Характеристика атома элемента по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

«Гвардейская школа № 1» Симферопольского района Республики Крым

ул. Карла Маркса, дом 97, сп Гвардейское, Симферопольский район,

Республика Крым, Российская Федерация, 297513

тел. [phone], e-mail: [e-mail] ОГРН 1159102031329, ИНН 9109010395

«Характеристика атома элемента по его положению в периодической системе химических элементов

Д.И. Менделеева»

                                                                     учитель физики и химии

                                                                     высшей категории

                                                                     Стулень Виктор Иванович

сп Гвардейское. 2017 год

Характеристика атома элемента по его положению

в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

В совсем уже близком по времени 2019 году исполнится 150 лет со дня открытия Периодического закона химических элементов… Полтора века назад - первого марта 1869 года русский учёный Дмитрий Иванович Менделеев впервые обнародовал периодический закон и его следствие - таблицу химических элементов. В 1870 году он назвал систему атомов элементов «естественной», а спустя год - «периодической системой». С тех пор невозможно представить себе химическую науку и практику без периодического закона и периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Отличительной особенностью периодического закона химических элементов среди других фундаментальных законов природы является то, что он не имеет выражения в виде математического уравнения (формулы). Уникальным графическим воплощением закона является разработанная Менделеевым Периодическая система химических элементов.

В настоящее время наиболее широко используемыми для практического применения видами периодической системы химических элементов являются:

а) Короткая форма таблицы. Она до сих пор приводится в подавляющем большинстве российских справочников и учебных пособий, хотя официально не рекомендована к использованию ИЮПАК ещё в 1989 году. Таблица состоит из восьми групп (I – VIII (+ 0) группы) «типических» элементов, главной и побочной подгрупп, периодов и рядов элементов. В современной зарубежной научной литературе короткая форма исключена полностью, вместо неё используется длинная форма.

б) Длинная (реже называемая длиннопериодной или полудлинной) форма таблицы. Она была рекомендована к применению ИЮПАК в 1989 году, состоит из 18 групп, обозначенных арабскими (вместо римских) цифрами, и не содержит «типических» элементов, подгрупп, рядов и семейств. Её упрощённые варианты впервые появились сравнительно давно, но чаще всего с одним характерным отличием от современного варианта – групп, обозначенных римскими цифрами, было восемь (с их растяжкой до восемнадцати за счёт буквенных приставок a и b и искусственным созданием триад элементов).

в) Сверхдлинная (реже именуемая длинной) форма таблицы состоит из 32 групп элементов. Официально она вряд ли будет принята к массовому использованию в обозримом будущем, так как каждая из 14 (сверх 18) дополнительных групп содержит лишь по 2 элемента (один лантаноид и один актиноид), близкие по свойствам ко всем остальным тринадцати элементам периода.

Хорошо подготовленный химик, лишь взглянув на место, занимаемое атомом какого-либо химического элемента в периодической системе, может рассказать о нём очень многое: какие валентности или степени окисления может проявлять атом элемента, вступая в химические реакции и образуя соединения; формулы и характер образуемых этим атомом оксидов и летучих водородных соединений или гидроксидов; металлический или неметаллический характер проявляет он в своих соединениях.

Для меня, как практикующего учителя химии, удивительным является тот факт, что до настоящего времени не разработан общепринятый план характеристики атома химического элемента по его положению в периодической системе. Впервые передо мною подобная проблема возникла 32 года назад, когда после службы в Советской Армии я начал преподавать химию в средней школе.

Пытаясь наиболее доступно объяснять учащимся строение атома и строение периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, решил в основе характеристики атома химического элемента использовать физический смысл порядкового номера, номера периода и номера группы. Это дало возможность очень сложный для понимания учебный материал использовать и запоминать учащимися более осознанно.

Предлагаю для практического применения учителями химии свой вариант плана характеристики атома элемента по положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, который я использую уже более тридцати лет.   

П Л А Н

характеристики атома элемента

по положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

(короткая форма таблицы).

1. Общие сведения об элементе - название элемента, знак его, произношение знака, нуклонное число А (относительная атомная масса элемента - Аr(Э)).

2. Порядковый номер атома, заряд ядра атома (зарядное число Z), количество электронов, протонов*, нейтронов (нейтронное число N = A - Z).

