Czwarty okres układu okresowego. Ogólna charakterystyka pierwiastków d Element 4 okresu układu okresowego odpowiada

DEFINICJA

Potas- pierwszy element czwartego okresu. Znajduje się w grupie I głównej (A) podgrupy układu okresowego.

Odnosi się do elementów rodziny s -. Metal. Pierwiastki metalowe zawarte w tej grupie są zbiorczo nazywane alkalicznymi. Oznaczenie - K. Liczba porządkowa - 19. Względna masa atomowa - 39.102 am.

Struktura elektronowa atomu potasu

Atom potasu składa się z dodatnio naładowanego jądra (+19), wewnątrz którego znajduje się 19 protonów i 20 neutronów, a 19 elektronów porusza się po 4 orbitach.

Rys.1. Schematyczna budowa atomu potasu.

Rozkład elektronów na orbitalach przedstawia się następująco:

1s 2 2s 2 2P 6 3s 2 3P 6 4s 1 .

Zewnętrzny poziom energii atomu potasu zawiera 1 elektron, który jest wartościowością. Stan utlenienia potasu wynosi +1. Wykres energetyczny stanu podstawowego przyjmuje postać:

Stan podekscytowany pomimo obecności wakatu 3 P- i 3 D- nie ma orbitali.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Celem pracy jest zbadanie właściwości chemicznych niektórych metali przejściowych i ich związków.

Metale podgrup wtórnych, tzw. pierwiastki przejściowe, należą do pierwiastków d, ponieważ w ich atomach orbitale d są wypełnione elektronami.

W metalach przejściowych elektrony walencyjne znajdują się na orbitalach d poziomu przedzewnętrznego i orbitali S zewnętrznego poziomu elektronowego. Metaliczność pierwiastków przejściowych tłumaczy się obecnością jednego lub dwóch elektronów w zewnętrznej warstwie elektronowej.

Niepełny podpoziom d przedzewnętrznej warstwy elektronowej determinuje różnorodność stanów walencyjnych metali podgrup drugorzędowych, co z kolei wyjaśnia istnienie dużej liczby ich związków.

W reakcjach chemicznych elektrony orbity d biorą udział po użyciu elektronów S z orbity zewnętrznej. Całość lub część elektronów orbitali d przedostatniego poziomu elektronowego może uczestniczyć w tworzeniu związków chemicznych. W tym przypadku powstają związki odpowiadające różnym stanom walencyjnym. Cechą charakterystyczną jest zmienna wartościowość metali przejściowych (z wyjątkiem metali II i III podgrup drugorzędowych). Metale drugorzędowych podgrup grup IV, V, VI, VII można zaliczyć do związków zarówno w najwyższym stanie walencyjnym (co odpowiada numerowi grupy), jak i w niższych stanach walencyjnych. Na przykład tytan charakteryzuje się stanami walencyjnymi 2-, 3-, 4-, a mangan 2-, 3-, 4-, 6- i 7-walencyjnymi.

Tlenki i wodorotlenki metali przejściowych, w których te ostatnie znajdują się w niższym stanie walencyjnym, zwykle wykazują właściwości podstawowe, np. Fe(OH) 2 . Wyższe tlenki i wodorotlenki charakteryzują się właściwościami amfoterycznymi np. TiO 2 , Ti(OH) 4 lub kwaśnymi np.
I
.

Właściwości redoks związków rozpatrywanych metali są również związane ze stanem walencyjnym metalu. W połączeniu z najniższym stopniem utlenienia zwykle wykazują właściwości redukujące, a te o najwyższym stopniu utlenienia – utleniające.

Na przykład dla tlenków i wodorotlenków manganu właściwości redoks zmieniają się w następujący sposób:

złożone związki.

Charakterystyczną cechą związków metali przejściowych jest zdolność do tworzenia kompleksów, co tłumaczy się obecnością wystarczającej liczby wolnych orbitali w jonach metali na zewnętrznym i przed-zewnętrznym poziomie elektronowym.

W cząsteczkach takich związków w centrum znajduje się czynnik kompleksujący. Wokół niego znajdują się skoordynowane jony, atomy lub cząsteczki zwane ligandami. Ich liczba zależy od właściwości środka kompleksującego, stopnia jego utlenienia i nazywana jest liczbą koordynacyjną:

Czynnik kompleksujący koordynuje wokół siebie dwa rodzaje ligandów: anionowe i obojętne. Kompleksy powstają, gdy kilka różnych cząsteczek łączy się w jedną bardziej złożoną:

sulfotetraamina miedzi (II), heksacyjanożelazian (III) potasu.

