Таблица менделеева с электронными слоями. Структура Периодической системы химических элементов

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, которая является графическим (табличным) выражением периодического закона химических элементов. Структура её, во многом сходная с современной, разработана Д. И. Менделеевым на основе периодического закона в 1869-1871 гг.

Прообразом периодической системы был "Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом родстве", составленный Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 г. На протяжении двух лет учёный непрерывно совершенствовал "Опыт системы", ввёл представление о группах, рядах и периодах элементов. В результате структура периодической системы приобрела во многом современные очертания.

Важным для её эволюции стало понятие о месте элемента в системе, определяемом номерами группы и периода. Опираясь на это понятие, Менделеев пришёл к выводу, что необходимо изменить атомные массы некоторых элементов: урана, индия, церия и его спутников. Это было первое практическое применение периодической системы. Менделеев также впервые предсказал существование нескольких неизвестных элементов. Учёный описал важнейшие свойства экаалюминия (будущего галлия), экабора (скандия) и экасилиция (германия). Кроме того, он предсказал существование аналогов марганца (будущих технеция и рения), теллура (полония), иода (астата), цезия (франция), бария (радия), тантала (протактиния). Прогнозы учёного в отношении данных элементов носили общий характер, поскольку эти элементы располагались в малоизученных областях периодической системы.

Первые варианты периодической системы во многом представляли лишь эмпирическое обобщение. Ведь был неясен физический смысл периодического закона, отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания атомных масс. В связи с этим оставались нерешёнными многие проблемы. Есть ли границы периодической системы? Можно ли определить точное количество существующих элементов? Оставалась неясной структура шестого периода - каково точное количество редкоземельных элементов. Было неизвестно, существуют ли ещё элементы между водородом и литием, какова структура первого периода. Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы перед ней не раз возникали серьёзные трудности. Неожиданным было открытие в 1894-1898 гг. плеяды инертных газов, которым, казалось, не находилось места в периодической системе. Эта трудность была устранена благодаря идее включить в структуру периодической системы самостоятельную нулевую группу. Массовое открытие радиоэлементов на стыке XIX и XX вв. (к 1910 г. их число составляло около 40) привело к резкому противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе и её сложившейся структурой. Для них было только 7 вакантных мест в шестом и седьмом периодах. Эта проблема была решена в результате установления правил сдвига и открытия изотопов.

Одна из главных причин невозможности объяснить физический смысл периодического закона и структуру периодической системы состояла в том, что было неизвестно, как построен атом. Важнейшей вехой на пути развития периодической системы явилось создание атомной модели Э. Резерфордом (1911). На её основе голландский учёный А. Ван ден Брук (1913) высказал предположение, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра его атома (Z). Это экспериментально подтвердил английский ученый Г. Мозли (1913). Периодический закон получил физическое обоснование: периодичность изменения свойств элементов стала рассматриваться в зависимости от Z-заряда ядра атома элемента, а не от атомной массы.

В результате структура периодической системы значительно упрочилась. Была определена нижняя граница системы. Это водород - элемент с минимальным Z = 1. Стало возможным точно оценить количество элементов между водородом и ураном. Были определены "пробелы" в периодической системе, соответствующие неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однако оставались неясными вопросы о точном количестве редкоземельных элементов и, что особенно важно, не были вскрыты причины периодичности изменения свойств элементов в зависимости от Z.

Опираясь на сложившуюся структуру периодической системы и результаты изучения атомных спектров, датский учёный Н. Бор в 1918-1921 гг. развил представления о последовательности построения электронных оболочек и подоболочек в атомах. Учёный пришёл к выводу, что сходные типы электронных конфигураций атомов периодически повторяются. Таким образом, было показано, что периодичность изменения свойств химических элементов объясняется существованием периодичности в построении электронных оболочек и подоболочек атомов.

В настоящее время периодическая система охватывает 126 элементов. Из них все трансурановые элементы (Z = 93-107), а также элементы с Z = 43 (технеций), 61 (прометий), 85 (астат), 87 (франций) получены искусственно. За всю историю существования периодической системы было предложено большое количество (> 500) вариантов ее графического изображения, преимущественно в виде таблиц, а также в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (спиралей и пр.) и т. д. Наибольшее распространение получили короткая, длинная и лестничная формы таблиц.

В настоящее время предпочтение отдается короткой.

Фундаментальным принципом построения периодической системы является её подразделение на группы и периоды. Менделеевское понятие рядов элементов ныне не употребляется, поскольку лишено физического смысла. Группы, в свою очередь, подразделяются на главную (а) и побочную (b) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы - химические аналоги. Элементы а- и b-подгрупп в большинстве групп также обнаруживают между собой определённое сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, равны номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, которая начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом (особый случай - первый период). Каждый период содержит строго определённое количество элементов. Периодическая система состоит из восьми групп и восьми периодов.

