Element Pu układu okresowego. Alfabetyczna lista pierwiastków chemicznych

Sklasyfikowane sekcje układu okresowego 15 czerwca 2018 r

Wielu słyszało o Dmitriju Iwanowiczu Mendelejewie i o „Okresowym prawie zmian właściwości pierwiastków chemicznych w grupach i szeregach”, które odkrył w XIX wieku (1869) (nazwisko autora tabeli to „Okresowy układ pierwiastków w Grupy i serie”).

Odkrycie tablicy okresowych pierwiastków chemicznych było jednym z najważniejszych kamieni milowych w historii rozwoju chemii jako nauki. Odkrywcą stołu był rosyjski naukowiec Dmitrij Mendelejew. Niezwykłemu naukowcowi o szerokich horyzontach naukowych udało się połączyć wszystkie wyobrażenia o naturze pierwiastków chemicznych w jedną spójną koncepcję.

Historia otwierania stołów

Do połowy XIX wieku odkryto 63 pierwiastki chemiczne, a naukowcy na całym świecie wielokrotnie podejmowali próby połączenia wszystkich istniejących pierwiastków w jedną koncepcję. Zaproponowano ułożenie pierwiastków według rosnącej masy atomowej i podzielenie ich na grupy ze względu na podobne właściwości chemiczne.

W 1863 roku chemik i muzyk John Alexander Newland zaproponował swoją teorię, który zaproponował układ pierwiastków chemicznych podobny do tego odkrytego przez Mendelejewa, jednak praca naukowca nie została potraktowana poważnie przez środowisko naukowe ze względu na fakt, że autor był pochłonięty poprzez poszukiwanie harmonii i połączenie muzyki z chemią.

W 1869 roku Mendelejew opublikował swój diagram układu okresowego w czasopiśmie Journal of the Russian Chemical Society i wysłał zawiadomienie o odkryciu do czołowych naukowców świata. Następnie chemik wielokrotnie udoskonalał i ulepszał schemat, aż uzyskał swój zwykły wygląd.

Istota odkrycia Mendelejewa polega na tym, że wraz ze wzrostem masy atomowej właściwości chemiczne pierwiastków zmieniają się nie monotonicznie, ale okresowo. Po określonej liczbie elementów o różnych właściwościach właściwości zaczynają się powtarzać. Zatem potas jest podobny do sodu, fluor jest podobny do chloru, a złoto jest podobne do srebra i miedzi.

W 1871 roku Mendelejew ostatecznie połączył te idee w prawo okresowe. Naukowcy przewidzieli odkrycie kilku nowych pierwiastków chemicznych i opisali ich właściwości chemiczne. Następnie obliczenia chemika zostały całkowicie potwierdzone - gal, skand i german w pełni odpowiadały właściwościom, które przypisywał im Mendelejew.

Ale nie wszystko jest takie proste i pewnych rzeczy nie wiemy.

Niewiele osób wie, że D.I. Mendelejew był jednym z pierwszych światowej sławy rosyjskich naukowców końca XIX wieku, który bronił w nauce światowej idei eteru jako uniwersalnej istoty substancjalnej, nadając jej fundamentalne znaczenie naukowe i stosowane w odkrywaniu tajemnice Istnienia i poprawę życia gospodarczego ludzi.

Istnieje opinia, że układ okresowy pierwiastków chemicznych oficjalnie nauczany w szkołach i na uniwersytetach jest fałszerstwem. Sam Mendelejew w swojej pracy zatytułowanej „Próba chemicznego zrozumienia świata eteru” podał nieco inną tabelę.

Ostatni raz prawdziwy układ okresowy pierwiastków został opublikowany w niezniekształconej formie w 1906 roku w Petersburgu (podręcznik „Podstawy chemii”, wydanie VIII).

Różnice są widoczne: grupę zerową przesunięto na 8., a pierwiastek lżejszy od wodoru, od którego powinna zaczynać się tabela i który jest umownie nazywany Newtonem (eterem), jest całkowicie wykluczony.