3. Период, ряд, количество энергетических уровней (электронных слоев).

4. Группа, подгруппа (главная «А» или побочная «Б»), количество электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. Общее строение атома, электронная конфигурация атома в квантовых ячейках в стационарном (и возбуждённом) состоянии, возможные валентности и степени окисления, семейство элементов.

6. Металлические или неметаллические свойства простого вещества.

7. Высший оксид, летучее водородное соединение или гидроксид и их характер.

8. Сравнение металлических или неметаллических свойств со свойствами других элементов, которые стоят рядом в периоде и группе.

* числовые значения подчёркнутых величин одинаковы (совпадают).

Учебный материал, который необходимо знать, приступая к характеристике атома элемента по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева (короткая форма).

1. Нуклонное число А (относительная атомная масса элемента) определяется по периодической системе. Записанное в ней дробное значение относительной атомной массы округляется до ближайшего целого числа по правилам математического округления. Относительная атомная масса хлора при характеристике его принимается равной 35 атомных единиц массы. 

2. Физический смысл порядкового номера атома в ПСХЭ - порядковый номер совпадает с положительным зарядом ядра атома (зарядное число Z). В свою очередь, положительный заряд ядра равен количеству протонов в нём, каждый протон несёт заряд +1. Следуя принципу электронейтральности атомов, приходим к выводу о том, что положительный заряд ядра атома нейтрализуется таким же по величине, но противоположным (отрицательным) по знаку зарядом электронов (таким же их количеством). Следовательно, количество протонов в ядре атома равно количеству электронов, обращающихся вокруг ядра.

Значительную часть массы атома (около 99,97 %) представляет его ядро. А массу ядра определяют массы протонов и нейтронов. Поэтому количество нейтронов в ядре каждого атома (нейтронное число N) будет равно разности между нуклонным и зарядным числами N = A – Z.

3. Физический смысл номера периода ПС - количество энергетических уровней (электронных слоёв), на которых «заселяются» электроны в атоме.

4. Физический смысл номера группы ПС (для элементов главных подгрупп) - количество электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое).

У s- и p-элементов электронами заполняется внешний энергетический уровень (электронный слой), поэтому количество электронов на нём равно номеру группы.

У d-элементов электронами заполняется предвнешний энергетический уровень, на внешнем энергетическом уровне атомов большинства d-элементов находится два s-электрона. Исключениями из этого правила являются атомы следующих элементов: №24 - хром, №29 - медь, №41 - ниобий, №42 - молибден, №44 - рутений, №45 - родий, №47 - серебро, №78 - платина, №79 - золото, которые содержат по одному электрону на внешнем энергетическом уровне и №46 - палладий, у которого нет электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. Общее строение атома включает в себя заряд ядра атома и распределение по энергетическим уровням всех его электронов. Заряд ядра атома (зарядное число Z) и количество энергетических уровней нами были определены раньше.

Максимально возможное количество электронов, заселяющих уровень, можно определить по формуле N_{электронов} = 2n², в которой n - номер энергетического уровня. Согласно формуле, максимально возможное количество электронов на I уровне - 2, на II - 8, на III - 18, на IV - 32 электрона.

Для записи электронной конфигурации характеризуемого атома в квантовых ячейках в стационарном (и возбуждённом) состоянии следует воспользоваться рядом подуровней, расположенных в порядке возрастания запаса энергии (энергоёмкости): 1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <4f <5d <6p <7s.

Если распределение электронов по подуровням изучалось согласно графической формуле, учитывающей значение запаса энергии электрона каждого подуровня, то запись конфигурации значительно упрощается. Пример такого бланка для записи электронной конфигурации атома приведён ниже:

4px

4py

4pz

3d

3d

3d

3d

3d

4s

3px

3py

3pz

3s

2px

2py

2pz

2s

1s

Заполнение электронами квантовых ячеек производится снизу-вверх. На одной орбитали может находиться не более двух электронов (0 - вакантная - свободная - орбиталь, 1 - орбиталь заполнена неспаренным электроном, 2 - орбиталь заполнена электронной парой). Орбитали одного подуровня (p- или d-) заполняются сначала только одним электроном, и лишь после этого - вторым, если электронов для заполнения достаточно.  