W roztworach wodnych związki złożone dysocjują, tworząc jony złożone:

Same jony złożone są również zdolne do dysocjacji, ale zwykle w bardzo małym stopniu. Na przykład:

Proces ten przebiega odwracalnie, a jego równowaga zostaje gwałtownie przesunięta w lewo. Dlatego zgodnie z prawem masowego działania

Stałą Kn w takich przypadkach nazywamy stałą niestabilności jonów zespolonych. Im większa wartość stałej, tym większa zdolność jonu do dysocjacji na części składowe. Wartości Kn podano w tabeli:

Doświadczenie 1. Utlenianie jonów Mn 2+ do jonów
.

Do probówki wsypać trochę dwutlenku ołowiu tak, aby zakryć tylko dno probówki, dodać kilka kropel stężonego
i jedna kropla roztworu
. Podgrzej roztwór i obserwuj pojawianie się jonów
. Napisz równanie reakcji. Roztwór soli manganowej należy przyjmować w niewielkiej ilości, ponieważ nadmiar jonów
przywraca
zanim
.

Doświadczenie 2. Utlenianie jonami
w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych.

Produkty redukcji jonów
są różne i zależą od pH roztworu. Tak więc w roztworach kwaśnych jon
zredukowane do jonów
.

W roztworach obojętnych, lekko kwaśnych i lekko zasadowych, tj. w zakresie pH od 5 do 9, jon
zmniejsza się wraz z powstawaniem kwasu nadmanganowego:

W silnie alkalicznych roztworach i przy braku środka redukującego jon
zredukowany do jonu
.

Wlej 5-7 kropli roztworu nadmanganianu potasu do trzech probówek
. Dodaj tę samą objętość rozcieńczonego kwasu siarkowego do jednego z nich, do drugiego nic nie dodaj, a do trzeciego stężony roztwór alkaliczny. Do wszystkich trzech probówek wkraplać, wstrząsając zawartością probówki, roztwór siarczynu potasu lub sodu, aż w pierwszej probówce roztwór stanie się bezbarwny, w drugiej powstanie brązowy osad, a w trzeciej zmieni kolor na zielony. Napisz równanie reakcji, pamiętając, że jon
zamienia się w jony
. Oszacuj zdolność utleniania
w różnych środowiskach zgodnie z tabelą potencjałów redoks.

Doświadczenie 3. Interakcja nadmanganianu potasu z nadtlenkiem wodoru. Umieścić w probówce 1 ml. nadtlenek wodoru, dodać kilka kropli roztworu kwasu siarkowego i kilka kropli roztworu nadmanganianu potasu. Jaki gaz jest uwalniany? Przetestuj to za pomocą tlącej się pochodni. Napisz równanie reakcji i wyjaśnij je w kategoriach potencjałów redoks.

Doświadczenie 4. Złożone związki żelaza.

A) Uzyskanie błękitu pruskiego. Do 2-3 kropli roztworu soli żelaza (III) dodać kroplę kwasu, kilka kropli wody i kroplę roztworu heksatycznie - (P) żelazianu potasu (żółtej soli krwi). Obserwuj pojawienie się osadu błękitu pruskiego. Napisz równanie reakcji. Ta reakcja służy do wykrywania jonów
. Jeśli
wziąć w nadmiarze, a następnie zamiast osadu błękitu pruskiego może powstać jego koloidalna rozpuszczalna forma.

Zbadaj związek błękitu pruskiego z działaniem zasad. Co jest obserwowane? który lepiej się dysocjuje. Fe (OH) 2 lub jon kompleksowy
?

B) Otrzymywanie rodanku żelaza III. Do kilku kropli roztworu soli żelaza dodaj kroplę roztworu rodanku potasu lub amonu
. Napisz równanie reakcji.

Poznaj stosunek rodanków
zasad i wyjaśnić obserwowane zjawisko. Ta reakcja, podobnie jak poprzednia, służy do wykrywania jonu
.

Doświadczenie 5. Otrzymywanie złożonego związku kobaltu.

Umieść 2 krople nasyconego roztworu soli kobaltowej w probówce i dodaj 5-6 kropli nasyconego roztworu amonu: należy wziąć pod uwagę, że tworzy to złożony roztwór soli
. Jony złożone
mają kolor niebieski, a jony uwodnione
- w kolorze różowym. Opisz zaobserwowane zjawiska:

1. Równanie otrzymywania złożonej soli kobaltu.

2. Równanie dysocjacji złożonej soli kobaltu.

3. Równanie dysocjacji jonu zespolonego.

4. Wyrażanie stałej niestabilności jonu zespolonego.

Pytania i zadania kontrolne.

