Četvrti period periodnog sistema. Opšte karakteristike d-elemenata D elementu 4 perioda periodnog sistema odgovara

DEFINICIJA

Kalijum- prvi element četvrtog perioda. Nalazi se u grupi I glavne (A) podgrupe periodnog sistema.

Odnosi se na elemente s - porodice. Metal. Metalni elementi uključeni u ovu grupu zajednički se nazivaju alkalnim. Oznaka - K. Redni broj - 19. Relativna atomska masa - 39.102 a.m.u.

Elektronska struktura atoma kalija

Atom kalija se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra (+19), unutar kojeg se nalazi 19 protona i 20 neutrona, a 19 elektrona se kreće u 4 orbite.

Fig.1. Shematska struktura atoma kalija.

Raspodjela elektrona po orbitalama je sljedeća:

1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 4s 1 .

Vanjski energetski nivo atoma kalija sadrži 1 elektron, što je valencija. Oksidacijsko stanje kalijuma je +1. Energetski dijagram osnovnog stanja ima sljedeći oblik:

Uzbuđeno stanje uprkos prisustvu upražnjenog 3 str- i 3 d- nema orbitala.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Svrha ovog rada je proučavanje hemijskih svojstava nekih prelaznih metala i njihovih spojeva.

Metali sekundarnih podgrupa, tzv. prelazni elementi, pripadaju d-elementima, jer su u njihovim atomima d-orbitale ispunjene elektronima.

U prelaznim metalima, valentni elektroni se nalaze u d orbitalama predspoljnog nivoa i S orbitalama spoljašnjeg elektronskog nivoa. Metalnost prelaznih elemenata objašnjava se prisustvom jednog ili dva elektrona u spoljašnjem elektronskom sloju.

Nepotpuni d-podnivo predspoljnog elektronskog sloja određuje raznolikost valentnih stanja metala sekundarnih podgrupa, što zauzvrat objašnjava postojanje velikog broja njihovih jedinjenja.

U hemijskim reakcijama, d-orbitalni elektroni učestvuju nakon što se koriste S-elektroni vanjske orbitale. Svi ili dio elektrona d orbitala pretposljednjeg elektronskog nivoa mogu učestvovati u formiranju hemijskih jedinjenja. U tom slučaju nastaju spojevi koji odgovaraju različitim valentnim stanjima. Varijabilna valencija prelaznih metala je njihovo karakteristično svojstvo (sa izuzetkom metala II i III sekundarne podgrupe). Metali sekundarnih podgrupa grupa IV, V, VI, VII mogu se uključiti u jedinjenja kako u stanju najviše valencije (koje odgovara broju grupe) tako iu nižim valentnim stanjima. Tako, na primjer, titan ima 2-, 3-, 4-valentna stanja, a mangan ima 2-, 3-, 4-, 6- i 7-valentna stanja.

Oksidi i hidroksidi prelaznih metala, u kojima su potonji u nižem valentnom stanju, obično pokazuju osnovna svojstva, na primer Fe(OH) 2 . Više okside i hidrokside karakteriziraju amfoterna svojstva, na primjer TiO 2 , Ti(OH) 4 ili kisela, npr.
I
.

Redox svojstva spojeva razmatranih metala također su povezana s valentnim stanjem metala. U kombinaciji sa najnižim oksidacionim stanjem obično pokazuju redukciona svojstva, a oni sa najvišim oksidacionim stanjem - oksidaciona.

Na primjer, za manganove okside i hidrokside, redoks svojstva se mijenjaju na sljedeći način:

kompleksna jedinjenja.

Karakteristična karakteristika spojeva prelaznih metala je sposobnost formiranja kompleksa, što se objašnjava prisustvom dovoljnog broja slobodnih orbitala u metalnim jonima na spoljašnjem i pred-vanjskom elektronskom nivou.

U molekulima takvih jedinjenja u centru se nalazi agens za stvaranje kompleksa. Oko njega su koordinirani ioni, atomi ili molekuli zvani ligandi. Njihov broj ovisi o svojstvima kompleksirajućeg agensa, stupnju njegove oksidacije i naziva se koordinacijskim brojem:

Sredstvo za stvaranje kompleksa koordinira dvije vrste liganda oko sebe: anionske i neutralne. Kompleksi nastaju kada se nekoliko različitih molekula spoji u jedan složeniji:

bakar (II) sulfotetraamin, kalijum heksacijanoferat (III).

