Il quarto periodo del sistema periodico. Le caratteristiche generali dei d-elementi D all'elemento 4 del periodo del sistema periodico corrisponde a

DEFINIZIONE

Potassio- il primo elemento del quarto periodo. Si trova nel gruppo I del sottogruppo principale (A) della tavola periodica.

Si riferisce a elementi della famiglia s. Metallo. Gli elementi metallici inclusi in questo gruppo sono indicati collettivamente come alcalini. Designazione - K. Numero di serie - 19. Massa atomica relativa - 39.102 amu.

La struttura elettronica dell'atomo di potassio

Un atomo di potassio è costituito da un nucleo caricato positivamente (+19), all'interno del quale ci sono 19 protoni e 20 neutroni, e attorno, in 4 orbite, si muovono 19 elettroni.

Fig. 1. Struttura schematica dell'atomo di potassio.

La distribuzione orbitale degli elettroni è la seguente:

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1 .

Il livello di energia esterna di un atomo di potassio contiene 1 elettrone, che è valenza. Lo stato di ossidazione del potassio è +1. Il diagramma energetico dello stato fondamentale assume la forma seguente:

Stato eccitato nonostante i posti vacanti 3 P- e 3 D- nessun orbitale.

Esempi di problem solving

ESEMPIO 1

Lo scopo di questo lavoro è studiare le proprietà chimiche di alcuni metalli di transizione e dei loro composti.

I metalli dei sottogruppi laterali, i cosiddetti elementi di transizione, appartengono a d - elementi, poiché nei loro atomi sono pieni di d - elettroni orbitali.

Nei metalli di transizione, gli elettroni di valenza si trovano sul d - orbitale del livello pre-esterno e S - orbitale del livello elettronico esterno. La metallicità degli elementi di transizione è spiegata dalla presenza di uno o due elettroni nello strato elettronico esterno.

Il sottolivello d incompleto dello strato elettronico pre-esterno provoca una varietà di stati di valenza dei metalli dei sottogruppi laterali, il che a sua volta spiega l'esistenza di un gran numero dei loro composti.

Gli elettroni degli orbitali d sono coinvolti nelle reazioni chimiche dopo che gli elettroni S dell'orbitale esterno sono esauriti. Tutti o parte degli elettroni degli orbitali d del penultimo livello elettronico possono partecipare alla formazione di composti chimici. In questo caso, si formano composti corrispondenti a diversi stati di valenza. La valenza variabile dei metalli di transizione è la loro proprietà caratteristica (ad eccezione dei metalli dei sottogruppi laterali II e III). I metalli dei sottogruppi laterali IV, V, VI, VII dei gruppi possono essere inclusi nella composizione dei composti sia nello stato di valenza più alto (che corrisponde al numero del gruppo) sia negli stati di valenza inferiore. Quindi, ad esempio, il titanio è caratterizzato da stati di valenza 2, 3, 4 e per il manganese stati di valenza 2, 3, 4, 6 e 7.

Ossidi e idrossidi di metalli di transizione, in cui questi ultimi sono nello stato di valenza più basso, di solito mostrano proprietà di base, ad esempio Fe (OH) 2. Ossidi e idrossidi superiori sono caratterizzati da proprietà anfotere, ad esempio TiO 2, Ti (OH) 4, o acide, ad esempio
e
.

Le proprietà redox dei composti dei metalli in esame sono anche associate allo stato di valenza del metallo. I composti con lo stato di ossidazione più basso di solito mostrano proprietà riducenti, mentre quelli con lo stato di ossidazione più alto mostrano proprietà ossidanti.

Ad esempio, per gli ossidi e gli idrossidi di manganese, le proprietà redox cambiano come segue:

Composti complessi.

Una caratteristica dei composti di metalli di transizione è la capacità di formare complessi, che è spiegata dalla presenza di un numero sufficiente di orbitali liberi nei livelli elettronici esterni e pre-esterni degli ioni metallici.

Nelle molecole di tali composti, al centro si trova un agente complessante. Intorno ad esso sono coordinati ioni, atomi o molecole chiamate ligandi. Il loro numero dipende dalle proprietà dell'agente complessante, dal suo grado di ossidazione ed è chiamato numero di coordinazione:

L'agente complessante coordina intorno a sé due tipi di leganti: anionici e neutri. I complessi si formano quando più molecole diverse si combinano in una più complessa:

rame (II) solfotetraammina potassio esacianoferrato (III).