1. Jakie właściwości (utleniające czy redukujące) wykazują związki o najwyższym stopniu utlenienia pierwiastka? Zrób równanie reakcji elektronowo-jonowej i molekularnej:

2. Jakie właściwości wykazują związki o pośrednim stopniu utlenienia pierwiastka? Ułóż równania reakcji elektronowo-jonowej i molekularnej:

3. Wymień charakterystyczne i podobne właściwości żelaza, kobaltu, niklu. Dlaczego D. I. Mendelejew umieścił kobalt między żelazem a niklem w układzie okresowym pierwiastków, pomimo wartości jego masy atomowej?

4. Napisz wzory związków złożonych żelaza, kobaltu, niklu. Co tłumaczy dobrą zdolność kompleksowania tych pierwiastków?

5. Jak zmienia się natura tlenków manganu? Jaki jest tego powód? Jakie stopnie utlenienia może mieć mangan w związkach?

6. Czy istnieją podobieństwa w chemii manganu i chromu? W czym się to wyraża?

7. Na jakich właściwościach manganu, żelaza, kobaltu, niklu, chromu opiera się ich zastosowanie w technologii?

8. Oszacuj zdolność utleniania jonów
i zmniejszenie zdolności jonów
.

9. Jak wyjaśnić, że stopnie utlenienia Cu, Ag, Au są większe niż +17.

10. Wyjaśnij czernienie srebra w powietrzu w czasie, zielenienie miedzi w powietrzu.

11. Zrób równanie dla reakcji przebiegających według schematu.

Pierwiastki d i ich związki mają szereg charakterystycznych właściwości: zmienne stopnie utlenienia; zdolność do tworzenia jonów złożonych; tworzenie barwnych związków.

Cynk nie należy do pierwiastków przejściowych. Jego właściwości fizyczne i chemiczne nie pozwalają na zaklasyfikowanie go jako metalu przejściowego. W szczególności w swoich związkach wykazuje tylko jeden stopień utlenienia i nie wykazuje aktywności katalitycznej.

Elementy d mają pewne cechy szczególne w porównaniu z elementami głównych podgrup.

1. W pierwiastkach d tylko niewielka część elektronów walencyjnych jest zdelokalizowana w krysztale (podczas gdy w metalach alkalicznych i ziem alkalicznych elektrony walencyjne są całkowicie oddane do wspólnego użytku). Pozostałe d-elektrony uczestniczą w tworzeniu skierowanych wiązań kowalencyjnych między sąsiednimi atomami. Tak więc pierwiastki te w stanie krystalicznym nie mają wiązania czysto metalicznego, ale metaliczny kowalencyjny. Dlatego wszystkie są metalami stałymi (z wyjątkiem Hg) i ogniotrwałymi (z wyjątkiem Zn, Cd).

Najbardziej ogniotrwałe metale to podgrupy VB i VIB. W nich połowa podpoziomu d jest wypełniona elektronami i realizowana jest maksymalna możliwa liczba niesparowanych elektronów, a w konsekwencji największa liczba wiązań kowalencyjnych. Dalsze wypełnianie prowadzi do zmniejszenia liczby wiązań kowalencyjnych i spadku temperatury topnienia.

2. Ze względu na niezajęte d-powłoki i obecność nieobsadzonych ns- i np-poziomów bliskich energii, pierwiastki d mają skłonność do tworzenia kompleksów; ich złożone związki są z reguły kolorowe i paramagnetyczne.

3. Pierwiastki d częściej niż pierwiastki głównych podgrup tworzą związki o zmiennym składzie (tlenki, wodorki, węgliki, krzemki, azotki, borki). Ponadto tworzą ze sobą i z innymi metalami stopy oraz związki międzymetaliczne.

4. Dla pierwiastków d charakterystyczny jest duży zbiór stanów walencyjnych (tab. 8.10), a co za tym idzie zmiana właściwości kwasowo-zasadowych i redoks w szerokim zakresie.

Ponieważ niektóre elektrony walencyjne znajdują się na orbitalach s, ich najniższe stopnie utlenienia są zwykle równe dwóm. Wyjątkiem są pierwiastki, których jony E+3 i E+ mają stabilne konfiguracje d 0 , d 5 i d 10: Sc 3+ , Fe 3+ , Cr + , Cu + , Ag + , Au + .