U vodenim rastvorima, kompleksna jedinjenja disociraju, formirajući kompleksne ione:

Sami kompleksni joni su također sposobni za disocijaciju, ali obično u vrlo maloj mjeri. Na primjer:

Ovaj proces se odvija reverzibilno i njegova ravnoteža je naglo pomjerena ulijevo. Dakle, prema zakonu masovne akcije,

Konstanta Kn u takvim slučajevima naziva se konstanta nestabilnosti kompleksnih jona. Što je veća vrijednost konstante, to je jača sposobnost jona da se disocira na svoje sastavne dijelove. Vrijednosti Kn su date u tabeli:

Iskustvo 1. Oksidacija jona Mn 2+ u jone
.

Stavite malo olovnog dioksida u epruvetu tako da bude pokriveno samo dno epruvete, dodajte nekoliko kapi koncentrovanog
i jednu kap rastvora
. Zagrijte otopinu i promatrajte izgled iona
. Napišite jednačinu za reakciju. Otopinu soli mangana treba uzeti u maloj količini, jer ima viška jona
restaurira
prije
.

Iskustvo 2. Oksidacija jonima
u kiselim, neutralnim i alkalnim rastvorima.

Proizvodi za redukciju jona
različite su i zavise od pH otopine. Dakle, u kiselim rastvorima, jon
reducira se na jone
.

U neutralnim, slabo kiselim i slabo alkalnim rastvorima, tj. u pH opsegu od 5 do 9, jon
smanjuje se stvaranjem permanganske kiseline:

U jako alkalnim rastvorima i u odsustvu redukcionog agensa, jona
reduciran na jon
.

U tri epruvete sipajte 5-7 kapi rastvora kalijum permanganata
. Jednom dodajte isti volumen razrijeđene sumporne kiseline, drugom ništa, a trećem koncentriranu otopinu lužine. U sve tri epruvete dodavati kap po kap, mućkajući sadržaj epruvete, rastvor kalijum ili natrijum sulfita dok rastvor ne postane bezbojan u prvoj epruveti, u drugoj se formira smeđi talog, a u trećoj rastvor ne pozeleni. Napišite jednačinu reakcije, imajući na umu da je jon
pretvara u jone
. Dajte procjenu oksidacijske sposobnosti
u raznim sredinama prema tabeli redoks potencijala.

Iskustvo 3. Interakcija kalijum permanganata sa vodonik peroksidom. Stavite u epruvetu od 1 ml. vodikov peroksid, dodajte nekoliko kapi rastvora sumporne kiseline i nekoliko kapi rastvora kalijum permanganata. Koji gas se oslobađa? Testirajte to sa tinjajućom bakljom. Napišite jednačinu reakcije i objasnite je u terminima redoks potencijala.

Iskustvo 4. Kompleksna jedinjenja gvožđa.

A) Dobivanje pruske plave boje. U 2-3 kapi rastvora soli gvožđa (III) dodajte kap kiseline, nekoliko kapi vode i kap rastvora heksatično - (P) kalijum-ferata (žuta krvna so). Posmatrajte pojavu taloga pruske plave boje. Napišite jednačinu za reakciju. Ova reakcija se koristi za detekciju jona
. Ako
uzimaju u višku, tada umjesto taloga pruske plave boje može nastati njegov koloidni rastvorljivi oblik.

Istražite odnos pruske plave s djelovanjem lužine. Šta se posmatra? koji bolje disocira. Fe (OH) 2 ili kompleksni ion
?

B) Dobivanje željeznog tiocijanata III. U nekoliko kapi rastvora soli gvožđa dodajte kap rastvora kalijum ili amonijum tiocijanata
. Napišite jednačinu za reakciju.

Istražite omjer tiocijanata
na alkalije i objasniti uočeni fenomen. Ova reakcija, kao i prethodna, koristi se za detekciju jona
.

Iskustvo 5. Dobivanje kompleksnog jedinjenja kobalta.

Stavite 2 kapi zasićene otopine soli kobalta u epruvetu i dodajte 5-6 kapi zasićene otopine amonijuma: vodite računa da se tako formira kompleksna otopina soli
. Kompleksni joni
obojeni su plavo, a hidratizirani ioni
- u roze. Opišite uočene pojave:

1. Jednačina za dobijanje kompleksne soli kobalta.

2. Jednačina disocijacije kompleksne soli kobalta.

3. Jednačina disocijacije kompleksnog jona.

4. Izraz konstante nestabilnosti kompleksnog jona.

Kontrolna pitanja i zadaci.

