. Se debe tomar una solución de sal de manganeso en una pequeña cantidad, ya que un exceso de iones 
restaura 
antes de 
.
Experimento 2. Oxidación por iones 
en soluciones ácidas, neutras y alcalinas.
Productos de reducción de iones 
son diferentes y dependen del pH de la solución. Entonces, en soluciones ácidas, el ion 
reducido a iones 
.
En soluciones neutras, débilmente ácidas y débilmente alcalinas, p. Ej. en el rango de pH de 5 a 9, ion 
reducido para formar ácido permanganoso:
En soluciones fuertemente alcalinas y en ausencia de un agente reductor, el ion 
reducido a iones 
.
Vierta 5-7 gotas de solución de permanganato de potasio en tres tubos de ensayo 
... Agregue el mismo volumen de ácido sulfúrico diluido a uno de ellos, no agregue nada al otro y agregue una solución alcalina concentrada al tercero. Agregue a los tres tubos de ensayo gota a gota, agitando el contenido del tubo de ensayo, una solución de sulfito de potasio o sodio hasta que la solución se decolore en el primer tubo de ensayo, aparezca un precipitado marrón en el segundo y la solución se vuelva verde en El tercero. Escriba la ecuación de reacción, teniendo en cuenta que el ion 
se convierte en iones 
... Dar una estimación de la capacidad oxidativa 
en varios entornos de acuerdo con la tabla de potenciales redox.
Experiencia 3. Interacción del permanganato de potasio con el peróxido de hidrógeno. Coloque 1 ml en un tubo de ensayo. peróxido de hidrógeno, agregue unas gotas de solución de ácido sulfúrico y unas gotas de solución de permanganato de potasio. ¿Qué gas se emite? Pruébelo con una antorcha encendida. Escriba una ecuación de reacción y explíquela en términos de potenciales redox.
Experiencia 4. Compuestos complejos de hierro.
A) Obtención de azul de Prusia. A 2-3 gotas de solución de sal de hierro (III), agregue una gota de ácido, unas gotas de agua y una gota de una solución de hexación - (P) ferrato de potasio (sal de sangre amarilla). Observa cómo aparece el sedimento de azul de Prusia. Escribe la ecuación de la reacción. Esta reacción se utiliza para detectar iones. 
... Si 
tomado en exceso, se puede formar su forma soluble coloidal en lugar del sedimento azul de Prusia.
Explore la relación del azul de Prusia con el álcali. ¿Qué se está observando? Que se disocia mejor. Fe (OH) 2 o ion complejo 
?
B) Obtención de tiocianato de hierro III. Agregue una gota de solución de tiocianato de potasio o amonio a unas gotas de solución de sal de hierro 
... Escribe la ecuación de la reacción.
Explore la actitud del tiocianato 
a los álcalis y explicar el fenómeno observado. Esta reacción, como la anterior, se utiliza para detectar el ion 
.
Experiencia 5. Obtención de un compuesto complejo de cobalto.
Coloque en un tubo de ensayo 2 gotas de una solución saturada de sal de cobalto y agregue 5-6 gotas de una solución saturada de amonio: tenga en cuenta que esto forma una solución de una sal compleja 
... Iones complejos 
iones de color azul e hidratados 
- en rosa. Describe los fenómenos observados:
1. Ecuación de obtención de sal de cobalto compleja.
2. Ecuación de disociación de sal de cobalto compleja.
3. Ecuación de disociación de un ion complejo.
4. Expresión de la constante de inestabilidad de un ion complejo.
Prueba de preguntas y tareas.
1. ¿Qué propiedades (oxidantes o reductoras) exhiben los compuestos con el estado de oxidación más alto de un elemento? Escriba la ecuación de reacción de electrones-iones y moléculas:
2. ¿Qué propiedades muestran los compuestos con un estado de oxidación intermedio de un elemento? Invente las ecuaciones de reacción de electrones-iones y de reacciones moleculares:
3. Indique las propiedades distintivas y similares del hierro, cobalto, níquel. ¿Por qué D.I. Mendeleev colocó el cobalto entre el hierro y el níquel en la tabla periódica de elementos, a pesar del valor de su peso atómico?