Особенность первого периода заключается в том, что он содержит всего 2 элемента: водород и гелий. Место водорода в системе неоднозначно. Поскольку он проявляет свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, то его помещают либо в Iаα-, либо в VIIaα - подгруппу, причем последний вариант употребляется чаще. Гелий - первый представитель VIIIa - подгруппы. Долгое время гелий и все инертные газы выделяли в самостоятельную нулевую группу. Это положение потребовало пересмотра после синтеза химических соединений криптона, ксенона и радона. В результате инертные газы и элементы бывшей VIII группы (железо, кобальт, никель и платиновые металлы) были объединены в рамках одной группы. Этот вариант не безупречен, так как инертность гелия и неона не вызывает сомнений.

Второй период содержит 8 элементов. Он начинается щелочным металлом литием, единственная степень окисления которого +1. Далее следует бериллий (металл, степень окисления +2). Бор проявляет уже слабо выраженный металлический характер и является неметаллом (степень окисления +3). Следующий за бором углерод - типичный неметалл, который проявляет степень окисления как +4, так и -4. Азот, кислород, фтор и неон - все неметаллы, причём у азота высшая степень окисления +5 соответствует номеру группы; для фтора известна степень окисления +7. Инертный газ неон завершает период.

Третий период (натрий - аргон) также содержит 8 элементов. Характер изменения их свойств во многом аналогичен тому, который наблюдался для элементов второго периода. Но здесь есть и своя специфика. Так, магний в отличие от бериллия более металличен, так же как и алюминий по сравнению с бором. Кремний, фосфор, сера, хлор, аргон - всё это типичные неметаллы. И все они, кроме аргона, проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы.

Как видим, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов. Д. И. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (по его словам, малых) типическими. Элементы малых периодов принадлежат к числу самых распространённых в природе. Углерод, азот и кислород (наряду с водородом) - органогены, т.е. основные элементы органической материи.

Все элементы первого-третьего периодов размещаются в аα-подгруппах.

Четвёртый период (калий - криптон) содержит 18 элементов. По Менделееву, это первый большой период. После щелочного металла калия и щелочноземельного металла кальция следует ряд элементов, состоящий из 10 так называемых переходных металлов (скандий - цинк). Все они входят в b-подгруппы. Большинство переходных металлов проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, кроме железа, кобальта и никеля. Элементы, начиная с галлия и кончая криптоном, принадлежат к а-подгруппам. Криптон в отличие от предшествующих инертных газов может образовывать химические соединения.

Пятый период (рубидий - ксенон) по своему построению аналогичен четвёртому. В нём также содержится вставка из 10 переходных металлов (иттрий - кадмий). У элементов этого периода есть свои особенности. В триаде рутений - родий - палладий для рутения известны соединения, где он проявляет степень окисления +8. Все элементы а-подгрупп проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, исключая ксенон. Можно заметить, что особенности изменения свойств у элементов четвёртого и пятого периодов по мере роста Z имеют по сравнению со вторым и третьим периодами более сложный характер.

Шестой период (цезий - радон) включает 32 элемента. В этом периоде кроме 10 переходных металлов (лантан, гафний - ртуть) содержится ещё и совокупность из 14 лантаноидов - от церия до лютеция. Элементы от церия до лютеция химически очень похожи, и на этом основании их давно включают в семейство редкоземельных элементов. В короткой форме периодической системы ряд лантаноидов включают в клетку лантана и расшифровку этого ряда дают внизу таблицы.

В чём состоит специфика элементов шестого периода? В триаде осмий - иридий - платина для осмия известна степень окисления +8. Астат имеет достаточно выраженный металлический характер. Радон, по всей вероятности, обладает наибольшей реакционной способностью из всех инертных газов. К сожалению, из-за того, что он сильно радиоактивен, его химия мало изучена.

Седьмой период начинается с франция. Подобно шестому, он также должен содержит 32 элемента. Франций и радий соответственно являются элементами Iaα- и IIаα-подгрупп, актиний принадлежит к III b-подгруппе. Наиболее распространено представление о семействе актиноидов, которое включает элементы от тория до лоуренсия и аналогично лантаноидам. Расшифровка этого ряда элементов также дается внизу таблицы.

Теперь посмотрим, как изменяются свойства химических элементов в подгруппах периодической системы. Основная закономерность этого изменения заключается в усилении металлического характера элементов по мере роста Z. Особенно отчётливо эта закономерность проявляется в IIIаα- VIIaα-подгруппах. Для металлов Iaα-IIIаα-подгрупп наблюдается рост химической активности. У элементов IVаα - VIIaα-подгрупп по мере увеличения Z наблюдается ослабление химической активности элементов. У элементов b-подгрупп изменение химической активности более сложно.