Ten sam stół uwiecznił towarzysz „KRWATY TYRAN”. Stalina w Petersburgu, Aleja Moskowska. 19. VNIIM im. DI Mendelejewa (Ogólnorosyjski Instytut Metrologii)

Pomnik-tablica układu okresowego pierwiastków chemicznych autorstwa D. I. Mendelejewa została wykonana z mozaiki pod kierunkiem profesora Akademii Sztuk Pięknych V. A. Frolowa (projekt architektoniczny Krichevsky). Pomnik wzorowany jest na tablicy z ostatniego, ósmego dożywotniego wydania (1906) Podstaw chemii D. I. Mendelejewa. Elementy odkryte za życia D.I. Mendelejewa zaznaczono na czerwono. Elementy odkryte w latach 1907-1934 , zaznaczone na niebiesko.

Dlaczego i jak to się stało, że tak bezczelnie i otwarcie nas okłamują?

Miejsce i rola eteru światowego w prawdziwym stole D. I. Mendelejewa

Wiele osób słyszało także, że D.I. Mendelejew był organizatorem i stałym przywódcą (1869-1905) rosyjskiego publicznego stowarzyszenia naukowego pod nazwą „Rosyjskie Towarzystwo Chemiczne” (od 1872 r. – „Rosyjskie Towarzystwo Fizyko-Chemiczne”), które przez całe swoje istnienie wydawało znane na całym świecie czasopismo ZhRFKhO, aż do aż do likwidacji Towarzystwa i jego czasopisma przez Akademię Nauk ZSRR w 1930 roku.
Ale niewiele osób wie, że D.I. Mendelejew był jednym z ostatnich światowej sławy rosyjskich naukowców końca XIX wieku, który bronił w nauce światowej idei eteru jako uniwersalnej istoty substancjalnej, nadając jej fundamentalne znaczenie naukowe i stosowane w odkrywaniu tajemnice Bycia i poprawy życia gospodarczego ludzi.

Jeszcze mniej jest tych, którzy wiedzą, że po nagłej (!!?) śmierci D.I. Mendelejewa (27.01.1907), uznawanego wówczas za wybitnego naukowca przez wszystkie środowiska naukowe na całym świecie z wyjątkiem Akademii Nauk w Petersburgu, jego głównym odkryciem było „Prawo okresowe” – zostało celowo i szeroko sfałszowane przez światową naukę akademicką.

A niewielu wie, że to wszystko łączy wątek ofiarnej służby najlepszych przedstawicieli i nosicieli nieśmiertelnej Rosyjskiej Myśli Fizycznej dla dobra ludu, pożytku publicznego, pomimo rosnącej fali nieodpowiedzialności w najwyższych warstwach społeczeństwa tamtych czasów.

W istocie niniejsza rozprawa poświęcona jest wszechstronnemu rozwinięciu ostatniej tezy, gdyż w prawdziwej nauce wszelkie zaniedbanie istotnych czynników zawsze prowadzi do fałszywych wyników.

Elementy grupy zerowej rozpoczynają każdy rząd innych elementów, znajdujących się po lewej stronie Tabeli, „...co jest ściśle logiczną konsekwencją zrozumienia prawa okresowości” - Mendelejew.

Szczególnie ważne, a nawet wyłączne miejsce w sensie prawa okresowości zajmuje pierwiastek „x” – „Newton” – w eterze świata. I ten specjalny element powinien znajdować się na samym początku całej Tabeli, w tzw. „grupie zerowej wiersza zerowego”. Co więcej, będąc elementem systemotwórczym (dokładniej istotą systemotwórczą) wszystkich pierwiastków Układu Okresowego, eter świata jest istotnym argumentem całej różnorodności elementów Układu Okresowego. Sama Tabela pełni w tym względzie funkcję zamkniętego funkcjonału tego właśnie argumentu.

Źródła:

Jak korzystać z układu okresowego? Dla niewtajemniczonej osoby czytanie układu okresowego jest takie samo, jak dla gnoma przeglądającego starożytne runy elfów. Nawiasem mówiąc, układ okresowy, jeśli jest używany prawidłowo, może wiele powiedzieć o świecie. Oprócz tego, że dobrze posłuży na egzaminie, jest też po prostu niezastąpiony w rozwiązywaniu ogromnej liczby problemów chemicznych i fizycznych. Ale jak to przeczytać? Na szczęście dziś każdy może nauczyć się tej sztuki. W tym artykule dowiemy się, jak rozumieć układ okresowy.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych (tablica Mendelejewa) to klasyfikacja pierwiastków chemicznych, która ustala zależność różnych właściwości pierwiastków od ładunku jądra atomowego.