4. Escribe las fórmulas de compuestos complejos de hierro, cobalto, níquel. ¿Qué explica la buena capacidad complejante de estos elementos?
5. ¿Cómo cambia el carácter de los óxidos de manganeso? ¿Cuál es la razón para esto? ¿Qué números de oxidación puede tener el manganeso en los compuestos?
6. ¿Hay similitudes en la química del manganeso y el cromo? ¿Cómo se expresa?
7. ¿En qué propiedades del manganeso, hierro, cobalto, níquel, cromo se basa su aplicación en la tecnología?
8. Dar una estimación de la capacidad oxidante de los iones. 
y reduciendo la capacidad de los iones 
.
9. Cómo explicar que los números de oxidación de Cu, Ag, Au son superiores a +17.
10. Explica el ennegrecimiento de la plata con el tiempo en el aire y el enverdecimiento del cobre en el aire.
11. Haga una ecuación de las reacciones procediendo de acuerdo con el esquema.
Elementos del cuarto período de la tabla periódica
| norte eh | Configuración electrónica del elemento | KR | t pl, o C | D norte pl, kJ / mol | HB, MPa | t kip, o C | D norte paca, kJ / mol | |
| K | s 1 | Cco | 63,55 | 2,3 | - | 89,4 | ||
| California | s 2 | HCC | 8,4 | |||||
| Carolina del Sur | s 2 D 1 | Maleficio. | 14,1 | |||||
| Ti | s 2 D 2 | GPU | ||||||
| V | s 2 D 3 | Cco | 23,0 | |||||
| Cr | s 1 D 5 | Cco | 21,0 | |||||
| Minnesota | s 2 D 5 | Cco | 12,6 | - | ||||
| Fe | s 2 D 6 | Cco | 13,77 | |||||
| Co | s 2 D 7 | Maleficio. | 16,3 | |||||
| Ni | s 2 D 8 | HCC | 17,5 | |||||
| Cu | s 1 D 10 | HCC | 12,97 | |||||
| Zn | s 2 D 10 | GPU | 419,5 | 7,24 | - | |||
| Georgia | s 2 D 10 pags 1 | Rombo. | 29,75 | 5,59 | ||||
| Ge | s 2 D 10 pags 2 | ordenador personal | 958,5 | - | ||||
| Como | s 2 D 10 pags 3 | Maleficio. | 21,8 | - | Subl. | |||
| Se | s 2 D 10 pags 4 | Maleficio. | 6,7 | 685,3 | ||||
| Br | s 2 D 10 pags 5 | -7,25 | 10,6 | - | 59,8 | 29,6 | ||
| Kr | s 2 D 10 pags 6 | -157 | 1,64 | - | -153 | 9,0 |
Arroz. 3.8. Dependencia de la temperatura de fusión ( t pl) y hirviendo ( t kip), entalpía de fusión (D norte pl) y hirviendo (D norte kip), la dureza Brinell de sustancias simples del cuarto período sobre el número de electrones en el nivel de energía externa (el número de electrones en exceso de la capa completamente llena del gas noble Ar)
Como se señaló, el método de enlace de valencia se puede utilizar para describir el enlace químico entre átomos de metal. El enfoque de la descripción se puede ilustrar con el ejemplo de un cristal de potasio. El átomo de potasio tiene un electrón a nivel de energía externa. En un átomo de potasio aislado, este electrón se encuentra en 4 s-orbital. Al mismo tiempo, el átomo de potasio contiene una energía no muy diferente de 4 s-los orbitales son libres, no ocupados por electrones, orbitales pertenecientes a 3 D, 4pags-subniveles. Se puede suponer que durante la formación de un enlace químico, el electrón de valencia de cada átomo puede ubicarse no solo en 4 s-orbitales, sino también en uno de los orbitales libres. Un electrón de valencia de un átomo le permite realizar un enlace sencillo con el vecino más cercano. La presencia en la estructura electrónica del átomo de orbitales libres que difieren ligeramente en energía sugiere que el átomo puede `` capturar '' un electrón de su vecino a uno de los orbitales libres y luego podrá formar dos enlaces simples con el vecinos más cercanos. Debido a la igualdad de las distancias a los vecinos más cercanos y la indistinguibilidad de los átomos, son posibles varias variantes de la realización de enlaces químicos entre átomos vecinos. Si miramos el fragmento red cristalina de cuatro átomos vecinos, las posibles opciones se muestran en la Fig. 3.9.