1. Koja svojstva (oksidirajuća ili redukujuća) pokazuju spojevi s najvišim oksidacijskim stanjem elementa? Napravite elektron-ionsku i molekularnu jednačinu reakcije:

2. Koja svojstva pokazuju jedinjenja sa srednjim oksidacionim stanjem elementa? Sastavite jednadžbe elektron-ionske i molekularne reakcije:

3. Navedite karakteristična i slična svojstva gvožđa, kobalta, nikla. Zašto je D. I. Mendeljejev postavio kobalt između gvožđa i nikla u periodnom sistemu elemenata, uprkos vrednosti njegove atomske težine?

4. Napišite formule kompleksnih jedinjenja željeza, kobalta, nikla. Šta objašnjava dobru sposobnost kompleksiranja ovih elemenata?

5. Kako se mijenja priroda manganovih oksida? Šta je razlog tome? Koje oksidacijske brojeve može imati mangan u jedinjenjima?

6. Postoje li sličnosti u hemiji mangana i hroma? U čemu se to izražava?

7. Na kojim se osobinama mangana, gvožđa, kobalta, nikla, hroma zasniva njihova upotreba u tehnologiji?

8. Dajte procjenu oksidacijske sposobnosti jona
i smanjenje sposobnosti jona
.

9. Kako objasniti da su oksidacioni brojevi Cu, Ag, Au veći od +17.

10. Objasnite pocrnjenje srebra tokom vremena u vazduhu, pozelenjavanje bakra u vazduhu.

11. Napravite jednačinu za reakcije koje se odvijaju prema šemi.

d-elementi i njihovi spojevi imaju niz karakterističnih svojstava: varijabilna oksidaciona stanja; sposobnost formiranja kompleksnih jona; formiranje obojenih jedinjenja.

Cink nije među prijelaznim elementima. Njegova fizička i hemijska svojstva ne dozvoljavaju da se klasifikuje kao prelazni metal. Konkretno, u svojim spojevima pokazuje samo jedno oksidacijsko stanje i ne pokazuje katalitičku aktivnost.

D-elementi imaju neke posebnosti u poređenju sa elementima glavnih podgrupa.

1. U d-elementima, samo mali dio valentnih elektrona je delokaliziran kroz kristal (dok su u alkalnim i zemnoalkalnim metalima valentni elektroni u potpunosti dati za kolektivnu upotrebu). Preostali d-elektroni učestvuju u formiranju usmjerenih kovalentnih veza između susjednih atoma. Dakle, ovi elementi u kristalnom stanju nemaju čisto metalnu vezu, već kovalentnu metalnu. Dakle, svi su čvrsti (osim Hg) i vatrostalni (sa izuzetkom Zn, Cd) metali.

Najvatrostalniji metali su VB i VIB podgrupe. Oni ispunjavaju polovinu d-podnivoa elektronima i ostvaruju najveći mogući broj nesparenih elektrona, a samim tim i najveći broj kovalentnih veza. Dalje punjenje dovodi do smanjenja broja kovalentnih veza i pada temperatura topljenja.

2. Zbog nezauzetih d-ljuski i prisustva nezauzetih ns- i np-nivoa blizu energije, d-elementi su skloni formiranju kompleksa; njihova kompleksna jedinjenja su po pravilu obojena i paramagnetna.

3. d-elementi češće od elemenata glavnih podgrupa formiraju jedinjenja promenljivog sastava (oksidi, hidridi, karbidi, silicidi, nitridi, boridi). Osim toga, formiraju legure međusobno i sa drugim metalima, kao i intermetalne spojeve.

4. Za d-elemente karakterističan je veliki skup valentnih stanja (tabela 8.10) i, kao rezultat toga, promjena acidobaznih i redoks svojstava u širokom rasponu.

Pošto su neki od valentnih elektrona u s-orbitalama, najniža oksidaciona stanja koja pokazuju obično su jednaka dva. Izuzetak su elementi čiji joni E +3 i E + imaju stabilne konfiguracije d 0 , d 5 i d 10: Sc 3+ , Fe 3+ , Cr + , Cu + , Ag + , Au + .

Jedinjenja u kojima su d-elementi u najnižem oksidacionom stanju formiraju kristale jonskog tipa, pokazuju osnovna svojstva u hemijskim reakcijama i po pravilu su redukcioni agensi.