Związki, w których pierwiastki d znajdują się w najniższym stopniu utlenienia tworzą kryształy typu jonowego, wykazują podstawowe właściwości w reakcjach chemicznych iz reguły są reduktorami.

Stabilność związków, w których pierwiastki d znajdują się w najwyższym stopniu utlenienia (równym numerowi grupy) wzrasta w każdym rzędzie przejścia od lewej do prawej, osiągając maksimum dla pierwiastków 3d dla Mn oraz w drugim i trzecim rzędzie przejścia odpowiednio dla Ru i Os. W obrębie jednej podgrupy stabilność związków o najwyższym stopniu utlenienia spada w serii 5d > 4d > 3d, o czym świadczy charakter zmiany energii Gibbsa (potencjału izobaryczno-izotermicznego) tego samego typu związków, np. :

Zjawisko to wynika z faktu, że wraz ze wzrostem głównej liczby kwantowej w obrębie jednej podgrupy następuje zmniejszenie różnicy między energiami podpoziomów (n – 1)d- i ns-. Związki te charakteryzują się wiązaniami kowalencyjnymi polarnymi. Mają charakter kwasowy i są środkami utleniającymi (CrO 3 i K 2 CrO 4 , Mn 2 O 7 i KMnO 4).

Związki, w których d-elektrony znajdują się na pośrednich stopniach utlenienia, wykazują właściwości amfoteryczne i dualność redoks.

5. Podobieństwo d-elementów z elementami głównych podgrup E(0) w pełni przejawia się w elementach trzeciej grupy ns 2 np 1 i (n – 1)d 1 ns 2 . Wraz ze wzrostem liczby grup maleje; elementy podgrupy VIIIA - gazy, VIIIB - metale. W pierwszej grupie znów pojawia się odległe podobieństwo (wszystkie pierwiastki to metale), a pierwiastki z podgrupy IB są dobrymi przewodnikami; to podobieństwo jest wzmocnione w drugiej grupie, ponieważ pierwiastki d Zn, Cd i Hg nie uczestniczą w tworzeniu wiązania chemicznego.

6. Pierwiastki d z podgrup IIIB–VIIB na wyższych stopniach utlenienia mają podobne właściwości do odpowiednich pierwiastków p. Tak więc na wyższych stopniach utlenienia Mn (VII) i Cl (VII) są analogami elektronowymi. Podobieństwo konfiguracji elektronowych (s 2 p 6) prowadzi do podobieństwa właściwości związków siedmiowartościowego manganu i chloru. Mn 2 O 7 i Cl 2 O 7 w normalnych warunkach są cieczami nietrwałymi, które są bezwodnikami mocnych kwasów o ogólnym wzorze HEO 4 . Na niższych stopniach utlenienia mangan i chlor mają inną strukturę elektronową, co powoduje wyraźną różnicę we właściwościach ich związków. Na przykład niższy tlenek chloru Cl 2 O (s 2 p 4) jest substancją gazową, która jest bezwodnikiem kwasu podchlorawego (HClO), podczas gdy niższy tlenek manganu MnO (d 5) jest zasadowym krystalicznym ciałem stałym.

7. Jak wiadomo, o zdolności redukcyjnej metalu decyduje nie tylko jego energia jonizacji (M - ne - → M n +; + ∆H jonizacja), ale także entalpia hydratacji powstałego kationu (M n + + mH2O → Mn + mH2O; –∆H hydr). Energie jonizacji pierwiastków d są wysokie w porównaniu z innymi metalami, ale kompensowane są przez duże entalpie hydratacji ich jonów. W rezultacie potencjały elektrod większości pierwiastków d są ujemne.

W okresie ze wzrostem Z zmniejszają się właściwości redukujące metali, osiągając minimum dla pierwiastków z grupy IB. Metale ciężkie z grup VIIIB i IB nazywane są szlachetnymi ze względu na ich obojętność.

Tendencje redoks związków pierwiastków d są determinowane zmianą stabilności wyższych i niższych stopni utlenienia, w zależności od ich położenia w układzie okresowym. Związki o maksymalnym stopniu utlenienia pierwiastka wykazują wyłącznie właściwości utleniające, a o najniższym - redukujące. Mn (OH) 2 łatwo utlenia się w powietrzu Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 \u003d MnO 2 + H 2 O. Związki Mn (IV) są łatwo redukowane do Mn (II): MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, ale silne utleniacze utleniają się do Mn (VII). Jon nadmanganianowy MnO 4 - może być tylko środkiem utleniającym.