Elementos del cuarto período de la tabla periódica: concepto y tipos. Clasificación y características de la categoría "Elementos del cuarto período de la tabla periódica" 2015, 2017-2018.
En los largos períodos del sistema de Mendeleev, incluidas las llamadas décadas enchufables, hay diez elementos cada uno, en los que el número de electrones en la capa exterior es igual a dos (dos electrones) y que difieren solo en el número de -electrones en segundo afuera cáscara. Tales elementos son, por ejemplo, elementos del escandio al zinc o del itrio al cadmio.
La segunda capa externa desde el exterior juega un papel menor en la manifestación de las propiedades químicas que la capa externa, porque el enlace de los electrones de la capa externa con el núcleo es más débil que en segundo afuera... Por lo tanto, los elementos en cuyos átomos las capas externas están estructuradas de la misma manera y solo los segundos fuera de la capa son diferentes, difieren mucho menos entre sí en propiedades químicas que los elementos con diferentes estructuras de las capas exteriores. Entonces, todos los elementos de las décadas insertadas, que juntos forman los llamados subgrupos laterales de los ocho grupos principales del sistema de Mendeleev, son metales, todos se caracterizan por una valencia variable. V sexto período Sistemas de Mendeleev, además de la década del plug-in, hay 14 elementos más después del lantano, en los que la diferencia en la estructura de las capas de electrones se manifiesta solo en la tercera capa externa de electrones (hay espacios / de relleno en la cuarta capa en la presencia de lugares llenos Estos elementos (lantánidos) en-23
Como resultado de los experimentos para determinar las cargas de los núcleos atómicos en 4 años, el número total de elementos conocidos, desde el hidrógeno (Z = 1) hasta el uranio (Z = 92), fue de 86. Los elementos que faltaban en el sistema eran seis elementos. con números atómicos = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Sin embargo, a pesar de estas brechas, ya estaba claro que en el primer período del sistema de Mendeleev debería haber dos elementos - hidrógeno y helio, en el segundo y tercero - ocho elementos cada uno, en el cuarto y quinto - cada dieciocho, en el sexto - treinta y dos elementos.
Antes de la aclaración de la estructura del sexto período del sistema de Mendeleev, se buscó el elemento No. 72 entre los elementos de tierras raras, e incluso algunos científicos ya habían anunciado el descubrimiento de este elemento. Cuando resultó que en el sexto período del sistema de Mendeleev contiene 32 elementos, de los cuales 14 son tierras raras, luego N. Bohr señaló que el elemento 72 ya está detrás de las tierras raras, en el cuarto grupo, y es, como esperaba Mendeleev, un análogo del circonio.
De la misma manera, Bohr señaló que el elemento No. 75 está en el séptimo grupo y es el análogo del manganeso predicho por Mendeleev. De hecho, en el año 3 d.C., el elemento No. 72, llamado hafnio, fue descubierto en minerales de circonio, y resultó que todo lo que antes se llamaba circonio era en realidad una mezcla de circonio y hafnio.
En el mismo año 3 se realizaron búsquedas del elemento nº 75 en varios minerales, donde, en función de la relación con el manganeso, se esperaba la presencia de este elemento. Las operaciones químicas para el aislamiento de este elemento también se basaron en la supuesta proximidad de sus propiedades al manganeso. La búsqueda se coronó en el año 5 d.C. con el descubrimiento de un nuevo elemento llamado renio.24
Pero esto no agotó todas las posibilidades para la producción artificial de nuevos elementos. El límite de la tabla periódica en la región de los núcleos ligeros lo establece el hidrógeno, ya que no puede haber un elemento con una carga nuclear menor que uno.