Stabilnost spojeva u kojima su d-elementi u najvećem oksidacionom stanju (jednako broju grupe) raste unutar svakog prelaznog reda s lijeva na desno, dostižući maksimum za 3d-elemente za Mn, te u drugom i trećem prijelaznom redu za Ru i Os, respektivno. Unutar jedne podgrupe, stabilnost jedinjenja najvećeg oksidacionog stanja opada u seriji 5d > 4d > 3d, o čemu svjedoči priroda promjene Gibbsove energije (izobarno-izotermni potencijal) istog tipa jedinjenja, npr. :

Ovaj fenomen je zbog činjenice da sa povećanjem glavnog kvantnog broja unutar jedne podgrupe dolazi do smanjenja razlike između energija (n – 1)d- i ns-podnivoa. Ova jedinjenja karakteriziraju kovalentno-polarne veze. Oni su kisele prirode i oksidirajuća sredstva (CrO 3 i K 2 CrO 4 , Mn 2 O 7 i KMnO 4).

Jedinjenja u kojima su d-elektroni u srednjim oksidacionim stanjima pokazuju amfoterna svojstva i redoks dualnost.

5. Sličnost d-elemenata sa elementima glavnih podgrupa E(0) u potpunosti se manifestuje u elementima treće grupe ns 2 np 1 i (n – 1)d 1 ns 2 . Kako se broj grupe povećava, on se smanjuje; elementi podgrupe VIIIA - gasovi, VIIIB - metali. U prvoj grupi ponovo se javlja daleka sličnost (svi elementi su metali), a elementi IB podgrupe su dobri provodnici; ova sličnost je pojačana u drugoj grupi, pošto d-elementi Zn, Cd i Hg ne učestvuju u formiranju hemijske veze.

6. D-elementi IIIB–VIIB podgrupa u višim oksidacionim stanjima slični su svojstvima odgovarajućim p-elementima. Dakle, u višim oksidacionim stanjima, Mn (VII) i Cl (VII) su elektronski analozi. Sličnost elektronskih konfiguracija (s 2 p 6) dovodi do sličnosti svojstava spojeva sedmovalentnog mangana i hlora. Mn 2 O 7 i Cl 2 O 7 u normalnim uslovima su nestabilne tečnosti, koje su anhidridi jakih kiselina opšte formule HEO 4 . U nižim oksidacijskim stanjima, mangan i hlor imaju različitu elektronsku strukturu, što uzrokuje oštru razliku u svojstvima njihovih spojeva. Na primjer, niži hlor oksid Cl 2 O (s 2 p 4) je plinovita tvar koja je anhidrid hipohlorne kiseline (HClO), dok je niži mangan oksid MnO (d 5) osnovna kristalna čvrsta supstanca.

7. Kao što znate, redukciona sposobnost metala je određena ne samo njegovom energijom ionizacije (M - ne - → M n +; + ∆H jonizacija), već i entalpijom hidratacije formiranog kationa (M n + + mH 2 O → M n + mH 2 O; –∆H hydr). Energije jonizacije d-elemenata su visoke u poređenju sa drugim metalima, ali su nadoknađene velikom entalpijom hidratacije njihovih jona. Kao rezultat toga, potencijali elektroda većine d-elemenata su negativni.

U periodu sa povećanjem Z, redukciona svojstva metala opadaju, dostižući minimum za elemente grupe IB. Teški metali grupa VIIIB i IB nazivaju se plemenitim zbog svoje inertnosti.

Redox tendencije jedinjenja d-elemenata određene su promenom stabilnosti viših i nižih oksidacionih stanja, u zavisnosti od njihovog položaja u periodnom sistemu. Jedinjenja sa maksimalnim oksidacionim stanjem elementa pokazuju isključivo oksidaciona svojstva, a sa najnižim - redukciona. Mn (OH) 2 se lako oksidira na zraku Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 \u003d MnO 2 + H 2 O. Mn (IV) spojevi se lako redukuju u Mn (II): MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, ali jaki oksidanti oksidiraju u Mn (VII). Permanganatni ion MnO 4 - može biti samo oksidacijsko sredstvo.