In soluzioni acquose, i composti complessi si dissociano, formando ioni complessi:

Anche gli ioni complessi sono in grado di dissociarsi, ma di solito in misura molto ridotta. Per esempio:

Questo processo è reversibile e il suo equilibrio è nettamente spostato a sinistra. Pertanto, secondo la legge dell'azione di massa,

La costante Kn in questi casi è chiamata costante di instabilità degli ioni complessi. Maggiore è il valore della costante, maggiore è la capacità dello ione di dissociarsi nelle sue parti costituenti. I valori di Kn sono riportati nella tabella:

Esperimento 1. Ossidazione di ioni Mn 2+ in ioni
.

Versare un po' di biossido di piombo nel tubo in modo da coprire solo il fondo del tubo, aggiungere qualche goccia di concentrato
e una goccia di soluzione
... Riscaldare la soluzione e osservare l'aspetto degli ioni
... Scrivi l'equazione di reazione. Una soluzione di sale di manganese dovrebbe essere presa in una piccola quantità, poiché un eccesso di ioni
ripristina
prima
.

Esperimento 2. Ossidazione da parte di ioni
in soluzioni acide, neutre e alcaline.

Prodotti per la riduzione degli ioni
sono diversi e dipendono dal pH della soluzione. Quindi, in soluzioni acide, lo ione
ridotto a ioni
.

In soluzioni neutre, debolmente acide e debolmente alcaline, ad es. nell'intervallo di pH da 5 a 9, ione
ridotto a formare acido permanganoso:

In soluzioni fortemente alcaline e in assenza di un agente riducente, lo ione
ridotto a ioni
.

Versare 5-7 gocce di soluzione di permanganato di potassio in tre provette
... Aggiungere lo stesso volume di acido solforico diluito a uno di essi, non aggiungere nulla all'altro e aggiungere al terzo una soluzione alcalina concentrata. Aggiungere goccia a goccia a tutte e tre le provette, agitando il contenuto della provetta, una soluzione di solfito di potassio o di sodio fino a quando la soluzione non diventa scolorita nella prima provetta, nella seconda appare un precipitato marrone e la soluzione diventa verde in il terzo. Scrivi l'equazione di reazione, tenendo presente che lo ione
si trasforma in ioni
... Dare una stima della capacità ossidativa
in vari ambienti secondo la tabella dei potenziali redox.

Esperienza 3. Interazione del permanganato di potassio con perossido di idrogeno. Mettere 1 ml in una provetta. acqua ossigenata, aggiungere qualche goccia di soluzione di acido solforico e qualche goccia di soluzione di permanganato di potassio. Che gas viene emesso? Provalo con una torcia senza fiamma. Scrivi un'equazione di reazione e spiegala in termini di potenziali redox.

Esperienza 4. Composti complessi del ferro.

A) Ottenere il blu di Prussia. A 2-3 gocce di soluzione salina di ferro (III), aggiungere una goccia di acido, alcune gocce d'acqua e una goccia di una soluzione di esalazione - (P) ferrato di potassio (sale del sangue giallo). Guarda apparire il sedimento blu di Prussia. Scrivi l'equazione di reazione. Questa reazione viene utilizzata per rilevare gli ioni
... Se
presa in eccesso, si può formare la sua forma solubile colloidale al posto del sedimento blu di Prussia.

Esplora il rapporto del blu di Prussia con gli alcali. Cosa si sta osservando? Che si dissocia meglio. Fe (OH) 2 o ione complesso
?

B) Ottenere tiocianato di ferro III. Aggiungere una goccia di soluzione di tiocianato di potassio o ammonio a poche gocce di soluzione di sale di ferro
... Scrivi l'equazione di reazione.

Esplora l'atteggiamento del tiocianato
agli alcali e spiegare il fenomeno osservato. Questa reazione, come la precedente, viene utilizzata per rilevare lo ione
.

Esperienza 5. Ottenere un composto complesso di cobalto.

Mettere in una provetta 2 gocce di una soluzione satura di sale di cobalto e aggiungere 5-6 gocce di una soluzione satura di ammonio: tenere presente che questa forma una soluzione di un sale complesso
... Ioni complessi
colorato di blu e ioni idratati
- in rosa. Descrivi i fenomeni osservati:

1. Equazione per ottenere il sale di cobalto complesso.

2. Equazione di dissociazione del sale di cobalto complesso.

3. Equazione di dissociazione di uno ione complesso.

4. Espressione della costante di instabilità di uno ione complesso.

Domande e compiti del test.