Historia powstania Stołu

Dmitrij Iwanowicz Mendelejew nie był prostym chemikiem, jeśli ktoś tak sądzi. Był chemikiem, fizykiem, geologiem, metrologiem, ekologiem, ekonomistą, naftowcem, aeronautą, konstruktorem instrumentów i nauczycielem. W ciągu swojego życia naukowcowi udało się przeprowadzić wiele podstawowych badań z różnych dziedzin wiedzy. Na przykład powszechnie uważa się, że to Mendelejew obliczył idealną moc wódki - 40 stopni. Nie wiemy, co Mendelejew myślał o wódce, ale wiemy na pewno, że jego rozprawa na temat „Dyskurs o połączeniu alkoholu z wodą” nie miała nic wspólnego z wódką i uwzględniała stężenia alkoholu od 70 stopni. Przy wszystkich zasługach naukowca największą sławę przyniosło mu odkrycie okresowego prawa pierwiastków chemicznych - jednego z podstawowych praw natury.

Istnieje legenda, według której naukowcowi przyśnił się układ okresowy, po czym musiał już tylko udoskonalić pomysł, który się pojawił. Ale gdyby wszystko było takie proste.. Ta wersja stworzenia układu okresowego najwyraźniej jest niczym więcej niż legendą. Na pytanie, jak otwarto stół, sam Dmitrij Iwanowicz odpowiedział: „ Myślę o tym może od dwudziestu lat, a ty myślisz: siedziałem tam i nagle… gotowe”.

W połowie XIX wieku próby uporządkowania znanych pierwiastków chemicznych (znanych było 63 pierwiastki) podejmowało równolegle kilku naukowców. Na przykład w 1862 roku Alexandre Emile Chancourtois umieścił pierwiastki wzdłuż helisy i zauważył cykliczne powtarzanie się właściwości chemicznych. Chemik i muzyk John Alexander Newlands zaproponował swoją wersję układu okresowego w 1866 roku. Ciekawostką jest to, że naukowiec próbował odkryć mistyczną harmonię muzyczną w układzie elementów. Była między innymi próba Mendelejewa, która zakończyła się sukcesem.

W 1869 roku opublikowano pierwszy diagram tablicowy, a za dzień otwarcia prawa okresowego uważa się 1 marca 1869 roku. Istotą odkrycia Mendelejewa było to, że właściwości pierwiastków wraz ze wzrostem masy atomowej nie zmieniają się monotonicznie, ale okresowo. Pierwsza wersja tabeli zawierała tylko 63 elementy, ale Mendelejew podjął szereg bardzo niekonwencjonalnych decyzji. Domyślił się więc, aby zostawić miejsce w tabeli na wciąż nieodkryte pierwiastki, a także zmienił masy atomowe niektórych pierwiastków. Zasadnicza poprawność prawa wyprowadzonego przez Mendelejewa została potwierdzona bardzo szybko, po odkryciu galu, skandu i germanu, których istnienie przepowiadał uczony.

Współczesne spojrzenie na układ okresowy

Poniżej znajduje się sama tabela

Obecnie zamiast masy atomowej (masy atomowej) do porządkowania pierwiastków używa się pojęcia liczby atomowej (liczby protonów w jądrze). Tabela zawiera 120 elementów, które ułożone są od lewej do prawej w kolejności rosnącej liczby atomowej (liczby protonów)

Kolumny tabeli reprezentują tzw. grupy, a wiersze reprezentują okresy. Tabela ma 18 grup i 8 okresów.

Właściwości metaliczne pierwiastków zmniejszają się podczas przemieszczania się w okresie od lewej do prawej i rosną w przeciwnym kierunku.
Rozmiary atomów zmniejszają się podczas przesuwania się od lewej do prawej wzdłuż okresów.
W miarę przechodzenia od góry do dołu w grupie właściwości redukujące metalu rosną.
Właściwości utleniające i niemetaliczne rosną w miarę przesuwania się w okresie od lewej do prawej I.

Czego dowiadujemy się o elemencie z tabeli? Weźmy na przykład trzeci pierwiastek w tabeli - lit i rozważmy go szczegółowo.