Budući da za d-elemente unutar podgrupe, stabilnost viših oksidacionih stanja raste od vrha do dna, oksidaciona svojstva jedinjenja najvišeg oksidacionog stanja naglo padaju. Dakle, jedinjenja hroma (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) i mangana (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) su jaki oksidanti, a WO 3, Re 2 O 7 i soli njihovih odgovarajućih kiselina (H 2 WO 4 , HReO 4 ) teško se oporaviti.

8. Na kiselinsko-bazna svojstva hidroksida d-elementa utiču isti faktori (jonski radijus i naelektrisanje jona) kao i na hidrokside p-elementa.

Hidroksidi nižih oksidacionih stanja d-elemenata obično pokazuju bazna svojstva, dok su oni koji odgovaraju višim oksidacionim stanjima kiseli. U srednjim oksidacionim stanjima, hidroksidi su amfoterni. Promjena kiselinsko-baznih svojstava hidroksida sa promjenom stepena oksidacije posebno je izražena kod jedinjenja mangana. U nizu Mn(OH) 2 - Mn(OH) 3 - Mn(OH) 4 - H 2 MnO 4 - HMnO 4, svojstva hidroksida se mijenjaju od slabe baze Mn(OH) 2 preko amfoternog Mn(OH) 3 i Mn(OH) 4 do jakih kiselina H 2 MnO 4 i HMnO 4 .

Unutar jedne podgrupe, hidrokside d-elemenata istog oksidacionog stanja karakterizira povećanje osnovnih svojstava pri kretanju odozgo prema dolje. Na primjer, u IIIB grupi, Sc (OH) 3 je slaba baza, a La (OH) 3 je jaka baza. Elementi grupe IVB Ti, Zn, Hf formiraju amfoterne hidrokside E(OH) 4, ali njihova kisela svojstva slabe kada prelaze iz Ti u Hf.

9. Posebnost prelaznih elemenata je formiranje faza promenljivog sastava. To su, prvo, intersticijske i supstitucijske čvrste otopine i, drugo, spojevi promjenjivog sastava. Čvrste otopine formiraju elementi sa sličnom elektronegativnošću, atomskim radijusima i identičnim kristalnim rešetkama. Što je više različitih elemenata u prirodi, to se manje otapaju jedni u drugima i skloniji su stvaranju kemijskih spojeva. Takva jedinjenja mogu imati konstantan i promjenljiv sastav. Za razliku od čvrstih otopina, u kojima je očuvana rešetka jedne od komponenti, spojeve karakterizira stvaranje nove rešetke i novih kemijskih veza. Drugim riječima, samo one faze promjenjivog sastava koje se po strukturi i svojstvima oštro razlikuju od početnih faza klasificiraju se kao hemijska jedinjenja.

Jedinjenja promjenljivog sastava karakteriziraju sljedeće karakteristike:

a) Sastav ovih jedinjenja zavisi od načina pripreme. Dakle, u zavisnosti od uslova sinteze, titanijum oksidi imaju sastav TiO 1,2–1,5 i TiO 1,9–2,0; titanijum i vanadijum karbidi - TiC 0,6–1,0 i VC 0,58–1,09, titanijum nitrid TiN 0,45–1,00.

b) Jedinjenja zadržavaju svoju kristalnu rešetku uz značajne fluktuacije u kvantitativnom sastavu, odnosno imaju široku oblast homogenosti. Dakle, TiC 0,6–1,0, kao što slijedi iz formule, zadržava rešetku titanijum karbida s nedostatkom do 40% atoma ugljika u njoj.

c) Priroda veze u takvim jedinjenjima određena je stepenom ispunjenosti d-orbitala metala. Elektroni intersticijalnog nemetala naseljavaju prazne d-orbitale, što dovodi do povećanja kovalentnosti veza. Zbog toga je udio metalne veze u jedinjenjima početnih elemenata d-serije (grupe IV–V) smanjen.

Prisustvo kovalentne veze u njima potvrđuju velike pozitivne entalpije stvaranja spojeva, veća tvrdoća i tačka topljenja, niža električna provodljivost u odnosu na metale koji ih formiraju.

Bakar je element jedanaeste grupe četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 29. Označen je simbolom Cu (lat. Cuprum). Jednostavna tvar bakar (CAS broj: 7440-50-8) je zlatno-ružičasti duktilni prijelazni metal (ružičast u odsustvu oksidnog filma). Od davnina ga je čovjek naširoko koristio.