1. Quali proprietà (ossidanti o riducenti) esibiscono i composti con il più alto stato di ossidazione di un elemento? Scrivi l'equazione elettrone-ione e la reazione molecolare:

2. Quali proprietà sono mostrate dai composti con uno stato di ossidazione intermedio di un elemento? Componi le equazioni di reazione elettrone-ione e molecolare:

3. Indicare le proprietà distintive e simili di ferro, cobalto, nichel. Perché D.I.Mendeleev ha posto il cobalto tra ferro e nichel nella tavola periodica degli elementi, nonostante il valore del suo peso atomico?

4. Scrivi le formule dei composti complessi di ferro, cobalto, nichel. Cosa spiega la buona capacità complessante di questi elementi?

5. Come cambia il carattere degli ossidi di manganese? Qual è la ragione di questo? Quali numeri di ossidazione può avere il manganese nei composti?

6. Ci sono somiglianze nella chimica del manganese e del cromo? Come si esprime.

7. Su quali proprietà di manganese, ferro, cobalto, nichel, cromo si basa la loro applicazione tecnologica?

8. Fornire una stima della capacità ossidante degli ioni
e capacità riducente degli ioni
.

9. Come spiegare che i numeri di ossidazione di Cu, Ag, Au sono maggiori di +17.

10. Spiega l'annerimento dell'argento nel tempo nell'aria, l'inverdimento del rame nell'aria.

11. Fare un'equazione delle reazioni procedendo secondo lo schema.

gli elementi d ei loro composti hanno una serie di proprietà caratteristiche: stati di ossidazione variabili; la capacità di formare ioni complessi; la formazione di composti colorati.

Lo zinco non è incluso nel numero di elementi di transizione. Le sue proprietà fisiche e chimiche non gli consentono di essere classificato come metallo di transizione. In particolare, nei suoi composti, presenta un solo stato di ossidazione e non presenta attività catalitica.

I d-Elements presentano alcune peculiarità rispetto agli elementi dei principali sottogruppi.

1. Negli elementi d, solo una piccola parte degli elettroni di valenza è delocalizzata in tutto il cristallo (mentre nei metalli alcalini e alcalino-terrosi, gli elettroni di valenza sono completamente ceduti per uso collettivo). Il resto degli elettroni d partecipa alla formazione di legami covalenti diretti tra atomi vicini. Pertanto, questi elementi allo stato cristallino non hanno un legame puramente metallico, ma un legame metallico covalente. Pertanto, sono tutti metalli duri (tranne Hg) e refrattari (tranne Zn, Cd).

I metalli più refrattari sono i sottogruppi VВ e VIВ. In essi, metà del sottolivello d è riempito di elettroni e viene realizzato il numero massimo possibile di elettroni spaiati e, di conseguenza, il maggior numero di legami covalenti. Un ulteriore riempimento porta ad una diminuzione del numero di legami covalenti e ad un calo delle temperature di fusione.

2. A causa dei d-shell non riempiti e della presenza di livelli ns e np non riempiti vicini in energia, gli elementi d sono inclini alla complessazione; i loro composti complessi sono solitamente colorati e paramagnetici.

3. d-Elementi più spesso degli elementi dei principali sottogruppi formano composti di composizione variabile (ossidi, idruri, carburi, siliciuri, nitruri, boruri). Inoltre, formano leghe tra loro e con altri metalli, nonché composti intermetallici.

4. Gli elementi d sono caratterizzati da un ampio insieme di stati di valenza (Tabella 8.10) e, di conseguenza, da una variazione delle proprietà acido-base e redox in un ampio intervallo.

Poiché alcuni degli elettroni di valenza si trovano negli orbitali s, gli stati di ossidazione più bassi che presentano sono generalmente pari a due. Fanno eccezione gli elementi i cui ioni E+3 ed E+ hanno configurazioni stabili d 0, d 5 e d 10: Sc 3+, Fe 3+, Cr +, Cu +, Ag +, Au +.

I composti in cui gli elementi d sono allo stato di ossidazione più basso formano cristalli di tipo ionico, presentano proprietà di base nelle reazioni chimiche e sono, di regola, agenti riducenti.