Ponieważ dla pierwiastków d w podgrupie stabilność wyższych stopni utlenienia wzrasta od góry do dołu, właściwości utleniające związków o najwyższym stopniu utlenienia gwałtownie spadają. Tak więc związki chromu (VI) (CrO 3, K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7) i manganu (VII) (Mn 2 O 7, KMnO 4) są silnymi utleniaczami, a WO 3, Re 2 O 7 a sole ich odpowiednich kwasów (H2WO4, HReO4) są trudne do odzyskania.

8. Na właściwości kwasowo-zasadowe wodorotlenków pierwiastków d wpływają te same czynniki (promień jonowy i ładunek jonowy), co wodorotlenki pierwiastków p.

Wodorotlenki o niższych stopniach utlenienia pierwiastków d zwykle wykazują właściwości zasadowe, natomiast te odpowiadające wyższym stopniom utlenienia są kwaśne. W pośrednich stanach utlenienia wodorotlenki są amfoteryczne. Zmiana właściwości kwasowo-zasadowych wodorotlenków wraz ze zmianą stopnia utlenienia jest szczególnie wyraźna w związkach manganu. W serii Mn(OH) 2 - Mn(OH) 3 - Mn(OH) 4 - H 2 MnO 4 - HMnO 4 właściwości wodorotlenków zmieniają się od słabej zasady Mn(OH) 2 poprzez amfoteryczny Mn(OH) 3 i Mn(OH)4 do mocnych kwasów H2MnO4 i HMnO4.

W obrębie jednej podgrupy wodorotlenki pierwiastków d o tym samym stopniu utlenienia charakteryzują się wzrostem podstawowych właściwości przy przechodzeniu od góry do dołu. Na przykład w grupie IIIB Sc (OH) 3 jest słabą zasadą, a La (OH) 3 jest silną zasadą. Pierwiastki grupy IVB Ti, Zn, Hf tworzą amfoteryczne wodorotlenki E(OH) 4 , ale ich właściwości kwasowe słabną przy przechodzeniu z Ti do Hf.

9. Charakterystyczną cechą pierwiastków przejściowych jest tworzenie się faz o zmiennym składzie. Są to po pierwsze śródmiąższowe i substytucyjne roztwory stałe, a po drugie związki o zmiennym składzie. Roztwory stałe tworzą pierwiastki o podobnej elektroujemności, promieniach atomowych i identycznych sieciach krystalicznych. Im więcej różnych pierwiastków występuje w przyrodzie, tym mniej rozpuszczają się w sobie i tym bardziej są podatne na tworzenie się związków chemicznych. Takie związki mogą mieć zarówno stały, jak i zmienny skład. W przeciwieństwie do roztworów stałych, w których zachowana jest sieć jednego ze składników, związki charakteryzują się tworzeniem nowej sieci i nowych wiązań chemicznych. Innymi słowy, do związków chemicznych zaliczane są tylko te fazy o zmiennym składzie, które znacznie różnią się budową i właściwościami od faz początkowych.

Związki o zmiennym składzie charakteryzują się następującymi cechami:

a) Skład tych związków zależy od metody przygotowania. Tak więc, w zależności od warunków syntezy, tlenki tytanu mają skład TiO 1,2-1,5 i TiO 1,9-2,0; węgliki tytanu i wanadu - TiC 0,6–1,0 i VC 0,58–1,09, azotek tytanu TiN 0,45–1,00.

b) Związki zachowują swoją sieć krystaliczną ze znacznymi wahaniami składu ilościowego, to znaczy mają szeroki obszar jednorodności. Zatem TiC 0,6–1,0, jak wynika ze wzoru, zachowuje sieć węglika tytanu przy braku w niej do 40% atomów węgla.

c) Charakter wiązania w takich związkach zależy od stopnia wypełnienia orbitali d metalu. Elektrony śródmiąższowego niemetalu wypełniają wolne orbitale d, co prowadzi do wzrostu kowalencji wiązań. Dlatego zmniejsza się udział wiązania metalicznego w związkach pierwiastków początkowych serii d (grupy IV–V).

Obecność w nich wiązania kowalencyjnego potwierdzają duże dodatnie entalpie tworzenia związków, wyższa twardość i temperatura topnienia, mniejsza przewodność elektryczna w porównaniu z metalami je tworzącymi.