Теория периодической системы была разработана Н. Бором и другими учёными в 20-х гг. XX в. и основана на реальной схеме формирования электронных конфигураций атомов. Согласно этой теории, по мере роста Z заполнение электронных оболочек и подоболочек в атомах элементов, входящих в периоды периодической системы, происходит в следующей последовательности:

Номера периодов

На основании теории периодической системы можно дать следующее определение периода: период есть совокупность элементов, начинающаяся элементом со значением n, равным номеру периода, и l = 0 (s-элементы) и заканчивающаяся элементом с тем же значением n и l = 1 (р-элементы). Исключение составляет первый период, содержащий только 1s-элементы. Из теории периодической системы следуют и числа элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32...

На приложенной цветной вкладке символы элементов каждого типа (s-, р-, d- и f-элементы) изображены на определённом цветовом фоне: s-элементы - на красном, р-элементы - на оранжевом, d-элементы - на синем, f-элементы - на зелёном. В каждой клетке приведены порядковые номера и атомные массы элементов, а также электронные конфигурации внешних электронных оболочек, которые в основном и определяют химические свойства элементов.

Из теории периодической системы следует, что к а-подгруппам принадлежат элементы с n, равным номеру периода, и l = 0 и 1. К b-подгруппам относятся те элементы, в атомах которых происходит достройка оболочек, ранее остававшихся незавершёнными. Именно поэтому первый, второй и третий периоды не содержат элементов b-подгрупп.

Структура периодической системы элементов тесно связана со строением атомов химических элементов. По мере роста Z периодически повторяются сходные типы конфигурации внешних электронных оболочек. А именно они определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности по-разному проявляются для элементов а-подгрупп (s- и р-элементы), для элементов b-подгрупп (переходные d-элементы) и элементов f-семейств - лантаноидов и актиноидов. Особый случай представляют элементы первого периода - водород и гелий. Для водорода характерна высокая химическая активность, потому что его единственный 1s-электрон легко отщепляется. В то же время конфигурация гелия (1s 2) весьма устойчива, что обусловливает его полную химическую бездеятельность.

У элементов а-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода); поэтому свойства этих элементов заметно изменяются по мере роста Z. Так, во втором периоде литий (конфигурация 2s) - активный металл, легко теряющий единственный валентный электрон; бериллий (2s 2) - также металл, но менее активный вследствие того, что его внешние электроны более прочно связаны с ядром. Далее, бор (2s 2 р) имеет слабо выраженный металлический характер, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит построение 2р-подоболочки, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки неона (2s 2 р 6) - инертного газа - очень прочна.

Химические свойства элементов второго периода объясняются стремлением их атомов приобрести электронную конфигурацию ближайшего инертного газа (конфигурацию гелия - для элементов от лития до углерода или конфигурацию неона - для элементов от углерода до фтора). Вот почему, например, кислород не может проявлять высшей степени окисления, равной номеру группы: ведь ему легче достичь конфигурации неона путём приобретения дополнительных электронов. Такой же характер изменения свойств проявляется у элементов третьего периода и у s- и р-элементов всех последующих периодов. В то же время ослабление прочности связи внешних электронов с ядром в а-подгруппах по мере роста Z проявляется в свойствах соответствующих элементов. Так, для s-элементов отмечается заметный рост химической активности по мере роста Z, а для р-элементов - нарастание металлических свойств.

В атомах переходных d-элементов достраиваются не завершенные ранее оболочки со значением главного квантового числа n, на единицу меньшим номера периода. За отдельными исключениями, конфигурация внешних электронных оболочек атомов переходных элементов - ns 2 . Поэтому все d-элементы являются металлами, и именно поэтому изменения свойств d-элементов по мере роста Z не так резки, как мы это видели у s-и р-элементов. В высших степенях окисления d-элементы проявляют определенное сходство с р-элементами соответствующих групп периодической системы.

Особенности свойств элементов триад (VIII b-подгруппа) объясняются тем, что d-подоболочки близки к завершению. Вот почему железо, кобальт, никель и платиновые металлы, как правило, не склонны давать соединения высших степеней окисления. Исключение составляют лишь рутений и осмий, дающие оксиды RuO 4 и OsO 4 . У элементов Ib- и IIb-подгрупп d-подоболочка фактически оказывается завершенной. Поэтому они проявляют степени окисления, равные номеру группы.

В атомах лантаноидов и актиноидов (все они металлы) происходит достройка ранее не завершенных электронных оболочек со значением главного квантового числа n на две единицы меньше номера периода. В атомах этих элементов конфигурация внешней электронной оболочки (ns 2) сохраняется неизменной. В то же время f-электроны фактически не оказывают влияния на химические свойства. Вот почему лантаноиды так сходны.