Возможные валентности атома в его соединениях определяются по количеству неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне (для d - элементов - по количеству неспаренных электронов на предпоследнем d - подуровне и внешнем s - подуровне) в стационарном и возбуждённом состояниях. Количество этих электронов чётко видно по электронным конфигурациям атома в квантовых ячейках.

Максимальная положительная степень окисления атомов равна количеству электронов на внешнем энергетическом уровне (номеру группы), при этом минимальная степень окисления равна количеству электронов, которое атом может принять от других атомов в химических соединениях.

Принадлежность к семейству элементов определяется тем, какой энергетический подуровень заполняется электронами в атоме до полного завершения (s-, p-, d-, f-).

 6. Простые вещества, образуемые атомами химических элементов, проявляют либо металлические, либо неметаллические свойства. Такое деление атомов условно, однако оно помогает прогнозировать свойства большинства образуемых атомом соединений. Возможно три способа разделить металлы и неметаллы в периодической системе:

6.1. Металлы и неметаллы разделяются линией, которая проходит по элементам №5 - №85. Левее и ниже этой линии в главных подгруппах расположены металлы, вдоль этой линии и выше – неметаллы. Все элементы побочных подгрупп - металлы.

6.2. Количество элементов-неметаллов в каждой группе (главной подгруппе) на 2 меньше, чем её номер. 

6.3. Количество неметаллов в каждой группе (главной подгруппе) определяется методом обратного счёта - VIII (6), VII (5), VI (4), V (3), IV (2), III (1), II (0), I (1).

7. Формулы высшего оксида элемента, а также летучего водородного соединения неметалла записаны в общем виде в нижней части периодической системы. Формулу гидроксида металла можно составить, исходя из валентности его атома.

Высшие оксиды могут проявлять основный, амфотерный и кислотный характер. Все высшие оксиды металлов главных подгрупп I и II групп (кроме BeO), а также высшие оксиды элементов побочных подгрупп III группы (кроме скандия) - иттрия, лантана и актиния - проявляют основные свойства.   

Высшие оксиды металлов главных подгрупп III группы (кроме оксида таллия), а также неметалла III группы - бора, и оксиды металлов главных подгрупп IV группы валентности II проявляют амфотерные свойства. Оксиды металлов побочных подгрупп валентности III (кроме оксидов иттрия, лантана и актиния) проявляют амфотерные свойства.  

Высшие оксиды металлов главных подгрупп IV группы проявляют различные свойства: оксид олова (IV) - амфотерные свойства, оксиды германия (IV) и свинца (IV) - кислотные свойства.

Все высшие оксиды металлов валентностей V, VI и VII, а также все высшие оксиды неметаллов (кроме оксида бора B₂O₃) проявляют кислотные свойства.

Летучие водородные соединения неметаллов проявляют следующие свойства:

боран - BH₃ и диборан - B₂H₆ - сильные кислоты;

метан - CH₄ - несолеобразующее соединение;

силан - SiH₄ - слабая кислота;

аммиак - NH₃ - слабая щелочь;

фосфин - PH₃ - очень слабое основание;

арсин - AsH₃ - следы основных свойств при пониженной температуре;

вода (оксид водорода, гидроксид водорода) - H₂O - амфотерное соединение;

сероводород (сульфид водорода, дигидросульфид) - H₂S - очень слабая кислота;

селеноводород (селан) - H₂Se - слабая кислота;

теллуроводород (теллуран) - H₂Te - кислота средней силы;

фтороводород (фтористый водород, гидрофторид) - HF - кислота средней силы;

хлороводород (хлористый водород, гидрохлорид) - HCl - сильная кислота;

бромоводород (бромистый водород) - HBr - очень сильная кислота;

йодоводород (йодистый водород) - HI - самая сильная кислота.

Гидроксиды металлов валентности I проявляют сильные щелочные свойства; гидроксиды металлов валентности II проявляют средние и слабые основные свойства. Гидроксиды металлов валентности III по большей части не растворяются в воде, проявляют преимущественно амфотерные свойства.

8. Металлические свойства сильнее всего проявляются у атомов элементов, имеющих на внешнем энергетическом уровне один электрон; самые сильные металлы стоят в начале каждого периода, в I-ой группе ПСХЭ.