La stabilità dei composti in cui gli elementi d sono nel più alto stato di ossidazione (uguale al numero del gruppo) aumenta all'interno di ciascuna riga di transizione da sinistra a destra, raggiungendo un massimo per elementi 3d in Mn e nella seconda e terza riga di transizione in Ru e Os, rispettivamente. ... All'interno di un sottogruppo, la stabilità dei composti del più alto stato di ossidazione diminuisce nella serie 5d> 4d> 3d, come evidenziato dalla natura della variazione dell'energia di Gibbs (potenziale isobarico-isotermico) dello stesso tipo di composti, ad esempio :

Questo fenomeno è associato al fatto che con un aumento del numero quantico principale all'interno di un sottogruppo, la differenza tra le energie dei sottolivelli (n - 1) d e ns diminuisce. Questi composti sono caratterizzati da legami covalenti polari. Sono di natura acida e sono agenti ossidanti (CrO 3 e K 2 CrO 4, Mn 2 O 7 e KMnO 4).

I composti in cui gli elettroni d sono in stati di ossidazione intermedi mostrano proprietà anfotere e dualità redox.

5. La somiglianza degli elementi d con gli elementi dei sottogruppi principali E (0) si manifesta pienamente negli elementi del terzo gruppo ns 2 np 1 e (n - 1) d 1 ns 2. All'aumentare del numero del gruppo, diminuisce; elementi del sottogruppo VIIIA - gas, VIIIB - metalli. Nel primo gruppo ricompare una lontana somiglianza (tutti gli elementi sono metalli) e gli elementi del sottogruppo IB sono buoni conduttori; questa somiglianza è accentuata nel secondo gruppo, poiché gli elementi d Zn, Cd e Hg non partecipano alla formazione dei legami chimici.

6. Gli elementi d dei sottogruppi IIIВ – VIIВ negli stati di ossidazione più elevati sono simili nelle proprietà ai corrispondenti elementi p. Pertanto, negli stati di ossidazione più elevati, Mn (VII) e Cl (VII) sono analoghi elettronici. La somiglianza delle configurazioni elettroniche (s 2 p 6) porta alla somiglianza delle proprietà del manganese eptavalente e dei composti del cloro. Mn 2 O 7 e Cl 2 O 7 in condizioni normali sono liquidi instabili, che sono anidridi di acidi forti con la formula generale NEO 4. Negli stati di ossidazione inferiori, manganese e cloro hanno strutture elettroniche diverse, il che porta a una netta differenza nelle proprietà dei loro composti. Ad esempio, l'ossido di cloro inferiore Cl 2 O (s 2 p 4) è una sostanza gassosa che è anidride dell'acido ipocloroso (HClO), mentre l'ossido di manganese inferiore MnO (d 5) è una sostanza cristallina solida di natura basica.

7. Come è noto, la capacità riducente di un metallo è determinata non solo dalla sua energia di ionizzazione (M - ne - → M n +; + ∆H ionizzazione), ma anche dall'entalpia di idratazione del catione formato (M n + + mH 2 O → M n + · mH 2 O; –∆H idra). Le energie di ionizzazione degli elementi-d sono grandi rispetto ad altri metalli, ma sono compensate dalle grandi entalpie di idratazione dei loro ioni. Di conseguenza, i potenziali degli elettrodi della maggior parte degli elementi d sono negativi.

Nel periodo con un aumento di Z, le proprietà riducenti dei metalli diminuiscono, raggiungendo un minimo per gli elementi del gruppo IB. I metalli pesanti dei gruppi VIIIB e IVB sono chiamati nobili per la loro inerzia.

Le tendenze redox dei composti dell'elemento d sono determinate dal cambiamento nella stabilità degli stati di ossidazione superiore e inferiore, a seconda della loro posizione nel sistema periodico. I composti con uno stato di ossidazione massimo di un elemento mostrano proprietà esclusivamente ossidanti e quelli con uno stato di ossidazione inferiore mostrano proprietà riducenti. Mn (OH) 2 si ossida facilmente in aria Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 = MnO 2 + H 2 O. I composti di Mn (IV) si riducono facilmente a Mn (II): MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, ma si ossida a Mn (VII) con forti ossidanti. Ione permanganato MnO 4 - può essere solo un agente ossidante.