У актиноидов дело обстоит гораздо сложнее. В интервале зарядов ядер Z = 90 - 95 электроны 6d и 5f могут принимать участие в химических взаимодействиях. А отсюда следует, что актиноиды проявляют гораздо более широкий диапазон степеней окисления. Например, для нептуния, плутония и америция известны соединения, где эти элементы выступают в семивалентном состоянии. Только у элементов, начиная с кюрия (Z = = 96), становится устойчивым трехвалентное состояние. Таким образом, свойства актиноидов значительно отличаются от свойств лантаноидов, и оба семейства поэтому нельзя считать подобными.

Семейство актиноидов заканчивается элементом с Z = 103 (лоуренсий). Оценка химических свойств курчатовия (Z = 104) и нильсбория (Z = 105) показывает, что эти элементы должны быть аналогами соответственно гафния и тантала. Поэтому ученые полагают, что после семейства актиноидов в атомах начинается систематическое заполнение 6d-подоболочки.

Конечное число элементов, которое охватывает периодическая система, неизвестно. Проблема её верхней границы - это, пожалуй, основная загадка периодической системы. Наиболее тяжёлый элемент, который удалось обнаружить в природе, - это плутоний (Z = 94). Достигнутый предел искусственного ядерного синтеза - элемент с порядковым номером 118. Остается открытым вопрос: удастся ли получить элементы с большими порядковыми номерами, какие и сколько? На него нельзя пока ответить сколь-либо определённо.

С помощью сложнейших расчетов, выполненных на электронных вычислительных машинах, ученые попытались определить строение атомов и оценить важнейшие свойства таких "сверхэлементов", вплоть до огромных порядковых номеров (Z = 172 и даже Z = 184). Полученные результаты оказались весьма неожиданными. Например, в атоме элемента с Z = 121 предполагается появление 8р-электрона; это после того, как в атомах c Z = 119 и 120 завершилось формирование 85-подоболочки. А ведь появление р-электронов вслед за s-электронами наблюдается только в атомах элементов второго и третьего периодов. Расчёты показывают также, что у элементов гипотетического восьмого периода заполнение электронных оболочек и подоболочек атомов происходит в очень сложной и своеобразной последовательности. Поэтому оценить свойства соответствующих элементов - проблема весьма сложная. Казалось бы, восьмой период должен содержать 50 элементов (Z = 119-168), но согласно расчетам, он должен завершаться у элемента с Z = 164, т. е. на 4 порядковых номера раньше. А "экзотический" девятый период, оказывается, должен состоять из 8 элементов. Вот его "электронная" запись: 9s 2 8p 4 9p 2 . Иными словами, он содержал бы всего 8 элементов, как второй и третий периоды.

Трудно сказать, насколько соответствовали бы истине расчёты, проделанные с помощью ЭВМ. Однако если бы они были подтверждены, то пришлось бы серьезно пересмотреть закономерности, лежащие в основе периодической системы элементов и её структуры.

Периодическая система сыграла и продолжает играть огромную роль в развитии различных областей естествознания. Она явилась важнейшим достижением атомно-молекулярного учения, способствовала появлению современного понятия "химический элемент" и уточнению понятий о простых веществах и соединениях.

Закономерности, вскрытые периодической системой, оказали существенное влияние на разработку теории строения атомов, открытие изотопов, появление представлений о ядерной периодичности. С периодической системой связана строго научная постановка проблемы прогнозирования в химии. Это проявилось в предсказании существования и свойств неизвестных элементов и новых особенностей химического поведения элементов, уже открытых. Ныне периодическая система представляет фундамент химии, в первую очередь неорганической, существенно помогая решению задачи химического синтеза веществ с заранее заданными свойствами, разработке новых полупроводниковых материалов, подбору специфических катализаторов для различных химических процессов и т.д. И наконец, периодическая система лежит в основе преподавания химии.

В природе существует очень много повторяющихся последовательностей:

времена года;
время суток;
дни недели…

В середине 19 века Д.И.Менделеев заметил, что химические свойства элементов также имеют определенную последовательность (говорят, что эта идея пришла ему во сне). Итогом чудесных сновидений ученого стала Периодическая таблица химических элементов, в которой Д.И. Менделеев выстроил химические элементы по возрастанию атомной массы. В современной таблице химические элементы выстроены по возрастанию атомного номера элемента (количество протонов в ядре атома).

Атомный номер изображен над символом химического элемента, под символом - его атомная масса (сумма протонов и нейтронов). Обратите внимание, что атомная масса у некоторых элементов является нецелым числом! Помните об изотопах! Атомная масса - это средневзвешенное от всех изотопов элемента, встречающихся в природе в естественных условиях.

Под таблицей расположены лантаноиды и актиноиды.

Металлы, неметаллы, металлоиды

Расположены в Периодической таблице слева от ступенчатой диагональной линии, которая начинается с Бора (В) и заканчивается полонием (Po) (исключение составляют германий (Ge) и сурьма (Sb). Нетрудно заметить, что металлы занимают бОльшую часть Периодической таблицы. Основные свойства металлов: твердые (кроме ртути); блестят; хорошие электро- и теплопроводники; пластичные; ковкие; легко отдают электроны.