Также металлические свойства усиливаются с увеличением радиуса атома, а это происходит в группах с увеличением порядкового номера элемента - сверху-вниз по ПСХЭ, самые сильные металлы стоят в 7-ом периоде. Наиболее сильный металл в периодической системе находится в I-ой группе 7-ом периоде - франций, Fr.

Самый сильный неметалл находится в VII-ой группе 2-ом периоде - фтор, F.

Рассмотрим, например, характеристику одного металла и одного неметалла по предложенному плану.

Характеристика калия по положению в ПСХЭ.

1. Калий, К, калий, A_r(K) = 39.

2. Порядковый номер 19, заряд ядра +19, количество ё = 19, р⁺ = 19, n⁰ = 39 - 19 = 20.

3. Период 4, ряд 4, количество энергетических уровней (электронных слоёв) 4.

4. Группа I, подгруппа А - главная, 1 ё на внешнем слое.

5. Общее строение атома K +19)₂)₈)₈)₁; электронная конфигурация атома в квантовых ячейках в стационарном (невозбуждённом) состоянии:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

Возбуждённого состояния у атома калия нет.

Возможная валентность I, возможная степень окисления +1.

Семейство s - элементов.

6. Простое вещество - металл.

7. Высший оксид K₂O - оксид калия, основный; летучего водородного соединения не образует; гидроксид KOH - гидроксид калия, сильное основание.  

8. Металлические свойства проявляются сильнее, чем у натрия, но слабее, чем у рубидия. Металлические свойства проявляются значительно сильнее, чем у аргона, и немного сильнее, чем у кальция.

При проведении характеристики атома по положению в периодической системе химических элементов допустима сокращённая запись терминов.

Характеристика фосфора по положению в ПСХЭ.

1. Фосфор, P, пэ, A_r (P) = 31.

2. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, количество ё = 15, р⁺ = 15, n⁰ = 31 - 15 = 16.

3. Период 3, ряд 3, количество энергетических уровней (электронных слоёв) 3.

4. Группа V, подгруппа А - главная, 5 ё на внешнем слое.

5. Общее строение атома P +15)₂)₈)₅; электронная конфигурация атома в квантовых ячейках в стационарном (невозбуждённом) состоянии:

1s²2s²2p⁶3s²3p³

Электронная конфигурация атома в квантовых ячейках в возбуждённом состоянии:

1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d¹

Возможные валентности III и V, возможные степени окисления -3, +3, +5.

Семейство p - элементов.

6. Простое вещество - неметалл.

7. Высший оксид P₂O₅ - оксид фосфора (V), кислотный; летучее водородное соединение PH₃ - фосфин, очень слабое основание.

8. Неметаллические свойства проявляются сильнее, чем у мышьяка, но слабее, чем у азота. Также неметаллические свойства проявляются сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы.

Вследствие того факта, что короткая форма периодической системы химических элементов официально не рекомендована к использованию ИЮПАК ещё в 1989 году, в ближайшее время в Российской Федерации вполне возможен переход на длинный (полудлинный) вариант ПСХЭ. Предлагаемый в этой статье план характеристики атома элемента по его положению в ПСХЭ может быть легко модифицирован под новую форму периодической системы. 

П Л А Н

характеристики атома элемента

по положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

(полудлинный вариант таблицы).

1. Общие сведения об элементе - название элемента, знак его, произношение знака, нуклонное число А (относительная атомная масса элемента - Аr(Э)).

2. Порядковый номер атома, заряд ядра атома (зарядное число Z), количество электронов, протонов*, нейтронов (нейтронное число N = A - Z).

3. Период, количество энергетических уровней (электронных слоев).

4. Группа, количество электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. Общее строение атома, электронная конфигурация атома в квантовых ячейках в стационарном (и возбуждённом) состоянии, возможные валентности и степени окисления, семейство элементов.

6. Металлические или неметаллические свойства простого вещества.

7. Высший оксид, летучее водородное соединение или гидроксид и их характер.

8. Сравнение металлических или неметаллических свойств со свойствами других элементов, которые стоят рядом в периоде и группе.

* числовые значения подчёркнутых величин одинаковы (совпадают).

Учебный материал, который необходимо знать, приступая к характеристике атома элемента по его положению в ПСХЭ Д.И. Менделеева (полудлинный вариант).