Elementi 4. perioda periodnog sistema

Rice. 3.8. Zavisnost od temperature topljenja ( t pl) i ključanje ( t bale), entalpije topljenja (D H pl) i ključanje (D H kip), Brinellova tvrdoća jednostavnih supstanci 4. perioda na broj elektrona na vanjskom energetskom nivou (broj elektrona iznad potpuno ispunjene ljuske plemenitog plina Ar)

Kao što je navedeno, za opisivanje hemijske veze koja se javlja između atoma metala, može se koristiti prikaz metode valentnih veza. Pristup opisu može se ilustrovati na primjeru kristala kalija. Atom kalija ima jedan elektron na svom vanjskom energetskom nivou. U izolovanom atomu kalija, ovaj elektron se nalazi na 4 s-orbitale. Istovremeno, u atomu kalija se ne razlikuju mnogo energije od 4 s-orbitale slobodne, nisu zauzete elektronima, orbitale povezane sa 3 d, 4str-podnivoi. Može se pretpostaviti da se tokom formiranja hemijske veze valentni elektron svakog atoma može nalaziti ne samo na 4 s-orbitale, ali i u jednoj od slobodnih orbitala. Jedan valentni elektron atoma omogućava mu da ostvari jednu vezu sa svojim najbližim susjedom. Prisutnost u elektronskoj strukturi atoma slobodnih orbitala koje se malo razlikuju po energiji sugerira da atom može "zarobiti" elektron od svog susjeda do jedne od slobodnih orbitala, a zatim će moći formirati dvije jednostruke veze sa svojim najbliže komšije. Zbog jednakosti udaljenosti do najbližih susjeda i nerazlučivosti atoma, moguće su različite mogućnosti implementacije kemijskih veza između susjednih atoma. Ako uzmemo u obzir fragment kristalne rešetke od četiri susjedna atoma, tada su moguće opcije prikazane na Sl. 3.9.

Elementi 4. perioda periodnog sistema - pojam i vrste. Klasifikacija i karakteristike kategorije "Elementi 4. perioda periodnog sistema" 2015, 2017-2018.

U ovom članku nedostaju veze do izvora informacija. Informacije moraju biti provjerljive, u suprotnom mogu biti ispitane i uklonjene. Možete... Wikipedia

Period je red periodičnog sistema hemijskih elemenata, redosled atoma prema rastućem nuklearnom naboju i ispunjavanju spoljašnje elektronske ljuske elektronima. Periodični sistem ima sedam perioda. Prvi period koji sadrži 2 elementa ... Wikipedia

104 Lawrencium ← Rutherfordium → Dubnium ... Wikipedia

D. I. Mendeljejev, prirodna klasifikacija hemijskih elemenata, koja je tabelarni (ili drugi grafički) izraz Mendeljejevljevog periodičnog zakona (vidi Mendeljejevljev periodični zakon). P. s. e. razvio D. I. Mendeljejev 1869. ... ... Velika sovjetska enciklopedija

Mendeljejev Dmitrij Ivanovič- (Dmitrij Ivanovič Mendeljejev) Biografija Mendeljejeva, naučna delatnost Mendeljejeva Podaci o biografiji Mendeljejeva, naučna delatnost Mendeljejeva Sadržaj Sadržaj 1. Biografija 2. Pripadnik ruskog naroda 3. Naučna delatnost Periodično ... Enciklopedija investitora

Periodični sistem hemijskih elemenata (Mendeljejevljeva tabela) je klasifikacija hemijskih elemenata koja utvrđuje zavisnost različitih svojstava elemenata od naelektrisanja atomskog jezgra. Sistem je grafički izraz periodičnog zakona, ... ... Wikipedia

Periodični sistem hemijskih elemenata (Mendeljejevljeva tabela) je klasifikacija hemijskih elemenata koja utvrđuje zavisnost različitih svojstava elemenata od naelektrisanja atomskog jezgra. Sistem je grafički izraz periodičnog zakona, ... ... Wikipedia

Periodični sistem hemijskih elemenata (Mendeljejevljeva tabela) je klasifikacija hemijskih elemenata koja utvrđuje zavisnost različitih svojstava elemenata od naelektrisanja atomskog jezgra. Sistem je grafički izraz periodičnog zakona, ... ... Wikipedia

Hemijski elementi (periodični sistem) klasifikacija hemijskih elemenata, utvrđivanje zavisnosti različitih svojstava elemenata o naelektrisanju atomskog jezgra. Sistem je grafički izraz periodičnog zakona koji je uspostavila ruska ... ... Wikipedia