Элементы, расположенные справа от ступенчатой диагонали B-Po, называются неметаллами . Свойства неметаллов прямо противоположны свойствам металлов: плохие проводники тепла и электричества; хрупкие; нековкие; непластичные; обычно принимают электроны.

Металлоиды

Между металлами и неметаллами находятся полуметаллы (металлоиды). Для них характерны свойства как металлов, так и неметаллов. Основное применение в промышленности полуметаллы нашли в производстве полупроводников, без которых немыслима ни одна современная микросхема или микропроцессор.

Периоды и группы

Как уже говорилось выше, периодическая таблица состоит из семи периодов. В каждом периоде атомные номера элементов увеличиваются слева направо.

Свойства элементов в периодах изменяются последовательно: так натрий (Na) и магний (Mg), находящиеся в начале третьего периода, отдают электроны (Na отдает один электрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Mg отдает два электрона: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2). А вот хлор (Cl), расположенный в конце периода, принимает один элемент: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

В группах же, наоборот, все элементы обладают одинаковыми свойствами. Например, в группе IA(1) все элементы, начиная с лития (Li) и заканчивая францием (Fr), отдают один электрон. А все элементы группы VIIA(17), принимают один элемент.

Некоторые группы настолько важны, что получили особые названия. Эти группы рассмотрены ниже.

Группа IA(1) . Атомы элементов этой группы имеют во внешнем электронном слое всего по одному электрону, поэтому легко отдают один электрон.

Наиболее важные щелочные металлы - натрий (Na) и калий (K), поскольку играют важную роль в процессе жизнедеятельности человека и входят в состав солей.

Электронные конфигурации:

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

Группа IIA(2) . Атомы элементов этой группы имеют во внешнем электронном слое по два электрона, которые также отдают во время химических реакций. Наиболее важный элемент - кальций (Ca) - основа костей и зубов.

Электронные конфигурации:

Be - 1s 2 2s 2 ;
Mg - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ca - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Группа VIIA(17) . Атомы элементов этой группы обычно получают по одному электрону, т.к. на внешнем электронном слое находится по пять элементов и до "полного комплекта" как раз не хватает одного электрона.

Наиболее известные элементы этой группы: хлор (Cl) - входит в состав соли и хлорной извести; йод (I) - элемент, играющий важную роль в деятельности щитовидной железы человека.

Электронная конфигурация:

F - 1s 2 2s 2 2p 5 ;
Cl - 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

Группа VIII(18). Атомы элементов этой группы имеют полностью "укомплектованный" внешний электронный слой. Поэтому им "не надо" принимать электроны. И отдавать их они "не хотят". Отсюда - элементы этой группы очень "неохотно" вступают в химические реакции. Долгое время считалось, что они вообще не вступают в реакции (отсюда и название "инертный", т.е. "бездействующий"). Но химик Нейл Барлетт открыл, что некоторые из этих газов при определенных условиях все же могут вступать в реакции с другими элементами.

Электронные конфигурации:

Ne - 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

Валентные элементы в группах

Нетрудно заметить, что внутри каждой группы элементы похожи друг на друга своими валентными электронами (электроны s и p-орбиталей, расположенных на внешнем энергетическом уровне).

У щелочных металлов - по 1 валентному электрону:

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

У щелочноземельных металлов - по 2 валентных электрона:

Be - 1s 2 2s 2 ;
Mg - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ;
Ca - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

У галогенов - по 7 валентных электронов:

F - 1s 2 2s 2 2p 5 ;
Cl - 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

У инертных газов - по 8 валентных электронов:

Ne - 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

Дополнительную информацию см. в статье Валентность и в Таблице электронных конфигураций атомов химических элементов по периодам .

Обратим теперь свое внимание на элементы, расположенные в группах с символов В . Они расположены в центре периодической таблицы и называются переходными металлами .

Отличительной особенностью этих элементов является присутствие в атомах электронов, заполняющих d-орбитали :

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

Отдельно от основной таблицы расположены лантаноиды и актиноиды - это, так называемые, внутренние переходные металлы . В атомах этих элементов электроны заполняют f-орбитали :

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 ;
Th - 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

Засекреченные разделы таблицы Менделеева June 15th, 2018

Многие слышали о Дмитрии Ивановиче Менделееве и об открытом им в 19-м веке (1869г.) “Периодическом законе изменения свойств химических элементов по группам и рядам” (авторское название таблицы — “Периодическая система элементов по группам и рядам”).

Открытие таблицы периодических химических элементов стало одной из важных вех в истории развития химии как науки. Первооткрывателем таблицы стал российский ученый Дмитрий Менделеев. Неординарный ученый с широчайшим научным кругозором сумел объединить все представления о природе химических элементов в единую стройную концепцию.