Przede wszystkim widzimy sam symbol elementu i jego nazwę pod nim. W lewym górnym rogu znajduje się liczba atomowa pierwiastka, w jakiej kolejności ułożone są pierwiastki w tabeli. Liczba atomowa, jak już wspomniano, jest równa liczbie protonów w jądrze. Liczba dodatnich protonów jest zwykle równa liczbie ujemnych elektronów w atomie (z wyjątkiem izotopów).

Masa atomowa jest podana pod liczbą atomową (w tej wersji tabeli). Jeśli zaokrąglimy masę atomową do najbliższej liczby całkowitej, otrzymamy tak zwaną liczbę masową. Różnica między liczbą masową a liczbą atomową daje liczbę neutronów w jądrze. Zatem liczba neutronów w jądrze helu wynosi dwa, a w litu cztery.

Nasz kurs „Układ okresowy dla opornych” dobiegł końca. Podsumowując, zapraszamy do obejrzenia filmu tematycznego i mamy nadzieję, że pytanie, jak korzystać z układu okresowego Mendelejewa, stało się dla Ciebie bardziej jasne. Przypominamy, że zawsze skuteczniej jest uczyć się nowego przedmiotu nie w pojedynkę, ale z pomocą doświadczonego mentora. Dlatego nigdy nie należy o nich zapominać, którzy chętnie podzielą się z Tobą swoją wiedzą i doświadczeniem.

Instrukcje

Układ okresowy to wielopiętrowy „dom” zawierający dużą liczbę mieszkań. Każdy „najemca” lub we własnym mieszkaniu pod określoną liczbą, która jest stała. Ponadto pierwiastek ma „nazwisko” lub imię, takie jak tlen, bor lub azot. Oprócz tych danych każde „mieszkanie” zawiera informacje takie jak względna masa atomowa, która może mieć wartości dokładne lub zaokrąglone.

Jak w każdym domu, są tu „wejścia”, czyli grupy. Ponadto w grupach elementy znajdują się po lewej i prawej stronie, tworząc. W zależności od tego, której strony jest ich więcej, tę stronę nazywa się główną. Odpowiednio druga podgrupa będzie drugorzędna. Tabela ma również „piętra” lub kropki. Co więcej, okresy mogą być zarówno duże (składać się z dwóch rzędów), jak i małe (mieć tylko jeden wiersz).

Tabela pokazuje budowę atomu pierwiastka, z których każdy ma dodatnio naładowane jądro składające się z protonów i neutronów, a także krążące wokół niego ujemnie naładowane elektrony. Liczba protonów i elektronów jest liczbowo taka sama i jest określona w tabeli na podstawie numeru seryjnego elementu. Na przykład pierwiastek chemiczny siarka ma numer 16, dlatego będzie miał 16 protonów i 16 elektronów.

Aby określić liczbę neutronów (cząstek neutralnych również znajdujących się w jądrze), odejmij ich liczbę atomową od względnej masy atomowej pierwiastka. Na przykład żelazo ma względną masę atomową 56 i liczbę atomową 26. Zatem 56 – 26 = 30 protonów dla żelaza.

Elektrony znajdują się w różnych odległościach od jądra, tworząc poziomy elektronowe. Aby określić liczbę poziomów elektronicznych (lub energetycznych), należy spojrzeć na numer okresu, w którym znajduje się element. Na przykład aluminium znajduje się w 3. okresie, dlatego będzie miało 3 poziomy.

Na podstawie numeru grupy (ale tylko dla głównej podgrupy) można określić najwyższą wartościowość. Na przykład pierwiastki z pierwszej grupy głównej podgrupy (lit, sód, potas itp.) mają wartościowość 1. Odpowiednio pierwiastki drugiej grupy (beryl, magnez, wapń itp.) będą miały wartościowość 2.

Tablicę można także wykorzystać do analizy właściwości elementów. Od lewej do prawej właściwości metaliczne słabną, a właściwości niemetaliczne rosną. Widać to wyraźnie na przykładzie okresu 2: zaczyna się od sodu metalu alkalicznego, następnie metalu ziem alkalicznych – magnezu, po nim pierwiastka amfoterycznego glinu, następnie niemetali – krzemu, fosforu, siarki, a okres kończy się substancjami gazowymi - chlor i argon. W kolejnym okresie obserwuje się podobną zależność.