1. Нуклонное число А (относительная атомная масса элемента) определяется по периодической системе. Записанное в ней дробное значение относительной атомной массы округляется до ближайшего целого числа по правилам математического округления. Относительная атомная масса хлора при характеристике его принимается равной 35 атомных единиц массы. 

2. Физический смысл порядкового номера атома в ПСХЭ - порядковый номер совпадает с положительным зарядом ядра атома (зарядное число Z). В свою очередь, положительный заряд ядра равен количеству протонов в нём, каждый протон несёт заряд +1. Следуя принципу электронейтральности атомов, приходим к выводу о том, что положительный заряд ядра атома нейтрализуется таким же по величине, но противоположным (отрицательным) по знаку зарядом электронов (таким же их количеством). Следовательно, количество протонов в ядре атома равно количеству электронов, обращающихся вокруг ядра.

Значительную часть массы атома (чуть более 99,97 %) представляет его ядро. А массу ядра определяют массы протонов и нейтронов. Поэтому количество нейтронов в ядре каждого атома (нейтронное число N) будет равно разности между нуклонным и зарядным числами N = A – Z.

3. Физический смысл номера периода ПС - количество энергетических уровней (электронных слоёв), на которых «заселяются» электроны в атоме.

4. Физический смысл номера группы ПС - у элементов 01, 02, 13, 14, 15, 16, 17 и 18 групп последняя цифра номера показывает количество электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) атома.

У s- и p-элементов (элементы 01, 02, 13, 14, 15, 16, 17 и 18 групп) электронами заполняется внешний энергетический уровень (электронный слой) атома, поэтому количество электронов на этом уровне равно последней цифре номера группы.

У d-элементов (элементы 03, 04, 05, 06, 07, 08, 09, 10, 11 и 12 групп) электронами заполняется предвнешний энергетический уровень, на внешнем энергетическом уровне атомов большинства d-элементов находится два s-электрона. Исключениями из этого правила являются атомы следующих элементов: №24 - хром, №29 - медь, №41 - ниобий, №42 - молибден, №44 - рутений, №45 - родий, №47 - серебро, №78 - платина, №79 - золото, которые содержат по одному электрону на внешнем энергетическом уровне и №46 - палладий, у которого нет электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. Общее строение атома включает в себя заряд ядра атома и распределение по энергетическим уровням всех его электронов. Заряд ядра атома (зарядное число Z) и количество энергетических уровней нами были определены раньше.

Максимально возможное количество электронов, заселяющих уровень, можно определить по формуле N_{электронов} = 2n², в которой n - номер энергетического уровня. Согласно формуле, максимально возможное количество электронов на I уровне - 2, на II - 8, на III - 18, на IV - 32 электрона.

Для записи электронной конфигурации характеризуемого атома в квантовых ячейках в стационарном (и возбуждённом) состоянии следует воспользоваться рядом подуровней, расположенных в порядке возрастания запаса энергии (энергоёмкости): 1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <4f <5d <6p <7s.

Если распределение электронов по подуровням изучалось согласно графической формуле, учитывающей значение запаса энергии электрона каждого подуровня, то запись конфигурации значительно упрощается. Пример такого бланка для записи электронной конфигурации атома приведён ниже:

4px

4py

4pz

3d

3d

3d

3d

3d

4s

3px

3py

3pz

3s

2px

2py

2pz

2s

1s

Заполнение электронами квантовых ячеек производится снизу-вверх. На одной орбитали может находиться не более двух электронов (0 - вакантная - свободная - орбиталь, 1 - орбиталь заполнена неспаренным электроном, 2 - орбиталь заполнена электронной парой). Орбитали одного подуровня (p- или d-) заполняются сначала только одним электроном, и лишь после этого вторым, если электронов для заполнения достаточно.  

Возможные валентности атома в его соединениях определяются по количеству неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне (для d - элементов - по количеству неспаренных электронов на предпоследнем d - подуровне и внешнем s - подуровне) в стационарном и возбуждённом состояниях. Количество этих электронов чётко видно по электронным конфигурациям атома в квантовых ячейках.

Максимальная положительная степень окисления атомов равна количеству электронов на внешнем энергетическом уровне, при этом минимальная степень окисления равна количеству электронов, которое атом может принять от других атомов в химических соединениях.

Принадлежность к семейству элементов определяется тем, какой энергетический подуровень заполняется электронами в атоме до полного завершения (s-, p-, d-, f-).