Miedź jest pierwiastkiem jedenastej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 29. Jest oznaczona symbolem Cu (łac. Cuprum). Prosta substancja miedź (numer CAS: 7440-50-8) jest złoto-różowym plastycznym metalem przejściowym (różowy w przypadku braku warstewki tlenkowej). Od czasów starożytnych był szeroko stosowany przez człowieka.

Elementy IV okresu układu okresowego

Ryż. 3.8. Zależność od temperatury topnienia ( T pl) i gotowanie ( T bele), entalpie topnienia (D h pl) i wrzenia (D h kip), twardość Brinella substancji prostych IV okresu z liczby elektronów na zewnętrznym poziomie energii (liczba elektronów przekracza całkowicie wypełnioną powłokę gazu szlachetnego Ar)

Jak zauważono, do opisania wiązania chemicznego występującego między atomami metali można posłużyć się przedstawieniami metody wiązań walencyjnych. Podejście do opisu można zilustrować przykładem kryształu potasu. Atom potasu ma jeden elektron na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. W izolowanym atomie potasu ten elektron znajduje się na 4 s-orbitale. Jednocześnie w atomie potasu energia nie różni się zbytnio od 4 s-orbitale swobodne, niezajęte przez elektrony orbitale związane z 3 D, 4P-podpoziomy. Można założyć, że podczas tworzenia wiązania chemicznego elektron walencyjny każdego atomu może znajdować się nie tylko na 4 s-orbitali, ale także w jednym z orbitali wolnych. Jeden elektron walencyjny atomu pozwala mu zrealizować jedno wiązanie z najbliższym sąsiadem. Obecność w strukturze elektronowej atomu orbitali swobodnych, które niewiele różnią się energią, sugeruje, że atom może „przechwycić” elektron od sąsiada do jednego z orbitali swobodnych, a następnie będzie w stanie utworzyć ze sobą dwa pojedyncze wiązania. najbliżsi sąsiedzi. Ze względu na równość odległości do najbliższych sąsiadów i nierozróżnialność atomów możliwe są różne opcje realizacji wiązań chemicznych między sąsiednimi atomami. Jeśli weźmiemy pod uwagę fragment sieci krystalicznej czterech sąsiednich atomów, to możliwe opcje pokazano na ryc. 3.9.

Elementy IV okresu Układu Okresowego - pojęcie i rodzaje. Klasyfikacja i cechy kategorii „Elementy IV okresu układu okresowego” 2015, 2017-2018.

W tym artykule brakuje linków do źródeł informacji. Informacje muszą być weryfikowalne, w przeciwnym razie mogą zostać zakwestionowane i usunięte. Możesz ... Wikipedia

Okres to rząd układu okresowego pierwiastków chemicznych, kolejność atomów w kolejności zwiększania ładunku jądrowego i wypełniania elektronami zewnętrznej powłoki elektronowej. System okresowy ma siedem okresów. Pierwszy okres zawierający 2 elementy ... Wikipedia

104 Lawrencium ← Rutherfordium → Dubnium ... Wikipedia

D. I. Mendelejew, naturalna klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która jest tabelarycznym (lub innym graficznym) wyrazem prawa okresowego Mendelejewa (patrz Prawo okresowe Mendelejewa). P. s. mi. opracowany przez D. I. Mendelejewa w 1869 ... ... Wielka radziecka encyklopedia

Mendelejew Dmitrij Iwanowicz- (Dmitrij Iwanowicz Mendelejew) Biografia Mendelejewa, działalność naukowa Mendelejewa Informacje o biografii Mendelejewa, działalność naukowa Mendelejewa Spis treści 1. Biografia 2. Członek narodu rosyjskiego 3. Działalność naukowa Okresowa ... Encyklopedia inwestora

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (tablica Mendelejewa) to klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która ustala zależność różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego. System jest graficznym wyrazem prawa okresowego, ... ... Wikipedia

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (tablica Mendelejewa) to klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która ustala zależność różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego. System jest graficznym wyrazem prawa okresowego, ... ... Wikipedia

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (tablica Mendelejewa) to klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która ustala zależność różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego. System jest graficznym wyrazem prawa okresowego, ... ... Wikipedia

Pierwiastki chemiczne (układ okresowy) klasyfikacja pierwiastków chemicznych, ustalanie zależności różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego. System jest graficznym wyrazem prawa okresowego ustanowionego przez rosyjską ... ... Wikipedia