История открытия таблицы

К середине XIX века было открыто 63 химических элемента, и ученые всего мира не раз предпринимали попытки объединить все существовавшие элементы в единую концепцию. Элементы предлагали разместить в порядке возрастания атомной массы и разбить на группы по сходству химических свойств.

В 1863 году свою теорию предложил химик и музыкант Джон Александр Ньюленд, который предложил схему размещения химических элементов, схожую с той, что открыл Менделеев, но работа ученого не была принята всерьез научным сообществом из-за того, что автор увлекся поисками гармонии и связью музыки с химией.

В 1869 году Менделеев опубликовал свою схему периодической таблицы в журнале Русского химического общества и разослал извещение об открытии ведущим ученым мира. В дальнейшем химик не раз дорабатывал и улучшал схему, пока она не приобрела привычный вид.

Суть открытия Менделеева в том, что с ростом атомной массы химические свойства элементов меняются не монотонно, а периодически. После определенного количества разных по свойствам элементов, свойства начинают повторяться. Так, калий похож на натрий, фтор - на хлор, а золото схоже с серебром и медью.

В 1871 году Менделеев окончательно объединил идеи в периодический закон. Ученые предсказал открытие нескольких новых химических элементов и описал их химические свойства. В дальнейшем расчеты химика полностью подтвердились - галлий, скандий и германий полностью соответствовали тем свойствам, которые им приписал Менделеев.

Но не всё так просто и кое-что мы не знаем.

Мало тех, кто знает, что Д. И. Менделеев был одним из первых всемирно известных русских учёных конца 19-го века, кто отстаивал в мировой науке идею эфира как всемирной субстанциональной сущности, кто придавал ей фундаментальное научное и прикладное значение в раскрытии тайн Бытия и для улучшения народнохозяйственной жизни людей.

Бытует мнение что официально преподаваемая в школах и ВУЗах таблица химических элементов Менделеева- фальсификат. Сам Менделеев в работе под названием "Попытка химического понимания мирового эфира" привёл несколько иную таблицу.

Последний раз в неискажённом виде настоящая Таблица Менделеева увидела свет в 1906 году в Санкт-Петербурге (учебник “Основы химии”, VIII издание).

Отличия видны: нулевая группа перенесена в 8-ю, а элемент легче водорода, с которой должна начинаться таблица и который условно назван Ньютонием (эфир),- вообще исключён.

Эта же таблица увековечена "КРОВАВЫМ ТИРАНОМ" тов. Сталиным в Санкт-Петербурге, Московский просп. 19. ВНИИМ им. Д. И. Менделеева (Всероссийский научно-исследовательский институт метрологии)

Памятник-таблица Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева выполнен мозаикой под руководством профессора Академии художеств В. А. Фролова (архитектурное оформление Кричевского) . В основу памятника положена таблица из последнего прижизненного 8-го издания (1906 г.) Основ химии Д. И. Менделеева. Элементы, открытые при жизни Д. И. Менделеева обозначены красным цветом. Элементы, открытые с 1907 по 1934 гг. , обозначены синим цветом.

Почему и как случилось, что нам столь нагло и открыто лгут?

Место и роль мирового эфира в истинной таблице Д. И. Менделеева

Многие слышали о Дмитрии Ивановиче Менделееве и об открытом им в 19-м веке (1869 г.) “Периодическом законе изменения свойств химических элементов по группам и рядам” (авторское название таблицы — “Периодическая система элементов по группам и рядам”).

Многие слышали также, что Д.И. Менделеев был организатором и безсменным руководителем (1869—1905 гг.) российского общественного научного объединения под названием “Русское Химическое Общество” (с 1872 года — “Русское Физико-Химическое Общество”), издававшее во всё время своего существования всемирно известный журнал ЖРФХО, вплоть до момента ликвидации Академией Наук СССР в 1930 году — и Общества, и его журнала.
Но мало тех, кто знает, что Д. И. Менделеев был одним из последних всемирно известных русских учёных конца 19-го века, кто отстаивал в мировой науке идею эфира как всемирной субстанциональной сущности, кто придавал ей фундаментальное научное и прикладное значение в раскрытии тайн Бытия и для улучшения народнохозяйственной жизни людей.

Ещё меньше тех, кто знает, что после скоропостижной (!!?) смерти Д. И. Менделеева (27.01.1907), признанного тогда выдающимся учёным всеми научными сообществами во всём мире кроме одной только Петербургской Академии Наук, его главное открытие — “Периодический закон” — было умышленно и повсеместно фальсифицировано мировой академической наукой.

И уж совсем мало тех, кто знает, что всё выше перечисленное связано воедино нитью жертвенного служения лучших представителей и носителей бессмертной Русской Физической Мысли благу народов, общественной пользе, вопреки нараставшей волне безответственности в высших слоях общества того времени.