Poiché per gli elementi d all'interno del sottogruppo la stabilità degli stati di ossidazione più elevati aumenta dall'alto verso il basso, le proprietà ossidanti dei composti del più alto stato di ossidazione diminuiscono drasticamente. Quindi, i composti di cromo (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) e manganese (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) sono forti agenti ossidanti e WO 3, Re 2 O 7 e sali dei corrispondenti acidi (H 2 WO 4, HReO 4) vengono ridotti con difficoltà.

8. Le proprietà acido-base degli idrossidi dell'elemento d sono influenzate dagli stessi fattori (il valore del raggio ionico e la carica ionica) degli idrossidi dell'elemento p.

Gli idrossidi di stati di ossidazione inferiori degli elementi d di solito mostrano proprietà basiche, mentre quelli corrispondenti a stati di ossidazione superiori sono acidi. Negli stati di ossidazione intermedi, gli idrossidi sono anfoteri. Il cambiamento nelle proprietà acido-base degli idrossidi con un cambiamento nello stato di ossidazione è particolarmente pronunciato nei composti di manganese. Nella serie Mn (OH) 2 - Mn (OH) 3 - Mn (OH) 4 - H 2 MnO 4 - HMnO 4, le proprietà degli idrossidi variano da una base debole Mn (OH) 2 all'anfotero Mn (OH) 3 e Mn (OH) 4 agli acidi forti H 2 MnO 4 e HMnO 4.

All'interno di un sottogruppo, gli idrossidi dell'elemento d dello stesso stato di ossidazione sono caratterizzati da un aumento delle proprietà di base quando si spostano dall'alto verso il basso. Ad esempio, nel gruppo IIIB, Sc (OH) 3 è una base debole e La (OH) 3 è una base forte. Gli elementi IVB dei gruppi Ti, Zn, Hf formano idrossidi anfoteri E (OH) 4, ma le loro proprietà acide si indeboliscono passando da Ti a Hf.

9. Una caratteristica distintiva degli elementi di transizione è la formazione di fasi di composizione variabile. Si tratta, in primo luogo, di soluzioni solide interstiziali e sostitutive e, in secondo luogo, di composti di composizione variabile. Le soluzioni solide sono formate da elementi con elettronegatività vicine, raggi atomici e reticoli cristallini identici. Più gli elementi differiscono in natura, meno si dissolvono l'uno nell'altro e più sono inclini alla formazione di composti chimici. Tali composti possono avere composizione sia costante che variabile. A differenza delle soluzioni solide, in cui viene preservato il reticolo di uno dei componenti, i composti sono caratterizzati dalla formazione di un nuovo reticolo e di nuovi legami chimici. In altre parole, solo quelle fasi di composizione variabile sono classificate come composti chimici che differiscono nettamente per struttura e proprietà da quelle originarie.

I composti di composizione variabile sono caratterizzati dalle seguenti caratteristiche:

a) La composizione di questi composti dipende dal metodo di preparazione. Pertanto, a seconda delle condizioni di sintesi, gli ossidi di titanio hanno la composizione TiO 1.2-1.5 e TiO 1.9-2.0; carburi di titanio e vanadio - TiC 0,6–1,0 e VC 0,58–1,09, nitruro di titanio TiN 0,45–1,00.

b) I composti mantengono il loro reticolo cristallino con fluttuazioni significative nella composizione quantitativa, cioè hanno un'ampia gamma di omogeneità. Quindi, TiC 0.6-1.0, come segue dalla formula, mantiene il reticolo di carburo di titanio con una mancanza fino al 40% di atomi di carbonio al suo interno.

c) La natura del legame in tali composti è determinata dal grado di riempimento degli orbitali d del metallo. Gli elettroni del non metallo inserito popolano gli orbitali d liberi, il che porta ad un aumento della covalenza del legame. Ecco perché la proporzione del legame metallico nei composti degli elementi iniziali della serie d (gruppi IV – V) è ridotta.

La presenza di un legame covalente in essi è confermata da grandi entalpie positive di formazione di composti, durezza e punto di fusione più elevati, conduttività elettrica inferiore rispetto ai metalli che li formano.

Il rame è un elemento dell'undicesimo gruppo del quarto periodo del sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev, con numero atomico 29. È designato dal simbolo Cu (latino Cuprum). La sostanza semplice rame (numero CAS: 7440-50-8) è un metallo di transizione plastico rosa-oro (rosa in assenza di un film di ossido). È stato ampiamente utilizzato dall'uomo per molto tempo.