Pero en la región de los núcleos pesados, este límite de ninguna manera lo establece el uranio. En verdad, la ausencia de elementos más pesados que el uranio en la naturaleza indica solo que la vida media de tales elementos es mucho menor que la edad de la Tierra. Por lo tanto, entre los tres árboles de desintegración radiactiva natural, incluidos los isótopos con números de masa A = 4n, 4n- -2 y 4 4-3, solo han sobrevivido las ramas, comenzando con los isótopos de período largo Th, y 2 y All de período corto. las ramas, en sentido figurado, se secaron y cayeron en tiempos inmemoriales. Además, el cuarto árbol de desintegración radiactiva se ha secado por completo y ha perecido, incluidos los isótopos con números de masa A = 4r + 1, si es que alguna vez ha habido isótopos de esta serie en la Tierra.
Como saben, en el cuarto y quinto período del sistema de Mendeleev hay 18 elementos cada uno, en el sexto período hay 32 elementos, porque entre el elemento del tercer grupo lantano (No. 57) y el elemento del cuarto grupo hafnio (No. 72) hay catorce elementos más de tierras raras similares al lantano ...
Después de aclarar la estructura del séptimo período del sistema de Mendeleev, quedó claro que en el sistema periódico, el primer período de dos elementos es seguido por dos períodos de ocho elementos, luego dos períodos de dieciocho elementos y dos períodos de treinta y dos elementos. . En el segundo período de este tipo, que debe terminar con el elemento. número de volumen, mientras que faltan diecisiete elementos más, dos de ellos no son suficientes para completar la familia de actínidos, y el número de elemento ya debería estar ubicado en el cuarto grupo de la tabla periódica, siendo un análogo del hafnio.
Cuando n + / = 5, los niveles l = 3, 1 = 2 (M), l = 4, f = 1 (4p) y, finalmente, l = 5, f = O (55) se llenan. Si, antes del calcio, el llenado de los niveles electrónicos procedía en orden ascendente de los números de las capas de electrones (15, 25, 2p, Зз, Зр, 45), luego de llenar 5 lugares de la cuarta capa de electrones, en lugar de continuar llenando esta capa con / 7-electrones, el llenado de la capa anterior, tercera, con electrones. En total, cada capa puede contener, como se desprende de lo dicho anteriormente, 10 electrones. En consecuencia, al calcio en el sistema periódico le siguen 10 elementos, desde el escandio (3452) hasta el zinc (3452), en cuyos átomos se llena la capa β de la tercera capa, y solo entonces la capa p de la cuarta capa. está lleno - desde galio (3 (Ngz p) hasta kriptón ZySchz p). En el rubidio y el estroncio, a partir del quinto período, aparecen 55 y 552 electrones19.
La investigación de los últimos quince años ha llevado a la producción artificial de varios de corta duración. isótopos de los núcleos de elementos del mercurio al uranio, a la resurrección de los padres del uranio, protactinio y torio, muertos hace mucho tiempo en la naturaleza, los elementos sauranio del n. ° 93 al n. °, y a la reconstrucción de la cuarta serie de desintegración, incluidos los isótopos con números de masa / 4 = 4re - 1. Esta serie se puede llamar convencionalmente la serie de desintegración del neptunio, porque la de mayor duración de la serie fue el isótopo del elemento 93, cuya vida media es cercana a los 2 millones de años.
El sexto período comienza llenando dos lugares para los electrones s en la sexta capa, de modo que la estructura de las capas externas de los átomos del elemento 56 (bario) tiene la forma 4s j0 d 05s2p66s2. Obviamente, con un aumento adicional en el número de electrones en los átomos de los elementos que siguen al bario, las capas pueden llenarse con 4 / - o bd- o, finalmente, bp-electrones. Ya en el cuarto y quinto periodos Sistemas de Mendeleev que contiene 18 elementos cada uno, llenando los lugares d segundo afuera caparazón ocurrió antes de llenar los p-lugares de la capa exterior. Así que en sexto período llenar 6/7 lugares comienza solo con el elemento No. 81-talio - En los átomos de veinticuatro elementos ubicados entre el bario y el talio, la cuarta capa está llena de electrones / y la quinta capa de electrones d.