В сущности, всестороннему развитию последнего тезиса и посвящена настоящая диссертация, ибо в подлинной науке любое пренебрежение существенными факторами всегда приводит к ложным результатам.

Элементы нулевой группы начинают каждый ряд других элементов, располагаясь в левой части Таблицы, “...что составляет строго логическое следствие понимания периодического закона” — Менделеев.

Особо важное и даже исключительное по смыслу периодического закона место принадлежит элементу “х”,— “Ньютонию”, — мировому эфиру. И располагаться этот особый элемент должен в самом начале всей Таблицы, в так называемой “нулевой группе нулевого ряда”. Более того, — являясь системообразующим элементом (точнее — системообразующей сущностью) всех элементов Таблицы Менделеева, мировой эфир — это субстанциональный аргумент всего многообразия элементов Таблицы Менделеева. Сама же Таблица, в этой связи, выступает в роли закрытого функционала этого самого аргумента.

Источники:

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

увеличивается заряд ядра,
увеличивается число внешних электронов,
уменьшается радиус атомов,
увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
увеличивается электроотрицательность,
усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

увеличивается заряд ядра,
увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.
Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.
Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.
Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.
Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

Рекомендованная литература:
- О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
- Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Он опирался на труды Роберта Бойле и Антуана Лавузье. Первый ученый ратовал за поиск неразложимых химических элементов. 15 из таковых Бойле перечислил еще в 1668-ом году.

Лавузье прибавил к ним еще 13, но спустя век. Поиски растянулись, поскольку не было стройной теории связи между элементами. Наконец, в «игру» вступил Дмитрий Менделеев. Он решил, что есть связь между атомной массой веществ и их местом в системе.

Эта теория позволила ученому открыть десятки элементов, не обнаруживая их на практике, а природе. Это было возложено на плечи потомков. Но, сейчас не о них. Посвятим статью великому русскому ученому и его таблице.

История создания таблицы Менделеева

Таблица Менделеева началась с книги «Соотношение свойств с атомным весом элементов». Труд выпущен в 1870-ых. Тогда же русский ученый выступил перед химическим обществом страны и разослал первый вариант таблицы коллегам из-за рубежа.

До Менделеева разными учеными были открыты 63 элемента. Наш соотечественник начал со сравнения их свойств. В первую очередь, работал с калием и хлором. Потом, взялся за группу металлов щелочной группы.

Химик обзавелся специальным столом и карточками элементов, чтобы раскладывать их, как пасьянс, ища нужные совпадения и комбинации. В итоге, пришло прозрение: — свойства компонентов зависят от массы их атомов. Так, элементы таблицы Менделеева выстроились в ряды.

Находкой маэстро химии стало решение оставить в этих рядах пустоты. Периодичность перепада между атомными массами заставила ученого предположить, что человечеству известны еще не все элементы. Промежутки в весе между некоторыми «соседями» были слишком велики.

Поэтому, периодическая таблица Менделеева стала похожа на шахматное поле, с обилием «белых» клеток. Время показало, что они, действительно, ждали своих «постояльцев». Ими, к примеру, стали инертные газы. Гелий, неон, аргон, криптон, радиоакт и ксенон открыты лишь в 30-ых годах 20-го века.

Теперь о мифах. Распространено мнение, что химическая таблица Менделеева явилась ему во сне. Это происки университетских педагогов, точнее, одного из них – Александра Иностранцева. Это русский геолог, читавший лекции в Петербургском университете горного дела.

Иностранцев был знаком с Менделеевым, бывал у него в гостях. Однажды, изможденный поисками Дмитрий заснул прямо при Александе. Тот дождался, пока химик проснется и увидел, как Менделеев хватается за листок и записывает окончательный вариант таблицы.

По сути, ученый просто не успел сделать это до того, как его захватил Морфей. Однако, Иностранцеву хотелось позабавить своих студентов. На основе виденного геолог придумал байку, которую благодарные слушатели быстро распространили в массы.

Особенности таблицы Менделеева

С момента первой версии 1969-го года порядковая таблица Менделеева не раз дорабатывалась. Так, с открытием в 1930-ых благородных газов удалось вывести новую зависимость элементов, — от их порядковых номеров, а не массы, как заявлял автор системы.

Понятие «атомный вес» заменили на «атомный номер». Удалось изучить число протонов в ядрах атомов. Эта цифра и есть порядковый номер элемента.

Ученые 20-го века изучили и электронное строение атомов. Оно тоже влияет на периодичность элементов и отражено в поздних редакциях таблицы Менделеева. Фото списка демонстрирует, что вещества в нем расставлены по мере роста атомного веса.

Первооснову менять не стали. Масса увеличивается слева направо. При этом, таблица не едина, а поделена на 7 периоды. Отсюда и название списка. Период – горизонтальный ряд. Его начало – типичные металлы, конец – элементы с неметаллическими свойствами. Убывание постепенное.