Od góry do dołu obserwuje się również wzór - właściwości metaliczne rosną, a właściwości niemetaliczne słabną. Oznacza to, że na przykład cez jest znacznie bardziej aktywny w porównaniu do sodu.

Zobacz także: Lista pierwiastków chemicznych według liczby atomowej i Alfabetyczna lista pierwiastków chemicznych Spis treści 1 Aktualnie używane symbole ... Wikipedia

Zobacz także: Lista pierwiastków chemicznych według symboli i Alfabetyczna lista pierwiastków chemicznych. Jest to lista pierwiastków chemicznych ułożona w kolejności rosnącej liczby atomowej. Tabela pokazuje nazwę elementu, symbolu, grupy i okresu w... ...Wikipedii

- (ISO 4217) Kody reprezentacji walut i funduszy (angielski) Codes pour la représentation des monnaies et types de fonds (francuski) ... Wikipedia

Najprostsza forma materii, którą można zidentyfikować metodami chemicznymi. Są to składniki substancji prostych i złożonych, reprezentujące zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym. Ładunek jądra atomowego zależy od liczby protonów w... Encyklopedia Colliera

Spis treści 1 Epoka paleolitu 2 X tysiąclecie p.n.e. mi. 3 IX tysiąclecie p.n.e ech... Wikipedia

Termin ten ma inne znaczenia, patrz rosyjski (znaczenia). Rosjanie... Wikipedia

Terminologia 1: : dw Numer dnia tygodnia. „1” odpowiada poniedziałkowi. Definicje terminu z różnych dokumentów: dw DUT Różnica między czasem moskiewskim a czasem UTC, wyrażona jako całkowita liczba godzin. Definicje terminu z ... ... Słownik-podręcznik terminów dokumentacji normatywnej i technicznej

W przyrodzie istnieje wiele powtarzających się sekwencji:

Pory roku;
Pory dnia;
dni tygodnia…

W połowie XIX wieku D.I. Mendelejew zauważył, że właściwości chemiczne pierwiastków również mają pewną sekwencję (mówią, że ten pomysł przyszedł mu do głowy we śnie). Rezultatem cudownych snów naukowca był Układ Okresowy Pierwiastków Chemicznych, w którym D.I. Mendelejew ułożył pierwiastki chemiczne według rosnącej masy atomowej. We współczesnej tabeli pierwiastki chemiczne ułożone są w kolejności rosnącej według liczby atomowej pierwiastka (liczby protonów w jądrze atomu).

Liczba atomowa jest pokazana nad symbolem pierwiastka chemicznego, poniżej symbolu znajduje się jego masa atomowa (suma protonów i neutronów). Należy pamiętać, że masa atomowa niektórych pierwiastków nie jest liczbą całkowitą! Pamiętaj o izotopach! Masa atomowa to średnia ważona wszystkich izotopów pierwiastka występujących w przyrodzie w warunkach naturalnych.

Poniżej tabeli znajdują się lantanowce i aktynowce.

Metale, niemetale, metaloidy

Znajduje się w Układzie Okresowym na lewo od schodkowej linii ukośnej rozpoczynającej się od boru (B) i kończącej się na polonie (Po) (wyjątkami są german (Ge) i antymon (Sb). Łatwo zauważyć, że metale zajmują najwięcej układu okresowego. Podstawowe właściwości metali: ciało stałe (z wyjątkiem rtęci); dobrze przewodzi prąd elektryczny i ciepło;

Nazywa się elementy znajdujące się na prawo od schodkowej przekątnej B-Po niemetale. Właściwości niemetali są dokładnie odwrotne do właściwości metali: są słabymi przewodnikami ciepła i elektryczności; kruchy; nieciągliwy; nieplastikowy; zwykle przyjmują elektrony.

Metaloidy

Pomiędzy metalami i niemetalami są półmetale(metaloidy). Charakteryzują się właściwościami zarówno metali, jak i niemetali. Półmetale znalazły swoje główne zastosowanie w przemyśle przy produkcji półprzewodników, bez których nie można sobie wyobrazić ani jednego nowoczesnego mikroukładu ani mikroprocesora.