Elementi del 4° periodo della tavola periodica

Riso. 3.8. Dipendenza dalla temperatura di fusione ( T pl) e bollente ( T kip), entalpia di fusione (D n pl) e bollente (D n kip), la durezza Brinell delle sostanze semplici del 4° periodo sul numero di elettroni a livello energetico esterno (il numero di elettroni in eccesso rispetto al guscio completamente riempito del gas nobile Ar)

Come notato, il metodo del legame di valenza può essere utilizzato per descrivere il legame chimico tra atomi di metallo. L'approccio alla descrizione può essere illustrato dall'esempio di un cristallo di potassio. L'atomo di potassio ha un elettrone a livello di energia esterna. In un atomo di potassio isolato, questo elettrone si trova a 4 S-orbitale. Allo stesso tempo, l'atomo di potassio contiene un'energia non molto diversa da 4 S-gli orbitali sono liberi, non occupati da elettroni, orbitali appartenenti a 3 D, 4P-sottolivelli. Si può presumere che durante la formazione di un legame chimico, l'elettrone di valenza di ciascun atomo possa essere localizzato non solo a 4 S-orbitali, ma anche in uno degli orbitali liberi. Un elettrone di valenza di un atomo gli permette di realizzare un singolo legame con il vicino più prossimo. La presenza nella struttura elettronica dell'atomo di orbitali liberi leggermente differenti in energia suggerisce che l'atomo può ``catturare'' un elettrone dal suo vicino ad uno degli orbitali liberi e quindi sarà in grado di formare due singoli legami con il vicini più prossimi. A causa dell'uguaglianza delle distanze dai vicini più prossimi e dell'indistinguibilità degli atomi, sono possibili varie varianti della realizzazione di legami chimici tra atomi vicini. Se consideriamo un frammento del reticolo cristallino di quattro atomi vicini, le possibili opzioni sono mostrate in Fig. 3.9.

Elementi del 4° periodo della Tavola Periodica - concetto e tipologie. Classificazione e caratteristiche della categoria "Elementi del 4° periodo della tavola periodica" 2015, 2017-2018.

In questo articolo mancano i collegamenti alle fonti di informazione. Le informazioni devono essere verificabili, altrimenti possono essere messe in discussione e rimosse. Puoi ... Wikipedia

Il periodo è una linea della tavola periodica degli elementi chimici, una sequenza di atomi in base all'aumento della carica nucleare e al riempimento del guscio elettronico esterno di elettroni. La tavola periodica ha sette periodi. Il primo punto contenente 2 elementi ... Wikipedia

104 Lawrence ← Rutherfordium → Dubnium ... Wikipedia

DI Mendeleev, la classificazione naturale degli elementi chimici, che è un'espressione tabulare (o altro grafico) della legge periodica di Mendeleev (vedi legge periodica di Mendeleev). p.s. NS. sviluppato da D.I.Mendeleev nel 1869 ... ... Grande Enciclopedia Sovietica

Dmitry Mendeleev- (Dmitry Ivanovich Mendeleyev) Biografia di Mendeleev, attività scientifica di Mendeleev Informazioni sulla biografia di Mendeleev, attività scientifica di Mendeleev Contenuti Contenuti 1. Biografia 2. Membro del popolo russo 3. Attività scientifica Periodico ... Enciclopedia degli investitori

Tavola periodica degli elementi chimici (tavola periodica) classificazione degli elementi chimici, che stabilisce la dipendenza di varie proprietà degli elementi dalla carica del nucleo atomico. Il sistema è un'espressione grafica della legge periodica, ... ... Wikipedia

Tavola periodica degli elementi chimici (tavola periodica) classificazione degli elementi chimici, che stabilisce la dipendenza di varie proprietà degli elementi dalla carica del nucleo atomico. Il sistema è un'espressione grafica della legge periodica, ... ... Wikipedia

Tavola periodica degli elementi chimici (tavola periodica) classificazione degli elementi chimici, che stabilisce la dipendenza di varie proprietà degli elementi dalla carica del nucleo atomico. Il sistema è un'espressione grafica della legge periodica, ... ... Wikipedia

Elementi chimici (tavola periodica) Classificazione degli elementi chimici, che stabilisce la dipendenza di varie proprietà degli elementi dalla carica del nucleo atomico. Il sistema è un'espressione grafica della legge periodica stabilita dal russo ... ... Wikipedia