Есть большие и малые периоды. Первые находятся в начале таблицы, их 3. Открывает список период из 2-х элементов. Следом идут две колонки, в которых по 8 наименований. Оставшиеся 4 периода большие. Наиболее протяжен 6-ой, в нем 32 элемента. В 4-ом и 5-ом их по 18, а в 7-ом – 24.

Можно сосчитать, сколько элементов в таблице Менделеева. Всего 112 наименований. Именно наименований. Клеток же 118, а есть вариации списка и со 126-ю полями. Все еще остаются пустые клетки для неоткрытых элементов, не имеющих имен.

Не все периоды умещаются в одну строку. Большие периоды состоят из 2-х рядов. Количество металлов в них перевешивает. Поэтому, им полностью посвящены нижние строки. Постепенное убывание от металлов к инертным веществам соблюдается в верхних рядах.

Картинки таблицы Менделеева поделены и вертикально. Это группы в таблице Менделеева , их 8. Вертикально скомпонованы элементы, схожие по химическим свойствам. Они поделены на главную и побочную подгруппы. Последние начинаются только с 4-го периода. В главные подгруппы входят и элементы малых периодов.

Суть таблицы Менделеева

Названия элементов в таблице Менделеева – это 112 позиций. Суть их компоновки в единый список – систематизация первоэлементов. Над этим начали биться еще в античные времена.

Одним из первых понять, из чего составлено все сущее попытался Аристотель. Он взял за основу свойства веществ – холод и тепло. Эмпидокл выделил 4-ре первоосновы по стихиям: воду, землю, огонь и воздух.

Металлы в таблице Менделеева , как и другие элементы, — те самые первоосновы, но с современной точки зрения. Российскому химику удалось открыть большинство составляющих нашего мира и предположить существование еще неизвестных первоэлементов.

Получается, что произношение таблицы Менделеева – озвучивание некой модели нашей реальности, раскладывание ее на составляющие. Однако, выучить их не так-то просто. Попробуем облегчить задачу, описав пару эффективных методов.

Как выучить таблицу Менделеева

Начнем с современного метода. Компьютерщиками разработан ряд флеш-игр, помогающих запомнить список Менделеева. Участникам проекта предлагают находить элементы по разным опциям, например, названию, атомной массе, буквенному обозначению.

Игрок имеет право выбрать поле деятельности – лишь часть таблицы, или ее всю. В нашей воле, так же, исключить имена элементов, другие параметры. Это усложняет поиск. Для продвинутых предусмотрен и таймер, то есть тренировка ведется на скорость.

Игровые условия делают изучение номеров элементов в таблице Менднлеева не нудным, а занятным. Просыпается азарт, и систематизировать знания в голове становится проще. Те же, кто не приемлет компьютерных флеш-проектов, предлагают более традиционный способ заучивания списка.

Его делят на 8 групп, или 18 (в соответствии с редакцией 1989-го года). Для удобства запоминания, лучше создать несколько отдельных таблиц, а не работать по цельному варианту. Помогают и зрительные образы, подобранные к каждому из элементов. Опираться следует на собственные ассоциации.

Так, железо в мозгу может соотноситься, к примеру, с гвоздем, а ртуть – с градусником. Название элемента незнакомо? Пользуемся методом наводящих ассоциаций. , например, составим из начал слов «ириска» и «динамик».

Характеристика таблицы Менделеева не учиться в один присест. Рекомендованы занятия по 10-20 минут в день. Начинать рекомендована с запоминания лишь основных характеристик: названия элемента, его обозначения, атомной массы и порядкового номера.

Школьники предпочитают вешать таблицу Менделеева над рабочим столом, или на стене, на которую часто смотрят. Метод хорош для людей с преобладанием зрительной памяти. Данные из списка невольно запоминаются даже без зубрежки.

Это учитывают и педагоги. Как правило, они не заставляют заучивать список, разрешают смотреть в него даже на контрольных. Постоянное заглядывание в таблицу равнозначно эффекту распечатки на стене, или написанию шпаргалок до экзаменов.

Приступая к изучению, вспомним, что и Менделеев не сразу запомнил свой список. Однажды, когда ученого спросили, как он открыл таблицу, последовал ответ: — «Я над ней, может, 20 лет думал, а вы считаете: сидел и, вдруг, готово». Периодическая система – кропотливый труд, который не осилить в сжатые сроки.

Наука не терпит спешки, ведь она приводит к заблуждениям и досадным ошибкам. Так, одновременно с Менделеевым таблицу составил и Лотар Мейер. Однако, немец немного недоработал список и не был убедителен при доказательстве своей точки зрения. Поэтому, общественность признала труд русского ученого, а не его коллеги-химика из Германии.