 6. Простые вещества, образуемые атомами химических элементов, проявляют либо металлические, либо неметаллические свойства. Такое деление атомов условно, однако оно помогает прогнозировать свойства большинства образуемых атомом соединений.

Возможно разделить металлы и неметаллы в периодической системе линией, которая проходит по элементам №5 - №118. Левее и ниже этой линии в таблице расположены металлы, вдоль этой линии и выше - неметаллы.

7. Формулы высшего оксида элемента, а также летучего водородного соединения неметалла записаны в общем виде в нижней части периодической системы. Формулу гидроксида металла можно составить, исходя из валентности его атома.

Высшие оксиды могут проявлять основный, амфотерный и кислотный характер. Все высшие оксиды металлов 01 и 02 групп (кроме BeO), оксид металла 13 группы - таллия, а также высшие оксиды элементов 03 группы (кроме скандия) - иттрия, лантана и актиния - проявляют основные свойства.

Высшие оксиды металлов 13 группы (кроме оксида таллия), а также неметалла 13 группы - бора, и оксиды металлов 14 группы валентности II проявляют амфотерные свойства. Оксиды металлов 03 - 12 групп валентности III (кроме оксидов иттрия, лантана и актиния) также проявляют амфотерные свойства. 

Высшие оксиды металлов 14 группы проявляют различные свойства: оксид олова (IV) - амфотерные свойства, оксиды германия (IV) и свинца (IV) - кислотные свойства.

Все высшие оксиды металлов валентностей V, VI и VII, а также все высшие оксиды неметаллов (кроме оксида бора B₂O₃) проявляют кислотные свойства.

Летучие водородные соединения неметаллов проявляют следующие свойства:

боран - BH₃ и диборан - B₂H₆ - сильные кислоты;

метан - CH₄ - несолеобразующее соединение;

силан - SiH₄ - слабая кислота;

аммиак - NH₃ - слабая щелочь;

фосфин - PH₃ - очень слабое основание;

арсин - AsH₃ - следы основных свойств при пониженной температуре;

вода (оксид водорода, гидроксид водорода) - H₂O - амфотерное соединение;

сероводород (сульфид водорода, дигидросульфид) - H₂S - очень слабая кислота;

селеноводород (селан) - H₂Se - слабая кислота;

теллуроводород (теллуран) - H₂Te - кислота средней силы;

фтороводород (фтористый водород, гидрофторид) - HF - кислота средней силы;

хлороводород (хлористый водород, гидрохлорид) - HCl - сильная кислота;

бромоводород (бромистый водород) - HBr - очень сильная кислота;

йодоводород (йодистый водород) - HI - самая сильная кислота.

Гидроксиды металлов валентности I проявляют сильные щелочные свойства; гидроксиды металлов валентности II проявляют средние и слабые основные свойства. Гидроксиды металлов валентности III по большей части не растворяются в воде, проявляют преимущественно амфотерные свойства.

8. Металлические свойства сильнее всего проявляются у атомов элементов, имеющих на внешнем энергетическом уровне один электрон; самые сильные металлы стоят в начале каждого периода, в 1-ой группе ПСХЭ.

Также металлические свойства усиливаются с увеличением радиуса атома, а это происходит в группах с увеличением порядкового номера элемента - сверху-вниз по ПСХЭ, самые сильные металлы стоят в 7-ом периоде. Наиболее сильный металл в периодической системе находится в 1-ой группе 7-ом периоде - франций, Fr.

Самый сильный неметалл находится в 17-ой группе 2-ом периоде - фтор, F.

Содержание характеристики атома элемента по его положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева для полудлинного варианта таблицы будет, практически, таким же, что и для короткой формы таблицы.

Следующий Менделеевский съезд Российского химического общества (РХО) имени Д.И. Менделеева будет посвящён 150-летию открытия периодического закона и 150-летию образования РХО, и пройдёт он в Санкт-Петербурге в 2019 году. В связи с этим участники прошедшего в 2016 году съезда обратились к президенту РАН и в Министерство иностранных дел России, международные организации с просьбой объявить 2019 год Международным годом Периодической системы (таблицы) химических элементов.

Если возникнет желание обсудить разработку, высказать замечания или предложения, пишите на адрес: [e-mail]