Okresy i grupy

Jak wspomniano powyżej, układ okresowy składa się z siedmiu okresów. W każdym okresie liczba atomowa pierwiastków rośnie od lewej do prawej.

Właściwości pierwiastków zmieniają się sekwencyjnie w okresach: zatem sód (Na) i magnez (Mg), znajdujące się na początku trzeciego okresu, oddają elektrony (Na oddaje jeden elektron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg daje w górę o dwa elektrony: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). Ale chlor (Cl), znajdujący się na końcu okresu, przyjmuje jeden pierwiastek: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5.

Przeciwnie, w grupach wszystkie elementy mają te same właściwości. Na przykład w grupie IA(1) wszystkie pierwiastki od litu (Li) do fransu (Fr) oddają jeden elektron. A wszystkie elementy grupy VIIA(17) mają jeden element.

Niektóre grupy są tak ważne, że otrzymały specjalne nazwy. Grupy te omówiono poniżej.

Grupa IA(1). Atomy pierwiastków tej grupy mają tylko jeden elektron w zewnętrznej warstwie elektronowej, więc łatwo oddają jeden elektron.

Najważniejszymi metalami alkalicznymi są sód (Na) i potas (K), ponieważ odgrywają ważną rolę w życiu człowieka i są częścią soli.

Konfiguracje elektroniczne:

Li- 1s 2 2s 1 ;
Nie- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Grupa IIA(2). Atomy pierwiastków tej grupy posiadają w zewnętrznej warstwie elektronowej po dwa elektrony, które również oddają podczas reakcji chemicznych. Najważniejszym pierwiastkiem jest wapń (Ca) – podstawa kości i zębów.

Konfiguracje elektroniczne:

Być- 1s 2 2s 2 ;
Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ok- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Grupa VIIA(17). Atomy pierwiastków tej grupy otrzymują zwykle po jednym elektronie, ponieważ Na zewnętrznej warstwie elektronicznej znajduje się pięć elementów i do „kompletu” brakuje tylko jednego elektronu.

Najbardziej znane pierwiastki z tej grupy: chlor (Cl) – wchodzi w skład soli i wybielaczy; Jod (I) jest pierwiastkiem odgrywającym ważną rolę w funkcjonowaniu tarczycy człowieka.

Elektroniczna Konfiguracja:

F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
kl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Grupa VIII(18). Atomy pierwiastków tej grupy posiadają w pełni „kompletną” zewnętrzną warstwę elektronową. Dlatego „nie muszą” przyjmować elektronów. A oni „nie chcą” ich oddać. Stąd pierwiastki tej grupy bardzo „niechętnie” wchodzą w reakcje chemiczne. Przez długi czas uważano, że w ogóle nie reagują (stąd nazwa „inert”, czyli „nieaktywny”). Ale chemik Neil Bartlett odkrył, że niektóre z tych gazów mogą w pewnych warunkach nadal reagować z innymi pierwiastkami.

Konfiguracje elektroniczne:

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

Elementy walencyjne w grupach

Łatwo zauważyć, że w obrębie każdej grupy pierwiastki są do siebie podobne pod względem elektronów walencyjnych (elektronów orbitali s i p znajdujących się na zewnętrznym poziomie energetycznym).

Metale alkaliczne mają 1 elektron walencyjny:

Li- 1s 2 2s 1 ;
Nie- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;
K- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Metale ziem alkalicznych mają 2 elektrony walencyjne:

Być- 1s 2 2s 2 ;
Mg- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ok- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Halogeny mają 7 elektronów walencyjnych:

F- 1s 2 2s 2 2p 5 ;
kl- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ;
br- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Gazy obojętne mają 8 elektronów walencyjnych:

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

Więcej informacji można znaleźć w artykule Wartościowość i tabela konfiguracji elektronowych atomów pierwiastków chemicznych według okresu.

Skupmy się teraz na elementach ułożonych w grupy z symbolami W. Znajdują się one w środku układu okresowego i nazywane są metale przejściowe.

Charakterystyczną cechą tych pierwiastków jest obecność w atomach elektronów, które je wypełniają orbitale d:

sc- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ;
Ti- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Oddzielnie od głównego stołu znajdują się lantanowce I aktynowce– są to tzw wewnętrzne metale przejściowe. W atomach tych pierwiastków wypełniają się elektrony orbitale f:

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